Ang pinakamahalagang katangian ng isang bono ay kinabibilangan ng: haba, polarity, dipole moment, saturation, directivity, strength, at multiplicity ng mga bond.

Haba ng komunikasyon ay ang distansya sa pagitan ng nuclei ng mga atomo sa isang molekula. Ang haba ng bono ay tinutukoy ng laki ng nuclei at ang antas ng overlap ng mga ulap ng elektron.

Ang haba ng bono sa HF ay 0.92∙10 -10, sa HCl - 1.28∙10 -10 m. Kung mas malakas ang chemical bond, mas maikli ang haba nito.

Bond angle (Valence angle) tinatawag na anggulo sa pagitan ng mga haka-haka na linya na dumadaan sa nuclei ng mga atomo na nakagapos ng kemikal. ∟HOH=104 0.5; ∟H 2 S \u003d 92.2 0; ∟H 2 S e \u003d 91 0.0.

Ang pinakamahalagang katangian ng isang kemikal na bono ay enerhiya, pagtukoy nito lakas.

Sa dami, ang lakas ng isang bono ay nailalarawan sa pamamagitan ng enerhiya na ginugol sa pagsira nito, at sinusukat sa kJ bawat 1 mol ng isang sangkap.

Samakatuwid, ang lakas ng bono ay quantitatively characterizes ang sublimation energy E subl. mga sangkap at ang enerhiya ng paghihiwalay ng isang molekula sa mga atomo E diss. . Ang enerhiya ng sublimation ay nauunawaan bilang ang enerhiya na ginugol para sa paglipat ng isang sangkap mula sa isang solid patungo sa isang gas na estado. Para sa mga molekulang diatomic, ang nagbubuklod na enerhiya ay katumbas ng enerhiya ng paghihiwalay ng molekula sa dalawang atomo.

Halimbawa, E diss. (at samakatuwid E St.) sa H 2 molecule ay 435 kJ / mol. Sa molekula F 2 \u003d 159 kJ / mol, sa molekula N 2 \u003d 940 kJ / mol.

Para sa hindi diatomic, ngunit polyatomic na mga molekula ng uri ng AB, n ay ang average na nagbubuklod na enerhiya

dahil sa AB n \u003d A + nB.

Halimbawa, ang enerhiya na hinihigop sa proseso

ay katumbas ng 924 kJ/mol.

Enerhiya ng bono

E OH = = = = 462 kJ/mol.

Ang konklusyon tungkol sa istraktura ng mga molekula at ang istraktura ng isang sangkap ay ginawa ayon sa mga resulta na nakuha ng iba't ibang mga pamamaraan. Sa kasong ito, ang nakuha na impormasyon ay ginagamit hindi lamang tungkol sa mga haba at lakas ng mga bono, mga anggulo ng bono, kundi pati na rin ang iba pang mga katangian ng sangkap, tulad ng, halimbawa, magnetic, optical, electrical, thermal, at iba pa.

Ang hanay ng mga eksperimentong nakuhang data sa istruktura ng isang sangkap na pandagdag at ginagawang pangkalahatan ang mga resulta ng mga pamamaraan ng pagkalkula ng quantum-chemical na gumagamit ng konsepto ng quantum-mechanical theory ng chemical bonding. Ito ay pinaniniwalaan na ang kemikal na bono ay pangunahing isinasagawa ng mga electron ng valence. Para sa s- at p-element, ang valence electron ay ang mga orbital ng panlabas na layer, at para sa d-element, ang mga electron ng s-orbital ng panlabas na layer at ang d-orbital ng pre-outer layer.

Ang likas na katangian ng bono ng kemikal.

Ang isang kemikal na bono ay nabuo lamang kung, kapag ang mga atomo ay lumalapit sa isa't isa, ang kabuuang enerhiya ng sistema (E kin. + E pot.) ay bumababa.

Isaalang-alang ang likas na katangian ng bono ng kemikal gamit ang halimbawa ng molecular hydrogen ion H 2 + . (Nakukuha ito sa pamamagitan ng pag-irradiate ng mga molekula ng hydrogen H 2 na may mga electron; sa isang gas discharge). Para sa gayong simpleng sistema ng molekular, ang equation ng Schrödinger ay pinakatumpak na nalutas.

Sa hydrogen ion H 2 + isang elektron ang gumagalaw sa larangan ng dalawang nuclei - proton. Ang distansya sa pagitan ng nuclei ay 0.106 nm, ang nagbubuklod na enerhiya (dissociation sa H atoms at H + ion) ay 255.7 kJ/mol. Ibig sabihin, malakas ang butil.

Sa molecular ion H 2 +, kumikilos ang mga electrostatic na pwersa ng dalawang uri - ang mga puwersa ng pagkahumaling ng electron sa parehong nuclei at ang mga puwersang salungat sa pagitan ng nuclei. Ang repulsive force ay nagpapakita ng sarili sa pagitan ng positively charged nuclei H A + at H A +, na maaaring kinakatawan bilang ang sumusunod na fig. 3. Ang repulsive force ay may posibilidad na ihiwalay ang nuclei sa isa't isa.

kanin. 3. Force of repulsion (a) at attraction (b) sa pagitan ng dalawang nuclei, na nagmumula kapag lumalapit sila sa isa't isa sa mga distansya ng pagkakasunud-sunod ng laki ng mga atomo.

Ang mga kaakit-akit na puwersa ay kumikilos sa pagitan ng negatibong sisingilin na electron e - at ng positibong sisingilin na nuclei na H + at H +. Ang isang molekula ay nabuo kung ang resulta ng mga puwersa ng pagkahumaling at pagtanggi ay zero, iyon ay, ang mutual repulsion ng nuclei ay dapat mabayaran ng pagkahumaling ng elektron sa nuclei. Ang nasabing kabayaran ay nakasalalay sa lokasyon ng electron e - na may kaugnayan sa nuclei (Larawan 3 b at c). Narito ang ibig sabihin namin ay hindi ang posisyon ng isang elektron sa espasyo (na hindi matukoy), ngunit ang posibilidad na makahanap ng isang elektron sa espasyo. Ang lokasyon ng densidad ng elektron sa espasyo, na naaayon sa Fig. 3.b) nag-aambag sa convergence ng nuclei, at ang kaukulang fig. 3.c) - pagtanggi ng nuclei, dahil sa kasong ito ang mga puwersa ng pagkahumaling ay nakadirekta sa isang direksyon at ang pagtanggi ng nuclei ay hindi nabayaran. Kaya, mayroong isang nagbubuklod na rehiyon kapag ang density ng elektron ay ibinahagi sa pagitan ng nuclei at isang lumuluwag o anti-bonding na rehiyon kapag ang density ng elektron ay ipinamamahagi sa likod ng nuclei.

Kung ang isang elektron ay pumasok sa rehiyon ng pagbubuklod, pagkatapos ay nabuo ang isang kemikal na bono. Kung ang elektron ay pumasok sa rehiyon ng pag-loosening, kung gayon walang nabuong kemikal na bono.

Depende sa likas na katangian ng pamamahagi ng densidad ng elektron sa rehiyong nagbubuklod, mayroong tatlong pangunahing uri ng pagbubuklod ng kemikal: covalent, ionic, at metallic. Ang mga bono na ito ay hindi nangyayari sa kanilang purong anyo, at kadalasan ang kumbinasyon ng mga ganitong uri ng mga bono ay naroroon sa mga compound.

Mga uri ng link.

Sa kimika, ang mga sumusunod na uri ng mga bono ay nakikilala: covalent, ionic, metallic, hydrogen bonds, van der Waals bonds, donor-acceptor bonds, at dative bonds.

covalent bond

Kapag nabuo ang isang covalent bond, ang mga atom ay nagbabahagi ng mga electron sa isa't isa. Ang isang halimbawa ng isang covalent bond ay isang kemikal na bono sa isang Cl 2 molecule. Una nang iminungkahi ni Lewis (1916) na sa naturang bono, ang bawat isa sa dalawang chlorine atoms ay nagbabahagi ng isa sa mga panlabas na electron nito sa isa pang chlorine atom. Para sa magkakapatong na mga orbital ng atom, dalawang atom ay dapat na malapit sa isa't isa hangga't maaari. Ang isang pinagsamang pares ng mga electron ay bumubuo ng isang covalent bond. Ang mga electron na ito ay sumasakop sa parehong orbital, at ang kanilang mga spin ay nakadirekta sa magkasalungat na direksyon.

Kaya, ang isang covalent bond ay isinasagawa sa pamamagitan ng pagsasapanlipunan ng mga electron mula sa iba't ibang mga atom bilang resulta ng pagpapares ng mga electron na may kabaligtaran na mga spin.

Ang covalent bond ay isang malawakang ginagamit na uri ng bono. Ang isang covalent bond ay maaaring mangyari hindi lamang sa mga molekula, kundi pati na rin sa mga kristal. Ito ay nangyayari sa pagitan ng magkatulad na mga atomo (sa H 2, Cl 2, mga molekula ng brilyante) at sa pagitan ng iba't ibang mga atomo (sa H 2 O, NH 3 ...)

Ang mekanismo ng paglitaw ng isang covalent bond

Isaalang-alang natin ang mekanismo gamit ang halimbawa ng pagbuo ng molekula ng H 2.

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

Ang nucleus ng isang libreng hydrogen atom ay napapalibutan ng isang spherically simetriko electron cloud na nabuo ng isang 1s electron. Kapag ang mga atom ay lumalapit sa isa't isa hanggang sa isang tiyak na distansya, ang kanilang mga ulap ng elektron (orbital) ay bahagyang nagsasapawan (Larawan 4).

kanin. 4. Ang mekanismo ng pagbuo ng bono sa molekula ng hydrogen.

Kung ang distansya sa pagitan ng nuclei ng mga atomo ng hydrogen na papalapit bago hawakan ay 0.106 nm, pagkatapos pagkatapos ng overlap ng mga ulap ng elektron, ang distansya na ito ay 0.074 nm.

Bilang resulta, lumilitaw ang isang molekular na two-electron cloud sa pagitan ng mga sentro ng nuclei, na may pinakamataas na densidad ng elektron sa espasyo sa pagitan ng nuclei. Ang pagtaas sa density ng negatibong singil sa pagitan ng nuclei ay pinapaboran ang isang malakas na pagtaas sa mga puwersa ng pagkahumaling sa pagitan ng nuclei, na humahantong sa pagpapalabas ng enerhiya. Kung mas malakas ang chemical bond, mas malaki ang overlap ng mga electron orbital. Bilang resulta ng paglitaw ng isang kemikal na bono sa pagitan ng dalawang atomo ng hydrogen, ang bawat isa sa kanila ay umabot sa elektronikong pagsasaayos ng isang marangal na atom ng gas - helium.

Mayroong dalawang mga pamamaraan na nagpapaliwanag mula sa quantum mechanical point of view ng pagbuo ng isang overlap na rehiyon ng mga ulap ng elektron, at ang pagbuo ng isang covalent bond, ayon sa pagkakabanggit. Ang isa sa kanila ay tinatawag na BC (valence bonds) na pamamaraan, ang isa ay MO (molecular orbitals).

Sa pamamaraan ng mga valence bond, ang pagsasanib ng mga atomic na orbital ng isang napiling pares ng mga atom ay isinasaalang-alang. Sa pamamaraan ng MO, ang molekula ay itinuturing bilang isang buo at ang pamamahagi ng density ng elektron (mula sa isang elektron) ay kumakalat sa buong molekula. Mula sa posisyon ng MO 2H sa H 2 ay konektado dahil sa pagkahumaling ng nuclei sa electron cloud na matatagpuan sa pagitan ng mga nuclei na ito.

Pagpapakita ng isang covalent bond

Ang mga link ay inilalarawan sa iba't ibang paraan:

isa). Paggamit ng mga electron bilang mga tuldok

Sa kasong ito, ang pagbuo ng isang molekula ng hydrogen ay ipinapakita ng diagram

H∙ + H∙ → H: H

2). Paggamit ng mga square cell (orbitals), tulad ng paglalagay ng dalawang electron na may magkasalungat na spins sa isang molecular quantum cell

Ipinapakita ng diagram na ito na ang antas ng molecular energy ay mas mababa kaysa sa mga paunang atomic level, na nangangahulugan na ang molekular na estado ng isang substance ay mas matatag kaysa sa atomic na estado.

3). Ang isang covalent bond ay kinakatawan ng isang bar

Halimbawa, N - N. ang tampok na ito ay sumisimbolo sa isang pares ng mga electron.

Kung ang isang covalent bond ay lumitaw sa pagitan ng mga atomo (isang karaniwang pares ng elektron), kung gayon ito ay tinatawag walang asawa, kung higit pa, pagkatapos ay isang maramihan doble(dalawang karaniwang pares ng elektron), triple(tatlong nakabahaging pares ng elektron). Ang isang solong bono ay kinakatawan ng isang linya, isang double bond ng dalawa, at isang triple bond ng tatlo.

Ang isang gitling sa pagitan ng mga atomo ay nagpapakita na mayroon silang isang pangkalahatang pares ng mga electron.

Pag-uuri ng mga covalent bond

Depende sa direksyon ng magkakapatong na mga ulap ng elektron, ang mga σ-, π-, δ-bond ay nakikilala. Ang σ-bond ay bumangon kapag ang mga ulap ng elektron ay nagsasapawan sa kahabaan ng axis na nagkokonekta sa nuclei ng mga nakikipag-ugnayang atomo.

Mga halimbawa ng σ-bond:

kanin. 5. Pagbubuo ng σ-bond sa pagitan ng s-, p-, d- electron.

Isang halimbawa ng pagbuo ng isang σ-bond kapag ang s-s clouds ay nagsasapawan ay naobserbahan sa isang hydrogen molecule.

Ang π-bond ay isinasagawa sa pamamagitan ng magkakapatong na mga ulap ng elektron sa magkabilang panig ng axis, na nagkokonekta sa nuclei ng mga atomo.

kanin. 6. Pagbubuo ng π-bond sa pagitan ng p-, d- electron.

Ang δ-bond ay nangyayari kapag ang dalawang d-electron na ulap na matatagpuan sa magkatulad na mga eroplano ay nagsasapawan. Ang δ bond ay hindi gaanong malakas kaysa sa π bond, at ang π bond ay hindi gaanong malakas kaysa sa σ bond.

Mga katangian ng isang covalent bond

a). Polarity.

Mayroong dalawang uri ng covalent bond: non-polar at polar.

Sa kaso ng isang non-polar covalent bond, ang electron cloud na nabuo ng isang karaniwang pares ng mga electron ay ipinamamahagi sa espasyo nang simetriko na may kinalaman sa nuclei ng mga atomo. Ang isang halimbawa ay diatomic molecules na binubuo ng mga atoms ng isang elemento: H 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 , F 2 . Ang kanilang pares ng elektron ay pantay na kabilang sa parehong mga atomo.

Sa kaso ng isang polar bond, ang electron cloud na bumubuo sa bond ay inilipat patungo sa atom na may mas mataas na relative electronegativity.

Ang mga halimbawa ay mga molekula: HCl, H 2 O, H 2 S, N 2 S, NH 3, atbp. Isaalang-alang ang pagbuo ng molekula ng HCl, na maaaring katawanin ng sumusunod na pamamaraan

Ang pares ng elektron ay inilipat sa chlorine atom, dahil ang relatibong electronegativity ng chlorine atom (2.83) ay mas malaki kaysa sa hydrogen atom (2.1).

b). Saturability.

Ang kakayahan ng mga atomo na lumahok sa pagbuo ng isang limitadong bilang ng mga covalent bond ay tinatawag na saturation ng isang covalent bond. Ang saturation ng mga covalent bond ay dahil sa ang katunayan na ang mga electron lamang ng mga panlabas na antas ng enerhiya, iyon ay, isang limitadong bilang ng mga electron, ay lumahok sa pakikipag-ugnayan ng kemikal.

sa) . Oryentasyon at hybridization ng covalent bond.

Ang isang covalent bond ay nailalarawan sa pamamagitan ng oryentasyon sa espasyo. Ito ay ipinaliwanag sa pamamagitan ng katotohanan na ang mga ulap ng elektron ay may isang tiyak na hugis at ang kanilang pinakamataas na overlap ay posible sa isang tiyak na spatial na oryentasyon.

Tinutukoy ng direksyon ng covalent bond ang geometric na istraktura ng mga molekula.

Halimbawa, para sa tubig, mayroon itong tatsulok na hugis.

kanin. 7. Spatial na istraktura ng molekula ng tubig.

Ito ay eksperimento na itinatag na sa molekula ng tubig H 2 O ang distansya sa pagitan ng nuclei ng hydrogen at oxygen ay 0.096 nm (96 pm). Ang anggulo sa pagitan ng mga linyang dumadaan sa nuclei ay 104.5 0 . Kaya, ang molekula ng tubig ay may isang angular na hugis at ang istraktura nito ay maaaring ipahayag sa anyo ng ipinakita na pigura.

Hybridization

Tulad ng ipinapakita ng mga pang-eksperimentong at teoretikal na pag-aaral (Slater, Pauling), sa panahon ng pagbuo ng ilang mga compound, tulad ng BeCl 2, BeF 2, BeBr 2, ang estado ng mga valence electron ng isang atom sa isang molekula ay inilarawan hindi ng purong s-, p-, d-wave function, ngunit sa pamamagitan ng kanilang mga linear na kumbinasyon . Ang ganitong mga pinaghalong istruktura ay tinatawag na hybrid orbitals, at ang proseso ng paghahalo ay tinatawag na hybridization.

Tulad ng ipinapakita ng quantum-chemical calculations, ang paghahalo ng s- at p-orbitals ng isang atom ay isang kanais-nais na proseso para sa pagbuo ng isang molekula. Sa kasong ito, mas maraming enerhiya ang inilalabas kaysa sa pagbuo ng mga bono na kinasasangkutan ng mga purong s- at p-orbital. Samakatuwid, ang hybridization ng mga elektronikong orbital ng isang atom ay humahantong sa isang malaking pagbaba sa enerhiya ng system at, nang naaayon, sa isang pagtaas sa katatagan ng molekula. Ang isang hybridized na orbital ay mas pinahaba sa isang bahagi ng nucleus kaysa sa isa pa. Samakatuwid, ang densidad ng elektron sa nagsasapawan na rehiyon ng hybrid na ulap ay magiging mas malaki kaysa sa densidad ng elektron sa magkasanib na rehiyon ng s- at p-orbital nang hiwalay, bilang resulta kung saan ang bono na nabuo ng mga electron ng hybrid na orbital ay nailalarawan sa pamamagitan ng higit na lakas.

Mayroong ilang mga uri ng mga hybrid na estado. Kapag ang s- at p-orbitals ay nag-hybridize (tinatawag na sp hybridization), dalawang hybrid na orbital ang lumitaw, na matatagpuan sa isang anggulo ng 180 0 na may kaugnayan sa bawat isa. Sa kasong ito, nabuo ang isang linear na istraktura. Ang pagsasaayos (istraktura) na ito ay kilala sa karamihan ng alkaline earth metal halides (halimbawa, BeX 2 kung saan X=Cl, F, Br), i.e. ang anggulo ng koneksyon ay 180 0 С.

kanin. 8. sp hybridization

Ang isa pang uri ng hybridization, na tinatawag na sp 2 hybridization (na nabuo mula sa isa s at dalawang p orbital), ay humahantong sa pagbuo ng tatlong hybrid na orbital, na matatagpuan sa isang anggulo ng 120 0 sa bawat isa. Sa kasong ito, ang isang trigonal na istraktura ng isang molekula (o isang regular na tatsulok) ay nabuo sa espasyo. Ang ganitong mga istraktura ay kilala para sa mga compound BX 3 (X=Cl, F, Br).

kanin. 9. sp 2 hybridization.

Hindi gaanong karaniwan ang sp 3 hybridization, na nabuo mula sa isa at tatlong p orbital. Sa kasong ito, apat na hybrid na orbital ang nabuo, na nakatuon sa espasyo nang simetriko sa apat na vertices ng tetrahedron, iyon ay, sila ay matatagpuan sa isang anggulo ng 109 0 28 ". Ang spatial na posisyon na ito ay tinatawag na tetrahedral. Ang ganitong istraktura ay kilala para sa mga molekula NH 3, H 2 O at sa pangkalahatan para sa mga elemento ng panahon II. Sa eskematiko, ang view nito sa espasyo ay maaaring ipakita sa sumusunod na figure

kanin. 10. Spatial na pag-aayos ng mga bono sa molekula ng ammonia,

naka-project sa isang eroplano.

Ang pagbuo ng mga bono ng tetrahedral dahil sa sp 3 hybridization ay maaaring kinakatawan bilang mga sumusunod (Larawan 11):

kanin. 11. Pagbubuo ng mga tetrahedral bond sa panahon ng sp 3 hybridization.

Ang pagbuo ng mga tetrahedral bond sa panahon ng sp 3 hybridization ay ipinapakita sa fig. 12.

Fig.12. Ang pagbuo ng mga tetrahedral bond sa panahon ng sp 3 - hybridization sa CCl 4 na mga molekula

Ang hybridization ay hindi lamang nauukol sa mga s- at p-orbital. Upang ipaliwanag ang mga stereochemical na elemento ng III at kasunod na mga panahon, kinakailangan na bumuo ng mga hybrid na orbital nang sabay-sabay kabilang ang s-, p-, d-orbitals.

Ang mga sangkap na may covalent bond ay kinabibilangan ng:

1. mga organikong compound;

2. solid at likidong mga sangkap kung saan ang mga bono ay nabuo sa pagitan ng mga pares ng halogen atoms, gayundin sa pagitan ng mga pares ng hydrogen, nitrogen at oxygen atoms, halimbawa, H 2;

3. mga elemento ng pangkat VI (halimbawa, mga spiral chain ng tellurium), mga elemento ng pangkat V (halimbawa, arsenic), mga elemento ng pangkat IV (brilyante, silikon, germanium);

4. mga compound na sumusunod sa panuntunang 8-N (tulad ng InSb, CdS, GaAs, CdTe), kapag ang mga elementong bumubuo sa kanila ay matatagpuan sa periodic table ng Mendeleev sa mga pangkat II-VI, III-V.

Sa mga solido na may isang covalent bond, ang iba't ibang mga istrukturang kristal ay maaaring mabuo para sa parehong sangkap, ang nagbubuklod na enerhiya na halos pareho. Halimbawa, ang istraktura ng ZnS ay maaaring kubiko (zinc blende) o hexagonal (wurtzite). Ang pag-aayos ng pinakamalapit na kapitbahay sa zinc blende at wurtzite ay pareho, at ang tanging at bahagyang pagkakaiba sa mga enerhiya ng dalawang istrukturang ito ay tinutukoy ng pag-aayos ng mga atom na sumusunod sa pinakamalapit na mga. Ang kakayahang ito ng ilang mga sangkap ay tinatawag na allotropy o polymorphism. Ang isa pang halimbawa ng allotropy ay ang silicon carbide, na mayroong isang bilang ng mga polytites ng iba't ibang mga istraktura mula sa purong kubiko hanggang heksagonal. Ang maraming mala-kristal na pagbabago ng ZnS, SiC ay umiiral sa temperatura ng silid.

Ionic na bono

Ang ionic bond ay isang electrostatic na puwersa ng atraksyon sa pagitan ng mga ion na may magkasalungat na singil (i.e. + at −).

Ang ideya ng ionic bond ay nabuo batay sa mga ideya ni V. Kossel. Iminungkahi niya (1916) na kapag nag-interact ang dalawang atomo, ang isa sa kanila ay sumusuko at ang isa ay tumatanggap ng mga electron. Kaya, ang isang ionic bond ay nabuo bilang isang resulta ng paglipat ng isa o higit pang mga electron mula sa isang atom patungo sa isa pa. Halimbawa, sa sodium chloride, ang isang ionic bond ay nabuo bilang isang resulta ng paglipat ng isang electron mula sa isang sodium atom patungo sa isang chlorine atom. Bilang resulta ng paglipat na ito, isang sodium ion na may singil na +1 at isang chlorine ion na may singil na -1 ay nabuo. Naaakit sila sa isa't isa sa pamamagitan ng mga puwersang electrostatic, na bumubuo ng isang matatag na molekula. Ang modelo ng paglilipat ng elektron na iminungkahi ni Kossel ay ginagawang posible na ipaliwanag ang pagbuo ng mga naturang compound gaya ng lithium fluoride, calcium oxide, at lithium oxide.

Ang pinakakaraniwang mga ionic compound ay binubuo ng mga metal na kasyon na kabilang sa mga pangkat I at II ng periodic system, at mga anion ng mga di-metal na elemento na kabilang sa mga pangkat VI at VII.

Ang kadalian ng pagbuo ng isang ionic compound ay nakasalalay sa kadalian ng pagbuo ng mga constituent cation at anion nito. Ang kadalian ng pagbuo ay mas mataas, mas mababa ang enerhiya ng ionization ay ang atom na nag-donate ng mga electron (electron donor), at ang atom na tumatanggap ng mga electron (electron acceptor) ay may mas malaking affinity para sa electron. pagkakaugnay ng elektron ay isang sukatan ng kakayahan ng isang atom na tumanggap ng isang elektron. Ito ay quantitatively na tinukoy bilang ang pagbabago sa enerhiya na nangyayari kapag ang isang mole ng single charged anion ay nabuo mula sa isang mole ng mga atomo. Ito ang tinatawag na konsepto ng "first electron affinity". Ang pangalawang electron affinity ay ang pagbabago sa enerhiya na nangyayari kapag ang isang mole ng dobleng sisingilin na mga anion ay nabuo mula sa isang mole ng singly charged na mga anion. Ang mga konseptong ito, i.e. ionization energy at electron affinity, ay tumutukoy sa mga gaseous substance at mga katangian ng mga atom at ions sa gaseous state. Ngunit dapat itong isipin na ang karamihan sa mga ionic compound ay pinaka-matatag sa solid state. Ang sitwasyong ito ay ipinaliwanag sa pamamagitan ng pagkakaroon ng isang kristal na sala-sala sa kanilang solidong estado. Ang tanong ay lumitaw. Bakit, pagkatapos ng lahat, ang mga ionic compound ay mas matatag sa anyo ng mga kristal na sala-sala, at hindi sa isang gas na estado? Ang sagot sa tanong na ito ay ang pagkalkula ng enerhiya ng kristal na sala-sala, batay sa electrostatic na modelo. Bilang karagdagan dito, ang pagkalkula na ito ay isang pagsubok din ng teorya ng ionic bond.

Upang kalkulahin ang enerhiya ng kristal na sala-sala, kinakailangan upang matukoy ang gawain na dapat gastusin sa pagkasira ng kristal na sala-sala na may pagbuo ng mga gaseous ions. Para sa pagkalkula, ginagamit ang konsepto ng mga puwersa ng pang-akit at pagtanggi. Ang expression para sa potensyal na enerhiya ng pakikipag-ugnayan ng mga singly charged ions ay nakuha sa pamamagitan ng pagbubuod ng enerhiya ng pagkahumaling at ang enerhiya ng pagtanggi.

E \u003d E inc + E out (1).

Bilang E prit, ang enerhiya ng Coulomb attraction ng mga ion ng magkasalungat na mga palatandaan ay kinuha, halimbawa, Na + at Cl - para sa NaCl compound

E int \u003d -e 2 / 4πε 0 r (2),

dahil ang distribusyon ng electronic charge sa filled electron shell ay spherically symmetrical. Dahil sa pagtanggi na nangyayari dahil sa prinsipyo ng Pauli kapag ang mga punong shell ng anion at cation ay nagsasapawan, limitado ang distansya kung saan maaaring lumapit ang mga ion. Mabilis na nagbabago ang repulsive energy sa internuclear distance at maaaring isulat bilang sumusunod na dalawang tinatayang expression:

E otm \u003d A / r n (n≈12) (3)

E otm \u003d B ∙ exp (-r / ρ) (4),

kung saan ang A at B ay mga constant, ang r ay ang distansya sa pagitan ng mga ion, ρ ay isang parameter (characteristic na haba).

Dapat pansinin na wala sa mga ekspresyong ito ang tumutugma sa isang kumplikadong proseso ng mekanikal na kabuuan na humahantong sa pagtanggi.

Sa kabila ng pagtatantya ng mga formula na ito, pinapayagan nila ang isa na tumpak na kalkulahin at, nang naaayon, ilarawan ang kemikal na bono sa mga molekula ng naturang mga ionic compound bilang NaCl, KCl, CaO.

Dahil ang electric field ng ion ay may spherical symmetry (Fig. 13), ang ionic bond, hindi katulad ng covalent bond, ay walang directionality. Ang pakikipag-ugnayan ng dalawang magkasalungat na sisingilin na mga ion ay binabayaran lamang ng mga puwersang salungat sa direksyon na nagkokonekta sa mga sentro ng nuclei ng mga ion; sa ibang mga direksyon, ang mga electric field ng mga ion ay hindi nabayaran. Samakatuwid, nagagawa nilang makipag-ugnayan sa iba pang mga ion. Kaya, ang isang ionic na bono ay walang saturation.

kanin. 13. Spherical symmetry ng electrostatic field

magkasalungat na sinisingil na mga singil.

Dahil sa non-directionality at non-saturation ng ionic bond, ito ay energetically pinakakapaki-pakinabang kapag ang bawat ion ay napapalibutan ng maximum na bilang ng mga ion ng kabaligtaran na sign. Dahil dito, ang pinaka-ginustong anyo ng pagkakaroon ng isang ionic compound ay isang kristal. Halimbawa, sa isang kristal na NaCl, ang bawat kation ay may anim na anion bilang pinakamalapit na kapitbahay.

Tanging sa mataas na temperatura sa gas na estado ang mga ionic compound ay umiiral sa anyo ng mga hindi nauugnay na molekula.

Sa mga ionic compound, ang numero ng koordinasyon ay hindi nakasalalay sa mga detalye ng elektronikong istraktura ng mga atom, tulad ng sa mga covalent compound, ngunit tinutukoy ng ratio ng mga laki ng mga ion. Sa isang ratio ng ionic radii sa hanay na 0.41 - 0.73, ang octahedral na koordinasyon ng mga ions ay sinusunod, na may ratio na 0.73-1.37 - cubic coordination, atbp.

Kaya, sa ilalim ng normal na mga kondisyon, ang mga ionic compound ay mga kristal na sangkap. Ang konsepto ng dalawang-ion na molekula, halimbawa, NaCL, CsCl ay hindi naaangkop sa kanila. Ang bawat kristal ay binubuo ng isang malaking bilang ng mga ions.

Ang isang ionic na bono ay maaaring kinakatawan bilang isang naglilimita na polar bond, kung saan ang epektibong singil ng isang atom ay malapit sa pagkakaisa. Para sa isang purong covalent non-polar bond, ang epektibong singil ng mga atom ay zero. Sa totoong mga sangkap, bihira ang puro ionic at puro covalent bond. Karamihan sa mga compound ay may intermediate na katangian ng bono sa pagitan ng non-polar covalent at polar ionic. Iyon ay, sa mga compound na ito, ang covalent bond ay may bahagyang ionic na karakter. Ang likas na katangian ng ionic at covalent bond sa mga tunay na sangkap ay ipinapakita sa Figure 14.

kanin. 14. Ionic at covalent na katangian ng bono.

Ang proporsyon ng ionic na katangian ng bono ay tinatawag na antas ng ionicity. Ito ay nailalarawan sa pamamagitan ng mga epektibong singil ng mga atomo sa molekula. Ang antas ng ionicity ay tumataas sa pagtaas ng pagkakaiba sa electronegativity ng mga constituent atoms nito.

koneksyon ng metal

Sa mga metal na atomo, ang mga panlabas na valence electron ay mas mahina kaysa sa mga non-metal na atomo. Nagdudulot ito ng pagkawala ng koneksyon ng mga electron sa mga indibidwal na atomo para sa isang sapat na mahabang panahon at ang kanilang pagsasapanlipunan. Ang isang socialized ensemble ng mga panlabas na electron ay nabuo. Ang pagkakaroon ng tulad ng isang elektronikong sistema ay humahantong sa paglitaw ng mga puwersa na nagpapanatili sa mga positibong metal ions sa isang malapit na estado, sa kabila ng kanilang katulad na singil. Ang gayong bono ay tinatawag na metal na bono. Ang gayong bono ay katangian lamang para sa isang metal at umiiral sa solid at likidong estado ng bagay. Ang metal na bono ay isang uri ng kemikal na bono. Ito ay batay sa pagsasapanlipunan ng mga panlabas na elektron, na nawawala ang kanilang koneksyon sa atom at samakatuwid ay tinatawag na mga libreng elektron (Larawan 15).

kanin. 15. Koneksyon ng metal.

Ang mga sumusunod na katotohanan ay nagpapatunay sa pagkakaroon ng isang metal na bono. Ang lahat ng mga metal ay may mataas na thermal conductivity at mataas na electrical conductivity, na ibinibigay ng pagkakaroon ng mga libreng electron. Bilang karagdagan, ang parehong pangyayari ay tumutukoy sa magandang reflectivity ng mga metal sa light irradiation, ang kanilang ningning at opacity, mataas na plasticity, at isang positibong koepisyent ng temperatura ng electrical resistance.

Ang katatagan ng kristal na sala-sala ng mga metal ay hindi maipaliwanag ng mga uri ng mga bono tulad ng ionic at covalent. Ionic bonding sa pagitan ng metal atoms na matatagpuan sa mga node ng kristal sala-sala ay imposible, dahil mayroon silang parehong singil. Ang isang covalent bond sa pagitan ng mga metal na atom ay hindi rin malamang, dahil ang bawat atom ay may 8 hanggang 12 pinakamalapit na kapitbahay, at ang pagbuo ng mga covalent bond na may napakaraming nakabahaging mga pares ng elektron ay hindi alam.

Ang mga istruktura ng metal ay nailalarawan sa pamamagitan ng katotohanan na mayroon silang isang medyo bihirang pag-aayos ng mga atomo (malaki ang mga distansya ng internuclear) at isang malaking bilang ng mga pinakamalapit na kapitbahay para sa bawat atom sa kristal na sala-sala. Ang talahanayan 1 ay naglilista ng tatlong tipikal na istruktura ng metal.

Talahanayan 1

Mga katangian ng mga istruktura ng tatlong pinakakaraniwang metal

Nakikita namin na ang bawat atom ay nakikilahok sa pagbuo ng isang malaking bilang ng mga bono (halimbawa, na may 8 mga atomo). Ang napakaraming bilang ng mga bono (na may 8 o 12 na mga atomo) ay hindi maaaring sabay na mai-localize sa kalawakan. Ang komunikasyon ay dapat isagawa dahil sa resonance ng oscillatory motion ng mga panlabas na electron ng bawat atom, bilang isang resulta kung saan ang collectivization ng lahat ng mga panlabas na electron ng kristal ay nangyayari sa pagbuo ng isang electron gas. Sa maraming mga metal, sapat na ang pagkuha ng isang elektron mula sa bawat atom upang bumuo ng isang metal na bono. Ito ay eksakto kung ano ang sinusunod para sa lithium, na mayroon lamang isang elektron sa panlabas na shell. Ang lithium crystal ay isang sala-sala ng Li + ions (mga bola na may radius na 0.068 nm) na napapalibutan ng electron gas.

kanin. 16. Iba't ibang uri ng crystalline packing: a-hexagonal close packing; b - nakasentro sa mukha na cubic packing; B-cubic packing.

May mga pagkakatulad sa pagitan ng metal at covalent bond. Ito ay nakasalalay sa katotohanan na ang parehong mga uri ng bono ay batay sa pagsasapanlipunan ng mga valence electron. Gayunpaman, ang isang covalent bond ay nag-uugnay lamang sa dalawang kalapit na mga atomo, at ang mga nakabahaging electron ay malapit sa mga konektadong mga atomo. Sa isang metal na bono, maraming mga atomo ang lumahok sa pagsasapanlipunan ng mga valence electron.

Kaya, ang konsepto ng metallic bond ay inextricably na nauugnay sa konsepto ng mga metal bilang isang set ng positively charged ionic cores na may malalaking gaps sa pagitan ng mga ions na puno ng electron gas, habang sa macroscopic level ang system ay nananatiling electrically neutral.

Bilang karagdagan sa mga uri ng mga bono ng kemikal na tinalakay sa itaas, may iba pang mga uri ng mga bono na intermolecular: bono ng hydrogen, interaksyon ng van der Waals, interaksyon ng donor-acceptor.

Interaksyon ng donor-acceptor ng mga molekula

Ang mekanismo ng pagbuo ng isang covalent bond dahil sa isang two-electron cloud ng isang atom at isang libreng orbital ng isa pa ay tinatawag na donor-acceptor. Ang isang atom o particle na nagbibigay ng two-electron cloud para sa komunikasyon ay tinatawag na donor. Ang isang atom o particle na may libreng orbital na tumatanggap ng pares ng elektron na ito ay tinatawag na acceptor.

Ang mga pangunahing uri ng intermolecular interaction. hydrogen bond

Sa pagitan ng valence-saturated na mga molekula, sa mga distansyang lumalampas sa laki ng particle, maaaring lumitaw ang mga electrostatic na pwersa ng intermolecular attraction. Tinatawag silang mga pwersang van der Waals. Ang interaksyon ng van der Waals ay palaging umiiral sa pagitan ng malapit na pagitan ng mga atomo, ngunit gumaganap ng isang mahalagang papel lamang sa kawalan ng mas malakas na mekanismo ng pagbubuklod. Ang mahinang pakikipag-ugnayang ito na may katangiang enerhiya na 0.2 eV/atom ay nagaganap sa pagitan ng mga neutral na atomo at sa pagitan ng mga molekula. Ang pangalan ng pakikipag-ugnayan ay nauugnay sa pangalan ng van der Waals, dahil siya ang unang nagmungkahi na ang equation ng estado, na isinasaalang-alang ang mahina na pakikipag-ugnayan sa pagitan ng mga molekula ng gas, ay naglalarawan ng mga katangian ng mga tunay na gas na mas mahusay kaysa sa equation ng estado ng isang ideal na gas. Gayunpaman, ang likas na katangian ng kaakit-akit na puwersa na ito ay ipinaliwanag lamang noong 1930 ng London. Sa kasalukuyan, ang sumusunod na tatlong uri ng pakikipag-ugnayan ay iniuugnay sa atraksyon ng Van der Waals: orientational, induction, dispersion (London effect). Ang enerhiya ng atraksyon ng van der Waals ay tinutukoy ng kabuuan ng mga interaksyon ng oryentasyon, induction at dispersion.

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

Ang pakikipag-ugnayan ng oryentasyon (o pakikipag-ugnayan ng dipole-dipole) ay ipinakikita sa pagitan ng mga molekulang polar, na, kapag nilapitan, lumiliko (i-orient) patungo sa isa't isa na may magkasalungat na mga pole upang ang potensyal na enerhiya ng sistema ng mga molekula ay nagiging minimal. Ang enerhiya ng orientational na pakikipag-ugnayan ay mas makabuluhan, mas malaki ang dipole moment ng mga molekula μ at mas maliit ang distansya l sa pagitan nila:

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

kung saan ang ε 0 ay isang electrical constant.

Ang inductive na pakikipag-ugnayan ay nauugnay sa mga proseso ng polariseysyon ng mga molekula ng mga nakapaligid na dipoles. Ito ay mas makabuluhan, mas mataas ang polarizability α ng non-polar molecule at mas malaki ang dipole moment μ ng polar molecule

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

Ang polarizability α ng isang non-polar molecule ay tinatawag na deformation polarizability, dahil nauugnay ito sa deformation ng particle, habang ang μ ay nagpapakilala sa displacement ng electron cloud at nuclei na may kaugnayan sa kanilang mga naunang posisyon.

Ang dispersion interaction (London effect) ay nangyayari sa anumang mga molecule, anuman ang kanilang istraktura at polarity. Dahil sa agarang mismatch ng mga sentro ng grabidad ng mga singil ng electron cloud at nuclei, isang agarang dipole ay nabuo, na nag-uudyok ng mga agarang dipoles sa iba pang mga particle. Ang paggalaw ng mga instant dipoles ay nagiging coordinated. Bilang resulta, ang mga kalapit na particle ay nakakaranas ng magkaparehong atraksyon. Ang enerhiya ng pakikipag-ugnayan ng pagpapakalat ay nakasalalay sa enerhiya ng ionization E I at ang polarizability ng mga molekula α

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

Ang hydrogen bond ay may intermediate na karakter sa pagitan ng valence at intermolecular na pakikipag-ugnayan. Ang enerhiya ng hydrogen bond ay mababa, 8-80 kJ/mol, ngunit mas mataas ito kaysa sa enerhiya ng interaksyon ng van der Waals. Ang hydrogen bond ay katangian ng mga likido tulad ng tubig, mga alkohol, mga acid at dahil sa isang positibong polarized na atom ng hydrogen. Ang maliit na sukat at ang kawalan ng panloob na mga electron ay nagpapahintulot sa hydrogen atom na naroroon sa isang likido sa anumang compound na pumasok sa karagdagang pakikipag-ugnayan sa isang negatibong polarized na atom ng isa pa o ang parehong molekula na hindi covalently nakatali dito.

A δ- - H δ+ .... A δ- - H δ+ .

Iyon ay, mayroong isang samahan ng mga molekula. Ang samahan ng mga molekula ay humahantong sa isang pagbawas sa pagkasumpungin, isang pagtaas sa punto ng kumukulo at init ng pagsingaw, isang pagtaas sa lagkit at dielectric na pare-pareho ng mga likido.

Ang tubig ay isang partikular na angkop na sangkap para sa pagbuo ng hydrogen bond, dahil ang molekula nito ay may dalawang atomo ng hydrogen at dalawang nag-iisang pares sa atomo ng oxygen. Nagdudulot ito ng mataas na dipole moment ng molekula (μ D = 1.86 D) at ang kakayahang bumuo ng apat na hydrogen bond: dalawa bilang proton donor at dalawa bilang proton acceptor

(H 2 O .... N - O ... H 2 O) 2 beses.

Ito ay kilala mula sa mga eksperimento na sa isang pagbabago sa molekular na timbang sa isang serye ng mga hydrogen compound ng mga elemento ng ikatlo at kasunod na mga panahon, ang kumukulo na punto ay tumataas. Kung ang pattern na ito ay inilapat sa tubig, kung gayon ang kumukulo na punto nito ay hindi dapat 100 0 C, ngunit 280 0 C. Kinukumpirma ng kontradiksyon na ito ang pagkakaroon ng hydrogen bond sa tubig.

Ipinakita ng mga eksperimento na ang mga molecular associate ay nabuo sa likido at lalo na sa solidong tubig. May tetrahedral crystal lattice ang yelo. Sa gitna ng tetrahedron mayroong isang oxygen atom ng isang molekula ng tubig, sa apat na vertices mayroong mga atomo ng oxygen ng mga kalapit na molekula, na konektado ng mga bono ng hydrogen sa kanilang pinakamalapit na kapitbahay. Sa likidong tubig, ang mga bono ng hydrogen ay bahagyang nasira; sa istraktura nito, ang isang dinamikong ekwilibriyo ay sinusunod sa pagitan ng mga ugnayan ng mga molekula at mga libreng molekula.

Paraan ng Valence bond

Ipinapalagay ng teorya ng valence bonds, o localized electron pairs, na ang bawat pares ng mga atomo sa isang molekula ay pinagsasama-sama ng isa o higit pang magkabahaging mga pares ng elektron. Sa representasyon ng teorya ng mga bono ng valence, ang isang kemikal na bono ay naisalokal sa pagitan ng dalawang mga atom, iyon ay, ito ay dalawang-sentro at dalawang-elektron.

Ang paraan ng mga valence bond ay batay sa mga sumusunod na pangunahing probisyon:

Ang bawat pares ng mga atomo sa isang molekula ay pinagsasama-sama ng isa o higit pang magkabahaging mga pares ng elektron;

Ang isang solong covalent bond ay nabuo ng dalawang electron na may antiparallel spins na matatagpuan sa valence orbitals ng bonding atoms;

Kapag nabuo ang isang bono, nagsasapawan ang mga function ng wave ng mga electron, na humahantong sa pagtaas ng density ng elektron sa pagitan ng mga atomo at pagbaba sa kabuuang enerhiya ng system;

"Chemical bond" - ang enerhiya ng pagkasira ng sala-sala sa mga ions _Ecool = Ures. Ang mga pangunahing probisyon ng paraan ng MO. Mga uri ng atomic AO overlap. pagbubuklod at pagluwag ng mga MO na may kumbinasyon ng mga atomic na orbital s at s pz at pz px at px. H?C? C-H. ? - Coefficient ng repulsion. Qeff =. Ao. Mga pangunahing teorya ng pagbubuklod ng kemikal.

"Mga uri ng chemical bond" - Ang mga sangkap na may ionic bond ay bumubuo ng isang ionic crystal na sala-sala. Mga atomo. Electronegativity. MOU lyceum №18 chemistry teacher Kalinina L.A. Mga ion. Halimbawa: Na1+ at Cl1-, Li1+ at F1- Na1+ + Cl1- = Na(:Cl:) . Kung e - sumali - ang ion ay negatibong sinisingil. Ang atomic frame ay may mataas na lakas.

"Ang Buhay ni Mendeleev" - Noong Hulyo 18, nagtapos si D.I. Mendeleev sa Tobolsk gymnasium. Agosto 9, 1850 - Hunyo 20, 1855 habang nag-aaral sa Main Pedagogical Institute. "Kung hindi mo alam ang mga pangalan, ang kaalaman sa mga bagay ay mamamatay" K. Liney. Buhay at gawain ni D.I. Mendeleev. Ivan Pavlovich Mendeleev (1783 - 1847), ama ng isang siyentipiko. Pagtuklas ng Periodic Law.

"Mga uri ng bono ng kemikal" - H3N. Al2O3. Ang istraktura ng bagay. H2S. MgO. H2. Cu. MgS.CS2. I. Isulat ang mga pormula ng mga sangkap: 1.c K.N.S. 2.na may K.P.S. 3. kasama ang I.S. K.N.S. NaF. C.K.P.S. Tukuyin ang uri ng kemikal na bono. Alin sa mga molecule ang tumutugma sa scheme: A A ?

"Mendeleev" - Mga triad ng elemento ni Dobereiner. Mga gas. Trabaho. Buhay at pang-agham na tagumpay. Pana-panahong sistema ng mga elemento (mahabang anyo). Batas ng mga Octaves ng Newlands. Pang-agham na aktibidad. Mga solusyon. Bagong yugto ng buhay. Ang pangalawang bersyon ng sistema ng mga elemento ni Mendeleev. Bahagi ng talahanayan ng mga elemento ni L. Meyer. Pagtuklas ng Periodic Law (1869).

"Ang buhay at gawain ni Mendeleev" - Ivan Pavlovich Mendeleev (1783 - 1847), ama ng siyentipiko. 1834, Enero 27 (Pebrero 6) - Si D.I. Mendeleev ay ipinanganak sa lungsod ng Tobolsk, sa Siberia. 1907, Enero 20 (Pebrero 2), namatay si D.I. Mendeleev dahil sa pagpalya ng puso. DI. Menedeleev (rehiyon ng South Kazakhstan, lungsod ng Shymkent). Industriya. Noong Hulyo 18, 1849, nagtapos si D.I. Mendeleev sa Tobolsk gymnasium.

Gawain bilang 1

Mula sa iminungkahing listahan, pumili ng dalawang compound kung saan mayroong isang ionic na kemikal na bono.

• 1. Ca(ClO 2) 2
• 2. HClO 3
• 3.NH4Cl
• 4. HClO 4
• 5.Cl2O7

Sagot: 13

Sa karamihan ng mga kaso, ang pagkakaroon ng isang ionic na uri ng bono sa isang tambalan ay maaaring matukoy sa pamamagitan ng katotohanan na ang mga istrukturang yunit nito ay sabay-sabay na kinabibilangan ng mga atomo ng isang tipikal na metal at non-metal na mga atomo.

Sa batayan na ito, itinatag namin na mayroong isang ionic bond sa compound number 1 - Ca(ClO 2) 2, dahil sa formula nito, makikita ng isa ang mga atomo ng isang tipikal na metal na calcium at mga atomo ng hindi metal - oxygen at chlorine.

Gayunpaman, wala nang mga compound na naglalaman ng parehong metal at non-metal atoms sa listahang ito.

Kabilang sa mga compound na ipinahiwatig sa pagtatalaga ay mayroong ammonium chloride, kung saan ang ionic bond ay natanto sa pagitan ng ammonium cation NH 4 + at ang chloride ion Cl − .

Gawain bilang 2

Mula sa iminungkahing listahan, pumili ng dalawang compound kung saan ang uri ng chemical bond ay kapareho ng sa fluorine molecule.

1) oxygen

2) nitric oxide (II)

3) hydrogen bromide

4) sodium iodide

Isulat ang mga numero ng mga napiling koneksyon sa field ng sagot.

Sagot: 15

Ang molekula ng fluorine (F 2) ay binubuo ng dalawang atomo ng isang di-metal na elemento ng kemikal, samakatuwid ang kemikal na bono sa molekula na ito ay covalent non-polar.

Ang isang covalent non-polar bond ay maaari lamang matanto sa pagitan ng mga atomo ng parehong kemikal na elemento ng isang non-metal.

Sa mga iminungkahing opsyon, tanging ang oxygen at brilyante ang may covalent non-polar na uri ng bono. Ang molekula ng oxygen ay diatomic, ay binubuo ng mga atomo ng isang kemikal na elemento ng isang non-metal. Ang brilyante ay may atomic na istraktura at sa istraktura nito ang bawat carbon atom, na isang non-metal, ay nakagapos sa 4 pang carbon atoms.

Ang nitric oxide (II) ay isang sangkap na binubuo ng mga molekula na nabuo ng mga atomo ng dalawang magkaibang di-metal. Dahil ang electronegativity ng iba't ibang mga atom ay palaging naiiba, ang nakabahaging pares ng elektron sa molekula ay inililipat patungo sa mas electronegative na elemento, sa kasong ito, oxygen. Kaya, ang bono sa NO molecule ay covalent polar.

Ang hydrogen bromide ay binubuo rin ng mga diatomic molecule na binubuo ng hydrogen at bromine atoms. Ang ibinahaging pares ng elektron na bumubuo sa bono ng H-Br ay inilipat sa mas electronegative na bromine atom. Ang kemikal na bono sa molekula ng HBr ay covalent polar din.

Ang sodium iodide ay isang ionic substance na nabuo ng isang metal cation at isang iodide anion. Ang bono sa molekula ng NaI ay nabuo dahil sa paglipat ng isang elektron mula sa 3 s-mga orbital ng sodium atom (ang sodium atom ay nagiging cation) sa isang kulang sa laman 5 p-orbital ng iodine atom (ang iodine atom ay nagiging anion). Ang nasabing kemikal na bono ay tinatawag na ionic.

Gawain bilang 3

Mula sa iminungkahing listahan, pumili ng dalawang sangkap sa pagitan ng mga molekula kung saan nabuo ang mga bono ng hydrogen.

• 1. C 2 H 6
• 2.C2H5OH
• 3.H2O
• 4. CH 3 OCH 3
• 5. CH 3 COCH 3

Isulat ang mga numero ng mga napiling koneksyon sa field ng sagot.

Sagot: 23

Paliwanag:

Nagaganap ang mga hydrogen bond sa mga sangkap ng isang molekular na istraktura, kung saan mayroong mga covalent bond na H-O, H-N, H-F. Yung. mga covalent bond ng hydrogen atom na may mga atomo ng tatlong elemento ng kemikal na may pinakamataas na electronegativity.

Kaya, malinaw naman, may mga hydrogen bond sa pagitan ng mga molekula:

2) mga alkohol

3) mga phenol

4) mga carboxylic acid

5) ammonia

6) pangunahin at pangalawang amin

7) hydrofluoric acid

Gawain bilang 4

Mula sa iminungkahing listahan, pumili ng dalawang compound na may ionic na kemikal na bono.

• 1. PCl 3
• 2.CO2
• 3.NaCl
• 4. H 2 S
• 5. MgO

Isulat ang mga numero ng mga napiling koneksyon sa field ng sagot.

Sagot: 35

Paliwanag:

Sa napakaraming mga kaso, maaari itong tapusin na mayroong isang ionic na uri ng bono sa isang tambalan sa pamamagitan ng katotohanan na ang komposisyon ng mga istrukturang yunit ng isang sangkap ay sabay-sabay na kinabibilangan ng mga atomo ng isang tipikal na metal at non-metal na mga atomo.

Sa batayan na ito, itinatag namin na mayroong isang ionic bond sa compound number 3 (NaCl) at 5 (MgO).

Tandaan*

Bilang karagdagan sa tampok sa itaas, ang pagkakaroon ng isang ionic bond sa isang tambalan ay masasabi kung ang yunit ng istruktura nito ay naglalaman ng isang ammonium cation (NH 4 +) o ang mga organikong analog nito - alkyl ammonium RNH 3 +, dialkylammonium R 2 NH 2 +, trialkylammonium R 3 NH cations + o tetraalkylammonium R 4 N + , kung saan ang R ay ilang hydrocarbon radical. Halimbawa, ang ionic na uri ng bono ay nagaganap sa compound (CH 3) 4 NCl sa pagitan ng cation (CH 3) 4 + at ng chloride ion Cl - .

Gawain bilang 5

Mula sa iminungkahing listahan, pumili ng dalawang sangkap na may parehong uri ng istraktura.

4) table salt

Isulat ang mga numero ng mga napiling koneksyon sa field ng sagot.

Sagot: 23

Gawain bilang 8

Mula sa iminungkahing listahan, pumili ng dalawang sangkap na hindi molekular na istraktura.

2) oxygen

3) puting posporus

5) silikon

Isulat ang mga numero ng mga napiling koneksyon sa field ng sagot.

Sagot: 45

Gawain bilang 11

Mula sa iminungkahing listahan, pumili ng dalawang sangkap sa mga molekula kung saan mayroong dobleng bono sa pagitan ng mga atomo ng carbon at oxygen.

3) pormaldehayd

4) acetic acid

5) gliserin

Isulat ang mga numero ng mga napiling koneksyon sa field ng sagot.

Sagot: 34

Gawain bilang 14

Mula sa iminungkahing listahan, pumili ng dalawang sangkap na may ionic bond.

1) oxygen

3) carbon monoxide (IV)

4) sodium chloride

5) calcium oxide

Isulat ang mga numero ng mga napiling koneksyon sa field ng sagot.

Sagot: 45

Gawain bilang 15

Mula sa iminungkahing listahan, pumili ng dalawang sangkap na may parehong uri ng kristal na sala-sala gaya ng brilyante.

1) silica SiO 2

2) sodium oxide Na 2 O

3) carbon monoxide CO

4) puting posporus P 4

5) silikon Si

Isulat ang mga numero ng mga napiling koneksyon sa field ng sagot.

Sagot: 15

Gawain bilang 20

Mula sa iminungkahing listahan, pumili ng dalawang sangkap sa mga molekula kung saan mayroong isang triple bond.

• 1. HCOOH
• 2.HCOH
• 3. C 2 H 4
• 4. N 2
• 5.C2H2

Isulat ang mga numero ng mga napiling koneksyon sa field ng sagot.

Sagot: 45

Paliwanag:

Upang mahanap ang tamang sagot, iguhit natin ang mga istrukturang formula ng mga compound mula sa listahang ipinakita:

Kaya, nakikita natin na ang triple bond ay umiiral sa mga molekula ng nitrogen at acetylene. Yung. tamang sagot 45

Gawain bilang 21

Mula sa iminungkahing listahan, pumili ng dalawang sangkap sa mga molekula kung saan mayroong isang covalent non-polar bond.

Walang pinag-isang teorya ng chemical bonding; chemical bonding ay kondisyon na nahahati sa covalent (unibersal na uri ng bond), ionic (isang espesyal na kaso ng covalent bond), metallic at hydrogen.

covalent bond

Ang pagbuo ng isang covalent bond ay posible sa pamamagitan ng tatlong mekanismo: exchange, donor-acceptor at dative (Lewis).

Ayon kay mekanismo ng palitan ang pagbuo ng isang covalent bond ay nangyayari dahil sa pagsasapanlipunan ng mga karaniwang pares ng elektron. Sa kasong ito, ang bawat atom ay may posibilidad na makakuha ng isang inert gas shell, i.e. makuha ang nakumpletong antas ng panlabas na enerhiya. Ang pagbuo ng isang exchange-type na kemikal na bono ay inilalarawan gamit ang mga formula ng Lewis, kung saan ang bawat valence electron ng isang atom ay kinakatawan ng mga tuldok (Fig. 1).

kanin. 1 Pagbubuo ng isang covalent bond sa molekula ng HCl sa pamamagitan ng mekanismo ng palitan

Sa pag-unlad ng teorya ng istraktura ng atom at quantum mechanics, ang pagbuo ng isang covalent bond ay kinakatawan bilang isang overlap ng mga electronic orbital (Larawan 2).

kanin. 2. Pagbubuo ng covalent bond dahil sa overlap ng mga electron clouds

Kung mas malaki ang overlap ng mga atomic orbital, mas malakas ang bono, mas maikli ang haba ng bono at mas malaki ang enerhiya nito. Ang isang covalent bond ay maaaring mabuo sa pamamagitan ng magkakapatong na iba't ibang orbital. Bilang resulta ng overlapping ng s-s, s-p orbitals, pati na rin ang d-d, p-p, d-p orbitals ng mga side lobes, nabuo ang isang bono. Perpendikular sa linya na nagkokonekta sa nuclei ng 2 atoms, nabuo ang isang bono. Ang isa - at isa - mga bono ay nagagawang bumuo ng maramihang (dobleng) covalent bond, katangian ng mga organikong sangkap ng klase ng alkenes, alkadienes, atbp. Ang isa - at dalawa - na mga bono ay bumubuo ng maramihang (triple) na covalent bond, na katangian ng organic mga sangkap ng klase ng alkynes (acetylenes).

Ang pagbuo ng isang covalent bond mekanismo ng donor-acceptor isaalang-alang ang halimbawa ng ammonium cation:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Ang nitrogen atom ay may libreng nag-iisang pares ng mga electron (mga electron na hindi kasangkot sa pagbuo ng mga kemikal na bono sa loob ng molekula), at ang hydrogen cation ay may libreng orbital, kaya sila ay isang electron donor at acceptor, ayon sa pagkakabanggit.

Isaalang-alang natin ang dative na mekanismo ng pagbuo ng isang covalent bond gamit ang halimbawa ng isang chlorine molecule.

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

Ang chlorine atom ay may parehong libreng nag-iisang pares ng mga electron at mga bakanteng orbital, samakatuwid, maaari itong magpakita ng mga katangian ng parehong isang donor at isang acceptor. Samakatuwid, kapag nabuo ang isang molekula ng chlorine, ang isang chlorine atom ay kumikilos bilang isang donor, at ang isa naman bilang isang acceptor.

Pangunahing mga katangian ng covalent bond ay: saturation (nabubuo ang mga saturated bond kapag ang isang atom ay nakakabit ng kasing dami ng mga electron sa sarili nito ayon sa pinapayagan ng mga kakayahan ng valence nito; ang mga unsaturated bond ay nabubuo kapag ang bilang ng mga nakakabit na electron ay mas mababa kaysa sa mga kakayahan ng valence ng atom); directivity (ang halaga na ito ay nauugnay sa geometry ng molekula at ang konsepto ng "valence angle" - ang anggulo sa pagitan ng mga bono).

Ionic na bono

Walang mga compound na may purong ionic bond, bagama't ito ay nauunawaan bilang isang chemically bound na estado ng mga atom kung saan ang isang matatag na elektronikong kapaligiran ng atom ay nilikha na may kumpletong paglipat ng kabuuang density ng elektron sa isang atom ng isang mas electronegative na elemento . Ang ionic bonding ay posible lamang sa pagitan ng mga atomo ng electronegative at electropositive na mga elemento na nasa estado ng magkasalungat na sisingilin na mga ion - mga cation at anion.

DEPINISYON

Ion tinatawag na electrically charged particle na nabuo sa pamamagitan ng pagtanggal o pag-attach ng isang electron sa isang atom.

Kapag naglilipat ng isang electron, ang mga atom ng mga metal at non-metal ay may posibilidad na bumuo ng isang matatag na pagsasaayos ng shell ng elektron sa paligid ng kanilang nucleus. Ang non-metal na atom ay lumilikha ng shell ng kasunod na inert gas sa paligid ng core nito, at ang metal na atom ay lumilikha ng shell ng nakaraang inert gas (Fig. 3).

kanin. 3. Pagbubuo ng ionic bond gamit ang halimbawa ng sodium chloride molecule

Ang mga molekula kung saan umiiral ang isang ionic na bono sa dalisay nitong anyo ay matatagpuan sa estado ng singaw ng isang sangkap. Ang ionic bond ay napakalakas, kaugnay nito, ang mga sangkap na may ganitong bono ay may mataas na punto ng pagkatunaw. Hindi tulad ng mga covalent bond, ang mga ionic bond ay hindi nailalarawan sa pamamagitan ng directivity at saturation, dahil ang electric field na nilikha ng mga ion ay gumaganap nang pantay sa lahat ng mga ion dahil sa spherical symmetry.

metal na bono

Ang isang metal na bono ay natanto lamang sa mga metal - ito ay isang pakikipag-ugnayan na humahawak ng mga metal na atom sa isang solong sala-sala. Tanging ang mga valence electron ng mga metal na atom, na nabibilang sa buong dami nito, ay lumahok sa pagbuo ng bono. Sa mga metal, ang mga electron ay patuloy na nahiwalay sa mga atomo, na gumagalaw sa buong masa ng metal. Ang mga metal na atom, na walang mga electron, ay nagiging mga ions na may positibong charge, na may posibilidad na kumuha ng mga gumagalaw na electron patungo sa kanila. Ang tuluy-tuloy na prosesong ito ay bumubuo ng tinatawag na "electron gas" sa loob ng metal, na mahigpit na nagbubuklod sa lahat ng mga atomo ng metal (Larawan 4).

Ang metal na bono ay malakas, samakatuwid, ang mga metal ay nailalarawan sa pamamagitan ng isang mataas na punto ng pagkatunaw, at ang pagkakaroon ng isang "electron gas" ay nagbibigay ng mga metal na malleability at ductility.

hydrogen bond

Ang hydrogen bond ay isang tiyak na intermolecular interaction, dahil ang paglitaw at lakas nito ay nakasalalay sa kemikal na katangian ng sangkap. Ito ay nabuo sa pagitan ng mga molekula kung saan ang isang hydrogen atom ay nakagapos sa isang atom na may mataas na electronegativity (O, N, S). Ang paglitaw ng isang hydrogen bond ay nakasalalay sa dalawang dahilan, una, ang hydrogen atom na nauugnay sa isang electronegative atom ay walang mga electron at madaling maipasok sa mga ulap ng elektron ng iba pang mga atomo, at pangalawa, ang pagkakaroon ng isang valence s-orbital, ang hydrogen ang atom ay kayang tumanggap ng isang solong pares ng mga electron ng isang electronegative atom at bumuo ng isang bono dito sa pamamagitan ng mekanismo ng donor-acceptor.