Ang covalent bond ay ang pinakakaraniwang uri ng kemikal na bono na nangyayari kapag nakikipag-ugnayan sa pareho o katulad na mga halaga ng electronegativity.

Ang covalent bond ay isang bono sa pagitan ng mga atomo gamit ang mga pares ng electron.

Mula noong natuklasan ang elektron, maraming mga pagtatangka ang ginawa upang bumuo ng isang elektronikong teorya ng pagbubuklod ng kemikal. Ang pinakamatagumpay ay ang mga gawa ni Lewis (1916), na nagmungkahi na isaalang-alang ang pagbuo ng isang bono bilang resulta ng paglitaw ng mga pares ng elektron na karaniwan sa dalawang atomo. Upang gawin ito, ang bawat atom ay nagbibigay ng parehong bilang ng mga electron at sinusubukang palibutan ang sarili ng isang octet o doublet ng mga electron, katangian ng panlabas na elektronikong pagsasaayos ng mga inert na gas. Sa graphically, ang pagbuo ng mga covalent bond dahil sa hindi magkapares na mga electron ayon sa pamamaraang Lewis ay inilalarawan gamit ang mga tuldok na nagpapahiwatig ng mga panlabas na electron ng atom.

Ang pagbuo ng isang covalent bond ayon sa Lewis theory

Ang mekanismo ng pagbuo ng isang covalent bond

Ang pangunahing tanda ng isang covalent bond ay ang pagkakaroon ng isang karaniwang pares ng elektron na kabilang sa parehong mga atomo na konektado sa kemikal, dahil ang pagkakaroon ng dalawang electron sa larangan ng pagkilos ng dalawang nuclei ay masigasig na mas pabor kaysa sa pagkakaroon ng bawat elektron sa larangan ng sarili nitong nucleus. Ang paglitaw ng isang karaniwang pares ng elektron ng mga bono ay maaaring maganap sa pamamagitan ng iba't ibang mekanismo, mas madalas sa pamamagitan ng pagpapalitan, at kung minsan sa pamamagitan ng donor-acceptor.

Ayon sa prinsipyo ng mekanismo ng palitan para sa pagbuo ng isang covalent bond, ang bawat isa sa mga nakikipag-ugnay na atom ay nagbibigay ng parehong bilang ng mga electron na may antiparallel spins sa pagbuo ng isang bono. Halimbawa:

Ang pangkalahatang pamamaraan para sa pagbuo ng isang covalent bond: a) sa pamamagitan ng mekanismo ng palitan; b) ayon sa mekanismo ng donor-acceptor

Ayon sa mekanismo ng donor-acceptor, ang isang dalawang-electron na bono ay lumitaw sa panahon ng pakikipag-ugnayan ng iba't ibang mga particle. Isa sa kanila ay isang donor PERO: ay may hindi nakabahaging pares ng mga electron (iyon ay, isa na kabilang sa isang atom lamang), at ang isa ay isang acceptor AT may bakanteng orbital.

Ang isang particle na nagbibigay ng dalawang-electron bond (isang hindi nakabahaging pares ng mga electron) ay tinatawag na donor, at isang particle na may libreng orbital na tumatanggap sa pares ng elektron na ito ay tinatawag na acceptor.

Ang mekanismo ng pagbuo ng isang covalent bond dahil sa isang two-electron cloud ng isang atom at isang bakanteng orbital ng isa pa ay tinatawag na donor-acceptor mechanism.

Ang donor-acceptor bond ay tinatawag na semipolar, dahil ang isang partial effective positive charge δ+ ay lumalabas sa donor atom (dahil sa katotohanan na ang hindi nahahati na pares ng mga electron nito ay lumihis mula rito), at isang partial effective na negatibong charge δ- ay bumangon sa ang acceptor atom (dahil sa katotohanan na mayroong pagbabago sa direksyon nito ng hindi nahahati na pares ng elektron ng donor).

Ang isang halimbawa ng isang simpleng donor ng pares ng elektron ay ang H ion. — , na mayroong hindi nakabahaging pares ng elektron. Bilang resulta ng pagdaragdag ng isang negatibong hydride ion sa isang molekula na ang gitnang atom ay may libreng orbital (ipinahiwatig bilang isang walang laman na quantum cell sa diagram), halimbawa, ВН 3 , nabuo ang isang kumplikadong complex ion ВН 4. — na may negatibong singil (N — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4] -):

Ang electron pair acceptor ay isang hydrogen ion, o simpleng proton H +. Ang attachment nito sa isang molekula na ang gitnang atom ay may hindi nakabahaging pares ng elektron, halimbawa, sa NH 3, ay humahantong din sa pagbuo ng isang kumplikadong ion NH 4 +, ngunit may positibong singil:

Paraan ng Valence bond

Una quantum mechanical theory ng covalent bond ay nilikha ni Heitler at London (noong 1927) upang ilarawan ang molekula ng hydrogen, at pagkatapos ay inilapat ni Pauling sa mga polyatomic molecule. Ang teoryang ito ay tinatawag na paraan ng valence bond, ang mga pangunahing punto kung saan ay maaaring ibuod tulad ng sumusunod:

• ang bawat pares ng mga atomo sa isang molekula ay pinagsasama-sama ng isa o higit pang magkabahaging mga pares ng elektron, na ang mga orbital ng elektron ng mga nag-uugnay na mga atomo ay magkakapatong;
• Ang lakas ng bono ay nakasalalay sa antas ng overlap ng mga orbital ng elektron;
• ang kondisyon para sa pagbuo ng isang covalent bond ay ang antidirection ng electron spins; dahil dito, lumilitaw ang isang pangkalahatang electron orbital na may pinakamataas na density ng electron sa internuclear space, na tinitiyak ang pagkahumaling ng positibong sisingilin na nuclei sa isa't isa at sinamahan ng pagbawas sa kabuuang enerhiya ng system.

Hybridization ng atomic orbitals

Sa kabila ng katotohanan na ang mga electron ng s-, p- o d-orbitals, na may iba't ibang hugis at iba't ibang oryentasyon sa kalawakan, ay lumahok sa pagbuo ng mga covalent bond, sa maraming mga compound ang mga bono na ito ay katumbas. Upang ipaliwanag ang hindi pangkaraniwang bagay na ito, ang konsepto ng "hybridization" ay ipinakilala.

Ang hybridization ay ang proseso ng paghahalo at pag-align ng mga orbital sa hugis at enerhiya, kung saan ang mga densidad ng elektron ng mga orbital na may katulad na enerhiya ay muling ipinamamahagi, bilang isang resulta kung saan sila ay naging katumbas.

Ang mga pangunahing probisyon ng teorya ng hybridization:

1. Sa panahon ng hybridization, ang paunang hugis at mga orbital ay nagbabago sa isa't isa, habang ang mga bago, hybridized na mga orbital ay nabuo, ngunit may parehong enerhiya at parehong hugis, na kahawig ng isang hindi regular na figure na walo.
2. Ang bilang ng mga hybridized na orbital ay katumbas ng bilang ng mga output orbital na kasangkot sa hybridization.
3. Ang mga orbital na may magkatulad na enerhiya (s- at p-orbital ng panlabas na antas ng enerhiya at d-orbital ng panlabas o paunang antas) ay maaaring lumahok sa hybridization.
4. Ang mga hybrid na orbital ay mas pinahaba sa direksyon ng pagbuo ng mga bono ng kemikal at samakatuwid ay nagbibigay ng mas mahusay na overlap sa mga orbital ng kalapit na atom, bilang isang resulta, ito ay nagiging mas malakas kaysa sa mga indibidwal na non-hybrid na orbital na nabuo dahil sa mga electron.
5. Dahil sa pagbuo ng mas malakas na mga bono at isang mas simetriko na pamamahagi ng densidad ng elektron sa molekula, ang isang pakinabang ng enerhiya ay nakuha, na higit pa sa compensates para sa pagkonsumo ng enerhiya na kinakailangan para sa proseso ng hybridization.
6. Ang mga hybrid na orbital ay dapat na nakatuon sa espasyo sa paraang matiyak ang pinakamataas na paghihiwalay sa isa't isa; sa kasong ito, ang enerhiya ng pagtanggi ay ang pinakamaliit.
7. Ang uri ng hybridization ay tinutukoy ng uri at bilang ng mga exit orbital at nagbabago sa laki ng anggulo ng bono, pati na rin ang spatial na pagsasaayos ng mga molekula.

Ang anyo ng hybridized orbitals at valence angles (geometric angles sa pagitan ng mga axes ng symmetry ng mga orbital) depende sa uri ng hybridization: a) sp-hybridization; b) sp 2 hybridization; c) sp 3 hybridization

Sa panahon ng pagbuo ng mga molekula (o mga indibidwal na fragment ng mga molekula), ang mga sumusunod na uri ng hybridization ay kadalasang nangyayari:

Pangkalahatang pamamaraan ng sp hybridization

Ang mga bono na nabuo sa partisipasyon ng mga electron ng sp-hybridized orbitals ay inilalagay din sa isang anggulo na 180 0, na humahantong sa isang linear na hugis ng molekula. Ang ganitong uri ng hybridization ay sinusunod sa mga halides ng mga elemento ng pangalawang pangkat (Be, Zn, Cd, Hg), na ang mga atomo sa valence state ay may hindi magkapares na s- at p-electrons. Ang linear na anyo ay katangian din ng mga molekula ng iba pang mga elemento (0=C=0,HC≡CH), kung saan ang mga bono ay nabuo ng mga sp-hybridized na atom.

Scheme ng sp 2 hybridization ng atomic orbitals at flat triangular na hugis ng molecule, na dahil sa sp 2 hybridization ng atomic orbitals

Ang ganitong uri ng hybridization ay pinaka-tipikal para sa mga molekula ng mga p-elemento ng ikatlong pangkat, na ang mga atomo sa isang nasasabik na estado ay may panlabas na elektronikong istraktura ns 1 np 2, kung saan ang n ay ang bilang ng panahon kung saan matatagpuan ang elemento. Kaya, sa mga molekula ng ВF 3 , BCl 3 , AlF 3 at sa iba ang mga bono ay nabuo dahil sa sp 2 -hybridized orbitals ng gitnang atom.

Scheme ng sp 3 hybridization ng atomic orbitals

Ang paglalagay ng mga hybridized na orbital ng gitnang atom sa isang anggulo na 109 0 28` ay nagiging sanhi ng tetrahedral na hugis ng mga molekula. Ito ay napaka-typical para sa mga saturated compound ng tetravalent carbon CH 4 , CCl 4 , C 2 H 6 at iba pang mga alkane. Ang mga halimbawa ng mga compound ng iba pang mga elemento na may istrakturang tetrahedral dahil sa sp 3 hybridization ng valence orbitals ng central atom ay mga ions: BH 4 - , BF 4 - , PO 4 3- , SO 4 2- , FeCl 4 - .

Pangkalahatang pamamaraan ng sp 3d hybridization

Ang ganitong uri ng hybridization ay kadalasang matatagpuan sa non-metal halides. Ang isang halimbawa ay ang istraktura ng phosphorus chloride PCl 5 , sa panahon ng pagbuo kung saan ang phosphorus atom (P ... 3s 2 3p 3) ay unang napupunta sa isang excited na estado (P ... 3s 1 3p 3 3d 1), at pagkatapos sumasailalim sa s 1 p 3 d-hybridization - limang one-electron orbitals ang nagiging katumbas at nag-orient sa kanilang mga pahabang dulo sa mga sulok ng mental trigonal bipyramid. Tinutukoy nito ang hugis ng molekula ng PCl 5, na nabuo kapag ang limang s 1 p 3 d-hybridized na orbital ay nagsasapawan sa 3p orbital ng limang chlorine atoms.

1. sp - Hybridization. Kapag ang isang s-i ay pinagsama sa isang p-orbital, dalawang sp-hybridized na orbital ang lumitaw, na matatagpuan simetrikal sa isang anggulo ng 180 0 .
2. sp 2 - Hybridization. Ang kumbinasyon ng isang s- at dalawang p-orbitals ay humahantong sa pagbuo ng sp 2 -hybridized na mga bono na matatagpuan sa isang anggulo ng 120 0, kaya ang molekula ay tumatagal ng anyo ng isang regular na tatsulok.
3. sp 3 - Hybridization. Ang kumbinasyon ng apat na orbital - isang s- at tatlong p ay humahantong sa sp 3 - hybridization, kung saan ang apat na hybridized na orbital ay simetriko na nakatuon sa espasyo sa apat na vertices ng tetrahedron, iyon ay, sa isang anggulo ng 109 0 28 `.
4. sp 3 d - Hybridization. Ang kumbinasyon ng isang s-, tatlong p- at isang d-orbital ay nagbibigay ng sp 3 d-hybridization, na tumutukoy sa spatial na oryentasyon ng limang sp 3 d-hybridized na orbital sa mga vertices ng trigonal bipyramid.
5. Iba pang mga uri ng hybridization. Sa kaso ng sp 3 d 2 hybridization, anim na sp 3 d 2 hybridized orbitals ang nakadirekta patungo sa vertices ng octahedron. Ang oryentasyon ng pitong orbital sa vertices ng pentagonal bipyramid ay tumutugma sa sp 3 d 3 hybridization (o minsan sp 3 d 2 f) ng mga valence orbital ng gitnang atom ng molekula o complex.

Ang paraan ng hybridization ng atomic orbitals ay nagpapaliwanag sa geometric na istraktura ng isang malaking bilang ng mga molekula, gayunpaman, ayon sa pang-eksperimentong data, ang mga molekula na may bahagyang magkakaibang mga anggulo ng bono ay mas madalas na sinusunod. Halimbawa, sa mga molekula ng CH 4, NH 3 at H 2 O, ang mga sentral na atomo ay nasa sp 3 hybridized na estado, kaya inaasahan ng isa na ang mga anggulo ng bono sa kanila ay katumbas ng mga tetrahedral (~ 109.5 0). Ito ay eksperimento na itinatag na ang anggulo ng bono sa CH 4 molecule ay aktwal na 109.5 0 . Gayunpaman, sa mga molekula ng NH 3 at H 2 O, ang halaga ng anggulo ng bono ay lumilihis mula sa isang tetrahedral: ito ay 107.3 0 sa molekula ng NH 3 at 104.5 0 sa molekula ng H 2 O. Ang ganitong mga paglihis ay ipinaliwanag sa pamamagitan ng pagkakaroon ng isang hindi nahahati na pares ng elektron sa mga atomo ng nitrogen at oxygen. Ang isang two-electron orbital, na naglalaman ng isang hindi nakabahaging pares ng mga electron, dahil sa tumaas na density nito, ay nagtataboy ng one-electron valence orbital, na humahantong sa pagbaba sa anggulo ng bond. Sa nitrogen atom sa molekula ng NH 3, sa apat na sp 3 na hybridized na orbital, tatlong one-electron orbital ang bumubuo ng mga bono na may tatlong H atoms, at ang ikaapat na orbital ay naglalaman ng hindi nakabahaging pares ng mga electron.

Ang isang hindi nakatali na pares ng elektron, na sumasakop sa isa sa sp 3 -hybridized na orbital na nakadirekta sa mga vertices ng tetrahedron, ay nagtataboy ng mga one-electron na orbital, nagiging sanhi ng asymmetric distribution ng electron density na nakapalibot sa nitrogen atom, at bilang resulta, pinipiga ang bond anggulo sa 107.3 0 . Ang isang katulad na larawan ng pagbaba sa anggulo ng bono mula 109.5 0 hanggang 107 0 bilang resulta ng pagkilos ng hindi nakabahaging pares ng elektron ng N atom ay naobserbahan din sa molekula ng NCl 3.

Paglihis ng anggulo ng bono mula sa tetrahedral (109.5 0) sa molekula: a) NH3; b) NCl3

Sa oxygen atom sa H 2 O molecule, apat na sp 3 hybridized orbitals ang may dalawang one-electron at two-electron orbitals. Ang one-electron hybridized orbitals ay nakikilahok sa pagbuo ng dalawang bono na may dalawang H atoms, at ang dalawang dalawang-electron na pares ay nananatiling hindi nahahati, iyon ay, kabilang lamang sa H atom. binabawasan ang anggulo ng bono kumpara sa tetrahedral na isa hanggang 104.5 0 .

Dahil dito, ang bilang ng mga hindi nakatali na mga pares ng elektron ng gitnang atom at ang kanilang paglalagay sa mga hybridized na orbital ay nakakaapekto sa geometric na pagsasaayos ng mga molekula.

Mga katangian ng isang covalent bond

Ang isang covalent bond ay may isang hanay ng mga partikular na katangian na tumutukoy sa mga partikular na katangian nito, o mga katangian. Ang mga ito, bilang karagdagan sa mga katangian na itinuturing na "enerhiya ng bono" at "haba ng bono", ay kinabibilangan ng: anggulo ng bono, saturation, direktiba, polarity, at iba pa.

1. Valence anggulo- ito ang anggulo sa pagitan ng mga katabing bond axes (iyon ay, mga conditional na linya na iginuhit sa pamamagitan ng nuclei ng mga atom na konektado sa kemikal sa isang molekula). Ang halaga ng anggulo ng bono ay nakasalalay sa likas na katangian ng mga orbital, ang uri ng hybridization ng gitnang atom, ang impluwensya ng hindi nakabahaging mga pares ng elektron na hindi nakikilahok sa pagbuo ng mga bono.

2. Saturation. Ang mga atomo ay may kakayahang bumuo ng mga covalent bond, na maaaring mabuo, una, ayon sa mekanismo ng palitan dahil sa hindi magkapares na mga electron ng isang hindi nasasabik na atom at dahil sa mga hindi magkapares na mga electron na lumitaw bilang resulta ng paggulo nito, at pangalawa, ayon sa ang mekanismo ng donor-acceptor. Gayunpaman, ang kabuuang bilang ng mga bono na maaaring mabuo ng isang atom ay limitado.

Ang saturation ay ang kakayahan ng isang atom ng isang elemento na bumuo ng isang tiyak, limitadong bilang ng mga covalent bond sa ibang mga atom.

Kaya, ang pangalawang yugto, na mayroong apat na orbital sa panlabas na antas ng enerhiya (isang s- at tatlong p-), ay bumubuo ng mga bono, na ang bilang nito ay hindi lalampas sa apat. Ang mga atom ng mga elemento ng iba pang mga panahon na may malaking bilang ng mga orbital sa panlabas na antas ay maaaring bumuo ng higit pang mga bono.

3. Oryentasyon. Ayon sa pamamaraan, ang kemikal na bono sa pagitan ng mga atomo ay dahil sa overlap ng mga orbital, na, maliban sa mga s-orbital, ay may isang tiyak na oryentasyon sa espasyo, na humahantong sa direksyon ng covalent bond.

Ang oryentasyon ng isang covalent bond ay isang pag-aayos ng density ng elektron sa pagitan ng mga atomo, na tinutukoy ng spatial na oryentasyon ng mga valence orbital at tinitiyak ang kanilang pinakamataas na overlap.

Dahil ang mga elektronikong orbital ay may iba't ibang mga hugis at iba't ibang mga oryentasyon sa espasyo, ang kanilang magkasanib na pagsasanib ay maaaring maisakatuparan sa iba't ibang paraan. Depende dito, ang σ-, π- at δ-bond ay nakikilala.

Ang sigma bond (σ bond) ay isang overlap ng mga orbital ng elektron kung saan ang pinakamataas na densidad ng elektron ay puro sa isang haka-haka na linya na nagkokonekta sa dalawang nuclei.

Ang isang sigma bond ay maaaring mabuo ng dalawang s electron, isa s at isang p electron, dalawang p electron, o dalawang d electron. Ang nasabing σ-bond ay nailalarawan sa pagkakaroon ng isang rehiyon ng magkakapatong na mga orbital ng elektron, ito ay palaging solong, iyon ay, ito ay nabuo ng isang pares ng elektron lamang.

Ang iba't ibang anyo ng spatial na oryentasyon ng mga "purong" orbital at hybridized na orbital ay hindi palaging nagpapahintulot sa posibilidad ng mga magkakapatong na orbital sa axis ng bono. Ang overlap ng valence orbitals ay maaaring mangyari sa magkabilang panig ng bond axis - ang tinatawag na "lateral" overlap, na kadalasang nangyayari sa panahon ng pagbuo ng π bonds.

Ang pi-bond (π-bond) ay ang overlap ng mga orbital ng elektron, kung saan ang pinakamataas na density ng elektron ay nakakonsentra sa magkabilang panig ng linya na nagkokonekta sa nuclei ng mga atomo (i.e., mula sa axis ng bono).

Ang isang pi bond ay maaaring mabuo sa pamamagitan ng interaksyon ng dalawang parallel na p orbital, dalawang d orbital, o iba pang kumbinasyon ng mga orbital na ang mga axes ay hindi tumutugma sa bond axis.

Mga scheme para sa pagbuo ng π-bond sa pagitan ng conditional A at B atoms sa lateral overlap ng mga electron orbital

4. Multiplicity. Ang katangiang ito ay tinutukoy ng bilang ng mga karaniwang pares ng elektron na nagbubuklod sa mga atomo. Ang covalent bond sa multiplicity ay maaaring single (simple), double at triple. Ang isang bono sa pagitan ng dalawang atomo gamit ang isang karaniwang pares ng elektron ay tinatawag na isang solong bono (simple), dalawang pares ng elektron - isang dobleng bono, tatlong pares ng elektron - isang triple bond. Kaya, sa molekula ng hydrogen H 2, ang mga atomo ay konektado sa pamamagitan ng isang solong bono (H-H), sa molekula ng oxygen O 2 - doble (B \u003d O), sa molekula ng nitrogen N 2 - triple (N≡N). Ang partikular na kahalagahan ay ang multiplicity ng mga bono sa mga organic compound - hydrocarbons at ang kanilang mga derivatives: sa ethane C 2 H 6 isang solong bono (C-C) ang nangyayari sa pagitan ng C atoms, sa ethylene C 2 H 4 - double (C \u003d C) sa acetylene C 2 H 2 - triple (C ≡ C)(C≡C).

Ang multiplicity ng bono ay nakakaapekto sa enerhiya: sa pagtaas ng multiplicity, ang lakas nito ay tumataas. Ang pagtaas sa multiplicity ay humahantong sa pagbaba sa internuclear na distansya (haba ng bono) at pagtaas sa nagbubuklod na enerhiya.

Multiplicity ng bonds sa pagitan ng carbon atoms: a) single σ-bond sa ethane H3C-CH3; b) dobleng σ + π-bond sa ethylene H2C = CH2; c) triple σ+π+π-bond sa acetylene HC≡CH

5. Polarity at polarizability. Ang densidad ng elektron ng isang covalent bond ay maaaring matatagpuan sa ibang paraan sa internuclear space.

Ang polarity ay isang pag-aari ng isang covalent bond, na tinutukoy ng lokasyon ng density ng elektron sa internuclear space na nauugnay sa mga konektadong atomo.

Depende sa lokasyon ng density ng elektron sa internuclear space, ang mga polar at non-polar covalent bond ay nakikilala. Ang non-polar bond ay tulad ng isang bono kung saan ang karaniwang electron cloud ay matatagpuan sa simetriko na may paggalang sa nuclei ng mga konektadong atomo at pantay na kabilang sa parehong mga atomo.

Ang mga molekula na may ganitong uri ng bono ay tinatawag na non-polar o homonuclear (iyon ay, ang mga may kasamang mga atomo ng isang elemento). Ang isang non-polar bond ay lilitaw bilang panuntunan sa mga molekulang homonuklear (H 2, Cl 2, N 2, atbp.) o, mas bihira, sa mga compound na nabuo ng mga atomo ng mga elemento na may malapit na mga halaga ng electronegativity, halimbawa, carborundum SiC. Ang isang polar (o heteropolar) na bono ay isang bono kung saan ang karaniwang ulap ng elektron ay walang simetriko at inilipat sa isa sa mga atomo.

Ang mga molekula na may polar bond ay tinatawag na polar, o heteronuclear. Sa mga molekula na may polar bond, ang pangkalahatang pares ng elektron ay lumilipat patungo sa atom na may mas mataas na electronegativity. Bilang resulta, ang isang tiyak na bahagyang negatibong singil (δ-), na tinatawag na epektibo, ay lilitaw sa atom na ito, at ang isang atom na may mas mababang electronegativity ay may bahagyang positibong singil ng parehong magnitude, ngunit kabaligtaran ng tanda (δ+). Halimbawa, na-eksperimentong itinatag na ang epektibong singil sa hydrogen atom sa hydrogen chloride molecule na HCl ay δH=+0.17, at sa chlorine atom δCl=-0.17 ng absolute electron charge.

Upang matukoy kung aling direksyon ang densidad ng elektron ng isang polar covalent bond ay lilipat, kinakailangan na ihambing ang mga electron ng parehong mga atomo. Upang madagdagan ang electronegativity, ang pinakakaraniwang elemento ng kemikal ay inilalagay sa sumusunod na pagkakasunud-sunod:

Ang mga polar molecule ay tinatawag dipoles - mga sistema kung saan ang mga sentro ng grabidad ng mga positibong singil ng nuclei at mga negatibong singil ng mga electron ay hindi nagtutugma.

Ang dipole ay isang sistema na isang koleksyon ng dalawang puntong singil sa kuryente, pantay sa magnitude at kabaligtaran ng tanda, na matatagpuan sa ilang distansya mula sa isa't isa.

Ang distansya sa pagitan ng mga sentro ng atraksyon ay tinatawag na haba ng dipole at tinutukoy ng titik l. Ang polarity ng isang molecule (o bond) ay quantitatively characterized sa pamamagitan ng dipole moment μ, na sa kaso ng isang diatomic molecule ay katumbas ng produkto ng haba ng dipole at ang halaga ng electron charge: μ=el.

Sa mga unit ng SI, ang dipole moment ay sinusukat sa [C × m] (Coulomb meters), ngunit mas madalas ginagamit nila ang off-system unit [D] (debye): 1D = 3.33 10 -30 C × m. Ang halaga ng ang dipole moments ng mga covalent molecule ay nag-iiba sa loob ng 0-4 D, at ionic - 4-11D. Kung mas mahaba ang haba ng dipole, mas polar ang molekula.

Ang isang magkasanib na ulap ng elektron sa isang molekula ay maaaring ilipat ng isang panlabas na larangan ng kuryente, kabilang ang larangan ng isa pang molekula o ion.

Ang polarizability ay isang pagbabago sa polarity ng isang bono bilang resulta ng pag-aalis ng mga electron na bumubuo ng bono sa ilalim ng pagkilos ng isang panlabas na electric field, kabilang ang field ng puwersa ng isa pang particle.

Ang polarizability ng isang molekula ay nakasalalay sa mobility ng mga electron, na kung saan ay mas malakas, mas malaki ang distansya mula sa nuclei. Bilang karagdagan, ang polarizability ay nakasalalay sa direksyon ng electric field at sa kakayahan ng mga ulap ng elektron na mag-deform. Sa ilalim ng pagkilos ng isang panlabas na larangan, ang mga non-polar na molekula ay nagiging polar, at ang mga polar na molekula ay nagiging mas polar, iyon ay, ang isang dipole ay na-induce sa mga molekula, na tinatawag na isang nabawasan o na-induce na dipole.

Scheme ng pagbuo ng isang sapilitan (nabawasang) dipole mula sa isang nonpolar molecule sa ilalim ng pagkilos ng force field ng isang polar particle - isang dipole

Hindi tulad ng mga permanenteng, sapilitan dipoles lumitaw lamang sa ilalim ng pagkilos ng isang panlabas na electric field. Ang polariseysyon ay maaaring maging sanhi hindi lamang ng polarizability ng bono, kundi pati na rin ang pagkalagot nito, kung saan ang paglipat ng nagbubuklod na pares ng elektron sa isa sa mga atomo ay nangyayari at ang mga negatibo at positibong sisingilin na mga ion ay nabuo.

Ang polarity at polarizability ng mga covalent bond ay tumutukoy sa reaktibiti ng mga molekula na may paggalang sa mga polar reagents.

Mga katangian ng mga compound na may covalent bond

Ang mga sangkap na may covalent bond ay nahahati sa dalawang hindi pantay na grupo: molecular at atomic (o non-molecular), na mas maliit kaysa sa molekular.

Ang mga molekular na compound sa ilalim ng normal na mga kondisyon ay maaaring nasa iba't ibang mga estado ng pagsasama-sama: sa anyo ng mga gas (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), pabagu-bago ng isip na likido (Br 2, H 2 O, C 2 H 5 OH ) o mga solidong crystalline substance, na karamihan, kahit na may kaunting pag-init, ay mabilis na natutunaw at madaling mag-sublimate (S 8, P 4, I 2, asukal C 12 H 22 O 11, "dry ice" CO 2).

Ang mababang pagkatunaw, sublimation, at boiling point ng mga molekular na sangkap ay ipinaliwanag ng napakahina na puwersa ng intermolecular na interaksyon sa mga kristal. Iyon ang dahilan kung bakit ang mga molekular na kristal ay hindi nailalarawan sa pamamagitan ng mataas na lakas, tigas at electrical conductivity (yelo o asukal). Bukod dito, ang mga sangkap na may mga molekulang polar ay may mas mataas na mga punto ng pagkatunaw at pagkulo kaysa sa mga may mga molekulang hindi polar. Ang ilan sa mga ito ay natutunaw sa o iba pang mga polar solvents. At ang mga sangkap na may mga non-polar molecule, sa kabaligtaran, ay mas mahusay na natutunaw sa mga non-polar solvents (benzene, carbon tetrachloride). Kaya, ang yodo, na ang mga molekula ay non-polar, ay hindi natutunaw sa polar na tubig, ngunit natutunaw sa non-polar CCl 4 at low-polarity na alkohol.

Ang mga non-molecular (atomic) substance na may covalent bonds (diamond, graphite, silicon Si, quartz SiO 2 , carborundum SiC at iba pa) ay bumubuo ng napakalakas na kristal, maliban sa graphite, na may layered na istraktura. Halimbawa, ang kristal na sala-sala ng brilyante ay isang regular na three-dimensional na balangkas kung saan ang bawat sp 3 hybridized na carbon atom ay konektado sa apat na kalapit na C atom sa pamamagitan ng σ bond. Sa katunayan, ang buong brilyante na kristal ay isang malaki at napakalakas na molekula. Ang mga silikon na kristal na Si, na malawakang ginagamit sa radio electronics at electronic engineering, ay may katulad na istraktura. Kung papalitan natin ang kalahati ng mga C atom sa brilyante ng Si atoms nang hindi nakakagambala sa istraktura ng frame ng kristal, makakakuha tayo ng isang kristal ng carborundum - silicon carbide SiC - isang napakatigas na sangkap na ginamit bilang isang nakasasakit na materyal. At kung ang isang O atom ay ipinasok sa pagitan ng bawat dalawang Si atoms sa kristal na sala-sala ng silikon, pagkatapos ay ang kristal na istraktura ng kuwarts SiO 2 ay nabuo - din ng isang napaka-solid na substansiya, isang iba't ibang mga ito ay ginagamit din bilang isang nakasasakit na materyal.

Ang mga kristal ng brilyante, silikon, kuwarts at katulad sa istraktura ay mga atomic na kristal, ang mga ito ay napakalaking "supermolecules", kaya ang kanilang mga pormula sa istruktura ay hindi mailarawan nang buo, ngunit bilang isang hiwalay na fragment lamang, halimbawa:

Mga kristal ng brilyante, silikon, kuwarts

Ang mga non-molecular (atomic) na kristal, na binubuo ng mga atom ng isa o dalawang elemento na magkakaugnay ng mga bono ng kemikal, ay nabibilang sa mga refractory substance. Ang mataas na temperatura ng pagkatunaw ay dahil sa pangangailangan na gumastos ng malaking halaga ng enerhiya upang masira ang malakas na mga bono ng kemikal sa panahon ng pagtunaw ng mga atomic na kristal, at hindi mahinang intermolecular na interaksyon, tulad ng sa kaso ng mga molekular na sangkap. Para sa parehong dahilan, maraming mga atomic na kristal ay hindi natutunaw kapag pinainit, ngunit nabubulok o agad na pumasa sa isang estado ng singaw (sublimation), halimbawa, ang graphite ay nag-sublimate sa 3700 o C.

Ang mga non-molecular na sangkap na may mga covalent bond ay hindi matutunaw sa tubig at iba pang mga solvents, karamihan sa kanila ay hindi nagsasagawa ng electric current (maliban sa grapayt, na may electrical conductivity, at semiconductors - silicon, germanium, atbp.).

covalent bond(mula sa Latin na "kasama" at "vales" na may bisa) ay isinasagawa ng isang pares ng elektron na kabilang sa parehong mga atomo. Nabuo sa pagitan ng mga atomo ng mga di-metal.

Ang electronegativity ng mga non-metal ay medyo malaki, kaya na sa panahon ng pakikipag-ugnayan ng kemikal ng dalawang non-metal atoms, ang kumpletong paglipat ng mga electron mula sa isa patungo sa isa (tulad ng sa kaso) ay imposible. Sa kasong ito, kinakailangan ang electron pooling upang maisagawa.

Bilang halimbawa, talakayin natin ang pakikipag-ugnayan ng hydrogen at chlorine atoms:

H 1s 1 - isang elektron

Cl 1s 2 2s 2 2 p6 3 s2 3 p5 - pitong electron sa panlabas na antas

Ang bawat isa sa dalawang atom ay kulang ng isang elektron upang magkaroon ng kumpletong panlabas na shell ng elektron. At ang bawat isa sa mga atomo ay naglalaan "para sa karaniwang paggamit" ng isang elektron. Kaya, ang tuntunin ng octet ay nasiyahan. Ang pinakamahusay na paraan upang kumatawan dito ay sa mga formula ng Lewis:

Ang pagbuo ng isang covalent bond

Ang mga nakabahaging electron ay nabibilang na ngayon sa parehong mga atomo. Ang hydrogen atom ay may dalawang electron (sa sarili nito at ang nakabahaging electron ng chlorine atom), at ang chlorine atom ay may walong electron (sa sarili nitong kasama ang shared electron ng hydrogen atom). Ang dalawang nakabahaging electron na ito ay bumubuo ng isang covalent bond sa pagitan ng hydrogen at chlorine atoms. Ang butil na nabuo kapag ang dalawang atom ay nagbubuklod ay tinatawag molekula.

Non-polar covalent bond

Ang isang covalent bond ay maaaring mabuo sa pagitan ng dalawa pareho mga atomo. Halimbawa:

Ipinapaliwanag ng diagram na ito kung bakit umiiral ang hydrogen at chlorine bilang mga diatomic molecule. Salamat sa pagpapares at pagsasapanlipunan ng dalawang electron, posibleng matupad ang panuntunan ng octet para sa parehong mga atomo.

Bilang karagdagan sa mga solong bono, ang isang doble o triple na covalent bond ay maaaring mabuo, tulad ng, halimbawa, sa mga molekula ng oxygen O 2 o nitrogen N 2. Ang bawat nitrogen atoms ay may limang valence electron, kaya kailangan ng tatlo pang electron para makumpleto ang shell. Ito ay nakakamit sa pamamagitan ng pagbabahagi ng tatlong pares ng mga electron, tulad ng ipinapakita sa ibaba:

Ang mga covalent compound ay karaniwang mga gas, likido, o medyo mababa ang natutunaw na solid. Ang isa sa mga pambihirang eksepsiyon ay ang brilyante, na natutunaw sa itaas ng 3,500°C. Ito ay dahil sa istraktura ng brilyante, na isang tuluy-tuloy na sala-sala ng mga covalently bonded na carbon atoms, at hindi isang koleksyon ng mga indibidwal na molekula. Sa katunayan, ang anumang kristal na brilyante, anuman ang laki nito, ay isang malaking molekula.

Ang isang covalent bond ay nangyayari kapag ang mga electron ng dalawang nonmetal atoms ay nagsasama. Ang nagresultang istraktura ay tinatawag na molekula.

Polar covalent bond

Sa karamihan ng mga kaso, mayroon ang dalawang covalently bonded atoms magkaiba Ang electronegativity at shared electron ay hindi pantay na nabibilang sa dalawang atoms. Karamihan sa mga oras ay mas malapit sila sa isang atom kaysa sa isa pa. Sa isang molekula ng hydrogen chloride, halimbawa, ang mga electron na bumubuo ng isang covalent bond ay matatagpuan mas malapit sa chlorine atom, dahil ang electronegativity nito ay mas mataas kaysa sa hydrogen. Gayunpaman, ang pagkakaiba sa kakayahang makaakit ng mga electron ay hindi masyadong malaki na mayroong kumpletong paglipat ng isang elektron mula sa isang hydrogen atom patungo sa isang chlorine atom. Samakatuwid, ang bono sa pagitan ng mga atomo ng hydrogen at klorin ay maaaring tingnan bilang isang krus sa pagitan ng isang ionic na bono (buong paglilipat ng elektron) at isang non-polar na covalent bond (symmetrical na pag-aayos ng isang pares ng mga electron sa pagitan ng dalawang atomo). Ang bahagyang singil sa mga atomo ay tinutukoy ng letrang Griyego na δ. Ang ganitong koneksyon ay tinatawag polar covalent bond, at ang molekula ng hydrogen chloride ay sinasabing polar, ibig sabihin, mayroon itong positibong sisingilin na dulo (hydrogen atom) at isang negatibong sisingilin na dulo (chlorine atom).

Inililista ng talahanayan sa ibaba ang mga pangunahing uri ng mga bono at mga halimbawa ng mga sangkap:

Palitan at donor-acceptor na mekanismo ng pagbuo ng covalent bond

1) Mekanismo ng palitan. Ang bawat atom ay nag-aambag ng isang hindi pares na elektron sa isang karaniwang pares ng elektron.

2) Mekanismo ng donor-acceptor. Ang isang atom (donor) ay nagbibigay ng pares ng elektron, at ang isa pang atom (acceptor) ay nagbibigay ng walang laman na orbital para sa pares na ito.

Ang pagbuo ng mga kemikal na compound ay dahil sa paglitaw ng isang kemikal na bono sa pagitan ng mga atomo sa mga molekula at kristal.

Ang isang kemikal na bono ay ang magkaparehong pagdirikit ng mga atomo sa isang molekula at isang kristal na sala-sala bilang resulta ng pagkilos ng mga puwersang elektrikal ng atraksyon sa pagitan ng mga atomo.

COVALENT BOND.

Ang isang covalent bond ay nabuo dahil sa karaniwang mga pares ng elektron na lumabas sa mga shell ng mga nakagapos na atomo. Maaari itong mabuo ng mga atomo ng parehong elemento, at pagkatapos ay ito non-polar; halimbawa, ang gayong covalent bond ay umiiral sa mga molekula ng mga single-element na gas na H2, O2, N2, Cl2, atbp.

Ang isang covalent bond ay maaaring mabuo ng mga atomo ng iba't ibang elemento na magkatulad sa kemikal na kalikasan, at pagkatapos nito polar; halimbawa, ang naturang covalent bond ay umiiral sa H2O, NF3, CO2 molecules. Ang isang covalent bond ay nabuo sa pagitan ng mga atomo ng mga elemento,

Mga katangian ng dami ng mga bono ng kemikal. Enerhiya ng komunikasyon. Haba ng link. Ang polarity ng isang kemikal na bono. Anggulo ng Valence. Mga mabisang singil sa mga atomo sa mga molekula. Dipole moment ng isang chemical bond. Dipole moment ng isang polyatomic molecule. Mga salik na tumutukoy sa magnitude ng dipole moment ng isang polyatomic molecule.

Mga katangian ng isang covalent bond . Ang mahahalagang quantitative na katangian ng isang covalent bond ay ang bond energy, ang haba nito, at ang dipole moment.

Enerhiya ng bono- ang enerhiya na inilabas sa panahon ng pagbuo nito, o kinakailangan upang paghiwalayin ang dalawang nakagapos na mga atomo. Ang enerhiya ng bono ay nagpapakilala sa lakas nito.

Haba ng link ay ang distansya sa pagitan ng mga sentro ng nakagapos na mga atomo. Ang mas maikli ang haba, mas malakas ang kemikal na bono.

Dipole moment ng bond(m) - halaga ng vector na nagpapakilala sa polarity ng bono.

Ang haba ng vector ay katumbas ng produkto ng haba ng bono l at ang epektibong singil q, na nakukuha ng mga atom kapag nagbabago ang density ng elektron: | m | = lh q. Ang dipole moment vector ay nakadirekta mula sa positibo hanggang sa negatibong singil. Sa pamamagitan ng pagdaragdag ng vector ng mga dipole na sandali ng lahat ng mga bono, ang dipole na sandali ng molekula ay nakuha.

Ang mga katangian ng mga bono ay apektado ng kanilang multiplicity:

Ang enerhiya ng bono ay tumataas nang sunud-sunod;

Ang haba ng bono ay lumalaki sa reverse order.

Enerhiya ng bono(para sa isang partikular na estado ng system) ay ang pagkakaiba sa pagitan ng enerhiya ng estado kung saan ang mga bahagi ng system ay walang katapusan na malayo sa isa't isa at nasa isang estado ng aktibong pahinga at ang kabuuang enerhiya ng nakatali na estado ng sistema:

kung saan ang E ay ang nagbubuklod na enerhiya ng mga bahagi sa isang sistema ng mga bahagi ng N (mga partikulo), ang Еi ay ang kabuuang enerhiya ng i-th na bahagi sa isang hindi nakatali na estado (walang katapusan na malayong resting particle), at ang E ay ang kabuuang enerhiya ng nakagapos na sistema . Para sa isang sistema na binubuo ng mga particle na nakapahinga sa kawalang-hanggan, ang nagbubuklod na enerhiya ay itinuturing na katumbas ng zero, iyon ay, kapag ang isang nakatali na estado ay nabuo, ang enerhiya ay inilabas. Ang nagbubuklod na enerhiya ay katumbas ng pinakamababang trabaho na dapat gugulin upang mabulok ang sistema sa mga bumubuong particle nito.

Ito ay nagpapakilala sa katatagan ng sistema: mas mataas ang nagbubuklod na enerhiya, mas matatag ang sistema. Para sa mga valence electron (mga electron ng mga panlabas na shell ng elektron) ng mga neutral na atom sa ground state, ang nagbubuklod na enerhiya ay tumutugma sa enerhiya ng ionization, para sa mga negatibong ion, na may kaugnayan sa elektron. Ang chemical bond energy ng isang diatomic molecule ay tumutugma sa enerhiya ng thermal dissociation nito, na nasa order ng daan-daang kJ/mol. Ang nagbubuklod na enerhiya ng mga hadron ng isang atomic nucleus ay pangunahing tinutukoy ng malakas na pakikipag-ugnayan. Para sa light nuclei ito ay ~0.8 MeV bawat nucleon.

Haba ng bono ng kemikal ay ang distansya sa pagitan ng nuclei ng chemically bonded atoms. Ang haba ng isang kemikal na bono ay isang mahalagang pisikal na dami na tumutukoy sa mga geometriko na sukat ng isang kemikal na bono at ang lawak nito sa espasyo. Iba't ibang paraan ang ginagamit upang matukoy ang haba ng isang kemikal na bono. Ang gas electron diffraction, microwave spectroscopy, Raman spectra at high resolution IR spectra ay ginagamit upang tantiyahin ang haba ng mga kemikal na bono ng mga nakahiwalay na molekula sa vapor (gas) phase. Ito ay pinaniniwalaan na ang haba ng isang kemikal na bono ay isang additive na dami na tinutukoy ng kabuuan ng covalent radii ng mga atomo na bumubuo sa chemical bond.

Polarity ng mga bono ng kemikal- isang katangian ng isang kemikal na bono, na nagpapakita ng pagbabago sa distribusyon ng densidad ng elektron sa espasyo sa paligid ng nuclei kumpara sa distribusyon ng densidad ng elektron sa mga neutral na atom na bumubuo sa bono na ito. Posible upang mabilang ang polarity ng isang bono sa isang molekula. Ang kahirapan ng isang tumpak na pagtatasa ng dami ay nakasalalay sa katotohanan na ang polarity ng bono ay nakasalalay sa ilang mga kadahilanan: sa laki ng mga atomo at mga ion ng mga nag-uugnay na molekula; mula sa bilang at katangian ng bono na mayroon na ang mga nag-uugnay na atomo bago ang kanilang ibinigay na pakikipag-ugnayan; sa uri ng istraktura at maging sa mga tampok ng mga depekto sa kanilang mga kristal na sala-sala. Ang ganitong mga kalkulasyon ay ginawa ng iba't ibang mga pamamaraan, na sa pangkalahatan ay nagbibigay ng humigit-kumulang sa parehong mga resulta (mga halaga).

Halimbawa, para sa HCl, natagpuan na ang bawat atom sa molekulang ito ay may singil na katumbas ng 0.17 ng singil ng isang buong elektron. Sa hydrogen atom +0.17, at sa chlorine atom -0.17. Ang tinatawag na mabisang singil sa mga atomo ay kadalasang ginagamit bilang isang sukatan ng dami ng polarity ng bono. Ang epektibong singil ay tinukoy bilang ang pagkakaiba sa pagitan ng singil ng mga electron na matatagpuan sa ilang rehiyon ng espasyo malapit sa nucleus at sa singil ng nucleus. Gayunpaman, ang panukalang ito ay may kondisyon lamang at tinatayang [kamag-anak] na kahulugan, dahil imposibleng iisa ang isang rehiyon sa isang molekula na eksklusibong nabibilang sa isang atom, at sa kaso ng ilang mga bono, sa isang partikular na bono.

Anggulo ng Valence- ang anggulo na nabuo sa pamamagitan ng mga direksyon ng kemikal (covalent) na mga bono na nagmumula sa isang atom. Ang kaalaman sa mga anggulo ng bono ay kinakailangan upang matukoy ang geometry ng mga molekula. Ang mga anggulo ng Valence ay nakasalalay sa mga indibidwal na katangian ng mga nakalakip na atom at sa hybridization ng mga atomic orbital ng gitnang atom. Para sa mga simpleng molekula, ang anggulo ng bono, pati na rin ang iba pang mga geometric na parameter ng molekula, ay maaaring kalkulahin sa pamamagitan ng mga pamamaraan ng quantum chemistry. Sa eksperimento, natutukoy ang mga ito mula sa mga halaga ng mga sandali ng pagkawalang-galaw ng mga molekula na nakuha sa pamamagitan ng pagsusuri ng kanilang rotational spectra. Ang anggulo ng bono ng mga kumplikadong molekula ay tinutukoy ng mga pamamaraan ng pagsusuri sa istruktura ng diffraction.

EPEKTIBONG SINGIL NG ATOM, nailalarawan ang pagkakaiba sa pagitan ng bilang ng mga electron na kabilang sa isang ibinigay na atom sa isang kemikal. Comm., at ang bilang ng mga electron na libre. atom. Para sa mga pagtatantya E. z. a. ginagamit ang mga modelo kung saan ang mga natukoy na dami ng eksperimento ay ipinakita bilang mga function ng point nonpolarizable charges na naisalokal sa mga atomo; halimbawa, ang dipole moment ng isang diatomic molecule ay itinuturing na produkto ng E. z. a. sa interatomic na distansya. Sa loob ng mga limitasyon ng mga katulad na modelo E. z. a. maaaring kalkulahin gamit ang optical data. o x-ray spectroscopy.

Mga sandali ng dipole ng mga molekula.

Ang isang perpektong covalent bond ay umiiral lamang sa mga particle na binubuo ng magkatulad na mga atomo (H2, N2, atbp.). Kung ang isang bono ay nabuo sa pagitan ng iba't ibang mga atomo, ang density ng elektron ay lumilipat sa isa sa mga nuclei ng mga atomo, iyon ay, ang bono ay polarized. Ang polarity ng isang bono ay nailalarawan sa pamamagitan ng dipole moment nito.

Ang dipole moment ng isang molekula ay katumbas ng vector sum ng dipole moments ng mga kemikal na bono nito. Kung ang mga polar bond ay matatagpuan sa simetriko sa molekula, kung gayon ang positibo at negatibong mga singil ay nagbabayad sa bawat isa, at ang molekula sa kabuuan ay nonpolar. Nangyayari ito, halimbawa, sa molekula ng carbon dioxide. Ang mga polyatomic molecule na may asymmetric arrangement ng polar bond ay karaniwang polar. Nalalapat ito sa partikular sa molekula ng tubig.

Ang resultang halaga ng dipole moment ng molekula ay maaaring maapektuhan ng nag-iisang pares ng mga electron. Kaya, ang mga molekula ng NH3 at NF3 ay may tetrahedral geometry (isinasaalang-alang ang nag-iisang pares ng mga electron). Ang mga antas ng ionicity ng nitrogen-hydrogen at nitrogen-fluorine bond ay 15 at 19%, ayon sa pagkakabanggit, at ang kanilang mga haba ay 101 at 137 pm, ayon sa pagkakabanggit. Batay dito, maaari nating tapusin na ang dipole moment ng NF3 ay mas malaki. Gayunpaman, ipinapakita ng eksperimento ang kabaligtaran. Sa isang mas tumpak na hula ng dipole moment, ang direksyon ng dipole moment ng nag-iisang pares ay dapat isaalang-alang (Larawan 29).

Ang konsepto ng hybridization ng atomic orbitals at ang spatial na istraktura ng mga molekula at ion. Mga kakaiba ng pamamahagi ng density ng elektron ng mga hybrid na orbital. Ang mga pangunahing uri ng hybridization: sp, sp2, sp3, dsp2, sp3d, sp3d2. Hybridization na kinasasangkutan ng nag-iisang mga pares ng elektron.

HYBRIDIZATION NG ATOMIC ORBITALS.

Upang ipaliwanag ang istraktura ng ilang mga molekula sa pamamaraan ng VS, ginagamit ang modelo ng hybridization ng atomic orbitals (AO). Para sa ilang mga elemento (beryllium, boron, carbon), parehong s- at p-electron ay nakikibahagi sa pagbuo ng mga covalent bond. Ang mga electron na ito ay matatagpuan sa mga AO na naiiba sa hugis at enerhiya. Sa kabila nito, ang mga bono na nabuo sa kanilang pakikilahok ay naging katumbas at matatagpuan sa simetriko.

Sa mga molekula ng BeC12, BC13 at CC14, halimbawa, ang anggulo ng bono ng C1-E-C1 ay 180, 120, at 109.28 o. Ang mga halaga at lakas ng mga haba ng bono ng E-C1 ay pareho para sa bawat isa sa mga molekulang ito. Ang prinsipyo ng hybridization ng mga orbital ay ang unang AO ng iba't ibang mga hugis at enerhiya, kapag pinaghalo, ay nagbibigay ng mga bagong orbital ng parehong hugis at enerhiya. Ang uri ng hybridization ng gitnang atom ay tumutukoy sa geometric na hugis ng molekula o ion na nabuo nito.

Isaalang-alang natin ang istraktura ng molekula mula sa pananaw ng hybridization ng atomic orbitals.

Spatial na hugis ng mga molekula.

Ang mga formula ng Lewis ay maraming sinasabi tungkol sa elektronikong istraktura at katatagan ng mga molekula, ngunit sa ngayon ay wala silang masasabi tungkol sa kanilang spatial na istraktura. Sa teorya ng bono ng kemikal, mayroong dalawang mahusay na diskarte sa pagpapaliwanag at paghula sa geometry ng mga molekula. Maayos naman ang pagkakasundo nila sa isa't isa. Ang unang diskarte ay tinatawag na valence electron pair repulsion theory (OVEP). Sa kabila ng "kakila-kilabot" na pangalan, ang kakanyahan ng diskarte na ito ay napaka-simple at nauunawaan: ang mga bono ng kemikal at nag-iisang mga pares ng elektron sa mga molekula ay malamang na matatagpuan hangga't maaari mula sa isa't isa. Ipaliwanag natin nang may mga konkretong halimbawa. Mayroong dalawang Be-Cl bond sa molekula ng BeCl2. Ang hugis ng molekula na ito ay dapat na ang parehong mga bono na ito at ang mga chlorine atoms sa kanilang mga dulo ay matatagpuan nang malayo hangga't maaari:

Ito ay posible lamang sa isang linear na anyo ng molekula, kapag ang anggulo sa pagitan ng mga bono (ClBeCl angle) ay katumbas ng 180o.

Isa pang halimbawa: mayroong 3 B-F bond sa molekula ng BF3. Ang mga ito ay matatagpuan hangga't maaari mula sa isa't isa at ang molekula ay may hugis ng isang patag na tatsulok, kung saan ang lahat ng mga anggulo sa pagitan ng mga bono (anggulo FBF) ay katumbas ng 120 o:

Hybridization ng atomic orbitals.

Ang hybridization ay hindi lamang nagsasangkot ng mga bonding electron, kundi pati na rin nag-iisang pares ng elektron . Halimbawa, ang isang molekula ng tubig ay naglalaman ng dalawang covalent chemical bond sa pagitan ng oxygen atom at Figure 21 dalawang hydrogen atoms (Figure 21).

Bilang karagdagan sa dalawang pares ng mga electron na karaniwan sa mga atomo ng hydrogen, ang atom ng oxygen ay may dalawang pares ng mga panlabas na electron na hindi nakikilahok sa pagbuo ng bono ( hindi nakabahaging mga pares ng elektron). Ang lahat ng apat na pares ng mga electron ay sumasakop sa ilang mga rehiyon sa espasyo sa paligid ng oxygen atom. Dahil ang mga electron ay nagtataboy sa isa't isa, ang mga ulap ng elektron ay matatagpuan nang malayo hangga't maaari. Sa kasong ito, bilang isang resulta ng hybridization, nagbabago ang hugis ng mga atomic orbital, sila ay pinahaba at nakadirekta patungo sa mga vertices ng tetrahedron. Samakatuwid, ang molekula ng tubig ay may isang angular na hugis, at ang anggulo sa pagitan ng mga bono ng oxygen-hydrogen ay 104.5 o.

Ang hugis ng mga molekula at ion tulad ng AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. Ang d-AO ay kasangkot sa pagbuo ng mga σ-bond sa planar square molecules, sa octahedral molecules, at sa molecules na binuo sa anyo ng trigonal bipyramid. Impluwensya ng pagtanggi ng mga pares ng elektron sa spatial na pagsasaayos ng mga molekula (ang konsepto ng pakikilahok ng hindi nakabahaging mga pares ng elektron ng KNEP).

Ang hugis ng mga molekula at ion tulad ng AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. Ang bawat uri ng AO hybridization ay tumutugma sa isang mahigpit na tinukoy na geometric na hugis, na nakumpirma sa eksperimento. Ang batayan nito ay nilikha ng mga σ-bond na nabuo ng mga hybrid na orbital; sa kanilang electrostatic field, ang mga delocalized na pares ng π-electron ay gumagalaw (sa kaso ng maramihang mga bono) (Talahanayan 5.3). sp hybridization. Ang isang katulad na uri ng hybridization ay nangyayari kapag ang isang atom ay bumubuo ng dalawang mga bono dahil sa mga electron na matatagpuan sa s- at p-orbitals at pagkakaroon ng magkatulad na enerhiya. Ang ganitong uri ng hybridization ay katangian ng mga molekula ng uri ng AB2 (Larawan 5.4). Ang mga halimbawa ng naturang mga molekula at ion ay ibinibigay sa Talahanayan. 5.3 (fig. 5.4).

Talahanayan 5.3

Mga geometric na hugis ng mga molekula

Ang E ay isang hindi nakabahaging pares ng elektron.

Istraktura ng molekula ng BeCl2. Ang beryllium atom sa normal na estado ay may dalawang magkapares na s-electron sa panlabas na layer. Bilang resulta ng paggulo, ang isa sa mga s electron ay napupunta sa p-state - lumilitaw ang dalawang hindi magkapares na electron, na naiiba sa hugis ng orbital at enerhiya. Kapag ang isang kemikal na bono ay nabuo, sila ay na-convert sa dalawang magkaparehong sp-hybrid orbitals na nakadirekta sa isang anggulo ng 180 degrees sa bawat isa.

Be 2s2 Be 2s1 2p1 - nasasabik na estado ng atom

kanin. 5.4. Spatial na pag-aayos ng sp-hybrid na ulap

Ang mga pangunahing uri ng intermolecular na pakikipag-ugnayan. Materya sa isang condensed state. Mga salik na tumutukoy sa enerhiya ng intermolecular na pakikipag-ugnayan. Hydrogen bond. Ang likas na katangian ng hydrogen bond. Dami ng mga katangian ng hydrogen bond. Inter- at intramolecular hydrogen bonding.

INTERMOLECULAR INTERACTIONS- pakikipag-ugnayan. mga molekula sa kanilang mga sarili, hindi humahantong sa pagkalagot o pagbuo ng bagong kemikal. mga koneksyon. M. v. tinutukoy ang pagkakaiba sa pagitan ng mga tunay na gas at ideal na gas, ang pagkakaroon ng mga likido at sinasabi nila. mga kristal. Mula M. hanggang. marami ang umaasa. istruktura, parang multo, thermodynamic. at iba pang St. Islands in-in. Ang paglitaw ng konsepto ng M. siglo. na nauugnay sa pangalan ni Van der Waals, na, upang ipaliwanag ang St. sa mga totoong gas at likido, ay iminungkahi noong 1873 ng isang equation ng estado na isinasaalang-alang ang M. v. Samakatuwid, ang pwersa ni M. sa. madalas na tinatawag na van der Waals.

Ang batayan ng M. siglo. bumubuo sa Coulomb na puwersa ng pakikipag-ugnayan. sa pagitan ng mga electron at nuclei ng isang molekula at ng nuclei at mga electron ng isa pa. Sa eksperimento na tinutukoy na St.-vahs in-va, ang isang average na pakikipag-ugnayan ay ipinakita, na depende sa distansya R sa pagitan ng mga molekula, ang kanilang magkaparehong oryentasyon, istraktura at pisikal. mga katangian (dipole moment, polarizability, atbp.). Sa malaking R, na makabuluhang lumampas sa mga linear na sukat ng mga molekula mismo, bilang isang resulta kung saan ang mga shell ng elektron ng mga molekula ay hindi nagsasapawan, ang mga puwersa ng M. v. maaaring makatwirang nahahati sa tatlong uri - electrostatic, polarization (induction) at dispersion. Ang mga puwersang electrostatic ay tinatawag minsan na orientational, ngunit ito ay hindi tumpak, dahil ang magkaparehong oryentasyon ng mga molekula ay maaari ding matukoy sa pamamagitan ng polariseysyon. pwersa kung ang mga molekula ay anisotropic.

Sa maliit na distansya sa pagitan ng mga molecule (R ~ l) upang makilala ang mga indibidwal na uri ng M. siglo. ay posible lamang ng humigit-kumulang, habang, bilang karagdagan sa tatlong uri na nabanggit, dalawa pa ang nakikilala na nauugnay sa overlap ng mga shell ng elektron - pakikipag-ugnayan ng palitan at mga pakikipag-ugnayan dahil sa paglipat ng elektronikong singil. Sa kabila ng ilang conventionality, tulad ng isang dibisyon sa bawat partikular na kaso ay nagbibigay-daan sa amin upang ipaliwanag ang likas na katangian ng M. siglo. at kalkulahin ang enerhiya nito.

Ang istraktura ng bagay sa isang condensed state.

Depende sa distansya sa pagitan ng mga particle na bumubuo sa sangkap, at sa likas na katangian at enerhiya ng pakikipag-ugnayan sa pagitan nila, ang sangkap ay maaaring nasa isa sa tatlong estado ng pagsasama-sama: sa solid, likido at gas.

Sa isang sapat na mababang temperatura, ang sangkap ay nasa solidong estado. Ang mga distansya sa pagitan ng mga particle ng isang mala-kristal na substansiya ay nasa pagkakasunud-sunod ng laki ng mga particle mismo. Ang average na potensyal na enerhiya ng mga particle ay mas malaki kaysa sa kanilang average na kinetic energy. Ang paggalaw ng mga particle na bumubuo sa mga kristal ay napakalimitado. Ang mga puwersang kumikilos sa pagitan ng mga particle ay nagpapanatili sa kanila na malapit sa kanilang mga posisyon ng ekwilibriyo. Ipinapaliwanag nito ang pagkakaroon ng mga mala-kristal na katawan ng kanilang sariling hugis at dami at mataas na paglaban sa paggugupit.

Kapag natunaw, ang mga solid ay nagiging likido. Sa mga tuntunin ng istraktura, ang isang likidong substansiya ay naiiba sa isang mala-kristal dahil hindi lahat ng mga particle ay matatagpuan sa parehong distansya mula sa isa't isa tulad ng sa mga kristal, ang ilan sa mga molekula ay pinaghihiwalay mula sa isa't isa sa pamamagitan ng mahabang distansya. Ang average na kinetic energy ng mga particle para sa mga sangkap sa likidong estado ay humigit-kumulang katumbas ng kanilang average na potensyal na enerhiya.

Ang solid at likidong estado ay madalas na pinagsama sa ilalim ng pangkalahatang termino - ang condensed state.

Mga uri ng intermolecular interaction intramolecular hydrogen bond. Ang mga bono, sa panahon ng pagbuo kung saan hindi nangyayari ang muling pagsasaayos ng mga shell ng elektron, ay tinatawag pakikipag-ugnayan sa pagitan ng mga molekula . Kabilang sa mga pangunahing uri ng mga molecular interaction ang mga puwersa ng van der Waals, hydrogen bond, at interaksyon ng donor-acceptor.

Kapag ang mga molecule ay lumalapit sa isa't isa, lumilitaw ang pagkahumaling, na nagiging sanhi ng paglitaw ng isang condensed state of matter (likido, solid na may molecular crystal lattice). Ang mga puwersa na nag-aambag sa pagkahumaling ng mga molekula ay tinatawag na mga puwersa ng van der Waals.

Ang mga ito ay nailalarawan sa pamamagitan ng tatlong uri intermolecular na interaksyon :

a) ang orientational na pakikipag-ugnayan na nagpapakita ng sarili sa pagitan ng mga polar molecule na may posibilidad na kumuha ng posisyon kung saan ang kanilang mga dipoles ay magkaharap sa isa't isa na may magkasalungat na mga pole, at ang mga vectors ng mga sandali ng mga dipoles na ito ay naka-orient sa isang tuwid na linya (sa madaling salita, ito ay tinatawag na dipole-dipole interaction );

b) induction, na nangyayari sa pagitan ng mga sapilitan na dipoles, ang dahilan para sa pagbuo nito ay ang magkaparehong polariseysyon ng mga atomo ng dalawang papalapit na molekula;

c) dispersive, na lumitaw bilang isang resulta ng pakikipag-ugnayan ng mga microdipoles na nabuo dahil sa agarang pag-aalis ng mga positibo at negatibong singil sa mga molekula sa panahon ng paggalaw ng mga electron at vibrations ng nuclei.

Ang mga puwersa ng pagpapakalat ay kumikilos sa pagitan ng anumang mga particle. Oryentasyon at induction na pakikipag-ugnayan para sa mga particle ng maraming mga sangkap, halimbawa: Siya, Ar, H2, N2, CH4, ay hindi isinasagawa. Para sa mga molekula ng NH3, ang pakikipag-ugnayan ng pagpapakalat ay nagkakahalaga ng 50%, ang pakikipag-ugnayan ng oryentasyon ay 44.6%, at ang pakikipag-ugnayan ng induction ay 5.4%. Ang polar energy ng mga puwersang pang-akit ng van der Waals ay nailalarawan sa mababang halaga. Kaya, para sa yelo ito ay 11 kJ/mol, i.e. 2.4% H-O covalent bond energy (456 kJ/mol). Ang mga puwersang pang-akit ng van der Waals ay mga pisikal na pakikipag-ugnayan.

hydrogen bond- Ito ay isang physicochemical bond sa pagitan ng hydrogen ng isang molekula at ng EO na elemento ng isa pang molekula. Ang pagbuo ng mga bono ng hydrogen ay ipinaliwanag sa pamamagitan ng katotohanan na sa mga polar molecule o grupo, ang isang polarized hydrogen atom ay may mga natatanging katangian: ang kawalan ng panloob na mga shell ng elektron, isang makabuluhang paglipat ng isang pares ng elektron sa isang atom na may mataas na EO at isang napakaliit. laki. Samakatuwid, ang hydrogen ay maaaring tumagos nang malalim sa shell ng elektron ng isang kalapit na negatibong polarized na atom. Tulad ng ipinapakita ng spectral data, ang pakikipag-ugnayan ng donor-acceptor ng EO atom bilang isang donor at ang hydrogen atom bilang isang acceptor ay gumaganap din ng isang mahalagang papel sa pagbuo ng isang hydrogen bond. Ang hydrogen bond ay maaaring intermolecular o intramolecular.

Maaaring mangyari ang mga hydrogen bond sa pagitan ng iba't ibang molekula at sa loob ng isang molekula kung ang molekula na ito ay naglalaman ng mga pangkat na may mga kakayahan sa donor at acceptor. Kaya, ito ay intramolecular hydrogen bond na gumaganap ng pangunahing papel sa pagbuo ng mga peptide chain na tumutukoy sa istraktura ng mga protina. Ang isa sa mga kilalang halimbawa ng epekto ng intramolecular hydrogen bonding sa istraktura ay ang deoxyribonucleic acid (DNA). Ang molekula ng DNA ay nakatiklop sa isang double helix. Ang dalawang hibla ng double helix na ito ay naka-link sa isa't isa sa pamamagitan ng hydrogen bond. Ang hydrogen bond ay may intermediate na karakter sa pagitan ng valence at intermolecular na pakikipag-ugnayan. Ito ay nauugnay sa mga natatanging katangian ng polarized hydrogen atom, ang maliit na sukat nito at ang kawalan ng mga layer ng elektron.

Intermolecular at intramolecular hydrogen bond.

Ang mga hydrogen bond ay matatagpuan sa maraming mga kemikal na compound. Bumangon sila, bilang panuntunan, sa pagitan ng mga atomo ng fluorine, nitrogen at oxygen (ang pinaka-electronegative na elemento), mas madalas - kasama ang paglahok ng mga atomo ng murang luntian, asupre at iba pang mga di-metal. Ang malakas na mga bono ng hydrogen ay nabuo sa mga likidong sangkap tulad ng tubig, hydrogen fluoride, oxygen-containing inorganic acids, carboxylic acids, phenols, alcohols, ammonia, amines. Sa panahon ng pagkikristal, ang mga bono ng hydrogen sa mga sangkap na ito ay karaniwang pinapanatili. Samakatuwid, ang kanilang mga istrukturang kristal ay may anyo ng mga chain (methanol), flat two-dimensional layers (boric acid), three-dimensional spatial grids (yelo).

Kung ang isang hydrogen bond ay pinagsasama ang mga bahagi ng isang molekula, kung gayon ang pinag-uusapan nila intramolecular hydrogen bond. Ito ay partikular na katangian ng maraming mga organikong compound (Larawan 42). Kung ang isang hydrogen bond ay nabuo sa pagitan ng isang hydrogen atom ng isang molekula at isang nonmetal na atom ng isa pang molekula (intermolecular hydrogen bond), pagkatapos ang mga molekula ay bumubuo ng medyo malakas na mga pares, mga kadena, mga singsing. Kaya, ang formic acid ay umiiral sa parehong likido at gas na estado sa anyo ng mga dimer:

at ang gaseous hydrogen fluoride ay naglalaman ng mga polymeric molecule, kabilang ang hanggang apat na particle ng HF. Ang malakas na mga bono sa pagitan ng mga molekula ay matatagpuan sa tubig, likidong ammonia, mga alkohol. Ang oxygen at nitrogen atoms na kailangan para sa pagbuo ng hydrogen bonds ay naglalaman ng lahat ng carbohydrates, proteins, nucleic acids. Ito ay kilala, halimbawa, na ang glucose, fructose at sucrose ay ganap na natutunaw sa tubig. Ang isang mahalagang papel dito ay nilalaro ng mga bono ng hydrogen na nabuo sa solusyon sa pagitan ng mga molekula ng tubig at maraming mga grupo ng OH ng carbohydrates.

Pana-panahong batas. Ang modernong pagbabalangkas ng periodic law. Pana-panahong sistema ng mga elemento ng kemikal - graphic na paglalarawan ng periodic law. Modernong bersyon ng Periodic system. Mga tampok ng pagpuno ng mga atomic orbital na may mga electron at ang pagbuo ng mga panahon. s-, p-, d-, f- Mga Elemento at ang kanilang lokasyon sa periodic system. Mga grupo, mga tuldok. Pangunahin at pangalawang subgroup. Mga hangganan ng periodic system.

Pagtuklas ng Periodic Law.

Ang pangunahing batas ng kimika - ang Periodic Law ay natuklasan ni D.I. Mendeleev noong 1869 sa panahong ang atom ay itinuturing na hindi mahahati at walang nalalaman tungkol sa panloob na istraktura nito. Ang batayan ng Periodic Law D.I. Inilagay ni Mendeleev ang mga atomic na masa (mas maaga - atomic weights) at mga kemikal na katangian ng mga elemento.

Ang pag-aayos ng 63 elemento na kilala noong panahong iyon sa pataas na pagkakasunud-sunod ng kanilang mga atomic mass, D.I. Nakatanggap si Mendeleev ng isang natural (natural) na serye ng mga elemento ng kemikal, kung saan natuklasan niya ang pana-panahong pag-uulit ng mga katangian ng kemikal.

Halimbawa, ang mga katangian ng isang tipikal na metal lithium Li ay paulit-ulit para sa mga elemento ng sodium Na at potassium K, ang mga katangian ng isang tipikal na non-metal fluorine F ay paulit-ulit para sa mga elementong chlorine Cl, bromine Br, iodine I.

Ang ilang elemento ng D.I. Hindi nakahanap si Mendeleev ng mga kemikal na analogue (halimbawa, aluminyo Al at silikon Si), dahil ang mga naturang analog ay hindi pa rin kilala sa oras na iyon. Para sa kanila, iniwan niya ang mga walang laman na lugar sa natural na serye at, batay sa pana-panahong pag-ulit, hinulaan ang kanilang mga kemikal na katangian. Matapos ang pagtuklas ng mga kaukulang elemento (isang analogue ng aluminyo - gallium Ga, isang analogue ng silikon - germanium Ge, atbp.), Ang mga hula ng D.I. Si Mendeleev ay ganap na nakumpirma.

Ang data sa enerhiya ng ionization (EI), PEI at komposisyon ng mga matatag na molekula - ang kanilang mga tunay na halaga at paghahambing - parehong mga libreng atom at atom na nakagapos sa mga molekula, ay nagbibigay-daan sa amin na maunawaan kung paano bumubuo ang mga atomo ng mga molekula sa pamamagitan ng mekanismo ng covalent bonding.

COVALENT BOND- (mula sa Latin na "co" together at "vales" na may kapangyarihan) (homeopolar bond), isang kemikal na bono sa pagitan ng dalawang atomo na nangyayari kapag ang mga electron na kabilang sa mga atomo na ito ay pinagsasaluhan. Ang mga atomo sa mga molekula ng mga simpleng gas ay konektado sa pamamagitan ng isang covalent bond. Ang isang bono kung saan mayroong isang karaniwang pares ng mga electron ay tinatawag na single; mayroon ding double at triple bond.

Tingnan natin ang ilang mga halimbawa upang makita kung paano natin magagamit ang ating mga panuntunan upang matukoy ang bilang ng mga covalent chemical bond na maaaring mabuo ng isang atom kung alam natin ang bilang ng mga electron sa panlabas na shell ng isang partikular na atom at ang singil ng nucleus nito. Ang singil ng nucleus at ang bilang ng mga electron sa panlabas na shell ay tinutukoy sa eksperimentong paraan at kasama sa talahanayan ng mga elemento.

Pagkalkula ng posibleng bilang ng mga covalent bond

Halimbawa, bilangin natin ang bilang ng mga covalent bond na maaaring mabuo ng sodium ( Na), aluminyo (Al), posporus (P) at chlorine ( Cl). sosa ( Na) at aluminyo ( Al) mayroon, ayon sa pagkakabanggit, 1 at 3 electron sa panlabas na shell, at, ayon sa unang panuntunan (para sa mekanismo ng pagbuo ng isang covalent bond, isang electron sa panlabas na shell ang ginagamit), maaari silang bumuo: sodium (Na)- 1 at aluminyo ( Al)- 3 covalent bond. Matapos ang pagbuo ng mga bono, ang bilang ng mga electron sa mga panlabas na shell ng sodium ( Na) at aluminyo ( Al) katumbas, ayon sa pagkakabanggit, 2 at 6; ibig sabihin, mas mababa sa maximum na bilang (8) para sa mga atom na ito. Phosphorus ( P) at chlorine ( Cl) may, ayon sa pagkakabanggit, 5 at 7 electron sa panlabas na shell at, ayon sa pangalawa sa mga regularidad sa itaas, maaari silang bumuo ng 5 at 7 covalent bond. Alinsunod sa ika-apat na regularidad, ang pagbuo ng isang covalent bond, ang bilang ng mga electron sa panlabas na shell ng mga atoms na ito ay tumataas ng 1. Ayon sa ikaanim na regularity, kapag nabuo ang isang covalent bond, ang bilang ng mga electron sa panlabas na shell ng mga nakagapos na atomo ay hindi maaaring higit sa 8. Ibig sabihin, posporus ( P) maaari lamang bumuo ng 3 bond (8-5 = 3), habang ang chlorine ( Cl) maaari lamang bumuo ng isa (8-7 = 1).

Halimbawa: batay sa pagsusuri, nalaman namin na ang isang tiyak na sangkap ay binubuo ng mga atomo ng sodium (Na) at chlorine ( Cl). Alam ang mga regularidad ng mekanismo ng pagbuo ng mga covalent bond, maaari nating sabihin na ang sodium ( Na) ay maaari lamang bumuo ng 1 covalent bond. Kaya, maaari nating ipagpalagay na ang bawat sodium atom ( Na) nakatali sa chlorine atom ( Cl) sa pamamagitan ng isang covalent bond sa sangkap na ito, at ang sangkap na ito ay binubuo ng mga molekula ng isang atom NaCl. Ang formula ng istraktura para sa molekula na ito ay: Na-Cl. Dito, ang gitling (-) ay nangangahulugang isang covalent bond. Ang electronic formula ng molekula na ito ay maaaring ipakita bilang mga sumusunod:
. .
Na:Cl:
. .
Alinsunod sa electronic formula, sa panlabas na shell ng sodium atom ( Na) sa NaCl mayroong 2 electron, at sa panlabas na shell ng chlorine atom ( Cl) mayroong 8 electron. Sa formula na ito, ang mga electron (tuldok) sa pagitan ng mga atomo ng sodium ( Na) at chlorine (Cl) ay mga bonding electron. Dahil ang PEI sa chlorine ( Cl) katumbas ng 13 eV, at para sa sodium (Na) ito ay katumbas ng 5.14 eV, ang bonding pair ng mga electron ay mas malapit sa atom Cl kaysa sa isang atom Na. Kung ang mga enerhiya ng ionization ng mga atom na bumubuo sa molekula ay ibang-iba, kung gayon ang nabuong bono ay magiging polar covalent bond.

Isaalang-alang natin ang isa pang kaso. Batay sa pagsusuri, nalaman namin na ang isang tiyak na sangkap ay binubuo ng mga atomo ng aluminyo ( Al) at chlorine atoms ( Cl). Para sa aluminyo ( Al) mayroong 3 electron sa panlabas na shell; kaya maaari itong bumuo ng 3 covalent chemical bonds habang chlorine (Cl), tulad ng sa nakaraang kaso, maaari lamang bumuo ng 1 bond. Ang sangkap na ito ay ipinakita bilang AlCl 3, at ang electronic formula nito ay maaaring ilarawan bilang mga sumusunod:

Larawan 3.1. Electronic formulaAlCl 3

na ang formula ay:
Cl - Al - Cl
Cl

Ang electronic formula na ito ay nagpapakita na AlCl 3 sa panlabas na shell ng chlorine atoms ( Cl) mayroong 8 electron, habang nasa panlabas na shell ng aluminum atom ( Al) Mayroong 6 sa kanila. Ayon sa mekanismo ng pagbuo ng isang covalent bond, ang parehong nagbubuklod na mga electron (isa mula sa bawat atom) ay pumapasok sa mga panlabas na shell ng mga nakagapos na atomo.

Maramihang mga covalent bond

Ang mga atomo na mayroong higit sa isang electron sa panlabas na shell ay hindi maaaring bumuo ng isa, ngunit ilang mga covalent bond sa isa't isa. Ang ganitong mga koneksyon ay tinatawag na maramihang (mas madalas maramihan) mga koneksyon. Ang mga halimbawa ng naturang mga bono ay mga bono ng mga molekulang nitrogen ( N= N) at oxygen ( O=O).

Ang bono na nabuo kapag pinagsama ang mga solong atomo ay tinatawag homoatomic covalent bond, e Kung ang mga atom ay naiiba, kung gayon ang bono ay tinatawag heteroatomic covalent bond[Ang mga prefix na Griyego na "homo" at "hetero" ay nangangahulugang magkapareho at magkaiba].

Isipin kung ano talaga ang hitsura ng isang molekula na may mga ipinares na atom. Ang pinakasimpleng molekula na may ipinares na mga atomo ay ang molekula ng hydrogen.

Ang covalent bond ay isinasagawa dahil sa pagsasapanlipunan ng mga electron na kabilang sa parehong mga atom na nakikilahok sa pakikipag-ugnayan. Ang mga electronegativities ng mga di-metal ay sapat na malaki na ang paglipat ng elektron ay hindi nangyayari.

Ang mga electron sa magkakapatong na mga orbital ng elektron ay ibinabahagi. Sa kasong ito, ang isang sitwasyon ay nilikha kung saan ang mga panlabas na elektronikong antas ng mga atom ay napuno, iyon ay, isang 8- o 2-electron na panlabas na shell ay nabuo.

Sa pakikipag-ugnayan sa

Mga kaklase

Ang estado kung saan ang shell ng elektron ay ganap na napuno ay nailalarawan sa pamamagitan ng pinakamababang enerhiya at, nang naaayon, ang pinakamataas na katatagan.

Mayroong dalawang mekanismo ng edukasyon:

1. donor-acceptor;
2. palitan.

Sa unang kaso, ang isa sa mga atom ay nagbibigay ng pares ng mga electron nito, at ang pangalawa - isang libreng electron orbital.

Sa pangalawa, ang isang electron mula sa bawat kalahok sa pakikipag-ugnayan ay dumarating sa karaniwang pares.

Depende sa kung anong uri sila- atomic o molekular, ang mga compound na may katulad na uri ng bond ay maaaring mag-iba nang malaki sa mga katangiang physicochemical.

mga molekular na sangkap kadalasang mga gas, likido o solid na may mababang mga punto ng pagkatunaw at kumukulo, hindi konduktibo, na may mababang lakas. Kabilang dito ang: hydrogen (H 2), oxygen (O 2), nitrogen (N 2), chlorine (Cl 2), bromine (Br 2), rhombic sulfur (S 8), white phosphorus (P 4) at iba pang simpleng substance ; carbon dioxide (CO 2), sulfur dioxide (SO 2), nitric oxide V (N 2 O 5), tubig (H 2 O), hydrogen chloride (HCl), hydrogen fluoride (HF), ammonia (NH 3), methane (CH 4), ethyl alcohol (C 2 H 5 OH), mga organikong polimer at iba pa.

Mga sangkap na atomic umiiral sa anyo ng mga malakas na kristal na may mataas na kumukulo at natutunaw na mga punto, ay hindi matutunaw sa tubig at iba pang mga solvents, marami ang hindi nagsasagawa ng electric current. Ang isang halimbawa ay isang brilyante, na may pambihirang lakas. Ito ay dahil sa ang katunayan na ang brilyante ay isang kristal na binubuo ng mga atomo ng carbon na konektado ng mga covalent bond. Walang mga indibidwal na molekula sa isang brilyante. Ang mga sangkap tulad ng graphite, silicon (Si), silicon dioxide (SiO 2), silicon carbide (SiC) at iba pa ay mayroon ding atomic structure.

Ang mga covalent bond ay maaaring hindi lamang solong (tulad ng sa Cl2 chlorine molecule), ngunit doble rin, tulad ng sa O2 oxygen molecule, o triple, tulad ng, halimbawa, sa N2 nitrogen molecule. Kasabay nito, ang mga triple ay may mas maraming enerhiya at mas matibay kaysa sa double at single.

Ang covalent bond ay maaaring Ito ay nabuo kapwa sa pagitan ng dalawang atomo ng parehong elemento (non-polar) at sa pagitan ng mga atomo ng iba't ibang elemento ng kemikal (polar).

Hindi mahirap ipahiwatig ang formula ng isang tambalan na may covalent polar bond kung ihahambing natin ang mga halaga ng electronegativity na bumubuo sa mga molekula ng mga atomo. Ang kawalan ng pagkakaiba sa electronegativity ay matukoy ang non-polarity. Kung may pagkakaiba, ang molekula ay magiging polar.

Huwag Palampasin: Mekanismo ng Edukasyon, Pag-aaral ng Kaso.

Covalent non-polar chemical bond

Karaniwan para sa mga simpleng sangkap na hindi metal. Ang mga electron ay nabibilang sa mga atomo nang pantay, at walang pag-aalis ng density ng elektron.

Ang mga sumusunod na molekula ay mga halimbawa:

H2, O2, O3, N2, F2, Cl2.

Ang mga pagbubukod ay mga inert gas. Ang kanilang panlabas na antas ng enerhiya ay ganap na napuno, at ang pagbuo ng mga molekula ay energetically hindi kanais-nais para sa kanila, at samakatuwid sila ay umiiral sa anyo ng hiwalay na mga atomo.

Gayundin, ang isang halimbawa ng mga sangkap na may non-polar covalent bond ay, halimbawa, PH3. Sa kabila ng katotohanan na ang sangkap ay binubuo ng iba't ibang mga elemento, ang mga halaga ng electronegativity ng mga elemento ay hindi aktwal na naiiba, na nangangahulugan na walang pag-aalis ng pares ng elektron.

Covalent polar chemical bond

Isinasaalang-alang ang covalent polar bond, maraming mga halimbawa: HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, CO2, SO3, CCl4, SiO2, CO.

nabuo sa pagitan ng mga atomo ng mga di-metal na may iba't ibang electronegativity. Sa kasong ito, ang nucleus ng isang elemento na may mas malaking electronegativity ay umaakit sa mga karaniwang electron na mas malapit sa sarili nito.

Scheme ng pagbuo ng isang covalent polar bond

Depende sa mekanismo ng pagbuo, maaaring maging karaniwan mga electron ng isa o parehong mga atomo.

Malinaw na ipinapakita ng larawan ang pakikipag-ugnayan sa molekula ng hydrochloric acid.

Ang isang pares ng mga electron ay kabilang sa parehong isang atom at ang pangalawa, pareho sa kanila, kaya ang mga panlabas na antas ay napuno. Ngunit mas maraming electronegative chlorine ang nakakaakit ng isang pares ng mga electron na medyo malapit sa sarili nito (habang ito ay nananatiling karaniwan). Ang pagkakaiba sa electronegativity ay hindi sapat na malaki para ang isang pares ng mga electron ay ganap na makapasa sa isa sa mga atomo. Ang resulta ay isang bahagyang negatibong singil para sa klorin at isang bahagyang positibong singil para sa hydrogen. Ang molekula ng HCl ay isang molekulang polar.

Mga katangiang pisikal at kemikal ng bono

Ang komunikasyon ay maaaring mailalarawan sa pamamagitan ng mga sumusunod na katangian: directivity, polarity, polarizability at saturation.