Τα δεδομένα για την ενέργεια ιονισμού (IE), το PEI και τη σύνθεση σταθερών μορίων - οι πραγματικές τιμές και οι συγκρίσεις τους - τόσο των ελεύθερων ατόμων όσο και των ατόμων που είναι συνδεδεμένα σε μόρια, μας επιτρέπουν να κατανοήσουμε πώς τα άτομα σχηματίζουν μόρια μέσω του μηχανισμού ομοιοπολικού δεσμού.
ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΟ ΔΕΣΜΟ- (από το λατινικό «co» μαζί και «vales» που έχουν δύναμη) (ομοιοπολικός δεσμός), ένας χημικός δεσμός μεταξύ δύο ατόμων που προκύπτει όταν τα ηλεκτρόνια που ανήκουν σε αυτά τα άτομα μοιράζονται. Τα άτομα στα μόρια των απλών αερίων συνδέονται με ομοιοπολικούς δεσμούς. Ένας δεσμός στον οποίο υπάρχει ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων ονομάζεται απλός δεσμός. Υπάρχουν επίσης διπλοί και τριπλοί δεσμοί.
Ας δούμε μερικά παραδείγματα για να δούμε πώς μπορούμε να χρησιμοποιήσουμε τους κανόνες μας για να προσδιορίσουμε τον αριθμό των ομοιοπολικών χημικών δεσμών που μπορεί να σχηματίσει ένα άτομο εάν γνωρίζουμε τον αριθμό των ηλεκτρονίων στο εξωτερικό περίβλημα ενός δεδομένου ατόμου και το φορτίο στον πυρήνα του. Το φορτίο του πυρήνα και ο αριθμός των ηλεκτρονίων στο εξωτερικό περίβλημα προσδιορίζονται πειραματικά και περιλαμβάνονται στον πίνακα των στοιχείων.
Υπολογισμός του πιθανού αριθμού ομοιοπολικών δεσμών
Για παράδειγμα, ας μετρήσουμε τον αριθμό των ομοιοπολικών δεσμών που μπορούν να σχηματίσουν νάτριο ( Να),αλουμίνιο (Al),φώσφορος (Π),και χλώριο ( Cl). Νάτριο ( Να)και αλουμίνιο ( Αλ)έχουν, αντίστοιχα, 1 και 3 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό περίβλημα και, σύμφωνα με τον πρώτο κανόνα (για τον μηχανισμό σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού, χρησιμοποιείται ένα ηλεκτρόνιο στο εξωτερικό περίβλημα), μπορούν να σχηματίσουν: νάτριο (Να)- 1 και αλουμίνιο ( Αλ)- 3 ομοιοπολικοί δεσμοί. Μετά το σχηματισμό δεσμού, ο αριθμός των ηλεκτρονίων στα εξωτερικά κελύφη του νατρίου ( Να)και αλουμίνιο ( Αλ)ίσο με 2 και 6, αντίστοιχα. δηλαδή λιγότερο μέγιστη ποσότητα(8) για αυτά τα άτομα. Φώσφορος ( Π)και χλώριο ( Cl)έχουν, αντίστοιχα, 5 και 7 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό περίβλημα και, σύμφωνα με τον δεύτερο από τους παραπάνω νόμους, θα μπορούσαν να σχηματίσουν 5 και 7 ομοιοπολικούς δεσμούς. Σύμφωνα με τον τέταρτο νόμο, τον σχηματισμό ενός ομοιοπολικού δεσμού, ο αριθμός των ηλεκτρονίων στο εξωτερικό περίβλημα αυτών των ατόμων αυξάνεται κατά 1. Σύμφωνα με τον έκτο νόμο, όταν σχηματίζεται ομοιοπολικός δεσμός, ο αριθμός των ηλεκτρονίων στο εξωτερικό περίβλημα των συνδεδεμένων ατόμων δεν μπορεί να είναι περισσότερο από 8. Δηλαδή, ο φώσφορος ( Π)μπορεί να σχηματίσει μόνο 3 δεσμούς (8-5 = 3), ενώ το χλώριο ( Cl)μπορεί να σχηματίσει μόνο ένα (8-7 = 1).
Παράδειγμα:Με βάση την ανάλυση, ανακαλύψαμε ότι μια συγκεκριμένη ουσία αποτελείται από άτομα νατρίου (Να)και χλώριο ( Cl). Γνωρίζοντας τις κανονικότητες του μηχανισμού σχηματισμού ομοιοπολικών δεσμών, μπορούμε να πούμε ότι το νάτριο ( Να) μπορεί να σχηματίσει μόνο 1 ομοιοπολικό δεσμό. Έτσι, μπορούμε να υποθέσουμε ότι κάθε άτομο νατρίου ( Να)συνδεδεμένο με το άτομο χλωρίου ( Cl)μέσω ενός ομοιοπολικού δεσμού σε αυτήν την ουσία και ότι αυτή η ουσία αποτελείται από μόρια ενός ατόμου NaCl. Ο δομικός τύπος για αυτό το μόριο: Na-Cl.Εδώ η παύλα (-) δηλώνει έναν ομοιοπολικό δεσμό. Ο ηλεκτρονικός τύπος αυτού του μορίου μπορεί να παρουσιαστεί ως εξής:
. .
Na:Cl:
. .
Σύμφωνα με τον ηλεκτρονικό τύπο, στο εξωτερικό περίβλημα του ατόμου νατρίου ( Να) V NaClυπάρχουν 2 ηλεκτρόνια και στο εξωτερικό περίβλημα του ατόμου χλωρίου ( Cl)υπάρχουν 8 ηλεκτρόνια. Σε αυτόν τον τύπο, τα ηλεκτρόνια (κουκκίδες) μεταξύ των ατόμων νατρίου ( Να)Και
χλώριο (Cl)είναι συνδετικά ηλεκτρόνια. Δεδομένου ότι το PEI του χλωρίου ( Cl)είναι ίσο με 13 eV, και για το νάτριο (Να)είναι ίσο με 5,14 eV, το ζεύγος των ηλεκτρονίων που συνδέεται είναι πολύ πιο κοντά στο άτομο Clπαρά σε ένα άτομο Να. Εάν οι ενέργειες ιονισμού των ατόμων που σχηματίζουν το μόριο είναι πολύ διαφορετικές, τότε ο δεσμός που σχηματίζεται θα είναι πολικόςομοιοπολικό δεσμό.
Ας δούμε μια άλλη περίπτωση. Με βάση την ανάλυση, ανακαλύψαμε ότι μια συγκεκριμένη ουσία αποτελείται από άτομα αλουμινίου ( Αλ)και άτομα χλωρίου ( Cl). Σε αλουμίνιο ( Αλ)Υπάρχουν 3 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό περίβλημα. έτσι, μπορεί να σχηματίσει 3 ομοιοπολικούς χημικούς δεσμούς ενώ χλώριο (Cl), όπως και στην προηγούμενη περίπτωση, μπορεί να σχηματίσει μόνο 1 δεσμό. Αυτή η ουσία παρουσιάζεται ως AlCl3, και ο ηλεκτρονικός τύπος του μπορεί να απεικονιστεί ως εξής:
Εικόνα 3.1. Ηλεκτρονική φόρμουλαAlCl 3
του οποίου ο τύπος δομής είναι:
Cl - Al - Cl
Cl
Αυτή η ηλεκτρονική φόρμουλα δείχνει ότι AlCl3στο εξωτερικό κέλυφος των ατόμων χλωρίου ( Cl) υπάρχουν 8 ηλεκτρόνια, ενώ το εξωτερικό περίβλημα του ατόμου του αλουμινίου ( Αλ)είναι 6. Σύμφωνα με τον μηχανισμό σχηματισμού ενός ομοιοπολικού δεσμού, και τα δύο ηλεκτρόνια σύνδεσης (ένα από κάθε άτομο) πηγαίνουν στα εξωτερικά κελύφη των συνδεδεμένων ατόμων.
Πολλαπλοί ομοιοπολικοί δεσμοί
Τα άτομα που έχουν περισσότερα από ένα ηλεκτρόνια στο εξωτερικό τους περίβλημα μπορούν να σχηματίσουν όχι έναν, αλλά πολλούς ομοιοπολικούς δεσμούς μεταξύ τους. Τέτοιες συνδέσεις ονομάζονται πολλαπλές (πιο συχνά πολλαπλάσια) συνδέσεις. Παραδείγματα τέτοιων δεσμών είναι οι δεσμοί μορίων αζώτου ( Ν= Ν) και οξυγόνο ( Ο=Ο).
Ο δεσμός που σχηματίζεται όταν ενώνονται μεμονωμένα άτομα ονομάζεται ομοατομικός ομοιοπολικός δεσμός, π.χΕάν τα άτομα είναι διαφορετικά, τότε ο δεσμός ονομάζεται ετεροατομικός ομοιοπολικός δεσμός[Τα ελληνικά προθέματα «homo» και «hetero» αντίστοιχα σημαίνουν ίδια και διαφορετικά].
Ας φανταστούμε πώς μοιάζει στην πραγματικότητα ένα μόριο με ζευγαρωμένα άτομα. Το απλούστερο μόριο με ζευγαρωμένα άτομα είναι το μόριο του υδρογόνου.
Ομοιοπολικό δεσμό (ατομικός δεσμός, ομοιοπολικός δεσμός) - ένας χημικός δεσμός που σχηματίζεται από την επικάλυψη (κοινωνικοποίηση) νεφών παρασθενών ηλεκτρονίων. Τα ηλεκτρονικά σύννεφα (ηλεκτρόνια) που παρέχουν επικοινωνία ονομάζονται κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων.
Οι χαρακτηριστικές ιδιότητες ενός ομοιοπολικού δεσμού - κατευθυντικότητα, κορεσμός, πολικότητα, πολικότητα - καθορίζουν τη χημική και φυσικές ιδιότητεςσυνδέσεις.
Η κατεύθυνση της σύνδεσης καθορίζεται από τη μοριακή δομή της ουσίας και το γεωμετρικό σχήμα του μορίου της. Οι γωνίες μεταξύ δύο δεσμών ονομάζονται γωνίες δεσμού.
Η κορεστικότητα είναι η ικανότητα των ατόμων να σχηματίζουν περιορισμένο αριθμό ομοιοπολικών δεσμών. Ο αριθμός των δεσμών που σχηματίζονται από ένα άτομο περιορίζεται από τον αριθμό των εξωτερικών ατομικών τροχιακών του.
Η πολικότητα του δεσμού οφείλεται στην ανομοιόμορφη κατανομή της πυκνότητας των ηλεκτρονίων λόγω των διαφορών στην ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων. Σε αυτή τη βάση, οι ομοιοπολικοί δεσμοί χωρίζονται σε μη πολικούς και πολικούς (μη πολικοί - ένα διατομικό μόριο αποτελείται από πανομοιότυπα άτομα (H 2, Cl 2, N 2) και τα νέφη ηλεκτρονίων κάθε ατόμου κατανέμονται συμμετρικά σε σχέση με αυτά τα άτομα πολικό - ένα διατομικό μόριο αποτελείται από άτομα διαφορετικών χημικών στοιχείων και το γενικό νέφος ηλεκτρονίων μετατοπίζεται προς ένα από τα άτομα, σχηματίζοντας έτσι μια ασυμμετρία στην κατανομή του ηλεκτρικού φορτίου στο μόριο, δημιουργώντας μια διπολική ροπή του μορίου).
Η ικανότητα πόλωσης ενός δεσμού εκφράζεται στη μετατόπιση των ηλεκτρονίων του δεσμού υπό την επίδραση ενός εξωτερικού ηλεκτρικού πεδίου, συμπεριλαμβανομένου αυτού ενός άλλου σωματιδίου που αντιδρά. Η πολωσιμότητα καθορίζεται από την κινητικότητα των ηλεκτρονίων. Η πολικότητα και η πολικότητα των ομοιοπολικών δεσμών καθορίζει την αντιδραστικότητα των μορίων προς τα πολικά αντιδραστήρια.
Εκπαιδευτικές Επικοινωνίες
Ένας ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται από ένα ζεύγος ηλεκτρονίων που μοιράζονται μεταξύ δύο ατόμων και αυτά τα ηλεκτρόνια πρέπει να καταλαμβάνουν δύο σταθερά τροχιακά, ένα από κάθε άτομο.
A + + B → A: B
Ως αποτέλεσμα της κοινωνικοποίησης, τα ηλεκτρόνια σχηματίζουν ένα γεμάτο ενεργειακό επίπεδο. Ένας δεσμός σχηματίζεται εάν η συνολική τους ενέργεια σε αυτό το επίπεδο είναι μικρότερη από την αρχική κατάσταση (και η διαφορά στην ενέργεια δεν θα είναι τίποτα περισσότερο από την ενέργεια του δεσμού).
Πλήρωση ατομικών (κατά μήκος των άκρων) και μοριακών (στο κέντρο) τροχιακών στο μόριο H 2 με ηλεκτρόνια. Ο κατακόρυφος άξονας αντιστοιχεί στο επίπεδο ενέργειας, τα ηλεκτρόνια υποδεικνύονται με βέλη που αντανακλούν τα σπιν τους.
Σύμφωνα με τη θεωρία των μοριακών τροχιακών, η επικάλυψη δύο ατομικών τροχιακών οδηγεί, στην απλούστερη περίπτωση, στο σχηματισμό δύο μοριακών τροχιακών (MO): συνδέοντας MOΚαι αντιδεσμευτικό (χαλαρώσιμο) MO. Τα κοινά ηλεκτρόνια βρίσκονται στον δεσμό χαμηλότερης ενέργειας ΜΟ.
Τύποι ομοιοπολικού δεσμού
Υπάρχουν τρεις τύποι ομοιοπολικών χημικών δεσμών, που διαφέρουν ως προς τον μηχανισμό σχηματισμού:
1. Απλός ομοιοπολικός δεσμός. Για το σχηματισμό του, κάθε άτομο παρέχει ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο. Όταν σχηματίζεται ένας απλός ομοιοπολικός δεσμός, τα τυπικά φορτία των ατόμων παραμένουν αμετάβλητα.
· Εάν τα άτομα που σχηματίζουν έναν απλό ομοιοπολικό δεσμό είναι τα ίδια, τότε τα αληθινά φορτία των ατόμων στο μόριο είναι επίσης τα ίδια, αφού τα άτομα που σχηματίζουν τον δεσμό κατέχουν εξίσου ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων. Αυτή η σύνδεση ονομάζεται μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός. Οι απλές ουσίες έχουν μια τέτοια σύνδεση, για παράδειγμα: O 2, N 2, Cl 2. Αλλά όχι μόνο αμέταλλα του ίδιου τύπου μπορούν να σχηματίσουν έναν ομοιοπολικό μη πολικό δεσμό. Τα μη μεταλλικά στοιχεία των οποίων η ηλεκτραρνητικότητα είναι εξίσου σημαντική μπορούν επίσης να σχηματίσουν έναν ομοιοπολικό μη πολικό δεσμό, για παράδειγμα, στο μόριο PH 3 ο δεσμός είναι ομοιοπολικός μη πολικός, αφού το EO του υδρογόνου είναι ίσο με το EO του φωσφόρου.
· Αν τα άτομα είναι διαφορετικά, τότε ο βαθμός κατοχής ενός κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων καθορίζεται από τη διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων. Ένα άτομο με μεγαλύτερη ηλεκτραρνητικότητα έλκει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων που συνδέονται πιο έντονα προς τον εαυτό του και το πραγματικό του φορτίο γίνεται αρνητικό. Ένα άτομο με χαμηλότερη ηλεκτραρνητικότητα αποκτά, κατά συνέπεια, ένα θετικό φορτίο ίδιου μεγέθους. Αν μια ένωση σχηματίζεται ανάμεσα σε δύο διαφορετικά αμέταλλα, τότε μια τέτοια ένωση ονομάζεται ομοιοπολικός πολικός δεσμός.
2. Δεσμός δωρητή-δέκτη. Για να σχηματιστεί αυτός ο τύπος ομοιοπολικού δεσμού, και τα δύο ηλεκτρόνια παρέχονται από ένα από τα άτομα - δότης. Το δεύτερο από τα άτομα που συμμετέχουν στο σχηματισμό ενός δεσμού ονομάζεται αποδέκτης. Στο μόριο που προκύπτει, το τυπικό φορτίο του δότη αυξάνεται κατά ένα και το τυπικό φορτίο του δέκτη μειώνεται κατά ένα.
3. Ημιπολική σύνδεση. Μπορεί να θεωρηθεί ως πολικός δεσμός δότη-δέκτη. Αυτός ο τύπος ομοιοπολικού δεσμού σχηματίζεται μεταξύ ενός ατόμου με ένα μόνο ζεύγος ηλεκτρονίων (άζωτο, φώσφορος, θείο, αλογόνα κ.λπ.) και ένα άτομο με δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια (οξυγόνο, θείο). Ο σχηματισμός ενός ημιπολικού δεσμού συμβαίνει σε δύο στάδια:
1. Μεταφορά ενός ηλεκτρονίου από ένα άτομο με ένα μόνο ζεύγος ηλεκτρονίων σε ένα άτομο με δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια. Ως αποτέλεσμα, ένα άτομο με ένα μόνο ζεύγος ηλεκτρονίων μετατρέπεται σε κατιόν ρίζας (ένα θετικά φορτισμένο σωματίδιο με ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο) και ένα άτομο με δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια μετατρέπεται σε ένα ριζικό ανιόν (ένα αρνητικά φορτισμένο σωματίδιο με ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο) .
2. Κοινή χρήση ασύζευκτων ηλεκτρονίων (όπως στην περίπτωση απλού ομοιοπολικού δεσμού).
Όταν σχηματίζεται ένας ημιπολικός δεσμός, ένα άτομο με ένα μόνο ζεύγος ηλεκτρονίων αυξάνει το τυπικό του φορτίο κατά ένα και ένα άτομο με δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια μειώνει το επίσημο φορτίο του κατά ένα.
σ δεσμός και π δεσμός
Οι δεσμοί Sigma (σ)-, pi (π) είναι μια κατά προσέγγιση περιγραφή των τύπων ομοιοπολικών δεσμών σε μόρια διαφόρων ενώσεων· ο δεσμός σ χαρακτηρίζεται από το γεγονός ότι η πυκνότητα του νέφους ηλεκτρονίων είναι μέγιστη κατά μήκος του άξονα σύνδεσης οι πυρήνες των ατόμων. Όταν σχηματίζεται ένας δεσμός, εμφανίζεται η λεγόμενη πλευρική επικάλυψη των νεφών ηλεκτρονίων και η πυκνότητα του νέφους ηλεκτρονίων είναι μέγιστη «πάνω» και «κάτω» από το επίπεδο του δεσμού σ. Για παράδειγμα, ας πάρουμε το αιθυλένιο, το ακετυλένιο και το βενζόλιο.
Στο μόριο αιθυλενίου C 2 H 4 υπάρχει διπλός δεσμός CH 2 = CH 2, ο ηλεκτρονικός του τύπος: H:C::C:H. Οι πυρήνες όλων των ατόμων αιθυλενίου βρίσκονται στο ίδιο επίπεδο. Τα τρία νέφη ηλεκτρονίων κάθε ατόμου άνθρακα σχηματίζουν τρεις ομοιοπολικούς δεσμούς με άλλα άτομα στο ίδιο επίπεδο (με γωνίες μεταξύ τους περίπου 120°). Το νέφος του τέταρτου ηλεκτρονίου σθένους του ατόμου άνθρακα βρίσκεται πάνω και κάτω από το επίπεδο του μορίου. Τέτοια νέφη ηλεκτρονίων και των δύο ατόμων άνθρακα, που επικαλύπτονται μερικώς πάνω και κάτω από το επίπεδο του μορίου, σχηματίζουν έναν δεύτερο δεσμό μεταξύ των ατόμων άνθρακα. Ο πρώτος, ισχυρότερος ομοιοπολικός δεσμός μεταξύ ατόμων άνθρακα ονομάζεται δεσμός σ. ο δεύτερος, λιγότερο ισχυρός ομοιοπολικός δεσμός ονομάζεται -δεσμός.
Σε ένα γραμμικό μόριο ακετυλενίου
N-S≡S-N (N: S::: S: N)
Υπάρχουν σ δεσμοί μεταξύ ατόμων άνθρακα και υδρογόνου, ένας δεσμός σ μεταξύ δύο ατόμων άνθρακα και δύο δεσμοί σ μεταξύ των ίδιων ατόμων άνθρακα. Δύο -δεσμοί βρίσκονται πάνω από τη σφαίρα δράσης του σ-δεσμού σε δύο αμοιβαία κάθετα επίπεδα.
Και τα έξι άτομα άνθρακα του μορίου του κυκλικού βενζολίου C 6 H 6 βρίσκονται στο ίδιο επίπεδο. Υπάρχουν σ δεσμοί μεταξύ των ατόμων άνθρακα στο επίπεδο του δακτυλίου. Κάθε άτομο άνθρακα έχει τους ίδιους δεσμούς με τα άτομα υδρογόνου. Τα άτομα άνθρακα ξοδεύουν τρία ηλεκτρόνια για να δημιουργήσουν αυτούς τους δεσμούς. Νέφη ηλεκτρονίων τετάρτου σθένους ατόμων άνθρακα, με σχήμα οκτώ, βρίσκονται κάθετα στο επίπεδο του μορίου του βενζολίου. Κάθε τέτοιο νέφος επικαλύπτεται εξίσου με τα νέφη ηλεκτρονίων γειτονικών ατόμων άνθρακα. Σε ένα μόριο βενζολίου δεν σχηματίζονται τρεις ξεχωριστοί δεσμοί, αλλά ένα μοναδικό ηλεκτρονικό σύστημα έξι ηλεκτρονίων, κοινό για όλα τα άτομα άνθρακα. Οι δεσμοί μεταξύ των ατόμων άνθρακα στο μόριο του βενζολίου είναι ακριβώς οι ίδιοι.
Παραδείγματα ουσιών με ομοιοπολικούς δεσμούς
Ένας απλός ομοιοπολικός δεσμός συνδέει άτομα στα μόρια απλών αερίων (H 2, Cl 2, κ.λπ.) και ενώσεων (H 2 O, NH 3, CH 4, CO 2, HCl κ.λπ.). Ενώσεις με δεσμό δότη-δέκτη - αμμώνιο NH 4 +, τετραφθοροβορικό ανιόν BF 4 - κ.λπ. Ενώσεις με ημιπολικό δεσμό - οξείδιο του αζώτου N 2 O, O - -PCl 3 +.
Οι κρύσταλλοι με ομοιοπολικούς δεσμούς είναι διηλεκτρικοί ή ημιαγωγοί. Τυπικά παραδείγματα ατομικών κρυστάλλων (άτομα στα οποία διασυνδέονται με ομοιοπολικούς (ατομικούς) δεσμούς είναι το διαμάντι, το γερμάνιο και το πυρίτιο.
Ο μοναδικός γνωστό πρόσωπομια ουσία με παράδειγμα ομοιοπολικού δεσμού μεταξύ ενός μετάλλου και ενός άνθρακα είναι η κυανοκοβαλαμίνη, γνωστή ως βιταμίνη Β12.
Ιοντικός δεσμός- ένας πολύ ισχυρός χημικός δεσμός που σχηματίζεται μεταξύ ατόμων με μεγάλη διαφορά (> 1,5 στην κλίμακα Pauling) ηλεκτραρνητικότητας, στον οποίο το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων μεταφέρεται πλήρως σε ένα άτομο με μεγαλύτερη ηλεκτραρνητικότητα. Αυτή είναι η έλξη ιόντων ως αντίθετα φορτισμένα σώματα . Ένα παράδειγμα είναι η ένωση CsF, στην οποία ο «βαθμός ιονισμού» είναι 97%. Ας εξετάσουμε τη μέθοδο σχηματισμού χρησιμοποιώντας χλωριούχο νάτριο NaCl ως παράδειγμα. Η ηλεκτρονική διαμόρφωση των ατόμων νατρίου και χλωρίου μπορεί να αναπαρασταθεί ως: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3р5. Αυτά είναι άτομα με ελλιπή ενεργειακά επίπεδα. Προφανώς, για να τις ολοκληρώσουμε, είναι πιο εύκολο για ένα άτομο νατρίου να δώσει ένα ηλεκτρόνιο παρά να κερδίσει επτά, και για ένα άτομο χλωρίου είναι ευκολότερο να αποκτήσει ένα ηλεκτρόνιο παρά να εγκαταλείψει επτά. Κατά τη διάρκεια μιας χημικής αλληλεπίδρασης, το άτομο νατρίου δίνει εντελώς ένα ηλεκτρόνιο και το άτομο χλωρίου το δέχεται. Σχηματικά, αυτό μπορεί να γραφεί ως εξής: Να. - l e -> Na+ ιόν νατρίου, σταθερό κέλυφος οκτώ ηλεκτρονίων 1s2 2s2 2p6 λόγω του δεύτερου ενεργειακού επιπέδου. :Cl + 1е --> .Cl - ιόν χλωρίου, σταθερό κέλυφος οκτώ ηλεκτρονίων. Ηλεκτροστατικές δυνάμεις έλξης προκύπτουν μεταξύ των ιόντων Na+ και Cl-, με αποτέλεσμα το σχηματισμό μιας ένωσης. Ο ιονικός δεσμός είναι μια ακραία περίπτωση πόλωσης ενός πολικού ομοιοπολικού δεσμού. Σχηματίζεται ανάμεσα σε ένα τυπικό μέταλλο και ένα μη μέταλλο. Σε αυτή την περίπτωση, τα ηλεκτρόνια από το μέταλλο μεταφέρονται πλήρως στο αμέταλλο. Σχηματίζονται ιόντα.
Εάν δημιουργηθεί ένας χημικός δεσμός μεταξύ ατόμων που έχουν πολύ μεγάλη διαφορά ηλεκτραρνητικότητας (EO > 1,7 σύμφωνα με τον Pauling), τότε το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων μεταφέρεται πλήρως στο άτομο με υψηλότερο EO. Το αποτέλεσμα αυτού είναι ο σχηματισμός μιας ένωσης αντίθετα φορτισμένων ιόντων:
Μια ηλεκτροστατική έλξη εμφανίζεται μεταξύ των ιόντων που προκύπτουν, η οποία ονομάζεται ιονικός δεσμός. Ή μάλλον, αυτή η εμφάνιση είναι βολική. Στην πραγματικότητα, ο ιονικός δεσμός μεταξύ των ατόμων στην καθαρή του μορφή δεν πραγματοποιείται πουθενά ή σχεδόν πουθενά· συνήθως, στην πραγματικότητα, ο δεσμός είναι εν μέρει ιοντικός και εν μέρει ομοιοπολικός στη φύση του. Ταυτόχρονα, ο δεσμός πολύπλοκων μοριακών ιόντων μπορεί συχνά να θεωρηθεί καθαρά ιοντικός. Οι πιο σημαντικές διαφορές μεταξύ των ιοντικών δεσμών και άλλων τύπων χημικών δεσμών είναι η μη κατευθυντικότητα και ο μη κορεσμός. Αυτός είναι ο λόγος που οι κρύσταλλοι που σχηματίζονται λόγω ιοντικών δεσμών έλκονται προς διάφορες πυκνές συσσωρεύσεις των αντίστοιχων ιόντων.
ΧαρακτηριστικάΤέτοιες ενώσεις έχουν καλή διαλυτότητα σε πολικούς διαλύτες (νερό, οξέα κ.λπ.). Αυτό συμβαίνει λόγω των φορτισμένων μερών του μορίου. Σε αυτή την περίπτωση, τα δίπολα του διαλύτη έλκονται από τα φορτισμένα άκρα του μορίου και, ως αποτέλεσμα της κίνησης Brown, «σκίζουν» το μόριο της ουσίας σε κομμάτια και τα περιβάλλουν, εμποδίζοντάς τα να συνδεθούν ξανά. Το αποτέλεσμα είναι ιόντα που περιβάλλονται από δίπολα διαλύτη.
Όταν τέτοιες ενώσεις διαλύονται, συνήθως απελευθερώνεται ενέργεια, αφού η συνολική ενέργεια των σχηματισμένων δεσμών ιόντων διαλύτη είναι μεγαλύτερη από την ενέργεια του δεσμού ανιόντος-κατιόντος. Εξαίρεση αποτελούν πολλά άλατα νιτρικού οξέος (νιτρικά), τα οποία απορροφούν θερμότητα όταν διαλυθούν (τα διαλύματα ψύχονται). Τελευταίο γεγονόςεξηγείται με βάση τους νόμους που λαμβάνονται υπόψη στη φυσική χημεία.
Ορισμός
Ο ομοιοπολικός δεσμός είναι ένας χημικός δεσμός που σχηματίζεται από άτομα που μοιράζονται τα ηλεκτρόνια σθένους τους. Απαιτούμενη προϋπόθεσηΟ σχηματισμός ομοιοπολικού δεσμού είναι η επικάλυψη ατομικών τροχιακών (AO) στα οποία βρίσκονται τα ηλεκτρόνια σθένους. Στην απλούστερη περίπτωση, η επικάλυψη δύο AOs οδηγεί στο σχηματισμό δύο μοριακών τροχιακών (MO): ενός δεσμευτικού MO και ενός antibonding (antibonding) MO. Τα κοινά ηλεκτρόνια βρίσκονται στον δεσμό χαμηλότερης ενέργειας MO:
Εκπαιδευτικές Επικοινωνίες
Ομοιοπολικός δεσμός (ατομικός δεσμός, ομοιοπολικός δεσμός) - ένας δεσμός μεταξύ δύο ατόμων λόγω της κοινής χρήσης ηλεκτρονίων δύο ηλεκτρονίων - ένα από κάθε άτομο:
Α. + Β. -> Α: Β
Για το λόγο αυτό, η ομοιοπολική σχέση είναι κατευθυντική. Το ζεύγος ηλεκτρονίων που εκτελεί τον δεσμό ανήκει ταυτόχρονα και στα δύο συνδεδεμένα άτομα, για παράδειγμα:
| .. | .. | .. | |||||||||
| : | Cl | : | Cl | : | H | : | Ο | : | H | ||
| .. | .. | .. |
Τύποι ομοιοπολικού δεσμού
Υπάρχουν τρεις τύποι ομοιοπολικών χημικών δεσμών, που διαφέρουν ως προς τον μηχανισμό σχηματισμού τους:
1. Απλός ομοιοπολικός δεσμός. Για το σχηματισμό του, κάθε άτομο παρέχει ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο. Όταν σχηματίζεται ένας απλός ομοιοπολικός δεσμός, τα τυπικά φορτία των ατόμων παραμένουν αμετάβλητα. Εάν τα άτομα που σχηματίζουν έναν απλό ομοιοπολικό δεσμό είναι τα ίδια, τότε τα αληθινά φορτία των ατόμων στο μόριο είναι επίσης τα ίδια, καθώς τα άτομα που σχηματίζουν τον δεσμό διαθέτουν εξίσου ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων, ένας τέτοιος δεσμός ονομάζεται μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός. Εάν τα άτομα είναι διαφορετικά, τότε ο βαθμός κατοχής ενός κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων καθορίζεται από τη διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων, ένα άτομο με υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα έχει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων σύνδεσης σε μεγαλύτερο βαθμό, και επομένως είναι αληθινό Το φορτίο έχει αρνητικό πρόσημο, ένα άτομο με χαμηλότερη ηλεκτραρνητικότητα αποκτά το ίδιο φορτίο, αλλά με θετικό πρόσημο.
Οι δεσμοί Sigma (σ)-, pi (π) είναι μια κατά προσέγγιση περιγραφή των τύπων ομοιοπολικών δεσμών σε μόρια οργανικών ενώσεων· ο δεσμός σ χαρακτηρίζεται από το γεγονός ότι η πυκνότητα του νέφους ηλεκτρονίων είναι μέγιστη κατά μήκος του άξονα που συνδέει οι πυρήνες των ατόμων. Όταν σχηματίζεται ένας δεσμός π, εμφανίζεται η λεγόμενη πλευρική επικάλυψη των νεφών ηλεκτρονίων και η πυκνότητα του νέφους ηλεκτρονίων είναι μέγιστη «πάνω» και «κάτω» από το επίπεδο του δεσμού σ. Για παράδειγμα, πάρτε αιθυλένιο, ακετυλένιο και βενζόλιο.
Στο μόριο αιθυλενίου C 2 H 4 υπάρχει διπλός δεσμός CH 2 = CH 2, ο ηλεκτρονικός του τύπος: H:C::C:H. Οι πυρήνες όλων των ατόμων αιθυλενίου βρίσκονται στο ίδιο επίπεδο. Τα τρία νέφη ηλεκτρονίων κάθε ατόμου άνθρακα σχηματίζουν τρεις ομοιοπολικούς δεσμούς με άλλα άτομα στο ίδιο επίπεδο (με γωνίες μεταξύ τους περίπου 120°). Το νέφος του τέταρτου ηλεκτρονίου σθένους του ατόμου άνθρακα βρίσκεται πάνω και κάτω από το επίπεδο του μορίου. Τέτοια νέφη ηλεκτρονίων και των δύο ατόμων άνθρακα, που επικαλύπτονται μερικώς πάνω και κάτω από το επίπεδο του μορίου, σχηματίζουν έναν δεύτερο δεσμό μεταξύ των ατόμων άνθρακα. Ο πρώτος, ισχυρότερος ομοιοπολικός δεσμός μεταξύ ατόμων άνθρακα ονομάζεται δεσμός σ. ο δεύτερος, ασθενέστερος ομοιοπολικός δεσμός ονομάζεται δεσμός π.
Σε ένα γραμμικό μόριο ακετυλενίου
N-S≡S-N (N: S::: S: N)
υπάρχουν σ δεσμοί μεταξύ ατόμων άνθρακα και υδρογόνου, ένας δεσμός σ μεταξύ δύο ατόμων άνθρακα και δύο δεσμοί π μεταξύ των ίδιων ατόμων άνθρακα. Δύο π-δεσμοί βρίσκονται πάνω από τη σφαίρα δράσης του σ-δεσμού σε δύο αμοιβαία κάθετα επίπεδα.
Και τα έξι άτομα άνθρακα του μορίου του κυκλικού βενζολίου C 6 H 6 βρίσκονται στο ίδιο επίπεδο. Υπάρχουν σ δεσμοί μεταξύ των ατόμων άνθρακα στο επίπεδο του δακτυλίου. Κάθε άτομο άνθρακα έχει τους ίδιους δεσμούς με τα άτομα υδρογόνου. Τα άτομα άνθρακα ξοδεύουν τρία ηλεκτρόνια για να δημιουργήσουν αυτούς τους δεσμούς. Νέφη ηλεκτρονίων τετάρτου σθένους ατόμων άνθρακα, με σχήμα οκτώ, βρίσκονται κάθετα στο επίπεδο του μορίου του βενζολίου. Κάθε τέτοιο νέφος επικαλύπτεται εξίσου με τα νέφη ηλεκτρονίων γειτονικών ατόμων άνθρακα. Σε ένα μόριο βενζολίου δεν σχηματίζονται τρεις χωριστοί π δεσμοί, αλλά ένα μοναδικό σύστημα ηλεκτρονίων π έξι ηλεκτρονίων, κοινό για όλα τα άτομα άνθρακα. Οι δεσμοί μεταξύ των ατόμων άνθρακα στο μόριο του βενζολίου είναι ακριβώς οι ίδιοι.
Ένας ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται ως αποτέλεσμα της κοινής χρήσης ηλεκτρονίων (για να σχηματιστούν κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων), που συμβαίνει κατά τη διάρκεια της επικάλυψης των νεφών ηλεκτρονίων. Ο σχηματισμός ενός ομοιοπολικού δεσμού περιλαμβάνει τα ηλεκτρονιακά νέφη δύο ατόμων. Υπάρχουν δύο κύριοι τύποι ομοιοπολικών δεσμών:
- Ένας ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ ατόμων ενός μη μετάλλου του ίδιου χημικό στοιχείο. Απλές ουσίες, για παράδειγμα O 2, έχουν μια τέτοια σύνδεση. Ν 2; Γ 12.
- Ένας πολικός ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ ατόμων διαφορετικών μη μετάλλων.
δείτε επίσης
Βιβλιογραφία
- "Χημικό Εγκυκλοπαιδικό Λεξικό", Μ., " Σοβιετική εγκυκλοπαίδεια", 1983, σελ. 264.
| Οργανική χημεία |
|---|
| Κατάλογος οργανικών ενώσεων |
| Δομική χημεία | |
|---|---|
| Χημικός δεσμός: | Αρωματικότητα | Ομοιοπολικό δεσμό| Ιωνικός δεσμός | Μεταλλική σύνδεση | Δεσμός υδρογόνου | Ομόλογος δωρητή-αποδέκτη | Ταυτομερισμός |
| Εμφάνιση δομής: | Λειτουργική ομάδα | Δομικός τύπος | Χημικός τύπος | Ligand |
| Ηλεκτρονικές ιδιότητες: | Ηλεκτραρνητικότητα | Συγγένεια ηλεκτρονίων | Ενέργεια ιονισμού | Δίπολο | Κανόνας οκτάδας |
| Στερεοχημεία: | Ασύμμετρο άτομο | Ισομέρεια | Διαμόρφωση | Χειρικότητα | Διαμόρφωση |
Ίδρυμα Wikimedia. 2010.
- Μεγάλη Πολυτεχνική Εγκυκλοπαίδεια
ΧΗΜΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ, ο μηχανισμός με τον οποίο τα άτομα ενώνονται για να σχηματίσουν μόρια. Υπάρχουν διάφοροι τύποι τέτοιων δεσμών, που βασίζονται είτε στην έλξη αντίθετων φορτίων, είτε στο σχηματισμό σταθερών διαμορφώσεων μέσω της ανταλλαγής ηλεκτρονίων... ... Επιστημονικό και τεχνικό εγκυκλοπαιδικό λεξικό
Χημικός δεσμός- ΧΗΜΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ, η αλληλεπίδραση ατόμων, που προκαλεί το συνδυασμό τους σε μόρια και κρυστάλλους. Οι δυνάμεις που δρουν κατά το σχηματισμό ενός χημικού δεσμού είναι κυρίως ηλεκτρικού χαρακτήρα. Ο σχηματισμός ενός χημικού δεσμού συνοδεύεται από αναδιάρθρωση... ... Εικονογραφημένο Εγκυκλοπαιδικό Λεξικό
Η αμοιβαία έλξη των ατόμων, που οδηγεί στο σχηματισμό μορίων και κρυστάλλων. Συνηθίζεται να λέμε ότι σε ένα μόριο ή σε έναν κρύσταλλο υπάρχουν χημικές δομές μεταξύ γειτονικών ατόμων. Το σθένος ενός ατόμου (το οποίο αναλύεται λεπτομερέστερα παρακάτω) δείχνει τον αριθμό των δεσμών... Μεγάλη Σοβιετική Εγκυκλοπαίδεια
χημικός δεσμός- αμοιβαία έλξη ατόμων, που οδηγεί στο σχηματισμό μορίων και κρυστάλλων. Το σθένος ενός ατόμου δείχνει τον αριθμό των δεσμών που σχηματίζονται από ένα δεδομένο άτομο με γειτονικούς. Ο όρος «χημική δομή» εισήχθη από τον ακαδημαϊκό A. M. Butlerov στο... ... εγκυκλοπαιδικό λεξικόστη μεταλλουργία
Ένας ιονικός δεσμός είναι ένας ισχυρός χημικός δεσμός που σχηματίζεται μεταξύ ατόμων με μεγάλη διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα, στον οποίο το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων μεταφέρεται πλήρως στο άτομο με υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα. Ένα παράδειγμα είναι το σύνθετο CsF... Wikipedia
Ο χημικός δεσμός είναι ένα φαινόμενο αλληλεπίδρασης ατόμων που προκαλείται από την επικάλυψη ηλεκτρονιακών νεφών σωματιδίων δεσμού, το οποίο συνοδεύεται από μείωση της συνολικής ενέργειας του συστήματος. Ο όρος «χημική δομή» εισήχθη για πρώτη φορά από τον A. M. Butlerov το 1861... ... Wikipedia
Ομοιοπολικός δεσμός είναι ο δεσμός ατόμων που χρησιμοποιούν κοινά (κοινά μεταξύ τους) ζεύγη ηλεκτρονίων. Στη λέξη «ομοιοπολικός», το πρόθεμα «συν-» σημαίνει «κοινή συμμετοχή». Και το "valens" μεταφρασμένο στα ρωσικά σημαίνει δύναμη, ικανότητα. Στην περίπτωση αυτή, εννοούμε την ικανότητα των ατόμων να συνδέονται με άλλα άτομα.
Όταν σχηματίζεται ένας ομοιοπολικός δεσμός, τα άτομα συνδυάζουν τα ηλεκτρόνια τους σαν σε έναν κοινό «κουμπαρά» - ένα μοριακό τροχιακό, το οποίο σχηματίζεται από τα ατομικά κελύφη μεμονωμένων ατόμων. Αυτό το νέο κέλυφος περιέχει όσο το δυνατόν πληρέστερο αριθμό ηλεκτρονίων και αντικαθιστά τα άτομα με τα δικά τους ημιτελή ατομικά κελύφη.
Οι ιδέες για τον μηχανισμό σχηματισμού του μορίου του υδρογόνου επεκτάθηκαν σε πιο πολύπλοκα μόρια. Η θεωρία του χημικού δεσμού που αναπτύχθηκε σε αυτή τη βάση ονομάστηκε μέθοδος δεσμού σθένους (μέθοδος VS). Η μέθοδος BC βασίζεται στις ακόλουθες διατάξεις:
1) Ένας ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται από δύο ηλεκτρόνια με αντίθετα σπιν, και αυτό το ζεύγος ηλεκτρονίων ανήκει σε δύο άτομα.
2) Όσο περισσότερο επικαλύπτονται τα νέφη ηλεκτρονίων, τόσο ισχυρότερος είναι ο ομοιοπολικός δεσμός.
Οι συνδυασμοί δύο ηλεκτρονίων δεσμών δύο κέντρων, που αντανακλούν την ηλεκτρονική δομή του μορίου, ονομάζονται σχήματα σθένους. Παραδείγματα κατασκευής κυκλωμάτων σθένους:
Τα σχήματα σθένους ενσωματώνουν με μεγαλύτερη σαφήνεια τις αναπαραστάσεις Λουδοβίκοςσχετικά με το σχηματισμό ενός χημικού δεσμού με κοινή χρήση ηλεκτρονίων με το σχηματισμό ενός κελύφους ηλεκτρονίων ενός ευγενούς αερίου: για υδρογόνο– δύο ηλεκτρονίων (κέλυφος Αυτός), Για άζωτο– οκτώ ηλεκτρονίων (κέλυφος Ne).
29. Μη πολικοί και πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί.
Εάν ένα διατομικό μόριο αποτελείται από άτομα ενός στοιχείου, τότε το νέφος ηλεκτρονίων κατανέμεται στο χώρο συμμετρικά σε σχέση με τους ατομικούς πυρήνες. Ένας τέτοιος ομοιοπολικός δεσμός ονομάζεται μη πολικός. Αν σχηματιστεί ομοιοπολικός δεσμός μεταξύ ατόμων διάφορα στοιχεία, τότε το συνολικό νέφος ηλεκτρονίων μετατοπίζεται προς ένα από τα άτομα. Σε αυτή την περίπτωση, ο ομοιοπολικός δεσμός είναι πολικός.
Ως αποτέλεσμα του σχηματισμού ενός πολικού ομοιοπολικού δεσμού, το πιο ηλεκτραρνητικό άτομο αποκτά μερικό αρνητικό φορτίο και το άτομο με μικρότερη ηλεκτραρνητικότητα αποκτά μερικό θετικό φορτίο. Αυτά τα φορτία συνήθως ονομάζονται αποτελεσματικά φορτία των ατόμων στο μόριο. Μπορεί να έχουν κλασματική τιμή.
30. Μέθοδοι έκφρασης ομοιοπολικών δεσμών.
Υπάρχουν δύο βασικοί τρόποι εκπαίδευσης ομοιοπολικό δεσμό * .
1) Ένα ζεύγος ηλεκτρονίων που σχηματίζει δεσμό μπορεί να σχηματιστεί λόγω μη ζευγαρώματος ηλεκτρόνια, διαθέσιμο σε unexcited άτομα. Η αύξηση του αριθμού των ομοιοπολικών δεσμών που δημιουργούνται συνοδεύεται από την απελευθέρωση περισσότερης ενέργειας από αυτή που δαπανάται για τη διέγερση του ατόμου. Δεδομένου ότι το σθένος ενός ατόμου εξαρτάται από τον αριθμό των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων, η διέγερση οδηγεί σε αύξηση του σθένους. Για τα άτομα αζώτου, οξυγόνου και φθορίου, ο αριθμός των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων δεν αυξάνεται, επειδή δεν υπάρχουν κενές θέσεις στο δεύτερο επίπεδο τροχιακά*, και η κίνηση των ηλεκτρονίων στο τρίτο κβαντικό επίπεδο απαιτεί σημαντικά περισσότερη ενέργεια από αυτή που θα απελευθερωνόταν κατά το σχηματισμό πρόσθετων δεσμών. Ετσι, όταν ένα άτομο διεγείρεται, μεταπτώσεις ηλεκτρονίων σε ελεύθερατροχιακά είναι δυνατή μόνο σε ένα επίπεδο ενέργειας.
2) Ομοιοπολικοί δεσμοί μπορούν να σχηματιστούν λόγω των ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων που υπάρχουν στο εξωτερικό στρώμα ηλεκτρονίων του ατόμου. Σε αυτή την περίπτωση, το δεύτερο άτομο πρέπει να έχει ένα ελεύθερο τροχιακό στο εξωτερικό στρώμα. Ένα άτομο που παρέχει το ζεύγος ηλεκτρονίων του για να σχηματίσει έναν ομοιοπολικό δεσμό* ονομάζεται δότης και ένα άτομο που παρέχει ένα κενό τροχιακό ονομάζεται δέκτης. Ένας ομοιοπολικός δεσμός που σχηματίζεται με αυτόν τον τρόπο ονομάζεται δεσμός δότη-δέκτη. Στο κατιόν του αμμωνίου, αυτός ο δεσμός είναι απολύτως πανομοιότυπος στις ιδιότητές του με τους άλλους τρεις ομοιοπολικούς δεσμούς που σχηματίζονται με την πρώτη μέθοδο, επομένως ο όρος «δότης-δέκτης» δεν σημαίνει κάποιον ειδικό τύπο δεσμού, αλλά μόνο τη μέθοδο σχηματισμού του.
Ένας χημικός δεσμός είναι η αλληλεπίδραση σωματιδίων (ιόντων ή ατόμων), η οποία συμβαίνει κατά τη διαδικασία ανταλλαγής ηλεκτρονίων που βρίσκονται στο τελευταίο ηλεκτρονικό επίπεδο. Υπάρχουν διάφοροι τύποι τέτοιων δεσμών: ομοιοπολικοί (διαιρείται σε μη πολικούς και πολικούς) και ιοντικούς. Σε αυτό το άρθρο θα σταθούμε αναλυτικότερα στον πρώτο τύπο χημικών δεσμών - ομοιοπολικούς. Και για να είμαστε πιο ακριβείς, στην πολική του μορφή.
Ένας πολικός ομοιοπολικός δεσμός είναι ένας χημικός δεσμός μεταξύ των νεφών ηλεκτρονίων σθένους γειτονικών ατόμων. Το πρόθεμα "co-" σημαίνει "μαζί" σε αυτήν την περίπτωση και το στέλεχος "σθένος" μεταφράζεται ως δύναμη ή ικανότητα. Αυτά τα δύο ηλεκτρόνια που συνδέονται μεταξύ τους ονομάζονται ζεύγος ηλεκτρονίων.
Ιστορία
Για πρώτη φορά ο όρος αυτός χρησιμοποιήθηκε σε επιστημονικό πλαίσιο από τον βραβευμένο βραβείο Νόμπελχημικός Irving Lenngrum. Αυτό συνέβη το 1919. Στην εργασία του, ο επιστήμονας εξήγησε ότι ένας δεσμός στον οποίο παρατηρούνται ηλεκτρόνια κοινά σε δύο άτομα είναι διαφορετικός από έναν μεταλλικό ή ιοντικό. Αυτό σημαίνει ότι απαιτεί ξεχωριστό όνομα.Αργότερα, ήδη το 1927, οι F. London και W. Heitler, παίρνοντας ως παράδειγμα το μόριο του υδρογόνου ως χημικά και φυσικά απλούστερο μοντέλο, περιέγραψαν έναν ομοιοπολικό δεσμό. Πήραν το θέμα από την άλλη άκρη και τεκμηρίωσαν τις παρατηρήσεις τους χρησιμοποιώντας την κβαντική μηχανική.
Η ουσία της αντίδρασης
Η διαδικασία μετατροπής του ατομικού υδρογόνου σε μοριακό υδρογόνο είναι μια τυπική χημική αντίδραση, το ποιοτικό σημάδι της οποίας είναι η μεγάλη απελευθέρωση θερμότητας όταν συνδυάζονται δύο ηλεκτρόνια. Μοιάζει κάπως έτσι: δύο άτομα ηλίου πλησιάζουν το ένα το άλλο, το καθένα με ένα ηλεκτρόνιο στην τροχιά του. Τότε αυτά τα δύο σύννεφα έρχονται πιο κοντά και σχηματίζουν ένα νέο, παρόμοιο με ένα κέλυφος ηλίου, στο οποίο ήδη περιστρέφονται δύο ηλεκτρόνια.
Τα ολοκληρωμένα κελύφη ηλεκτρονίων είναι πιο σταθερά από τα ημιτελή, επομένως η ενέργειά τους είναι σημαντικά χαμηλότερη από αυτή δύο ξεχωριστών ατόμων. Όταν σχηματίζεται ένα μόριο, η περίσσεια θερμότητας διαχέεται στο περιβάλλον.
Ταξινόμηση
Στη χημεία, υπάρχουν δύο τύποι ομοιοπολικών δεσμών:
- Ένας ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός που σχηματίζεται μεταξύ δύο ατόμων του ίδιου μη μεταλλικού στοιχείου, όπως οξυγόνο, υδρογόνο, άζωτο, άνθρακας.
- Ένας πολικός ομοιοπολικός δεσμός εμφανίζεται μεταξύ ατόμων διαφορετικών μη μετάλλων. Ένα καλό παράδειγμαθα μπορούσε να είναι ένα μόριο υδροχλωρίου. Όταν τα άτομα δύο στοιχείων συνδυάζονται μεταξύ τους, το μη ζευγαρωμένο ηλεκτρόνιο από το υδρογόνο μεταφέρεται εν μέρει στο τελευταίο επίπεδο ηλεκτρονίων του ατόμου χλωρίου. Έτσι, σχηματίζεται ένα θετικό φορτίο στο άτομο του υδρογόνου και ένα αρνητικό φορτίο στο άτομο του χλωρίου.
Δεσμός δωρητή-δέκτηείναι επίσης ένας τύπος ομοιοπολικού δεσμού. Βρίσκεται στο γεγονός ότι ένα άτομο του ζεύγους παρέχει και τα δύο ηλεκτρόνια, καθιστώντας δότης, και το άτομο που τα λαμβάνει, κατά συνέπεια, θεωρείται δέκτης. Όταν σχηματίζεται δεσμός μεταξύ των ατόμων, το φορτίο του δότη αυξάνεται κατά ένα και το φορτίο του δέκτη μειώνεται.
Ημιπολική σύνδεση - eΤο e μπορεί να θεωρηθεί υποτύπος δότη-δέκτη. Μόνο σε αυτή την περίπτωση τα άτομα ενώνονται, ένα από τα οποία έχει ένα πλήρες τροχιακό ηλεκτρονίων (αλογόνα, φώσφορος, άζωτο) και το δεύτερο - δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια (οξυγόνο). Ο σχηματισμός μιας σύνδεσης πραγματοποιείται σε δύο στάδια:
- Αρχικά, ένα ηλεκτρόνιο αφαιρείται από το μοναχικό ζεύγος και προστίθεται στα μη ζευγαρωμένα.
- η ένωση των υπόλοιπων μη ζευγαρωμένων ηλεκτροδίων, δηλαδή σχηματίζεται ένας ομοιοπολικός πολικός δεσμός.
Ιδιότητες
Ένας πολικός ομοιοπολικός δεσμός έχει τις δικές του φυσικές και χημικές ιδιότητες, όπως η κατευθυντικότητα, ο κορεσμός, η πολικότητα, η πολικότητα. Καθορίζουν τα χαρακτηριστικά των μορίων που προκύπτουν.
Η κατεύθυνση του δεσμού εξαρτάται από τη μελλοντική μοριακή δομή της ουσίας που προκύπτει, δηλαδή από το γεωμετρικό σχήμα που σχηματίζουν τα δύο άτομα κατά την ένωση.
Ο κορεσμός δείχνει πόσους ομοιοπολικούς δεσμούς μπορεί να σχηματίσει ένα άτομο μιας ουσίας. Αυτός ο αριθμός περιορίζεται από τον αριθμό των εξωτερικών ατομικών τροχιακών.
Η πολικότητα ενός μορίου προκύπτει επειδή το νέφος ηλεκτρονίων που σχηματίζεται από δύο διαφορετικά ηλεκτρόνια είναι ανομοιόμορφο γύρω από ολόκληρη την περιφέρειά του. Αυτό συμβαίνει λόγω της διαφοράς στο αρνητικό φορτίο σε καθένα από αυτά. Αυτή η ιδιότητα είναι που καθορίζει εάν ένας δεσμός είναι πολικός ή μη. Όταν δύο άτομα του ίδιου στοιχείου συνδυάζονται, το νέφος ηλεκτρονίων είναι συμμετρικό, πράγμα που σημαίνει ότι ο ομοιοπολικός δεσμός είναι μη πολικός. Και αν ενωθούν τα άτομα διαφορετικά στοιχεία, τότε σχηματίζεται ένα ασύμμετρο νέφος ηλεκτρονίων, η λεγόμενη διπολική ροπή του μορίου.
Η πολωσιμότητα αντανακλά πόσο ενεργά μετατοπίζονται τα ηλεκτρόνια σε ένα μόριο υπό την επίδραση εξωτερικών φυσικών ή χημικών παραγόντων, για παράδειγμα, ενός ηλεκτρικού ή μαγνητικού πεδίου ή άλλων σωματιδίων.
Οι δύο τελευταίες ιδιότητες του μορίου που προκύπτει καθορίζουν την ικανότητά του να αντιδρά με άλλα πολικά αντιδραστήρια.
Σίγμα δεσμός και δεσμός π
Ο σχηματισμός αυτών των δεσμών εξαρτάται από την κατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων στο ηλεκτρονιακό νέφος κατά τη διάρκεια του σχηματισμού του μορίου.
Ένας δεσμός σίγμα χαρακτηρίζεται από την παρουσία μιας πυκνής συσσώρευσης ηλεκτρονίων κατά μήκος του άξονα που συνδέει τους πυρήνες των ατόμων, δηλαδή στο οριζόντιο επίπεδο.
Ο δεσμός pi χαρακτηρίζεται από τη συμπίεση των νεφών ηλεκτρονίων στο σημείο τομής τους, δηλαδή πάνω και κάτω από τον ατομικό πυρήνα.
Οπτικοποίηση της σχέσης στην εγγραφή τύπου
Για παράδειγμα, μπορούμε να πάρουμε το άτομο χλωρίου. Το εξώτατο ηλεκτρονικό του επίπεδο περιέχει επτά ηλεκτρόνια. Στον τύπο, είναι διατεταγμένα σε τρία ζεύγη και ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο γύρω από το σύμβολο του στοιχείου με τη μορφή κουκκίδων.
Αν γράψετε ένα μόριο χλωρίου με τον ίδιο τρόπο, θα δείτε ότι δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια έχουν σχηματίσει ένα ζεύγος κοινό με δύο άτομα· αυτό ονομάζεται κοινόχρηστο. Σε αυτή την περίπτωση, καθένα από αυτά έλαβε οκτώ ηλεκτρόνια.
Κανόνας οκτάδας-διπλού
Ο χημικός Lewis, ο οποίος πρότεινε πώς σχηματίζεται ένας πολικός ομοιοπολικός δεσμός, ήταν ο πρώτος από τους συναδέλφους του που διατύπωσε έναν κανόνα που εξηγούσε τη σταθερότητα των ατόμων όταν συνδυάζονται σε μόρια. Η ουσία του έγκειται στο γεγονός ότι οι χημικοί δεσμοί μεταξύ των ατόμων σχηματίζονται όταν ένας επαρκής αριθμός ηλεκτρονίων μοιράζεται για να σχηματιστεί μια ηλεκτρονική διαμόρφωση παρόμοια με τα άτομα των ευγενών στοιχείων.
Δηλαδή, κατά τον σχηματισμό των μορίων, για να σταθεροποιηθούν, είναι απαραίτητο όλα τα άτομα να έχουν ένα πλήρες εξωτερικό ηλεκτρονικό επίπεδο. Για παράδειγμα, τα άτομα υδρογόνου, που συνδυάζονται σε ένα μόριο, επαναλαμβάνουν το ηλεκτρονικό κέλυφος του ηλίου, τα άτομα χλωρίου γίνονται παρόμοια σε ηλεκτρονικό επίπεδο με το άτομο αργού.
Μήκος συνδέσμου
Ένας ομοιοπολικός πολικός δεσμός, μεταξύ άλλων, χαρακτηρίζεται από μια ορισμένη απόσταση μεταξύ των πυρήνων των ατόμων που σχηματίζουν το μόριο. Βρίσκονται σε τέτοια απόσταση μεταξύ τους που η ενέργεια του μορίου είναι ελάχιστη. Για να επιτευχθεί αυτό, είναι απαραίτητο τα νέφη ηλεκτρονίων των ατόμων να επικαλύπτονται μεταξύ τους όσο το δυνατόν περισσότερο. Υπάρχει ένα ευθέως ανάλογο σχέδιο μεταξύ του μεγέθους των ατόμων και του μήκους του δεσμού. Όσο μεγαλύτερο είναι το άτομο, τόσο μεγαλύτερος είναι ο δεσμός μεταξύ των πυρήνων.
Μια επιλογή είναι δυνατή όταν ένα άτομο δεν σχηματίζει ένα, αλλά πολλά ομοιοπολικά πολικούς δεσμούς. Τότε σχηματίζονται οι λεγόμενες γωνίες δεσμού μεταξύ των πυρήνων. Μπορούν να είναι από ενενήντα έως εκατόν ογδόντα μοίρες. Καθορίζουν τον γεωμετρικό τύπο του μορίου.