Ο ομοιοπολικός δεσμός είναι ο πιο κοινός τύπος χημικού δεσμού, που πραγματοποιείται με αλληλεπιδράσεις με τις ίδιες ή παρόμοιες τιμές ηλεκτραρνητικότητας.

Ο ομοιοπολικός δεσμός είναι ένας δεσμός μεταξύ ατόμων που χρησιμοποιεί κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων.

Μετά την ανακάλυψη του ηλεκτρονίου, έγιναν πολλές προσπάθειες για την ανάπτυξη μιας ηλεκτρονικής θεωρίας χημικών δεσμών. Οι πιο επιτυχημένες ήταν οι εργασίες του Lewis (1916), ο οποίος πρότεινε να εξεταστεί ο σχηματισμός ενός δεσμού ως συνέπεια της εμφάνισης ζευγών ηλεκτρονίων κοινών σε δύο άτομα. Για να γίνει αυτό, κάθε άτομο συνεισφέρει τον ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων και προσπαθεί να περιβληθεί με μια οκτάδα ή διπλό ηλεκτρονίων χαρακτηριστικό της εξωτερικής διαμόρφωσης ηλεκτρονίων των ευγενών αερίων. Γραφικά, ο σχηματισμός ομοιοπολικών δεσμών λόγω μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων με τη μέθοδο Lewis απεικονίζεται χρησιμοποιώντας κουκκίδες που υποδεικνύουν τα εξωτερικά ηλεκτρόνια του ατόμου.

Σχηματισμός ομοιοπολικού δεσμού σύμφωνα με τη θεωρία Lewis

Μηχανισμός σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού

Το κύριο χαρακτηριστικό ενός ομοιοπολικού δεσμού είναι η παρουσία ενός κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων που ανήκει και στα δύο χημικά συνδεδεμένα άτομα, καθώς η παρουσία δύο ηλεκτρονίων στο πεδίο δράσης δύο πυρήνων είναι ενεργειακά πιο ευνοϊκή από την παρουσία κάθε ηλεκτρονίου στο πεδίο τον δικό της πυρήνα. Ο σχηματισμός ενός κοινού ζεύγους δεσμών ηλεκτρονίων μπορεί να συμβεί μέσω διαφορετικών μηχανισμών, τις περισσότερες φορές μέσω ανταλλαγής και μερικές φορές μέσω μηχανισμών δότη-δέκτη.

Σύμφωνα με την αρχή του μηχανισμού ανταλλαγής του σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού, καθένα από τα αλληλεπιδρώντα άτομα παρέχει τον ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων με αντιπαράλληλα σπιν για να σχηματίσει τον δεσμό. Π.χ:

Γενικό σχήμα για το σχηματισμό ομοιοπολικού δεσμού: α) σύμφωνα με τον μηχανισμό ανταλλαγής. β) σύμφωνα με τον μηχανισμό δότη-δέκτη

Σύμφωνα με τον μηχανισμό δότη-δέκτη, ένας δεσμός δύο ηλεκτρονίων εμφανίζεται όταν αλληλεπιδρούν διαφορετικά σωματίδια. Ένας από αυτούς είναι δωρητής ΕΝΑ:έχει ένα μη κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων (δηλαδή ένα που ανήκει σε ένα μόνο άτομο) και το άλλο είναι δέκτης ΣΕ— έχει κενό τροχιακό.

Ένα σωματίδιο που παρέχει ένα ζεύγος δύο ηλεκτρονίων (μη κοινόχρηστο ζεύγος ηλεκτρονίων) για σύνδεση ονομάζεται δότης και ένα σωματίδιο με κενό τροχιακό που δέχεται αυτό το ζεύγος ηλεκτρονίων ονομάζεται δέκτης.

Ο μηχανισμός σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού λόγω του νέφους δύο ηλεκτρονίων ενός ατόμου και του κενού τροχιακού ενός άλλου ονομάζεται μηχανισμός δότη-δέκτη.

Ένας δεσμός δότη-δέκτη ονομάζεται αλλιώς ημιπολικός, καθώς ένα μερικό αποτελεσματικό θετικό φορτίο δ+ προκύπτει στο άτομο δότη (λόγω του γεγονότος ότι το αμοιραστό ζεύγος ηλεκτρονίων του έχει αποκλίνει από αυτό) και ένα μερικό αποτελεσματικό αρνητικό φορτίο δ- εμφανίζεται σε το άτομο δέκτη (λόγω , ότι υπάρχει μια μετατόπιση στην κατεύθυνσή του του μη κοινόχρηστου ζεύγους ηλεκτρονίων του δότη).

Ένα παράδειγμα απλού δότη ζεύγους ηλεκτρονίων είναι το ιόν Η — , το οποίο έχει ένα μη κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων. Ως αποτέλεσμα της προσθήκης ενός αρνητικού ιόντος υδριδίου σε ένα μόριο του οποίου το κεντρικό άτομο έχει ελεύθερο τροχιακό (που υποδεικνύεται στο διάγραμμα ως κενό κβαντικό κύτταρο), για παράδειγμα BH 3, σχηματίζεται ένα πολύπλοκο ιόν BH 4 — με αρνητικό φορτίο (Ν — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4 ] -):

Ο δέκτης ζεύγους ηλεκτρονίων είναι ένα ιόν υδρογόνου ή απλά ένα πρωτόνιο H +. Η προσθήκη του σε ένα μόριο του οποίου το κεντρικό άτομο έχει ένα μη κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων, για παράδειγμα στο NH 3, οδηγεί επίσης στο σχηματισμό ενός συμπλόκου ιόντος NH 4 +, αλλά με θετικό φορτίο:

Μέθοδος δεσμού σθένους

Πρώτα κβαντομηχανική θεωρία ομοιοπολικών δεσμώνδημιουργήθηκε από τον Heitler και το Λονδίνο (το 1927) για να περιγράψει το μόριο του υδρογόνου και αργότερα εφαρμόστηκε από τον Pauling σε πολυατομικά μόρια. Αυτή η θεωρία ονομάζεται μέθοδος δεσμού σθένους, οι κύριες διατάξεις των οποίων μπορούν να συνοψιστούν συνοπτικά ως εξής:

• Κάθε ζεύγος ατόμων σε ένα μόριο συγκρατείται από ένα ή περισσότερα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων, με τα τροχιακά ηλεκτρονίων των αλληλεπιδρώντων ατόμων να επικαλύπτονται.
• Η αντοχή του δεσμού εξαρτάται από τον βαθμό επικάλυψης των τροχιακών ηλεκτρονίων.
• η προϋπόθεση για το σχηματισμό ενός ομοιοπολικού δεσμού είναι η αντικατεύθυνση των σπιν ηλεκτρονίων. Λόγω αυτού, προκύπτει ένα γενικευμένο τροχιακό ηλεκτρονίων με την υψηλότερη πυκνότητα ηλεκτρονίων στον διαπυρηνικό χώρο, το οποίο εξασφαλίζει την έλξη θετικά φορτισμένων πυρήνων μεταξύ τους και συνοδεύεται από μείωση της συνολικής ενέργειας του συστήματος.

Υβριδισμός ατομικών τροχιακών

Παρά το γεγονός ότι τα ηλεκτρόνια από s-, p- ή d-τροχιακά, που έχουν διαφορετικά σχήματα και διαφορετικούς προσανατολισμούς στο χώρο, συμμετέχουν στο σχηματισμό ομοιοπολικών δεσμών, σε πολλές ενώσεις αυτοί οι δεσμοί αποδεικνύονται ισοδύναμοι. Για να εξηγηθεί αυτό το φαινόμενο, εισήχθη η έννοια του «υβριδισμού».

Ο υβριδισμός είναι η διαδικασία ανάμειξης και ευθυγράμμισης τροχιακών σε σχήμα και ενέργεια, κατά την οποία οι πυκνότητες ηλεκτρονίων των τροχιακών κοντά σε ενέργεια ανακατανέμονται, με αποτέλεσμα να γίνονται ισοδύναμες.

Βασικές διατάξεις της θεωρίας του υβριδισμού:

1. Κατά τον υβριδισμό, το αρχικό σχήμα και τα τροχιακά αλλάζουν αμοιβαία και σχηματίζονται νέα, υβριδισμένα τροχιακά, αλλά με την ίδια ενέργεια και το ίδιο σχήμα, που θυμίζουν ακανόνιστο σχήμα οκτώ.
2. Ο αριθμός των υβριδισμένων τροχιακών είναι ίσος με τον αριθμό των τροχιακών εξόδου που εμπλέκονται στον υβριδισμό.
3. Τροχιακά με παρόμοιες ενέργειες (s- και p-τροχιακά του εξωτερικού ενεργειακού επιπέδου και d-τροχιακά του εξωτερικού ή προκαταρκτικού επιπέδου) μπορούν να συμμετέχουν στον υβριδισμό.
4. Τα υβριδισμένα τροχιακά είναι πιο επιμήκη προς την κατεύθυνση σχηματισμού χημικών δεσμών και επομένως παρέχουν καλύτερη επικάλυψη με τα τροχιακά ενός γειτονικού ατόμου, με αποτέλεσμα να γίνεται ισχυρότερο από αυτό που σχηματίζεται από τα ηλεκτρόνια μεμονωμένων μη υβριδικών τροχιακών.
5. Λόγω του σχηματισμού ισχυρότερων δεσμών και μιας πιο συμμετρικής κατανομής της πυκνότητας ηλεκτρονίων στο μόριο, προκύπτει ένα ενεργειακό κέρδος, το οποίο αντισταθμίζει με ένα περιθώριο για την κατανάλωση ενέργειας που απαιτείται για τη διαδικασία υβριδισμού.
6. Τα υβριδοποιημένα τροχιακά πρέπει να είναι προσανατολισμένα στο διάστημα κατά τρόπο ώστε να εξασφαλίζεται αμοιβαία μέγιστη απόσταση μεταξύ τους. σε αυτή την περίπτωση η ενέργεια απώθησης είναι ελάχιστη.
7. Ο τύπος του υβριδισμού καθορίζεται από τον τύπο και τον αριθμό των τροχιακών εξόδου και αλλάζει το μέγεθος της γωνίας του δεσμού καθώς και τη χωρική διαμόρφωση των μορίων.

Το σχήμα των υβριδοποιημένων τροχιακών και των γωνιών δεσμού (γεωμετρικές γωνίες μεταξύ των αξόνων συμμετρίας των τροχιακών) ανάλογα με τον τύπο του υβριδισμού: α) sp-υβριδισμός. β) υβριδισμός sp 2. γ) υβριδισμός sp 3

Όταν σχηματίζονται μόρια (ή μεμονωμένα θραύσματα μορίων), εμφανίζονται συχνότερα οι ακόλουθοι τύποι υβριδισμού:

Γενικό σχήμα υβριδισμού sp

Οι δεσμοί που σχηματίζονται με τη συμμετοχή ηλεκτρονίων από sp-υβριδισμένα τροχιακά τοποθετούνται επίσης σε γωνία 180 0, γεγονός που οδηγεί σε γραμμικό σχήμα του μορίου. Αυτός ο τύπος υβριδισμού παρατηρείται στα αλογονίδια των στοιχείων της δεύτερης ομάδας (Be, Zn, Cd, Hg), τα άτομα των οποίων στην κατάσταση σθένους έχουν ασύζευκτα s- και p-ηλεκτρόνια. Η γραμμική μορφή είναι επίσης χαρακτηριστική για μόρια άλλων στοιχείων (0=C=0,HC≡CH), στα οποία σχηματίζονται δεσμοί από sp-υβριδισμένα άτομα.

Σχήμα υβριδισμού sp 2 ατομικών τροχιακών και επίπεδου τριγωνικού σχήματος του μορίου, το οποίο οφείλεται στον υβριδισμό sp 2 ατομικών τροχιακών

Αυτός ο τύπος υβριδισμού είναι πιο τυπικός για μόρια p-στοιχείων της τρίτης ομάδας, τα άτομα των οποίων σε διεγερμένη κατάσταση έχουν εξωτερική ηλεκτρονική δομή ns 1 np 2, όπου n είναι ο αριθμός της περιόδου στην οποία βρίσκεται το στοιχείο . Έτσι, στα μόρια BF 3, BCl 3, AlF 3 και άλλοι δεσμοί σχηματίζονται λόγω sp 2 υβριδοποιημένων τροχιακών του κεντρικού ατόμου.

Σχέδιο υβριδισμού sp 3 ατομικών τροχιακών

Η τοποθέτηση των υβριδισμένων τροχιακών του κεντρικού ατόμου σε γωνία 109 0 28` προκαλεί τα μόρια να έχουν τετραεδρικό σχήμα. Αυτό είναι πολύ χαρακτηριστικό για κορεσμένες ενώσεις τετρασθενούς άνθρακα CH 4, CCl 4, C 2 H 6 και άλλα αλκάνια. Παραδείγματα ενώσεων άλλων στοιχείων με τετραεδρική δομή λόγω sp 3 -υβριδισμού των τροχιακών σθένους του κεντρικού ατόμου είναι τα ακόλουθα ιόντα: BH 4 -, BF 4 -, PO 4 3-, SO 4 2-, FeCl 4 - .

Γενικό σχήμα υβριδισμού sp 3d

Αυτός ο τύπος υβριδισμού απαντάται συχνότερα σε αλογονίδια μη μετάλλων. Ένα παράδειγμα είναι η δομή του χλωριούχου φωσφόρου PCl 5, κατά τον σχηματισμό του οποίου το άτομο φωσφόρου (P ... 3s 2 3p 3) περνά πρώτα σε διεγερμένη κατάσταση (P ... 3s 1 3p 3 3d 1) και στη συνέχεια υφίσταται υβριδισμό s 1 p 3 d - πέντε τροχιακά ενός ηλεκτρονίου γίνονται ισοδύναμα και προσανατολίζονται με τα επιμήκη άκρα τους προς τις γωνίες μιας νοητικής τριγωνικής διπυραμίδας. Αυτό καθορίζει το σχήμα του μορίου PCl 5, το οποίο σχηματίζεται από την επικάλυψη πέντε s 1 p 3 d-υβριδισμένων τροχιακών με τα 3p-τροχιακά πέντε ατόμων χλωρίου.

1. sp - Υβριδισμός. Όταν ένα s-i και ένα p-τροχιακό συνδυάζονται, προκύπτουν δύο sp-υβριδισμένα τροχιακά, που βρίσκονται συμμετρικά σε γωνία 180 0.
2. sp 2 - Υβριδισμός. Ο συνδυασμός ενός s- και δύο p-τροχιακών οδηγεί στο σχηματισμό υβριδοποιημένων δεσμών sp 2 που βρίσκονται υπό γωνία 120 0, οπότε το μόριο παίρνει το σχήμα ενός κανονικού τριγώνου.
3. sp 3 - Υβριδισμός. Ο συνδυασμός τεσσάρων τροχιακών - ένα s- και τρία p - οδηγεί σε sp 3 - υβριδισμό, στον οποίο τα τέσσερα υβριδισμένα τροχιακά είναι συμμετρικά προσανατολισμένα στο χώρο στις τέσσερις κορυφές του τετραέδρου, δηλαδή σε γωνία 109 0 28 ` .
4. sp 3 d - Υβριδισμός. Ο συνδυασμός ενός s-, τριών p- και ενός d-τροχιακού δίνει sp 3 d-υβριδισμό, ο οποίος καθορίζει τον χωρικό προσανατολισμό των πέντε sp 3 d-υβριδισμένων τροχιακών στις κορυφές της τριγωνικής διπυραμίδας.
5. Άλλοι τύποι υβριδισμού. Στην περίπτωση του υβριδισμού sp 3 d 2, έξι υβριδισμένα τροχιακά sp 3 d 2 κατευθύνονται προς τις κορυφές του οκταέδρου. Ο προσανατολισμός των επτά τροχιακών στις κορυφές της πενταγωνικής διπυραμίδας αντιστοιχεί στον υβριδισμό sp 3 d 3 (ή μερικές φορές sp 3 d 2 f) των τροχιακών σθένους του κεντρικού ατόμου του μορίου ή του συμπλόκου.

Η μέθοδος ατομικής τροχιακής υβριδοποίησης εξηγεί τη γεωμετρική δομή μεγάλη ποσότηταμόρια, ωστόσο, σύμφωνα με πειραματικά δεδομένα, παρατηρούνται συχνότερα μόρια με ελαφρώς διαφορετικές γωνίες δεσμού. Για παράδειγμα, στα μόρια CH 4, NH 3 και H 2 O, τα κεντρικά άτομα βρίσκονται στην υβριδοποιημένη κατάσταση sp 3, επομένως θα περίμενε κανείς ότι οι γωνίες δεσμού σε αυτά είναι τετραεδρικές (~ 109,5 0). Έχει αποδειχθεί πειραματικά ότι η γωνία δεσμού στο μόριο CH 4 είναι στην πραγματικότητα 109,5 0. Ωστόσο, στα μόρια NH 3 και H 2 O, η τιμή της γωνίας του δεσμού αποκλίνει από την τετραεδρική: είναι ίση με 107,3 ​​0 στο μόριο NH 3 και 104,5 0 στο μόριο H 2 O. Τέτοιες αποκλίσεις εξηγούνται με την παρουσία ενός μη κοινόχρηστου ζεύγους ηλεκτρονίων στα άτομα αζώτου και οξυγόνου. Ένα τροχιακό δύο ηλεκτρονίων, το οποίο περιέχει ένα μη κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων, λόγω της αυξημένης πυκνότητάς του απωθεί τα τροχιακά σθένους ενός ηλεκτρονίου, γεγονός που οδηγεί σε μείωση της γωνίας δεσμού. Για το άτομο αζώτου στο μόριο NH 3, από τέσσερα sp 3-υβριδισμένα τροχιακά, τρία τροχιακά ενός ηλεκτρονίου σχηματίζουν δεσμούς με τρία άτομα Η και το τέταρτο τροχιακό περιέχει ένα μη κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων.

Ένα μη δεσμευμένο ζεύγος ηλεκτρονίων που καταλαμβάνει ένα από τα sp 3-υβριδισμένα τροχιακά που κατευθύνονται προς τις κορυφές του τετραέδρου, απωθεί τα τροχιακά ενός ηλεκτρονίου, προκαλεί μια ασύμμετρη κατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων που περιβάλλει το άτομο αζώτου και, ως αποτέλεσμα, συμπιέζει τον δεσμό γωνία 107,3 ​​0. Παρόμοια εικόνα μείωσης της γωνίας δεσμού από 109,5 0 σε 107 0 ως αποτέλεσμα της δράσης ενός μη μοιρασμένου ζεύγους ηλεκτρονίων του ατόμου Ν παρατηρείται στο μόριο NCl 3.

Απόκλιση της γωνίας του δεσμού από το τετραεδρικό (109,5 0) στο μόριο: α) NH3; β) NCl3

Το άτομο οξυγόνου στο μόριο H 2 O έχει δύο τροχιακά ενός ηλεκτρονίου και δύο ηλεκτρονίων ανά τέσσερα υβριδισμένα τροχιακά sp 3. Τα υβριδοποιημένα τροχιακά ενός ηλεκτρονίου συμμετέχουν στο σχηματισμό δύο δεσμών με δύο άτομα Η και δύο ζεύγη δύο ηλεκτρονίων παραμένουν αδιαχώριστα, δηλαδή ανήκουν μόνο στο άτομο Η. Αυτό αυξάνει την ασυμμετρία της κατανομής της πυκνότητας ηλεκτρονίων γύρω από το άτομο Ο και μειώνει τη γωνία δεσμού σε σύγκριση με την τετραεδρική σε 104,5 0.

Κατά συνέπεια, ο αριθμός των μη δεσμευμένων ζευγών ηλεκτρονίων του κεντρικού ατόμου και η τοποθέτησή τους σε υβριδισμένα τροχιακά επηρεάζει τη γεωμετρική διαμόρφωση των μορίων.

Χαρακτηριστικά ενός ομοιοπολικού δεσμού

Ένας ομοιοπολικός δεσμός έχει ένα σύνολο συγκεκριμένων ιδιοτήτων που τον καθορίζουν ειδικά χαρακτηριστικά, ή χαρακτηριστικά. Αυτά, εκτός από τα ήδη συζητημένα χαρακτηριστικά της «ενέργειας δεσμού» και του «μήκους δεσμού», περιλαμβάνουν: γωνία δεσμού, κορεσμό, κατευθυντικότητα, πολικότητα και παρόμοια.

1. Γωνία δεσμού- αυτή είναι η γωνία μεταξύ γειτονικών αξόνων δεσμού (δηλαδή, υπό όρους γραμμές που διασχίζονται από τους πυρήνες των χημικά συνδεδεμένων ατόμων σε ένα μόριο). Το μέγεθος της γωνίας του δεσμού εξαρτάται από τη φύση των τροχιακών, τον τύπο του υβριδισμού του κεντρικού ατόμου και την επίδραση των μη κοινών ζευγών ηλεκτρονίων που δεν συμμετέχουν στο σχηματισμό δεσμών.

2. Κορεσμός. Τα άτομα έχουν την ικανότητα να σχηματίζουν ομοιοπολικούς δεσμούς, οι οποίοι μπορούν να σχηματιστούν, πρώτον, από τον μηχανισμό ανταλλαγής λόγω των ασύζευκτων ηλεκτρονίων ενός μη διεγερμένου ατόμου και λόγω εκείνων των ασύζευκτων ηλεκτρονίων που προκύπτουν ως αποτέλεσμα της διέγερσής του, και δεύτερον, από τον δότη. -μηχανισμός δέκτη. Ωστόσο σύνολοΟι δεσμοί που μπορεί να σχηματίσει ένα άτομο είναι περιορισμένοι.

Κορεσμός είναι η ικανότητα ενός ατόμου ενός στοιχείου να σχηματίζει έναν ορισμένο, περιορισμένο αριθμό ομοιοπολικών δεσμών με άλλα άτομα.

Έτσι, της δεύτερης περιόδου, που έχουν τέσσερα τροχιακά στο εξωτερικό ενεργειακό επίπεδο (ένα s- και τρία p-), σχηματίζουν δεσμούς, ο αριθμός των οποίων δεν υπερβαίνει τα τέσσερα. Τα άτομα στοιχείων άλλων περιόδων με μεγαλύτερο αριθμό τροχιακών στο εξωτερικό επίπεδο μπορούν να σχηματίσουν περισσότερους δεσμούς.

3. Εστίαση. Σύμφωνα με τη μέθοδο, ο χημικός δεσμός μεταξύ των ατόμων οφείλεται στην επικάλυψη τροχιακών, τα οποία, με εξαίρεση τα τροχιακά s, έχουν έναν συγκεκριμένο προσανατολισμό στο χώρο, που οδηγεί στην κατευθυντικότητα του ομοιοπολικού δεσμού.

Η κατεύθυνση ενός ομοιοπολικού δεσμού είναι η διάταξη της πυκνότητας ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων, η οποία καθορίζεται από τον χωρικό προσανατολισμό των τροχιακών σθένους και εξασφαλίζει τη μέγιστη επικάλυψη τους.

Δεδομένου ότι τα τροχιακά ηλεκτρονίων έχουν διαφορετικά σχήματα και διαφορετικούς προσανατολισμούς στο χώρο, μπορεί να πραγματοποιηθεί η αμοιβαία επικάλυψη τους διαφορετικοί τρόποι. Ανάλογα με αυτό διακρίνονται οι δεσμοί σ-, π- και δ.

Ένας δεσμός σίγμα (δεσμός σ) είναι μια επικάλυψη τροχιακών ηλεκτρονίων έτσι ώστε η μέγιστη πυκνότητα ηλεκτρονίων να συγκεντρώνεται κατά μήκος μιας νοητής γραμμής που συνδέει τους δύο πυρήνες.

Ένας δεσμός σίγμα μπορεί να σχηματιστεί από δύο ηλεκτρόνια s, ένα s και ένα p ηλεκτρόνιο, δύο ηλεκτρόνια p ή δύο ηλεκτρόνια d. Ένας τέτοιος δεσμός σ χαρακτηρίζεται από την παρουσία μιας περιοχής επικάλυψης τροχιακών ηλεκτρονίων· είναι πάντα απλός, δηλαδή σχηματίζεται από ένα μόνο ζεύγος ηλεκτρονίων.

Η ποικιλία των μορφών χωρικού προσανατολισμού των «καθαρών» τροχιακών και των υβριδισμένων τροχιακών δεν επιτρέπει πάντα τη δυνατότητα επικάλυψης τροχιακών στον άξονα του δεσμού. Η επικάλυψη των τροχιακών σθένους μπορεί να συμβεί και στις δύο πλευρές του άξονα του δεσμού - η λεγόμενη «πλευρική» επικάλυψη, η οποία συμβαίνει συχνότερα κατά το σχηματισμό δεσμών π.

Ένας δεσμός π (δεσμός π) είναι μια επικάλυψη τροχιακών ηλεκτρονίων στα οποία η μέγιστη πυκνότητα ηλεκτρονίων συγκεντρώνεται και στις δύο πλευρές της γραμμής που συνδέει τους ατομικούς πυρήνες (δηλαδή τον άξονα του δεσμού).

Ένας δεσμός pi μπορεί να σχηματιστεί από την αλληλεπίδραση δύο παράλληλων τροχιακών p, δύο d τροχιακών ή άλλων συνδυασμών τροχιακών των οποίων οι άξονες δεν συμπίπτουν με τον άξονα του δεσμού.

Σχέδια για το σχηματισμό π-δεσμών μεταξύ υπό όρους ατόμων Α και Β με πλευρική επικάλυψη ηλεκτρονικών τροχιακών

4. Πολλαπλότητα.Αυτό το χαρακτηριστικό καθορίζεται από τον αριθμό των κοινών ζευγών ηλεκτρονίων που συνδέουν τα άτομα. Ένας ομοιοπολικός δεσμός μπορεί να είναι απλός (μονός), διπλός ή τριπλός. Ένας δεσμός μεταξύ δύο ατόμων που χρησιμοποιούν ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων ονομάζεται απλός δεσμός, δύο ζεύγη ηλεκτρονίων διπλός δεσμός και τρία ζεύγη ηλεκτρονίων τριπλός δεσμός. Έτσι, στο μόριο υδρογόνου H 2 τα άτομα συνδέονται με έναν απλό δεσμό (H-H), στο μόριο οξυγόνου O 2 - με διπλό δεσμό (B = O), στο μόριο αζώτου N 2 - με έναν τριπλό δεσμό (N ≡Ν). Η πολλαπλότητα των δεσμών έχει ιδιαίτερη σημασία στις οργανικές ενώσεις - υδρογονάνθρακες και τα παράγωγά τους: στο αιθάνιο C 2 H 6 υπάρχει ένας απλός δεσμός (C-C) μεταξύ των ατόμων C, στο αιθυλένιο C 2 H 4 υπάρχει διπλός δεσμός (C = Γ) σε ακετυλένιο C 2 H 2 - τριπλό (C ≡ C) (C≡C).

Η πολλαπλότητα του δεσμού επηρεάζει την ενέργεια: καθώς αυξάνεται η πολλαπλότητα, αυξάνεται η δύναμή της. Η αύξηση της πολλαπλότητας οδηγεί σε μείωση της διαπυρηνικής απόστασης (μήκος δεσμού) και αύξηση της ενέργειας δέσμευσης.

Πολλαπλότητα δεσμών μεταξύ ατόμων άνθρακα: α) μονός σ-δεσμός σε αιθάνιο H3C-CH3. β) διπλός δεσμός σ+π σε αιθυλένιο H2C = CH2; γ) τριπλός δεσμός σ+π+π σε ακετυλένιο HC≡CH

5. Πολικότητα και πολικότητα. Η πυκνότητα ηλεκτρονίων ενός ομοιοπολικού δεσμού μπορεί να εντοπιστεί διαφορετικά στον διαπυρηνικό χώρο.

Η πολικότητα είναι μια ιδιότητα ενός ομοιοπολικού δεσμού, η οποία καθορίζεται από τη θέση της πυκνότητας ηλεκτρονίων στον διαπυρηνικό χώρο σε σχέση με τα συνδεδεμένα άτομα.

Ανάλογα με τη θέση της πυκνότητας ηλεκτρονίων στον διαπυρηνικό χώρο, διακρίνονται οι πολικοί και οι μη πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί. Μη πολικός δεσμός είναι ένας δεσμός στον οποίο το κοινό νέφος ηλεκτρονίων βρίσκεται συμμετρικά σε σχέση με τους πυρήνες των συνδεδεμένων ατόμων και ανήκει εξίσου και στα δύο άτομα.

Τα μόρια με αυτόν τον τύπο δεσμού ονομάζονται μη πολικά ή ομοπυρηνικά (δηλαδή αυτά που περιέχουν άτομα του ίδιου στοιχείου). Ένας μη πολικός δεσμός συνήθως εκδηλώνεται σε ομοπύρηνα μόρια (H 2 , Cl 2 , N 2 , κ.λπ.) ή, λιγότερο συχνά, σε ενώσεις που σχηματίζονται από άτομα στοιχείων με παρόμοιες τιμές ηλεκτραρνητικότητας, για παράδειγμα, SiC άνθρακα. Πολικός (ή ετεροπολικός) είναι ένας δεσμός στον οποίο το συνολικό νέφος ηλεκτρονίων είναι ασύμμετρο και μετατοπίζεται προς ένα από τα άτομα.

Τα μόρια με πολικούς δεσμούς ονομάζονται πολικά ή ετεροπυρηνικά. Στα μόρια με πολικό δεσμό, το γενικευμένο ζεύγος ηλεκτρονίων μετατοπίζεται προς το άτομο με υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα. Ως αποτέλεσμα, ένα ορισμένο μερικό αρνητικό φορτίο (δ-) εμφανίζεται σε αυτό το άτομο, το οποίο ονομάζεται αποτελεσματικό, και ένα άτομο με χαμηλότερη ηλεκτραρνητικότητα έχει ένα μερικό θετικό φορτίο (δ+) του ίδιου μεγέθους αλλά αντίθετο σε πρόσημο. Για παράδειγμα, έχει αποδειχθεί πειραματικά ότι το αποτελεσματικό φορτίο στο άτομο υδρογόνου στο μόριο υδροχλωρίου HCl είναι δΗ=+0,17 και στο άτομο χλωρίου δCl=-0,17 του απόλυτου φορτίου ηλεκτρονίου.

Για να προσδιοριστεί σε ποια κατεύθυνση θα μετατοπιστεί η πυκνότητα ηλεκτρονίων ενός πολικού ομοιοπολικού δεσμού, είναι απαραίτητο να συγκριθούν τα ηλεκτρόνια και των δύο ατόμων. Με σειρά αύξησης της ηλεκτραρνητικότητας, τα πιο κοινά χημικά στοιχεία τοποθετούνται με την ακόλουθη σειρά:

Τα πολικά μόρια ονομάζονται δίπολα — συστήματα στα οποία τα κέντρα βάρους των θετικών φορτίων των πυρήνων και των αρνητικών φορτίων των ηλεκτρονίων δεν συμπίπτουν.

Ένα δίπολο είναι ένα σύστημα που είναι ένας συνδυασμός δύο σημειακών ηλεκτρικών φορτίων, ίσων σε μέγεθος και αντίθετων σε πρόσημο, που βρίσκονται σε κάποια απόσταση το ένα από το άλλο.

Η απόσταση μεταξύ των κέντρων έλξης ονομάζεται μήκος διπόλου και ορίζεται με το γράμμα l. Η πολικότητα ενός μορίου (ή δεσμού) χαρακτηρίζεται ποσοτικά από τη διπολική ροπή μ, η οποία στην περίπτωση ενός διατομικού μορίου ισούται με το γινόμενο του μήκους του διπόλου και του φορτίου του ηλεκτρονίου: μ=el.

Στις μονάδες SI, η διπολική ροπή μετριέται σε [C × m] (μέτρα Coulomb), αλλά η εξωσυστημική μονάδα [D] (debye) χρησιμοποιείται συχνότερα: 1D = 3,33 · 10 -30 C × m. Η τιμή των διπολικών ροπών των ομοιοπολικών μορίων κυμαίνεται σε 0-4 D, και ιοντικές - 4-11 D. Πως μεγαλύτερο μήκοςδίπολο, τόσο πιο πολικό είναι το μόριο.

Το κοινό νέφος ηλεκτρονίων σε ένα μόριο μπορεί να μετατοπιστεί υπό την επίδραση ενός εξωτερικού ηλεκτρικού πεδίου, συμπεριλαμβανομένου του πεδίου ενός άλλου μορίου ή ιόντος.

Η πολωσιμότητα είναι μια αλλαγή στην πολικότητα ενός δεσμού ως αποτέλεσμα της μετατόπισης των ηλεκτρονίων που σχηματίζουν τον δεσμό υπό την επίδραση ενός εξωτερικού ηλεκτρικού πεδίου, συμπεριλαμβανομένου του πεδίου δύναμης ενός άλλου σωματιδίου.

Η πολωσιμότητα ενός μορίου εξαρτάται από την κινητικότητα των ηλεκτρονίων, η οποία είναι ισχυρότερη όσο μεγαλύτερη είναι η απόσταση από τους πυρήνες. Επιπλέον, η ικανότητα πόλωσης εξαρτάται από την κατεύθυνση του ηλεκτρικού πεδίου και από την ικανότητα των νεφών ηλεκτρονίων να παραμορφώνονται. Υπό την επίδραση ενός εξωτερικού πεδίου, τα μη πολικά μόρια γίνονται πολικά και τα πολικά μόρια γίνονται ακόμη πιο πολικά, δηλαδή προκαλείται ένα δίπολο στα μόρια, το οποίο ονομάζεται ανηγμένο ή επαγόμενο δίπολο.

Σχέδιο σχηματισμού επαγόμενου (μειωμένου) διπόλου από μη πολικό μόριο υπό την επίδραση του πεδίου δύναμης ενός πολικού σωματιδίου - διπόλου

Σε αντίθεση με τα μόνιμα, τα επαγόμενα δίπολα προκύπτουν μόνο υπό τη δράση ενός εξωτερικού ηλεκτρικού πεδίου. Η πόλωση μπορεί να προκαλέσει όχι μόνο την πολικότητα ενός δεσμού, αλλά και τη ρήξη του, κατά την οποία γίνεται η μεταφορά του συνδετικού ζεύγους ηλεκτρονίων σε ένα από τα άτομα και σχηματίζονται αρνητικά και θετικά φορτισμένα ιόντα.

Η πολικότητα και η πολικότητα των ομοιοπολικών δεσμών καθορίζει την αντιδραστικότητα των μορίων προς τα πολικά αντιδραστήρια.

Ιδιότητες ενώσεων με ομοιοπολικούς δεσμούς

Οι ουσίες με ομοιοπολικούς δεσμούς χωρίζονται σε δύο άνισες ομάδες: μοριακές και ατομικές (ή μη μοριακές), από τις οποίες είναι πολύ λιγότερες από τις μοριακές.

Υπό κανονικές συνθήκες, οι μοριακές ενώσεις μπορεί να βρίσκονται σε διάφορες καταστάσεις συσσωμάτωσης: με τη μορφή αερίων (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), πολύ πτητικών υγρών (Br 2, H 2 O, C 2 H 5 OH ) ή στερεό κρυσταλλικές ουσίες, τα περισσότερα από τα οποία, ακόμη και με πολύ ελαφριά θέρμανση, μπορούν γρήγορα να λιώσουν και να εξαχνωθούν εύκολα (S 8, P 4, I 2, ζάχαρη C 12 H 22 O 11, «ξηρός πάγος» CO 2).

Τα χαμηλά σημεία τήξης, εξάχνωσης και βρασμού των μοριακών ουσιών εξηγούνται πολύ αδύναμες δυνάμειςδιαμοριακή αλληλεπίδραση σε κρυστάλλους. Γι' αυτό οι μοριακοί κρύσταλλοι δεν χαρακτηρίζονται από μεγάλη αντοχή, σκληρότητα και ηλεκτρική αγωγιμότητα (πάγος ή ζάχαρη). Σε αυτή την περίπτωση, ουσίες με πολικά μόρια έχουν υψηλότερα σημεία τήξης και βρασμού από εκείνες με μη πολικά. Μερικά από αυτά είναι διαλυτά σε ή άλλους πολικούς διαλύτες. Αντίθετα, ουσίες με μη πολικά μόρια διαλύονται καλύτερα σε μη πολικούς διαλύτες (βενζόλιο, τετραχλωράνθρακας). Έτσι, το ιώδιο, του οποίου τα μόρια είναι μη πολικά, δεν διαλύεται στο πολικό νερό, αλλά διαλύεται σε μη πολικό CCl 4 και σε χαμηλή πολική αλκοόλη.

Οι μη μοριακές (ατομικές) ουσίες με ομοιοπολικούς δεσμούς (διαμάντι, γραφίτης, πυρίτιο Si, χαλαζίας SiO 2, καρβορούνδιο SiC και άλλα) σχηματίζουν εξαιρετικά ισχυρούς κρυστάλλους, με εξαίρεση τον γραφίτη, ο οποίος έχει στρωματοποιημένη δομή. Για παράδειγμα, το κρυσταλλικό πλέγμα διαμαντιού είναι ένα κανονικό τρισδιάστατο πλαίσιο στο οποίο κάθε sp 3-υβριδισμένο άτομο άνθρακα συνδέεται με τέσσερα γειτονικά άτομα με δεσμούς σ. Στην πραγματικότητα, ολόκληρος ο κρύσταλλος του διαμαντιού είναι ένα τεράστιο και πολύ ισχυρό μόριο. Οι κρύσταλλοι πυριτίου, που χρησιμοποιούνται ευρέως στη ραδιοηλεκτρονική και την ηλεκτρονική μηχανική, έχουν παρόμοια δομή. Εάν αντικαταστήσετε τα μισά από τα άτομα C στο διαμάντι με άτομα Si χωρίς να διαταράξετε τη δομή του πλαισίου του κρυστάλλου, θα λάβετε έναν κρύσταλλο άνθρακα - καρβίδιο του πυριτίου SiC - μια πολύ σκληρή ουσία που χρησιμοποιείται ως λειαντικό υλικό. Και αν στο κρυσταλλικό πλέγμα του πυριτίου παρεμβάλλεται ένα άτομο Ο μεταξύ κάθε δύο ατόμων Si, τότε σχηματίζεται η κρυσταλλική δομή του χαλαζία SiO 2 - επίσης μια πολύ σκληρή ουσία, μια ποικιλία της οποίας χρησιμοποιείται επίσης ως λειαντικό υλικό.

Οι κρύσταλλοι από διαμάντι, πυρίτιο, χαλαζία και παρόμοιες δομές είναι ατομικοί κρύσταλλοι, είναι τεράστια "υπερμόρια", επομένως οι δομικοί τους τύποι δεν μπορούν να απεικονιστούν πλήρως, αλλά μόνο με τη μορφή ξεχωριστό θραύσμα, Για παράδειγμα:

Κρύσταλλοι από διαμάντι, πυρίτιο, χαλαζία

Οι μη μοριακοί (ατομικοί) κρύσταλλοι, που αποτελούνται από άτομα ενός ή δύο στοιχείων που αλληλοσυνδέονται με χημικούς δεσμούς, ταξινομούνται ως πυρίμαχες ουσίες. Υψηλές θερμοκρασίεςΗ τήξη οφείλεται στην ανάγκη να δαπανηθεί μεγάλη ποσότητα ενέργειας για να σπάσει ισχυρούς χημικούς δεσμούς κατά την τήξη ατομικών κρυστάλλων και όχι σε ασθενείς διαμοριακές αλληλεπιδράσεις, όπως στην περίπτωση των μοριακών ουσιών. Για τον ίδιο λόγο, πολλοί ατομικοί κρύσταλλοι δεν λιώνουν όταν θερμαίνονται, αλλά αποσυντίθενται ή μεταβαίνουν αμέσως σε κατάσταση ατμού (εξάχνωση), για παράδειγμα, ο γραφίτης εξαχνώνεται στους 3700 o C.

Οι μη μοριακές ουσίες με ομοιοπολικούς δεσμούς είναι αδιάλυτες στο νερό και άλλους διαλύτες· οι περισσότερες από αυτές δεν άγουν ηλεκτρικό ρεύμα (εκτός από τον γραφίτη, ο οποίος είναι εγγενώς αγώγιμος, και τους ημιαγωγούς - πυρίτιο, γερμάνιο κ.λπ.).

Τα άτομα των περισσότερων στοιχείων δεν υπάρχουν χωριστά, καθώς μπορούν να αλληλεπιδράσουν μεταξύ τους. Αυτή η αλληλεπίδραση παράγει πιο πολύπλοκα σωματίδια.

Η φύση ενός χημικού δεσμού είναι η δράση ηλεκτροστατικών δυνάμεων, οι οποίες είναι οι δυνάμεις αλληλεπίδρασης μεταξύ ηλεκτρικών φορτίων. Τα ηλεκτρόνια και οι ατομικοί πυρήνες έχουν τέτοια φορτία.

Τα ηλεκτρόνια που βρίσκονται στα εξωτερικά ηλεκτρονικά επίπεδα (ηλεκτρόνια σθένους), όντας πιο μακριά από τον πυρήνα, αλληλεπιδρούν μαζί του πιο αδύναμα και επομένως είναι σε θέση να απομακρυνθούν από τον πυρήνα. Είναι υπεύθυνοι για τη σύνδεση των ατόμων μεταξύ τους.

Τύποι αλληλεπιδράσεων στη χημεία

Οι τύποι χημικών δεσμών μπορούν να παρουσιαστούν στον ακόλουθο πίνακα:

Χαρακτηριστικά του ιοντικού δεσμού

Χημική αντίδραση που συμβαίνει λόγω έλξη ιόντωνπου έχει διαφορετικά φορτία ονομάζεται ιοντικό. Αυτό συμβαίνει εάν τα άτομα που συνδέονται έχουν σημαντική διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα (δηλαδή την ικανότητα να προσελκύουν ηλεκτρόνια) και το ζεύγος ηλεκτρονίων πηγαίνει στο πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο. Αποτέλεσμα αυτής της μεταφοράς ηλεκτρονίων από το ένα άτομο στο άλλο είναι ο σχηματισμός φορτισμένων σωματιδίων – ιόντων. Ανάμεσά τους προκύπτει μια έλξη.

Έχουν τους χαμηλότερους δείκτες ηλεκτραρνητικότητας τυπικά μέταλλα, και τα μεγαλύτερα είναι τυπικά αμέταλλα. Τα ιόντα σχηματίζονται έτσι από την αλληλεπίδραση μεταξύ τυπικών μετάλλων και τυπικών αμετάλλων.

Τα άτομα μετάλλων γίνονται θετικά φορτισμένα ιόντα (κατιόντα), δίνοντας ηλεκτρόνια στα εξωτερικά επίπεδα ηλεκτρονίων τους και τα αμέταλλα δέχονται ηλεκτρόνια, μετατρέποντας έτσι σε αρνητικά φορτισμένοιόντα (ανιόντα).

Τα άτομα κινούνται σε μια πιο σταθερή ενεργειακή κατάσταση, ολοκληρώνοντας τις ηλεκτρονικές τους διαμορφώσεις.

Ο ιονικός δεσμός είναι μη κατευθυντικός και μη κορεσμένος, καθώς η ηλεκτροστατική αλληλεπίδραση συμβαίνει προς όλες τις κατευθύνσεις, επομένως το ιόν μπορεί να προσελκύσει ιόντα αντίθετο σημάδιπρος όλες τις κατευθύνσεις.

Η διάταξη των ιόντων είναι τέτοια ώστε γύρω από το καθένα υπάρχει ένας ορισμένος αριθμός αντίθετα φορτισμένων ιόντων. Η έννοια του «μορίου» για ιοντικές ενώσεις δεν έχει νόημα.

Παραδείγματα εκπαίδευσης

Ο σχηματισμός δεσμού στο χλωριούχο νάτριο (nacl) οφείλεται στη μεταφορά ηλεκτρονίου από το άτομο Na στο άτομο Cl για να σχηματιστούν τα αντίστοιχα ιόντα:

Na 0 - 1 e = Na + (κατιόν)

Cl 0 + 1 e = Cl - (ανιόν)

Στο χλωριούχο νάτριο, υπάρχουν έξι ανιόντα χλωρίου γύρω από τα κατιόντα νατρίου και έξι ιόντα νατρίου γύρω από κάθε ιόν χλωρίου.

Όταν σχηματίζεται αλληλεπίδραση μεταξύ ατόμων στο θειούχο βάριο, συμβαίνουν οι ακόλουθες διεργασίες:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ο Ba δωρίζει τα δύο του ηλεκτρόνια στο θείο, με αποτέλεσμα τον σχηματισμό ανιόντων θείου S 2- και κατιόντων βαρίου Ba 2+.

Χημικός δεσμός μετάλλων

Ο αριθμός των ηλεκτρονίων στα εξωτερικά ενεργειακά επίπεδα των μετάλλων είναι μικρός· διαχωρίζονται εύκολα από τον πυρήνα. Ως αποτέλεσμα αυτής της αποκόλλησης, σχηματίζονται μεταλλικά ιόντα και ελεύθερα ηλεκτρόνια. Αυτά τα ηλεκτρόνια ονομάζονται «αέριο ηλεκτρονίων». Τα ηλεκτρόνια κινούνται ελεύθερα σε όλο τον όγκο του μετάλλου και συνδέονται συνεχώς και διαχωρίζονται από τα άτομα.

Η δομή της μεταλλικής ουσίας έχει ως εξής: κρυσταλλικό κύτταροείναι ο σκελετός της ύλης και μεταξύ των κόμβων της τα ηλεκτρόνια μπορούν να κινούνται ελεύθερα.

Μπορούν να δοθούν τα ακόλουθα παραδείγματα:

Mg - 2e<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Ομοιοπολική: πολική και μη πολική

Ο πιο κοινός τύπος χημικής αλληλεπίδρασης είναι ο ομοιοπολικός δεσμός. Οι τιμές ηλεκτραρνητικότητας των στοιχείων που αλληλεπιδρούν δεν διαφέρουν έντονα, επομένως, συμβαίνει μόνο μια μετατόπιση του κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων σε ένα πιο ηλεκτραρνητικό άτομο.

Οι ομοιοπολικές αλληλεπιδράσεις μπορούν να σχηματιστούν από έναν μηχανισμό ανταλλαγής ή έναν μηχανισμό δότη-δέκτη.

Ο μηχανισμός ανταλλαγής πραγματοποιείται εάν καθένα από τα άτομα έχει ασύζευκτα ηλεκτρόνια στα εξωτερικά ηλεκτρονικά επίπεδα και η επικάλυψη των ατομικών τροχιακών οδηγεί στην εμφάνιση ενός ζεύγους ηλεκτρονίων που ήδη ανήκει και στα δύο άτομα. Όταν ένα από τα άτομα έχει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων στο εξωτερικό ηλεκτρονικό επίπεδο και το άλλο έχει ένα ελεύθερο τροχιακό, τότε όταν τα ατομικά τροχιακά επικαλύπτονται, το ζεύγος ηλεκτρονίων μοιράζεται και αλληλεπιδρά σύμφωνα με τον μηχανισμό δότη-δέκτη.

Τα ομοιοπολικά χωρίζονται κατά πολλαπλότητα σε:

• απλό ή μονό?
• διπλό;
• τριπλάσια.

Τα διπλά εξασφαλίζουν την κοινή χρήση δύο ζευγών ηλεκτρονίων ταυτόχρονα και τα τριπλά - τρία.

Σύμφωνα με την κατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων (πολικότητα) μεταξύ συνδεδεμένων ατόμων, ένας ομοιοπολικός δεσμός χωρίζεται σε:

• μη πολικό?
• πολικός.

Ένας μη πολικός δεσμός σχηματίζεται από πανομοιότυπα άτομα και ένας πολικός δεσμός σχηματίζεται από διαφορετική ηλεκτραρνητικότητα.

Η αλληλεπίδραση ατόμων με παρόμοια ηλεκτραρνητικότητα ονομάζεται μη πολικός δεσμός. Το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων σε ένα τέτοιο μόριο δεν έλκεται από κανένα άτομο, αλλά ανήκει εξίσου και στα δύο.

Η αλληλεπίδραση στοιχείων που διαφέρουν σε ηλεκτραρνητικότητα οδηγεί στο σχηματισμό πολικών δεσμών. Σε αυτόν τον τύπο αλληλεπίδρασης, τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων έλκονται από το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο, αλλά δεν μεταφέρονται πλήρως σε αυτό (δηλαδή, ο σχηματισμός ιόντων δεν συμβαίνει). Ως αποτέλεσμα αυτής της μετατόπισης στην πυκνότητα των ηλεκτρονίων, εμφανίζονται μερικά φορτία στα άτομα: όσο πιο ηλεκτραρνητικό έχει αρνητικό φορτίο και τόσο λιγότερο ηλεκτραρνητικό έχει θετικό φορτίο.

Ιδιότητες και χαρακτηριστικά της ομοιοπολικότητας

Κύρια χαρακτηριστικά ενός ομοιοπολικού δεσμού:

• Το μήκος καθορίζεται από την απόσταση μεταξύ των πυρήνων των ατόμων που αλληλεπιδρούν.
• Η πολικότητα καθορίζεται από τη μετατόπιση του νέφους ηλεκτρονίων προς ένα από τα άτομα.
• Η κατευθυντικότητα είναι η ιδιότητα του σχηματισμού δεσμών προσανατολισμένων στο χώρο και, κατά συνέπεια, μορίων που έχουν ορισμένα γεωμετρικά σχήματα.
• Ο κορεσμός καθορίζεται από την ικανότητα σχηματισμού περιορισμένου αριθμού δεσμών.
• Η πολικότητα καθορίζεται από την ικανότητα αλλαγής πολικότητας υπό την επίδραση ενός εξωτερικού ηλεκτρικού πεδίου.
• Η ενέργεια που απαιτείται για να σπάσει ένας δεσμός καθορίζει τη δύναμή του.

Ένα παράδειγμα ομοιοπολικής μη πολικής αλληλεπίδρασης μπορεί να είναι τα μόρια του υδρογόνου (H2), του χλωρίου (Cl2), του οξυγόνου (O2), του αζώτου (N2) και πολλών άλλων.

H· + ·H → μόριο H-Hέχει έναν ενιαίο μη πολικό δεσμό,

O: + :O → O=O μόριο έχει διπλό μη πολικό,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N το μόριο είναι τριπλά μη πολικό.

Ως παραδείγματα ομοιοπολικού δεσμού χημικά στοιχείαμπορούμε να αναφέρουμε μόρια διοξειδίου του άνθρακα (CO2) και μονοξειδίου του άνθρακα (CO), υδρόθειο (H2S), του υδροχλωρικού οξέος(HCL), νερό (H2O), μεθάνιο (CH4), οξείδιο του θείου (SO2) και πολλά άλλα.

Στο μόριο CO2, η σχέση μεταξύ των ατόμων άνθρακα και οξυγόνου είναι ομοιοπολική πολική, αφού το πιο ηλεκτραρνητικό υδρογόνο έλκει την πυκνότητα ηλεκτρονίων. Το οξυγόνο έχει δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια στο εξωτερικό του περίβλημα, ενώ ο άνθρακας μπορεί να παρέχει τέσσερα ηλεκτρόνια σθένους για να σχηματίσουν την αλληλεπίδραση. Ως αποτέλεσμα, σχηματίζονται διπλοί δεσμοί και το μόριο μοιάζει με αυτό: O=C=O.

Προκειμένου να προσδιοριστεί ο τύπος του δεσμού σε ένα συγκεκριμένο μόριο, αρκεί να ληφθούν υπόψη τα συστατικά του άτομα. Οι απλές μεταλλικές ουσίες σχηματίζουν μεταλλικό δεσμό, τα μέταλλα με τα αμέταλλα σχηματίζουν έναν ιοντικό δεσμό, οι απλές μη μεταλλικές ουσίες σχηματίζουν έναν ομοιοπολικό μη πολικό δεσμό και τα μόρια που αποτελούνται από διαφορετικά αμέταλλα σχηματίζονται μέσω ενός πολικού ομοιοπολικού δεσμού.

Ομοιοπολικός χημικός δεσμόςεμφανίζεται μεταξύ ατόμων με παρόμοιες ή ίσες τιμές ηλεκτραρνητικότητας. Ας υποθέσουμε ότι το χλώριο και το υδρογόνο τείνουν να αφαιρούν ηλεκτρόνια και να παίρνουν τη δομή του πλησιέστερου ευγενούς αερίου, που σημαίνει ότι κανένα από τα δύο δεν θα δώσει ηλεκτρόνιο στο άλλο. Πώς είναι ακόμα συνδεδεμένα; Είναι απλό - μοιράζονται μεταξύ τους, σχηματίζεται ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων.

Τώρα ας αναλογιστούμε χαρακτηριστικά γνωρίσματαομοιοπολικό δεσμό.

Σε αντίθεση με τις ιοντικές ενώσεις, τα μόρια των ομοιοπολικών ενώσεων συγκρατούνται μεταξύ τους από «ενδομοριακές δυνάμεις», οι οποίες είναι πολύ πιο αδύναμες από τους χημικούς δεσμούς. Από αυτή την άποψη, χαρακτηρίζονται ομοιοπολικοί δεσμοί διαβρεκτό– σχηματισμός περιορισμένου αριθμού συνδέσεων.

Είναι γνωστό ότι τα ατομικά τροχιακά προσανατολίζονται στο διάστημα με συγκεκριμένο τρόπο, επομένως, όταν σχηματίζεται ένας δεσμός, η επικάλυψη των νεφών ηλεκτρονίων εμφανίζεται σε μια συγκεκριμένη κατεύθυνση. Εκείνοι. μια τέτοια ιδιότητα ενός ομοιοπολικού δεσμού πραγματοποιείται ως κατεύθυνση.

Εάν ένας ομοιοπολικός δεσμός σε ένα μόριο σχηματίζεται από πανομοιότυπα άτομα ή άτομα με ίση ηλεκτραρνητικότητα, τότε ένας τέτοιος δεσμός δεν έχει πολικότητα, δηλαδή η πυκνότητα των ηλεκτρονίων κατανέμεται συμμετρικά. Λέγεται μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός ( H2, Cl2, O2 ). Οι δεσμοί μπορεί να είναι απλοί, διπλοί ή τριπλοί.

Εάν η ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων διαφέρει, τότε όταν συνδυάζονται, η πυκνότητα ηλεκτρονίων κατανέμεται άνισα μεταξύ των ατόμων και σχηματίζεται ομοιοπολικός πολικός δεσμός(HCl, H 2 O, CO), η πολλαπλότητα των οποίων μπορεί επίσης να είναι διαφορετική. Όταν σχηματίζεται αυτός ο τύπος δεσμού, το πιο ηλεκτραρνητικό άτομο αποκτά μερικό αρνητικό φορτίο και το άτομο με μικρότερη ηλεκτραρνητικότητα αποκτά μερικό θετικό φορτίο (δ- και δ+). Σχηματίζεται ένα ηλεκτρικό δίπολο στο οποίο φορτία αντίθετου πρόσημου βρίσκονται σε μια ορισμένη απόσταση μεταξύ τους. Η διπολική ροπή χρησιμοποιείται ως μέτρο της πολικότητας του δεσμού:

Η πολικότητα της σύνδεσης είναι πιο έντονη, τόσο μεγαλύτερη είναι η διπολική ροπή. Τα μόρια θα είναι μη πολικά εάν η διπολική ροπή είναι μηδέν.

Σε σχέση με τα παραπάνω χαρακτηριστικά, μπορούμε να συμπεράνουμε ότι οι ομοιοπολικές ενώσεις είναι πτητικές και έχουν χαμηλές θερμοκρασίεςτήξη και βρασμό. Το ηλεκτρικό ρεύμα δεν μπορεί να περάσει μέσα από αυτές τις συνδέσεις, ως εκ τούτου είναι κακοί αγωγοί και καλοί μονωτές. Όταν εφαρμόζεται θερμότητα, πολλές ενώσεις με ομοιοπολικούς δεσμούς αναφλέγονται. Ως επί το πλείστον, πρόκειται για υδρογονάνθρακες, καθώς και για οξείδια, σουλφίδια, αλογονίδια αμετάλλων και μέταλλα μεταπτώσεως.

Κατηγορίες,

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 πράξη ιοντικός δεσμόςμεταξύ 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.