Τύποι χημικών δεσμών. Χημικός δεσμός Ο συνολικός αριθμός δεσμών σε μόρια ουσιών

Τα χημικά σωματίδια που σχηματίζονται από δύο ή περισσότερα άτομα ονομάζονται μόρια(πραγματικό ή υπό όρους μονάδες τύπουπολυατομικές ουσίες). Τα άτομα στα μόρια συνδέονται χημικά.

Ο χημικός δεσμός αναφέρεται στις ηλεκτρικές δυνάμεις έλξης που συγκρατούν τα σωματίδια μαζί. Κάθε χημικός δεσμός δομικούς τύπουςφαίνεται γραμμή σθένουςΓια παράδειγμα:

H–H (δεσμός μεταξύ δύο ατόμων υδρογόνου).

H 3 N – H + (δεσμός μεταξύ του ατόμου αζώτου του μορίου της αμμωνίας και του κατιόντος υδρογόνου).

(K +) – (I -) (δεσμός μεταξύ κατιόντος καλίου και ιόντος ιωδίου).

Ένας χημικός δεσμός σχηματίζεται από ένα ζεύγος ηλεκτρονίων ( ), το οποίο στους ηλεκτρονικούς τύπους πολύπλοκων σωματιδίων (μόρια, σύνθετα ιόντα) συνήθως αντικαθίσταται από ένα χαρακτηριστικό σθένους, σε αντίθεση με τα δικά, μεμονωμένα ζεύγη ηλεκτρονίων ατόμων, για παράδειγμα:

Ο χημικός δεσμός ονομάζεται ομοιοπολική,αν σχηματίζεται με κοινή χρήση ενός ζεύγους ηλεκτρονίων και με τα δύο άτομα.

Στο μόριο F 2, και τα δύο άτομα φθορίου έχουν την ίδια ηλεκτραρνητικότητα, επομένως, η κατοχή ενός ζεύγους ηλεκτρονίων είναι η ίδια για αυτά. Ένας τέτοιος χημικός δεσμός ονομάζεται μη πολικός, αφού κάθε άτομο φθορίου πυκνότητα ηλεκτρονίωνείναι το ίδιο σε ηλεκτρονική φόρμουλαΤα μόρια μπορούν να διαιρεθούν υπό όρους εξίσου μεταξύ τους:

Στο μόριο υδροχλωρίου HCl, ο χημικός δεσμός είναι ήδη πολικός,δεδομένου ότι η πυκνότητα ηλεκτρονίων στο άτομο χλωρίου (ένα στοιχείο με υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα) είναι σημαντικά υψηλότερη από ό,τι στο άτομο υδρογόνου:

Ένας ομοιοπολικός δεσμός, για παράδειγμα H–H, μπορεί να σχηματιστεί μοιράζοντας τα ηλεκτρόνια δύο ουδέτερων ατόμων:

H · + · H > H – H

Αυτός ο μηχανισμός σχηματισμού δεσμού ονομάζεται ανταλλαγήή ισοδύναμος.

Σύμφωνα με έναν άλλο μηχανισμό, ο ίδιος ομοιοπολικός δεσμός H – H εμφανίζεται όταν το ζεύγος ηλεκτρονίων του ιόντος υδριδίου H μοιράζεται με το κατιόν υδρογόνου H +:

H + + (:H) - > H – H

Το κατιόν Η+ σε αυτή την περίπτωση ονομάζεται αποδέκτηςένα ανιόν Η - δότηςζεύγος ηλεκτρονίων. Ο μηχανισμός σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού θα είναι δότης-δέκτης,ή συντονισμός.

Οι απλοί δεσμοί (H – H, F – F, H – CI, H – N) ονομάζονται α-ομόλογα,καθορίζουν το γεωμετρικό σχήμα των μορίων.

Οι διπλοί και τριπλοί δεσμοί () περιέχουν ένα α-συστατικό και ένα ή δύο;-συστατικά. Το α-συστατικό, το οποίο είναι το κύριο και σχηματίζεται πρώτο υπό όρους, είναι πάντα ισχυρότερο από τα α-συστατικά.

Τα φυσικά (στην πραγματικότητα μετρήσιμα) χαρακτηριστικά ενός χημικού δεσμού είναι η ενέργεια, το μήκος και η πολικότητα του.

Ενέργεια χημικών δεσμών (μι sv) είναι η θερμότητα που απελευθερώνεται κατά το σχηματισμό ενός δεδομένου δεσμού και δαπανάται για τη διάσπασή του. Για τα ίδια άτομα, υπάρχει πάντα ένας απλός δεσμός πιο αδύναμοπαρά πολλαπλάσιο (διπλό, τριπλό).

Μήκος χημικού δεσμού (μεγάλοсв) – διαπυρηνική απόσταση. Για τα ίδια άτομα, υπάρχει πάντα ένας απλός δεσμός μακρύτερα, από ένα πολλαπλάσιο.

Πόλωσηη επικοινωνία μετριέται ηλεκτρική διπολική ροπή p– το γινόμενο του πραγματικού ηλεκτρικού φορτίου (στα άτομα ενός δεδομένου δεσμού) με το μήκος του διπόλου (δηλαδή το μήκος του δεσμού). Όσο μεγαλύτερη είναι η διπολική ροπή, τόσο μεγαλύτερη είναι η πολικότητα του δεσμού. Τα πραγματικά ηλεκτρικά φορτία στα άτομα σε έναν ομοιοπολικό δεσμό έχουν πάντα μικρότερη τιμή από τις καταστάσεις οξείδωσης των στοιχείων, αλλά συμπίπτουν ως προς το πρόσημο. για παράδειγμα, για τον δεσμό H + I -Cl -I, τα πραγματικά φορτία είναι H +0 " 17 -Cl -0 " 17 (διπολικό σωματίδιο ή δίπολο).

Μοριακή πολικότητακαθορίζεται από τη σύνθεση και το γεωμετρικό τους σχήμα.

Μη πολικό (p = O) θα είναι:

α) μόρια απλόςουσίες, καθώς περιέχουν μόνο μη πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς·

σι) πολυατομικήμόρια συγκρότημαουσίες, εάν το γεωμετρικό τους σχήμα συμμετρικός.

Για παράδειγμα, τα μόρια CO 2, BF 3 και CH 4 έχουν τις ακόλουθες κατευθύνσεις ίσων (σε μήκος) διανυσμάτων δεσμού:

Όταν προσθέτουμε διανύσματα δεσμών, το άθροισμά τους πηγαίνει πάντα στο μηδέν και τα μόρια στο σύνολό τους είναι μη πολικά, αν και περιέχουν πολικούς δεσμούς.

Πολικό (σελ> O) θα είναι:

ΕΝΑ) διατονικόςμόρια συγκρότημαουσίες, καθώς περιέχουν μόνο πολικούς δεσμούς.

σι) πολυατομικήμόρια συγκρότημαουσίες, εάν η δομή τους ασύμμετρα,δηλαδή το γεωμετρικό τους σχήμα είναι είτε ατελές είτε παραμορφωμένο, γεγονός που οδηγεί στην εμφάνιση ενός ολικού ηλεκτρικού διπόλου, για παράδειγμα, στα μόρια NH 3, H 2 O, HNO 3 και HCN.

Τα σύνθετα ιόντα, για παράδειγμα NH 4 +, SO 4 2- και NO 3 -, δεν μπορούν να είναι δίπολα κατ' αρχήν· φέρουν μόνο ένα (θετικό ή αρνητικό) φορτίο.

Ιοντικός δεσμόςεμφανίζεται κατά την ηλεκτροστατική έλξη κατιόντων και ανιόντων χωρίς σχεδόν καμία κατανομή ενός ζεύγους ηλεκτρονίων, για παράδειγμα μεταξύ K + και I -. Το άτομο καλίου έχει έλλειψη πυκνότητας ηλεκτρονίων, ενώ το άτομο ιωδίου έχει περίσσεια. Αυτή η σύνδεση θεωρείται άκροπερίπτωση ομοιοπολικού δεσμού, αφού το ζεύγος ηλεκτρονίων είναι πρακτικά στην κατοχή του ανιόντος. Αυτή η σύνδεση είναι πιο χαρακτηριστική για ενώσεις τυπικών μετάλλων και μη μετάλλων (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) και ουσιών της κατηγορίας αλάτων (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3). Όλες αυτές οι ενώσεις σε συνθήκες δωματίου είναι κρυσταλλικές ουσίες, που ονομάζονται συλλογικά ιοντικοί κρύσταλλοι(κρύσταλλοι κατασκευασμένοι από κατιόντα και ανιόντα).

Ένας άλλος τύπος σύνδεσης είναι γνωστός, που ονομάζεται μεταλλικός δεσμός,στην οποία τα ηλεκτρόνια σθένους συγκρατούνται τόσο χαλαρά από άτομα μετάλλου που στην πραγματικότητα δεν ανήκουν σε συγκεκριμένα άτομα.

Τα άτομα μετάλλου, που μένουν χωρίς εξωτερικά ηλεκτρόνια που σαφώς ανήκουν σε αυτά, γίνονται, σαν να λέγαμε, θετικά ιόντα. Σχηματίζονται μεταλλικό κρυσταλλικό πλέγμα.Το σύνολο των κοινωνικοποιημένων ηλεκτρονίων σθένους ( αέριο ηλεκτρονίων)συγκρατεί θετικά μεταλλικά ιόντα μαζί και σε συγκεκριμένες θέσεις πλέγματος.

Εκτός από ιοντικούς και μεταλλικούς κρυστάλλους, υπάρχουν επίσης ατομικόςΚαι μοριακόςκρυσταλλικές ουσίες στις δικτυακές θέσεις των οποίων υπάρχουν άτομα ή μόρια αντίστοιχα. Παραδείγματα: το διαμάντι και ο γραφίτης είναι κρύσταλλοι με ατομικό πλέγμα, το ιώδιο I 2 και το διοξείδιο του άνθρακα CO 2 (ξηρός πάγος) είναι κρύσταλλοι με μοριακό πλέγμα.

Χημικοί δεσμοί υπάρχουν όχι μόνο μέσα στα μόρια των ουσιών, αλλά μπορούν επίσης να σχηματιστούν μεταξύ μορίων, για παράδειγμα, για υγρό HF, νερό H 2 O και ένα μείγμα H 2 O + NH 3:

Δεσμός υδρογόνουσχηματίζεται λόγω των δυνάμεων ηλεκτροστατικής έλξης των πολικών μορίων που περιέχουν άτομα των πιο ηλεκτραρνητικών στοιχείων - F, O, N. Για παράδειγμα, δεσμοί υδρογόνου υπάρχουν στα HF, H 2 O και NH 3, αλλά δεν είναι σε HCl, H 2 S και PH 3.

Οι δεσμοί υδρογόνου είναι ασταθείς και σπάνε αρκετά εύκολα, για παράδειγμα, όταν ο πάγος λιώνει και το νερό βράζει. Ωστόσο, κάποια πρόσθετη ενέργεια δαπανάται για τη διάσπαση αυτών των δεσμών, και επομένως οι θερμοκρασίες τήξης (Πίνακας 5) και τα σημεία βρασμού των ουσιών με δεσμούς υδρογόνου

(για παράδειγμα, HF και H 2 O) είναι σημαντικά υψηλότερα από ό, τι για παρόμοιες ουσίες, αλλά χωρίς δεσμούς υδρογόνου (για παράδειγμα, HCl και H 2 S, αντίστοιχα).

Πολλές οργανικές ενώσεις σχηματίζουν επίσης δεσμούς υδρογόνου. Ο δεσμός υδρογόνου παίζει σημαντικό ρόλο στις βιολογικές διεργασίες.

Παραδείγματα εργασιών του Μέρους Α

1. Ουσίες με μόνο ομοιοπολικούς δεσμούς είναι

1) SiH 4, Cl 2 O, CaBr 2

2) NF 3, NH 4 Cl, P 2 O 5

3) CH 4, HNO 3, Na(CH 3 O)

4) CCl 2 O, I 2, N 2 O

2–4. Ομοιοπολικό δεσμό

2. ενιαίος

3. διπλός

4. τριπλός

υπάρχει στην ουσία

5. Υπάρχουν πολλαπλοί δεσμοί στα μόρια

6. Τα σωματίδια που ονομάζονται ρίζες είναι

7. Ένας από τους δεσμούς σχηματίζεται από έναν μηχανισμό δότη-δέκτη σε ένα σύνολο ιόντων

1) SO 4 2-, NH 4 +

2) Η3Ο+, ΝΗ4+

3) PO 4 3-, NO 3 -

4) PH 4 +, SO 3 2-

8. Το πιο ανθεκτικόΚαι μικρόςδεσμός - σε ένα μόριο

9. Ουσίες με μόνο ιοντικούς δεσμούς - στο σετ

2) NH 4 Cl, SiCl 4

10–13. Κρυσταλλικό πλέγμα ύλης

13. Ba(OH) 2

1) μέταλλο

3) ατομική

Το μικρότερο σωματίδιο μιας ουσίας είναι ένα μόριο που σχηματίζεται ως αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης ατόμων μεταξύ των οποίων δρουν χημικοί δεσμοί ή χημικοί δεσμοί. Το δόγμα των χημικών δεσμών αποτελεί τη βάση της θεωρητικής χημείας. Ένας χημικός δεσμός προκύπτει όταν δύο (μερικές φορές περισσότερα) άτομα αλληλεπιδρούν. Ο σχηματισμός δεσμού συμβαίνει με την απελευθέρωση ενέργειας.

Ένας χημικός δεσμός είναι μια αλληλεπίδραση που δεσμεύει μεμονωμένα άτομα σε μόρια, ιόντα και κρυστάλλους.

Ο χημικός δεσμός έχει ομοιόμορφο χαρακτήρα: είναι ηλεκτροστατικής προέλευσης. Αλλά σε διάφορες χημικές ενώσεις ο χημικός δεσμός είναι διαφορετικών τύπων. Οι πιο σημαντικοί τύποι χημικών δεσμών είναι οι ομοιοπολικοί (μη πολικοί, πολικοί), οι ιονικοί και οι μεταλλικοί. Οι ποικιλίες αυτών των τύπων δεσμών είναι δότης-δέκτης, υδρογόνο κ.λπ. Ένας μεταλλικός δεσμός εμφανίζεται μεταξύ ατόμων μετάλλου.

Ένας χημικός δεσμός που πραγματοποιείται μέσω του σχηματισμού ενός κοινού ή κοινόχρηστου ζεύγους ή πολλών ζευγών ηλεκτρονίων ονομάζεται ομοιοπολικός. Κάθε άτομο συνεισφέρει ένα ηλεκτρόνιο στο σχηματισμό ενός κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων, δηλ. συμμετέχει «ισομερώς» (Lewis, 1916). Παρακάτω παρουσιάζονται διαγράμματα σχηματισμού χημικών δεσμών στα μόρια H2, F2, NH3 και CH4. Τα ηλεκτρόνια που ανήκουν σε διαφορετικά άτομα αντιπροσωπεύονται με διαφορετικά σύμβολα.

Ως αποτέλεσμα του σχηματισμού χημικών δεσμών, καθένα από τα άτομα στο μόριο έχει μια σταθερή διαμόρφωση δύο και οκτώ ηλεκτρονίων.

Όταν εμφανίζεται ένας ομοιοπολικός δεσμός, τα νέφη ηλεκτρονίων των ατόμων επικαλύπτονται για να σχηματίσουν ένα μοριακό νέφος ηλεκτρονίων, που συνοδεύεται από ένα κέρδος ενέργειας. Το μοριακό νέφος ηλεκτρονίων βρίσκεται μεταξύ των κέντρων και των δύο πυρήνων και έχει αυξημένη πυκνότητα ηλεκτρονίων σε σύγκριση με την πυκνότητα του νέφους ατομικών ηλεκτρονίων.

Η υλοποίηση ενός ομοιοπολικού δεσμού είναι δυνατή μόνο στην περίπτωση αντιπαράλληλων σπιν μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων που ανήκουν σε διαφορετικά άτομα. Με παράλληλες περιστροφές ηλεκτρονίων, τα άτομα δεν έλκονται, αλλά απωθούνται: δεν εμφανίζεται ομοιοπολικός δεσμός. Η μέθοδος περιγραφής ενός χημικού δεσμού, ο σχηματισμός του οποίου συνδέεται με ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων, ονομάζεται μέθοδος δεσμού σθένους (VBC).

Βασικές διατάξεις του MBC

Ένας ομοιοπολικός χημικός δεσμός σχηματίζεται από δύο ηλεκτρόνια με αντίθετα σπιν και αυτό το ζεύγος ηλεκτρονίων ανήκει σε δύο άτομα.

Όσο περισσότερο επικαλύπτονται τα αλληλεπιδρώντα νέφη ηλεκτρονίων, τόσο ισχυρότερος είναι ο ομοιοπολικός δεσμός.

Κατά τη σύνταξη δομικών τύπων, τα ζεύγη ηλεκτρονίων που καθορίζουν τον δεσμό απεικονίζονται συχνά με παύλες (αντί για κουκκίδες που αντιπροσωπεύουν κοινά ηλεκτρόνια).

Τα ενεργειακά χαρακτηριστικά ενός χημικού δεσμού είναι σημαντικά. Όταν σχηματίζεται ένας χημικός δεσμός, η συνολική ενέργεια του συστήματος (μόριο) είναι μικρότερη από την ενέργεια των συστατικών μερών του (άτομα), δηλ. EAB<ЕА+ЕB.

Το σθένος είναι η ιδιότητα ενός ατόμου ενός χημικού στοιχείου να προσαρτά ή να αντικαθιστά έναν ορισμένο αριθμό ατόμων ενός άλλου στοιχείου. Από αυτή την άποψη, το σθένος ενός ατόμου προσδιορίζεται πιο εύκολα από τον αριθμό των ατόμων υδρογόνου που σχηματίζουν χημικούς δεσμούς με αυτό ή από τον αριθμό των ατόμων υδρογόνου που αντικαθίστανται από ένα άτομο αυτού του στοιχείου.

Με την ανάπτυξη των κβαντομηχανικών εννοιών του ατόμου, το σθένος άρχισε να καθορίζεται από τον αριθμό των ασύζευκτων ηλεκτρονίων που εμπλέκονται στο σχηματισμό χημικών δεσμών. Εκτός από τα μη ζευγαρωμένα ηλεκτρόνια, το σθένος ενός ατόμου εξαρτάται επίσης από τον αριθμό των κενών και πλήρως γεμισμένων τροχιακών της στιβάδας ηλεκτρονίων σθένους.

Η ενέργεια δέσμευσης είναι η ενέργεια που απελευθερώνεται όταν ένα μόριο σχηματίζεται από άτομα. Η ενέργεια δέσμευσης εκφράζεται συνήθως σε kJ/mol (ή kcal/mol). Αυτό είναι ένα από τα πιο σημαντικά χαρακτηριστικά ενός χημικού δεσμού. Το σύστημα που περιέχει λιγότερη ενέργεια είναι πιο σταθερό. Είναι γνωστό, για παράδειγμα, ότι τα άτομα υδρογόνου τείνουν να ενώνονται σε ένα μόριο. Αυτό σημαίνει ότι ένα σύστημα που αποτελείται από μόρια Η2 περιέχει λιγότερη ενέργεια από ένα σύστημα που αποτελείται από τον ίδιο αριθμό ατόμων Η, αλλά δεν συνδυάζεται σε μόρια.

Ρύζι. 2.1 Εξάρτηση της δυναμικής ενέργειας Ε ενός συστήματος δύο ατόμων υδρογόνου από τη διαπυρηνική απόσταση r: 1 - κατά το σχηματισμό ενός χημικού δεσμού. 2 – χωρίς την εκπαίδευσή της.

Το σχήμα 2.1 δείχνει μια καμπύλη ενέργειας χαρακτηριστική των αλληλεπιδρώντων ατόμων υδρογόνου. Η προσέγγιση των ατόμων συνοδεύεται από απελευθέρωση ενέργειας, η οποία θα είναι μεγαλύτερη όσο περισσότερο επικαλύπτονται τα νέφη ηλεκτρονίων. Ωστόσο, υπό κανονικές συνθήκες, λόγω της απώθησης Coulomb, είναι αδύνατο να επιτευχθεί η σύντηξη των πυρήνων δύο ατόμων. Αυτό σημαίνει ότι σε κάποια απόσταση, αντί για την έλξη των ατόμων, θα συμβεί η απώθησή τους. Έτσι, η απόσταση μεταξύ των ατόμων r0, η οποία αντιστοιχεί στο ελάχιστο στην καμπύλη ενέργειας, θα αντιστοιχεί στο μήκος του χημικού δεσμού (καμπύλη 1). Εάν τα σπιν ηλεκτρονίων των αλληλεπιδρώντων ατόμων υδρογόνου είναι τα ίδια, τότε θα συμβεί η απώθησή τους (καμπύλη 2). Η ενέργεια δέσμευσης για διαφορετικά άτομα κυμαίνεται μεταξύ 170–420 kJ/mol (40–100 kcal/mol).

Η διαδικασία μετάβασης ηλεκτρονίων σε ένα υψηλότερο υποεπίπεδο ή επίπεδο ενέργειας (δηλαδή, η διαδικασία διέγερσης ή εξάτμισης, που συζητήθηκε νωρίτερα) απαιτεί ενέργεια. Όταν σχηματίζεται ένας χημικός δεσμός, απελευθερώνεται ενέργεια. Για να είναι ένας χημικός δεσμός σταθερός, είναι απαραίτητο η αύξηση της ατομικής ενέργειας λόγω διέγερσης να είναι μικρότερη από την ενέργεια του χημικού δεσμού που σχηματίζεται. Με άλλα λόγια, είναι απαραίτητο η ενέργεια που δαπανάται για τη διέγερση των ατόμων να αντισταθμίζεται από την απελευθέρωση ενέργειας λόγω του σχηματισμού ενός δεσμού.

Ένας χημικός δεσμός, εκτός από την ενέργεια του δεσμού, χαρακτηρίζεται από μήκος, πολλαπλότητα και πολικότητα. Για ένα μόριο που αποτελείται από περισσότερα από δύο άτομα, οι γωνίες μεταξύ των δεσμών και η πολικότητα του μορίου στο σύνολό του είναι σημαντικές.

Η πολλαπλότητα ενός δεσμού καθορίζεται από τον αριθμό των ζευγών ηλεκτρονίων που συνδέουν δύο άτομα. Έτσι, στο αιθάνιο H3C–CH3 ο δεσμός μεταξύ των ατόμων άνθρακα είναι απλός, στο αιθυλένιο H2C=CH2 είναι διπλός, στο ακετυλένιο HCºCH είναι τριπλός. Καθώς η πολλαπλότητα του δεσμού αυξάνεται, η ενέργεια του δεσμού αυξάνεται: η ενέργεια του δεσμού C–C είναι 339 kJ/mol, C=C - 611 kJ/mol και CºC - 833 kJ/mol.

Ο χημικός δεσμός μεταξύ των ατόμων προκαλείται από την επικάλυψη των νεφών ηλεκτρονίων. Εάν η επικάλυψη συμβαίνει κατά μήκος της γραμμής που συνδέει τους ατομικούς πυρήνες, τότε ένας τέτοιος δεσμός ονομάζεται δεσμός σίγμα (σ δεσμός). Μπορεί να σχηματιστεί από δύο ηλεκτρόνια s, ηλεκτρόνια s και p, δύο ηλεκτρόνια px, ηλεκτρόνια s και d (για παράδειγμα

Ένας χημικός δεσμός που πραγματοποιείται από ένα ζεύγος ηλεκτρονίων ονομάζεται απλός δεσμός. Ένας απλός δεσμός είναι πάντα δεσμός σ. Τα τροχιακά τύπου s μπορούν να σχηματίσουν μόνο δεσμούς σ.

Ο δεσμός μεταξύ δύο ατόμων μπορεί να επιτευχθεί με περισσότερα από ένα ζευγάρια ηλεκτρονίων. Αυτή η σχέση ονομάζεται πολλαπλή. Ένα παράδειγμα σχηματισμού πολλαπλού δεσμού είναι το μόριο του αζώτου. Σε ένα μόριο αζώτου, τα τροχιακά px σχηματίζουν έναν σ δεσμό. Όταν σχηματίζεται ένας δεσμός από τροχιακά pz, προκύπτουν δύο περιοχές

επικαλύψεις – πάνω και κάτω από τον άξονα x:

Ένας τέτοιος δεσμός ονομάζεται δεσμός π (π δεσμός). Ο σχηματισμός δεσμού π μεταξύ δύο ατόμων συμβαίνει μόνο όταν είναι ήδη συνδεδεμένα με δεσμό σ. Ο δεύτερος δεσμός π στο μόριο του αζώτου σχηματίζεται από τα τροχιακά py των ατόμων. Όταν σχηματίζονται δεσμοί π, τα νέφη ηλεκτρονίων επικαλύπτονται λιγότερο από ό,τι στην περίπτωση των δεσμών σ. Ως αποτέλεσμα, οι δεσμοί π είναι γενικά λιγότερο ισχυροί από τους δεσμούς σ που σχηματίζονται από τα ίδια ατομικά τροχιακά.

Τα τροχιακά p μπορούν να σχηματίσουν δεσμούς σ και π. σε πολλαπλούς δεσμούς, ένας από αυτούς είναι αναγκαστικά δεσμός σ:

Έτσι, από τους τρεις δεσμούς σε ένα μόριο αζώτου, ένας είναι δεσμός σ και δύο είναι δεσμοί π.

Το μήκος του δεσμού είναι η απόσταση μεταξύ των πυρήνων των συνδεδεμένων ατόμων. Τα μήκη των δεσμών σε διάφορες ενώσεις είναι δέκατα του νανομέτρου. Καθώς αυξάνεται η πολλαπλότητα, τα μήκη των δεσμών μειώνονται: τα μήκη δεσμών N–N, N=N και NºN είναι ίσα με 0,145. 0,125 και 0,109 nm (10-9 m) και τα μήκη των δεσμών C-C, C=C και CºC είναι, αντίστοιχα, 0,154. 0,134 και 0,120 nm.

Μεταξύ διαφορετικών ατόμων, ένας καθαρός ομοιοπολικός δεσμός μπορεί να εμφανιστεί εάν η ηλεκτραρνητικότητα (EO) ορισμένων μορίων είναι ηλεκτροσυμμετρική, δηλ. Τα «κέντρα βάρους» των θετικών φορτίων των πυρήνων και των αρνητικών φορτίων των ηλεκτρονίων συμπίπτουν σε ένα σημείο, γι' αυτό και ονομάζονται μη πολικά.

Εάν τα συνδετικά άτομα έχουν διαφορετικό EO, τότε το νέφος ηλεκτρονίων που βρίσκεται ανάμεσά τους μετατοπίζεται από μια συμμετρική θέση πιο κοντά στο άτομο με υψηλότερο EO:

Η μετατόπιση του νέφους ηλεκτρονίων ονομάζεται πόλωση. Ως αποτέλεσμα της μονόπλευρης πόλωσης, τα κέντρα βάρους θετικών και αρνητικών φορτίων σε ένα μόριο δεν συμπίπτουν σε ένα σημείο και εμφανίζεται μια ορισμένη απόσταση (l) μεταξύ τους. Τέτοια μόρια ονομάζονται πολικά ή δίπολα και ο δεσμός μεταξύ των ατόμων σε αυτά ονομάζεται πολικός.

Ο πολικός δεσμός είναι ένας τύπος ομοιοπολικού δεσμού που έχει υποστεί ελαφρά μονόπλευρη πόλωση. Η απόσταση μεταξύ των «κέντρων βάρους» θετικών και αρνητικών φορτίων σε ένα μόριο ονομάζεται μήκος διπόλου. Φυσικά, όσο μεγαλύτερη είναι η πόλωση, τόσο μεγαλύτερο είναι το μήκος του διπόλου και τόσο μεγαλύτερη είναι η πολικότητα των μορίων. Για να εκτιμήσουν την πολικότητα των μορίων, χρησιμοποιούν συνήθως τη μόνιμη διπολική ροπή (Mp), η οποία είναι το γινόμενο της τιμής του στοιχειώδους ηλεκτρικού φορτίου (e) και του μήκους του διπόλου (l), δηλ.

Ένα από τα πιο σημαντικά ζητήματα στη χημεία είναι το ζήτημα των χημικών δεσμών, το οποίο απαιτεί μια εξήγηση των αιτιών και τον προσδιορισμό των προτύπων σχηματισμού δεσμών μεταξύ ατόμων, ιόντων και μορίων με βάση τη θεωρία της ατομικής δομής και τον Περιοδικό Νόμο του D.I. Mendeleev, καθώς και τα χαρακτηριστικά αυτών των δεσμών μέσω της ερμηνείας των φυσικών και χημικών ιδιοτήτων των ουσιών.

Ο σχηματισμός μορίων, μοριακών ιόντων, ιόντων, κρυσταλλικών, άμορφων και άλλων ουσιών από άτομα συνοδεύεται από μείωση της ενέργειας σε σύγκριση με τα άτομα που δεν αλληλεπιδρούν. Σε αυτή την περίπτωση, η ελάχιστη ενέργεια αντιστοιχεί σε μια ορισμένη διάταξη των ατόμων μεταξύ τους, η οποία αντιστοιχεί σε μια σημαντική ανακατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων. Οι δυνάμεις που συγκρατούν τα άτομα μαζί σε νέους σχηματισμούς έχουν λάβει το γενικό όνομα «χημικός δεσμός». Οι σημαντικότεροι τύποι χημικών δεσμών είναι: ιονικοί, ομοιοπολικοί, μεταλλικοί, υδρογόνοι, διαμοριακοί.

Κατά τον χαρακτηρισμό ενός χημικού δεσμού, συνήθως χρησιμοποιούνται έννοιες όπως «σθένος», «κατάσταση οξείδωσης» και «πολλαπλότητα δεσμού».
Σθένος- την ικανότητα ενός ατόμου ενός χημικού στοιχείου να σχηματίζει δεσμούς με άλλα άτομα. Για ιοντικές ενώσεις, ο αριθμός των ηλεκτρονίων που δίνονται ή λαμβάνονται λαμβάνεται ως τιμή σθένους. Για ομοιοπολικές ενώσεις, το σθένος είναι ίσο με τον αριθμό των κοινών ζευγών ηλεκτρονίων.

Ανάλογα με τη μέθοδο ανακατανομής ηλεκτρονίων, υπάρχουν ομοιοπολικοί δεσμοί, ιοντικοί Και μέταλλο . Με βάση την παρουσία ή την απουσία πόλωσης, οι ομοιοπολικοί δεσμοί χωρίζονται σε: πολικός - μεταξύ ατόμων διαφορετικών στοιχείων, και μη πολικό - μεταξύ ατόμων του ίδιου στοιχείου. Σύμφωνα με τη μέθοδο σχηματισμού, οι ομοιοπολικοί δεσμοί χωρίζονται σε συνήθης , δότης-δέκτης Και δοτική πτώση.

Σύμφωνα με την ηλεκτρονική θεωρία του σθένους, ένας χημικός δεσμός προκύπτει λόγω της ανακατανομής των ηλεκτρονίων στα τροχιακά σθένους, με αποτέλεσμα μια σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση ενός ευγενούς αερίου (οκτάδα) λόγω του σχηματισμού ιόντων (W. Kossel) ή του σχηματισμού κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων (G. Lewis). Οι κβαντομηχανικές θεωρίες (η θεωρία των δεσμών σθένους και η μέθοδος μοριακής τροχιάς) βασίζονται στην έννοια της κυματικής συνάρτησης ψ, η οποία περιγράφει την κατάσταση των ηλεκτρονίων σε ένα μόριο, με βάση κατά προσέγγιση λύσεις της εξίσωσης Schrödinger. Για πρώτη φορά, ένας τέτοιος κατά προσέγγιση υπολογισμός πραγματοποιήθηκε από τους W. Heitler και F. London για το μόριο του υδρογόνου.

Η ενέργεια ενός συστήματος που αποτελείται από δύο άτομα υδρογόνου είναι α - οι σπιν είναι παράλληλες. β - οι περιστροφές είναι αντιπαράλληλες. E - ενέργεια του συστήματος, r 0 - διαπυρηνική απόσταση στο μόριο

Ως αποτέλεσμα, ελήφθησαν εξισώσεις που επέτρεψαν να βρεθεί η εξάρτηση της δυναμικής ενέργειας του συστήματος Ε, που αποτελείται από δύο άτομα υδρογόνου, από την απόσταση rμεταξύ των πυρήνων αυτών των ατόμων. Αποδείχθηκε ότι τα αποτελέσματα του υπολογισμού εξαρτώνται από το εάν τα σπιν των ηλεκτρονίων που αλληλεπιδρούν είναι πανομοιότυπα ή αντίθετα σε πρόσημο. Με την ίδια κατεύθυνση των σπιν (καμπύλη α), η προσέγγιση των ατόμων οδηγεί σε συνεχή αύξηση της ενέργειας του συστήματος. Σε αυτή την περίπτωση, η προσέγγιση των ατόμων απαιτεί ενεργειακή δαπάνη, επομένως μια τέτοια διαδικασία αποδεικνύεται ενεργειακά δυσμενής και δεν δημιουργείται χημικός δεσμός μεταξύ των ατόμων.

Με αντίθετα κατευθυνόμενα σπιν (καμπύλη b), τα άτομα ενώνονται σε μια ορισμένη απόσταση r 0συνοδεύεται από μείωση της ενέργειας του συστήματος. Στο r = r 0το σύστημα έχει τη χαμηλότερη δυναμική ενέργεια, δηλ. είναι στην πιο σταθερή κατάσταση? Η περαιτέρω προσέγγιση των ατόμων μεταξύ τους οδηγεί σε αύξηση της ενέργειας. Αλλά αυτό σημαίνει επίσης ότι στην περίπτωση αντίθετα κατευθυνόμενων σπιν ατομικών ηλεκτρονίων, σχηματίζεται ένα μόριο H 2 - ένα σταθερό σύστημα δύο ατόμων υδρογόνου που βρίσκονται σε μια ορισμένη απόσταση το ένα από το άλλο.

Ο χημικός δεσμός χαρακτηρίζεται ενέργεια Και μήκος . Ένα μέτρο της αντοχής του δεσμού είναι η ενέργεια που δαπανάται για τη διάσπαση ενός δεσμού ή το κέρδος σε ενέργεια όταν σχηματίζεται μια ένωση από μεμονωμένα άτομα (μι sv). Ενέργεια χημικών δεσμών - Αυτή είναι η ενέργεια που πρέπει να δαπανηθεί για να σπάσει χημικούς δεσμούς.Σε αυτή την περίπτωση, άτομα, ρίζες, ιόντα ή διεγερμένα μόρια σχηματίζονται από το μόριο.

Για παράδειγμα:

H 2 H + H, E St = 432 kJ/mol,

H 2 O H + OH E St = 461 kJ/mol,

NaCl (s) Na + (g) + Cl - (g) E St = 788,3 kJ/mol,

C2H6ΔH3 + ΔH3, E St = 356 kJ/mol.

Η ενέργεια του δεσμού, όπως φαίνεται, εξαρτάται από τα προϊόντα που λαμβάνονται ως αποτέλεσμα της ρήξης του. Με βάση τέτοια δεδομένα εισήχθη η έννοια των συνηθισμένων (μονών), διπλών, τριπλών και γενικά πολλαπλών δεσμών.

Μήκος συνδέσμου(nm, ?)- την απόσταση μεταξύ των πυρήνων των γειτονικών ατόμων σε ένα μόριο. Μπορεί να προσδιοριστεί πειραματικά χρησιμοποιώντας σύγχρονες φυσικές μεθόδους (ηλεκτρονογραφία, ακτινογραφία, ενδοσκόπηση υπερύθρων κ.λπ.). Κατά προσέγγιση το μήκος του δεσμού είναι ίσο με το άθροισμα των ακτίνων των γειτονικών ατόμων d A - B = r A + r B .

Όπως οι ακτίνες των ατόμων, οι διαπυρηνικές αποστάσεις αλλάζουν φυσικά στις σειρές και στις υποομάδες του Περιοδικού Πίνακα. Για παράδειγμα, στη σειρά HF - HCl - HBr - HI, η απόσταση d H-G αυξάνεται (1,0; 1,27; 1,41 και 1,62 λ, αντίστοιχα). Οι αποστάσεις μεταξύ πανομοιότυπων ατόμων σε διαφορετικές ενώσεις (με την ίδια πολλαπλότητα) είναι κοντινές. Έτσι, απλοί δεσμοί C-C σε οποιεσδήποτε ενώσεις είναι d C-C από 1,54 έως 1,58 α. Όσο μεγαλύτερη είναι η πολλαπλότητα του δεσμού, τόσο μικρότερο είναι το μήκος του:

dC - C = 1,54, dC = C = 1,34 και dC ≡ C = 1,2;

Όσο μεγαλύτερη είναι η ενέργεια δέσμευσης, τόσο μικρότερο είναι το μήκος της.

Σε ενώσεις που περιέχουν περισσότερα από δύο άτομα, ένα σημαντικό χαρακτηριστικό είναι η γωνία δεσμού που σχηματίζεται από τους χημικούς δεσμούς στο μόριο και αντανακλά τη γεωμετρία του. Εξαρτώνται από τη φύση των ατόμων (την ηλεκτρονική τους δομή) και τη φύση του χημικού δεσμού (ομοιοπολικός, ιονικός, υδρογόνος, μεταλλικός, απλός, πολλαπλός). Οι γωνίες δεσμών προσδιορίζονται τώρα με μεγάλη ακρίβεια χρησιμοποιώντας τις ίδιες μεθόδους με τα μήκη δεσμών.

Για παράδειγμα, έχει αποδειχθεί ότι τα μόρια της σύνθεσης AB 2 μπορεί να είναι γραμμικά (CO 2) ή γωνιακά (H 2 O), AB 3 - τριγωνικά (BF 3) και πυραμιδικά (NH 3), AB 4 - τετραεδρικά (CH 4), ή τετράγωνο (PtCl 4) -, ή πυραμιδικό (SbCl 4) -, AB 5 - τριγωνικό διπυραμιδικό (PCl 5), ή τετραγωνικό πυραμιδικό (BrF 5), AB 6 - οκταεδρικό (AlF 6) 3-, κ.λπ. Οι γωνίες δεσμών αλλάζουν φυσικά με τις αλλαγές στον τακτικό αριθμό στον περιοδικό πίνακα. Για παράδειγμα, η γωνία H-E-H για H 2 O, H 2 S, H 2 Se μειώνεται (104,5, 92 και 90 0, αντίστοιχα).

Η πολικότητα ενός μορίου καθορίζεται από τη διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων που σχηματίζουν έναν δεσμό δύο κέντρων, τη γεωμετρία του μορίου, καθώς και την παρουσία μεμονωμένων ζευγών ηλεκτρονίων, καθώς μέρος της πυκνότητας ηλεκτρονίων στο μόριο μπορεί να εντοπιστεί όχι προς την κατεύθυνση των ομολόγων. Η πολικότητα ενός δεσμού εκφράζεται μέσω της ιοντικής συνιστώσας του, δηλαδή μέσω της μετατόπισης ενός ζεύγους ηλεκτρονίων σε ένα πιο ηλεκτραρνητικό άτομο. Η πολικότητα ενός μορίου εκφράζεται μέσω της διπολικής ροπής του, η οποία ισούται με το διανυσματικό άθροισμα όλων των διπολικών ροπών των δεσμών του μορίου.

Ένα δίπολο είναι ένα σύστημα δύο ίσων αλλά αντίθετων φορτίων που βρίσκονται σε απόσταση μονάδας το ένα από το άλλο. Η διπολική ροπή μετριέται σε μέτρα coulomb (C?m) ή σε debyes (D). 1D = 0,333?10 -29 C?m.

Γνωρίζοντας την τιμή της διπολικής ροπής, μπορούμε να βγάλουμε ένα συμπέρασμα για τη φύση του χημικού δεσμού (ιονικός, ομοιοπολικός πολικός ή μη πολικός) και το γεωμετρικό σχήμα του μορίου. Μπορείτε να εστιάσετε στη διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα των στοιχείων που συνθέτουν ένα δυαδικό μόριο: αν; ? 1.7, τότε ο δεσμός σε αυτήν την ένωση είναι ομοιοπολικός πολικός, αλλά τι γίνεται αν; ? 1,7 - ιοντικό.

Ο δεσμός μεταξύ ατόμων με την ίδια ηλεκτραρνητικότητα, για παράδειγμα, H 2, Cl 2 ή παρόμοιες τιμές ηλεκτραρνητικότητας - CH 4 δεν έχει ούτε μια μικρή συμβολή που σχετίζεται με τον διαχωρισμό φορτίου. Τέτοιοι δεσμοί και μόρια ονομάζονται ομοιοπολική; είναι μη πολικά, τα κέντρα βάρους τους συμπίπτουν. Ο ομοιοπολικός δεσμός είναι ο πιο κοινός τύπος χημικού δεσμού, που προκύπτει λόγω της κοινής χρήσης ενός ζεύγους ηλεκτρονίων μέσω ενός μηχανισμού ανταλλαγής.

Για να σχηματιστεί ένας απλός ομοιοπολικός δεσμός, κάθε άτομο παρέχει ένα ηλεκτρόνιο: A.|.B. Οποτεδήποτε δεσμός δότη-δέκτη ένα άτομο - δότης - παρέχει δύο ηλεκτρόνια και το άλλο άτομο - αποδέκτης - εκχωρεί ένα κενό τροχιακό ηλεκτρονίου για αυτό: Α : | Β. Ένα κλασικό παράδειγμα μη πολικού ομοιοπολικού δεσμού (η διαφορά ηλεκτραρνητικότητας είναι μηδέν) παρατηρείται σε ομοπύρηνα μόρια: H-H, F-F, O + O = O 2. Όταν σχηματίζεται ένας ετεροατομικός ομοιοπολικός δεσμός, το ζεύγος ηλεκτρονίων μετατοπίζεται σε ένα πιο ηλεκτραρνητικό άτομο, το οποίο καθιστά έναν τέτοιο δεσμό πολικό (HCl, H 2 O): S + O 2 = O=S=O.

Εκτός πόλωσης ομοιοπολικός δεσμός έχει την ιδιότητα κορεσμός - την ικανότητα ενός ατόμου να σχηματίζει όσους ομοιοπολικούς δεσμούς έχει ενεργειακά διαθέσιμα ατομικά τροχιακά. Τα ηλεκτρονικά τροχιακά (εκτός από τα s-τροχιακά) έχουν χωρική Συγκεντρώνω . Επομένως, ο ομοιοπολικός δεσμός, ο οποίος είναι το αποτέλεσμα των επικαλυπτόμενων νεφών ηλεκτρονίων αλληλεπιδρώντων ατόμων, βρίσκεται σε μια ορισμένη κατεύθυνση σε σχέση με αυτά τα άτομα.

Εάν η επικάλυψη των νεφών ηλεκτρονίων συμβαίνει προς την κατεύθυνση της ευθείας γραμμής που συνδέει τους πυρήνες των ατόμων που αλληλεπιδρούν (δηλαδή κατά μήκος του άξονα του δεσμού), τότε σ -bond (sigma bond). Όταν αλληλεπιδρούν νέφη ηλεκτρονίων p, κατευθυνόμενα κάθετα στον άξονα του δεσμού, σχηματίζονται 2 επικαλυπτόμενες περιοχές, που βρίσκονται και στις δύο πλευρές αυτού του άξονα. Ένας τέτοιος ομοιοπολικός δεσμός ονομάζεται δεσμός π (δεσμός π). Ένας δεσμός π μπορεί να προκύψει όχι μόνο από p ηλεκτρόνια, αλλά και από επικαλυπτόμενα νέφη ηλεκτρονίων d και p ή νέφη d. Δέλτα (δ) - οι συνδέσεις οφείλονται στην επικάλυψη και των τεσσάρων λεπίδων των νεφών d - ηλεκτρονίων που βρίσκονται σε παράλληλα επίπεδα.

Πιθανοί τύποι χημικής τροχιακής επικάλυψης

Με βάση τις συνθήκες συμμετρίας, μπορεί να αποδειχθεί ότι τα ηλεκτρόνια των τροχιακών s μπορούν να συμμετέχουν μόνο στον σ - δεσμό, τα p-ηλεκτρόνια - ήδη σε δεσμούς σ - και π - και τα ηλεκτρόνια d - τόσο στο σ - και στο π -, και σε δ - δέσιμο. Για τα f τροχιακά, οι τύποι συμμετρίας είναι ακόμη πιο διαφορετικοί.

Στα περισσότερα μόρια, οι δεσμοί είναι ενδιάμεσοι στη φύση (συμπεριλαμβανομένου του NaCl). Τέτοιοι δεσμοί και μόρια ονομάζονται πολικοί (ή πολικοί ομοιοπολικοί), στους οποίους τα «κέντρα βάρους» των φορτίων δεν συμπίπτουν. Ο ομοιοπολικός δεσμός είναι ο πιο κοινός τύπος δεσμού· εμφανίζεται στις περισσότερες γνωστές ουσίες. Υπάρχουν λίγες ενώσεις με μη πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς και δεσμούς κοντά σε αμιγώς ιοντικούς.

Εάν τα αλληλεπιδρώντα άτομα διαφέρουν ως προς την ηλεκτραρνητικότητα, τότε η πυκνότητα ηλεκτρονίων μετατοπίζεται σε πιο ηλεκτραρνητική και τα άτομα, τελικά, μετατρέπονται σε φορτισμένα ιόντα. Σε αυτή την περίπτωση, εμφανίζεται ένας σχηματισμός μεταξύ των ατόμων ιωνικόςσύνδεση. Για παράδειγμα, ο δεσμός σε ένα μόριο NaCl μπορεί να αναπαρασταθεί περίπου ως η αλληλεπίδραση Coulomb των ιόντων Na + και Cl -.

Ένας ιονικός δεσμός είναι μια ειδική περίπτωση ομοιοπολικού δεσμού, όταν το προκύπτον ζεύγος ηλεκτρονίων ανήκει πλήρως σε ένα πιο ηλεκτραρνητικό άτομο, το οποίο γίνεται ανιόν. Η βάση για τον προσδιορισμό αυτού του δεσμού ως ξεχωριστού τύπου είναι το γεγονός ότι οι ενώσεις με έναν τέτοιο δεσμό μπορούν να περιγραφούν με ηλεκτροστατική προσέγγιση, θεωρώντας ότι ο ιοντικός δεσμός οφείλεται στην έλξη θετικών και αρνητικών ιόντων. Αλληλεπίδραση ιόντων αντίθετου πρόσημου ανεξάρτητα από την κατεύθυνση, και οι δυνάμεις Coulomb δεν είναι έχουν την ιδιότητα του κορεσμού. Επομένως, κάθε ιόν σε μια ιοντική ένωση έλκει έναν τέτοιο αριθμό ιόντων αντίθετου πρόσημου ώστε να σχηματίζεται ένα κρυσταλλικό πλέγμα ιοντικού τύπου. Δεν υπάρχουν μόρια σε έναν ιοντικό κρύσταλλο. Κάθε ιόν περιβάλλεται από έναν ορισμένο αριθμό ιόντων διαφορετικού πρόσημου (ο αριθμός συντονισμού του ιόντος). Τα ζεύγη ιόντων μπορούν να υπάρχουν σε αέρια κατάσταση ως πολικά μόρια.

Στην αέρια κατάσταση, το NaCl έχει μια διπολική ροπή ~3?10 -29 C?m, η οποία αντιστοιχεί σε μια μετατόπιση 0,8 φορτίου ηλεκτρονίων ανά μήκος δεσμού 0,236 nm από Na σε Cl, δηλ. Na 0,8+ Cl 0,8-. Τα άτομα μετάλλου συνήθως παραχωρούν ηλεκτρόνια, αποκτώντας έτσι την ηλεκτρονική διαμόρφωση του προηγούμενου ατόμου αδρανούς αερίου. Άτομα ρε- Και φά-τα στοιχεία που παρουσιάζουν μεταβλητό σθένος μπορεί επίσης να έχουν άλλες σταθερές ηλεκτρονικές διαμορφώσεις. Τα μη μεταλλικά άτομα συχνά συμπληρώνουν το εξωτερικό στρώμα ηλεκτρονίων τους. Εάν υπάρχει ένα πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο στην ένωση, το αμέταλλο μπορεί να δώσει ηλεκτρόνια μέχρι να επιτευχθεί μια σταθερή κατάσταση οξείδωσης (για παράδειγμα, για το Cl είναι +1, +3, +5, +7). Όταν ένα άτομο μετάλλου σχηματίζει δεσμό με ένα άτομο μη μετάλλου, το πρώτο αφήνει ηλεκτρόνια και το δεύτερο δέχεται. Στην περίπτωση της αλληλεπίδρασης ενός τυπικού μετάλλου με ένα τυπικό αμέταλλο, α ιοντικός δεσμός : 2Na + Cl 2 = 2NaCl.

Επί του παρόντος, δύο μέθοδοι χρησιμοποιούνται κυρίως για τη μελέτη χημικών δεσμών: 1) δεσμοί σθένους. 2) μοριακά τροχιακά.

Η πρώτη μέθοδος εξετάζει μεμονωμένα άτομα που αλληλεπιδρούν με βάση την αρχή της πληρότητας του ηλεκτρονιακού κελύφους (κανόνας οκτάδας). Από την άποψη της μεθόδου του δεσμού σθένους, σχηματίζεται ομοιοπολικός δεσμός λόγω της κοινής χρήσης ενός ζεύγους ηλεκτρονίων. Η απλή μέθοδος των δεσμών σθένους είναι η πιο κατανοητή, βολική και οπτική για έναν χημικό. Το μειονέκτημα της μεθόδου του δεσμού σθένους είναι ότι δεν μπορεί να εξηγήσει ορισμένα πειραματικά δεδομένα.

Η μέθοδος του δεσμού σθένους (MBM) ονομάζεται αλλιώς θεωρία των εντοπισμένων ζευγών ηλεκτρονίων, καθώς η μέθοδος βασίζεται στην υπόθεση ότι ο χημικός δεσμός μεταξύ δύο ατόμων πραγματοποιείται χρησιμοποιώντας ένα ή περισσότερα ζεύγη ηλεκτρονίων που είναι κατά κύριο λόγο εντοπισμένα μεταξύ τους. Στο MVS υπάρχει πάντα επικοινωνία δύο ηλεκτρονίωνκαι σίγουρα δίκεντρο. Ο αριθμός των στοιχειωδών χημικών δεσμών που μπορεί να σχηματίσει ένα άτομο ή ιόν είναι ίσος με το σθένος του· τα ηλεκτρόνια σθένους συμμετέχουν στο σχηματισμό ενός χημικού δεσμού. Η κυματική συνάρτηση που περιγράφει την κατάσταση των ηλεκτρονίων που σχηματίζουν έναν δεσμό ονομάζεται εντοπισμένο τροχιακό (LO).

Οι δεσμοί σ χαρακτηρίζονται από μια διάταξη αλληλοκαλυπτόμενων νεφών ηλεκτρονίων στα οποία ο άξονας του νέφους συμπίπτει με τη γραμμή που συνδέει τα κέντρα των ατόμων.

Έστω να υπάρχει ένα μόριο CR 4. Επιπλέον, όλοι οι δεσμοί σε αυτό είναι αυστηρά ομοιοπολικοί. Ας εισαγάγουμε τον υποκαταστάτη Χ σε αυτό το μόριο έτσι ώστε να ληφθεί η ένωση CR 3 X. Τώρα η πυκνότητα των ηλεκτρονίων κατανέμεται διαφορετικά: το άτομο άνθρακα είτε απέκτησε είτε έχασε μέρος του φορτίου του ηλεκτρονιακού νέφους - έγινε είτε θετικό είτε αρνητικό σε σύγκριση με το κατάσταση στο αρχικό μόριο. Κατά συνέπεια, το άτομο υποκαταστάτη έλαβε επίσης κάποιο είδος φορτίου. Συμφωνήθηκε να υποδηλωθεί αυτό το φαινόμενο με τον όρο «επαγωγή» και να ληφθεί το πρόσημο της επαγωγής έτσι ώστε να συμπίπτει με το πρόσημο του φορτίου που προκύπτει στο άτομο του υποκαταστάτη.

Το επαγωγικό αποτέλεσμα είναι θετικό (+I) αν

Το επαγωγικό αποτέλεσμα είναι αρνητικό (-Ι) αν

όπου δ είναι το πλεονάζον φορτίο σε καθένα από τα άτομα. Το βέλος δείχνει την κατεύθυνση της μετατόπισης της πυκνότητας των ηλεκτρονίων. Το επαγωγικό αποτέλεσμα δεν περιορίζεται σε μία σύνδεση. εξαπλώνεται μέσω των δεσμών, εξασθενώντας γρήγορα. Το επαγωγικό αποτέλεσμα αυξάνεται με την αύξηση του φορτίου που δημιουργείται από τον υποκαταστάτη. Η ενεργειακή έλξη των ηλεκτρονίων, χαρακτηριστική των μεταλλοειδών ατόμων, εκφράζεται σε ένα ισχυρό αρνητικό επαγωγικό φαινόμενο (-I). Αντίθετα, το αρνητικό ιόν οξυγόνου τείνει να δώσει ηλεκτρόνια και παρουσιάζει θετικό (+I-effect). Οι ακόρεστοι δεσμοί C-C χαρακτηρίζονται από αρνητικό αποτέλεσμα, δηλαδή προσελκύουν ηλεκτρόνια "στον δεσμό". Οι ρίζες μεθυλίου και η-αλκυλίου παρουσιάζουν θετική επίδραση.

Τα επαγωγικά φαινόμενα προκαλούν μια μετατόπιση στην πυκνότητα των σ-ηλεκτρονίων και καθιστούν δυνατή την πρόβλεψη με γενικούς όρους πού ακριβώς σε ένα δεδομένο μόριο μπορεί κανείς να περιμένει τη συγκέντρωση αρνητικών και πού θετικών φορτίων. Ο ηλεκτρονικός «πυρήνας» του μορίου δεν είναι απολύτως άκαμπτος και παρόλο που οι δεσμοί σ είναι λίγο-πολύ πολωμένοι υπό την επίδραση διαφόρων γειτονικών ομάδων, η προσέγγιση οποιουδήποτε ξένου ιόντος σε έναν δεδομένο δεσμό ή η δράση ενός εξωτερικού πεδίου μπορεί να ενισχύσει ή αποδυναμώσει την πόλωση. Αυτό το πρόσθετο αποτέλεσμα ονομάζεται δυναμικό αποτέλεσμα. Ειδικότερα, εκδηλώνεται με την ιδιαίτερα εύκολη παραμόρφωση των δεσμών άνθρακα-ιωδίου σε σύγκριση με την παραμορφωσιμότητα των δεσμών άνθρακα-φθορίου ή χλωρίου.

.Συγκριτικά χαρακτηριστικά MMO και MWS

Και οι δύο κβαντομηχανικές προσεγγίσεις για την περιγραφή των χημικών δεσμών - MMO και MBC - είναι κατά προσέγγιση· το MMO δίνει υπερβολική σημασία στην μετεγκατάσταση του ηλεκτρονίου στο μόριο και βασίζεται σε συναρτήσεις κυμάτων ενός ηλεκτρονίου - μοριακά τροχιακά. Το MBC υπερβάλλει τον ρόλο του εντοπισμού της πυκνότητας ηλεκτρονίων και βασίζεται στο γεγονός ότι ο στοιχειώδης δεσμός πραγματοποιείται μόνο από ένα ζεύγος ηλεκτρονίων μεταξύ δύο ατόμων.

Συγκρίνοντας το MBC και το MMO, πρέπει να σημειωθεί ότι το πλεονέκτημα του πρώτου είναι η σαφήνειά του: ο κορεσμός των δεσμών εξηγείται ως μέγιστη ομοιοπολικότητα, η κατευθυντικότητα προκύπτει από την κατευθυντικότητα των ατομικών και υβριδικών τροχιακών. Η διπολική ροπή ενός μορίου αποτελείται από τις διπολικές ροπές των δεσμών, τη διαφορά στο OEO των ατόμων που σχηματίζουν το μόριο και την παρουσία μοναχικών ζευγών ηλεκτρονίων.

Ωστόσο, η ύπαρξη ορισμένων ενώσεων δεν μπορεί να εξηγηθεί από τη σκοπιά του MBC. Πρόκειται για ενώσεις με έλλειψη ηλεκτρονίων (B 2 H 6, NO,) και ενώσεις ευγενών αερίων. Η δομή τους εξηγείται εύκολα από το MMO. Η σταθερότητα των μοριακών ιόντων και ατόμων σε σύγκριση με τα μόρια μπορεί εύκολα να προβλεφθεί από την προοπτική του MMO. Και τέλος, ο μαγνητισμός και το χρώμα της ύλης εξηγούνται επίσης εύκολα από το MMO.

Οι ποσοτικοί υπολογισμοί στο MMO, παρά τη δυσκινησία τους, εξακολουθούν να είναι πολύ απλούστεροι από ό,τι στο MVS. Επομένως, επί του παρόντος, το VMS δεν χρησιμοποιείται σχεδόν ποτέ στην κβαντική χημεία. Ταυτόχρονα, ποιοτικά, τα συμπεράσματα του MWS είναι πολύ πιο ξεκάθαρα και χρησιμοποιούνται ευρύτερα από τους πειραματιστές από το MMO. Η βάση για αυτό είναι το γεγονός ότι στην πραγματικότητα σε ένα μόριο η πιθανότητα ένα δεδομένο ηλεκτρόνιο να βρίσκεται μεταξύ συνδεδεμένων ατόμων είναι πολύ μεγαλύτερη από ό,τι σε άλλα άτομα, αν και ακόμη και εκεί δεν είναι μηδέν. Σε τελική ανάλυση, η επιλογή της μεθόδου καθορίζεται από το αντικείμενο μελέτης και την εργασία που επιδιώκεται.

26. Ομοιοπολικό δεσμό(ατομικός δεσμός, ομοιοπολικός δεσμός) - ένας χημικός δεσμός που σχηματίζεται από την επικάλυψη (κοινή χρήση) ενός ζεύγους νεφών ηλεκτρονίων σθένους. Τα ηλεκτρονικά σύννεφα (ηλεκτρόνια) που παρέχουν επικοινωνία ονομάζονται κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων.

Οι χαρακτηριστικές ιδιότητες ενός ομοιοπολικού δεσμού -κατευθυντικότητα, κορεσμός, πολικότητα, δυνατότητα πόλωσης- καθορίζουν τις χημικές και φυσικές ιδιότητες των ενώσεων.

Η κατεύθυνση της σύνδεσης καθορίζεται από τη μοριακή δομή της ουσίας και το γεωμετρικό σχήμα του μορίου της. Οι γωνίες μεταξύ δύο δεσμών ονομάζονται γωνίες δεσμού.

Η κορεστικότητα είναι η ικανότητα των ατόμων να σχηματίζουν περιορισμένο αριθμό ομοιοπολικών δεσμών. Ο αριθμός των δεσμών που σχηματίζονται από ένα άτομο περιορίζεται από τον αριθμό των εξωτερικών ατομικών τροχιακών του.

Η πολικότητα του δεσμού οφείλεται στην ανομοιόμορφη κατανομή της πυκνότητας των ηλεκτρονίων λόγω των διαφορών στην ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων. Σε αυτή τη βάση, οι ομοιοπολικοί δεσμοί χωρίζονται σε μη πολικούς και πολικούς.

Η ικανότητα πόλωσης ενός δεσμού εκφράζεται στη μετατόπιση των ηλεκτρονίων του δεσμού υπό την επίδραση ενός εξωτερικού ηλεκτρικού πεδίου, συμπεριλαμβανομένου αυτού ενός άλλου σωματιδίου που αντιδρά. Η πολωσιμότητα καθορίζεται από την κινητικότητα των ηλεκτρονίων. Η πολικότητα και η πολικότητα των ομοιοπολικών δεσμών καθορίζει την αντιδραστικότητα των μορίων προς τα πολικά αντιδραστήρια.

Εκπαιδευτικές Επικοινωνίες

Ένας απλός ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται από δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια σθένους, ένα από κάθε άτομο:

A + + B → A: B

Ως αποτέλεσμα της κοινωνικοποίησης, τα ηλεκτρόνια σχηματίζουν ένα γεμάτο ενεργειακό επίπεδο. Ένας δεσμός σχηματίζεται εάν η συνολική τους ενέργεια σε αυτό το επίπεδο είναι μικρότερη από την αρχική κατάσταση (και η διαφορά στην ενέργεια δεν θα είναι τίποτα περισσότερο από την ενέργεια του δεσμού).

Πλήρωση ατομικών (κατά μήκος των άκρων) και μοριακών (στο κέντρο) τροχιακών στο μόριο H 2 με ηλεκτρόνια. Ο κατακόρυφος άξονας αντιστοιχεί στο επίπεδο ενέργειας, τα ηλεκτρόνια υποδεικνύονται με βέλη που αντανακλούν τα σπιν τους.

Σύμφωνα με τη θεωρία των μοριακών τροχιακών, η επικάλυψη δύο ατομικών τροχιακών οδηγεί, στην απλούστερη περίπτωση, στο σχηματισμό δύο μοριακών τροχιακών (MO): που συνδέει το MOΚαι αντιδεσμευτικό (χαλαρώσιμο) MO. Τα κοινά ηλεκτρόνια βρίσκονται στον δεσμό χαμηλότερης ενέργειας ΜΟ.

]Τύποι ομοιοπολικών δεσμών

Υπάρχουν τρεις τύποι ομοιοπολικών χημικών δεσμών, που διαφέρουν ως προς τον μηχανισμό σχηματισμού:

1. Απλός ομοιοπολικός δεσμός. Για το σχηματισμό του, κάθε άτομο παρέχει ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο. Όταν σχηματίζεται ένας απλός ομοιοπολικός δεσμός, τα τυπικά φορτία των ατόμων παραμένουν αμετάβλητα.

§ Εάν τα άτομα που σχηματίζουν έναν απλό ομοιοπολικό δεσμό είναι τα ίδια, τότε τα αληθινά φορτία των ατόμων στο μόριο είναι επίσης τα ίδια, αφού τα άτομα που σχηματίζουν τον δεσμό κατέχουν εξίσου ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων. Αυτή η σύνδεση ονομάζεται μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός. Οι απλές ουσίες έχουν μια τέτοια σύνδεση, για παράδειγμα: O 2, N 2, Cl 2. Αλλά όχι μόνο αμέταλλα του ίδιου τύπου μπορούν να σχηματίσουν έναν ομοιοπολικό μη πολικό δεσμό. Τα μη μεταλλικά στοιχεία των οποίων η ηλεκτραρνητικότητα είναι εξίσου σημαντική μπορούν επίσης να σχηματίσουν έναν ομοιοπολικό μη πολικό δεσμό, για παράδειγμα, στο μόριο PH 3 ο δεσμός είναι ομοιοπολικός μη πολικός, αφού το EO του υδρογόνου είναι ίσο με το EO του φωσφόρου.

§ Αν τα άτομα είναι διαφορετικά, τότε ο βαθμός κατοχής ενός κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων καθορίζεται από τη διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων. Ένα άτομο με μεγαλύτερη ηλεκτραρνητικότητα έλκει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων που συνδέονται πιο έντονα προς τον εαυτό του και το πραγματικό του φορτίο γίνεται αρνητικό. Ένα άτομο με χαμηλότερη ηλεκτραρνητικότητα αποκτά, κατά συνέπεια, ένα θετικό φορτίο ίδιου μεγέθους. Αν μια ένωση σχηματίζεται ανάμεσα σε δύο διαφορετικά αμέταλλα, τότε μια τέτοια ένωση ονομάζεται ομοιοπολικός πολικός δεσμός.

2. Δεσμός δωρητή-δέκτη. Για να σχηματιστεί αυτός ο τύπος ομοιοπολικού δεσμού, και τα δύο ηλεκτρόνια παρέχονται από ένα από τα άτομα - δότης. Το δεύτερο από τα άτομα που συμμετέχουν στο σχηματισμό ενός δεσμού ονομάζεται αποδέκτης. Στο μόριο που προκύπτει, το τυπικό φορτίο του δότη αυξάνεται κατά ένα και το τυπικό φορτίο του δέκτη μειώνεται κατά ένα.

3. Ημιπολική σύνδεσηΜπορεί να θεωρηθεί ως πολικός δεσμός δότη-δέκτη. Αυτός ο τύπος ομοιοπολικού δεσμού σχηματίζεται μεταξύ ενός ατόμου με ένα μόνο ζεύγος ηλεκτρονίων (άζωτο, φώσφορος, θείο, αλογόνα κ.λπ.) και ένα άτομο με δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια (οξυγόνο, θείο). Ο σχηματισμός ενός ημιπολικού δεσμού συμβαίνει σε δύο στάδια:

1. Μεταφορά ενός ηλεκτρονίου από ένα άτομο με ένα μόνο ζεύγος ηλεκτρονίων σε ένα άτομο με δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια. Ως αποτέλεσμα, ένα άτομο με ένα μόνο ζεύγος ηλεκτρονίων μετατρέπεται σε κατιόν ρίζας (ένα θετικά φορτισμένο σωματίδιο με ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο) και ένα άτομο με δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια μετατρέπεται σε ένα ριζικό ανιόν (ένα αρνητικά φορτισμένο σωματίδιο με ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο) .

2. Κοινή χρήση ασύζευκτων ηλεκτρονίων (όπως στην περίπτωση απλού ομοιοπολικού δεσμού).

Όταν σχηματίζεται ένας ημιπολικός δεσμός, ένα άτομο με ένα μόνο ζεύγος ηλεκτρονίων αυξάνει το τυπικό του φορτίο κατά ένα και ένα άτομο με δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια μειώνει το επίσημο φορτίο του κατά ένα.

]σ-δεσμός και π-δεσμός

Οι δεσμοί Sigma (σ)-, pi () είναι μια κατά προσέγγιση περιγραφή των τύπων ομοιοπολικών δεσμών σε μόρια διαφόρων ενώσεων· ο δεσμός σ χαρακτηρίζεται από το γεγονός ότι η πυκνότητα του νέφους ηλεκτρονίων είναι μέγιστη κατά μήκος του άξονα που συνδέει το πυρήνες ατόμων. Όταν σχηματίζεται ένας δεσμός, εμφανίζεται η λεγόμενη πλευρική επικάλυψη των νεφών ηλεκτρονίων και η πυκνότητα του νέφους ηλεκτρονίων είναι μέγιστη «πάνω» και «κάτω» από το επίπεδο του δεσμού σ. Για παράδειγμα, ας πάρουμε το αιθυλένιο, το ακετυλένιο και το βενζόλιο.

Στο μόριο αιθυλενίου C 2 H 4 υπάρχει διπλός δεσμός CH 2 = CH 2, ο ηλεκτρονικός του τύπος: H:C::C:H. Οι πυρήνες όλων των ατόμων αιθυλενίου βρίσκονται στο ίδιο επίπεδο. Τα τρία νέφη ηλεκτρονίων κάθε ατόμου άνθρακα σχηματίζουν τρεις ομοιοπολικούς δεσμούς με άλλα άτομα στο ίδιο επίπεδο (με γωνίες μεταξύ τους περίπου 120°). Το νέφος του τέταρτου ηλεκτρονίου σθένους του ατόμου άνθρακα βρίσκεται πάνω και κάτω από το επίπεδο του μορίου. Τέτοια νέφη ηλεκτρονίων και των δύο ατόμων άνθρακα, που επικαλύπτονται μερικώς πάνω και κάτω από το επίπεδο του μορίου, σχηματίζουν έναν δεύτερο δεσμό μεταξύ των ατόμων άνθρακα. Ο πρώτος, ισχυρότερος ομοιοπολικός δεσμός μεταξύ ατόμων άνθρακα ονομάζεται δεσμός σ. ο δεύτερος, λιγότερο ισχυρός ομοιοπολικός δεσμός ονομάζεται -δεσμός.

Σε ένα γραμμικό μόριο ακετυλενίου

N-S≡S-N (N: S::: S: N)

Υπάρχουν σ δεσμοί μεταξύ ατόμων άνθρακα και υδρογόνου, ένας δεσμός σ μεταξύ δύο ατόμων άνθρακα και δύο δεσμοί σ μεταξύ των ίδιων ατόμων άνθρακα. Δύο -δεσμοί βρίσκονται πάνω από τη σφαίρα δράσης του σ-δεσμού σε δύο αμοιβαία κάθετα επίπεδα.

Και τα έξι άτομα άνθρακα του μορίου του κυκλικού βενζολίου C 6 H 6 βρίσκονται στο ίδιο επίπεδο. Υπάρχουν σ δεσμοί μεταξύ των ατόμων άνθρακα στο επίπεδο του δακτυλίου. Κάθε άτομο άνθρακα έχει τους ίδιους δεσμούς με τα άτομα υδρογόνου. Τα άτομα άνθρακα ξοδεύουν τρία ηλεκτρόνια για να δημιουργήσουν αυτούς τους δεσμούς. Νέφη ηλεκτρονίων τετάρτου σθένους ατόμων άνθρακα, με σχήμα οκτώ, βρίσκονται κάθετα στο επίπεδο του μορίου του βενζολίου. Κάθε τέτοιο νέφος επικαλύπτεται εξίσου με τα νέφη ηλεκτρονίων γειτονικών ατόμων άνθρακα. Σε ένα μόριο βενζολίου δεν σχηματίζονται τρεις ξεχωριστοί δεσμοί, αλλά ένα μοναδικό ηλεκτρονικό σύστημα έξι ηλεκτρονίων, κοινό για όλα τα άτομα άνθρακα. Οι δεσμοί μεταξύ των ατόμων άνθρακα στο μόριο του βενζολίου είναι ακριβώς οι ίδιοι.

\]Παραδείγματα ουσιών με ομοιοπολικούς δεσμούς

Ένας απλός ομοιοπολικός δεσμός συνδέει άτομα στα μόρια απλών αερίων (H 2, Cl 2, κ.λπ.) και ενώσεων (H 2 O, NH 3, CH 4, CO 2, HCl κ.λπ.). Ενώσεις με δεσμό δότη-δέκτη - αμμώνιο NH 4 +, τετραφθοροβορικό ανιόν BF 4 - κ.λπ. Ενώσεις με ημιπολικό δεσμό - οξείδιο του αζώτου N 2 O, O - -PCl 3 +.

Οι κρύσταλλοι με ομοιοπολικούς δεσμούς είναι διηλεκτρικοί ή ημιαγωγοί. Τυπικά παραδείγματα ατομικών κρυστάλλων (άτομα στα οποία διασυνδέονται με ομοιοπολικούς (ατομικούς) δεσμούς είναι το διαμάντι, το γερμάνιο και το πυρίτιο.

Η μόνη ουσία που είναι γνωστή στον άνθρωπο με ένα παράδειγμα ομοιοπολικού δεσμού μεταξύ ενός μετάλλου και ενός άνθρακα είναι η κυανοκοβαλαμίνη, γνωστή ως βιταμίνη Β12.

Ένας χημικός δεσμός είναι μια αλληλεπίδραση που δεσμεύει μεμονωμένα άτομα σε μόρια, ιόντα και κρυστάλλους.

Βασικές διατάξεις του MBC

Ο χημικός δεσμός μεταξύ των ατόμων προκαλείται από την επικάλυψη των νεφών ηλεκτρονίων. Εάν η επικάλυψη συμβαίνει κατά μήκος της γραμμής που συνδέει τους ατομικούς πυρήνες, τότε ένας τέτοιος δεσμός ονομάζεται δεσμός σίγμα (σ δεσμός). Μπορεί να σχηματιστεί από δύο ηλεκτρόνια s, s- και p-ηλεκτρόνια, δύο px-ηλεκτρόνια, s και d ηλεκτρόνια (για παράδειγμα):

Τα τροχιακά p μπορούν να σχηματίσουν δεσμούς σ και π. σε πολλαπλούς δεσμούς, ένας από αυτούς είναι αναγκαστικά δεσμός σ: .

Έτσι, από τους τρεις δεσμούς σε ένα μόριο αζώτου, ένας είναι δεσμός σ και δύο είναι δεσμοί π.

Οι διπολικές ροπές μετρώνται σε debyes D (D = 10-18 ηλεκτρικές μονάδες × cm, αφού το στοιχειώδες φορτίο είναι 4.810-10 ηλεκτρικές μονάδες και το μήκος του διπόλου είναι κατά μέσο όρο ίσο με την απόσταση μεταξύ δύο ατομικών πυρήνων, δηλαδή 10-8 cm ) ή κουλόμετρα (C×m) (1 D = 3,33·10-30 C×m) (φόρτιση ηλεκτρονίων 1,6·10-19 C πολλαπλασιαζόμενη με την απόσταση μεταξύ των φορτίων, για παράδειγμα, 0,1 nm, μετά Mr = 1,6 10-19 × 1 × 10-10 = 1,6 10-29 C m). Οι μόνιμες διπολικές ροπές των μορίων κυμαίνονται από μηδέν έως 10 D.

Για μη πολικά μόρια l = 0 και Мр = 0, δηλ. δεν έχουν διπολική στιγμή. Για πολικά μόρια, Μр > 0 και φτάνει τιμές 3,5 – 4,0 D.

Με μια πολύ μεγάλη διαφορά στην EO μεταξύ των ατόμων, υπάρχει μια σαφής μονόπλευρη πόλωση: το ηλεκτρονιακό νέφος του δεσμού μετατοπίζεται όσο το δυνατόν περισσότερο προς το άτομο με το υψηλότερο EO, τα άτομα μετατρέπονται σε αντίθετα φορτισμένα ιόντα και ένα ιοντικό μόριο εμφανίζεται:

Ο ομοιοπολικός δεσμός γίνεται ιοντικός. Η ηλεκτρική ασυμμετρία των μορίων αυξάνεται, το μήκος του διπόλου αυξάνεται και η διπολική ροπή αυξάνεται στα 10 D.

Η συνολική διπολική ροπή ενός μιγαδικού μορίου μπορεί να θεωρηθεί ίση με το διανυσματικό άθροισμα των διπολικών ροπών μεμονωμένων δεσμών. Η διπολική ροπή συνήθως θεωρείται ότι κατευθύνεται από το θετικό άκρο του διπόλου προς το αρνητικό.

Η πολικότητα του δεσμού μπορεί να προβλεφθεί χρησιμοποιώντας τη σχετική ΕΟ των ατόμων. Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά μεταξύ των σχετικών EO των ατόμων, τόσο πιο έντονη είναι η πολικότητα: DEO = 0 – μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός. DEO = 0 – 2 – πολικός ομοιοπολικός δεσμός. DEO = 2 – ιοντικός δεσμός. Είναι πιο σωστό να μιλάμε για τον βαθμό ιονισμού ενός δεσμού, αφού οι δεσμοί δεν είναι 100% ιοντικοί. Ακόμη και στην ένωση CsF ο δεσμός είναι μόνο 89% ιοντικός.

Ένας χημικός δεσμός που προκύπτει από τη μεταφορά ηλεκτρονίων από άτομο σε άτομο ονομάζεται ιοντικός και τα αντίστοιχα μόρια χημικών ενώσεων ονομάζονται ιοντικά. Οι ιοντικές ενώσεις σε στερεά κατάσταση χαρακτηρίζονται από ένα ιοντικό κρυσταλλικό πλέγμα. Στην τετηγμένη και διαλυμένη κατάσταση, διεξάγουν ηλεκτρικό ρεύμα, έχουν υψηλά σημεία τήξης και βρασμού και σημαντική διπολική ροπή.

Αν θεωρήσουμε ενώσεις στοιχείων οποιασδήποτε περιόδου με το ίδιο στοιχείο, τότε καθώς προχωράμε από την αρχή στο τέλος της περιόδου, η κυρίως ιοντική φύση του δεσμού μετατρέπεται σε ομοιοπολική. Για παράδειγμα, στα φθορίδια της 2ης περιόδου LiF, BeF2, CF4, NF3, OF2, F2, ο βαθμός ιονισμού του δεσμού από το φθόριο λίθιο εξασθενεί σταδιακά και αντικαθίσταται από έναν τυπικά ομοιοπολικό δεσμό στο μόριο του φθορίου.

Έτσι, η φύση του χημικού δεσμού είναι η ίδια: δεν υπάρχει θεμελιώδης διαφορά στον μηχανισμό σχηματισμού πολικών ομοιοπολικών και ιοντικών δεσμών. Αυτοί οι τύποι δεσμών διαφέρουν μόνο ως προς τον βαθμό πόλωσης του νέφους ηλεκτρονίων του μορίου. Τα προκύπτοντα μόρια διαφέρουν ως προς τα μήκη των διπόλων και τις τιμές των μόνιμων διπολικών ροπών. Στη χημεία, η διπολική ροπή είναι πολύ σημαντική. Κατά γενικό κανόνα, όσο μεγαλύτερη είναι η διπολική ροπή, τόσο μεγαλύτερη είναι η αντιδραστικότητα των μορίων.

Μηχανισμοί σχηματισμού χημικών δεσμών

Η μέθοδος του δεσμού σθένους διακρίνει μεταξύ μηχανισμών ανταλλαγής και δότη-δέκτη για το σχηματισμό ενός χημικού δεσμού.

Μηχανισμός ανταλλαγής. Ο μηχανισμός ανταλλαγής για το σχηματισμό ενός χημικού δεσμού περιλαμβάνει περιπτώσεις όπου ένα ηλεκτρόνιο από κάθε άτομο συμμετέχει στο σχηματισμό ενός ζεύγους ηλεκτρονίων.

Στα μόρια H2, Li2, Na2 σχηματίζονται δεσμοί λόγω των ασύζευκτων s-ηλεκτρονίων των ατόμων. Στα μόρια F2 και Cl2 - λόγω μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων p. Στα μόρια HF και HCl, οι δεσμοί σχηματίζονται από s-ηλεκτρόνια υδρογόνου και p-ηλεκτρόνια αλογόνων.

Ένα χαρακτηριστικό του σχηματισμού ενώσεων από τον μηχανισμό ανταλλαγής είναι ο κορεσμός, ο οποίος δείχνει ότι το άτομο δεν σχηματίζει κανέναν, αλλά έναν περιορισμένο αριθμό δεσμών. Ο αριθμός τους, συγκεκριμένα, εξαρτάται από τον αριθμό των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων σθένους.

Από τα κβαντικά κύτταρα N και H μπορούμε να δούμε ότι το άτομο αζώτου έχει 3

ασύζευκτα ηλεκτρόνια και το άτομο υδρογόνου έχει ένα. Η αρχή του κορεσμού υποδεικνύει ότι η σταθερή ένωση πρέπει να είναι NH3 και όχι NH2, NH ή NH4. Ωστόσο, υπάρχουν μόρια που περιέχουν περιττό αριθμό ηλεκτρονίων, για παράδειγμα, NO, NO2, ClO2. Όλα αυτά χαρακτηρίζονται από αυξημένη αντιδραστικότητα.

Σε ορισμένα στάδια των χημικών αντιδράσεων, μπορούν επίσης να σχηματιστούν σθένες ακόρεστες ομάδες, οι οποίες ονομάζονται ρίζες, για παράδειγμα, H, NH2, O, CH3. Η αντιδραστικότητα των ριζών είναι πολύ υψηλή και επομένως η διάρκεια ζωής τους είναι συνήθως μικρή.

Μηχανισμός δότη-δέκτη

Είναι γνωστό ότι οι κορεσμένες με σθένος ενώσεις αμμωνία NH3 και τριφθοριούχο βόριο BF3 αντιδρούν μεταξύ τους σύμφωνα με την αντίδραση

NH3 + BF3 = NH3BF3 + 171,4 kJ/mol.

Ας εξετάσουμε τον μηχανισμό αυτής της αντίδρασης:

Μπορεί να φανεί ότι από τα τέσσερα τροχιακά βορίου, τα τρία είναι κατειλημμένα και ένα παραμένει κενό. Στο μόριο της αμμωνίας, καταλαμβάνονται και τα τέσσερα τροχιακά αζώτου, τρία από αυτά καταλαμβάνονται από τον μηχανισμό ανταλλαγής με ηλεκτρόνια αζώτου και υδρογόνου και το ένα περιέχει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων, και τα δύο ηλεκτρόνια του οποίου ανήκουν στο άζωτο. Ένα τέτοιο ζεύγος ηλεκτρονίων ονομάζεται μοναχικό ζεύγος ηλεκτρονίων. Ο σχηματισμός της ένωσης H3N · BF3 συμβαίνει λόγω του γεγονότος ότι το μοναχικό ζεύγος ηλεκτρονίων της αμμωνίας καταλαμβάνει το κενό τροχιακό του φθοριούχου βορίου. Σε αυτή την περίπτωση, η δυναμική ενέργεια του συστήματος μειώνεται και απελευθερώνεται ισοδύναμη ποσότητα ενέργειας. Ένας τέτοιος μηχανισμός σχηματισμού ονομάζεται δότης-δέκτης, ένας δότης είναι ένα άτομο που δωρίζει το ζεύγος ηλεκτρονίων του για να σχηματίσει έναν δεσμό (στην περίπτωση αυτή, ένα άτομο αζώτου). και το άτομο που, παρέχοντας ένα κενό τροχιακό, δέχεται ένα ζεύγος ηλεκτρονίων, ονομάζεται δέκτης (στην περίπτωση αυτή, άτομο βορίου). Ο δεσμός δότη-δέκτη είναι ένας τύπος ομοιοπολικού δεσμού.

Στην ένωση H3N · BF3, το άζωτο και το βόριο είναι τετρασθενή. Το άτομο αζώτου αυξάνει το σθένος του από 3 σε 4 ως αποτέλεσμα της χρήσης ενός μοναχικού ζεύγους ηλεκτρονίων για να σχηματίσει έναν επιπλέον χημικό δεσμό. Το άτομο του βορίου αυξάνει το σθένος του λόγω της παρουσίας ενός ελεύθερου τροχιακού στο ηλεκτρονικό επίπεδο σθένους. Έτσι, το σθένος των στοιχείων καθορίζεται όχι μόνο από τον αριθμό των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων, αλλά και από την παρουσία μοναχικών ζευγών ηλεκτρονίων και ελεύθερων τροχιακών στο ηλεκτρονικό επίπεδο σθένους.

Μια απλούστερη περίπτωση σχηματισμού χημικού δεσμού από τον μηχανισμό δότη-δέκτη είναι η αντίδραση της αμμωνίας με ένα ιόν υδρογόνου:

. Το ρόλο του δέκτη ζεύγους ηλεκτρονίων παίζει το κενό τροχιακό του ιόντος υδρογόνου. Στο ιόν αμμωνίου NH4+, το άτομο αζώτου είναι τετρασθενές.

Κατευθυντικότητα δεσμών και υβριδισμός ατομικών τροχιακών

Ένα σημαντικό χαρακτηριστικό ενός μορίου που αποτελείται από περισσότερα από δύο άτομα είναι η γεωμετρική του διαμόρφωση. Καθορίζεται από την αμοιβαία διάταξη των ατομικών τροχιακών που εμπλέκονται στο σχηματισμό χημικών δεσμών.

Η επικάλυψη των νεφών ηλεκτρονίων είναι δυνατή μόνο με έναν συγκεκριμένο σχετικό προσανατολισμό των νεφών ηλεκτρονίων. Στην περίπτωση αυτή, η περιοχή επικάλυψης βρίσκεται σε μια ορισμένη κατεύθυνση σε σχέση με τα αλληλεπιδρώντα άτομα.

Όταν σχηματίζεται ένας ιονικός δεσμός, το ηλεκτρικό πεδίο του ιόντος έχει σφαιρική συμμετρία και επομένως ο ιονικός δεσμός δεν είναι κατευθυντικός και κορεσμένος.

κ.χ. = 6 k.h. = 6

Η γωνία μεταξύ των δεσμών σε ένα μόριο νερού είναι 104,5°. Το μέγεθός του μπορεί να εξηγηθεί με βάση τις κβαντομηχανικές έννοιες. Ηλεκτρονικό διάγραμμα του ατόμου οξυγόνου 2s22p4. Δύο ασύζευκτα p-τροχιακά βρίσκονται σε γωνία 90° μεταξύ τους - η μέγιστη επικάλυψη ηλεκτρονιακών νεφών s-τροχιακών ατόμων υδρογόνου με τροχιακά p ενός ατόμου οξυγόνου θα συμβεί εάν οι δεσμοί βρίσκονται σε γωνία 90 °. Σε ένα μόριο νερού, ο δεσμός Ο-Η είναι πολικός. Το αποτελεσματικό θετικό φορτίο στο άτομο υδρογόνου είναι δ+, στο άτομο οξυγόνου - δ-. Επομένως, η αύξηση της γωνίας μεταξύ των δεσμών στις 104,5° εξηγείται από την απώθηση των αποτελεσματικών θετικών φορτίων των ατόμων υδρογόνου, καθώς και των νεφών ηλεκτρονίων.

Η ηλεκτραρνητικότητα του θείου είναι σημαντικά μικρότερη από την EO του οξυγόνου. Επομένως, η πολικότητα του δεσμού H–S στο H2S είναι μικρότερη από την πολικότητα του δεσμού H–O στο H2O και το μήκος του δεσμού H–S (0,133 nm) είναι μεγαλύτερο από το H–O (0,56 nm) και η γωνία μεταξύ των δεσμών πλησιάζει σε ορθή γωνία. Για H2S είναι 92o, και για H2Se – 91o.

Για τους ίδιους λόγους, το μόριο της αμμωνίας έχει πυραμιδική δομή και η γωνία μεταξύ των δεσμών σθένους H–N–H είναι μεγαλύτερη από την ευθεία (107,3°). Κατά τη μετακίνηση από NH3 σε PH3, AsH3 και SbH3, οι γωνίες μεταξύ των δεσμών είναι 93,3°, αντίστοιχα. 91,8o και 91,3o.

Υβριδισμός ατομικών τροχιακών

Ένα διεγερμένο άτομο βηρυλλίου έχει διαμόρφωση 2s12p1, ένα διεγερμένο άτομο βορίου έχει διαμόρφωση 2s12p2 και ένα διεγερμένο άτομο άνθρακα έχει διαμόρφωση 2s12p3. Επομένως, μπορούμε να υποθέσουμε ότι όχι τα ίδια, αλλά διαφορετικά ατομικά τροχιακά μπορούν να συμμετέχουν στο σχηματισμό χημικών δεσμών. Για παράδειγμα, σε ενώσεις όπως BeCl2, BeCl3, CCl4 θα πρέπει να υπάρχουν δεσμοί άνισης ισχύος και κατεύθυνσης, και οι δεσμοί σ από τα τροχιακά p θα πρέπει να είναι ισχυρότεροι από τους δεσμούς από τα τροχιακά s, επειδή για τα p-τροχιακά υπάρχουν πιο ευνοϊκές συνθήκες για επικάλυψη. Ωστόσο, η εμπειρία δείχνει ότι σε μόρια που περιέχουν κεντρικά άτομα με διαφορετικά τροχιακά σθένους (s, p, d), όλοι οι δεσμοί είναι ισοδύναμοι. Μια εξήγηση για αυτό δόθηκε από τους Slater και Pauling. Κατέληξαν στο συμπέρασμα ότι διαφορετικά τροχιακά, όχι πολύ διαφορετικά σε ενέργεια, σχηματίζουν έναν αντίστοιχο αριθμό υβριδικών τροχιακών. Τα υβριδικά (μικτά) τροχιακά σχηματίζονται από διαφορετικά ατομικά τροχιακά. Ο αριθμός των υβριδικών τροχιακών είναι ίσος με τον αριθμό των ατομικών τροχιακών που εμπλέκονται στον υβριδισμό. Τα υβριδικά τροχιακά είναι πανομοιότυπα ως προς το σχήμα και την ενέργεια του νέφους ηλεκτρονίων. Σε σύγκριση με τα ατομικά τροχιακά, είναι πιο επιμήκη προς την κατεύθυνση σχηματισμού χημικών δεσμών και επομένως παρέχουν καλύτερη επικάλυψη των νεφών ηλεκτρονίων.

Ο υβριδισμός των ατομικών τροχιακών απαιτεί ενέργεια, επομένως τα υβριδικά τροχιακά σε ένα απομονωμένο άτομο είναι ασταθή και τείνουν να μετατραπούν σε καθαρά AOs. Όταν σχηματίζονται χημικοί δεσμοί, τα υβριδικά τροχιακά σταθεροποιούνται. Λόγω των ισχυρότερων δεσμών που σχηματίζονται από τα υβριδικά τροχιακά, απελευθερώνεται περισσότερη ενέργεια από το σύστημα και επομένως το σύστημα γίνεται πιο σταθερό.

Ο sp-υβριδισμός συμβαίνει, για παράδειγμα, κατά τον σχηματισμό αλογονιδίων Be, Zn, Co και Hg (II). Στην κατάσταση σθένους, όλα τα αλογονίδια μετάλλων περιέχουν s και p μη ζευγαρωμένα ηλεκτρόνια στο κατάλληλο ενεργειακό επίπεδο. Όταν σχηματίζεται ένα μόριο, ένα s και ένα p τροχιακό σχηματίζουν δύο υβριδικά sp τροχιακά υπό γωνία 180°.

Πειραματικά δεδομένα δείχνουν ότι τα αλογονίδια Be, Zn, Cd και Hg(II) είναι όλα γραμμικά και και οι δύο δεσμοί έχουν το ίδιο μήκος.

υβριδισμός sp2. Ως αποτέλεσμα του υβριδισμού ενός τροχιακού s και δύο τροχιακών ρ, σχηματίζονται τρία υβριδικά τροχιακά sp2, που βρίσκονται στο ίδιο επίπεδο σε γωνία 120° μεταξύ τους.

Ο υβριδισμός sp3 είναι χαρακτηριστικός των ενώσεων άνθρακα. Ως αποτέλεσμα του υβριδισμού ενός s-τροχιακού και τριών τροχιακών p, σχηματίζονται τέσσερα υβριδικά τροχιακά sp3, κατευθυνόμενα προς τις κορυφές του τετραέδρου με γωνία μεταξύ των τροχιακών 109,5°.

Ο υβριδισμός εκδηλώνεται στην πλήρη ισοδυναμία των δεσμών ενός ατόμου άνθρακα με άλλα άτομα σε ενώσεις, για παράδειγμα, σε CH4, CCl4, C(CH3)4 κ.λπ.

Ο υβριδισμός μπορεί να περιλαμβάνει όχι μόνο s- και p-τροχιακά, αλλά και d- και f-τροχιακά.

Με τον υβριδισμό sp3d2 σχηματίζονται 6 ίσα σύννεφα. Παρατηρείται σε ενώσεις όπως,.

Οι ιδέες για τον υβριδισμό καθιστούν δυνατή την κατανόηση τέτοιων δομικών χαρακτηριστικών των μορίων που δεν μπορούν να εξηγηθούν με άλλο τρόπο.

Ο υβριδισμός των ατομικών τροχιακών (ΑΟ) οδηγεί σε μετατόπιση του νέφους ηλεκτρονίων προς την κατεύθυνση σχηματισμού δεσμών με άλλα άτομα. Ως αποτέλεσμα, οι περιοχές επικάλυψης των υβριδικών τροχιακών αποδεικνύονται μεγαλύτερες από ό,τι για τα καθαρά τροχιακά και η αντοχή του δεσμού αυξάνεται.

Δυνατότητα πόλωσης και πολωτική επίδραση ιόντων και μορίων

Σε ένα ηλεκτρικό πεδίο, ένα ιόν ή μόριο παραμορφώνεται, δηλ. σε αυτά υπάρχει σχετική μετατόπιση πυρήνων και ηλεκτρονίων. Αυτή η παραμόρφωση των ιόντων και των μορίων ονομάζεται πόλωση. Δεδομένου ότι τα ηλεκτρόνια της εξωτερικής στιβάδας είναι λιγότερο σφιχτά συνδεδεμένα στο άτομο, αντιμετωπίζουν πρώτα μετατόπιση.

Η πολωσιμότητα των ανιόντων, κατά κανόνα, είναι σημαντικά υψηλότερη από την ικανότητα πόλωσης των κατιόντων.

Με την ίδια δομή ηλεκτρονικών κελυφών, η πολικότητα του ιόντος μειώνεται καθώς αυξάνεται το θετικό φορτίο, για παράδειγμα, στη σειρά:

Για ιόντα ηλεκτρονικών αναλόγων, η πολωσιμότητα αυξάνεται με την αύξηση του αριθμού των ηλεκτρονικών στρωμάτων, για παράδειγμα: ή.

Η ικανότητα πόλωσης των μορίων καθορίζεται από τη δυνατότητα πόλωσης των συστατικών τους ατόμων, τη γεωμετρική διαμόρφωση, τον αριθμό και την πολλαπλότητα των δεσμών, κ.λπ. Ένα συμπέρασμα σχετικά με τη σχετική πολωσιμότητα είναι δυνατό μόνο για παρόμοια κατασκευασμένα μόρια που διαφέρουν σε ένα άτομο. Σε αυτή την περίπτωση, η διαφορά στην ικανότητα πόλωσης των μορίων μπορεί να κριθεί από τη διαφορά στην ικανότητα πόλωσης των ατόμων.

Ένα ηλεκτρικό πεδίο μπορεί να δημιουργηθεί είτε από ένα φορτισμένο ηλεκτρόδιο είτε από ένα ιόν. Έτσι, το ίδιο το ιόν μπορεί να έχει πολωτική επίδραση (πόλωση) σε άλλα ιόντα ή μόρια. Η πολωτική επίδραση ενός ιόντος αυξάνεται με την αύξηση του φορτίου του και τη μείωση της ακτίνας.

Η πολωτική επίδραση των ανιόντων είναι, κατά κανόνα, πολύ μικρότερη από την πολωτική επίδραση των κατιόντων. Αυτό εξηγείται από το μεγάλο μέγεθος των ανιόντων σε σύγκριση με τα κατιόντα.

Τα μόρια έχουν πολωτική επίδραση εάν είναι πολικά. Όσο μεγαλύτερη είναι η διπολική ροπή του μορίου, τόσο υψηλότερο είναι το φαινόμενο πόλωσης.

Η ικανότητα πόλωσης αυξάνεται στη σειρά, επειδή οι ακτίνες αυξάνονται και το ηλεκτρικό πεδίο που δημιουργείται από το ιόν μειώνεται.

Δεσμός υδρογόνου

Ο δεσμός υδρογόνου είναι ένας ειδικός τύπος χημικού δεσμού. Είναι γνωστό ότι οι ενώσεις υδρογόνου με εξαιρετικά ηλεκτραρνητικά αμέταλλα, όπως τα F, O, N, έχουν ασυνήθιστα υψηλά σημεία βρασμού. Εάν στη σειρά H2Te – H2Se – H2S το σημείο βρασμού μειώνεται φυσικά, τότε κατά τη μετάβαση από H2S σε H2O υπάρχει ένα απότομο άλμα σε μια αύξηση αυτής της θερμοκρασίας. Η ίδια εικόνα παρατηρείται και στη σειρά των υδραλογονικών οξέων. Αυτό υποδηλώνει την παρουσία μιας συγκεκριμένης αλληλεπίδρασης μεταξύ μορίων H2O και μορίων HF. Μια τέτοια αλληλεπίδραση θα πρέπει να καθιστά δύσκολο για τα μόρια να διαχωριστούν το ένα από το άλλο, δηλ. μειώνουν την πτητικότητά τους και, κατά συνέπεια, αυξάνουν το σημείο βρασμού των αντίστοιχων ουσιών. Λόγω της μεγάλης διαφοράς στην EO, οι χημικοί δεσμοί H–F, H–O, H–N είναι πολύ πολωμένοι. Επομένως, το άτομο υδρογόνου έχει θετικό ενεργό φορτίο (δ+), και τα άτομα F, O και N έχουν περίσσεια πυκνότητας ηλεκτρονίων και είναι αρνητικά φορτισμένα (d-). Λόγω της έλξης Coulomb, το θετικά φορτισμένο άτομο υδρογόνου ενός μορίου αλληλεπιδρά με το ηλεκτραρνητικό άτομο ενός άλλου μορίου. Εξαιτίας αυτού, τα μόρια έλκονται μεταξύ τους (οι παχιές κουκκίδες δείχνουν δεσμούς υδρογόνου).

Ένας δεσμός υδρογόνου είναι ένας δεσμός που σχηματίζεται μέσω ενός ατόμου υδρογόνου που είναι μέρος ενός από δύο συνδεδεμένα σωματίδια (μόρια ή ιόντα). Η ενέργεια ενός δεσμού υδρογόνου (21–29 kJ/mol ή 5–7 kcal/mol) είναι περίπου 10 φορές μικρότερη από την ενέργεια ενός συμβατικού χημικού δεσμού. Παρόλα αυτά, ο δεσμός υδρογόνου καθορίζει την ύπαρξη διμερών μορίων (H2O)2, (HF)2 και μυρμηκικού οξέος σε ζεύγη.

Σε μια σειρά από συνδυασμούς ατόμων HF, HO, HN, HCl, HS, η ενέργεια του δεσμού υδρογόνου μειώνεται. Επίσης μειώνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας, έτσι οι ουσίες σε κατάσταση ατμού εμφανίζουν δεσμούς υδρογόνου μόνο σε μικρό βαθμό. είναι χαρακτηριστικό των ουσιών σε υγρή και στερεή κατάσταση. Ουσίες όπως το νερό, ο πάγος, η υγρή αμμωνία, τα οργανικά οξέα, οι αλκοόλες και οι φαινόλες συνδέονται σε διμερή, τριμερή και πολυμερή. Στην υγρή κατάσταση, τα διμερή είναι τα πιο σταθερά.

Διαμοριακές αλληλεπιδράσεις

Προηγουμένως, εξετάστηκαν οι δεσμοί που καθορίζουν το σχηματισμό μορίων από άτομα. Ωστόσο, υπάρχει επίσης αλληλεπίδραση μεταξύ των μορίων. Προκαλεί τη συμπύκνωση των αερίων και τη μετατροπή τους σε υγρά και στερεά. Η πρώτη διατύπωση των δυνάμεων της διαμοριακής αλληλεπίδρασης δόθηκε το 1871 από τον Van der Waals. Ως εκ τούτου, ονομάζονται δυνάμεις van der Waals. Οι δυνάμεις διαμοριακής αλληλεπίδρασης μπορούν να χωριστούν σε προσανατολιστικές, επαγωγικές και διασκορπιστικές.

Τα πολικά μόρια, λόγω της ηλεκτροστατικής αλληλεπίδρασης των αντίθετων άκρων των διπόλων, προσανατολίζονται στο χώρο έτσι ώστε τα αρνητικά άκρα των διπόλων ορισμένων μορίων να μετατρέπονται σε θετικά

άκρα διπόλων άλλων μορίων (προσανατολιστική διαμοριακή αλληλεπίδραση).

Η ενέργεια μιας τέτοιας αλληλεπίδρασης καθορίζεται από την ηλεκτροστατική έλξη δύο διπόλων. Όσο μεγαλύτερο είναι το δίπολο, τόσο ισχυρότερη είναι η διαμοριακή έλξη (H2O, HCl).

Η θερμική κίνηση των μορίων εμποδίζει τον αμοιβαίο προσανατολισμό των μορίων, επομένως, με την αύξηση της θερμοκρασίας, το φαινόμενο προσανατολισμού εξασθενεί. Η επαγωγική αλληλεπίδραση παρατηρείται επίσης σε ουσίες με πολικά μόρια, αλλά συνήθως είναι πολύ πιο αδύναμη από την προσανατολιστική αλληλεπίδραση.

Ένα πολικό μόριο μπορεί να αυξήσει την πολικότητα ενός γειτονικού μορίου. Με άλλα λόγια, υπό την επίδραση του διπόλου ενός μορίου, το δίπολο ενός άλλου μορίου μπορεί να αυξηθεί και ένα μη πολικό μόριο μπορεί να γίνει πολικό:

σι

Η διπολική ροπή που προκύπτει από την πόλωση από ένα άλλο μόριο ή ιόν ονομάζεται επαγόμενη διπολική ροπή και το ίδιο το φαινόμενο ονομάζεται επαγωγή. Έτσι, η προσανατολιστική αλληλεπίδραση πρέπει πάντα να υπερτίθεται στην επαγωγική αλληλεπίδραση των μορίων.

Στην περίπτωση μη πολικών μορίων (για παράδειγμα, ατόμων Η2, Ν2 ή ευγενών αερίων), δεν υπάρχει προσανατολιστική και επαγωγική αλληλεπίδραση. Ωστόσο, το υδρογόνο, το άζωτο και τα ευγενή αέρια είναι γνωστό ότι καίγονται. Για να εξηγήσει αυτά τα γεγονότα, το Λονδίνο εισήγαγε την έννοια των δυνάμεων διασποράς της διαμοριακής αλληλεπίδρασης. Αυτές οι δυνάμεις αλληλεπιδρούν μεταξύ οποιωνδήποτε ατόμων και μορίων, ανεξάρτητα από τη δομή τους. Προκαλούνται από στιγμιαίες διπολικές στιγμές που συμβαίνουν σε συνεννόηση σε μια μεγάλη ομάδα ατόμων:

Σε κάθε δεδομένη χρονική στιγμή, η κατεύθυνση των διπόλων μπορεί να είναι διαφορετική. Ωστόσο, η συντονισμένη εμφάνισή τους παρέχει ασθενείς δυνάμεις αλληλεπίδρασης, που οδηγούν στο σχηματισμό υγρών και στερεών σωμάτων. Ειδικότερα, προκαλεί τη μετάβαση των ευγενών αερίων στην υγρή κατάσταση σε χαμηλές θερμοκρασίες.

Έτσι, το μικρότερο συστατικό μεταξύ των δυνάμεων που δρουν μεταξύ των μορίων είναι η αλληλεπίδραση διασποράς. Μεταξύ μορίων με μικρή ή καθόλου πολικότητα (CH4, H2, HI), οι δρώντες δυνάμεις είναι κυρίως διασκορπιστικές. Όσο μεγαλύτερη είναι η εγγενής διπολική ροπή των μορίων, τόσο μεγαλύτερες είναι οι δυνάμεις προσανατολισμού αλληλεπίδρασης μεταξύ τους.

Σε μια σειρά ουσιών του ίδιου τύπου, η αλληλεπίδραση διασποράς αυξάνεται με την αύξηση του μεγέθους των ατόμων που αποτελούν τα μόρια αυτών των ουσιών. Για παράδειγμα, στο HCl, οι δυνάμεις διασποράς αντιπροσωπεύουν το 81% της συνολικής διαμοριακής αλληλεπίδρασης· για το HBr αυτή η τιμή είναι 95%, και για το HI – 99,5%.

Περιγραφή χημικών δεσμών στη μέθοδο μοριακής τροχιακής (MO).

Η μέθοδος BC χρησιμοποιείται ευρέως από τους χημικούς. Σε αυτή τη μέθοδο, ένα μεγάλο και πολύπλοκο μόριο θεωρείται ότι αποτελείται από μεμονωμένους δεσμούς δύο κέντρων και δύο ηλεκτρονίων. Είναι αποδεκτό ότι τα ηλεκτρόνια που είναι υπεύθυνα για τον χημικό δεσμό εντοπίζονται (βρίσκονται) μεταξύ δύο ατόμων. Η μέθοδος BC μπορεί να εφαρμοστεί με επιτυχία στα περισσότερα μόρια. Ωστόσο, υπάρχει μια σειρά από μόρια στα οποία αυτή η μέθοδος δεν είναι εφαρμόσιμη ή τα συμπεράσματά της έρχονται σε αντίθεση με το πείραμα.

Έχει διαπιστωθεί ότι σε πολλές περιπτώσεις τον καθοριστικό ρόλο στο σχηματισμό ενός χημικού δεσμού δεν παίζουν ζεύγη ηλεκτρονίων, αλλά μεμονωμένα ηλεκτρόνια. Η πιθανότητα ενός χημικού δεσμού χρησιμοποιώντας ένα ηλεκτρόνιο υποδεικνύεται από την ύπαρξη ενός ιόντος. Όταν αυτό το ιόν σχηματίζεται από ένα άτομο υδρογόνου και ένα ιόν υδρογόνου, απελευθερώνονται 255 kJ (61 kcal) ενέργειας. Έτσι, ο χημικός δεσμός στο ιόν είναι αρκετά ισχυρός.

Εάν προσπαθήσουμε να περιγράψουμε τον χημικό δεσμό σε ένα μόριο οξυγόνου χρησιμοποιώντας τη μέθοδο BC, θα καταλήξουμε στο συμπέρασμα ότι, πρώτον, πρέπει να είναι διπλός (σ- και p-δεσμοί) και δεύτερον, στο μόριο του οξυγόνου όλα τα ηλεκτρόνια πρέπει να να είναι ζευγαρωμένο, δηλ. το μόριο Ο2 πρέπει να είναι διαμαγνητικό. [Στις διαμαγνητικές ουσίες, τα άτομα δεν έχουν μόνιμη μαγνητική ροπή και η ουσία ωθείται έξω από το μαγνητικό πεδίο. Παραμαγνητική ουσία είναι αυτή της οποίας τα άτομα ή τα μόρια έχουν μαγνητική ροπή και έχει την ιδιότητα να έλκεται σε μαγνητικό πεδίο]. Πειραματικά δεδομένα δείχνουν ότι η ενέργεια του δεσμού στο μόριο του οξυγόνου είναι πράγματι διπλή, αλλά το μόριο δεν είναι διαμαγνητικό, αλλά παραμαγνητικό. Έχει δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια. Η μέθοδος BC είναι αδύναμη να εξηγήσει αυτό το γεγονός.

Η καλύτερη μέθοδος για την κβαντομηχανική ερμηνεία των χημικών δεσμών θεωρείται επί του παρόντος η μέθοδος της μοριακής τροχιακής (MO). Ωστόσο, είναι πολύ πιο περίπλοκη από τη μέθοδο BC και δεν είναι τόσο οπτική όσο η τελευταία.

Η μέθοδος MO θεωρεί ότι όλα τα ηλεκτρόνια ενός μορίου βρίσκονται σε μοριακά τροχιακά. Σε ένα μόριο, ένα ηλεκτρόνιο βρίσκεται σε μια ορισμένη ΜΟ, που περιγράφεται από την αντίστοιχη κυματική συνάρτηση ψ.

Τύποι ΜΟ. Όταν ένα ηλεκτρόνιο ενός ατόμου, όταν πλησιάζει, πέφτει στη σφαίρα δράσης ενός άλλου ατόμου, η φύση της κίνησης και επομένως η κυματική συνάρτηση του ηλεκτρονίου αλλάζει. Στο μόριο που προκύπτει, οι κυματικές συναρτήσεις, ή τροχιακά, των ηλεκτρονίων είναι άγνωστες. Υπάρχουν διάφοροι τρόποι προσδιορισμού του τύπου MO με βάση γνωστά AOs. Τις περισσότερες φορές, τα MO λαμβάνονται με γραμμικό συνδυασμό ατομικών τροχιακών (LCAO). Η αρχή Pauli, ο κανόνας του Hund και η αρχή της ελάχιστης ενέργειας ισχύουν επίσης για τη μέθοδο MO.

Ρύζι. 2.2 Σχηματισμός δεσμευτικών και αντιδεσμικών μοριακών τροχιακών από ατομικά τροχιακά.

Στην απλούστερη γραφική τους μορφή, τα MO, όπως το LCAO, μπορούν να ληφθούν προσθέτοντας ή αφαιρώντας συναρτήσεις κυμάτων. Το Σχήμα 2.2 δείχνει τον σχηματισμό συνδετικών και αντιδεσμευτικών MO από το αρχικό ΑΟ.

Τα AOs μπορούν να σχηματίσουν MO εάν οι ενέργειες των αντίστοιχων AOs είναι κοντά σε αξία και τα AOs έχουν την ίδια συμμετρία σε σχέση με τον άξονα του δεσμού.

Οι κυματικές συναρτήσεις, ή τροχιακά, του υδρογόνου 1 μπορούν να δώσουν δύο γραμμικούς συνδυασμούς - ο ένας όταν προστίθεται, ο άλλος όταν αφαιρείται (Εικ. 2.2).

Όταν οι κυματικές συναρτήσεις αθροίζονται, στην περιοχή επικάλυψης η πυκνότητα του νέφους ηλεκτρονίων, ανάλογη με το ψ2, γίνεται μεγαλύτερη, δημιουργείται υπερβολικό αρνητικό φορτίο μεταξύ των ατομικών πυρήνων και οι ατομικοί πυρήνες έλκονται προς αυτό. Ένα MO που λαμβάνεται με την προσθήκη των κυματοσυναρτήσεων των ατόμων υδρογόνου ονομάζεται δεσμευτικό MO.

Εάν αφαιρεθούν οι κυματικές συναρτήσεις, τότε στην περιοχή μεταξύ των ατομικών πυρήνων η πυκνότητα του νέφους ηλεκτρονίων γίνεται μηδέν, το νέφος ηλεκτρονίων "σπρώχνεται έξω" από την περιοχή που βρίσκεται μεταξύ των ατόμων. Το MO που προκύπτει δεν μπορεί να δεσμεύσει άτομα και ονομάζεται αντιδεσμικό.

Δεδομένου ότι τα τροχιακά s του υδρογόνου σχηματίζουν μόνο έναν δεσμό σ, τα MO που προκύπτουν ονομάζονται σcв και σρ. Τα MO που σχηματίζονται από ατομικά τροχιακά 1s ονομάζονται σcв1s και σρ1s.

Στο δεσμευτικό MO, η δυναμική (και η συνολική) ενέργεια των ηλεκτρονίων αποδεικνύεται μικρότερη από ό,τι στο AO, και στο αντιδεσμικό MO, είναι μεγαλύτερη. Σε απόλυτη τιμή, η αύξηση της ενέργειας των ηλεκτρονίων στα τροχιακά αντιδεσμών είναι κάπως μεγαλύτερη από τη μείωση της ενέργειας στα τροχιακά δεσμού. Ένα ηλεκτρόνιο που βρίσκεται σε ένα δεσμευτικό τροχιακό εξασφαλίζει τη σύνδεση μεταξύ των ατόμων, σταθεροποιώντας το μόριο, και ένα ηλεκτρόνιο σε ένα τροχιακό αντιδεσμικό αποσταθεροποιεί το μόριο, δηλ. ο δεσμός μεταξύ των ατόμων εξασθενεί. Erazr. > Εσβ.

Τα MO σχηματίζονται επίσης από τροχιακά 2p της ίδιας συμμετρίας: δεσμευτικά και αντιδεσμικά τροχιακά σ από τροχιακά 2p που βρίσκονται κατά μήκος του άξονα x. Ονομάζονται σcв2р και ςρ2ρ. Τα δεσμευτικά και αντισυνδεδεμένα τροχιακά p σχηματίζονται από τροχιακά 2pz. Ονομάζονται πсв2рz, πp2pz, αντίστοιχα. Τα τροχιακά πsv2py και πρ2υ σχηματίζονται παρόμοια.

Συμπλήρωση MO. Η πλήρωση των MO με ηλεκτρόνια συμβαίνει με τη σειρά της αυξανόμενης τροχιακής ενέργειας. Εάν τα MO έχουν την ίδια ενέργεια (πst ή πp τροχιακά), τότε η πλήρωση γίνεται σύμφωνα με τον κανόνα του Hund, έτσι ώστε η ροπή σπιν του μορίου να είναι μεγαλύτερη. Κάθε ΜΟ, όπως ένα ατομικό, μπορεί να φιλοξενήσει δύο ηλεκτρόνια. Όπως σημειώθηκε, οι μαγνητικές ιδιότητες των ατόμων ή των μορίων εξαρτώνται από την παρουσία ασύζευκτων ηλεκτρονίων: εάν ένα μόριο έχει ασύζευκτα ηλεκτρόνια, τότε είναι παραμαγνητικό, αν όχι, είναι διαμαγνητικό.

Σκεφτείτε το ιόν.

Από το διάγραμμα είναι σαφές ότι το μόνο ηλεκτρόνιο βρίσκεται κατά μήκος σcв - MO. Σχηματίζεται μια σταθερή ένωση με ενέργεια δέσμευσης 255 kJ/mol και μήκος δεσμού 0,106 nm. Το μοριακό ιόν είναι παραμαγνητικό. Αν υποθέσουμε ότι η πολλαπλότητα του δεσμού, όπως στη μέθοδο BC, προσδιορίζεται από τον αριθμό των ζευγών ηλεκτρονίων, τότε η πολλαπλότητα του δεσμού in είναι ίση με ½. Η διαδικασία σχηματισμού μπορεί να γραφτεί ως εξής:

Αυτή η καταχώρηση σημαίνει ότι υπάρχει ένα ηλεκτρόνιο στο σc MO που σχηματίζεται από ένα 1s AO.

Το συνηθισμένο μόριο υδρογόνου περιέχει ήδη δύο ηλεκτρόνια με αντίθετα σπιν στο τροχιακό σcв1s: . Η ενέργεια του δεσμού στο H2 είναι μεγαλύτερη από το H2 - 435 kJ/mol και το μήκος του δεσμού (0,074 nm) είναι μικρότερο. Το μόριο Η2 περιέχει έναν απλό δεσμό και το μόριο είναι διαμαγνητικό.

Ρύζι. 2.3. Ενεργειακό διάγραμμα ΑΟ και ΜΟ σε σύστημα δύο ατόμων υδρογόνου.

Το μοριακό ιόν (+He+ ® He+2[(sсв1s)2(sр1s)1]) έχει ήδη ένα ηλεκτρόνιο στο τροχιακό σ εκκένωσης 1s. Η ενέργεια του δεσμού είναι 238 kJ/mol (μειωμένη σε σύγκριση με το Η2) και το μήκος του δεσμού (0,108 nm) είναι αυξημένο. Η πολλαπλότητα του δεσμού είναι ½ (η πολλαπλότητα του δεσμού είναι ίση με το ήμισυ της διαφοράς στον αριθμό των ηλεκτρονίων στα συνδετικά και αντιδεσμικά τροχιακά).

Li2	(Be)2	Β2	Ν2	Ο2	(Νε)2	CO	ΟΧΙ
σp2px	–	–	–	–	–	¯	–	–
πp2py, πp2pz	– –	– –	– –	– –	,	¯,¯	– –	,–
σcв2px	–	–	–	¯	¯	¯	¯	¯
πсв2py, πсв2pz	– –	– –	,	¯,¯	¯,¯	¯,¯	¯,¯	¯,¯
σρ2s	–	¯	¯	¯	¯	¯	¯	¯
σcв2s	¯	¯	¯	¯	¯	¯	¯	¯
Επικοινωνιακή πολλαπλότητα	1	0	1	3	2	0	3	2 ½
Ενέργεια δεσμού, kJ/mol	105	–	288	941	566	–	1070	677

Ένα υποθετικό μόριο He2 θα είχε δύο ηλεκτρόνια στο τροχιακό σcв1s και δύο ηλεκτρόνια στο τροχιακό σρ1s. Δεδομένου ότι ένα ηλεκτρόνιο στο τροχιακό αντισύνδεσης καταστρέφει τη δεσμευτική επίδραση του ηλεκτρονίου στο τροχιακό δεσμού, το μόριο He2 δεν μπορεί να υπάρξει. Η μέθοδος BC οδηγεί στο ίδιο συμπέρασμα.

Η σειρά με την οποία τα MO γεμίζονται με ηλεκτρόνια κατά τον σχηματισμό μορίων από στοιχεία περιόδου II φαίνεται παρακάτω. Σύμφωνα με τα διαγράμματα, τα μόρια Β2 και Ο2 είναι παραμαγνητικά και το μόριο Be2 δεν μπορεί να υπάρξει.

Ο σχηματισμός μορίων από άτομα στοιχείων της περιόδου II μπορεί να γραφτεί ως εξής (K - εσωτερικά ηλεκτρονικά στρώματα):

Φυσικές ιδιότητες μορίων και ΜΜΟ

Η ύπαρξη συνδετικών και αντιδεσμευτικών MO επιβεβαιώνεται από τις φυσικές ιδιότητες των μορίων. Η μέθοδος MO μας επιτρέπει να προβλέψουμε ότι εάν, κατά τον σχηματισμό ενός μορίου από άτομα, τα ηλεκτρόνια του μορίου πέσουν σε τροχιακά δεσμού, τότε τα δυναμικά ιονισμού των μορίων θα πρέπει να είναι μεγαλύτερα από τα δυναμικά ιοντισμού των ατόμων και εάν τα ηλεκτρόνια πέφτουν σε αντιδεσμικά τροχιακά και μετά το αντίστροφο.

Έτσι, τα δυναμικά ιονισμού των μορίων υδρογόνου και αζώτου (συγκολλητικά τροχιακά) - 1485 και 1500 kJ/mol, αντίστοιχα - είναι μεγαλύτερα από τα δυναμικά ιοντισμού των ατόμων υδρογόνου και αζώτου - 1310 και 1390 kJ/mol, και τα δυναμικά ιοντισμού του οξυγόνου και τα μόρια φθορίου (αντιδεσμικά τροχιακά) - 1170 και 1523 kJ/mol είναι λιγότερα από εκείνα των αντίστοιχων ατόμων - 1310 και 1670 kJ/mol. Όταν τα μόρια ιονίζονται, η ισχύς του δεσμού μειώνεται εάν ένα ηλεκτρόνιο αφαιρεθεί από ένα τροχιακό δεσμού (Η2 και Ν2) και αυξάνεται εάν ένα ηλεκτρόνιο αφαιρεθεί από ένα τροχιακό αντιδεσμού (Ο2 και F2).

Διατομικά μόρια με διαφορετικά άτομα

Τα MO για μόρια με διαφορετικά άτομα (NO, CO) κατασκευάζονται παρόμοια εάν τα αρχικά άτομα δεν διαφέρουν πολύ στις τιμές δυναμικού ιονισμού. Για το μόριο CO, για παράδειγμα, έχουμε:

Οι ενέργειες AO του ατόμου οξυγόνου είναι χαμηλότερες από τις ενέργειες των αντίστοιχων τροχιακών άνθρακα (1080 kJ/mol)· βρίσκονται πιο κοντά στον πυρήνα. Τα 10 ηλεκτρόνια που υπάρχουν στα αρχικά άτομα στις εξωτερικές στοιβάδες γεμίζουν τα δεσμευτικά scb2s και αντιδεσμικά τροχιακά sp2s και τα τροχιακά δεσμού και pscb2ry,z. Το μόριο CO αποδεικνύεται ισοηλεκτρονικό με το μόριο N2. Η ενέργεια δέσμευσης των ατόμων σε ένα μόριο CO (1105 kJ/mol) είναι ακόμη μεγαλύτερη από ό,τι σε ένα μόριο αζώτου (940 kJ/mol). Το μήκος του δεσμού C–O είναι 0,113 nm.

ΟΧΙ μόριο

έχει ένα ηλεκτρόνιο στο αντιδεσμικό τροχιακό. Ως αποτέλεσμα, η ενέργεια δέσμευσης του NO (680 kJ/mol) είναι χαμηλότερη από αυτή του N2 ή του CO. Η αφαίρεση ενός ηλεκτρονίου από το μόριο του ΝΟ (ιονισμός για να σχηματιστεί NO+) αυξάνει την ενέργεια δέσμευσης των ατόμων σε 1050–1080 kJ/mol.

Ας εξετάσουμε τον σχηματισμό MO στο μόριο υδροφθορίου HF. Δεδομένου ότι το δυναμικό ιοντισμού του φθορίου (17,4 eV ή 1670 kJ/mol) είναι μεγαλύτερο από αυτό του υδρογόνου (13,6 eV ή 1310 kJ/mol), τα τροχιακά 2p του φθορίου έχουν μικρότερη ενέργεια από το τροχιακό 1s του υδρογόνου. Λόγω της μεγάλης διαφοράς στην ενέργεια, το τροχιακό 1s του ατόμου του υδρογόνου και το τροχιακό 2s του ατόμου του φθορίου δεν αλληλεπιδρούν. Έτσι, το τροχιακό 2s του φθορίου γίνεται χωρίς να αλλάξει η ενέργεια του MO στο HF. Τέτοια τροχιακά ονομάζονται μη δεσμευτικά τροχιακά. Τα τροχιακά 2py και 2рz του φθορίου επίσης δεν μπορούν να αλληλεπιδράσουν με το τροχιακό 1s του υδρογόνου λόγω της διαφοράς στη συμμετρία σε σχέση με τον άξονα του δεσμού. Γίνονται επίσης μη δεσμευτικοί MO. Τα συνδετικά και αντιδεσμικά MO σχηματίζονται από το τροχιακό 1s του υδρογόνου και το τροχιακό 2 px του φθορίου. Τα άτομα υδρογόνου και φθορίου συνδέονται με δεσμό δύο ηλεκτρονίων με ενέργεια 560 kJ/mol.

Βιβλιογραφία

Γκλίνκα Ν.Λ. Γενική χημεία. – Μ.: Χημεία, 1978. – Σ. 111-153.

Shimanovich I.E., Pavlovich M.L., Tikavyy V.F., Malashko P.M. Γενική χημεία σε τύπους, ορισμούς, διαγράμματα. – Μν.: Universitetskaya, 1996. – Σελ. 51-77.

Vorobyov V.K., Eliseev S.Yu., Vrublevsky A.V. Πρακτική και ανεξάρτητη εργασία στη χημεία. – Μν.: UE “Donarit”, 2005. – Σελ. 21-30.

Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι μια τιμή υπό όρους που χαρακτηρίζει την ικανότητα ενός ατόμου σε μια χημική ένωση να προσελκύει ηλεκτρόνια προς τον εαυτό του.