Χάρη στα οποία σχηματίζονται μόρια ανόργανων και οργανικών ουσιών. Ένας χημικός δεσμός εμφανίζεται μέσω της αλληλεπίδρασης των ηλεκτρικών πεδίων που δημιουργούνται από τους πυρήνες και τα ηλεκτρόνια των ατόμων. Επομένως, ο σχηματισμός ενός ομοιοπολικού χημικού δεσμού συνδέεται με την ηλεκτρική φύση.

Τι είναι μια σύνδεση

Αυτός ο όρος αναφέρεται στο αποτέλεσμα της δράσης δύο ή περισσότερων ατόμων, τα οποία οδηγούν στο σχηματισμό ενός ισχυρού πολυατομικού συστήματος. Οι κύριοι τύποι χημικών δεσμών σχηματίζονται όταν μειώνεται η ενέργεια των ατόμων που αντιδρούν. Κατά τη διαδικασία σχηματισμού δεσμού, τα άτομα προσπαθούν να ολοκληρώσουν το ηλεκτρονικό τους κέλυφος.

Είδη επικοινωνίας

Στη χημεία, υπάρχουν διάφοροι τύποι δεσμών: ιοντικοί, ομοιοπολικοί, μεταλλικοί. Οι ομοιοπολικοί χημικοί δεσμοί έχουν δύο τύπους: πολικούς και μη πολικούς.

Ποιος είναι ο μηχανισμός δημιουργίας του; Ένας ομοιοπολικός μη πολικός χημικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ ατόμων πανομοιότυπων αμετάλλων που έχουν την ίδια ηλεκτραρνητικότητα. Στην περίπτωση αυτή, σχηματίζονται κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων.

Μη πολικός δεσμός

Παραδείγματα μορίων που έχουν μη πολικό ομοιοπολικό χημικό δεσμό περιλαμβάνουν αλογόνα, υδρογόνο, άζωτο και οξυγόνο.

Αυτή η σύνδεση ανακαλύφθηκε για πρώτη φορά το 1916 από τον Αμερικανό χημικό Lewis. Στην αρχή υπέβαλε μια υπόθεση και επιβεβαιώθηκε μόνο μετά από πειραματική επιβεβαίωση.

Ο ομοιοπολικός χημικός δεσμός σχετίζεται με την ηλεκτραρνητικότητα. Για τα μη μέταλλα έχει υψηλή αξία. Κατά τη χημική αλληλεπίδραση των ατόμων, η μεταφορά ηλεκτρονίων από το ένα άτομο στο άλλο δεν είναι πάντα δυνατή, με αποτέλεσμα να συνδυάζονται. Ένας γνήσιος ομοιοπολικός χημικός δεσμός εμφανίζεται μεταξύ των ατόμων. 8η τάξη τακτική σχολικό πρόγραμμα σπουδώνπεριλαμβάνει μια λεπτομερή εξέταση πολλών τύπων επικοινωνίας.

Ουσίες που έχουν αυτόν τον τύπο σύνδεσης, όταν φυσιολογικές συνθήκες- υγρά, αέρια και στερεά που έχουν χαμηλή θερμοκρασίατήξη.

Τύποι ομοιοπολικού δεσμού

Ας δούμε πιο αναλυτικά Αυτό το θέμα. Ποιοι είναι οι τύποι των χημικών δεσμών; Ομοιοπολικοί δεσμοί υπάρχουν σε εκδοχές ανταλλαγής και δότη-αποδέκτη.

Ο πρώτος τύπος χαρακτηρίζεται από τη δωρεά ενός μη ζευγαρωμένου ηλεκτρονίου από κάθε άτομο για το σχηματισμό ενός κοινού ηλεκτρονικού δεσμού.

Τα ηλεκτρόνια που συνδυάζονται σε έναν κοινό δεσμό πρέπει να έχουν αντίθετα σπιν. Ως παράδειγμα αυτού του τύπου ομοιοπολικού δεσμού, εξετάστε το υδρογόνο. Όταν τα άτομά του έρχονται πιο κοντά, τα νέφη ηλεκτρονίων τους διεισδύουν το ένα μέσα στο άλλο, κάτι που στην επιστήμη ονομάζεται επικάλυψη νεφών ηλεκτρονίων. Ως αποτέλεσμα, η πυκνότητα ηλεκτρονίων μεταξύ των πυρήνων αυξάνεται και η ενέργεια του συστήματος μειώνεται.

Σε μια ελάχιστη απόσταση, οι πυρήνες του υδρογόνου απωθούνται μεταξύ τους, με αποτέλεσμα μια ορισμένη βέλτιστη απόσταση.

Στην περίπτωση του τύπου ομοιοπολικού δεσμού δότη-δέκτη, ένα σωματίδιο έχει ηλεκτρόνια και ονομάζεται δότης. Το δεύτερο σωματίδιο έχει ένα ελεύθερο κύτταρο στο οποίο θα βρίσκεται ένα ζεύγος ηλεκτρονίων.

Πολικά μόρια

Πώς σχηματίζονται ομοιοπολικοί πολικοί χημικοί δεσμοί; Προκύπτουν σε καταστάσεις όπου τα άτομα μη μετάλλου που συνδέονται έχουν διαφορετική ηλεκτραρνητικότητα. Σε τέτοιες περιπτώσεις, τα κοινά ηλεκτρόνια τοποθετούνται πιο κοντά στο άτομο του οποίου η τιμή ηλεκτραρνητικότητας είναι μεγαλύτερη. Ως παράδειγμα ενός ομοιοπολικού πολικού δεσμού, μπορούμε να θεωρήσουμε τους δεσμούς που προκύπτουν στο μόριο υδροβρωμίου. Εδώ τα δημόσια ηλεκτρόνια, τα οποία είναι υπεύθυνα για το σχηματισμό ενός ομοιοπολικού δεσμού, είναι πιο κοντά στο βρώμιο παρά στο υδρογόνο. Ο λόγος για αυτό το φαινόμενο είναι ότι το βρώμιο έχει μεγαλύτερη ηλεκτραρνητικότητα από το υδρογόνο.

Μέθοδοι προσδιορισμού ομοιοπολικών δεσμών

Πώς να ορίσετε τους ομοιοπολικούς πολικούς χημικούς δεσμούς; Για να γίνει αυτό, πρέπει να γνωρίζετε τη σύνθεση των μορίων. Αν περιέχει άτομα διαφορετικά στοιχεία, υπάρχει ένας πολικός ομοιοπολικός δεσμός στο μόριο. Τα μη πολικά μόρια περιέχουν άτομα του ενός χημικό στοιχείο. Μεταξύ των εργασιών που προσφέρονται ως μέρος ενός σχολικού μαθήματος χημείας, υπάρχουν εκείνες που περιλαμβάνουν τον προσδιορισμό του τύπου σύνδεσης. Εργασίες αυτού του τύπου περιλαμβάνονται στις τελικές εργασίες πιστοποίησης στη χημεία στην τάξη 9, καθώς και στις δοκιμές της ενιαίας κρατικής εξέτασης στη χημεία στην τάξη 11.

Ιοντικός δεσμός

Ποια είναι η διαφορά μεταξύ ομοιοπολικών και ιοντικών χημικών δεσμών; Εάν ένας ομοιοπολικός δεσμός είναι χαρακτηριστικός των μη μετάλλων, τότε σχηματίζεται ένας ιοντικός δεσμός μεταξύ ατόμων που έχουν σημαντικές διαφορές στην ηλεκτραρνητικότητα. Για παράδειγμα, αυτό είναι χαρακτηριστικό για ενώσεις στοιχείων της πρώτης και της δεύτερης ομάδας των κύριων υποομάδων του PS (μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών) και στοιχεία της 6ης και 7ης ομάδας των κύριων υποομάδων του περιοδικού πίνακα (χαλκογόνα και αλογόνα ).

Σχηματίζεται ως αποτέλεσμα της ηλεκτροστατικής έλξης ιόντων με αντίθετα φορτία.

Χαρακτηριστικά ιοντικού δεσμού

Δεδομένου ότι τα πεδία δύναμης των αντίθετα φορτισμένων ιόντων κατανέμονται ομοιόμορφα προς όλες τις κατευθύνσεις, καθένα από αυτά είναι ικανό να προσελκύει σωματίδια αντίθετου πρόσημου. Αυτό χαρακτηρίζει τη μη κατευθυντικότητα του ιοντικού δεσμού.

Η αλληλεπίδραση δύο ιόντων με αντίθετα πρόσημα δεν συνεπάγεται πλήρη αμοιβαία αντιστάθμιση μεμονωμένων πεδίων δύναμης. Αυτό βοηθά στη διατήρηση της ικανότητας έλξης ιόντων προς άλλες κατευθύνσεις, επομένως, παρατηρείται ακόρεστος του ιοντικού δεσμού.

Σε μια ιοντική ένωση, κάθε ιόν έχει την ικανότητα να προσελκύει στον εαυτό του έναν ορισμένο αριθμό άλλων που έχουν αντίθετο σημάδιγια να σχηματιστεί ένα κρυσταλλικό πλέγμα ιοντικού χαρακτήρα. Δεν υπάρχουν μόρια σε έναν τέτοιο κρύσταλλο. Κάθε ιόν περιβάλλεται σε μια ουσία από έναν συγκεκριμένο αριθμό ιόντων διαφορετικού σημείου.

Μεταλλική σύνδεση

Αυτός ο τύπος χημικού δεσμού έχει ορισμένους ατομικά χαρακτηριστικά. Τα μέταλλα έχουν υπερβολικό αριθμό τροχιακών σθένους και ανεπάρκεια ηλεκτρονίων.

Όταν μεμονωμένα άτομα ενώνονται, τα τροχιακά σθένους τους επικαλύπτονται, γεγονός που διευκολύνει την ελεύθερη κίνηση των ηλεκτρονίων από το ένα τροχιακό στο άλλο, δημιουργώντας έναν δεσμό μεταξύ όλων των ατόμων μετάλλου. Αυτά τα ελεύθερα ηλεκτρόνια είναι το κύριο χαρακτηριστικό ενός μεταλλικού δεσμού. Δεν έχει κορεσμό και κατευθυντικότητα, αφού τα ηλεκτρόνια σθένους κατανέμονται ομοιόμορφα σε όλο τον κρύσταλλο. Η παρουσία ελεύθερων ηλεκτρονίων στα μέταλλα εξηγεί μερικά από αυτά φυσικές ιδιότητες: μεταλλική λάμψη, ολκιμότητα, ελατότητα, θερμική αγωγιμότητα, αδιαφάνεια.

Τύπος ομοιοπολικού δεσμού

Σχηματίζεται μεταξύ ενός ατόμου υδρογόνου και ενός στοιχείου που έχει υψηλή ηλεκτραρνητικότητα. Υπάρχουν ενδο- και διαμοριακούς δεσμούς υδρογόνου. Αυτός ο τύπος ομοιοπολικού δεσμού είναι ο πιο αδύναμος· εμφανίζεται λόγω της δράσης ηλεκτροστατικών δυνάμεων. Το άτομο υδρογόνου έχει μικρή ακτίνα και όταν αυτό το ένα ηλεκτρόνιο εκτοπίζεται ή χαρίζεται, το υδρογόνο γίνεται θετικό ιόν, ενεργώντας στο άτομο με υψηλή ηλεκτραρνητικότητα.

Μεταξύ των χαρακτηριστικών ιδιοτήτων ενός ομοιοπολικού δεσμού είναι: κορεσμός, κατευθυντικότητα, πολικότητα, πολικότητα. Κάθε ένας από αυτούς τους δείκτες έχει μια συγκεκριμένη σημασία για την ένωση που σχηματίζεται. Για παράδειγμα, η κατευθυντικότητα καθορίζεται από το γεωμετρικό σχήμα του μορίου.

Όχι ο λιγότερο σημαντικός ρόλος στο χημικό επίπεδο της οργάνωσης του κόσμου παίζει ο τρόπος σύνδεσης δομικών σωματιδίων και σύνδεσης μεταξύ τους. Ο συντριπτικός αριθμός των απλών ουσιών, δηλαδή των μη μετάλλων, έχουν ομοιοπολικό μη πολικό τύπο δεσμού, με εξαίρεση τα μέταλλα στην καθαρή τους μορφή, έχουν μια ειδική μέθοδο σύνδεσης, η οποία πραγματοποιείται μέσω της κοινής χρήσης ελεύθερων ηλεκτρονίων σε κρυσταλλικού πλέγματος.

Οι τύποι και τα παραδείγματα των οποίων θα αναφερθούν παρακάτω, ή ακριβέστερα, ο εντοπισμός ή η μερική μετατόπιση αυτών των δεσμών σε έναν από τους συμμετέχοντες στη δέσμευση εξηγείται ακριβώς από το ηλεκτραρνητικό χαρακτηριστικό ενός συγκεκριμένου στοιχείου. Η μετατόπιση συμβαίνει προς το άτομο για το οποίο είναι ισχυρότερο.

Ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός

Ο «τύπος» ενός ομοιοπολικού μη πολικού δεσμού είναι απλός - δύο άτομα της ίδιας φύσης συνδυάζουν τα ηλεκτρόνια των φλοιών σθένους τους σε ένα κοινό ζεύγος. Ένα τέτοιο ζευγάρι ονομάζεται διαιρεμένο γιατί ανήκει εξίσου και στους δύο συμμετέχοντες στο δέσιμο. Χάρη στην κοινωνικοποίηση της πυκνότητας ηλεκτρονίων με τη μορφή ενός ζεύγους ηλεκτρονίων, τα άτομα κινούνται σε μια πιο σταθερή κατάσταση, αφού ολοκληρώνουν το εξωτερικό ηλεκτρονικό τους επίπεδο, και το «οκτάδα» (ή «διπλό» στην περίπτωση του απλού ουσία υδρογόνο H 2, έχει ένα μόνο τροχιακό s, για το οποίο απαιτούνται δύο ηλεκτρόνια για να ολοκληρωθεί) είναι η κατάσταση του εξωτερικού επιπέδου στο οποίο τείνουν όλα τα άτομα, αφού η πλήρωσή του αντιστοιχεί στην κατάσταση με την ελάχιστη ενέργεια.

Υπάρχει ένα παράδειγμα μη πολικού ομοιοπολικού δεσμού στα ανόργανα και, όσο περίεργο κι αν ακούγεται, και στην οργανική χημεία. Αυτός ο τύπος δεσμού είναι εγγενής σε όλες τις απλές ουσίες - μη μέταλλα, εκτός από τα ευγενή αέρια, καθώς το επίπεδο σθένους ενός ατόμου αδρανούς αερίου έχει ήδη ολοκληρωθεί και έχει μια οκτάδα ηλεκτρονίων, πράγμα που σημαίνει ότι ο δεσμός με ένα παρόμοιο δεν κάνει νόημα για αυτό και είναι ακόμη λιγότερο ενεργειακά ωφέλιμο. Στα οργανικά, η μη πολικότητα εμφανίζεται σε μεμονωμένα μόρια μιας συγκεκριμένης δομής και είναι υπό όρους.

Ομοιοπολικός πολικός δεσμός

Το παράδειγμα ενός μη πολικού ομοιοπολικού δεσμού περιορίζεται σε λίγα μόρια μιας απλής ουσίας, ενώ οι διπολικές ενώσεις, στις οποίες η πυκνότητα των ηλεκτρονίων μετατοπίζεται εν μέρει προς το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο, αποτελούν τη συντριπτική πλειοψηφία. Οποιοσδήποτε συνδυασμός ατόμων με διαφορετικές τιμές ηλεκτραρνητικότητας παράγει έναν πολικό δεσμό. Συγκεκριμένα, οι δεσμοί στα οργανικά είναι πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί. Μερικές φορές τα ιοντικά, ανόργανα οξείδια είναι επίσης πολικά και στα άλατα και τα οξέα κυριαρχεί ο ιοντικός τύπος δεσμού.

Ο ιονικός τύπος ενώσεων θεωρείται μερικές φορές ως ακραία περίπτωση πολικής δέσμευσης. Εάν η ηλεκτραρνητικότητα ενός από τα στοιχεία είναι σημαντικά υψηλότερη από αυτή του άλλου, το ζεύγος ηλεκτρονίων μετατοπίζεται πλήρως από το κέντρο του δεσμού σε αυτό. Έτσι γίνεται ο διαχωρισμός σε ιόντα. Αυτός που παίρνει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων μετατρέπεται σε ανιόν και δέχεται αρνητικό φορτίο και αυτός που χάνει ένα ηλεκτρόνιο μετατρέπεται σε κατιόν και γίνεται θετικός.

Παραδείγματα ανόργανων ουσιών με ομοιοπολικό μη πολικό τύπο δεσμού

Ουσίες με ομοιοπολικό μη πολικό δεσμό είναι, για παράδειγμα, όλα τα δυαδικά μόρια αερίου: υδρογόνο (H - H), οξυγόνο (O = O), άζωτο (στο μόριό του 2 άτομα συνδέονται με έναν τριπλό δεσμό (N ≡ N)). υγρά και στερεά: χλώριο (Cl - Cl), φθόριο (F - F), βρώμιο (Br - Br), ιώδιο (I - I). Καθώς και σύνθετες ουσίες που αποτελούνται από άτομα διάφορα στοιχεία, αλλά με πραγματική την ίδια τιμήηλεκτραρνητικότητα, για παράδειγμα, υδρίδιο του φωσφόρου - PH 3.

Οργανικά και μη πολικά δέσιμο

Είναι πολύ ξεκάθαρο ότι όλα είναι πολύπλοκα. Τίθεται το ερώτημα: πώς μπορεί να υπάρχει ένας μη πολικός δεσμός σε μια σύνθετη ουσία; Η απάντηση είναι αρκετά απλή αν το σκεφτείς λίγο λογικά. Εάν οι τιμές ηλεκτραρνητικότητας των συνδεδεμένων στοιχείων διαφέρουν ελαφρώς και δεν σχηματίζουν ένωση, ένας τέτοιος δεσμός μπορεί να θεωρηθεί μη πολικός. Αυτή ακριβώς είναι η κατάσταση με τον άνθρακα και το υδρογόνο: όλοι οι δεσμοί C - H στην οργανική ύλη θεωρούνται μη πολικοί.

Ένα παράδειγμα μη πολικού ομοιοπολικού δεσμού είναι το απλούστερο μόριο μεθανίου Αποτελείται από ένα άτομο άνθρακα, το οποίο, ανάλογα με το σθένος του, συνδέεται με απλούς δεσμούς με τέσσερα άτομα υδρογόνου. Στην πραγματικότητα, το μόριο δεν είναι δίπολο, αφού δεν υπάρχει εντοπισμός φορτίων σε αυτό, κάπως λόγω της τετραεδρικής δομής του. Η πυκνότητα των ηλεκτρονίων είναι ομοιόμορφα κατανεμημένη.

Ένα παράδειγμα μη πολικού ομοιοπολικού δεσμού εμφανίζεται σε πιο πολύπλοκες οργανικές ενώσεις. Πραγματοποιείται λόγω των μεσομερικών επιδράσεων, δηλαδή της διαδοχικής απόσυρσης της πυκνότητας ηλεκτρονίων, η οποία εξασθενεί γρήγορα κατά μήκος της ανθρακικής αλυσίδας. Έτσι, σε ένα μόριο εξαχλωροαιθανίου, ο δεσμός C - C είναι μη πολικός λόγω της ομοιόμορφης απόσυρσης της πυκνότητας ηλεκτρονίων από έξι άτομα χλωρίου.

Άλλοι τύποι συνδέσεων

Εκτός από τους ομοιοπολικούς δεσμούς, οι οποίοι, παρεμπιπτόντως, μπορούν επίσης να συμβούν μέσω του μηχανισμού δότη-δέκτη, υπάρχουν ιοντικοί, μεταλλικοί και δεσμοί υδρογόνου. Σύντομα χαρακτηριστικάτα δύο προτελευταία παρουσιάζονται παραπάνω.

Ο δεσμός υδρογόνου είναι μια διαμοριακή ηλεκτροστατική αλληλεπίδραση που παρατηρείται εάν το μόριο περιέχει ένα άτομο υδρογόνου και οποιοδήποτε άλλο άτομο έχει μεμονωμένα ζεύγη ηλεκτρονίων. Αυτός ο τύπος δέσμευσης είναι πολύ πιο αδύναμος από τους άλλους, αλλά λόγω του γεγονότος ότι πολλοί από αυτούς τους δεσμούς μπορούν να σχηματιστούν στην ουσία, συμβάλλει σημαντικά στις ιδιότητες της ένωσης.

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 στερεές κρυσταλλικές ουσίες, οι περισσότερες από τις οποίες, ακόμη και με πολύ ελαφριά θέρμανση, μπορούν να λιώσουν γρήγορα και να εξαχνωθούν εύκολα (S 8, P 4, I 2, ζάχαρη C 12 H 22 O 11, «ξηρός πάγος» CO 2).

Χαμηλά σημεία τήξης, εξάχνωσης και βρασμού μοριακές ουσίεςεξηγούνται από πολύ ασθενείς δυνάμεις διαμοριακής αλληλεπίδρασης στους 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.).

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, δυνατότητα πόλωσης- καθορίζουν τις χημικές και φυσικές ιδιότητες των ενώσεων.

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.

Δεν είναι μυστικό ότι η χημεία είναι μια αρκετά περίπλοκη και επίσης ποικιλόμορφη επιστήμη. Ενα μάτσο διάφορες αντιδράσεις, αντιδραστήρια, χημικά και άλλοι περίπλοκοι και συγκεχυμένοι όροι - όλα αλληλεπιδρούν μεταξύ τους. Αλλά το κύριο πράγμα είναι ότι ασχολούμαστε με τη χημεία κάθε μέρα, δεν έχει σημασία αν ακούμε τον δάσκαλο στην τάξη και μαθαίνουμε νέο υλικόή παρασκευάζουμε τσάι, που γενικά είναι και χημική διαδικασία.

Μπορεί να συναχθεί το συμπέρασμα ότι αρκεί να ξέρεις χημεία, η κατανόηση του και η γνώση του πώς λειτουργεί ο κόσμος μας ή ορισμένα από τα μέρη του είναι ενδιαφέρον και, επιπλέον, χρήσιμο.

Τώρα πρέπει να αντιμετωπίσουμε έναν τέτοιο όρο όπως ο ομοιοπολικός δεσμός, ο οποίος, παρεμπιπτόντως, μπορεί να είναι είτε πολικός είτε μη πολικός. Παρεμπιπτόντως, η ίδια η λέξη "ομοιοπολικό" προέρχεται από το λατινικό "co" - μαζί και "vales" - που έχουν δύναμη.

Εμφανίσεις του όρου

Ας ξεκινήσουμε με το γεγονός ότι Ο όρος "ομοιοπολικό" εισήχθη για πρώτη φορά το 1919 από τον Irving Langmuir -δαφνοστεφής βραβείο Νόμπελ. Η έννοια του "ομοιοπολικού" υπονοεί έναν χημικό δεσμό στον οποίο και τα δύο άτομα μοιράζονται ηλεκτρόνια, που ονομάζεται κοινή κατοχή. Έτσι, διαφέρει, για παράδειγμα, από ένα μεταλλικό, στο οποίο τα ηλεκτρόνια είναι ελεύθερα, ή από ένα ιοντικό, όπου το ένα δίνει εντελώς ηλεκτρόνια σε ένα άλλο. Πρέπει να σημειωθεί ότι σχηματίζεται μεταξύ αμετάλλων.

Με βάση τα παραπάνω, μπορούμε να βγάλουμε ένα μικρό συμπέρασμα για το πώς είναι αυτή η διαδικασία. Προκύπτει μεταξύ ατόμων λόγω του σχηματισμού κοινών ζευγών ηλεκτρονίων, και αυτά τα ζεύγη προκύπτουν στο εξωτερικό και στο προ-εξωτερικό υποεπίπεδο των ηλεκτρονίων.

Παραδείγματα, ουσίες με πολικότητα:

Τύποι ομοιοπολικού δεσμού

Υπάρχουν επίσης δύο τύποι: πολικοί και, κατά συνέπεια, μη πολικοί δεσμοί. Θα αναλύσουμε τα χαρακτηριστικά καθενός από αυτά ξεχωριστά.

Ομοιοπολικός πολικός - σχηματισμός

Τι σημαίνει ο όρος «πολικό»;

Αυτό που συμβαίνει συνήθως είναι ότι δύο άτομα έχουν διαφορετική ηλεκτραρνητικότητα, επομένως τα ηλεκτρόνια που μοιράζονται δεν ανήκουν εξίσου, αλλά είναι πάντα πιο κοντά στο ένα παρά στο άλλο. Για παράδειγμα, ένα μόριο υδροχλωρίου, στο οποίο τα ηλεκτρόνια του ομοιοπολικού δεσμού βρίσκονται πιο κοντά στο άτομο του χλωρίου, αφού η ηλεκτραρνητικότητα του είναι μεγαλύτερη από αυτή του υδρογόνου. Ωστόσο, στην πραγματικότητα, η διαφορά στην έλξη ηλεκτρονίων είναι αρκετά μικρή για να συμβεί πλήρης μεταφορά ηλεκτρονίων από το υδρογόνο στο χλώριο.

Ως αποτέλεσμα, όταν είναι πολική, η πυκνότητα ηλεκτρονίων μετατοπίζεται σε πιο ηλεκτραρνητική και εμφανίζεται ένα μερικό αρνητικό φορτίο σε αυτήν. Με τη σειρά του, ο πυρήνας του οποίου η ηλεκτραρνητικότητα είναι χαμηλότερη αναπτύσσει, κατά συνέπεια, ένα μερικό θετικό φορτίο.

Συμπεραίνουμε:πολικό εμφανίζεται μεταξύ διαφορετικών αμετάλλων που διαφέρουν στις τιμές ηλεκτραρνητικότητας τους και τα ηλεκτρόνια βρίσκονται πιο κοντά στον πυρήνα με μεγαλύτερη ηλεκτραρνητικότητα.

Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι η ικανότητα ορισμένων ατόμων να προσελκύουν ηλεκτρόνια από άλλα, σχηματίζοντας έτσι μια χημική αντίδραση.

Παραδείγματα ομοιοπολικών πολικών, ουσίες με πολικό ομοιοπολικό δεσμό:

Τύπος ουσίας με πολικό ομοιοπολικό δεσμό

Ομοιοπολική μη πολική, διαφορά μεταξύ πολικού και μη πολικού

Και τέλος, μη πολικό, σύντομα θα μάθουμε τι είναι.

Η κύρια διαφορά μεταξύ μη πολικού και πολικού- αυτό είναι συμμετρία. Εάν στην περίπτωση ενός πολικού δεσμού τα ηλεκτρόνια βρίσκονταν πιο κοντά σε ένα άτομο, τότε σε έναν μη πολικό δεσμό τα ηλεκτρόνια βρίσκονταν συμμετρικά, δηλαδή εξίσου σε σχέση και με τα δύο.

Είναι αξιοσημείωτο ότι το μη πολικό εμφανίζεται μεταξύ ατόμων μη μετάλλου ενός χημικού στοιχείου.

Π.χ, ουσίες με μη πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς:

Επίσης, μια συλλογή ηλεκτρονίων συχνά αποκαλείται απλά ένα νέφος ηλεκτρονίων, με βάση αυτό συμπεραίνουμε ότι το ηλεκτρονικό νέφος επικοινωνίας, που σχηματίζει ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων, κατανέμεται στο χώρο συμμετρικά ή ομοιόμορφα σε σχέση με τους πυρήνες και των δύο.

Παραδείγματα ομοιοπολικού μη πολικού δεσμού και σχήματος σχηματισμού ομοιοπολικού μη πολικού δεσμού

Αλλά είναι επίσης χρήσιμο να γνωρίζουμε πώς να διακρίνουμε μεταξύ ομοιοπολικής πολικής και μη πολικής.

Ομοιοπολική μη πολική- αυτά είναι πάντα άτομα της ίδιας ουσίας. Η2. CL2.

Αυτό το άρθρο έφτασε στο τέλος του, τώρα ξέρουμε τι είναι αυτή η χημική διαδικασία, ξέρουμε πώς να την ορίσουμε και τις ποικιλίες της, γνωρίζουμε τους τύπους για τον σχηματισμό ουσιών και γενικά λίγο περισσότερα για τον περίπλοκο κόσμο μας, επιτυχίες σε χημεία και ο σχηματισμός νέων τύπων.