Kovalentna hemijska veza. Vrste hemijskih veza: kovalentna veza. Vrste hemijskih veza Veze između hemija supstanci

Kovalentna hemijska veza, njene vrste i mehanizmi nastanka. Karakteristike kovalentnih veza (polaritet i energija veze). Jonska veza. Metalni priključak. Vodikova veza

Doctrine of hemijska vezačini osnovu sve teorijske hemije.

Hemijska veza se podrazumijeva kao interakcija atoma koja ih veže u molekule, ione, radikale i kristale.

Postoje četiri vrste hemijskih veza: jonske, kovalentne, metalne i vodonične.

Podjela kemijskih veza na vrste je uvjetna, jer ih sve karakterizira određeno jedinstvo.

Jonska veza se može smatrati ekstremnim slučajem polarne kovalentne veze.

Metalna veza kombinuje kovalentnu interakciju atoma koristeći zajedničke elektrone i elektrostatičku privlačnost između ovih elektrona i metalnih jona.

Supstancama često nedostaju ograničavajući slučajevi hemijskog vezivanja (ili čistog hemijskog vezivanja).

Na primjer, litijum fluorid $LiF$ je klasifikovan kao jonsko jedinjenje. U stvari, veza u njemu je $80%$ jonska i $20%$ kovalentna. Stoga je ispravnije, očigledno, govoriti o stepenu polariteta (joničnosti) hemijske veze.

U nizu halogenovodonika $HF—HCl—HBr—HI—HAt$ stepen polariteta veze opada, jer se smanjuje razlika u vrijednostima elektronegativnosti atoma halogena i vodonika, a u astatinskom vodoniku veza postaje gotovo nepolarna $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2)$.

U istim supstancama mogu se naći različite vrste veza, na primjer:

1. u bazama: između atoma kiseonika i vodika u hidrokso grupama veza je polarna kovalentna, a između metala i hidrokso grupe je jonska;
2. u solima kiselina koje sadrže kiseonik: između atoma nemetala i kiseonika kiselog ostatka - kovalentno polarni, a između metala i kiselog ostatka - ionski;
3. u amonijumu, metilamonijum solima itd.: između atoma dušika i vodika - kovalentno polarni, a između amonijum ili metilamonijum iona i kiselinskog ostatka - ionski;
4. u metalnim peroksidima (na primjer, $Na_2O_2$), veza između atoma kisika je kovalentna nepolarna, a između metala i kisika je jonska, itd.

Različite vrste veza mogu se transformirati jedna u drugu:

— prilikom elektrolitičke disocijacije kovalentnih jedinjenja u vodi, kovalentna polarna veza prelazi u ionsku vezu;

- kada metali ispare, metalna veza se pretvara u nepolarnu kovalentnu vezu itd.

Razlog jedinstva svih vrsta i tipova hemijskih veza je njihov identičan hemijske prirode— elektron-nuklearna interakcija. Formiranje hemijske veze u svakom slučaju je rezultat elektronsko-nuklearne interakcije atoma, praćene oslobađanjem energije.

Metode formiranja kovalentnih veza. Karakteristike kovalentne veze: dužina veze i energija

Kovalentna hemijska veza je veza nastala između atoma kroz formiranje zajedničkih elektronskih parova.

Mehanizam nastanka takve veze može biti razmjenski ili donor-akceptor.

I. Mehanizam razmjene funkcioniše kada atomi formiraju zajedničke elektronske parove kombinovanjem nesparenih elektrona.

1) $H_2$ - vodonik:

Veza nastaje zbog formiranja zajedničkog elektronskog para od strane $s$-elektrona atoma vodika (preklapajućih $s$-orbitala):

2) $HCl$ - hlorovodonik:

Veza nastaje zbog formiranja zajedničkog elektronskog para $s-$ i $p-$elektrona (preklapajućih $s-p-$orbitala):

3) $Cl_2$: u molekuli hlora, kovalentna veza se formira zbog nesparenih $p-$elektrona (preklapajućih $p-p-$orbitala):

4) $N_2$: u molekuli azota formiraju se tri zajednička elektronska para između atoma:

II. Donorsko-akceptorski mehanizam Razmotrimo formiranje kovalentne veze na primjeru amonijum jona $NH_4^+$.

Donator ima elektronski par, akceptor ima praznu orbitalu koju ovaj par može zauzeti. U amonijum jonu, sve četiri veze sa atomima vodonika su kovalentne: tri su nastale stvaranjem zajedničkih elektronskih parova atomom azota i atoma vodonika prema mehanizmu razmene, jedna - putem mehanizma donor-akceptor.

Kovalentne veze se mogu klasifikovati prema načinu preklapanja orbitala elektrona, kao i po njihovom pomeranju prema jednom od vezanih atoma.

Hemijske veze nastale kao rezultat preklapanja elektronskih orbitala duž linije veze nazivaju se $σ$ -obveznice (sigma obveznice). Sigma veza je veoma jaka.

$p-$orbitale se mogu preklapati u dvije regije, formirajući kovalentnu vezu zbog bočnog preklapanja:

Hemijske veze nastale kao rezultat „bočnog“ preklapanja elektronskih orbitala izvan komunikacione linije, tj. u dva područja nazivaju se $π$ -obveznice (pi-obveznice).

By stepen pomaka zajedničke elektronske parove za jedan od atoma koje vezuju, kovalentna veza može biti polar I nepolarni.

Kovalentna hemijska veza nastala između atoma iste elektronegativnosti naziva se nepolarni. Elektronski parovi nisu pomjereni ni na jedan od atoma, jer atomi imaju isti EO - svojstvo privlačenja valentnih elektrona iz drugih atoma. Na primjer:

one. molekule jednostavnih nemetalnih supstanci nastaju kovalentnim nepolarnim vezama. Zove se kovalentna hemijska veza između atoma elemenata čija se elektronegativnost razlikuje polar.

Dužina i energija kovalentnih veza.

Karakteristično svojstva kovalentne veze- njegovu dužinu i energiju. Dužina veze je udaljenost između jezgara atoma. Što je kraća dužina hemijske veze, to je ona jača. Međutim, mjera jačine veze je energija vezivanja, koji je određen količinom energije koja je potrebna za prekid veze. Obično se mjeri u kJ/mol. Dakle, prema eksperimentalnim podacima, dužine veze $H_2, Cl_2$ i $N_2$ molekula su respektivno $0,074, 0,198$ i $0,109$ nm, a energije veze su $436, 242$ i $946$ kJ/mol.

Joni. Jonska veza

Zamislimo da se dva atoma „sreću“: atom metala grupe I i atom nemetala VII grupe. Atom metala ima jedan elektron na svom vanjskom energetskom nivou, dok atomu nemetala nedostaje samo jedan elektron da bi njegov vanjski nivo bio potpun.

Prvi atom će drugom lako dati svoj elektron, koji je udaljen od jezgra i slabo vezan za njega, a drugi će mu dati slobodno mjesto na njegovom vanjskom elektronskom nivou.

Tada će atom, lišen jednog od svojih negativnih naboja, postati pozitivno nabijena čestica, a druga će se zbog nastalog elektrona pretvoriti u negativno nabijenu česticu. Takve čestice se nazivaju joni.

Hemijska veza koja se javlja između jona naziva se jonska.

Razmotrimo formiranje ove veze na primjeru dobro poznatog jedinjenja natrijevog klorida (kuhinjska sol):

Proces pretvaranja atoma u jone prikazan je na dijagramu:

Ova transformacija atoma u jone uvijek se događa tokom interakcije atoma tipičnih metala i tipičnih nemetala.

Razmotrimo algoritam (slijed) zaključivanja prilikom snimanja formiranja ionske veze, na primjer, između atoma kalcija i klora:

Zovu se brojevi koji pokazuju broj atoma ili molekula koeficijenti, a brojevi koji pokazuju broj atoma ili jona u molekulu se nazivaju indeksi.

Metalni priključak

Upoznajmo se s tim kako atomi metalnih elemenata međusobno djeluju. Metali obično ne postoje kao izolirani atomi, već u obliku komada, ingota ili metalnog proizvoda. Šta drži atome metala u jednom volumenu?

Atomi većine metala na vanjskom nivou ne sadrže veliki broj elektroni - $1, 2, 3 $. Ovi elektroni se lako uklanjaju i atomi postaju pozitivni ioni. Odvojeni elektroni se kreću od jednog jona do drugog, vezujući ih u jednu cjelinu. Povezujući se sa jonima, ovi elektroni privremeno formiraju atome, zatim se ponovo odvajaju i spajaju sa drugim jonom, itd. Posljedično, u volumenu metala atomi se kontinuirano pretvaraju u ione i obrnuto.

Veza u metalima između jona preko zajedničkih elektrona naziva se metalna.

Na slici je shematski prikazana struktura fragmenta metala natrijuma.

U ovom slučaju, mali broj zajedničkih elektrona veže veliki broj jona i atoma.

Metalna veza ima neke sličnosti sa kovalentnom vezom, jer se zasniva na dijeljenju vanjskih elektrona. Međutim, kod kovalentne veze dijele se vanjski nespareni elektroni samo dva susjedna atoma, dok kod metalne veze svi atomi učestvuju u dijeljenju ovih elektrona. Zato su kristali s kovalentnom vezom krhki, ali s metalnom vezom su u pravilu duktilni, električno provodljivi i imaju metalni sjaj.

Metalno vezivanje je karakteristično i za čiste metale i za mješavine različitih metala - legura u čvrstom i tekućem stanju.

Vodikova veza

Hemijska veza između pozitivno polariziranih atoma vodika jedne molekule (ili njenog dijela) i negativno polariziranih atoma jako elektronegativnih elemenata koji imaju usamljene elektronske parove ($F, O, N$ i rjeđe $S$ i $Cl$) druge molekule (ili njegov dio) naziva se vodonik.

Mehanizam stvaranja vodonične veze je dijelom elektrostatički, dijelom donorsko-akceptorske prirode.

Primjeri međumolekularne vodikove veze:

U prisustvu takve veze, čak i niskomolekularne supstance mogu, u normalnim uslovima, biti tečnosti (alkohol, voda) ili lako tečni gasovi (amonijak, fluorovodonik).

Supstance sa vodoničnim vezama imaju molekularne kristalne rešetke.

Supstance molekularne i nemolekularne strukture. Vrsta kristalne rešetke. Ovisnost svojstava tvari o njihovom sastavu i strukturi

Molekularna i nemolekularna struktura tvari

IN hemijske interakcije Ne ulaze pojedinačni atomi ili molekuli, već supstance. Pod datim uslovima, supstanca može biti u jednom od tri agregatna stanja: čvrstom, tečnom ili gasovitom. Svojstva tvari također ovise o prirodi kemijske veze između čestica koje je formiraju - molekula, atoma ili jona. Na osnovu vrste veze razlikuju se tvari molekularne i nemolekularne strukture.

Tvari sastavljene od molekula nazivaju se molekularne supstance. Veze između molekula u takvim supstancama su vrlo slabe, mnogo slabije nego između atoma unutar molekula, pa čak i na relativno niskim temperaturama pucaju - tvar se pretvara u tekućinu, a zatim u plin (sublimacija joda). Točke topljenja i ključanja tvari koje se sastoje od molekula povećavaju se s povećanjem molekularne težine.

Molekularne supstance uključuju supstance sa atomskom strukturom ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), među njima su metali i nemetali.

Razmotrimo fizička svojstva alkalnih metala. Relativno niska snaga veze između atoma uzrokuje nisku mehaničku čvrstoću: alkalni metali su mekani i mogu se lako rezati nožem.

Velike atomske veličine dovode do niske gustine alkalnih metala: litijum, natrijum i kalijum su čak lakši od vode. U grupi alkalnih metala, tačke ključanja i topljenja opadaju sa povećanjem atomskog broja elementa, jer Veličina atoma se povećava, a veze slabe.

Za supstance nemolekularni strukture uključuju jonska jedinjenja. Većina spojeva metala sa nemetalima ima ovu strukturu: sve soli ($NaCl, K_2SO_4$), neki hidridi ($LiH$) i oksidi ($CaO, MgO, FeO$), baze ($NaOH, KOH$). Jonske (nemolekularne) supstance imaju visoke tačke topljenja i ključanja.

Kristalne rešetke

Materija, kao što je poznato, može postojati u tri agregatna stanja: gasovito, tečno i čvrsto.

Čvrste materije: amorfni i kristalni.

Razmotrimo kako karakteristike hemijskih veza utiču na svojstva čvrstih materija. Čvrste materije se dele na kristalno I amorfna.

Amorfne supstance nemaju jasnu tačku topljenja; kada se zagreju, postepeno omekšaju i prelaze u tečno stanje. Na primjer, plastelin i razne smole su u amorfnom stanju.

Kristalne supstance se odlikuju pravilnim rasporedom čestica od kojih su sastavljene: atoma, molekula i jona - na strogo određenim tačkama u prostoru. Kada su ove tačke povezane pravim linijama, formira se prostorni okvir koji se naziva kristalna rešetka. Tačke na kojima se nalaze kristalne čestice nazivaju se čvorovi rešetke.

Ovisno o vrsti čestica koje se nalaze na čvorovima kristalne rešetke i prirodi veze između njih, razlikuju se četiri vrste kristalnih rešetki: jonski, atomski, molekularni I metal.

Jonske kristalne rešetke.

Jonski nazivaju se kristalne rešetke, u čijim čvorovima se nalaze joni. Formiraju ih supstance sa jonskim vezama, koje mogu da vežu i jednostavne ione $Na^(+), Cl^(-)$ i složene $SO_4^(2−), OH^-$. Posljedično, soli i neki oksidi i hidroksidi metala imaju ionske kristalne rešetke. Na primjer, kristal natrijum hlorida sastoji se od naizmeničnih pozitivnih $Na^+$ i negativnih $Cl^-$ jona, formirajući rešetku u obliku kocke. Veze između jona u takvom kristalu su vrlo stabilne. Stoga se tvari s ionskom rešetkom odlikuju relativno visokom tvrdoćom i čvrstoćom, vatrostalne su i neisparljive.

Atomske kristalne rešetke.

Atomic nazivaju se kristalne rešetke, u čijim se čvorovima nalaze pojedinačni atomi. U takvim rešetkama atomi su međusobno povezani vrlo jakim kovalentnim vezama. Primjer tvari s ovom vrstom kristalnih rešetki je dijamant, jedna od alotropnih modifikacija ugljika.

Većina supstanci sa atomskom kristalnom rešetkom ima veoma visoke tačke topljenja (na primer, za dijamant je iznad 3500°C), jake su i tvrde i praktično nerastvorljive.

Molekularne kristalne rešetke.

Molekularno nazvane kristalne rešetke, u čijim se čvorovima nalaze molekuli. Hemijske veze u ovim molekulima mogu biti i polarne ($HCl, H_2O$) i nepolarne ($N_2, O_2$). Unatoč činjenici da su atomi unutar molekula povezani vrlo jakim kovalentnim vezama, slabe intermolekularne sile privlačenja djeluju između samih molekula. Stoga tvari s molekularnom kristalnom rešetkom imaju nisku tvrdoću, niske točke topljenja i isparljive su. Većina čvrstih organskih jedinjenja ima molekularne kristalne rešetke (naftalen, glukoza, šećer).

Metalne kristalne rešetke.

Supstance s metalnim vezama imaju metalne kristalne rešetke. Na mjestima takvih rešetki nalaze se atomi i ioni (bilo atomi ili ioni, u koje se atomi metala lako transformiraju, dajući svoje vanjske elektrone "za uobičajenu upotrebu"). Ova unutrašnja struktura metala određuje njihova karakteristična fizička svojstva: savitljivost, duktilnost, električnu i toplotnu provodljivost, karakterističan metalni sjaj.

Najmanja čestica tvari je molekul nastao kao rezultat interakcije atoma između kojih djeluju kemijske veze ili kemijske veze. Doktrina o hemijskom vezivanju čini osnovu teorijske hemije. Hemijska veza nastaje kada dva (ponekad i više) atoma interaguju. Stvaranje veze se događa oslobađanjem energije.

Hemijska veza je interakcija koja povezuje pojedinačne atome u molekule, ione i kristale.

Hemijska veza je ujednačena po prirodi: elektrostatičkog je porijekla. Ali u različitim hemijskim jedinjenjima hemijska veza je različitih tipova; Najvažnije vrste hemijskih veza su kovalentne (nepolarne, polarne), jonske i metalne. Varijante ovih vrsta veza su donor-akceptor, vodonik, itd. Metalna veza se javlja između atoma metala.

Hemijska veza koja se ostvaruje formiranjem zajedničkog ili zajedničkog para ili nekoliko parova elektrona naziva se kovalentna. Svaki atom daje jedan elektron u formiranju jednog zajedničkog para elektrona, tj. učestvuje “u jednakom udjelu” (Lewis, 1916). Ispod su dijagrami formiranja hemijskih veza u molekulima H2, F2, NH3 i CH4. Elektroni koji pripadaju različitim atomima predstavljeni su različitim simbolima.

Kao rezultat formiranja hemijskih veza, svaki od atoma u molekuli ima stabilnu konfiguraciju od dva i osam elektrona.

Kada se pojavi kovalentna veza, elektronski oblaci atoma se preklapaju i formiraju molekularni elektronski oblak, praćen povećanjem energije. Molekularni elektronski oblak se nalazi između centara oba jezgra i ima povećanu gustinu elektrona u poređenju sa gustinom atomskog elektronskog oblaka.

Implementacija kovalentne veze moguća je samo u slučaju antiparalelnih spinova nesparenih elektrona koji pripadaju različitim atomima. Kod paralelnih okreta elektrona, atomi se ne privlače, već odbijaju: kovalentna veza ne nastaje. Metoda opisivanja hemijske veze, čije je formiranje povezano sa zajedničkim elektronskim parom, naziva se metoda valentne veze (VBC).

Osnovne odredbe MBC-a

Kovalentnu hemijsku vezu formiraju dva elektrona sa suprotnim spinovima, a ovaj elektronski par pripada dva atoma.

Što se elektronski oblaci u interakciji više preklapaju, to je jača kovalentna veza.

Prilikom pisanja strukturnih formula, parovi elektrona koji određuju vezu često se prikazuju crticama (umjesto tačaka koje predstavljaju zajedničke elektrone).

Energetske karakteristike hemijske veze su važne. Kada se formira hemijska veza, ukupna energija sistema (molekula) je manja od energije komponente(atomi), tj. EAB<ЕА+ЕB.

Valentnost je svojstvo atoma nekog hemijskog elementa da veže ili zameni određeni broj atoma drugog elementa. S ove tačke gledišta, valenciju atoma najlakše je odrediti brojem atoma vodika koji s njim formiraju kemijske veze, ili brojem atoma vodika zamijenjenih atomom ovog elementa.

Sa razvojem kvantnomehaničkih koncepata atoma, valencija je počela da se određuje brojem nesparenih elektrona uključenih u formiranje hemijskih veza. Osim nesparenih elektrona, valencija atoma ovisi i o broju praznih i potpuno popunjenih orbitala sloja valentnog elektrona.

Energija vezivanja je energija koja se oslobađa kada se molekul formira od atoma. Energija vezivanja se obično izražava u kJ/mol (ili kcal/mol). Ovo je jedna od najvažnijih karakteristika hemijske veze. Sistem koji sadrži manje energije je stabilniji. Poznato je, na primjer, da atomi vodika teže da se ujedine u molekulu. To znači da sistem koji se sastoji od molekula H2 sadrži manje energije od sistema koji se sastoji od istog broja H atoma, ali nije kombinovan u molekule.

Rice. 2.1 Zavisnost potencijalne energije E sistema od dva atoma vodonika od međunuklearnog rastojanja r: 1 - pri formiranju hemijske veze; 2 – bez njenog obrazovanja.

Slika 2.1 prikazuje energetsku krivu karakterističnu za interakciju atoma vodonika. Približavanje atoma je praćeno oslobađanjem energije, koja će biti veća što se elektronski oblaci više preklapaju. Međutim, u normalnim uslovima, zbog Kulonove odbijanja, nemoguće je postići fuziju jezgara dva atoma. To znači da će na nekoj udaljenosti, umjesto privlačenja atoma, doći do njihovog odbijanja. Dakle, rastojanje između atoma r0, koje odgovara minimumu na krivulji energije, odgovaraće dužini hemijske veze (kriva 1). Ako su spinovi elektrona atoma vodika u interakciji isti, tada će doći do njihovog odbijanja (kriva 2). Energija vezivanja za različite atome varira u rasponu od 170-420 kJ/mol (40-100 kcal/mol).

Proces tranzicije elektrona na viši energetski podnivo ili nivo (tj. proces ekscitacije ili isparavanja, o čemu je bilo riječi ranije) zahtijeva energiju. Kada se formira hemijska veza, oslobađa se energija. Da bi hemijska veza bila stabilna, potrebno je da povećanje atomske energije usled ekscitacije bude manje od energije hemijske veze koja se formira. Drugim riječima, potrebno je da se energija koja se troši na pobuđivanje atoma nadoknadi oslobađanjem energije uslijed stvaranja veze.

Hemijska veza, osim energije veze, karakteriziraju dužina, višestrukost i polaritet. Za molekul koji se sastoji od više od dva atoma, uglovi između veza i polaritet molekula kao cjeline su značajni.

Višestrukost veze određena je brojem elektronskih parova koji povezuju dva atoma. Tako je u etanu H3C–CH3 veza između atoma ugljika jednostruka, u etilenu H2C=CH2 dvostruka, u acetilenu HCºCH trostruka. Kako se brojnost veze povećava, energija veze raste: energija veze C–C je 339 kJ/mol, C=C - 611 kJ/mol i CºC - 833 kJ/mol.

Hemijska veza između atoma uzrokovana je preklapanjem elektronskih oblaka. Ako se preklapanje dogodi duž linije koja povezuje atomske jezgre, tada se takva veza naziva sigma veza (σ veza). Može se formirati od dva s-elektrona, s- i p-elektrona, dva px-elektrona, s i d elektrona (na primjer):

Hemijska veza koju ostvaruje jedan elektronski par naziva se jednostruka veza. Pojedinačna veza je uvijek σ veza. Orbitale tipa s mogu formirati samo σ veze.

Veza između dva atoma može se ostvariti pomoću više od jednog para elektrona. Ovaj odnos se naziva višestrukim. Primjer formiranja višestruke veze je molekul dušika. U molekulu dušika, px orbitale formiraju jednu σ vezu. Kada se veza formira pomoću pz orbitala, nastaju dvije regije
preklapanja – iznad i ispod x-ose:

Takva veza se naziva pi veza (π veza). Do formiranja π veze između dva atoma dolazi samo kada su oni već povezani σ vezom. Drugu π vezu u molekulu dušika formiraju py orbitale atoma. Kada se formiraju π veze, oblaci elektrona se manje preklapaju nego u slučaju σ veza. Kao rezultat toga, π veze su općenito manje jake od σ veza koje formiraju iste atomske orbitale.

p orbitale mogu formirati i σ i π veze; u višestrukim vezama, jedna od njih je nužno σ-veza: .

Dakle, od tri veze u molekulu dušika, jedna je σ veza, a dvije π veze.

Dužina veze je udaljenost između jezgara vezanih atoma. Duljine veze u različitim jedinjenjima su desetine nanometra. Kako se višestrukost povećava, dužine veze se smanjuju: dužine veze N–N, N=N i NºN jednake su 0,145; 0,125 i 0,109 nm (10-9 m), a dužine C-C, C=C i CºC veza su 0,154; 0,134 i 0,120 nm.

Između različitih atoma može se pojaviti čista kovalentna veza ako je elektronegativnost (EO)1 atoma ista. Takvi molekuli su elektrosimetrični, tj. „Centri gravitacije“ pozitivnih naboja jezgara i negativnih naboja elektrona poklapaju se u jednoj tački, zbog čega se nazivaju nepolarnim.

Ako spojni atomi imaju različite EO, tada se elektronski oblak koji se nalazi između njih pomiče iz simetrične pozicije bliže atomu s višim EO:

Pomicanje elektronskog oblaka naziva se polarizacija. Kao rezultat jednostrane polarizacije, težišta pozitivnih i negativnih naboja u molekuli ne poklapaju se u jednoj tački, a između njih se pojavljuje određena udaljenost (l). Takve molekule nazivaju se polarni ili dipoli, a veza između atoma u njima naziva se polarnom.

Polarna veza je vrsta kovalentne veze koja je prošla blagu jednostranu polarizaciju. Udaljenost između "centra gravitacije" pozitivnih i negativnih naboja u molekulu naziva se dužina dipola. Naravno, što je veća polarizacija, veća je dužina dipola i veći je polaritet molekula. Za procjenu polariteta molekula obično koriste trajni dipolni moment (Mp), koji je proizvod vrijednosti elementarnog električnog naboja (e) i dužine dipola (l), tj. .

Dipolni momenti se mjere u debyes-u D (D = 10-18 električnih jedinica × cm, jer je elementarni naboj 4.810-10 električnih jedinica, a dužina dipola je u prosjeku jednaka udaljenosti između dva atomska jezgra, tj. 10-8 cm ) ili kulometri (C×m) (1 D = 3,33·10-30 C×m) (naboj elektrona 1,6·10-19 C pomnožen sa rastojanjem između naelektrisanja, na primjer, 0,1 nm, zatim Mr = 1,6 10-19 × 1 × 10-10 = 1,6 10-29 C m). Trajni dipolni momenti molekula kreću se od nula do 10 D.

Za nepolarne molekule l = 0 i Mr = 0, tj. nemaju dipolni moment. Za polarne molekule, Mr > 0 i dostiže vrijednosti od 3,5 – 4,0 D.

Uz vrlo veliku razliku u EO između atoma, postoji jasna jednostrana polarizacija: elektronski oblak veze je pomaknut što je više moguće prema atomu s najvećim EO, atomi se pretvaraju u suprotno nabijene ione i ionsku molekulu pojavljuje se:

Kovalentna veza postaje jonska. Povećava se električna asimetrija molekula, povećava se dužina dipola, a dipolni moment raste na 10 D.

Ukupni dipolni moment kompleksne molekule može se smatrati jednakim vektorskom zbroju dipolnih momenata pojedinačnih veza. Obično se smatra da je dipolni moment usmjeren od pozitivnog kraja dipola prema negativnom.

Polaritet veze može se predvidjeti korištenjem relativnog EO atoma. Što je veća razlika između relativnih EO atoma, to je polaritet izraženiji: DEO = 0 – nepolarna kovalentna veza; DEO = 0 – 2 – polarna kovalentna veza; DEO = 2 – jonska veza. Ispravnije je govoriti o stepenu jonske veze, jer veze nisu 100% jonske. Čak iu jedinjenju CsF veza je samo 89% jonska.

Hemijska veza koja nastaje prijenosom elektrona s atoma na atom naziva se ionska, a odgovarajući molekuli hemijska jedinjenja– jonski. Jonska jedinjenja u čvrstom stanju karakteriše jonska kristalna rešetka. U rastopljenom i otopljenom stanju provode električnu struju, imaju visoke tačke topljenja i ključanja i značajan dipolni moment.

Ako uzmemo u obzir spojeve elemenata bilo kojeg perioda sa istim elementom, onda kako se krećemo od početka do kraja perioda, pretežno jonska priroda veze mijenja se u kovalentnu. Na primjer, u fluoridima 2. perioda LiF, BeF2, CF4, NF3, OF2, F2, stepen jonske veze iz litijum fluorida postepeno slabi i zamjenjuje se tipično kovalentnom vezom u molekulu fluora.

Dakle, priroda hemijske veze je ista: nema fundamentalne razlike u mehanizmu formiranja polarnih kovalentnih i jonskih veza. Ove vrste veza razlikuju se samo po stepenu polarizacije elektronskog oblaka molekula. Rezultirajući molekuli razlikuju se po dužinama dipola i vrijednostima trajnih dipolnih momenata. U hemiji je dipolni moment veoma važan. Kao opšte pravilo, što je veći dipolni moment, to je veća reaktivnost molekula.

Mehanizmi stvaranja hemijskih veza

Metoda valentne veze pravi razliku između razmjenskih i donatorsko-akceptorskih mehanizama za stvaranje kemijske veze.

Mehanizam razmjene. Mehanizam razmjene za stvaranje kemijske veze uključuje slučajeve kada jedan elektron iz svakog atoma sudjeluje u formiranju elektronskog para.

U molekulima H2, Li2, Na2, veze se formiraju zbog nesparenih s-elektrona atoma. U molekulima F2 i Cl2 - zbog nesparenih p-elektrona. U molekulima HF i HCl, veze se formiraju od s-elektrona vodika i p-elektrona halogena.

Karakteristika formiranja spojeva mehanizmom razmjene je zasićenje, što pokazuje da atom ne formira bilo koju, već ograničen broj veza. Njihov broj, posebno, zavisi od broja nesparenih valentnih elektrona.

Iz kvantnih ćelija N i H možemo vidjeti da atom dušika ima 3

nesparene elektrone, a atom vodonika ima jedan. Princip zasićenja ukazuje da stabilno jedinjenje treba da bude NH3, a ne NH2, NH ili NH4. Međutim, postoje molekuli koji sadrže neparan broj elektrona, na primjer, NO, NO2, ClO2. Sve ih karakterizira povećana reaktivnost.

U određenim fazama hemijske reakcije Mogu se formirati i valentno nezasićene grupe, koje se nazivaju radikali, na primjer, H, NH2, O, CH3. Reaktivnost radikala je vrlo visoka i stoga je njihov životni vijek obično kratak.

Donorsko-akceptorski mehanizam

Poznato je da valentno zasićena jedinjenja amonijak NH3 i bor trifluorid BF3 međusobno reaguju u skladu sa reakcijom

NH3 + BF3 = NH3BF3 + 171,4 kJ/mol.

Pogledajmo mehanizam ove reakcije:

Vidi se da su od četiri orbitale bora tri zauzete, a jedna je ostala prazna. U molekuli amonijaka sve četiri azotne orbitale su zauzete, tri su zauzete mehanizmom izmjene sa elektronima dušika i vodonika, a jedna sadrži elektronski par, od kojih oba elektrona pripadaju dušiku. Takav elektronski par naziva se usamljeni elektronski par. Do stvaranja jedinjenja H3N · BF3 dolazi zbog činjenice da usamljeni elektronski par amonijaka zauzima praznu orbitalu borovog fluorida. U tom slučaju potencijalna energija sistema se smanjuje i oslobađa se ekvivalentna količina energije. Takav mehanizam formiranja naziva se donor-akceptor; donor je atom koji donira svoj elektronski par da formira vezu (u u ovom slučaju atom dušika); a atom koji, dajući praznu orbitalu, prihvata elektronski par, naziva se akceptor (u ovom slučaju atom bora). Donor-akceptorska veza je vrsta kovalentne veze.

U jedinjenju H3N · BF3, azot i bor su četvorovalentni. Atom dušika povećava svoju valenciju sa 3 na 4 kao rezultat korištenja usamljenog para elektrona za formiranje dodatne kemijske veze. Atom bora povećava svoju valenciju zbog prisustva slobodne orbitale na valentnom elektronskom nivou. Dakle, valencija elemenata je određena ne samo brojem nesparenih elektrona, već i prisustvom usamljenih elektronskih parova i slobodnih orbitala na valentnom elektronskom nivou.

Jednostavniji slučaj formiranja hemijske veze mehanizmom donor-akceptor je reakcija amonijaka sa vodikovim jonom:

. Ulogu akceptora elektronskog para igra prazna orbitala vodikovog jona. U amonijum jonu NH4+, atom azota je četvorovalentan.

Usmjerenost veza i hibridizacija atomskih orbitala

Važna karakteristika molekula koji se sastoji od više od dva atoma je njegova geometrijska konfiguracija. Određeno je relativnu poziciju atomske orbitale uključene u formiranje hemijskih veza.

Preklapanje elektronskih oblaka moguće je samo uz određenu relativnu orijentaciju elektronskih oblaka; u ovom slučaju, područje preklapanja se nalazi u određenom smjeru u odnosu na atome u interakciji.

Kada se formira ionska veza, električno polje jona ima sfernu simetriju i stoga ionska veza nije usmjerena i zasićena.

k.ch. = 6 k.h. = 6

Ugao između veza u molekulu vode je 104,5°. Njegova veličina se može objasniti na osnovu kvantnomehaničkih koncepata. Elektronski dijagram atoma kiseonika 2s22p4. Dvije nesparene p-orbitale nalaze se pod kutom od 90° jedna prema drugoj - maksimalno preklapanje elektronskih oblaka s-orbitala atoma vodika s p-orbitalama atoma kisika će se dogoditi ako se veze nalaze pod kutom od 90° °. U molekulu vode, O–H veza je polarna. Efektivni pozitivni naboj na atomu vodonika je δ+, na atomu kiseonika - δ-. Stoga se povećanje ugla između veza na 104,5° objašnjava odbijanjem efektivnih pozitivnih naboja atoma vodonika, kao i elektronskih oblaka.

Elektronegativnost sumpora je znatno manja od EO kiseonika. Stoga je polaritet H–S veze u H2S manji od polariteta H–O veze u H2O, a dužina H–S veze (0,133 nm) je veća od H–O (0,56 nm) i ugao između veza približava se pravom uglu. Za H2S je 92o, a za H2Se – 91o.

Iz istih razloga, molekula amonijaka ima piramidalnu strukturu i ugao između H–N–H valentnih veza je veći od prave linije (107,3°). Prilikom prelaska sa NH3 na PH3, AsH3 i SbH3, uglovi između veza su 93,3°, respektivno; 91,8o i 91,3o.

Hibridizacija atomskih orbitala

Pobuđeni atom berilija ima konfiguraciju 2s12p1, pobuđeni atom bora ima konfiguraciju 2s12p2, a pobuđeni atom ugljika ima konfiguraciju 2s12p3. Stoga možemo pretpostaviti da u formiranju hemijskih veza mogu učestvovati ne iste, već različite atomske orbitale. Na primjer, u jedinjenjima kao što su BeCl2, BeCl3, CCl4 treba da postoje veze nejednake snage i smjera, a σ-veze iz p-orbitala trebaju biti jače od veza sa s-orbitala, jer za p-orbitale postoje povoljniji uslovi za preklapanje. Međutim, iskustvo pokazuje da su u molekulima koji sadrže centralne atome s različitim valentnim orbitalama (s, p, d) sve veze ekvivalentne. Objašnjenje za ovo dali su Slater i Pauling. Zaključili su da različite orbitale, ne baš različite po energiji, formiraju odgovarajući broj hibridnih orbitala. Hibridne (mešovite) orbitale se formiraju od različitih atomskih orbitala. Broj hibridnih orbitala jednak je broju atomskih orbitala uključenih u hibridizaciju. Hibridne orbitale su identične po obliku elektronskog oblaka i energiji. U poređenju sa atomskim orbitalama, one su više izdužene u pravcu stvaranja hemijskih veza i stoga omogućavaju bolje preklapanje elektronskih oblaka.

Hibridizacija atomskih orbitala zahtijeva energiju, tako da su hibridne orbitale u izoliranom atomu nestabilne i imaju tendenciju da se pretvore u čiste AO. Kada se formiraju hemijske veze, hibridne orbitale se stabilizuju. Zbog jačih veza koje formiraju hibridne orbitale, više energije se oslobađa iz sistema i samim tim sistem postaje stabilniji.

sp-hibridizacija se dešava, na primjer, tokom formiranja Be, Zn, Co i Hg (II) halogenida. U valentnom stanju, svi metalni halogenidi sadrže s i p-nesparene elektrone na odgovarajućem energetskom nivou. Kada se formira molekul, jedna s i jedna p orbita formiraju dvije hibridne sp orbitale pod uglom od 180°.

Eksperimentalni podaci pokazuju da su Be, Zn, Cd i Hg(II) halogenidi svi linearni i da su obje veze iste dužine.

sp2 hibridizacija. Kao rezultat hibridizacije jedne s-orbitale i dvije p-orbitale formiraju se tri hibridne sp2 orbitale, smještene u istoj ravni pod uglom od 120° jedna prema drugoj.

sp3 hibridizacija je karakteristična za jedinjenja ugljenika. Kao rezultat hibridizacije jedne s-orbitale i tri p-orbitale formiraju se četiri hibridne sp3 orbitale, usmjerene prema vrhovima tetraedra sa uglom između orbitala od 109,5°.

Hibridizacija se očituje u potpunoj ekvivalentnosti veza atoma ugljika s drugim atomima u spojevima, na primjer, u CH4, CCl4, C(CH3)4, itd.

Hibridizacija može uključiti ne samo s- i p-orbitale, već i d- i f-orbitale.

Hibridizacijom sp3d2 formira se 6 jednakih oblaka. Zapaža se u takvim jedinjenjima kao što su,.

Ideje o hibridizaciji omogućavaju razumijevanje takvih strukturnih karakteristika molekula koje se ne mogu objasniti na drugi način.

Hibridizacija atomskih orbitala (AO) dovodi do pomeranja elektronskog oblaka u pravcu formiranja veza sa drugim atomima. Kao rezultat, ispostavlja se da su površine preklapanja hibridnih orbitala veće nego kod čistih orbitala i jačina veze se povećava.

Polarizabilnost i polarizacijski učinak jona i molekula

U električnom polju se ion ili molekul deformiše, tj. u njima dolazi do relativnog pomeranja jezgara i elektrona. Ova deformabilnost iona i molekula naziva se polarizabilnost. Budući da su elektroni vanjskog sloja najmanje čvrsto vezani u atomu, oni prvo doživljavaju pomak.

Polarizabilnost anjona je u pravilu znatno veća od polarizabilnosti kationa.

Sa istom strukturom elektronske školjke Polarizabilnost jona se smanjuje kako se pozitivni naboj povećava, na primjer, u nizu:

Za jone elektronskih analoga, polarizabilnost se povećava sa povećanjem broja elektronskih slojeva, na primer: ili.

Polarizabilnost molekula određena je polarizabilnosti njihovih sastavnih atoma, geometrijskom konfiguracijom, brojem i višestrukošću veza itd. Zaključak o relativnoj polarizabilnosti moguć je samo za slično konstruirane molekule koji se razlikuju u jednom atomu. U ovom slučaju, razlika u polarizabilnosti molekula može se suditi po razlici u polarizabilnosti atoma.

Električno polje može stvoriti ili nabijena elektroda ili ion. Dakle, sam ion može imati polarizacijski učinak (polarizaciju) na druge ione ili molekule. Polarizacijski učinak jona se povećava s povećanjem njegovog naboja i smanjenjem radijusa.

Polarizirajući efekat anjona je, po pravilu, mnogo manji od polarizacionog efekta kationa. To se objašnjava velikom veličinom aniona u odnosu na katione.

Molekule imaju polarizacijski učinak ako su polarne; Što je veći dipolni moment molekule, veći je efekat polarizacije.

Sposobnost polarizacije se povećava u seriji, jer radijusi se povećavaju, a električno polje koje stvara ion se smanjuje.

Vodikova veza

Vodikova veza je posebna vrsta hemijska veza. Poznato je da jedinjenja vodonika sa visoko elektronegativnim nemetalima, kao što su F, O, N, imaju abnormalno visoke tačke ključanja. Ako se u seriji H2Te – H2Se – H2S temperatura ključanja prirodno smanjuje, tada pri prelasku iz H2S u H2O dolazi do oštrog skoka do povećanja ove temperature. Ista slika se uočava i u nizu halogenovodoničnih kiselina. Ovo ukazuje na prisustvo specifične interakcije između H2O molekula i HF molekula. Takva interakcija bi trebala otežati razdvajanje molekula jedni od drugih, tj. smanjiti njihovu hlapljivost i, posljedično, povećati točku ključanja odgovarajućih tvari. Zbog velike razlike u EO, hemijske veze H–F, H–O, H–N su visoko polarizovane. Dakle, atom vodonika ima pozitivan efektivni naboj (δ+), a atomi F, O i N imaju višak elektronske gustine i negativno su nabijeni (d-). Zbog Coulombove privlačnosti, pozitivno nabijeni atom vodika jednog molekula stupa u interakciju s elektronegativnim atomom drugog molekula. Zbog toga se molekuli privlače jedni prema drugima (debele tačke označavaju vodikove veze).

Vodikova veza je veza koja nastaje preko atoma vodika koji je dio jedne od dvije povezane čestice (molekula ili jona). Energija vodonične veze (21-29 kJ/mol ili 5-7 kcal/mol) je približno 10 puta manja od energije konvencionalne hemijske veze. Ipak, vodikova veza određuje postojanje dimernih molekula (H2O)2, (HF)2 i mravlje kiseline u parovima.

U nizu kombinacija atoma HF, HO, HN, HCl, HS, energija vodikove veze opada. Takođe se smanjuje sa povećanjem temperature, tako da supstance u stanju pare pokazuju vodoničnu vezu samo u maloj meri; karakterističan je za supstance u tečnom i čvrstom stanju. Supstance kao što su voda, led, tečni amonijak, organske kiseline, alkoholi i fenoli povezuju se u dimere, trimere i polimere. U tečnom stanju, dimeri su najstabilniji.

Intermolekularne interakcije

Ranije su razmatrane veze koje određuju formiranje molekula iz atoma. Međutim, postoji i interakcija između molekula. To uzrokuje kondenzaciju plinova i pretvaranje u tekućine i čvrste tvari. Prvu formulaciju sila međumolekularne interakcije dao je 1871. Van der Waals. Stoga se nazivaju van der Waalsovim silama. Intermolekularne interakcijske sile se mogu podijeliti na orijentacijske, induktivne i disperzivne.

Polarne molekule su, zbog elektrostatičke interakcije suprotnih krajeva dipola, orijentirane u prostoru tako da su negativni krajevi dipola nekih molekula okrenuti u pozitivne

krajevi dipola drugih molekula (orijentaciona intermolekularna interakcija).

Energija takve interakcije određena je elektrostatičkim privlačenjem dva dipola. Što je veći dipol, to je jača međumolekularna privlačnost (H2O, HCl).

Toplotno kretanje molekula onemogućava međusobnu orijentaciju molekula, pa s povećanjem temperature efekat orijentacije slabi. Induktivna interakcija se također opaža u supstancama s polarnim molekulima, ali je obično mnogo slabija od orijentacijske interakcije.

Polarni molekul može povećati polaritet susjednog molekula. Drugim riječima, pod utjecajem dipola jedne molekule, dipol druge molekule može se povećati, a nepolarna molekula može postati polarna:

b

Dipolni moment koji je rezultat polarizacije drugog molekula ili jona naziva se inducirani dipolni moment, a sam fenomen naziva se indukcija. Dakle, orijentacijska interakcija mora uvijek biti superponirana na induktivnu interakciju molekula.

U slučaju nepolarnih molekula (na primjer, atoma H2, N2 ili plemenitog plina), nema orijentacijske i induktivne interakcije. Međutim, poznato je da se sagorevaju vodonik, dušik i plemeniti plinovi. Da bi objasnio ove činjenice, London je uveo koncept disperzijskih sila međumolekularne interakcije. Ove sile djeluju između bilo kojeg atoma i molekula, bez obzira na njihovu strukturu. Oni su uzrokovani trenutnim dipolnim momentima koji se javljaju zajedno u velikoj grupi atoma:

U svakom trenutku, smjer dipola može biti drugačiji. Međutim, njihova koordinirana pojava obezbeđuje slabe interakcijske sile koje dovode do stvaranja tečnosti i čvrste materije. Konkretno, uzrokuje prijelaz plemenitih plinova u tečno stanje na niskim temperaturama.

Dakle, najmanja komponenta među silama koje djeluju između molekula je interakcija disperzije. Između molekula sa malim ili bez polariteta (CH4, H2, HI), djelujuće sile su uglavnom disperzivne. Što je veći unutrašnji dipolni moment molekula, to su veće orijentacijske sile interakcije između njih.

U nizu supstanci istog tipa, interakcija disperzije raste sa povećanjem veličine atoma koji čine molekule ovih supstanci. Na primjer, u HCl disperzione sile čine 81% ukupne intermolekularne interakcije, za HBr ova vrijednost iznosi 95%, a za HI – 99,5%.

Opis hemijskih veza u molekularnoj orbitalnoj (MO) metodi

BC metodu naširoko koriste hemičari. U ovoj metodi, veliki i složeni molekul se sastoji od pojedinačnih veza sa dva centra i dva elektrona. Prihvaćeno je da su elektroni odgovorni za hemijsku vezu lokalizovani (locirani) između dva atoma. BC metoda se može uspješno primijeniti na većinu molekula. Međutim, postoji niz molekula na koje ova metoda nije primjenjiva ili su njeni zaključci u suprotnosti s eksperimentom.

Utvrđeno je da u velikom broju slučajeva odlučujuću ulogu u formiranju hemijske veze nemaju elektronski parovi, već pojedinačni elektroni. Na mogućnost hemijske veze pomoću jednog elektrona ukazuje postojanje jona. Kada se ovaj ion formira od atoma vodika i iona vodika, oslobađa se 255 kJ (61 kcal) energije. Dakle, hemijska veza u jonu je prilično jaka.

Ako pokušamo opisati kemijsku vezu u molekuli kisika BC metodom, doći ćemo do zaključka da, prvo, ona mora biti dvostruka (σ- i p-veze), a drugo, u molekuli kisika svi elektroni moraju biti uparen, tj. molekula O2 mora biti dijamagnetna. [U dijamagnetnim supstancama, atomi nemaju trajni magnetni moment i supstanca je potisnuta iz magnetnog polja. Paramagnetna supstanca je ona čiji atomi ili molekuli imaju magnetni moment i ona ima svojstvo da bude uvučena u magnetsko polje]. Eksperimentalni podaci pokazuju da je energija veze u molekuli kiseonika zaista dvostruka, ali molekula nije dijamagnetna, već paramagnetna. Ima dva nesparena elektrona. BC metoda je nemoćna da objasni ovu činjenicu.

Najboljom metodom za kvantno mehaničku interpretaciju hemijske veze trenutno se smatra molekularna orbitalna (MO) metoda. Međutim, on je mnogo komplikovaniji od metode BC nije toliko vizuelan kao prethodni.

MO metoda smatra da su svi elektroni molekula u molekularnim orbitalama. U molekuli, elektron se nalazi na određenom MO, opisanom odgovarajućom talasnom funkcijom ψ.

Vrste MO. Kada elektron jednog atoma, nakon približavanja, padne u sferu djelovanja drugog atoma, mijenja se priroda kretanja, a time i valna funkcija elektrona. U nastaloj molekuli, valne funkcije, ili orbitale, elektrona su nepoznate. Postoji nekoliko načina da se odredi tip MO na osnovu poznatih AO. MO se najčešće dobijaju linearnom kombinacijom atomskih orbitala (LCAO). Paulijev princip, Hundovo pravilo i princip najmanje energije također vrijede za MO metodu.

Rice. 2.2 Formiranje veznih i antivezujućih molekularnih orbitala iz atomskih orbitala.

U svom najjednostavnijem grafičkom obliku, MO, poput LCAO, mogu se dobiti dodavanjem ili oduzimanjem valnih funkcija. Slika 2.2 prikazuje formiranje vezujućih i antivezujućih MO iz početnog AO.

AO mogu formirati MO ako su energije odgovarajućih AO bliske vrijednosti i AO imaju istu simetriju u odnosu na osu veze.

Talasne funkcije, ili orbitale, vodonika 1s mogu dati dvije linearne kombinacije - jednu kada se dodaju, a drugu kada se oduzmu (slika 2.2).

Kada se valne funkcije zbroje, u području preklapanja gustoća elektronskog oblaka, proporcionalna ψ2, postaje veća, stvara se višak negativnog naboja između atomskih jezgri i atomska jezgra se privlače prema njemu. MO dobiven dodavanjem valnih funkcija atoma vodika naziva se vezni MO.

Ako se valne funkcije oduzmu, tada u području između atomskih jezgri gustoća elektronskog oblaka postaje nula, elektronski oblak se "izbacuje" iz područja koje se nalazi između atoma. Rezultirajući MO ne može vezati atome i naziva se antivezujući.

Budući da s-orbitale vodika formiraju samo σ vezu, rezultirajući MO-ovi su označeni kao σcv i σr. MO formirane od 1s-atomskih orbitala su označene kao σcv1s i σr1s.

Na veznom MO, potencijalna (i ukupna) energija elektrona je manja nego kod AO, a kod antivezujućeg MO veća. U apsolutnoj vrijednosti, povećanje energije elektrona u antivezujućim orbitalama je nešto veće od smanjenja energije u orbitalama vezivanja. Elektron koji se nalazi u veznoj orbitali osigurava vezu između atoma, stabilizirajući molekulu, a elektron u antivezujućoj orbitali destabilizira molekulu, tj. veza između atoma slabi. Erazr. > Esv.

MO se također formiraju od 2p orbitala iste simetrije: vezne i antivezujuće σ orbitale od 2p orbitala smještenih duž x ose. Oni su označeni kao σcv2r i σr2r. Vezujuće i antivezujuće p orbitale se formiraju od 2pz orbitala. Oni su označeni kao πsv2rz, πp2pz, respektivno. πsv2py i πr2u orbitale su formirane slično.

Popunjavanje MO. Punjenje MO elektronima odvija se po redu porasta orbitalne energije. Ako MO imaju istu energiju (πst ili πp orbitale), tada se punjenje događa prema Hundovom pravilu tako da je moment spina molekula najveći. Svaki MO, kao i atomski, može primiti dva elektrona. Kao što je napomenuto, magnetska svojstva atoma ili molekula zavise od prisustva nesparenih elektrona: ako molekul ima nesparene elektrone, onda je paramagnetičan, ako ne, dijamagnetičan.

Uzmite u obzir jon.

Iz dijagrama je jasno da se jedini elektron nalazi duž σcv - MO. Formira se stabilno jedinjenje sa energijom vezivanja od 255 kJ/mol i dužinom veze od 0,106 nm. Molekularni jon je paramagnetičan. Ako pretpostavimo da je višestrukost veze, kao u BC metodi, određena brojem elektronskih parova, tada je višestrukost veze u jednaka ½. Proces formiranja se može napisati na sljedeći način:

Ovaj unos znači da postoji jedan elektron u σc MO formiranom od 1s AO.

Obična molekula vodika već sadrži dva elektrona sa suprotnim spinovima u σcv1s orbitali: . Energija veze u H2 je veća nego u H2 - 435 kJ/mol, a dužina veze (0,074 nm) je kraća. Molekul H2 sadrži jednostruku vezu i molekul je dijamagnetičan.

Rice. 2.3. Energetski dijagram AO i MO u sistemu od dva atoma vodonika.

Molekularni jon (+He+ ® He+2[(ssv1s)2(sr1s)1]) već ima jedan elektron u orbitali σpražnjenja 1s. Energija veze je 238 kJ/mol (smanjena u odnosu na H2), a dužina veze (0,108 nm) je povećana. Višestrukost veze je ½ (mnoštnost veze je jednaka polovini razlike u broju elektrona u veznoj i antivezujućoj orbitali).

Hipotetički molekul He2 bi imao dva elektrona na σcv1s orbitali i dva elektrona na σr1s orbitali. Pošto jedan elektron u orbitali koja se ne vezuje uništava efekat vezivanja elektrona u orbitali vezivanja, molekul He2 ne može postojati. BC metoda dovodi do istog zaključka.

Redoslijed kojim se MO ispunjavaju elektronima tokom formiranja molekula elementima perioda II prikazan je u nastavku. U skladu sa dijagramima, molekuli B2 i O2 su paramagnetni, a molekul Be2 ne može postojati.

Formiranje molekula iz atoma elemenata perioda II može se zapisati na sljedeći način (K - unutrašnji elektronski slojevi):

Fizička svojstva molekula i MMO

Potvrđeno je postojanje MO-ova vezivanja i labavljenja fizička svojstva molekule. MO metoda nam omogućava da predvidimo da ako, tokom formiranja molekule iz atoma, elektroni u molekuli padnu u orbitale vezivanja, tada bi potencijali ionizacije molekula trebali biti veći od potencijala ionizacije atoma, a ako elektroni padaju u antivezujuće orbitale, a zatim obrnuto.

Dakle, jonizacioni potencijali molekula vodonika i azota (vezujuće orbitale) - 1485 i 1500 kJ/mol, respektivno - veći su od jonizacionih potencijala atoma vodonika i azota - 1310 i 1390 kJ/mol, i potencijala ionizacije kiseonika i Molekuli fluora (antivezujuće orbitale) - 1170 i 1523 kJ/mol su manje od onih odgovarajućih atoma - 1310 i 1670 kJ/mol. Kada se molekule joniziraju, jačina veze se smanjuje ako se elektron ukloni sa vezne orbitale (H2 i N2), a povećava se ako se elektron ukloni sa orbitale protiv vezivanja (O2 i F2).

Dvoatomske molekule s različitim atomima

MO za molekule sa različitim atomima (NO, CO) se konstruišu slično ako se početni atomi ne razlikuju mnogo u vrednostima jonizacionog potencijala. Za molekulu CO, na primjer, imamo:

AO energije atoma kiseonika su niže od energija odgovarajućih orbitala ugljenika (1080 kJ/mol); nalaze se bliže jezgru. 10 elektrona prisutnih u početnim atomima na vanjskim slojevima ispunjavaju vezne scb2s i antivezne sp2s orbitale i vezne i pscb2ry,z orbitale. Ispostavilo se da je molekul CO izoelektronski s molekulom N2. Energija vezivanja atoma u molekulu CO (1105 kJ/mol) čak je veća nego u molekulu azota (940 kJ/mol). Dužina C–O veze je 0,113 nm.

NEMA molekula

ima jedan elektron u antivezujućoj orbitali. Kao rezultat toga, energija vezivanja NO (680 kJ/mol) je niža od energije N2 ili CO. Uklanjanje elektrona iz molekula NO (jonizacija da se formira NO+) povećava energiju vezivanja atoma na 1050–1080 kJ/mol.

Razmotrimo formiranje MO u molekulu fluorovodonika HF. Pošto je jonizacioni potencijal fluora (17,4 eV ili 1670 kJ/mol) veći od potencijala vodonika (13,6 eV ili 1310 kJ/mol), 2p orbitale fluora imaju nižu energiju od 1s orbitale vodonika. Zbog velike razlike u energiji, 1s orbitala atoma vodika i 2s orbitala atoma fluora ne djeluju. Dakle, 2s orbitala fluora postaje bez promjene energije MO u HF. Takve orbitale se nazivaju orbitale bez vezivanja. 2py i 2rz orbitale fluora također ne mogu stupiti u interakciju sa 1s orbitalom vodonika zbog razlike u simetriji u odnosu na osu veze. Oni također postaju neobavezujući MO. Vezni i antivezujući MO se formiraju od 1s orbitale vodonika i 2px orbitale fluora. Atomi vodonika i fluora povezani su vezom od dva elektrona sa energijom od 560 kJ/mol.

Bibliografija

Glinka N.L. opšta hemija. – M.: Hemija, 1978. – P. 111-153.

Shimanovich I.E., Pavlovich M.L., Tikavyy V.F., Malashko P.M. Opća hemija u formulama, definicijama, dijagramima. – Mn.: Universitetskaya, 1996. – P. 51-77.

Vorobyov V.K., Eliseev S.Yu., Vrublevsky A.V. Praktično i samostalan rad u hemiji. – Mn.: UE “Donarit”, 2005. – S. 21-30.

C 2s 2 2p 2 C +1e = C -

O 2s 2 2p 4 O -1e = O +

Moguće je još jedno objašnjenje za stvaranje trostruke veze u molekulu CO.

Nepobuđeni atom ugljika ima 2 nesparena elektrona, koji mogu formirati 2 zajednička elektronska para sa 2 nesparena elektrona atoma kiseonika (prema mehanizmu razmene). Međutim, 2 uparena p-elektrona prisutna u atomu kisika mogu formirati trostruku kemijsku vezu, budući da atom ugljika ima jednu neispunjenu ćeliju koja može prihvatiti ovaj par elektrona.

Trostruku vezu formira mehanizam donor-akceptor, smjer strelice je od donora kisika do akceptora - ugljika.

Kao i N 2 - CO ima visoku energiju disocijacije (1069 kJ), slabo je rastvorljiv u vodi i hemijski inertan. CO je plin bez boje i mirisa, indiferentan, ne stvara soli i ne stupa u interakciju s kiselim alkalijama i vodom u normalnim uvjetima. Otrovno, jer stupa u interakciju sa željezom, koje je dio hemoglobina. Kada se temperatura poveća ili ozrači, ispoljava svojstva redukcijskog agensa.

Potvrda:

u industriji

CO 2 + C « 2CO

2C + O 2 ® 2CO

u laboratoriji: H 2 SO 4, t

HCOOH ® CO + H 2 O;

H2SO4t

H 2 C 2 O 4 ® CO + CO 2 + H 2 O.

CO reaguje samo na visokim temperaturama.

Molekul CO ima visok afinitet za kiseonik i sagoreva da bi formirao CO 2:

CO + 1/2O 2 = CO 2 + 282 kJ/mol.

Zbog visokog afiniteta prema kiseoniku, CO se koristi kao redukciono sredstvo za okside mnogih teških metala (Fe, Co, Pb, itd.).

CO + Cl 2 = COCl 2 (fozgen)

CO + NH 3 ® HCN + H 2 O H – C º N

CO + H 2 O « CO 2 + H 2

CO+S®COS

Od najvećeg interesa su karbonili metala (koji se koriste za dobijanje čistih metala). Hemijsko vezivanje se odvija prema mehanizmu donor-akceptor, a p-preklapanje se javlja prema dativnom mehanizmu.

5CO + Fe® (pentakarbonil željeza)

Svi karbonili su dijamagnetne supstance, koje karakteriše niska čvrstoća; kada se zagreju, karbonili se raspadaju

→ 4CO + Ni (karbonil nikla).

Kao i CO, karbonili metala su toksični.

Hemijska veza u molekulu CO2

U molekulu CO 2 sp- hibridizacija atoma ugljika. Dvije sp-hibridizirane orbitale formiraju 2 s-veze s atomima kisika, a preostale nehibridizirane p-orbitale ugljika formiraju p-veze s dvije p-orbitale atoma kisika, koje se nalaze u ravninama okomitim jedna na drugu.

O ═ C ═ O

Pod pritiskom 60 atm. a na sobnoj temperaturi, CO 2 se kondenzuje u bezbojnu tečnost. Sa jakim hlađenjem, tečni CO 2 se stvrdnjava u bijelu masu nalik snijegu, sublimirajući pri P = 1 atm i t = 195 K (-78 °). Komprimirana čvrsta masa naziva se suhi led; CO 2 ne podržava sagorijevanje. U njemu sagorevaju samo tvari koje imaju veći afinitet prema kisiku od ugljika: npr.

2Mg + CO 2 ® 2MgO + C.

CO 2 reaguje sa NH 3:

CO 2 + 2NH 3 = CO(NH 2) 2 + H 2 O

(karbamid, urea)

2SO 2 + 2Na 2 O 2 ® 2Na 2 CO 3 +O 2

Urea se razlaže vodom:

CO(NH 2) 2 + 2H 2 O ® (NH 4) 2 CO 3 → 2NH 3 + CO 2

Celuloza je ugljikohidrat koji se sastoji od ostataka b-glukoze. Sintetizira se u biljkama prema sljedećoj shemi

hlorofil

6CO 2 + 6H 2 O ® C 6 H 12 O 6 + 6O 2 fotosinteza glukoze

CO 2 se dobija pomoću tehnologije:

2NaHCO 3 ® Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2

od koksa C + O 2 ® CO 2

U laboratoriji (u Kipp aparatu):

.

Ugljena kiselina i njene soli

Otapajući se u vodi, ugljični dioksid djelomično stupa u interakciju s njom, stvarajući ugljičnu kiselinu H 2 CO 3; u ovom slučaju se uspostavljaju ravnoteže:

K 1 = 4 × 10 -7 K 2 = 4,8 × 10 -11 – slaba, nestabilna, dvobazna kiselina koja sadrži kiseonik. Hidrokarbonati su rastvorljivi u H 2 O. Karbonati su nerastvorljivi u vodi, osim karbonata alkalnih metala, Li 2 CO 3 i (NH 4) 2 CO 3. Kisele soli ugljične kiseline pripremaju se propuštanjem viška CO2 u vodeni rastvor karbonata:

ili postepenim (kap po kap) dodavanjem jaka kiselina u višak vodenog rastvora karbonata:

Na 2 CO 3 + HNO 3 ® NaHCO 3 + NaNO 3

Prilikom interakcije s alkalijama ili zagrijavanjem (kalcinacija), kisele soli se pretvaraju u srednje:

Soli se hidroliziraju prema jednačini:

I stage

Zbog potpune hidrolize, karbonati Gr 3+, Al 3+, Ti 4+, Zr 4+ itd. ne mogu se izolovati iz vodenih rastvora.

Praktični značaj imaju soli - Na 2 CO 3 (soda), CaCO 3 (kreda, mermer, krečnjak), K 2 CO 3 (pepelika), NaHCO 3 (soda bikarbona), Ca (HCO 3) 2 i Mg (HCO 3) 2 određuju karbonatna tvrdoća vode.

Ugljendisulfid (CS 2)

Kada se zagrije (750-1000°C), ugljik reagira sa sumporom, formirajući ugljični disulfid, organski rastvarač (bezbojna isparljiva tečnost, reaktivna supstanca), zapaljiv i isparljiv.

Pare CS 2 su otrovne, koriste se za fumigaciju (fumigaciju) žitnica protiv štetočina insekata, te u veterinarskoj medicini za liječenje askarioze konja. U tehnologiji - rastvarač za smole, masti, jod.

Sa metalnim sulfidima, CS 2 formira soli tiokarbonske kiseline - tiokarbonati.

Ova reakcija je slična procesu

Tiokarbonati– žute kristalne supstance. Kada je izložena kiselinama, oslobađa se slobodna tiokarbonska kiselina.

Stabilniji je od H 2 CO 3 i na niskim temperaturama se oslobađa iz rastvora u obliku žute uljane tečnosti koja se lako razlaže na:

Jedinjenja ugljika sa dušikom (CN) 2 ili C 2 N 2 – cician, lako zapaljivi bezbojni gas. Čisti suvi cijanid se priprema zagrevanjem sublimata sa živinim(II) cijanidom.

HgCl 2 + Hg(CN) 2 ® Hg 2 Cl 2 + (SN) 2

Drugi načini za primanje:

4HCN g + O 2 2(CN) 2 +2H 2 O

2HCN g + Cl 2 (CN) 2 + 2HCl

Cicijanin ima svojstva slična halogenima u molekularnom obliku X2. Dakle, u alkalnom okruženju, on je, kao i halogeni, nesrazmjeran:

(C N) 2 + 2NaOH = NaCN + NaOCN

Vodonik cijanid- HCN (), kovalentno jedinjenje, gas koji se otapa u vodi i formira cijanovodičnu kiselinu (bezbojna tečnost i njene soli su izuzetno otrovne). Primite:

Cijanovodik se industrijski proizvodi katalitičkim reakcijama.

2CH 4 + 3O 2 + 2NH 3 ® 2HCN + 6H 2 O.

Soli cijanovodične kiseline - cijanidi - podložne su teškoj hidrolizi. CN - je jonski izoelektronski za molekulu CO i uključen je kao ligand u veliki broj kompleksa d-elemenata.

Rukovanje cijanidom zahtijeva stroge mjere opreza. IN poljoprivreda koristi se za suzbijanje posebno opasnih insekata.

Cijanidi se dobijaju:

Jedinjenja ugljika s negativnim oksidacijskim stanjem:

1) kovalentni (SiC karborund) ;

2) jonkovalentni;

3) metalni karbidi.

Jonski kovalentni se razgrađuje s vodom, oslobađajući plin; ovisno o tome kakav se plin oslobađa, dijele se na:

metanidi(CH 4 je pušten)

Al 4 C 3 + 12H 2 O ® 4Al(OH) 3 + 3CH 4

acetilenidi(C 2 H 2 se oslobađa)

H 2 C 2 + AgNO 3 ® Ag 2 C 2 + HNO 3

Metalni karbidi su jedinjenja stehiometrijskog sastava formirana od elemenata grupa 4, 7, 8 uvođenjem atoma Me u kristalnu rešetku ugljenika.

Hemija silicijuma

Razlika između kemije silicija i ugljika je zbog velike veličine njegovog atoma i mogućnosti korištenja 3d orbitala. Zbog toga su veze Si – O – Si, Si – F jače od ugljičnih.

Za silicijum su poznati oksidi sastava SiO i SiO 2. Silicijum monoksid postoji samo u gasnoj fazi na visokim temperaturama u inertnoj atmosferi; lako se oksidira kisikom da bi se formirao stabilniji oksid SiO 2.

2SiO + O 2 t ® 2SiO 2

SiO2– silicijum, ima nekoliko kristalnih modifikacija. Niska temperatura - kvarc, ima piezoelektrična svojstva. Prirodne sorte kvarca: gorski kristal, topaz, ametist. Sorte silicijuma - kalcedon, opal, ahat, pijesak.

Poznat je veliki broj silikata (tačnije, oksosilikati). U njihovoj strukturi opšti obrazac: svi se sastoje od SiO 4 4- tetraedara, koji su međusobno povezani preko atoma kiseonika.

Kombinacije tetraedara mogu se povezati u lance, trake, mreže i okvire.

Važni prirodni silikati su 3MgO×H 2 O×4SiO 2 talk, 3MgO×2H 2 O×2SiO 2 azbest.

Kao i SiO 2, silikate karakterizira (amorfno) staklasto stanje. Kontroliranom kristalizacijom moguće je dobiti fino kristalno stanje - staklokeramiku - materijale povećane čvrstoće. Aluminosilikati su uobičajeni u prirodi – okvirni ortosilikati; neki atomi Si su zamijenjeni Al, na primjer Na 12 [(Si, Al)O 4 ] 12.

Najizdržljiviji halid, SiF 4, razgrađuje se samo pod utjecajem električnog pražnjenja.

Heksafluorosilicijska kiselina (po jačini bliska H 2 SO 4).

(SiS 2) n – polimerna supstanca, razlaže se vodom:

Silicijumske kiseline.

Odgovarajuće SiO 2 silicijumske kiseline nemaju specifičan sastav, obično se pišu u obliku xH 2 O ySiO 2 - polimerna jedinjenja

Poznato:

H 2 SiO 3 (H 2 O×SiO 2) – metasilicijum (zapravo ne postoji)

H 4 SiO 4 (2H 2 O×SiO 2) – ortosilicijum (najjednostavniji koji postoji samo u rastvoru)

H 2 Si 2 O 5 (H 2 O×2SiO 2) – dimetacilikon.

Silicijumske kiseline su slabo rastvorljive supstance; H 4 SiO 4 karakteriše koloidno stanje, kao kiselina slabija od ugljene kiseline (Si je manje metalan od C).

U vodenim otopinama dolazi do kondenzacije ortosilicijske kiseline, što rezultira stvaranjem polisilicijumske kiseline.

Silikati su soli silicijumske kiseline, nerastvorljive u vodi, osim silikata alkalnih metala.

Rastvorljivi silikati hidroliziraju prema jednadžbi

Želatinske otopine natrijevih soli polisilicijske kiseline nazivaju se "tečno staklo". Široko se koristi kao silikatno ljepilo i kao sredstvo za zaštitu drveta.

Tapljenjem Na 2 CO 3 , CaCO 3 i SiO 2 dobija se staklo koje predstavlja prehlađeni međusobni rastvor soli polisilicijumskih kiselina.

6SiO 2 + Na 2 CO 3 + CaCO 3 ® Na 2 O × CaO × 6SiO 2 + 2CO 2 Silikat se piše kao miješani oksid.

Silikati se najčešće koriste u građevinarstvu. 1. mjesto u svijetu u proizvodnji silikatnih proizvoda - cement, 2. - cigla, 3. - staklo.

Građevinska keramika – obložne pločice, keramičke cijevi. Za proizvodnju sanitarnih proizvoda - staklo, porculan, zemljano posuđe, glinena keramika.

Fig.1. Orbitalni radijusi elemenata (r a) i dužina jednoelektronske hemijske veze (d)

Najjednostavniju jednoelektronsku hemijsku vezu stvara jedan valentni elektron. Ispostavilo se da je jedan elektron sposoban držati dva pozitivno nabijena jona zajedno. U jednoelektronskoj vezi, Kulonove odbojne sile pozitivno nabijenih čestica kompenziraju se Kulonovskim silama privlačenja ovih čestica negativno nabijenom elektronu. Valentni elektron postaje zajednički za dva jezgra molekula.

Primeri takvih hemijskih jedinjenja su molekularni joni: H 2 +, Li 2 +, Na 2 +, K 2 +, Rb 2 +, Cs 2 +:

Polarne kovalentne veze se javljaju u heteronuklearnim dvoatomskim molekulima (slika 3). Vezni elektronski par u polarnoj hemijskoj vezi približava se atomu sa većim potencijalom prve jonizacije.

Karakteriziranje prostorna struktura Za polarne molekule, udaljenost d između atomskih jezgri može se približno smatrati zbirom kovalentnih polumjera odgovarajućih atoma.

Karakteristike nekih polarnih supstanci

Pomak veznog elektronskog para na jedno od jezgara polarnog molekula dovodi do pojave električnog dipola (elektrodinamika) (slika 4).

Udaljenost između centara gravitacije pozitivnih i negativnih naboja naziva se dužina dipola. Polaritet molekule, kao i polaritet veze, procjenjuje se vrijednošću dipolnog momenta μ, koji je proizvod dužine dipola l i vrijednosti elektronskog naboja:

Višestruke kovalentne veze

Višestruke kovalentne veze su predstavljene nezasićenim organska jedinjenja koji sadrže dvostruke i trostruke hemijske veze. Da bi opisao prirodu nezasićenih spojeva, L. Pauling uvodi koncepte sigma i π veza, hibridizacije atomskih orbitala.

Paulingova hibridizacija za dva S i dva p elektrona omogućila je da se objasni usmjerenost kemijskih veza, posebno tetraedarska konfiguracija metana. Da bi se objasnila struktura etilena, od četiri ekvivalentna Sp 3 elektrona atoma ugljika, jedan p-elektron mora biti izolovan da bi se formirala dodatna veza, nazvana π veza. U ovom slučaju, tri preostale Sp 2 hibridne orbitale nalaze se u ravnini pod uglom od 120° i formiraju osnovne veze, na primer, planarni molekul etilena (slika 5).

U Paulingovoj novoj teoriji, svi vezani elektroni postali su jednaki i jednako udaljeni od linije koja povezuje jezgre molekula. Paulingova teorija savijene hemijske veze uzela je u obzir statističku interpretaciju M. Born talasne funkcije i Kulonovu elektronsku korelaciju elektrona. Pojavilo se fizičko značenje - priroda kemijske veze u potpunosti je određena električnom interakcijom jezgara i elektrona. Što je više elektrona vezanih, to je manja međunuklearna udaljenost i jača je kemijska veza između atoma ugljika.

Hemijska veza sa tri centra

Daljnji razvoj ideja o hemijskim vezama dao je američki fizikalni hemičar W. Lipscomb, koji je razvio teoriju dvoelektronskih trocentričnih veza i topološku teoriju koja omogućava predviđanje strukture još nekih bor-hidrida (hidrida vodika ).

Elektronski par u hemijskoj vezi sa tri centra postaje zajednički za tri atomska jezgra. U najjednostavnijem predstavniku hemijske veze sa tri centra - molekularnom vodonikovom jonu H 3 +, elektronski par drži tri protona zajedno (slika 6).

Slika 7. Diboran

Postojanje borana sa njihovim dvoelektronskim trocentralnim vezama sa "premošćujućim" atomima vodika narušilo je kanonsku doktrinu valencije. Pokazalo se da je atom vodika, koji se ranije smatrao standardnim monovalentnim elementom, identičnim vezama povezan s dva atoma bora i formalno je postao dvovalentni element. Rad W. Lipscomba na dešifrovanju strukture borana proširio je razumijevanje hemijskih veza. Nobelov komitet dodijelio je Williamu Nunn Lipscomb-u Nagradu za hemiju za 1976. sa formulacijom "Za njegova proučavanja strukture borana (borohidrita), pojašnjavajući probleme hemijskih veza."

Višestruka hemijska veza

Slika 8. Molekul ferocena

Slika 9. Dibenzen hrom

10. Uranocen

Svih deset veza (C-Fe) u molekulu ferocena su ekvivalentne, vrijednost međunuklearne udaljenosti Fe-c je 2,04 Å. Svi atomi ugljika u molekulu ferocena su strukturno i hemijski ekvivalentni, dužina svake C-C veze je 1,40 - 1,41 Å (za poređenje, u benzenu dužina C-C veze je 1,39 Å). Oko atoma željeza pojavljuje se ljuska od 36 elektrona.

Dinamika hemijskog vezivanja

Hemijska veza je prilično dinamična. Dakle, metalna veza se u procesu transformiše u kovalentnu vezu fazni prelaz kada metal ispari. Prijelaz metala iz čvrstog u parno stanje zahtijeva utrošak velike količine energije.

U parovima, ovi metali se sastoje praktično od homonuklearnih dvoatomskih molekula i slobodnih atoma. Kada se metalna para kondenzuje, kovalentna veza se pretvara u metalnu.

Isparavanje soli sa tipičnim ionskim vezama, kao što su fluoridi alkalnih metala, dovodi do razaranja ionske veze i stvaranja heteronuklearnih dvoatomskih molekula s polarnom kovalentnom vezom. U tom slučaju dolazi do formiranja dimernih molekula sa premoštenim vezama.

Karakteristike hemijskih veza u molekulima fluorida alkalnih metala i njihovih dimera.

Tokom kondenzacije para fluorida alkalnih metala, polarna kovalentna veza se transformiše u ionsku uz formiranje odgovarajuće kristalne rešetke soli.

Mehanizam prijelaza kovalentne u metalnu vezu

Slika 11. Odnos između orbitalnog radijusa elektronskog para r e i dužine kovalentne hemijske veze d

12. Orijentacija dipola dvoatomskih molekula i formiranje iskrivljenog oktaedarskog fragmenta klastera tokom kondenzacije para alkalnih metala

13. Kubični raspored jezgara u kristalima alkalnih metala i veza

Disperzivno privlačenje (londonske sile) određuje međuatomsku interakciju i formiranje homonuklearnih dvoatomskih molekula iz atoma alkalnih metala.

Formiranje kovalentne veze metal-metal povezano je s deformacijom elektronskih ljuski atoma u interakciji - valentni elektroni stvaraju vezni elektronski par, čija je elektronska gustoća koncentrirana u prostoru između atomskih jezgri rezultirajuće molekule. Karakteristična karakteristika homonuklearnih dvoatomskih molekula alkalnih metala je duga dužina kovalentne veze (3,6-5,8 puta veća od dužine veze u molekulu vodonika) i niska energija njenog pucanja.

Navedeni odnos između r e i d određuje neravnomjernu raspodjelu električnih naboja u molekuli - negativni električni naboj veznog elektronskog para koncentrisan je u srednjem dijelu molekule, a pozitivni električni naboji dva atomska jezgra koncentrirani su na krajeve molekula.

Neravnomjerna distribucija električnih naboja stvara uslove za interakciju molekula zbog orijentacijskih sila (van der Waalsove sile). Molekuli alkalnih metala teže da se orijentišu na takav način da se u njihovoj blizini pojavljuju suprotni električni naboji. Kao rezultat, između molekula djeluju privlačne sile. Zahvaljujući prisustvu potonjeg, molekuli alkalnih metala se približavaju i više ili manje čvrsto spajaju. Istovremeno, dolazi do neke deformacije svakog od njih pod uticajem bližih polova susednih molekula (slika 12).

U stvari, vezani elektroni originalne dvoatomske molekule, koji padaju u električno polje četiri pozitivno nabijena atomska jezgra molekula alkalnih metala, otrgnu se od orbitalnog radijusa atoma i postaju slobodni.

U ovom slučaju, vezni elektronski par postaje uobičajen za sistem sa šest katjona. Izgradnja metalne kristalne rešetke počinje u fazi klastera. IN kristalna rešetka alkalnih metala, struktura vezne karike je jasno izražena, koja ima oblik iskrivljenog spljoštenog oktaedra - kvadratne bipiramide, čija su visina i rubovi osnove jednaki vrijednosti konstante translacijske rešetke a w (Sl. 13).

Vrijednost konstante translacijske rešetke a w kristala alkalnog metala značajno premašuje dužinu kovalentne veze molekule alkalnog metala, stoga je općenito prihvaćeno da su elektroni u metalu u slobodnom stanju:

Matematička konstrukcija povezana sa svojstvima slobodnih elektrona u metalu obično se poistovjećuje sa „Fermijevom površinom“, koju treba smatrati geometrijskom lokacijom na kojoj se nalaze elektroni, što daje glavno svojstvo metala - da provodi električnu struju.

Kada se uporedi proces kondenzacije para alkalnih metala sa procesom kondenzacije gasova, na primer vodonika, karakteristična karakteristika u svojstvima metala. Dakle, ako se tokom kondenzacije vodika javljaju slabe međumolekularne interakcije, tada se tokom kondenzacije metalne pare javljaju procesi koji su karakteristični za hemijske reakcije. Sama kondenzacija metalne pare odvija se u nekoliko faza i može se opisati sljedećim procesom: slobodni atom → dvoatomski molekul sa kovalentnom vezom → metalni klaster → kompaktni metal sa metalnom vezom.

Interakcija molekula halogenida alkalnih metala je praćena njihovom dimerizacijom. Molekul dimera se može smatrati električnim kvadrupolom (slika 15). Trenutno su poznate glavne karakteristike dimera halogenida alkalnih metala (dužine hemijskih veza i uglovi veze između veza).

Hemijska dužina veze i uglovi veze u dimerima halogenida alkalnih metala (E 2 X 2) (gasna faza).

E 2 X 2	X=F		X=Cl		X=Br		X=I
	dEF, Å		d ECl, Å		d EBr , Å		d EI, Å
Li 2 X 2	1,75	105	2,23	108	2,35	110	2,54	116
Na 2 X 2	2,08	95	2,54	105	2,69	108	2,91	111
K 2 X 2	2,35	88	2,86	98	3,02	101	3,26	104
Cs 2 X 2	2,56	79	3,11	91	3,29	94	3,54	94

Tokom procesa kondenzacije povećava se učinak orijentacijskih sila, međumolekularna interakcija je praćena stvaranjem klastera, a zatim i čvrste tvari. Halogenidi alkalnih metala formiraju kristale s jednostavnim kubičnim i kubičnim rešetkama usredsređenim na tijelo.

Tip kristalne rešetke i translaciona konstanta rešetke za halogenide alkalnih metala.

Tokom procesa kristalizacije dolazi do daljeg povećanja međuatomske udaljenosti, što dovodi do uklanjanja elektrona iz orbitalnog radijusa atoma alkalnog metala i prijenosa elektrona na atom halogena uz formiranje odgovarajućih iona. Polja sila jona su ravnomjerno raspoređena u svim smjerovima u prostoru. U tom smislu, u kristalima alkalnih metala, polje sile svakog jona koordinira više od jednog jona suprotnog predznaka, kao što je uobičajeno da se kvalitativno predstavlja ionska veza (Na + Cl -).

U kristalima jonskih jedinjenja, koncept jednostavnih dvojonskih molekula kao što su Na + Cl - i Cs + Cl - gubi svoje značenje, jer je ion alkalnog metala povezan sa šest jona hlora (u kristalu natrijum hlorida) i sa osam joni hlora (u kristalu cezijum hlorida. Međutim, sve međujonske udaljenosti u kristalima su jednako udaljene.

Bilješke

1. Priručnik za neorgansku hemiju. Konstante neorganskih supstanci. - M.: "Hemija", 1987. - P. 124. - 320 str.
2. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Priručnik za neorgansku hemiju. Konstante neorganskih supstanci. - M.: "Hemija", 1987. - P. 132-136. - 320 s.
3. Gankin V.Yu., Gankin Yu.V. Kako nastaje hemijska veza i dolazi do hemijskih reakcija. - M.: Izdavačka grupa "Granitsa", 2007. - 320 str. - ISBN 978-5-94691296-9
4. Nekrasov B.V. Kurs opšte hemije. - M.: Goskhimizdat, 1962. - P. 88. - 976 str.
5. Pauling L. Priroda hemijskog vezivanja / priredio Y.K. Syrkin. - per. sa engleskog M.E. Dyatkina. - M.-L.: Goskhimizdat, 1947. - 440 str.
6. Teorijska organska hemija / ur. R.H. Freidlina. - per. sa engleskog Yu.G.Bundela. - M.: Izdavačka kuća. strana književnost, 1963. - 365 str.
7. Lemenovsky D.A., Levitsky M.M. Ruski hemijski časopis (časopis Ruskog hemijskog društva imena D.I. Mendeljejeva). - 2000. - T. XLIV, br. 6. - str. 63-86.
8. Hemijski enciklopedijski rječnik / pogl. ed. I.L. Knunyants. - M.: Sov. enciklopedija, 1983. - P. 607. - 792 str.
9. Nekrasov B.V. Kurs opšte hemije. - M.: Goskhimizdat, 1962. - P. 679. - 976 str.
10. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Priručnik za neorgansku hemiju. Konstante neorganskih supstanci. - M.: "Hemija", 1987. - P. 155-161. - 320 s.
11. Gillespie R. Geometrija molekula / trans. sa engleskog E.Z. Zasorina i V.S. Mastryukova, ur. Yu.A Pentina. - M.: “Mir”, 1975. – Str. 49. – 278 str.
12. Chemist's Handbook. - 2. izd., revidirano. i dodatne - L.-M.: Državni naučno-tehnički institut za hemijsku literaturu, 1962. - T. 1. - P. 402-513. - 1072 str.
13. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Priručnik za neorgansku hemiju. Konstante neorganskih supstanci.. - M.: "Hemija", 1987. - P. 132-136. - 320 s.
14. Ziman J. Elektroni u metalima (uvod u teoriju Fermijevih površina). Napredak u fizičkim naukama.. - 1962. - T. 78, broj 2. - 291 str.

vidi takođe

• Hemijska veza- članak iz Velike sovjetske enciklopedije
• Hemijska veza- Chemport.ru
• Hemijska veza- Fizička enciklopedija

Zahvaljujući tome nastaju molekuli neorganskih i organskih tvari. Hemijska veza nastaje interakcijom električnih polja koja stvaraju jezgra i elektroni atoma. Stoga je formiranje kovalentne kemijske veze povezano s električnom prirodom.

Šta je veza

Ovaj termin se odnosi na rezultat djelovanja dva ili više atoma, koji dovode do formiranja jakog poliatomskog sistema. Glavne vrste hemijskih veza nastaju kada se energija reagujućih atoma smanji. U procesu stvaranja veze, atomi pokušavaju da dovrše svoju elektronsku ljusku.

Vrste komunikacije

U hemiji postoji nekoliko vrsta veza: jonske, kovalentne, metalne. Kovalentne hemijske veze imaju dva tipa: polarne i nepolarne.

Koji je mehanizam za njegovo stvaranje? Kovalentna nepolarna hemijska veza se formira između atoma identičnih nemetala koji imaju istu elektronegativnost. U tom slučaju se formiraju zajednički elektronski parovi.

Nepolarna veza

Primjeri molekula koji imaju nepolarnu kovalentnu kemijsku vezu uključuju halogene, vodonik, dušik i kisik.

Ovu vezu je prvi otkrio američki hemičar Lewis 1916. Najprije je iznio hipotezu, a potvrđena je tek nakon eksperimentalne potvrde.

Kovalentna hemijska veza povezana je sa elektronegativnošću. Za nemetale ima visoku vrijednost. Tokom kemijske interakcije atoma, prijenos elektrona s jednog atoma na drugi nije uvijek moguć; kao rezultat toga, oni se kombinuju. Između atoma pojavljuje se prava kovalentna hemijska veza. 8. razred redovnog školskog programa podrazumijeva detaljno ispitivanje više vrsta komunikacije.

Supstance koje imaju ovu vrstu veze u normalnim uslovima su tečnosti, gasovi, kao i čvrste materije koje imaju nisku tačku topljenja.

Vrste kovalentnih veza

Pogledajmo ovo pitanje detaljnije. Koje su vrste hemijskih veza? Kovalentne veze postoje u zamjenskim i donor-akceptorskim verzijama.

Prvi tip karakterizira doniranje jednog nesparenog elektrona od strane svakog atoma za stvaranje zajedničke elektronske veze.

Elektroni spojeni u zajedničku vezu moraju imati suprotne spinove. Kao primjer ove vrste kovalentne veze, razmotrite vodonik. Kada se njegovi atomi približe, njihovi elektronski oblaci prodiru jedan u drugi, što se u nauci naziva preklapanjem elektronskih oblaka. Kao rezultat, povećava se elektronska gustina između jezgara, a energija sistema opada.

Na minimalnoj udaljenosti, jezgre vodika se međusobno odbijaju, što rezultira određenom optimalnom udaljenosti.

U slučaju kovalentne veze tipa donor-akceptor, jedna čestica ima elektrone i naziva se donor. Druga čestica ima slobodnu ćeliju u kojoj će se nalaziti par elektrona.

Polarni molekuli

Kako nastaju kovalentne polarne hemijske veze? Oni nastaju u situacijama kada atomi nemetala koji se vezuju imaju različitu elektronegativnost. U takvim slučajevima, zajednički elektroni se postavljaju bliže atomu čija je vrijednost elektronegativnosti veća. Kao primjer kovalentne polarne veze možemo uzeti u obzir veze koje nastaju u molekulu bromovodika. Ovdje su javni elektroni, koji su odgovorni za formiranje kovalentne veze, bliži bromu nego vodoniku. Razlog za ovaj fenomen je što brom ima veću elektronegativnost od vodonika.

Metode za određivanje kovalentnih veza

Kako definirati kovalentne polarne kemijske veze? Da biste to učinili, morate znati sastav molekula. Ako sadrži atome različitih elemenata, postoji polarna kovalentna veza u molekuli. Nepolarni molekuli sadrže atome jednog hemijskog elementa. Među zadacima koji se nude u sklopu školskog kursa hemije postoje i oni koji uključuju identifikaciju vrste veze. Zadaci ove vrste su uključeni u završne zadatke certifikacije iz hemije u 9. razredu, kao i u testove Jedinstvenog državnog ispita iz hemije u 11. razredu.

Jonska veza

Koja je razlika između kovalentnih i jonskih hemijskih veza? Ako je kovalentna veza karakteristična za nemetale, tada se formira ionska veza između atoma koji imaju značajne razlike u elektronegativnosti. Na primjer, ovo je tipično za spojeve elemenata prve i druge grupe glavnih podgrupa PS (alkalni i zemnoalkalni metali) i elemente 6. i 7. grupe glavnih podgrupa periodnog sistema (halkogeni i halogeni ).

Nastaje kao rezultat elektrostatičkog privlačenja iona suprotnih naboja.

Karakteristike jonskog vezivanja

Budući da su polja sila suprotno nabijenih jona ravnomjerno raspoređena u svim smjerovima, svaki od njih je sposoban privući čestice suprotnog predznaka. Ovo karakterizira neusmjerenost jonske veze.

Interakcija dva jona suprotnih predznaka ne podrazumijeva potpunu međusobnu kompenzaciju pojedinačnih polja sile. To pomaže u održavanju sposobnosti privlačenja iona u drugim smjerovima, stoga se uočava nezasićenost ionske veze.

U ionskom spoju, svaki ion ima sposobnost da privuče k sebi niz drugih suprotnog predznaka kako bi formirao kristalnu rešetku jonske prirode. U takvom kristalu nema molekula. Svaki ion je u tvari okružen određenim brojem jona različitog predznaka.

Metalni priključak

Ova vrsta hemijske veze ima određene individualne karakteristike. Metali imaju višak valentnih orbitala i nedostatak elektrona.

Kada se pojedinačni atomi spoje, njihove valentne orbitale se preklapaju, što olakšava slobodno kretanje elektrona s jedne orbitale na drugu, stvarajući vezu između svih atoma metala. Ovi slobodni elektroni su glavna karakteristika metalne veze. Nema zasićenje i usmjerenost, jer su valentni elektroni raspoređeni ravnomjerno po kristalu. Prisustvo slobodnih elektrona u metalima objašnjava neka njihova fizička svojstva: metalni sjaj, duktilnost, savitljivost, toplotnu provodljivost, neprozirnost.

Vrsta kovalentne veze

Nastaje između atoma vodika i elementa koji ima visoku elektronegativnost. Postoje intra- i intermolekularne vodonične veze. Ova vrsta kovalentne veze je najslabija, nastaje zbog djelovanja elektrostatičkih sila. Atom vodika ima mali polumjer, a kada se ovaj elektron pomakne ili oda, vodik postaje pozitivan ion, koji djeluje na atom s visokom elektronegativnošću.

Među karakterističnim svojstvima kovalentne veze su: zasićenost, usmjerenost, polarizabilnost, polaritet. Svaki od ovih indikatora ima specifično značenje za jedinjenje koje se formira. Na primjer, usmjerenost je određena geometrijskim oblikom molekule.