화학 결합의 유형. 화학 결합 물질 분자의 총 결합 수

두 개 이상의 원자로 구성된 화학 입자를 화학 입자라고 합니다. 분자(실제 또는 조건부 공식 단위다원자 물질). 분자의 원자는 화학적으로 결합되어 있습니다.

화학적 결합은 입자를 서로 붙잡는 전기적 인력을 의미합니다. 모든 화학결합은 구조식것 같다 원자가선예를 들어:

H–H(두 개의 수소 원자 사이의 결합);

H 3 N – H + (암모니아 분자의 질소 원자와 수소 양이온 사이의 결합);

(K +) – (I -) (칼륨 양이온과 요오드화물 이온 사이의 결합).

화학 결합은 한 쌍의 전자에 의해 형성됩니다. ( ), 이는 복잡한 입자(분자, 착이온)의 전자 공식에서 일반적으로 원자의 고독한 전자쌍과 달리 원자가 특성으로 대체됩니다. 예를 들면 다음과 같습니다.

화학결합이라고 한다. 공유결합,두 원자와 전자쌍을 공유하여 형성되는 경우.

F 2 분자에서 두 불소 원자는 모두 동일한 전기 음성도를 가지므로 전자쌍의 보유는 동일합니다. 이러한 화학 결합을 비극성이라고 부릅니다. 각 불소 원자는 전자 밀도에서는 동일하다 전자식분자는 조건부로 균등하게 나눌 수 있습니다.

염화수소 분자 HCl에서 화학 결합은 이미 극선,염소 원자(전기음성도가 더 높은 원소)의 전자 밀도가 수소 원자의 전자 밀도보다 훨씬 높기 때문입니다.

H-H와 같은 공유 결합은 두 개의 중성 원자의 전자를 공유함으로써 형성될 수 있습니다.

H · + · H > H – H

이러한 결합 형성 메커니즘을 교환또는 동등한.

또 다른 메커니즘에 따르면, 수소화물 이온 H의 전자쌍이 수소 양이온 H+에 의해 공유될 때 동일한 공유 H – H 결합이 발생합니다.

H + + (:H) - > H – H

이 경우 H+ 양이온이라고 합니다. 수용체음이온 H – 기증자전자쌍. 공유결합 형성 메커니즘은 다음과 같다. 기증자-수용자,또는 조정.

단일 결합(H – H, F – F, H – CI, H – N)을 호출합니다. 채권,그들은 분자의 기하학적 모양을 결정합니다.

이중 및 삼중 결합()은 하나의 α 성분과 하나 또는 두 개의 α 성분을 포함합니다. 주요 구성 요소이자 조건부로 먼저 형성된 ? 구성 요소는 항상 ? 구성 요소보다 강력합니다.

화학 결합의 물리적(실제로 측정 가능한) 특성은 에너지, 길이 및 극성입니다.

화학 결합 에너지 (이자형 sv)는 주어진 결합이 형성되는 동안 방출되어 결합을 끊는 데 소비되는 열입니다. 동일한 원자의 경우 단일 결합은 항상 약한배수(이중, 삼중)보다.

화학 결합 길이 (엘св) – 핵간 거리. 동일한 원자의 경우 단일 결합은 항상 더 길게, 배수보다.

극성의사소통은 측정된다 전기 쌍극자 모멘트 p– (주어진 결합의 원자에 있는) 실제 전하와 쌍극자의 길이(즉, 결합의 길이)를 곱한 것입니다. 쌍극자 모멘트가 클수록 결합의 극성이 높아집니다. 공유 결합에 있는 원자의 실제 전하는 값이 항상 원소의 산화 상태보다 작지만 부호는 일치합니다. 예를 들어, H + I -Cl -I 결합의 경우 실제 전하는 H +0 " 17 -Cl -0 " 17(양극 입자 또는 쌍극자)입니다.

분자 극성구성과 기하학적 모양에 따라 결정됩니다.

비극성(p = O) 될거야:

a) 분자 단순한비극성 공유 결합만을 포함하기 때문에 물질;

비) 다원자분자 복잡한물질(기하학적 모양인 경우) 대칭.

예를 들어 CO 2, BF 3 및 CH 4 분자는 길이가 동일한 결합 벡터의 다음과 같은 방향을 갖습니다.

결합 벡터를 추가할 때 그 합은 항상 0이 되며 분자는 극성 결합을 포함하지만 전체적으로 비극성입니다.

극지(p> O)는 다음과 같습니다:

ㅏ) 이원자분자 복잡한물질은 극성 결합만을 포함하기 때문입니다.

비) 다원자분자 복잡한물질, 구조가 있는 경우 비대칭적으로,즉, 기하학적 모양이 불완전하거나 왜곡되어 예를 들어 NH 3, H 2 O, HNO 3 및 HCN 분자에서 전체 전기 쌍극자가 나타납니다.

NH 4 +, SO 4 2- 및 NO 3 -와 같은 착이온은 원칙적으로 쌍극자가 될 수 없으며 단 하나의(양성 또는 음성) 전하만 운반합니다.

이온 결합이는 예를 들어 K +와 I - 사이에서 전자 쌍을 거의 공유하지 않고 양이온과 음이온의 정전기적 인력 중에 발생합니다. 칼륨 원자는 전자 밀도가 부족한 반면 요오드 원자는 과잉입니다. 이 연결이 고려됩니다. 극심한전자쌍이 실질적으로 음이온을 소유하고 있기 때문에 공유 결합의 경우입니다. 이 연결은 일반적인 금속 및 비금속 화합물(CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N)과 염류 물질(NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3)에 가장 일반적입니다. 실내 조건에서 이들 화합물은 모두 결정성 물질이며, 이를 총칭하여 이온 결정(양이온과 음이온으로 만들어진 결정).

또 다른 유형의 연결이 알려져 있습니다. 금속 본드,원자가 전자는 금속 원자에 의해 너무 느슨하게 유지되어 실제로 특정 원자에 속하지 않습니다.

명백히 자신에게 속한 외부 전자 없이 남겨진 금속 원자는 말하자면 양이온이 됩니다. 그들은 형성한다 금속 결정 격자.사회화된 원자가 전자 세트( 전자 가스)특정 격자 부위에 양이온 금속 이온을 함께 보유합니다.

이온 결정과 금속 결정 외에도 원자그리고 분자격자 위치에 각각 원자나 분자가 있는 결정질 물질. 예: 다이아몬드와 흑연은 원자 격자를 가진 결정이고, 요오드 I 2 및 이산화탄소 CO 2(드라이아이스)는 분자 격자를 가진 결정입니다.

화학 결합은 물질의 분자 내부뿐만 아니라 액체 HF, 물 H 2 O 및 H 2 O + NH 3의 혼합물과 같이 분자 사이에도 형성될 수 있습니다.

수소 결합가장 전기 음성도가 높은 원소인 F, O, N의 원자를 포함하는 극성 분자의 정전기적 인력으로 인해 형성됩니다. 예를 들어, 수소 결합은 HF, H 2 O 및 NH 3에 존재하지만 HCl에는 없습니다. H 2 S 및 PH 3.

예를 들어, 얼음이 녹고 물이 끓을 때 수소 결합은 불안정하고 아주 쉽게 끊어집니다. 그러나 이러한 결합을 끊는 데 일부 추가 에너지가 소비되므로 수소 결합이 있는 물질의 녹는점(표 5)과 끓는점이 달라집니다.

(예: HF 및 H 2 O)는 유사한 물질보다 훨씬 높지만 수소 결합이 없습니다(예: 각각 HCl 및 H 2 S).

많은 유기 화합물도 수소 결합을 형성합니다. 수소 결합은 생물학적 과정에서 중요한 역할을 합니다.

파트 A 작업의 예

1. 공유결합만 있는 물질은 다음과 같다.

1) SiH4, Cl2O, CaBr2

2) NF3, NH4Cl, P2O5

3) CH4, HNO3, Na(CH3O)

4) CCl2O, I2, N2O

2–4. 공유결합

2. 싱글

3. 더블

4. 트리플

물질에 존재

5. 분자에는 다중 결합이 존재합니다.

6. 라디칼이라 불리는 입자는

7. 결합 중 하나는 이온 세트의 공여체-수용체 메커니즘에 의해 형성됩니다.

1) SO42-, NH4+

2) H3O+, NH4+

3) PO 4 3-, NO 3 -

4) PH 4 +, SO 3 2-

8. 가장 내구성이 좋음그리고 짧은결합 - 분자 내

9. 이온결합만 있는 물질 - 세트 내

2) NH4Cl, SiCl4

10–13. 물질의 결정 격자

13. 바(OH) 2

1) 금속

3) 원자

물질의 가장 작은 입자는 화학 결합 또는 화학 결합이 작용하는 원자의 상호 작용의 결과로 형성된 분자입니다. 화학 결합의 교리는 이론 화학의 기초를 형성합니다. 화학 결합은 두 개(때로는 그 이상)의 원자가 상호 작용할 때 발생합니다. 결합 형성은 에너지 방출과 함께 발생합니다.

화학 결합은 개별 원자를 분자, 이온 및 결정으로 결합하는 상호 작용입니다.

화학 결합은 본질적으로 균일합니다. 이는 정전기에 기인합니다. 그러나 다양한 화합물에서 화학 결합의 유형은 다양합니다. 가장 중요한 유형의 화학 결합은 공유(비극성, 극성), 이온 및 금속 결합입니다. 이러한 유형의 결합에는 공여체-수용체, 수소 등이 있습니다. 금속 결합은 금속 원자 사이에서 발생합니다.

공통 또는 공유 전자쌍 또는 여러 전자쌍의 형성을 통해 수행되는 화학 결합을 공유결합이라고 합니다. 각 원자는 하나의 공통 전자쌍을 형성하는 데 하나의 전자를 제공합니다. “동등한 몫”으로 참여합니다(Lewis, 1916). 아래는 분자 H2, F2, NH3 및 CH4의 화학 결합 형성에 대한 다이어그램입니다. 다른 원자에 속하는 전자는 다른 기호로 표시됩니다.

화학 결합 형성의 결과로 분자의 각 원자는 안정적인 2전자 및 8전자 구성을 갖습니다.

공유 결합이 발생하면 원자의 전자 구름이 겹쳐서 분자 전자 구름을 형성하고 에너지가 증가합니다. 분자 전자 구름은 두 핵의 중심 사이에 위치하며 원자 전자 구름의 밀도에 비해 전자 밀도가 증가합니다.

공유 결합의 구현은 서로 다른 원자에 속하는 짝을 이루지 않은 전자의 역평행 스핀의 경우에만 가능합니다. 평행한 전자 스핀을 사용하면 원자는 끌어당기지 않고 밀어냅니다. 즉, 공유 결합이 발생하지 않습니다. 공통 전자쌍과 관련된 화학 결합을 설명하는 방법을 원자가 결합 방법(VBC)이라고 합니다.

MBC 기본조항

공유 화학 결합은 반대 스핀을 갖는 두 전자에 의해 형성되며, 이 전자쌍은 두 원자에 속합니다.

상호작용하는 전자구름이 더 많이 겹칠수록 공유결합은 더 강해집니다.

구조식을 작성할 때 결합을 결정하는 전자쌍은 종종 대시(공유 전자를 나타내는 점 대신)로 표시됩니다.

화학 결합의 에너지 특성은 중요합니다. 화학 결합이 형성되면 시스템(분자)의 총 에너지는 구성 부분(원자)의 에너지보다 작습니다. EAB<ЕА+ЕB.

원자가는 화학 원소의 원자가 다른 원소의 특정 수의 원자를 부착하거나 대체하는 특성입니다. 이러한 관점에서 원자의 원자가는 화학 결합을 형성하는 수소 원자의 수 또는 이 원소의 원자로 대체된 수소 원자의 수에 의해 가장 쉽게 결정됩니다.

원자의 양자역학적 개념이 발전하면서 원자가는 화학 결합 형성에 관여하는 짝을 이루지 않은 전자의 수에 의해 결정되기 시작했습니다. 짝을 이루지 않은 전자 외에도 원자의 원자가는 원자가 전자층의 비어 있거나 완전히 채워진 궤도의 수에 따라 달라집니다.

결합 에너지는 원자가 분자를 형성할 때 방출되는 에너지입니다. 결합 에너지는 일반적으로 kJ/mol(또는 kcal/mol)로 표시됩니다. 이것은 화학 결합의 가장 중요한 특성 중 하나입니다. 더 적은 에너지를 포함하는 시스템이 더 안정적입니다. 예를 들어, 수소 원자는 분자로 결합되는 경향이 있는 것으로 알려져 있습니다. 이는 H2 분자로 구성된 시스템이 동일한 수의 H 원자로 구성되었지만 분자로 결합되지 않은 시스템보다 적은 에너지를 포함한다는 것을 의미합니다.

쌀. 2.1 핵간 거리 r에 대한 두 개의 수소 원자 시스템의 위치 에너지 E의 의존성: 1 - 화학 결합이 형성되는 동안; 2 – 교육을 받지 못했습니다.

그림 2.1은 상호작용하는 수소 원자의 에너지 곡선 특성을 보여줍니다. 원자의 접근은 에너지 방출을 동반하며, 전자 구름이 겹칠수록 에너지 방출은 더 커집니다. 그러나 정상적인 조건에서는 쿨롱 반발로 인해 두 원자의 핵 융합이 불가능합니다. 이는 원자의 인력 대신 어느 정도 거리에서 반발이 발생한다는 것을 의미합니다. 따라서 에너지 곡선의 최소값에 해당하는 원자 사이의 거리 r0는 화학 결합의 길이(곡선 1)에 해당합니다. 상호 작용하는 수소 원자의 전자 스핀이 동일하면 반발이 발생합니다(곡선 2). 다양한 원자의 결합 에너지는 170~420kJ/mol(40~100kcal/mol) 범위 내에서 다양합니다.

더 높은 에너지 하위 준위 또는 준위로의 전자 전이 과정(즉, 앞서 논의한 여기 또는 기화 과정)에는 에너지가 필요합니다. 화학 결합이 형성되면 에너지가 방출됩니다. 화학 결합이 안정되기 위해서는 여기로 인한 원자 에너지의 증가가 형성되는 화학 결합의 에너지보다 작아야 합니다. 즉, 원자의 여기를 위해 소비된 에너지는 결합 형성으로 인한 에너지 방출로 보상되어야 합니다.

화학 결합은 결합 에너지 외에도 길이, 다중성 및 극성을 특징으로 합니다. 두 개 이상의 원자로 구성된 분자의 경우 결합 사이의 각도와 분자 전체의 극성이 중요합니다.

결합의 다중도는 두 원자를 연결하는 전자쌍의 수에 의해 결정됩니다. 따라서 에탄 H3C-CH3에서는 탄소 원자 사이의 결합이 단일이고, 에틸렌 H2C=CH2에서는 이중이며, 아세틸렌 HCºCH에서는 삼중입니다. 결합 다중도가 증가함에 따라 결합 에너지도 증가합니다. C-C 결합 에너지는 339kJ/mol, C=C - 611kJ/mol 및 C°C - 833kJ/mol입니다.

원자 사이의 화학 결합은 전자 구름의 중첩으로 인해 발생합니다. 원자핵을 연결하는 선을 따라 겹치는 경우 이러한 결합을 시그마 결합(σ 결합)이라고 합니다. 두 개의 s 전자, s 및 p 전자, 두 개의 px 전자, s 및 d 전자로 구성될 수 있습니다(예:

하나의 전자쌍에 의해 수행되는 화학 결합을 단일 결합이라고 합니다. 단일 결합은 항상 σ 결합입니다. s형 오비탈은 σ 결합만 형성할 수 있습니다.

두 원자 사이의 결합은 한 쌍 이상의 전자에 의해 이루어질 수 있습니다. 이 관계를 다중이라고 합니다. 다중 결합 형성의 예는 질소 분자입니다. 질소 분자에서 px 궤도는 하나의 σ 결합을 형성합니다. pz 오비탈에 의해 결합이 형성되면 두 영역이 발생합니다.

겹침 - x축 위와 아래:

이러한 결합을 파이결합(π결합)이라고 한다. 두 원자 사이의 π 결합 형성은 두 원자가 이미 σ 결합으로 연결된 경우에만 발생합니다. 질소 분자의 두 번째 π 결합은 원자의 py 궤도에 의해 형성됩니다. π 결합이 형성되면 전자 구름은 σ 결합의 경우보다 덜 중첩됩니다. 결과적으로 π 결합은 일반적으로 동일한 원자 궤도에 의해 형성된 σ 결합보다 강도가 약합니다.

p 오비탈은 σ와 π 결합을 모두 형성할 수 있습니다. 다중 결합에서 그 중 하나는 반드시 σ 결합입니다.

따라서 질소 분자의 세 결합 중 하나는 σ 결합이고 두 개는 π 결합입니다.

결합 길이는 결합된 원자의 핵 사이의 거리입니다. 다양한 화합물의 결합 길이는 10분의 1나노미터입니다. 다중도가 증가함에 따라 결합 길이는 감소합니다. 결합 길이 N–N, N=N 및 N°N은 0.145와 같습니다. 0.125 및 0.109nm(10-9m)이고 C-C, C=C 및 C°C 결합의 길이는 각각 0.154입니다. 0.134 및 0.120nm.

서로 다른 원자 사이에서 일부 분자의 전기음성도(EO)가 전기대칭인 경우, 즉 순수한 공유 결합이 나타날 수 있습니다. 핵의 양전하와 전자의 음전하의 "무게 중심"이 한 지점에서 일치하므로 이를 비극성이라고 부릅니다.

연결 원자의 EO가 다른 경우, 그 사이에 위치한 전자 구름은 EO가 더 높은 원자에 더 가까운 대칭 위치에서 이동합니다.

전자 구름의 변위를 분극이라고 합니다. 일방적인 분극의 결과로 분자 내의 양전하와 음전하의 무게 중심은 한 지점에서 일치하지 않고 그 사이에 일정한 거리(l)가 나타납니다. 이러한 분자를 극성 또는 쌍극자라고 하며, 분자 사이의 결합을 극성이라고 합니다.

극성 결합은 약간의 일방적인 분극을 겪은 공유 결합의 한 유형입니다. 분자 내 양전하와 음전하의 "무게 중심" 사이의 거리를 쌍극자 길이라고 합니다. 당연히 극성이 클수록 쌍극자의 길이가 길어지고 분자의 극성도 커집니다. 분자의 극성을 평가하기 위해 일반적으로 기본 전하 값(e)과 쌍극자 길이(l)의 곱인 영구 쌍극자 모멘트(Mp)를 사용합니다.

화학에서 가장 중요한 쟁점 중 하나는 화학결합의 문제인데, 이는 원자 구조 이론과 D.I의 주기율을 바탕으로 원자, 이온, 분자 사이의 결합 형성의 원인과 패턴을 규명하는 것이 요구된다. Mendeleev는 물질의 물리적, 화학적 특성 해석을 통해 이러한 결합의 특성을 연구합니다.

원자로부터 분자, 분자 이온, 이온, 결정질, 비정질 및 기타 물질이 형성되면 상호 작용하지 않는 원자에 비해 에너지가 감소합니다. 이 경우 최소 에너지는 서로에 대한 특정 원자 배열에 해당하며 이는 전자 밀도의 상당한 재분배에 해당합니다. 새로운 형태로 원자를 함께 묶는 힘은 "화학 결합"이라는 일반적인 이름을 받았습니다. 가장 중요한 유형의 화학 결합은 이온 결합, 공유 결합, 금속 결합, 수소 결합, 분자간 결합입니다.

화학 결합을 특성화할 때 일반적으로 "원가", "산화 상태" 및 "결합 다중성"과 같은 개념이 사용됩니다.
원자가- 화학 원소의 원자가 다른 원자와 결합을 형성하는 능력. 이온성 화합물의 경우, 주거나 받은 전자의 수를 원자가 값으로 사용합니다. 공유결합 화합물의 원자가는 공유 전자쌍의 수와 같습니다.

전자 재분배 방법에 따라 다음과 같은 것들이 있습니다. 공유결합, 이온 그리고 금속 . 분극의 유무에 따라 공유 결합은 다음과 같이 나뉩니다. 극선 - 서로 다른 원소의 원자 사이 비극성 - 같은 원소의 원자 사이. 공유결합은 형성방법에 따라 다음과 같이 나누어진다. 평범한 , 기증자-수용자 그리고 여격.

전자 원자가 이론에 따르면 원자가 궤도에서 전자의 재분배로 인해 화학 결합이 발생하여 이온 형성 (W. Kossel) 또는 다음과 같은 희가스 (옥텟)의 안정적인 전자 구성이 이루어집니다. 공유 전자쌍(G. Lewis). 양자역학 이론(원자결합 이론 및 분자 궤도법)은 슈뢰딩거 방정식의 근사해를 기반으로 분자 내 전자 상태를 설명하는 파동 함수 ψ의 개념을 기반으로 합니다. 처음으로 W. Heitler와 F. London이 수소 분자에 대해 이러한 대략적인 계산을 수행했습니다.

두 개의 수소 원자로 구성된 시스템의 에너지는 a입니다. 스핀은 평행합니다. b - 스핀이 역평행하다. E - 시스템의 에너지, r 0 - 분자 내 핵간 거리

결과적으로 두 개의 수소 원자로 구성된 시스템 E의 위치 에너지가 거리에 의존하는 것을 찾을 수 있는 방정식이 얻어졌습니다. 아르 자형이 원자의 핵 사이. 계산 결과는 상호작용하는 전자의 스핀이 동일한지 반대인지에 따라 달라지는 것으로 밝혀졌습니다. 동일한 스핀 방향(곡선 a)으로 원자가 접근하면 시스템 에너지가 지속적으로 증가합니다. 이 경우 원자를 서로 가깝게 만드는 데는 에너지 소비가 필요하므로 이러한 과정은 에너지적으로 불리한 것으로 판명되고 원자 사이의 화학 결합이 발생하지 않습니다.

반대 방향의 스핀(곡선 b)을 사용하면 원자가 특정 거리로 모입니다. r 0시스템 에너지의 감소를 동반합니다. ~에 아르 자형 = r 0시스템은 가장 낮은 위치 에너지를 갖습니다. 가장 안정적인 상태입니다. 원자를 다시 더 가깝게 만들면 에너지가 증가합니다. 그러나 이것은 또한 원자 전자의 반대 방향 스핀의 경우 H 2 분자가 형성된다는 것을 의미합니다. 이는 서로 일정한 거리에 위치한 두 개의 수소 원자로 구성된 안정적인 시스템입니다.

화학결합이 특징이다 에너지 그리고 길이 . 결합 강도의 척도는 결합을 끊기 위해 소비된 에너지 또는 개별 원자로부터 화합물을 형성할 때 에너지를 얻는 것입니다(이자형 세인트). 화학 결합의 에너지 - 이것은 화학 결합을 끊기 위해 소비되어야 하는 에너지입니다.이 경우 원자, 라디칼, 이온 또는 여기된 분자가 분자로부터 형성됩니다.

예를 들어:

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,

C 2 H 6 ?H 3 + ?H 3 , E St = 356 kJ/mol.

볼 수 있듯이 결합 에너지는 파열로 인해 얻어지는 생성물에 따라 달라집니다. 이러한 데이터를 바탕으로 일반 (단일), 이중, 삼중 및 일반적으로 다중 결합의 개념이 도입되었습니다.

링크 길이(nm, ?)- 분자 내 이웃 원자의 핵 사이의 거리. 현대의 물리적 방법(전자촬영, 방사선 촬영, 적외선 내시경 등)을 사용하여 실험적으로 결정할 수 있습니다. 대략 결합 길이는 이웃 원자의 반지름의 합과 같습니다. d A - B = r A + r B .

원자의 반경과 마찬가지로, 핵간 거리는 주기율표의 계열과 하위 그룹에서 자연스럽게 변경됩니다. 예를 들어, HF - HCl - HBr - HI 계열에서는 d H-G 거리가 증가합니다(각각 1.0; 1.27; 1.41 및 1.62 Ω). (다양성이 동일한) 서로 다른 화합물의 동일한 원자 사이의 거리는 가깝습니다. 따라서 모든 화합물의 단일 C-C 결합은 d C-C가 1.54에서 1.58Ω입니다. 결합 다중도가 높을수록 길이가 짧아집니다.

dC - C = 1.54, dC = C = 1.34 및 dC ‚ C = 1.2?

결합에너지가 높을수록 길이는 짧아진다.

두 개 이상의 원자를 포함하는 화합물에서 중요한 특성은 분자의 화학 결합에 의해 형성되고 그 기하학적 구조를 반영하는 결합 각도입니다. 이는 원자의 특성(전자 구조)과 화학 결합의 특성(공유 결합, 이온 결합, 수소 결합, 금속 결합, 단일 결합, 다중 결합)에 따라 달라집니다. 이제 결합 각도는 결합 길이와 동일한 방법을 사용하여 매우 정확하게 결정됩니다.

예를 들어, AB 2 조성의 분자는 선형(CO 2) 또는 각진(H 2 O), AB 3 - 삼각형(BF 3) 및 피라미드형(NH 3), AB 4 - 사면체(CH)일 수 있는 것으로 나타났습니다. 4) 또는 정사각형(PtCl 4) - 또는 피라미드형(SbCl 4) -, AB 5 - 삼각 쌍뿔(PCl 5) 또는 정방 피라미드(BrF 5), AB 6 - 팔면체(AlF 6) 3- 등 결합각은 주기율표의 서수 변화에 따라 자연스럽게 변합니다. 예를 들어, H 2 O, H 2 S, H 2 Se에 대한 H-E-H 각도는 감소합니다(각각 104.5, 92 및 90 0).

분자의 극성은 두 중심 결합을 형성하는 원자의 전기 음성도의 차이, 분자의 기하학적 구조, 고독한 전자쌍의 존재에 의해 결정됩니다. 채권의 방향이 아닙니다. 결합의 극성은 이온 성분, 즉 전자쌍이 전기음성도가 더 높은 원자로 이동함으로써 표현됩니다. 분자의 극성은 분자 결합의 모든 쌍극자 모멘트의 벡터 합과 동일한 쌍극자 모멘트를 통해 표현됩니다.

쌍극자는 서로 단위 거리에 위치한 두 개의 동일하지만 반대 전하의 시스템입니다. 쌍극자 모멘트는 쿨롱미터(C?m) 또는 디바이(D)로 측정됩니다. 1D = 0.333?10 -29C?m.

쌍극자 모멘트의 값을 알면 화학 결합의 특성(이온성, 공유 극성 또는 비극성)과 분자의 기하학적 모양에 대한 결론을 도출할 수 있습니다. 이진 분자를 구성하는 요소의 전기 음성도 차이에 집중할 수 있습니다. ? 1.7, 그러면 이 화합물의 결합은 공유 극성이지만, 그렇다면 어떨까요? ? 1.7 - 이온.

동일한 전기음성도(예: H 2, Cl 2 또는 유사한 전기음성도 값 - CH 4)를 갖는 원자 사이의 결합은 전하 분리와 관련된 작은 기여조차 하지 않습니다. 이러한 결합과 분자를 공유결합; 그들은 비극성이며 전하의 무게 중심이 일치합니다. 공유 결합은 교환 메커니즘을 통해 전자쌍을 공유함으로써 발생하는 가장 일반적인 유형의 화학 결합입니다.

단순 공유 결합을 형성하기 위해 각 원자는 하나의 전자(A.|.B)를 제공합니다. 언제든지 기증자-수용자 채권 하나의 원자 - 기증자 - 두 개의 전자를 제공하고 다른 원자를 제공합니다 - 수용체 - 이에 대해 빈 전자 궤도를 할당합니다: A : | B. 비극성 공유 결합(전기 음성도 차이는 0)의 전형적인 예는 동핵 분자(H-H, F-F, O + O = O 2)에서 관찰됩니다. 이종원자 공유 결합이 형성되면 전자쌍은 전기음성도가 더 높은 원자로 이동하여 이러한 결합이 극성(HCl, H 2 O)이 됩니다. S + O 2 = O=S=O.

제외하고 분극성 공유결합에는 성질이 있다 포화 - 에너지적으로 이용 가능한 원자 궤도만큼 많은 공유 결합을 형성하는 원자의 능력. 전자 궤도(s-궤도 제외)는 공간적 특성을 갖습니다. 집중하다 . 따라서 상호 작용하는 원자의 전자 구름이 겹쳐서 발생하는 공유 결합은 이러한 원자를 기준으로 특정 방향에 위치합니다.

전자 구름의 중첩이 상호 작용하는 원자의 핵을 연결하는 직선 방향(즉, 결합 축을 따라)으로 발생하면 σ -본드(시그마 본드). p-전자 구름이 결합 축에 수직으로 상호 작용할 때 이 축의 양쪽에 2개의 중첩 영역이 형성됩니다. 이러한 공유 결합을 π 결합(pi bond)이라고 합니다. π 결합은 p 전자뿐만 아니라 중첩된 d 및 p 전자 구름 또는 d 구름에서도 발생할 수 있습니다. 델타(δ) - 평행한 평면에 위치한 d 전자 구름의 4개 블레이드가 모두 겹쳐서 연결이 이루어집니다.

가능한 유형의 화학적 궤도 중첩

대칭 조건에 기초하여, s-오비탈의 전자는 σ - 결합, p-전자 - 이미 σ - 및 π - 결합, d - 전자 - σ - 및 π -에만 참여할 수 있음을 알 수 있습니다. δ - 결합. f 오비탈의 경우 대칭 유형이 훨씬 더 다양합니다.

대부분의 분자에서 결합은 본질적으로 중간 상태입니다(NaCl 포함). 이러한 결합과 분자를 극성(또는 극성 공유 결합)이라고 하며, 전하의 "무게 중심"이 일치하지 않습니다. 공유 결합은 가장 일반적인 유형의 결합으로, 대부분의 알려진 물질에서 발생합니다. 비극성 공유 결합과 순수 이온 결합에 가까운 결합을 갖는 화합물은 거의 없습니다.

상호 작용하는 원자의 전기 음성도가 다르면 전자 밀도가 전기 음성도가 더 높은 쪽으로 이동하고 원자는 궁극적으로 하전된 이온으로 변합니다. 이 경우 원자 사이에 형성이 발생합니다. 이온성의연결. 예를 들어, NaCl 분자의 결합은 대략 Na + 및 Cl - 이온의 쿨롱 상호작용으로 표현될 수 있습니다.

이온 결합은 공유 결합의 특별한 경우로, 생성된 전자쌍이 전기음성도가 더 높은 원자에 완전히 속해 음이온이 되는 경우입니다. 이 결합을 별도의 유형으로 식별하는 기초는 이온 결합이 양이온과 음이온의 인력으로 인해 발생한다는 점을 고려하여 이러한 결합을 가진 화합물을 정전기 근사법으로 설명할 수 있다는 사실입니다. 반대 부호의 이온의 상호 작용 방향에 관계없이, 쿨롱 힘은 그렇지 않습니다. 포화되는 성질을 가지고 있다. 따라서 이온 화합물의 각 이온은 이온 유형의 결정 격자가 형성되는 반대 부호의 이온을 많이 끌어 당깁니다. 이온 결정에는 분자가 없습니다. 각 이온은 다른 부호(이온의 배위수)를 갖는 특정 수의 이온으로 둘러싸여 있습니다. 이온쌍은 기체 상태에서 극성 분자로 존재할 수 있습니다.

기체 상태에서 NaCl은 ~3×10-29CΩm의 쌍극자 모멘트를 가지며, 이는 Na에서 Cl로의 0.236 nm의 결합 길이당 0.8 전자 전하의 변위, 즉 Na 0.8+ Cl 0.8- 에 해당합니다. 금속 원자는 일반적으로 전자를 포기하여 이전 불활성 기체 원자의 전자 구성을 얻습니다. 원자 디- 그리고 에프-가변 원자가를 나타내는 요소는 다른 안정적인 전자 구성을 가질 수도 있습니다. 비금속 원자는 종종 외부 전자층을 완성합니다. 전기음성도가 더 높은 원소가 화합물에 존재하는 경우 비금속은 안정적인 산화 상태가 달성될 때까지 전자를 공여할 수 있습니다(예를 들어 Cl의 경우 +1, +3, +5, +7입니다). 금속 원자가 비금속 원자와 결합을 형성할 때 전자는 전자를 포기하고 후자는 전자를 받아들입니다. 전형적인 금속과 전형적인 비금속의 상호작용의 경우, 이온 결합 : 2Na + Cl 2 = 2NaCl.

현재 화학 결합을 연구하기 위해 주로 두 가지 방법이 사용됩니다. 1) 원자가 결합; 2) 분자 궤도.

첫 번째 방법은 전자 껍질의 완전성 원리(옥텟 규칙)를 기반으로 상호 작용하는 개별 원자를 고려합니다. 원자가 결합법의 관점에서 볼 때, 전자쌍의 공유로 인해 공유 결합이 형성됩니다. 원자가 결합의 간단한 방법은 화학자에게 가장 이해하기 쉽고 편리하며 시각적입니다. 원자가결합법의 단점은 일부 실험 데이터를 설명할 수 없다는 점이다.

원자가 결합 방법(MBM)은 국소화된 전자쌍 이론이라고도 불리며, 그 이유는 두 원자 사이의 화학적 결합이 두 원자 사이에 주로 국한된 하나 이상의 전자쌍을 사용하여 수행된다는 가정에 기초하기 때문입니다. MVS에는 언제나 소통이 있습니다 2전자그리고 확실히 2센터죠. 원자나 이온이 형성할 수 있는 기본 화학 결합의 수는 원자가와 동일하며, 원자가 전자는 화학 결합 형성에 참여합니다. 결합을 형성하는 전자의 상태를 설명하는 파동 함수를 국소 궤도(LO)라고 합니다.

σ-결합은 전자구름의 축이 원자의 중심을 연결하는 선과 일치하는 중첩된 전자구름의 배열을 특징으로 합니다.

CR 4 분자가 있다고 가정해 보겠습니다. 더욱이 그 안에 있는 모든 결합은 엄격하게 공유 결합입니다. CR 3 X 화합물을 얻기 위해 이 분자에 치환체 X를 도입해 보겠습니다. 이제 전자 밀도는 다르게 분포됩니다. 탄소 원자는 전자 구름 전하의 일부를 얻거나 잃었습니다. 탄소 원자는 전자 구름에 비해 양 또는 음이 되었습니다. 원래 분자의 상태. 따라서 치환 원자도 일종의 전하를 받았습니다. 이 효과를 "인덕턴스"라는 용어로 표시하고 치환 원자에서 발생하는 전하의 부호와 일치하도록 인덕턴스의 부호를 취하는 데 동의했습니다.

다음과 같은 경우 유도 효과는 양(+I)입니다.

다음과 같은 경우 유도 효과는 음(-I)입니다.

여기서 δ는 각 원자의 초과 전하입니다. 화살표는 전자 밀도 이동의 방향을 나타냅니다. 유도 효과는 하나의 연결에만 국한되지 않습니다. 그것은 채권을 통해 퍼져 빠르게 약화됩니다. 유도 효과는 치환기에 의해 생성된 전하가 증가함에 따라 증가합니다. 준금속 원자의 특징인 전자의 에너지 인력은 강한 음의 유도 효과(-I 효과)로 표현됩니다. 반대로, 음의 산소 이온은 전자를 기증하는 경향이 있고 양(+I-효과)을 나타냅니다. 불포화 C-C 결합은 부정적인 효과를 특징으로 합니다. 즉, 전자를 "결합으로" 끌어당깁니다. 메틸 및 n-알킬 라디칼은 긍정적인 효과를 나타냅니다.

유도 효과는 σ-전자 밀도의 변화를 일으키고 주어진 분자에서 음전하 농도가 정확히 어디에 있는지, 양전하 농도가 어디에 있는지 일반적인 용어로 예측하는 것을 가능하게 합니다. 분자의 전자 "핵심"은 절대적으로 단단하지 않으며 σ 결합은 다양한 이웃 그룹의 영향으로 다소 분극화되지만 주어진 결합에 대한 외부 이온의 접근이나 외부 장의 작용은 강화되거나 양극화를 약화시키다. 이 추가 효과를 동적 효과라고 합니다. 특히 이는 탄소-불소 또는 염소 결합의 변형성에 비해 탄소-요오드 결합의 특히 쉬운 변형성에서 나타납니다.

.MMO와 MWS의 비교 특성

화학 결합을 설명하는 양자 역학적 접근 방식(MMO와 MBC)은 모두 근사치입니다. MMO는 분자 내 전자의 비편재화에 과장된 중요성을 부여하고 단일 전자 파동 함수(분자 궤도)를 기반으로 합니다. MBC는 전자 밀도 국소화의 역할을 과장하고 기본 결합이 두 원자 사이의 전자 쌍에 의해서만 수행된다는 사실에 기초합니다.

MBC와 MMO를 비교하면 첫 번째 장점은 명확하다는 점에 유의해야 합니다. 결합 포화는 최대 공유성으로 설명되고 방향성은 원자 및 하이브리드 궤도의 방향성에서 따릅니다. 분자의 쌍극자 모멘트는 결합의 쌍극자 모멘트, 분자를 형성하는 원자의 OEO 차이, 고독한 전자쌍의 존재로 구성됩니다.

그러나 일부 화합물의 존재는 MBC 입장에서는 설명이 불가능하다. 이들은 전자 결핍 화합물(B 2 H 6, NO) 및 희가스 화합물입니다. 그들의 구조는 MMO로 쉽게 설명됩니다. 분자와 비교하여 분자 이온과 원자의 안정성은 MMO 관점에서 쉽게 예측됩니다. 그리고 마지막으로 물질의 자성과 색도 MMO로 쉽게 설명됩니다.

MMO의 정량적 계산은 번거로움에도 불구하고 MVS보다 훨씬 간단합니다. 따라서 현재 VMS는 양자화학에서는 거의 사용되지 않습니다. 동시에, 질적으로 MWS의 결론은 MMO보다 실험자들에 의해 훨씬 더 명확하고 널리 사용됩니다. 이에 대한 기초는 실제로 분자에서 주어진 전자가 결합된 원자 사이에 존재할 확률이 다른 원자보다 훨씬 크다는 사실입니다. 비록 거기에서도 0은 아니지만요. 궁극적으로 방법의 선택은 연구 대상과 현재 진행 중인 작업에 따라 결정됩니다.

26. 공유결합(원자 결합, 동극 결합) - 한 쌍의 원자가 전자 구름이 겹쳐서(공유) 형성되는 화학 결합입니다. 통신을 제공하는 전자구름(전자)을 전자구름이라고 합니다. 공유 전자쌍.

공유 결합의 특징적인 특성(방향성, 포화도, 극성, 분극성)은 화합물의 화학적 및 물리적 특성을 결정합니다.

연결 방향은 물질의 분자 구조와 분자의 기하학적 모양에 따라 결정됩니다. 두 결합 사이의 각도를 결합각이라고 합니다.

포화도는 제한된 수의 공유 결합을 형성하는 원자의 능력입니다. 원자에 의해 형성된 결합의 수는 외부 원자 궤도의 수에 의해 제한됩니다.

결합의 극성은 원자의 전기 음성도 차이로 인해 전자 밀도의 고르지 않은 분포로 인해 발생합니다. 이를 바탕으로 공유결합은 비극성과 극성으로 나누어진다.

결합의 분극성은 다른 반응 입자의 전기장을 포함하여 외부 전기장의 영향으로 결합 전자의 변위로 표현됩니다. 분극성은 전자 이동도에 의해 결정됩니다. 공유 결합의 극성 및 분극성은 극성 시약에 대한 분자의 반응성을 결정합니다.

교육 커뮤니케이션

단순 공유 결합은 각 원자에서 하나씩 두 개의 짝을 이루지 않은 원자가 전자로 형성됩니다.

A + + B → A: B

사회화의 결과로 전자는 채워진 에너지 수준을 형성합니다. 이 수준의 총 에너지가 초기 상태보다 작으면 결합이 형성됩니다(에너지 차이는 결합 에너지에 지나지 않습니다).

H 2 분자의 원자(가장자리를 따라) 및 분자(중앙) 궤도를 전자로 채웁니다. 수직축은 에너지 레벨에 해당하고, 전자는 스핀을 반영하는 화살표로 표시됩니다.

분자 궤도 이론에 따르면, 두 개의 원자 궤도가 중첩되면 가장 간단한 경우 두 개의 분자 궤도(MO)가 형성됩니다. MO 연결그리고 결속방지(풀림) MO. 공유 전자는 낮은 에너지 결합 MO에 위치합니다.

]공유결합의 종류

공유 화학 결합에는 세 가지 유형이 있으며 형성 메커니즘이 다릅니다.

1. 단순 공유 결합. 형성을 위해 각 원자는 하나의 짝을 이루지 않은 전자를 제공합니다. 단순 공유 결합이 형성되면 원자의 형식 전하는 변하지 않습니다.

§ 단순 공유 결합을 형성하는 원자가 동일하다면, 결합을 형성하는 원자는 공유 전자쌍을 동등하게 소유하므로 분자 내 원자의 실제 전하도 동일합니다. 이 연결을 비극성 공유 결합. 단순한 물질에는 O 2, N 2, Cl 2와 같은 연결이 있습니다. 그러나 동일한 유형의 비금속만이 공유 비극성 결합을 형성할 수 있는 것은 아닙니다. 전기음성도가 동일하게 중요한 비금속 원소도 공유 비극성 결합을 형성할 수 있습니다. 예를 들어 PH 3 분자에서는 수소의 EO가 인의 EO와 동일하기 때문에 결합은 공유 비극성 결합입니다.

§ 원자가 다른 경우 공유 전자쌍의 보유 정도는 원자의 전기 음성도 차이에 따라 결정됩니다. 전기음성도가 더 큰 원자는 한 쌍의 결합 전자를 자신 쪽으로 더 강하게 끌어당기며, 실제 전하는 음수가 됩니다. 따라서 전기 음성도가 낮은 원자는 동일한 크기의 양전하를 얻습니다. 두 개의 서로 다른 비금속 사이에 화합물이 형성되면 이러한 화합물을 화합물이라고 합니다. 공유 극성 결합.

2. 기증자-수용자 채권. 이러한 유형의 공유 결합을 형성하기 위해 두 전자는 원자 중 하나에 의해 제공됩니다. 기증자. 결합 형성에 관여하는 두 번째 원자는 다음과 같습니다. 수용체. 생성된 분자에서 공여체의 형식 전하는 1만큼 증가하고 수용체의 형식 전하는 1만큼 감소합니다.

3. 반극성 연결이는 극성 기증자-수용자 결합으로 간주될 수 있습니다. 이러한 유형의 공유 결합은 비공유 전자쌍(질소, 인, 황, 할로겐 등)을 가진 원자와 짝을 이루지 않은 두 개의 전자(산소, 황)를 가진 원자 사이에 형성됩니다. 반극성 결합의 형성은 두 단계로 발생합니다.

1. 비공유 전자쌍을 가진 원자에서 짝을 이루지 않은 두 개의 전자를 가진 원자로 전자 하나가 이동합니다. 결과적으로, 고립 전자쌍을 가진 원자는 라디칼 양이온(짝을 이루지 않은 전자를 가진 양전하 입자)으로 변하고, 두 개의 짝을 이루지 않은 전자를 가진 원자는 라디칼 음이온(짝을 이루지 않은 전자를 가진 음전하 입자)으로 변합니다. .

2. 짝을 이루지 않은 전자의 공유(단순 공유 결합의 경우처럼).

반극성 결합이 형성되면 비공유 전자쌍을 가진 원자는 형식 전하를 1만큼 증가시키고, 짝을 이루지 않은 두 개의 전자를 가진 원자는 형식 전하를 1만큼 감소시킵니다.

]σ-결합과 π-결합

시그마(σ)-, 파이()-결합은 다양한 화합물 분자의 공유 결합 유형에 대한 대략적인 설명입니다. σ-결합은 전자 구름의 밀도가 다음을 연결하는 축을 따라 최대가 된다는 사실이 특징입니다. 원자핵. -결합이 형성되면 소위 전자 구름의 측면 중첩이 발생하고 전자 구름의 밀도는 σ-결합 평면 "위"와 "아래"에서 최대가 됩니다. 예를 들어 에틸렌, 아세틸렌, 벤젠을 생각해 보겠습니다.

에틸렌 분자 C 2 H 4에는 이중 결합 CH 2 = CH 2가 있으며, 전자식은 H:C::C:H입니다. 모든 에틸렌 원자의 핵은 동일한 평면에 위치합니다. 각 탄소 원자의 세 개의 전자 구름은 동일한 평면에 있는 다른 원자와 세 개의 공유 결합을 형성합니다(그들 사이의 각도는 약 120°). 탄소 원자의 네 번째 원자가 전자 구름은 분자 평면 위와 아래에 위치합니다. 분자 평면 위와 아래에서 부분적으로 겹치는 두 탄소 원자의 전자 구름은 탄소 원자 사이에 두 번째 결합을 형성합니다. 탄소 원자 사이의 첫 번째 더 강한 공유 결합을 σ 결합이라고 합니다. 두 번째로 덜 강한 공유 결합을 -결합이라고 합니다.

선형 아세틸렌 분자에서

N-S=S-N(N: S::: S: N)

탄소와 수소 원자 사이에는 σ 결합이 있고, 두 탄소 원자 사이에는 하나의 σ 결합이 있으며, 동일한 탄소 원자 사이에는 두 개의 σ 결합이 있습니다. 두 개의 -결합은 두 개의 서로 수직인 평면에서 σ-결합의 작용 영역 위에 위치합니다.

고리형 벤젠 분자 C 6 H 6 의 탄소 원자 6개는 모두 동일한 평면에 있습니다. 고리 평면의 탄소 원자 사이에는 σ 결합이 있습니다. 각 탄소 원자는 수소 원자와 동일한 결합을 가지고 있습니다. 탄소 원자는 이러한 결합을 만들기 위해 세 개의 전자를 소비합니다. 8자 모양의 탄소 원자의 4번째 원자가 전자 구름은 벤젠 분자 평면에 수직으로 위치합니다. 이러한 각 구름은 인접한 탄소 원자의 전자 구름과 동일하게 겹칩니다. 벤젠 분자에서는 세 개의 개별 결합이 형성되지 않고 모든 탄소 원자에 공통인 6개의 전자로 구성된 단일 전자 시스템이 형성됩니다. 벤젠 분자의 탄소 원자 사이의 결합은 정확히 동일합니다.

\]공유결합을 가진 물질의 예

단순 공유 결합은 단순 가스(H 2, Cl 2 등)와 화합물(H 2 O, NH 3, CH 4, CO 2, HCl 등) 분자의 원자를 연결합니다. 공여체-수용체 결합을 갖는 화합물 - 암모늄 NH 4 +, 테트라플루오로붕산염 음이온 BF 4 - 등 반극성 결합을 갖는 화합물 - 아산화질소 N 2 O, O - -PCl 3 +.

공유 결합이 있는 결정은 유전체 또는 반도체입니다. 원자 결정(공유(원자) 결합으로 상호 연결된 원자)의 일반적인 예로는 다이아몬드, 게르마늄 및 실리콘이 있습니다.

금속과 탄소 사이의 공유 결합의 예를 들어 인간에게 알려진 유일한 물질은 비타민 B12로 알려진 시아노코발라민입니다.

화학 결합은 개별 원자를 분자, 이온 및 결정으로 결합하는 상호 작용입니다.

화학 결합 형성의 결과로 분자의 각 원자는 안정적인 2전자 및 8전자 구성을 갖습니다.

MBC 기본조항

공유 화학 결합은 반대 스핀을 갖는 두 전자에 의해 형성되며, 이 전자쌍은 두 원자에 속합니다.

상호작용하는 전자구름이 더 많이 겹칠수록 공유결합은 더 강해집니다.

구조식을 작성할 때 결합을 결정하는 전자쌍은 종종 대시(공유 전자를 나타내는 점 대신)로 표시됩니다.

화학 결합의 에너지 특성은 중요합니다. 화학 결합이 형성되면 시스템(분자)의 총 에너지는 구성 부분(원자)의 에너지보다 작습니다. EAB<ЕА+ЕB.

쌀. 2.1 핵간 거리 r에 대한 두 개의 수소 원자 시스템의 위치 에너지 E의 의존성: 1 - 화학 결합이 형성되는 동안; 2 – 교육을 받지 못했습니다.

원자 사이의 화학 결합은 전자 구름의 중첩으로 인해 발생합니다. 원자핵을 연결하는 선을 따라 겹치는 경우 이러한 결합을 시그마 결합(σ 결합)이라고 합니다. 이는 두 개의 s 전자, s 및 p 전자, 두 개의 px 전자, s 및 d 전자로 구성될 수 있습니다(예:).

하나의 전자쌍에 의해 수행되는 화학 결합을 단일 결합이라고 합니다. 단일 결합은 항상 σ 결합입니다. s형 오비탈은 σ 결합만 형성할 수 있습니다.

두 원자 사이의 결합은 한 쌍 이상의 전자에 의해 이루어질 수 있습니다. 이 관계를 다중이라고 합니다. 다중 결합 형성의 예는 질소 분자입니다. 질소 분자에서 px 궤도는 하나의 σ 결합을 형성합니다. pz 오비탈에 의해 결합이 형성되면 두 영역이 발생합니다.
겹침 - x축 위와 아래:

p 오비탈은 σ와 π 결합을 모두 형성할 수 있습니다. 다중 결합에서 그 중 하나는 반드시 σ-결합입니다.

따라서 질소 분자의 세 결합 중 하나는 σ 결합이고 두 개는 π 결합입니다.

연결 원자의 EO가 다른 경우, 그 사이에 위치한 전자 구름은 EO가 더 높은 원자에 더 가까운 대칭 위치에서 이동합니다.

쌍극자 모멘트는 디바이 D(D = 10-18 전기 단위 × cm, 기본 전하는 4.810-10 전기 단위이고 쌍극자 길이는 평균적으로 두 원자핵 사이의 거리, 즉 10-8 cm와 동일하므로 측정됩니다. ) 또는 전량계(C×m)(1 D = 3.33·10-30 C×m)(전자 전하 1.6·10-19 C에 전하 사이의 거리를 곱한 값, 예를 들어 0.1 nm이면 Mr = 1.6 10-19 × 1 × 10-10 = 1.6 10-29Cm). 분자의 영구 쌍극자 모멘트의 범위는 0에서 10D입니다.

비극성 분자의 경우 l = 0 및 Мр = 0, 즉 쌍극자 모멘트가 없습니다. 극성 분자의 경우 Мр > 0이고 3.5 – 4.0 D의 값에 도달합니다.

원자 간 EO의 차이가 매우 크기 때문에 명확한 일방적 분극이 있습니다. 결합의 전자 구름은 EO가 가장 높은 원자쪽으로 최대한 이동하고 원자는 반대로 하전된 이온과 이온 분자로 변합니다. 나타납니다:

공유 결합은 이온성이 됩니다. 분자의 전기적 비대칭성이 증가하고 쌍극자의 길이가 증가하며 쌍극자 모멘트가 10D로 증가합니다.

복잡한 분자의 총 쌍극자 모멘트는 개별 결합의 쌍극자 모멘트의 벡터 합과 동일한 것으로 간주될 수 있습니다. 쌍극자 모멘트는 일반적으로 쌍극자의 양의 끝에서 음의 끝으로 향하는 것으로 간주됩니다.

결합 극성은 원자의 상대적인 EO를 사용하여 예측할 수 있습니다. 원자의 상대 EO 사이의 차이가 클수록 극성이 더 뚜렷해집니다. DEO = 0 – 비극성 공유 결합; DEO = 0 – 2 – 극성 공유 결합; DEO = 2 – 이온 결합. 결합은 100% 이온성이 아니기 때문에 결합의 이온성 정도에 대해 이야기하는 것이 더 정확합니다. CsF 화합물에서도 결합은 89%만 이온성입니다.

원자에서 원자로 전자가 전달되어 발생하는 화학 결합을 이온이라고 하며 해당 화합물의 분자를 이온이라고 합니다. 고체 상태의 이온 화합물은 이온 결정 격자를 특징으로 합니다. 용융 및 용해 상태에서 전류를 전도하고 녹는점과 끓는점이 높으며 쌍극자 모멘트가 상당합니다.

동일한 원소를 가진 어떤 기간의 원소 화합물을 고려하면 해당 기간의 시작에서 끝으로 이동함에 따라 결합의 주로 이온 성질이 공유 결합으로 변경됩니다. 예를 들어, 2주기 LiF, BeF2, CF4, NF3, OF2, F2의 불화물에서는 불화리튬 결합의 이온성 정도가 점차 약해지고 불소 분자의 일반적인 공유 결합으로 대체됩니다.

따라서 화학 결합의 성격은 동일합니다. 극성 공유 결합 및 이온 결합 형성 메커니즘에는 근본적인 차이가 없습니다. 이러한 유형의 결합은 분자의 전자 구름의 분극 정도만 다릅니다. 생성된 분자는 쌍극자의 길이와 영구 쌍극자 모멘트의 값이 다릅니다. 화학에서는 쌍극자 모멘트가 매우 중요합니다. 일반적으로 쌍극자 모멘트가 클수록 분자의 반응성은 높아집니다.

화학 결합 형성 메커니즘

원자가 결합 방법은 화학 결합 형성에 대한 교환 메커니즘과 기증자-수용자 메커니즘을 구별합니다.

교환 메커니즘. 화학 결합 형성을 위한 교환 메커니즘에는 각 원자의 전자 하나가 전자쌍 형성에 참여하는 경우가 포함됩니다.

H2, Li2, Na2 분자에서는 원자의 짝을 이루지 않은 s-전자로 인해 결합이 형성됩니다. F2 및 Cl2 분자에서 - 짝을 이루지 않은 p-전자로 인해. HF와 HCl 분자에서는 수소의 s-전자와 할로겐의 p-전자에 의해 결합이 형성됩니다.

교환 메커니즘에 의한 화합물 형성의 특징은 포화입니다. 이는 원자가 아무것도 형성하지 않지만 제한된 수의 결합을 형성한다는 것을 보여줍니다. 특히 그 수는 짝을 이루지 않은 원자가 전자의 수에 따라 달라집니다.

양자 세포 N과 H로부터 우리는 질소 원자가 3을 가지고 있음을 알 수 있습니다

짝을 이루지 않은 전자가 있고, 수소 원자에는 하나가 있습니다. 포화 원리는 안정한 화합물이 NH2, NH 또는 NH4가 아닌 NH3이어야 함을 나타냅니다. 그러나 NO, NO2, ClO2와 같이 홀수 개의 전자를 포함하는 분자가 있습니다. 이들 모두는 반응성이 증가하는 것이 특징입니다.

화학 반응의 특정 단계에서는 H, NH2, O, CH3와 같은 라디칼이라고 불리는 원자가 불포화 그룹도 형성될 수 있습니다. 라디칼의 반응성은 매우 높기 때문에 일반적으로 수명이 짧습니다.

기증자-수용자 메커니즘

원자가 포화 화합물인 암모니아 NH3와 삼불화붕소 BF3가 반응에 따라 서로 반응하는 것으로 알려져 있습니다.

NH3 + BF3 = NH3BF3 + 171.4 kJ/mol.

이 반응의 메커니즘을 고려해 봅시다:

4개의 붕소 궤도 중 3개가 채워지고 1개가 비어 있는 것을 볼 수 있습니다. 암모니아 분자에는 네 개의 질소 궤도가 모두 채워져 있으며 그 중 세 개는 질소와 수소의 전자와의 교환 메커니즘에 의해 채워지고 하나는 전자쌍을 포함하며 두 전자는 모두 질소에 속합니다. 이러한 전자쌍을 고독전자쌍이라고 합니다. H3N · BF3 화합물의 형성은 암모니아의 고독 전자쌍이 불화 붕소의 빈 궤도를 차지한다는 사실로 인해 발생합니다. 이 경우 시스템의 위치 에너지는 감소하고 동등한 양의 에너지가 방출됩니다. 이러한 형성 메커니즘을 공여체-수용체라고 하며, 공여체는 결합을 형성하기 위해 전자쌍을 공여하는 원자입니다(이 경우 질소 원자). 빈 궤도를 제공하여 전자쌍을 받아들이는 원자를 수용체(이 경우 붕소 원자)라고 합니다. 기증자-수용자 결합은 공유 결합의 한 유형입니다.

H3N·BF3 화합물에서 질소와 붕소는 4가이다. 질소 원자는 추가 화학 결합을 형성하기 위해 고립 전자쌍을 사용한 결과로 원자가를 3에서 4로 증가시킵니다. 붕소 원자는 원자가 전자 수준에서 자유 궤도의 존재로 인해 원자가를 증가시킵니다. 따라서 원소의 원자가는 짝을 이루지 않은 전자의 수뿐만 아니라 원자가 전자 수준에서 고독한 전자쌍과 자유 궤도의 존재에 의해서도 결정됩니다.

공여체-수용체 메커니즘에 의한 화학 결합 형성의 더 간단한 사례는 암모니아와 수소 이온의 반응입니다.

. 전자쌍 수용체의 역할은 수소이온의 빈 궤도에 의해 수행됩니다. 암모늄 이온 NH4+에서 질소 원자는 4가입니다.

결합의 방향성과 원자 궤도의 혼성화

두 개 이상의 원자로 구성된 분자의 중요한 특징은 기하학적 구성입니다. 이는 화학 결합 형성과 관련된 원자 궤도의 상호 배열에 의해 결정됩니다.

전자 구름의 중첩은 전자 구름의 특정 상대적 방향에서만 가능합니다. 이 경우 중첩 영역은 상호 작용하는 원자에 대해 특정 방향에 위치합니다.

이온 결합이 형성되면 이온의 전기장은 구형 대칭을 가지므로 이온 결합은 방향성이 없고 포화되지 않습니다.

k.ch. = 6k.h = 6

물 분자의 결합 사이의 각도는 104.5°입니다. 그 크기는 양자역학적 개념을 바탕으로 설명될 수 있다. 산소 원자 2s22p4의 전자 다이어그램. 짝을 이루지 않은 두 개의 p-오비탈은 서로 90°의 각도에 위치합니다. 결합이 90°의 각도에 위치하면 수소 원자의 s-오비탈과 산소 원자의 p-오비탈의 전자 구름이 최대로 겹칩니다. °. 물 분자에서 O-H 결합은 극성입니다. 수소 원자의 유효 양전하는 δ+이고, 산소 원자의 유효 양전하는 - δ-입니다. 따라서 결합 사이의 각도가 104.5°로 증가하는 것은 전자 구름뿐만 아니라 수소 원자의 유효 양전하의 반발로 설명됩니다.

황의 전기음성도는 산소의 EO보다 훨씬 낮습니다. 그러므로 H2S에서 H-S 결합의 극성은 H2O에서 H-O 결합의 극성보다 작고, H-S 결합의 길이(0.133 nm)는 H-O(0.56 nm)보다 길며, 결합 사이의 각도는 직각에 가까워집니다. H2S의 경우 92o이고 H2Se의 경우 – 91o입니다.

같은 이유로 암모니아 분자는 피라미드 구조를 가지며 H-N-H 원자가 결합 사이의 각도는 직선(107.3°)보다 큽니다. NH3에서 PH3, AsH3 및 SbH3로 이동할 때 결합 사이의 각도는 각각 93.3°입니다. 91.8o 및 91.3o.

원자 궤도의 혼성화

여기된 베릴륨 원자는 2s12p1의 배열을 갖고, 여기된 붕소 원자는 2s12p2의 배열을 가지며, 여기된 탄소 원자는 2s12p3의 배열을 갖습니다. 따라서 우리는 동일하지는 않지만 다른 원자 궤도가 화학 결합 형성에 참여할 수 있다고 가정할 수 있습니다. 예를 들어, BeCl2, BeCl3, CCl4와 같은 화합물에는 강도와 방향이 동일하지 않은 결합이 있어야 하며, p-오비탈의 σ-결합은 s-오비탈의 결합보다 더 강해야 합니다. p-오비탈의 경우 중첩에 더 유리한 조건이 있습니다. 그러나 경험에 따르면 서로 다른 원자가 궤도(s, p, d)를 갖는 중심 원자를 포함하는 분자에서는 모든 결합이 동일합니다. 이에 대한 설명은 Slater와 Pauling이 제시했습니다. 그들은 에너지가 크게 다르지 않은 다양한 궤도가 상응하는 수의 하이브리드 궤도를 형성한다고 결론지었습니다. 하이브리드(혼합) 궤도는 서로 다른 원자 궤도로 구성됩니다. 혼성 오비탈의 수는 혼성화에 관련된 원자 오비탈의 수와 같습니다. 하이브리드 오비탈은 전자 구름 모양과 에너지가 동일합니다. 원자 궤도와 비교하여 화학 결합 형성 방향으로 더 길기 때문에 전자 구름이 더 잘 겹칩니다.

원자 궤도의 혼성화에는 에너지가 필요하므로 고립된 원자의 혼성 궤도는 불안정하고 순수한 AO로 변하는 경향이 있습니다. 화학 결합이 형성되면 하이브리드 궤도가 안정화됩니다. 하이브리드 오비탈에 의해 형성된 더 강한 결합으로 인해 시스템에서 더 많은 에너지가 방출되어 시스템이 더욱 안정됩니다.

예를 들어 Be, Zn, Co 및 Hg(II) 할로겐화물이 형성되는 동안 sp-혼성화가 발생합니다. 원자가 상태에서 모든 금속 할로겐화물은 적절한 에너지 수준에서 s 및 p-짝이 없는 전자를 포함합니다. 분자가 형성되면 하나의 s 오비탈과 하나의 p 오비탈이 180° 각도로 두 개의 하이브리드 sp 오비탈을 형성합니다.

실험 데이터에 따르면 Be, Zn, Cd 및 Hg(II) 할로겐화물은 모두 선형이고 두 결합의 길이가 동일합니다.

sp2 혼성화. 하나의 s-오비탈과 두 개의 p-오비탈의 혼성화 결과, 3개의 혼성 sp2 오비탈이 형성되며, 서로 120°의 각도로 동일한 평면에 위치합니다.

sp3 혼성화는 탄소 화합물의 특징입니다. 1개의 s-오비탈과 3개의 p-오비탈의 혼성화 결과, 4개의 혼성 sp3 오비탈이 형성되며, 이 오비탈 사이의 각도는 109.5°이고 사면체의 꼭지점을 향합니다.

혼성화는 CH4, CCl4, C(CH3)4 등과 같은 화합물의 다른 원자와 탄소 원자의 결합이 완전히 동일하다는 점에서 나타납니다.

혼성화에는 s-오비탈과 p-오비탈뿐만 아니라 d-오비탈과 f-오비탈도 포함될 수 있습니다.

sp3d2 하이브리드화를 사용하면 6개의 동일한 클라우드가 형성됩니다. 다음과 같은 화합물에서 관찰됩니다.

혼성화에 대한 아이디어는 다른 방법으로는 설명할 수 없는 분자의 구조적 특징을 이해하는 것을 가능하게 합니다.

원자 궤도(AO)의 혼성화는 전자 구름을 다른 원자와 결합을 형성하는 방향으로 이동시킵니다. 결과적으로 하이브리드 오비탈의 중첩 영역은 순수 오비탈보다 더 크고 결합 강도가 증가하는 것으로 나타났습니다.

이온과 분자의 분극성 및 분극 효과

전기장에서는 이온이나 분자가 변형됩니다. 그 안에는 핵과 전자의 상대적 변위가 있습니다. 이온과 분자의 이러한 변형성을 분극성이라고 합니다. 바깥층의 전자는 원자 내에서 가장 덜 단단히 결합되어 있기 때문에 먼저 변위를 경험합니다.

일반적으로 음이온의 분극성은 양이온의 분극성보다 훨씬 높습니다.

동일한 구조의 전자 껍질을 사용하면 양전하가 증가함에 따라 이온의 분극성이 감소합니다. 예를 들어 다음과 같습니다.

전자 유사체 이온의 경우 전자 층 수가 증가함에 따라 분극성이 증가합니다. 예를 들면 다음과 같습니다.

분자의 분극도는 구성 원자의 분극도, 기하학적 구성, 결합 수 및 다중도 등에 의해 결정됩니다. 상대적 분극도에 대한 결론은 하나의 원자가 다르지만 유사하게 구성된 분자에 대해서만 가능합니다. 이 경우 분자의 분극도 차이는 원자의 분극도 차이로 판단할 수 있다.

전기장은 하전된 전극이나 이온에 의해 생성될 수 있습니다. 따라서 이온 자체가 다른 이온이나 분자에 극성 효과(분극)를 가질 수 있습니다. 이온의 분극 효과는 전하가 증가하고 반경이 감소함에 따라 증가합니다.

음이온의 극성 효과는 일반적으로 양이온의 극성 효과보다 훨씬 적습니다. 이는 양이온에 비해 음이온의 크기가 크기 때문에 설명됩니다.

분자가 극성이면 극성 효과가 있습니다. 분자의 쌍극자 모멘트가 클수록 편광 효과가 높아집니다.

시리즈로 갈수록 편광 능력이 증가합니다. 반지름이 증가하고 이온에 의해 생성된 전기장이 감소합니다.

수소 결합

수소 결합은 특별한 유형의 화학 결합입니다. F, O, N 등 전기 음성도가 높은 비금속을 함유한 수소 화합물은 비정상적으로 높은 끓는점을 갖는 것으로 알려져 있습니다. H2Te – H2Se – H2S 계열에서 끓는점이 자연적으로 감소하면 H2S에서 H2O로 이동할 때 이 온도가 급격히 상승합니다. 일련의 할로겐화수소산에서도 동일한 그림이 관찰됩니다. 이는 H2O 분자와 HF 분자 사이에 특정 상호 작용이 있음을 나타냅니다. 이러한 상호작용은 분자가 서로 분리되는 것을 어렵게 만듭니다. 휘발성을 줄이고 결과적으로 해당 물질의 끓는점을 높입니다. EO의 큰 차이로 인해 화학 결합 H–F, H–O, H–N은 극성이 높습니다. 따라서 수소 원자는 양의 유효 전하(δ+)를 갖고, F, O, N 원자는 전자 밀도가 과대하여 음의 전하(d-)를 띤다. 쿨롱 인력으로 인해 한 분자의 양전하를 띤 수소 원자는 다른 분자의 전기 음성 원자와 상호 작용합니다. 이로 인해 분자는 서로 끌어당깁니다(두꺼운 점은 수소 결합을 나타냄).

수소 결합은 두 개의 결합 입자(분자 또는 이온) 중 하나의 일부인 수소 원자를 통해 형성되는 결합입니다. 수소 결합 에너지(21–29 kJ/mol 또는 5–7 kcal/mol)는 기존 화학 결합 에너지보다 약 10배 적습니다. 그럼에도 불구하고, 수소 결합은 이합체 분자 (H2O)2, (HF)2 및 포름산이 쌍으로 존재하는지 결정합니다.

HF, HO, HN, HCl, H2S 원자의 일련의 조합에서 수소 결합의 에너지는 감소합니다. 또한 온도가 증가하면 감소하므로 증기 상태의 물질은 아주 작은 범위에서만 수소 결합을 나타냅니다. 이는 액체 및 고체 상태의 물질의 특징입니다. 물, 얼음, 액체 암모니아, 유기산, 알코올 및 페놀과 같은 물질은 이량체, 삼량체 및 중합체와 결합됩니다. 액체 상태에서는 이량체가 가장 안정적입니다.

분자간 상호작용

이전에는 원자로부터 분자의 형성을 결정하는 결합이 고려되었습니다. 그러나 분자 사이에도 상호 작용이 있습니다. 이는 가스가 응축되어 액체와 고체로 변형되는 원인이 됩니다. 분자간 상호작용의 힘에 대한 최초의 공식화는 1871년 반 데르 발스(Van der Waals)에 의해 제시되었습니다. 따라서 이를 반 데르 발스 힘이라고 합니다. 분자간 상호작용 힘은 방향성, 유도성, 분산성으로 나눌 수 있습니다.

쌍극자의 반대쪽 끝의 정전기적 상호작용으로 인해 극성 분자는 공간에서 배향되어 일부 분자의 쌍극자의 음수 끝이 양수로 변합니다.

다른 분자의 쌍극자의 끝(방향성 분자간 상호작용).

이러한 상호작용의 에너지는 두 쌍극자의 정전기적 인력에 의해 결정됩니다. 쌍극자가 클수록 분자간 인력(H2O, HCl)이 강해집니다.

분자의 열적 이동은 분자의 상호 배향을 방지하므로 온도가 증가하면 배향 효과가 약해집니다. 유도성 상호작용은 극성 분자를 가진 물질에서도 관찰되지만 일반적으로 방향성 상호작용보다 훨씬 약합니다.

극성 분자는 이웃 분자의 극성을 증가시킬 수 있습니다. 즉, 한 분자의 쌍극자의 영향으로 다른 분자의 쌍극자가 증가하고 비극성 분자가 극성이 될 수 있습니다.

비

다른 분자나 이온에 의한 분극으로 인해 발생하는 쌍극자 모멘트를 유도 쌍극자 모멘트라고 하며, 현상 자체를 유도라고 합니다. 따라서 방향성 상호작용은 항상 분자의 유도적 상호작용에 중첩되어야 합니다.

비극성 분자(예: H2, N2 또는 희가스 원자)의 경우 방향성 및 유도성 상호 작용이 없습니다. 그러나 수소, 질소, 희가스 등은 연소되는 것으로 알려져 있습니다. 이러한 사실을 설명하기 위해 런던은 분자간 상호작용의 분산력이라는 개념을 도입했습니다. 이러한 힘은 구조에 관계없이 모든 원자와 분자 사이에서 상호 작용합니다. 이는 대규모 원자 그룹에 걸쳐 동시에 발생하는 순간적인 쌍극자 모멘트로 인해 발생합니다.

특정 순간에 쌍극자의 방향은 다를 수 있습니다. 그러나 이들의 조화로운 발생은 약한 상호 작용력을 제공하여 액체와 고체가 형성됩니다. 특히 저온에서 희가스의 액체 상태로의 전이를 유발합니다.

따라서 분자 사이에 작용하는 힘 중 가장 작은 구성 요소는 분산 상호 작용입니다. 극성이 거의 또는 전혀 없는 분자(CH4, H2, HI) 사이에서 작용력은 주로 분산됩니다. 분자의 고유 쌍극자 모멘트가 클수록 분자 사이의 상호 작용 방향 힘도 커집니다.

동일한 유형의 일련의 물질에서 분산 상호 작용은 이러한 물질의 분자를 구성하는 원자의 크기가 증가함에 따라 증가합니다. 예를 들어, HCl의 경우 분산력은 전체 분자간 상호작용의 81%를 차지하며, HBr의 경우 이 값은 95%, HI의 경우 99.5%입니다.

분자 궤도(MO) 방법의 화학 결합에 대한 설명

BC 방법은 화학자들에 의해 널리 사용됩니다. 이 방법에서는 크고 복잡한 분자가 개별적인 2중심 결합과 2전자 결합으로 구성된 것으로 간주됩니다. 화학 결합을 담당하는 전자는 두 원자 사이에 국한(위치)되어 있다는 것이 인정됩니다. BC 방법은 대부분의 분자에 성공적으로 적용될 수 있습니다. 그러나 이 방법을 적용할 수 없거나 그 결론이 실험과 상충되는 분자가 많이 있습니다.

많은 경우 화학 결합 형성에서 결정적인 역할은 전자 쌍이 아니라 개별 전자에 의해 수행된다는 것이 입증되었습니다. 하나의 전자를 사용하는 화학 결합의 가능성은 이온의 존재로 표시됩니다. 이 이온이 수소 원자와 수소 이온으로 형성되면 255kJ(61kcal)의 에너지가 방출됩니다. 따라서 이온의 화학적 결합은 매우 강합니다.

BC 방법을 사용하여 산소 분자의 화학 결합을 설명하려고 하면 첫째로 이중(σ-결합과 p-결합)이어야 하며, 둘째, 산소 분자에서 모든 전자는 다음과 같아야 한다는 결론에 도달하게 됩니다. 페어링됩니다. 즉, .e. O2 분자는 반자성이어야 합니다. [반자성 물질의 경우 원자에는 영구 자기 모멘트가 없으며 물질은 자기장 밖으로 밀려납니다. 상자성 물질이란 원자나 분자가 자기 모멘트를 갖고 자기장 안으로 끌려 들어가는 성질을 갖고 있는 물질을 말합니다.] 실험 데이터에 따르면 산소 분자의 결합 에너지는 실제로 두 배이지만 분자는 반자성이 아니라 상자성입니다. 두 개의 짝을 이루지 않은 전자가 있습니다. BC 방법은 이 사실을 설명하는 데 무력합니다.

현재 화학 결합의 양자역학적 해석에 가장 적합한 방법은 분자 궤도(MO) 방법으로 간주됩니다. 그러나 BC 방법보다 훨씬 복잡하고 후자만큼 시각적이지 않습니다.

MO 방법은 분자의 모든 전자가 분자 궤도에 있다고 간주합니다. 분자에서 전자는 특정 MO에 위치하며 해당 파동 함수 ψ로 설명됩니다.

MO의 종류. 한 원자의 전자가 접근하면 다른 원자의 작용 영역으로 떨어지면 운동의 성격, 즉 전자의 파동 함수가 변경됩니다. 생성된 분자에서 전자의 파동 함수 또는 궤도는 알려져 있지 않습니다. 알려진 AO를 기반으로 MO 유형을 결정하는 방법에는 여러 가지가 있습니다. 대부분의 경우 MO는 원자 궤도의 선형 조합(LCAO)을 통해 얻습니다. Pauli 원리, Hund의 법칙, 최소 에너지 원리는 MO 방법에도 유효합니다.

쌀. 2.2 원자 궤도로부터 결합 및 결합 방지 분자 궤도의 형성.

가장 간단한 그래픽 형식에서 LCAO와 같은 MO는 파동 함수를 더하거나 빼서 얻을 수 있습니다. 그림 2.2는 초기 AO로부터 결합 및 결합 방지 MO의 형성을 보여줍니다.

해당 AO의 에너지 값이 비슷하고 AO가 결합 축을 기준으로 동일한 대칭을 갖는 경우 AO는 MO를 형성할 수 있습니다.

수소 1s의 파동 함수 또는 궤도는 두 개의 선형 조합을 제공할 수 있습니다. 하나는 더할 때, 다른 하나는 뺄 때입니다(그림 2.2).

파동 함수가 합산되면 중첩 영역에서 ψ2에 비례하는 전자 구름의 밀도가 더 커지고 원자핵 사이에 과도한 음전하가 생성되어 원자핵이 여기에 끌립니다. 수소원자의 파동함수를 더한 MO를 결합MO라고 한다.

파동 함수를 빼면 원자핵 사이의 영역에서 전자 구름의 밀도가 0이 되고 전자 구름은 원자 사이에 위치한 영역에서 "밀려나옵니다". 생성된 MO는 원자를 결합할 수 없으며 이를 반결합이라고 합니다.

수소의 s-오비탈은 σ 결합만을 형성하므로 결과적인 MO는 σcв 및 σр로 지정됩니다. 1s 원자 궤도로 형성된 MO는 σcв1s 및 σр1s로 지정됩니다.

결합 MO에서는 전자의 위치(및 총) 에너지가 AO보다 작고 반결합 MO에서는 더 큽니다. 절대값으로 볼 때, 반결합 오비탈의 전자 에너지 증가는 결합 오비탈의 에너지 감소보다 다소 큽니다. 결합 궤도에 있는 전자는 원자 사이의 연결을 보장하여 분자를 안정화시키고, 반결합 궤도에 있는 전자는 분자를 불안정하게 만듭니다. 원자 사이의 결합이 약해집니다. Erazr. > 예.

MO는 또한 동일한 대칭의 2p 오비탈로 형성됩니다. 즉, x축을 따라 위치한 2p 오비탈의 결합 및 반결합 σ 오비탈입니다. 이들은 σcв2р 및 σр2р로 지정됩니다. 결합 및 결합 방지 p 오비탈은 2pz 오비탈로 형성됩니다. 이들은 각각 πсв2рz, πp2pz로 지정됩니다. πsv2py 및 πр2у 궤도는 유사하게 형성됩니다.

MO를 작성합니다. MO가 전자로 채워지는 것은 궤도 에너지가 증가하는 순서로 발생합니다. MO가 동일한 에너지(πst 또는 πp 궤도)를 갖는 경우 Hund의 법칙에 따라 채우기가 발생하여 분자의 스핀 모멘트가 가장 커집니다. 원자 MO와 마찬가지로 각 MO는 두 개의 전자를 수용할 수 있습니다. 언급한 바와 같이, 원자 또는 분자의 자기적 특성은 짝을 이루지 않은 전자의 존재에 따라 달라집니다. 분자에 짝을 이루지 않은 전자가 있으면 상자성이며, 그렇지 않으면 반자성입니다.

이온을 고려해보세요.

다이어그램에서 유일한 전자는 σcв - MO를 따라 위치한다는 것이 분명합니다. 결합 에너지가 255 kJ/mol이고 결합 길이가 0.106 nm인 안정적인 화합물이 형성됩니다. 분자 이온은 상자성입니다. BC 방법에서와 같이 결합 다중도가 전자쌍의 수에 의해 결정된다고 가정하면 결합 다중도는 ½과 같습니다. 형성 과정은 다음과 같이 작성할 수 있습니다.

이 항목은 1s AO에서 형성된 σc MO에 하나의 전자가 있음을 의미합니다.

일반적인 수소 분자는 이미 σcв1s 궤도에 반대 스핀을 갖는 두 개의 전자를 포함하고 있습니다. H2의 결합 에너지는 H2(435kJ/mol)보다 크고 결합 길이(0.074nm)는 더 짧습니다. H2 분자는 단일 결합을 포함하고 분자는 반자성입니다.

쌀. 2.3. 두 개의 수소 원자 시스템에서 AO와 MO의 에너지 다이어그램.

분자 이온(+He+ ® He+2[(sсв1s)2(sр1s)1])은 이미 σdischarge 1s 궤도에 하나의 전자를 가지고 있습니다. 결합 에너지는 238 kJ/mol(H2에 비해 감소)이고 결합 길이(0.108 nm)는 증가합니다. 결합 다중도는 ½입니다(결합 다중도는 결합 및 반결합 궤도의 전자 수 차이의 절반과 같습니다).

Li2	(비)2	지하 2층	N2	O2	(네)2	콜로라도	아니요
σp2px	–	–	–	–	–	¯	–	–
πp2py, πp2pz	– –	– –	– –	– –	,	¯,¯	– –	,–
σcв2px	–	–	–	¯	¯	¯	¯	¯
πсв2py, πсв2pz	– –	– –	,	¯,¯	¯,¯	¯,¯	¯,¯	¯,¯
σр2s	–	¯	¯	¯	¯	¯	¯	¯
σcв2s	¯	¯	¯	¯	¯	¯	¯	¯
통신 다양성	1	0	1	3	2	0	3	2 ½
결합 에너지, kJ/mol	105	–	288	941	566	–	1070	677

가상의 He2 분자는 σcв1s 궤도에 두 개의 전자를 갖고 σр1s 궤도에 두 개의 전자를 갖습니다. 반결합 궤도에 있는 전자 하나가 결합 궤도에 있는 전자의 결합 효과를 파괴하므로 He2 분자는 존재할 수 없습니다. BC 방법도 동일한 결론을 도출합니다.

2주기 원소에 의해 분자가 형성될 때 MO가 전자로 채워지는 순서는 다음과 같습니다. 다이어그램에 따르면 B2와 O2 분자는 상자성이며 Be2 분자는 존재할 수 없습니다.

II 기간 원소의 원자로부터 분자의 형성은 다음과 같이 쓸 수 있습니다 (K - 내부 전자 층):

분자 및 MMO의 물리적 특성

결합 및 결합 방지 MO의 존재는 분자의 물리적 특성에 의해 확인됩니다. MO 방법을 사용하면 원자에서 분자가 형성되는 동안 분자의 전자가 결합 궤도에 빠지면 분자의 이온화 전위가 원자의 이온화 전위보다 커야 한다는 것을 예측할 수 있습니다. 반결합 궤도에 빠지고 그 반대도 마찬가지입니다.

따라서 수소와 질소 분자(결합 궤도)의 이온화 전위(각각 1485 및 1500kJ/mol)는 수소 및 질소 원자의 이온화 전위(1310 및 1390kJ/mol)보다 크고 산소와 불소 분자(결합 방지 궤도) - 1170 및 1523 kJ/mol은 해당 원자의 1310 및 1670 kJ/mol보다 작습니다. 분자가 이온화되면 결합 궤도(H2 및 N2)에서 전자를 제거하면 결합 강도가 감소하고, 반결합 궤도(O2 및 F2)에서 전자를 제거하면 결합 강도가 증가합니다.

다른 원자를 가진 이원자 분자

서로 다른 원자(NO, CO)를 가진 분자에 대한 MO는 초기 원자의 이온화 전위 값이 크게 다르지 않으면 유사하게 구성됩니다. 예를 들어 CO 분자의 경우 다음과 같습니다.

산소 원자의 AO 에너지는 해당 탄소 궤도의 에너지(1080 kJ/mol)보다 낮으며 핵에 더 가까이 위치합니다. 바깥층의 초기 원자에 존재하는 10개의 전자는 결합 scb2s 및 반결합 sp2s 오비탈과 결합 및 pscb2ry,z 오비탈을 채웁니다. CO 분자는 N2 분자와 등전자인 것으로 밝혀졌습니다. CO 분자에 있는 원자의 결합 에너지(1105kJ/mol)는 질소 분자에 있는 원자의 결합 에너지(940kJ/mol)보다 훨씬 더 큽니다. C-O 결합 길이는 0.113 nm입니다.

분자 없음

반결합 오비탈에 전자가 1개 있습니다. 결과적으로 NO의 결합에너지(680 kJ/mol)는 N2나 CO의 결합에너지보다 작습니다. NO 분자에서 전자를 제거하면(NO+를 형성하기 위한 이온화) 원자의 결합 에너지가 1050-1080 kJ/mol로 증가합니다.

불화수소 분자 HF에서 MO가 형성되는 것을 고려해 보겠습니다. 불소의 이온화 전위(17.4eV 또는 1670kJ/mol)가 수소(13.6eV 또는 1310kJ/mol)의 이온화 전위보다 크기 때문에 불소의 2p 오비탈은 수소의 1s 오비탈보다 낮은 에너지를 갖습니다. 에너지 차이가 크기 때문에 수소 원자의 1s 궤도와 불소 원자의 2s 궤도는 상호 작용하지 않습니다. 따라서 불소의 2s 궤도는 HF에서 MO의 에너지를 변화시키지 않고 됩니다. 이러한 궤도를 비결합 궤도라고 합니다. 불소의 2py 및 2рz 궤도는 결합 축에 대한 대칭 차이로 인해 수소의 1s 궤도와 상호 작용할 수 없습니다. 또한 구속력이 없는 MO가 됩니다. 결합 및 결합 방지 MO는 수소의 1s 궤도와 불소의 2px 궤도로 구성됩니다. 수소와 불소 원자는 560 kJ/mol의 에너지를 갖는 두 전자 결합으로 연결됩니다.

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전기 음성도는 화합물의 원자가 전자를 끌어당기는 능력을 특성화하는 조건부 값입니다.