پیوند شیمیایی کووالانسی انواع پیوند شیمیایی: پیوند کووالانسی. انواع پیوندهای شیمیایی پیوند بین مواد شیمی

پیوند شیمیایی کووالانسی، انواع و مکانیسم های تشکیل آن. ویژگی های پیوندهای کووالانسی (قطبیت و انرژی پیوند). پیوند یونی. اتصال فلزی. پیوند هیدروژنی

دکترین از پیوند شیمیاییاساس تمام شیمی نظری را تشکیل می دهد.

پیوند شیمیایی به عنوان برهمکنش اتم ها که آنها را به مولکول ها، یون ها، رادیکال ها و کریستال ها متصل می کند، درک می شود.

چهار نوع پیوند شیمیایی وجود دارد: یونی، کووالانسی، فلزی و هیدروژنی.

تقسیم پیوندهای شیمیایی به انواع مشروط است، زیرا همه آنها با وحدت خاصی مشخص می شوند.

پیوند یونی را می توان به عنوان یک مورد شدید از پیوند کووالانسی قطبی در نظر گرفت.

پیوند فلزی برهمکنش کووالانسی اتم ها را با استفاده از الکترون های مشترک و جاذبه الکترواستاتیکی بین این الکترون ها و یون های فلزی ترکیب می کند.

مواد اغلب فاقد موارد محدود کننده پیوند شیمیایی (یا پیوند شیمیایی خالص) هستند.

به عنوان مثال، لیتیوم فلوراید $LiF$ به عنوان یک ترکیب یونی طبقه بندی می شود. در واقع، پیوند موجود در آن 80% دلار یونی و 20% دلار کووالانسی است. بنابراین، بدیهی است که صحبت در مورد درجه قطبیت (یونیته) یک پیوند شیمیایی صحیح تر است.

در سری هالیدهای هیدروژن $HF—HCl—HBr—HI—HAt$ درجه قطبیت پیوند کاهش می یابد، زیرا تفاوت در مقادیر الکترونگاتیوی اتم های هالوژن و هیدروژن کاهش می یابد و در هیدروژن استاتین پیوند تقریباً غیرقطبی می شود. $(EO(H) = 2.1؛ EO(At) = 2.2)$.

انواع مختلفی از پیوندها را می توان در مواد مشابه یافت، به عنوان مثال:

1. در بازها: بین اتم های اکسیژن و هیدروژن در گروه های هیدروکسو پیوند کووالانسی قطبی و بین فلز و گروه هیدروکسو یونی است.
2. در نمک های اسیدهای حاوی اکسیژن: بین اتم غیر فلزی و اکسیژن باقی مانده اسیدی - قطبی کووالانسی و بین فلز و باقی مانده اسیدی - یونی.
3. در آمونیوم، نمک های متیل آمونیوم و غیره: بین اتم های نیتروژن و هیدروژن - قطبی کووالانسی، و بین یون های آمونیوم یا متیل آمونیوم و باقی مانده اسید - یونی.
4. در پراکسیدهای فلزی (مثلاً $Na_2O_2$)، پیوند بین اتم‌های اکسیژن غیرقطبی کووالانسی و بین فلز و اکسیژن یونی و غیره است.

انواع مختلف اتصالات می توانند به یکدیگر تبدیل شوند:

- در طی تفکیک الکترولیتی ترکیبات کووالانسی در آب، پیوند قطبی کووالانسی به پیوند یونی تبدیل می شود.

- هنگامی که فلزات تبخیر می شوند، پیوند فلزی به یک پیوند کووالانسی غیرقطبی و غیره تبدیل می شود.

دلیل اتحاد انواع و اقسام پیوندهای شیمیایی یکسان بودن آنهاست طبیعت شیمیایی- برهمکنش الکترون-هسته ای تشکیل یک پیوند شیمیایی در هر صورت نتیجه برهمکنش الکترون-هسته ای اتم ها است که با آزاد شدن انرژی همراه است.

روشهای تشکیل پیوندهای کووالانسی ویژگی های پیوند کووالانسی: طول و انرژی پیوند

پیوند شیمیایی کووالانسی پیوندی است که بین اتم ها از طریق تشکیل جفت های الکترون مشترک ایجاد می شود.

مکانیسم شکل گیری چنین پیوندی می تواند مبادله یا دهنده-پذیرنده باشد.

من. مکانیسم مبادلهزمانی عمل می کند که اتم ها با ترکیب الکترون های جفت نشده جفت های الکترون مشترک را تشکیل می دهند.

1) $H_2$ - هیدروژن:

این پیوند به دلیل تشکیل یک جفت الکترون مشترک توسط $s$-الکترون های اتم های هیدروژن (همپوشانی $s$-اوربیتال) بوجود می آید:

2) $HCl$ - کلرید هیدروژن:

این پیوند به دلیل تشکیل یک جفت الکترون مشترک از الکترون‌های $s-$ و $p-$ (اوربیتال‌های $s-p-$) ایجاد می‌شود:

3) $Cl_2$: در یک مولکول کلر، یک پیوند کووالانسی به دلیل عدم جفت شدن الکترون‌های $p-$ (بر روی اوربیتال‌های $p-p-$) تشکیل می‌شود:

4) $N_2$: در یک مولکول نیتروژن سه جفت الکترون مشترک بین اتم ها تشکیل می شود:

II. مکانیسم اهداکننده-پذیرندهاجازه دهید تشکیل یک پیوند کووالانسی را با استفاده از مثال یون آمونیوم $NH_4^+$ در نظر بگیریم.

دهنده دارای یک جفت الکترون است، گیرنده دارای یک اوربیتال خالی است که این جفت می تواند آن را اشغال کند. در یون آمونیوم، هر چهار پیوند با اتم های هیدروژن کووالانسی هستند: سه پیوند به دلیل ایجاد جفت های الکترون مشترک توسط اتم نیتروژن و اتم های هیدروژن با توجه به مکانیسم تبادل، یکی - از طریق مکانیسم دهنده-گیرنده تشکیل شد.

پیوندهای کووالانسی را می توان از طریق نحوه همپوشانی اوربیتال های الکترونی و همچنین با جابجایی آنها به سمت یکی از اتم های پیوندی طبقه بندی کرد.

پیوندهای شیمیایی که در نتیجه همپوشانی اوربیتال های الکترونی در امتداد یک خط پیوند ایجاد می شوند $σ$ نامیده می شوند. اوراق قرضه (اوراق قرضه سیگما). پیوند سیگما بسیار قوی است.

اوربیتال های $p-$ می توانند در دو ناحیه همپوشانی داشته باشند و به دلیل همپوشانی جانبی یک پیوند کووالانسی تشکیل دهند:

پیوندهای شیمیایی که در نتیجه همپوشانی "جانبی" اوربیتال های الکترونی در خارج از خط ارتباطی ایجاد می شوند. در دو ناحیه $π$ نامیده می شود -باند (پی-باند).

توسط درجه جابجاییجفت الکترون به اشتراک گذاشته شده به یکی از اتم هایی که آنها پیوند می دهند، یک پیوند کووالانسی می تواند باشد قطبیو غیر قطبی

پیوند شیمیایی کووالانسی که بین اتم‌هایی با الکترونگاتیوی یکسان ایجاد می‌شود نامیده می‌شود غیر قطبیجفت های الکترون به هیچ یک از اتم ها منتقل نمی شوند، زیرا اتم ها دارای همان EO هستند - خاصیت جذب الکترون های ظرفیت از اتم های دیگر. مثلا:

آن ها مولکول های مواد غیر فلزی ساده از طریق پیوندهای کووالانسی غیر قطبی تشکیل می شوند. پیوند شیمیایی کووالانسی بین اتم های عناصری که الکترونگاتیوی آنها متفاوت است نامیده می شود قطبی

طول و انرژی پیوندهای کووالانسی

مشخصه خواص پیوند کووالانسی- طول و انرژی آن. طول پیوندفاصله بین هسته اتم ها است. هر چه طول یک پیوند شیمیایی کوتاه تر باشد، قوی تر است. با این حال، معیاری برای قدرت اتصال است انرژی اتصال، که با مقدار انرژی مورد نیاز برای شکستن یک پیوند تعیین می شود. معمولاً بر حسب kJ/mol اندازه گیری می شود. بنابراین، طبق داده‌های تجربی، طول پیوند مولکول‌های $H_2، Cl_2$ و $N_2$ به ترتیب 0.074$، 0.198$ و 0.109$ نانومتر و انرژی‌های پیوند به ترتیب 436، 242$ و 946$ کیلوژول بر مول هستند.

یون ها پیوند یونی

بیایید تصور کنیم که دو اتم به هم می رسند: یک اتم از یک فلز گروه I و یک اتم غیر فلز از گروه VII. یک اتم فلزی دارای یک الکترون منفرد در سطح انرژی بیرونی خود است، در حالی که یک اتم غیر فلزی فقط یک الکترون ندارد تا سطح بیرونی آن کامل شود.

اتم اول به راحتی الکترون دومی را که از هسته دور است و ضعیف به آن متصل است می دهد و اتم دوم مکانی آزاد در سطح الکترونیکی بیرونی برای آن فراهم می کند.

سپس اتم که از یکی از بارهای منفی خود محروم است به ذره ای با بار مثبت تبدیل می شود و دومی به دلیل الکترون حاصل به ذره ای با بار منفی تبدیل می شود. چنین ذرات نامیده می شود یون ها

پیوند شیمیایی که بین یون ها ایجاد می شود یونی نامیده می شود.

بیایید تشکیل این پیوند را با استفاده از مثال ترکیب معروف کلرید سدیم (نمک غذا) در نظر بگیریم:

فرآیند تبدیل اتم ها به یون در نمودار نشان داده شده است:

این تبدیل اتم ها به یون همیشه در طول برهمکنش اتم های فلزات معمولی و غیر فلزات معمولی رخ می دهد.

بیایید الگوریتم (توالی) استدلال را هنگام ثبت تشکیل پیوند یونی، به عنوان مثال، بین اتم های کلسیم و کلر در نظر بگیریم:

اعدادی که تعداد اتم ها یا مولکول ها را نشان می دهند نامیده می شوند ضرایبو اعدادی که تعداد اتم ها یا یون های یک مولکول را نشان می دهند نامیده می شوند شاخص ها

اتصال فلزی

بیایید با نحوه تعامل اتم های عناصر فلزی با یکدیگر آشنا شویم. فلزات معمولاً به عنوان اتم های جدا شده وجود ندارند، بلکه به شکل یک قطعه، شمش یا محصول فلزی هستند. چه چیزی اتم های فلز را در یک حجم نگه می دارد؟

اتم های اکثر فلزات در سطح خارجی حاوی نیستند عدد بزرگالکترون ها - 1، 2، 3 دلار. این الکترون ها به راحتی از بین می روند و اتم ها به یون های مثبت تبدیل می شوند. الکترون های جدا شده از یک یون به یون دیگر حرکت می کنند و آنها را به یک کل واحد متصل می کنند. این الکترون ها با اتصال به یون ها به طور موقت اتم تشکیل می دهند، سپس دوباره شکسته می شوند و با یون دیگری و غیره ترکیب می شوند. در نتیجه، در حجم فلز، اتم ها پیوسته به یون تبدیل می شوند و بالعکس.

پیوند فلزات بین یون ها از طریق الکترون های مشترک فلزی نامیده می شود.

شکل به صورت شماتیک ساختار یک قطعه فلز سدیم را نشان می دهد.

در این حالت تعداد کمی از الکترون های مشترک تعداد زیادی یون و اتم را به هم متصل می کنند.

یک پیوند فلزی شباهت هایی با پیوند کووالانسی دارد، زیرا مبتنی بر اشتراک الکترون های خارجی است. با این حال، با پیوند کووالانسی، الکترون‌های جفت نشده بیرونی تنها دو اتم همسایه به اشتراک گذاشته می‌شوند، در حالی که با پیوند فلزی، همه اتم‌ها در اشتراک این الکترون‌ها شرکت می‌کنند. به همین دلیل است که کریستال های با پیوند کووالانسی شکننده هستند، اما با پیوند فلزی، به طور معمول، انعطاف پذیر، رسانای الکتریکی و درخشندگی فلزی هستند.

پیوند فلزی هم برای فلزات خالص و هم مخلوطی از فلزات مختلف - آلیاژهایی در حالت جامد و مایع - مشخص است.

پیوند هیدروژنی

پیوند شیمیایی بین اتم‌های هیدروژن پلاریزه شده مثبت یک مولکول (یا بخشی از آن) و اتم‌های قطبی شده منفی عناصر به شدت الکترونگاتیو دارای جفت الکترون تک ($F, O, N$ و معمولاً کمتر $S$ و $Cl$) یک مولکول دیگر. (یا قسمت آن) هیدروژن نامیده می شود.

مکانیسم تشکیل پیوند هیدروژنی تا حدی الکترواستاتیک و تا حدی گیرنده دهنده است.

نمونه هایی از پیوند هیدروژنی بین مولکولی:

در صورت وجود چنین اتصالی، حتی مواد کم مولکولی نیز در شرایط عادی می توانند مایع (الکل، آب) یا گازهایی به راحتی مایع شوند (آمونیاک، هیدروژن فلوراید).

مواد دارای پیوند هیدروژنی دارای شبکه کریستالی مولکولی هستند.

مواد ساختار مولکولی و غیر مولکولی. نوع شبکه کریستالی. وابستگی خواص مواد به ترکیب و ساختار آنها

ساختار مولکولی و غیر مولکولی مواد

که در فعل و انفعالات شیمیاییاین اتم ها یا مولکول های منفرد نیستند که وارد می شوند، بلکه مواد هستند. در شرایط معین، یک ماده می تواند در یکی از سه حالت انباشتگی باشد: جامد، مایع یا گاز. خواص یک ماده همچنین به ماهیت پیوند شیمیایی بین ذرات تشکیل دهنده آن - مولکول ها، اتم ها یا یون ها بستگی دارد. بر اساس نوع پیوند، مواد ساختار مولکولی و غیر مولکولی را تشخیص می دهند.

موادی که از مولکول تشکیل شده اند نامیده می شوند مواد مولکولی. پیوندهای بین مولکول ها در چنین موادی بسیار ضعیف است، بسیار ضعیف تر از بین اتم های داخل مولکول، و حتی در دماهای نسبتا پایین شکسته می شوند - این ماده به مایع و سپس به گاز تبدیل می شود (تععید ید). نقطه ذوب و جوش مواد متشکل از مولکول ها با افزایش وزن مولکولی افزایش می یابد.

مواد مولکولی شامل موادی با ساختار اتمی ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$) هستند که در میان آنها فلزات و غیر فلزات وجود دارد.

بیایید خواص فیزیکی فلزات قلیایی را در نظر بگیریم. استحکام پیوند نسبتاً کم بین اتم ها باعث استحکام مکانیکی کم می شود: فلزات قلیایی نرم هستند و به راحتی با چاقو برش داده می شوند.

اندازه اتمی بزرگ منجر به چگالی کم فلزات قلیایی می شود: لیتیوم، سدیم و پتاسیم حتی سبک تر از آب هستند. در گروه فلزات قلیایی، نقطه جوش و ذوب با افزایش عدد اتمی عنصر کاهش می یابد، زیرا اندازه اتم ها افزایش می یابد و پیوندها ضعیف می شوند.

به مواد غیر مولکولیساختارها شامل ترکیبات یونی هستند. اکثر ترکیبات فلزات با نافلزات دارای این ساختار هستند: همه نمکها ($NaCl، K_2SO_4$)، برخی از هیدریدها ($LiH$) و اکسیدها ($CaO، MgO، FeO$)، بازها ($NaOH، KOH$). مواد یونی (غیر مولکولی) دارای نقطه ذوب و جوش بالایی هستند.

شبکه های کریستالی

همانطور که مشخص است ماده می تواند در سه حالت تجمع وجود داشته باشد: گاز، مایع و جامد.

مواد جامد: بی شکل و کریستالی.

بیایید در نظر بگیریم که چگونه ویژگی های پیوندهای شیمیایی بر خواص جامدات تأثیر می گذارد. جامدات به تقسیم می شوند کریستالیو بی شکل

مواد آمورف نقطه ذوب واضحی ندارند، با حرارت دادن به تدریج نرم شده و به حالت سیال تبدیل می شوند. به عنوان مثال، پلاستیکین و رزین های مختلف در حالت آمورف هستند.

مواد کریستالی با آرایش صحیح ذراتی که از آنها تشکیل شده اند مشخص می شوند: اتم ها، مولکول ها و یون ها - در نقاط کاملاً تعریف شده در فضا. هنگامی که این نقاط توسط خطوط مستقیم به هم متصل می شوند، یک چارچوب فضایی تشکیل می شود که به آن شبکه کریستالی می گویند. نقاطی که ذرات کریستال در آن قرار دارند گره های شبکه نامیده می شوند.

بسته به نوع ذرات واقع در گره های شبکه کریستالی و ماهیت اتصال بین آنها، چهار نوع شبکه کریستالی متمایز می شود: یونی، اتمی، مولکولیو فلز.

شبکه های کریستالی یونی.

یونیشبکه های کریستالی نامیده می شوند که در گره های آن یون ها وجود دارد. آنها توسط موادی با پیوندهای یونی تشکیل می شوند که می توانند هر دو یون ساده $Na^(+)، Cl^(-)$، و $SO_4^(2-)، OH^-$ را به هم متصل کنند. در نتیجه نمک ها و برخی از اکسیدها و هیدروکسیدهای فلزات دارای شبکه بلوری یونی هستند. به عنوان مثال، یک کریستال کلرید سدیم از یون های متناوب مثبت $Na^+$ و $Cl^-$ منفی تشکیل شده است که یک شبکه مکعبی شکل را تشکیل می دهد. پیوندهای بین یون ها در چنین کریستالی بسیار پایدار است. بنابراین، مواد با شبکه یونی با سختی و استحکام نسبتاً بالا مشخص می شوند، آنها نسوز و غیر فرار هستند.

شبکه های کریستالی اتمی.

اتمیشبکه های کریستالی نامیده می شوند که در گره های آنها اتم های جداگانه وجود دارد. در چنین شبکه هایی، اتم ها توسط پیوندهای کووالانسی بسیار قوی به یکدیگر متصل می شوند. نمونه ای از مواد با این نوع شبکه های کریستالی الماس است که یکی از تغییرات آلوتروپیک کربن است.

اکثر مواد با شبکه کریستالی اتمی نقطه ذوب بسیار بالایی دارند (مثلاً برای الماس بالای 3500 درجه سانتیگراد است)، آنها قوی و سخت هستند و عملاً نامحلول هستند.

شبکه های کریستالی مولکولی

مولکولیشبکه های کریستالی نامیده می شوند که در گره های آن مولکول ها قرار دارند. پیوندهای شیمیایی در این مولکول ها می توانند هم قطبی ($HCl, H_2O$) و هم غیر قطبی ($N_2, O_2$) باشند. علیرغم این واقعیت که اتم های درون مولکول ها با پیوندهای کووالانسی بسیار قوی به هم متصل هستند، نیروهای جاذبه بین مولکولی ضعیف بین خود مولکول ها عمل می کنند. بنابراین، مواد با شبکه کریستالی مولکولی سختی پایین، نقطه ذوب پایین و فرار هستند. اکثر ترکیبات آلی جامد دارای شبکه های کریستالی مولکولی (نفتالین، گلوکز، قند) هستند.

شبکه های کریستالی فلزی.

مواد با پیوندهای فلزی دارای شبکه کریستالی فلزی هستند. در محل چنین شبکه‌هایی اتم‌ها و یون‌ها وجود دارند (اعم از اتم‌ها یا یون‌ها، که اتم‌های فلزی به راحتی به آن تبدیل می‌شوند و الکترون‌های بیرونی خود را «برای استفاده مشترک» از دست می‌دهند). این ساختار داخلی فلزات خواص فیزیکی مشخصه آنها را تعیین می کند: چکش خواری، شکل پذیری، هدایت الکتریکی و حرارتی، درخشندگی فلزی مشخص.

کوچکترین ذره یک ماده، مولکولی است که در نتیجه برهمکنش اتمهایی که بین آن پیوندهای شیمیایی یا پیوندهای شیمیایی ایجاد می شود، ایجاد می شود. دکترین پیوندهای شیمیایی اساس شیمی نظری را تشکیل می دهد. پیوند شیمیایی زمانی رخ می دهد که دو اتم (گاهی اوقات بیشتر) با هم تعامل داشته باشند. تشکیل پیوند با آزاد شدن انرژی اتفاق می افتد.

پیوند شیمیایی برهمکنشی است که اتم های منفرد را به مولکول ها، یون ها و کریستال ها متصل می کند.

پیوند شیمیایی ماهیت یکنواخت دارد: منشا الکترواستاتیکی دارد. اما در ترکیبات شیمیایی مختلف پیوند شیمیایی انواع مختلفی دارد. مهمترین انواع پیوندهای شیمیایی کووالانسی (غیر قطبی، قطبی)، یونی و فلزی است. انواع این نوع پیوندها شامل گیرنده دهنده، هیدروژن و غیره است. پیوند فلزی بین اتم های فلز ایجاد می شود.

پیوند شیمیایی که از طریق تشکیل یک جفت یا چند جفت الکترون مشترک یا مشترک انجام می شود کووالانسی نامیده می شود. هر اتم یک الکترون در تشکیل یک جفت الکترون مشترک، یعنی. "به سهم مساوی" شرکت می کند (لوئیس، 1916). در زیر نمودارهایی از تشکیل پیوندهای شیمیایی در مولکول های H2، F2، NH3 و CH4 ارائه شده است. الکترون های متعلق به اتم های مختلف با نمادهای مختلف نشان داده می شوند.

در نتیجه تشکیل پیوندهای شیمیایی، هر یک از اتم های موجود در مولکول دارای پیکربندی دو و هشت الکترونی پایدار است.

هنگامی که یک پیوند کووالانسی رخ می دهد، ابرهای الکترونی اتم ها روی هم قرار می گیرند و یک ابر الکترونی مولکولی تشکیل می دهند که با افزایش انرژی همراه است. ابر الکترونی مولکولی بین مرکز هر دو هسته قرار دارد و در مقایسه با چگالی ابر الکترونی اتمی، چگالی الکترونی بیشتری دارد.

اجرای یک پیوند کووالانسی تنها در مورد اسپین های ضد موازی الکترون های جفت نشده متعلق به اتم های مختلف امکان پذیر است. با اسپین های موازی الکترون، اتم ها جذب نمی شوند، اما دفع می شوند: پیوند کووالانسی رخ نمی دهد. روش توصیف یک پیوند شیمیایی که تشکیل آن با یک جفت الکترون مشترک همراه است، روش پیوند ظرفیتی (VBC) نامیده می شود.

مقررات اساسی MBC

یک پیوند شیمیایی کووالانسی توسط دو الکترون با اسپین های مخالف تشکیل می شود و این جفت الکترون متعلق به دو اتم است.

هر چه ابرهای الکترونی متقابل بیشتر همپوشانی داشته باشند، پیوند کووالانسی قوی‌تر می‌شود.

هنگام نوشتن فرمول‌های ساختاری، جفت‌های الکترونی که پیوند را تعیین می‌کنند، اغلب با خط تیره (به‌جای نقطه‌هایی که نشان‌دهنده الکترون‌های مشترک هستند) نشان داده می‌شوند.

ویژگی های انرژی یک پیوند شیمیایی مهم است. هنگامی که یک پیوند شیمیایی تشکیل می شود، انرژی کل سیستم (مولکول) کمتر از انرژی است اجزاء(اتم ها)، یعنی EAB<ЕА+ЕB.

ظرفیت خاصیت یک اتم یک عنصر شیمیایی برای اتصال یا جایگزینی تعداد معینی از اتم های یک عنصر دیگر است. از این منظر، ظرفیت یک اتم به آسانی با تعداد اتم های هیدروژن که پیوندهای شیمیایی با آن تشکیل می دهند، یا تعداد اتم های هیدروژن که با اتم این عنصر جایگزین می شوند، تعیین می شود.

با توسعه مفاهیم مکانیکی کوانتومی اتم، ظرفیت با تعداد الکترون های جفت نشده درگیر در تشکیل پیوندهای شیمیایی تعیین شد. علاوه بر الکترون های جفت نشده، ظرفیت یک اتم به تعداد اوربیتال های خالی و کاملاً پر لایه الکترون ظرفیت نیز بستگی دارد.

انرژی اتصال انرژی آزاد شده زمانی است که یک مولکول از اتم ها تشکیل می شود. انرژی اتصال معمولاً بر حسب kJ/mol (یا kcal/mol) بیان می شود. این یکی از مهمترین ویژگی های پیوند شیمیایی است. سیستمی که انرژی کمتری دارد پایدارتر است. به عنوان مثال، مشخص است که اتم های هیدروژن تمایل دارند تا در یک مولکول متحد شوند. این بدان معناست که سیستمی متشکل از مولکول‌های H2 انرژی کمتری نسبت به سیستمی متشکل از همان تعداد اتم H دارد، اما در مولکول‌ها ترکیب نشده است.

برنج. 2.1 وابستگی انرژی پتانسیل E یک سیستم از دو اتم هیدروژن به فاصله بین هسته ای r: 1 - در طول تشکیل یک پیوند شیمیایی. 2- بدون تحصیلات او

شکل 2.1 مشخصه منحنی انرژی اتم های هیدروژن در حال تعامل را نشان می دهد. نزدیک شدن اتم ها با آزاد شدن انرژی همراه است که هر چه ابرهای الکترونی بیشتر همپوشانی داشته باشند، بیشتر می شود. با این حال، در شرایط عادی، به دلیل دافعه کولن، رسیدن به همجوشی هسته های دو اتم غیرممکن است. یعنی در فاصله ای به جای جاذبه اتم ها، دافعه آنها اتفاق می افتد. بنابراین، فاصله بین اتم‌های r0، که مربوط به حداقل منحنی انرژی است، با طول پیوند شیمیایی (منحنی 1) مطابقت دارد. اگر اسپین های الکترون اتم های هیدروژن برهم کنش یکسان باشند، پس دفع آنها رخ می دهد (منحنی 2). انرژی اتصال برای اتم های مختلف در محدوده 170-420 کیلوژول بر مول (40-100 کیلو کالری در مول) متفاوت است.

فرآیند انتقال الکترون به سطح یا سطح انرژی بالاتر (یعنی فرآیند تحریک یا تبخیر، که قبلاً مورد بحث قرار گرفت) نیاز به انرژی دارد. هنگامی که یک پیوند شیمیایی تشکیل می شود، انرژی آزاد می شود. برای اینکه یک پیوند شیمیایی پایدار باشد، لازم است که افزایش انرژی اتمی در اثر تحریک کمتر از انرژی پیوند شیمیایی در حال تشکیل باشد. به عبارت دیگر لازم است انرژی صرف شده برای تحریک اتم ها با آزاد شدن انرژی در اثر تشکیل پیوند جبران شود.

یک پیوند شیمیایی، علاوه بر انرژی پیوند، با طول، تعدد و قطبیت مشخص می شود. برای یک مولکول متشکل از بیش از دو اتم، زوایای بین پیوندها و قطبیت مولکول به عنوان یک کل قابل توجه است.

تعدد یک پیوند با تعداد جفت الکترون هایی که دو اتم را به هم متصل می کنند تعیین می شود. بنابراین، در اتان H3C–CH3 پیوند بین اتم‌های کربن منفرد، در اتیلن H2C=CH2 دو برابر، در استیلن HCºCH سه برابر است. با افزایش تعدد پیوند، انرژی پیوند افزایش می یابد: انرژی پیوند C–C 339 کیلوژول بر مول، C=C - 611 کیلوژول بر مول و CºC - 833 کیلوژول بر مول است.

پیوند شیمیایی بین اتم ها به دلیل همپوشانی ابرهای الکترونی ایجاد می شود. اگر همپوشانی در امتداد خطی که هسته‌های اتمی را به هم متصل می‌کند رخ دهد، چنین پیوندی پیوند سیگما (پیوند σ) نامیده می‌شود. می تواند توسط دو الکترون s، الکترون های s و p، دو الکترون px، الکترون های s و d تشکیل شود (به عنوان مثال):

پیوند شیمیایی که توسط یک جفت الکترون انجام می شود پیوند منفرد نامیده می شود. یک پیوند منفرد همیشه یک پیوند σ است. اوربیتال های نوع s فقط می توانند پیوند σ را تشکیل دهند.

پیوند بین دو اتم می تواند توسط بیش از یک جفت الکترون انجام شود. این رابطه چندگانه نامیده می شود. نمونه ای از تشکیل یک پیوند چندگانه، مولکول نیتروژن است. در یک مولکول نیتروژن، اوربیتال های px یک پیوند σ را تشکیل می دهند. هنگامی که یک پیوند توسط اوربیتال های pz تشکیل می شود، دو ناحیه ایجاد می شود
همپوشانی ها - بالا و زیر محور x:

به چنین پیوندی پیوند پی (پیوند π) می گویند. تشکیل پیوند π بین دو اتم تنها زمانی اتفاق می افتد که آنها قبلاً توسط یک پیوند σ به هم متصل شده باشند. دومین پیوند π در مولکول نیتروژن توسط اوربیتال های py اتم ها تشکیل می شود. هنگامی که پیوند π تشکیل می شود، ابرهای الکترونی کمتر از پیوند σ همپوشانی دارند. در نتیجه، پیوندهای π به طور کلی کمتر از پیوندهای σ تشکیل شده توسط اوربیتال های اتمی یکسان هستند.

اوربیتال های p می توانند هر دو پیوند σ و π را تشکیل دهند. در پیوندهای متعدد، یکی از آنها لزوماً یک پیوند σ است: .

بنابراین، از سه پیوند در یک مولکول نیتروژن، یک پیوند σ و دو پیوند π است.

طول پیوند فاصله بین هسته اتم های پیوندی است. طول پیوند در ترکیبات مختلف دهم نانومتر است. با افزایش تعدد، طول پیوند کاهش می یابد: طول پیوند N–N، N=N و NºN برابر با 0.145 است. 0.125 و 0.109 نانومتر (10-9 متر)، و طول پیوندهای C-C، C=C و CºC به ترتیب 0.154 است. 0.134 و 0.120 نانومتر.

اگر الکترونگاتیوی (EO)1 اتم ها یکسان باشد، بین اتم های مختلف، یک پیوند کووالانسی خالص می تواند ظاهر شود. چنین مولکول هایی الکترو متقارن هستند، یعنی. "مراکز گرانش" بارهای مثبت هسته ها و بارهای منفی الکترون ها در یک نقطه منطبق هستند، به همین دلیل است که آنها را غیر قطبی می نامند.

اگر اتم‌های متصل EO متفاوتی داشته باشند، ابر الکترونی که بین آنها قرار دارد از موقعیت متقارن نزدیک‌تر به اتم با EO بالاتر جابه‌جا می‌شود:

به جابجایی ابر الکترونی پلاریزاسیون می گویند. در نتیجه قطبش یک طرفه، مراکز ثقل بارهای مثبت و منفی در یک مولکول در یک نقطه بر هم منطبق نیستند و فاصله معینی (l) بین آنها ظاهر می شود. این گونه مولکول ها قطبی یا دوقطبی نامیده می شوند و پیوند بین اتم های موجود در آنها قطبی نامیده می شود.

پیوند قطبی نوعی پیوند کووالانسی است که تحت قطبش یک طرفه خفیف قرار گرفته است. فاصله بین «مراکز ثقل» بارهای مثبت و منفی در یک مولکول را طول دوقطبی می گویند. به طور طبیعی، هر چه قطبش بیشتر باشد، طول دوقطبی بیشتر و قطبیت مولکول ها بیشتر می شود. برای ارزیابی قطبیت مولکول‌ها، معمولاً از گشتاور دوقطبی دائمی (Mp) استفاده می‌کنند که حاصل ضرب مقدار بار الکتریکی اولیه (e) و طول دوقطبی (l) است. .

گشتاورهای دوقطبی بر حسب دبای D اندازه گیری می شوند (D = 10-18 واحد الکتریکی × سانتی متر، زیرا بار اولیه 4.810-10 واحد الکتریکی است، و طول دوقطبی به طور متوسط ​​برابر با فاصله بین دو هسته اتمی، یعنی 10-8 سانتی متر است. ) یا کولومتر (C×m) (1 D = 3.33·10-30 C×m) (بار الکترون 1.6·10-19 C ضرب در فاصله بین بارها، به عنوان مثال، 0.1 نانومتر، سپس Mr = 1.6 10-19 × 1 × 10-10 = 1.6 10-29 C متر). گشتاورهای دوقطبی دائمی مولکول ها از صفر تا 10 D است.

برای مولکول های غیر قطبی l = 0 و Мр = 0، یعنی. لحظه دوقطبی ندارند. برای مولکول های قطبی، Мр > 0 و به مقادیر 3.5 - 4.0 D می رسد.

با تفاوت بسیار زیاد در EO بین اتم ها، یک قطبش یک طرفه واضح وجود دارد: ابر الکترونی پیوند تا حد امکان به سمت اتمی با بالاترین EO منتقل می شود، اتم ها به یون های دارای بار مخالف و یک مولکول یونی تبدیل می شوند. ظاهر می شود:

پیوند کووالانسی یونی می شود. عدم تقارن الکتریکی مولکول ها افزایش می یابد، طول دوقطبی افزایش می یابد و ممان دوقطبی به 10 D افزایش می یابد.

گشتاور دوقطبی کل یک مولکول پیچیده را می توان برابر با مجموع بردار گشتاورهای دوقطبی پیوندهای منفرد در نظر گرفت. ممان دوقطبی معمولاً از انتهای مثبت دوقطبی به سمت منفی هدایت می شود.

قطبیت پیوند را می توان با استفاده از EO نسبی اتم ها پیش بینی کرد. هر چه تفاوت بین EOs نسبی اتم ها بیشتر باشد، قطبیت مشخص تر است: DEO = 0 - پیوند کووالانسی غیر قطبی. DEO = 0 – 2 – پیوند کووالانسی قطبی. DEO = 2 - پیوند یونی. درست تر است که در مورد درجه یونی بودن یک پیوند صحبت کنیم، زیرا پیوندها 100٪ یونی نیستند. حتی در ترکیب CsF پیوند فقط 89٪ یونی است.

پیوند شیمیایی که در اثر انتقال الکترون از اتم به اتم ایجاد می شود، یونی و مولکول های مربوطه نامیده می شود. ترکیبات شیمیایی- یونی ترکیبات یونی در حالت جامد با یک شبکه کریستالی یونی مشخص می شوند. در حالت مذاب و محلول، جریان الکتریکی را هدایت می کنند، نقطه ذوب و جوش بالا و ممان دوقطبی قابل توجهی دارند.

اگر ترکیبات عناصر هر دوره ای را با یک عنصر در نظر بگیریم، با حرکت از ابتدا به انتهای دوره، ماهیت عمدتاً یونی پیوند به کووالانسی تغییر می کند. به عنوان مثال، در فلورایدهای دوره دوم LiF، BeF2، CF4، NF3، OF2، F2، درجه یونیته پیوند از فلوراید لیتیوم به تدریج ضعیف می شود و با یک پیوند معمولی کووالانسی در مولکول فلوئور جایگزین می شود.

بنابراین، ماهیت پیوند شیمیایی یکسان است: هیچ تفاوت اساسی در مکانیسم تشکیل پیوندهای کووالانسی و یونی قطبی وجود ندارد. این نوع پیوندها فقط در درجه قطبش ابر الکترونی مولکول با هم تفاوت دارند. مولکول های حاصل در طول دوقطبی ها و مقادیر گشتاورهای دوقطبی دائمی متفاوت هستند. در شیمی، لحظه دوقطبی بسیار مهم است. به عنوان یک قاعده کلی، هرچه گشتاور دوقطبی بزرگتر باشد، واکنش پذیری مولکول ها بیشتر است.

مکانیسم های تشکیل پیوند شیمیایی

روش پیوند ظرفیتی بین مکانیسم تبادل و گیرنده دهنده برای تشکیل یک پیوند شیمیایی تمایز قائل می شود.

مکانیسم مبادله مکانیسم تبادل برای تشکیل یک پیوند شیمیایی شامل مواردی است که یک الکترون از هر اتم در تشکیل یک جفت الکترون شرکت می کند.

در مولکول های H2، Li2، Na2، پیوندهایی به دلیل جفت نشدن الکترون های s اتم ها ایجاد می شود. در مولکول های F2 و Cl2 - به دلیل جفت نشدن الکترون های p. در مولکول های HF و HCl، پیوندها توسط الکترون های s هیدروژن و الکترون های p از هالوژن ها تشکیل می شوند.

یکی از ویژگی های تشکیل ترکیبات توسط مکانیسم تبادل، اشباع است، که نشان می دهد اتم نه هیچ، بلکه تعداد محدودی پیوند را تشکیل می دهد. تعداد آنها به ویژه به تعداد الکترون های ظرفیت جفت نشده بستگی دارد.

از سلول های کوانتومی N و H می توان دید که اتم نیتروژن دارای 3 است

الکترون های جفت نشده و اتم هیدروژن یکی دارد. اصل اشباع نشان می دهد که ترکیب پایدار باید NH3 باشد نه NH2، NH یا NH4. با این حال، مولکول هایی وجود دارند که دارای تعداد فرد الکترون هستند، به عنوان مثال، NO، NO2، ClO2. همه آنها با افزایش واکنش مشخص می شوند.

در مراحل خاصی واکنش های شیمیاییگروه های غیراشباع پرقدرت نیز می توانند تشکیل شوند که به آنها رادیکال می گویند، به عنوان مثال، H، NH2، O، CH3. واکنش رادیکال ها بسیار زیاد است و به همین دلیل طول عمر آنها معمولا کوتاه است.

مکانیسم اهداکننده-پذیرنده

مشخص شده است که ترکیبات اشباع شده با ظرفیت آمونیاک NH3 و بور تری فلوراید BF3 بر اساس واکنش با یکدیگر واکنش می دهند.

NH3 + BF3 = NH3BF3 + 171.4 کیلوژول بر مول.

بیایید مکانیسم این واکنش را در نظر بگیریم:

مشاهده می شود که از چهار اوربیتال بور، سه اوربیتال اشغال شده و یکی خالی می ماند. در مولکول آمونیاک، هر چهار اوربیتال نیتروژن اشغال شده است، سه تای آنها توسط مکانیسم تبادل با الکترون های نیتروژن و هیدروژن و یکی شامل یک جفت الکترون است که هر دو الکترون آن متعلق به نیتروژن است. به چنین جفت الکترونی، جفت الکترون تنها می گویند. تشکیل ترکیب H3N · BF3 به دلیل این واقعیت است که جفت الکترون تنها آمونیاک مدار خالی فلوراید بور را اشغال می کند. در این حالت انرژی پتانسیل سیستم کاهش می یابد و مقدار انرژی معادل آن آزاد می شود. چنین مکانیسم تشکیل دهنده ای گیرنده دهنده نامیده می شود؛ یک دهنده اتمی است که جفت الکترون خود را برای تشکیل یک پیوند اهدا می کند. در این مورداتم نیتروژن)؛ و اتمی که با فراهم آوردن اوربیتال خالی، جفت الکترون را بپذیرد، پذیرنده (در این مورد اتم بور) نامیده می شود. پیوند دهنده-پذیرنده نوعی پیوند کووالانسی است.

در ترکیب H3N · BF3، نیتروژن و بور چهار ظرفیتی هستند. اتم نیتروژن ظرفیت خود را از 3 به 4 افزایش می دهد در نتیجه استفاده از یک جفت الکترون تنها برای تشکیل یک پیوند شیمیایی اضافی. اتم بور ظرفیت خود را به دلیل وجود یک اوربیتال آزاد در سطح الکترونیکی ظرفیت افزایش می دهد. بنابراین، ظرفیت عناصر نه تنها با تعداد الکترون های جفت نشده، بلکه با حضور جفت الکترون های تنها و اوربیتال های آزاد در سطح الکترونیکی ظرفیت تعیین می شود.

یک مورد ساده تر از تشکیل پیوند شیمیایی توسط مکانیسم دهنده-گیرنده واکنش آمونیاک با یون هیدروژن است:

. نقش گیرنده جفت الکترون توسط اوربیتال خالی یون هیدروژن ایفا می شود. در یون آمونیوم NH4+، اتم نیتروژن چهار ظرفیتی است.

جهت گیری پیوندها و هیبریداسیون اوربیتال های اتمی

یکی از ویژگی های مهم یک مولکول متشکل از بیش از دو اتم، پیکربندی هندسی آن است. تعیین می شود موقعیت نسبیاوربیتال های اتمی که در تشکیل پیوندهای شیمیایی نقش دارند.

همپوشانی ابرهای الکترونی تنها با جهت گیری نسبی خاصی از ابرهای الکترونی امکان پذیر است. در این حالت، ناحیه همپوشانی با توجه به اتم های برهم کنش در جهت خاصی قرار دارد.

هنگامی که پیوند یونی تشکیل می شود، میدان الکتریکی یون دارای تقارن کروی است و بنابراین پیوند یونی جهت دار و اشباع پذیر نیست.

k.ch. = 6 کیلو ساعت = 6

زاویه بین پیوندها در یک مولکول آب 104.5 درجه است. بزرگی آن را می توان بر اساس مفاهیم مکانیک کوانتومی توضیح داد. نمودار الکترونیکی اتم اکسیژن 2s22p4. دو اوربیتال p جفت نشده در زاویه 90 درجه نسبت به یکدیگر قرار دارند - حداکثر همپوشانی ابرهای الکترونی اوربیتال های s اتم های هیدروژن با اوربیتال های p یک اتم اکسیژن در صورتی رخ می دهد که پیوندها در زاویه 90 قرار گیرند. درجه در یک مولکول آب، پیوند O-H قطبی است. بار مثبت موثر بر روی اتم هیدروژن δ+، در اتم اکسیژن - δ- است. بنابراین، افزایش زاویه بین پیوندها به 104.5 درجه با دفع بارهای مثبت مؤثر اتم های هیدروژن و همچنین ابرهای الکترونی توضیح داده می شود.

الکترونگاتیوی گوگرد به طور قابل توجهی کمتر از EO اکسیژن است. بنابراین، قطبیت پیوند H-S در H2S کمتر از قطبیت پیوند H-O در H2O است، و طول پیوند H-S (0.133 نانومتر) بیشتر از H-O (0.56 نانومتر) است و زاویه بین پیوندها به زاویه راست نزدیک می شود. برای H2S 92o و برای H2Se – 91o است.

به همین دلایل، مولکول آمونیاک ساختاری هرمی دارد و زاویه بین پیوندهای ظرفیتی H-N-H بزرگتر از یک خط مستقیم است (107.3 درجه). هنگام حرکت از NH3 به PH3، AsH3 و SbH3، زاویه بین پیوندها به ترتیب 93.3 درجه است. 91.8o و 91.3o.

هیبریداسیون اوربیتال های اتمی

اتم بریلیم برانگیخته دارای پیکربندی 2s12p1، اتم بور برانگیخته دارای پیکربندی 2s12p2 و اتم کربن برانگیخته دارای پیکربندی 2s12p3 است. بنابراین، می‌توان فرض کرد که اوربیتال‌های اتمی یکسان نیستند، بلکه می‌توانند در تشکیل پیوندهای شیمیایی شرکت کنند. به عنوان مثال، در ترکیباتی مانند BeCl2، BeCl3، CCl4 باید پیوندهایی با استحکام و جهت نابرابر وجود داشته باشد و پیوندهای σ از اوربیتال های p باید قوی تر از پیوندهای اوربیتال های s باشد، زیرا برای اوربیتال های p شرایط مطلوب تری برای همپوشانی وجود دارد. با این حال، تجربه نشان می‌دهد که در مولکول‌های حاوی اتم‌های مرکزی با اوربیتال‌های ظرفیت متفاوت (s، p، d)، همه پیوندها معادل هستند. توضیحی برای این موضوع توسط اسلاتر و پاولینگ ارائه شده است. آنها به این نتیجه رسیدند که اوربیتال های مختلف، که از نظر انرژی خیلی متفاوت نیستند، تعداد متناظری از اوربیتال های ترکیبی را تشکیل می دهند. اوربیتال های ترکیبی (مخلوط) از اوربیتال های اتمی مختلف تشکیل می شوند. تعداد اوربیتال های هیبریدی برابر با تعداد اوربیتال های اتمی درگیر در هیبریداسیون است. اوربیتال های ترکیبی از نظر شکل و انرژی ابر الکترونی یکسان هستند. در مقایسه با اوربیتال های اتمی، در جهت تشکیل پیوندهای شیمیایی کشیده تر هستند و بنابراین همپوشانی بهتری برای ابرهای الکترونی ایجاد می کنند.

هیبریداسیون اوربیتال های اتمی به انرژی نیاز دارد، بنابراین اوربیتال های هیبریدی در یک اتم ایزوله ناپایدار هستند و تمایل دارند به AOهای خالص تبدیل شوند. هنگامی که پیوندهای شیمیایی تشکیل می شوند، اوربیتال های هیبریدی تثبیت می شوند. به دلیل پیوندهای قوی تری که توسط اوربیتال های هیبریدی ایجاد می شود، انرژی بیشتری از سیستم آزاد می شود و بنابراین سیستم پایدارتر می شود.

هیبریداسیون sp رخ می دهد، به عنوان مثال، در طول تشکیل هالیدهای Be، Zn، Co و Hg (II). در حالت ظرفیت، تمام هالیدهای فلزی حاوی الکترون های s و p جفت نشده در سطح انرژی مناسب هستند. هنگامی که یک مولکول تشکیل می شود، یک اوربیتال s و یک p دو اوربیتال هیبریدی sp را با زاویه 180 درجه تشکیل می دهند.

داده های تجربی نشان می دهد که هالیدهای Be، Zn، Cd و Hg(II) همگی خطی هستند و هر دو پیوند با طول یکسان هستند.

هیبریداسیون sp2 در نتیجه هیبریداسیون یک اوربیتال s و دو اوربیتال p، سه اوربیتال هیبریدی sp2 تشکیل می شود که در یک صفحه با زاویه 120 درجه نسبت به یکدیگر قرار دارند.

هیبریداسیون sp3 مشخصه ترکیبات کربنی است. در نتیجه هیبریداسیون یک اوربیتال s و سه اوربیتال p، چهار اوربیتال هیبریدی sp3 تشکیل می شود که به سمت رئوس چهار وجهی با زاویه بین اوربیتال های 109.5 درجه هدایت می شوند.

هیبریداسیون در هم ارزی کامل پیوندهای یک اتم کربن با اتم های دیگر در ترکیبات، به عنوان مثال، در CH4، CCl4، C(CH3)4 و غیره آشکار می شود.

هیبریداسیون می تواند نه تنها اوربیتال های s و p، بلکه اوربیتال های d و f را نیز شامل شود.

با هیبریداسیون sp3d2 6 ابر مساوی تشکیل می شود. در ترکیباتی مانند، مشاهده می شود.

ایده‌های مربوط به هیبریداسیون، درک چنین ویژگی‌های ساختاری مولکول‌ها را ممکن می‌سازد که به هیچ وجه قابل توضیح نیستند.

هیبریداسیون اوربیتال های اتمی (AO) منجر به جابجایی ابر الکترونی در جهت تشکیل پیوند با اتم های دیگر می شود. در نتیجه، مناطق همپوشانی اوربیتال های هیبریدی بزرگتر از اوربیتال های خالص است و استحکام پیوند افزایش می یابد.

قطبش پذیری و اثر قطبش یون ها و مولکول ها

در میدان الکتریکی، یک یون یا مولکول تغییر شکل می‌دهد، یعنی. در آنها جابجایی نسبی هسته و الکترون وجود دارد. به این تغییر شکل یون ها و مولکول ها، قطبش پذیری می گویند. از آنجایی که الکترون های لایه بیرونی در اتم کمترین پیوند را دارند، ابتدا جابجایی را تجربه می کنند.

قطبش پذیری آنیون ها، به عنوان یک قاعده، به طور قابل توجهی بالاتر از قطبش پذیری کاتیون ها است.

با همین ساختار پوسته های الکترونیقطبش پذیری یک یون با افزایش بار مثبت کاهش می یابد، به عنوان مثال، در سری:

برای یون های آنالوگ های الکترونیکی، قطبش پذیری با افزایش تعداد لایه های الکترونیکی افزایش می یابد، به عنوان مثال: یا.

قطبش پذیری مولکول ها با قطبش پذیری اتم های تشکیل دهنده آنها، پیکربندی هندسی، تعداد و تعدد پیوندها، و غیره تعیین می شود. نتیجه گیری در مورد قطبش پذیری نسبی فقط برای مولکول های ساخته شده مشابه که در یک اتم متفاوت هستند امکان پذیر است. در این مورد، تفاوت در قطبش پذیری مولکول ها را می توان با تفاوت در قطبش پذیری اتم ها قضاوت کرد.

میدان الکتریکی می تواند توسط یک الکترود باردار یا یک یون ایجاد شود. بنابراین، خود یون می تواند یک اثر پلاریزه (قطبی شدن) روی یون ها یا مولکول های دیگر داشته باشد. اثر قطبش یک یون با افزایش بار و کاهش شعاع آن افزایش می یابد.

اثر قطبش آنیون ها، به عنوان یک قاعده، بسیار کمتر از اثر قطبش کاتیون ها است. این با اندازه بزرگ آنیون ها در مقایسه با کاتیون ها توضیح داده می شود.

مولکول ها اگر قطبی باشند اثر قطبی دارند. هر چه گشتاور دوقطبی مولکول بیشتر باشد، اثر پلاریزه بیشتر است.

توانایی پلاریزاسیون در سریال افزایش می یابد، زیرا شعاع ها افزایش می یابد و میدان الکتریکی ایجاد شده توسط یون کاهش می یابد.

پیوند هیدروژنی

پیوند هیدروژنی است نوع خاصپیوند شیمیایی. مشخص است که ترکیبات هیدروژنی با نافلزات بسیار الکترونگاتیو، مانند F، O، N، دارای نقطه جوش غیر طبیعی بالا هستند. اگر در سری H2Te - H2Se - H2S نقطه جوش به طور طبیعی کاهش می یابد، پس هنگام حرکت از H2S به H2O یک جهش شدید به افزایش این دما وجود دارد. همین تصویر در سری اسیدهای هیدروهالیک نیز مشاهده می شود. این نشان دهنده وجود یک برهمکنش خاص بین مولکول های H2O و مولکول های HF است. چنین فعل و انفعالی باید جدا شدن مولکول ها از یکدیگر را دشوار کند. فراریت آنها را کاهش می دهد و در نتیجه نقطه جوش مواد مربوطه را افزایش می دهد. به دلیل تفاوت زیاد در EO، پیوندهای شیمیایی H–F، H–O، H–N بسیار قطبی شده‌اند. بنابراین، اتم هیدروژن دارای بار موثر مثبت (δ+) و اتم‌های F، O و N دارای چگالی الکترون مازاد و دارای بار منفی (d-) هستند. به دلیل جاذبه کولن، اتم هیدروژن با بار مثبت یک مولکول با اتم الکترونگاتیو یک مولکول دیگر برهمکنش می کند. به لطف این، مولکول ها به یکدیگر جذب می شوند (نقاط ضخیم نشان دهنده پیوندهای هیدروژنی است).

پیوند هیدروژنی پیوندی است که از طریق یک اتم هیدروژن که بخشی از یکی از دو ذره پیوندی (مولکول یا یون) است، تشکیل می شود. انرژی یک پیوند هیدروژنی (21-29 کیلوژول بر مول یا 5-7 کیلو کالری در مول) تقریباً 10 برابر کمتر از انرژی یک پیوند شیمیایی معمولی است. با این وجود، پیوند هیدروژنی وجود مولکول های دیمری (H2O)2، (HF)2 و اسید فرمیک را به صورت جفت تعیین می کند.

در مجموعه ای از ترکیبات اتم های HF، HO، HN، HCl، HS، انرژی پیوند هیدروژنی کاهش می یابد. همچنین با افزایش دما کاهش می‌یابد، بنابراین مواد در حالت بخار فقط تا حد کمی پیوند هیدروژنی را نشان می‌دهند. مشخصه مواد در حالت مایع و جامد است. موادی مانند آب، یخ، آمونیاک مایع، اسیدهای آلی، الکل ها و فنل ها به دیمرها، تریمرها و پلیمرها مرتبط هستند. در حالت مایع، دایمرها پایدارترین هستند.

فعل و انفعالات بین مولکولی

پیش از این، پیوندهایی که تشکیل مولکول ها را از اتم ها تعیین می کنند در نظر گرفته می شدند. با این حال، تعامل بین مولکول ها نیز وجود دارد. باعث متراکم شدن گازها و تبدیل آنها به مایع و جامد می شود. اولین فرمول نیروهای برهمکنش بین مولکولی در سال 1871 توسط ون دروالس ارائه شد. بنابراین به آنها نیروهای واندروالسی می گویند. نیروهای برهمکنش بین مولکولی را می توان به جهت گیری، القایی و پراکنده تقسیم کرد.

مولکول های قطبی به دلیل برهمکنش الکترواستاتیکی دو قطبی مخالف، در فضا جهت گیری می کنند به طوری که انتهای منفی دوقطبی برخی از مولکول ها مثبت می شود.

انتهای دوقطبی مولکول های دیگر (برهم کنش بین مولکولی جهت گیری).

انرژی چنین برهمکنشی با جاذبه الکترواستاتیکی دو دو قطبی تعیین می شود. هر چه دوقطبی بزرگتر باشد، جاذبه بین مولکولی قوی تر است (H2O، HCl).

حرکت حرارتی مولکول ها از جهت گیری متقابل مولکول ها جلوگیری می کند، بنابراین با افزایش دما، اثر جهت گیری ضعیف می شود. برهمکنش القایی در مواد با مولکول های قطبی نیز مشاهده می شود، اما معمولاً بسیار ضعیف تر از برهمکنش جهتی است.

یک مولکول قطبی می تواند قطبیت یک مولکول همسایه را افزایش دهد. به عبارت دیگر، تحت تأثیر دو قطبی یک مولکول، دو قطبی مولکول دیگر می تواند افزایش یابد و یک مولکول غیر قطبی می تواند قطبی شود:

ب

گشتاور دوقطبی حاصل از پلاریزاسیون توسط مولکول یا یون دیگری را گشتاور دوقطبی القایی و خود این پدیده را القاء می نامند. بنابراین، برهمکنش جهت‌گیری باید همیشه بر برهمکنش القایی مولکول‌ها سوار شود.

در مورد مولکول‌های غیر قطبی (مثلاً H2، N2 یا اتم‌های گاز نجیب)، برهم‌کنش جهت‌گیری و القایی وجود ندارد. با این حال، هیدروژن، نیتروژن و گازهای نجیب سوزانده می شوند. برای توضیح این حقایق، لندن مفهوم نیروهای پراکندگی برهمکنش بین مولکولی را معرفی کرد. این نیروها بین هر اتم و مولکولی، صرف نظر از ساختار آنها، برهم کنش دارند. آنها توسط لحظات دوقطبی آنی ایجاد می شوند که به طور هماهنگ در یک گروه بزرگ از اتم ها رخ می دهند:

در هر لحظه از زمان، جهت دوقطبی ها ممکن است متفاوت باشد. با این حال، وقوع هماهنگ آنها نیروهای برهمکنش ضعیفی را فراهم می کند که منجر به تشکیل مایع و مواد جامد. به ویژه باعث انتقال گازهای نجیب به حالت مایع در دماهای پایین می شود.

بنابراین، کوچکترین جزء در میان نیروهایی که بین مولکول ها اعمال می شود، برهمکنش پراکندگی است. بین مولکول هایی با قطبیت کم یا بدون قطبیت (CH4، H2، HI)، نیروهای عامل عمدتاً پراکنده هستند. هر چه گشتاور دوقطبی ذاتی مولکول ها بیشتر باشد، نیروهای جهت گیری برهمکنش بین آنها بیشتر است.

در یک سری از مواد از یک نوع، برهمکنش پراکندگی با افزایش اندازه اتم‌های سازنده مولکول‌های این مواد افزایش می‌یابد. به عنوان مثال، در HCl، نیروهای پراکندگی 81٪ از کل برهمکنش بین مولکولی را تشکیل می دهند؛ برای HBr این مقدار 95٪ و برای HI - 99.5٪ است.

شرح پیوندهای شیمیایی در روش اوربیتال مولکولی (MO).

روش BC به طور گسترده توسط شیمیدانان استفاده می شود. در این روش، یک مولکول بزرگ و پیچیده به صورت متشکل از پیوندهای دو مرکزی و دو الکترونی مجزا در نظر گرفته می شود. پذیرفته شده است که الکترون های مسئول پیوند شیمیایی بین دو اتم قرار دارند. روش BC را می توان با موفقیت برای اکثر مولکول ها اعمال کرد. با این حال، تعدادی از مولکول ها وجود دارند که این روش برای آنها قابل اجرا نیست یا نتایج آن با آزمایش در تضاد است.

مشخص شده است که در تعدادی از موارد نقش تعیین کننده در تشکیل پیوند شیمیایی نه توسط جفت الکترون، بلکه توسط الکترون های جداگانه ایفا می شود. امکان پیوند شیمیایی با استفاده از یک الکترون با وجود یک یون نشان داده می شود. هنگامی که این یون از یک اتم هیدروژن و یک یون هیدروژن تشکیل می شود، 255 کیلوژول (61 کیلو کالری) انرژی آزاد می شود. بنابراین، پیوند شیمیایی در یون بسیار قوی است.

اگر بخواهیم پیوند شیمیایی یک مولکول اکسیژن را با استفاده از روش BC توصیف کنیم، به این نتیجه خواهیم رسید که اولاً باید دوگانه باشد (پیوندهای σ- و p) و ثانیاً در مولکول اکسیژن همه الکترون ها باید جفت شوند، یعنی .. مولکول O2 باید دیامغناطیس باشد. [در مواد دیامغناطیس، اتم ها گشتاور مغناطیسی دائمی ندارند و ماده از میدان مغناطیسی به بیرون رانده می شود. ماده پارامغناطیس ماده‌ای است که اتم‌ها یا مولکول‌های آن دارای گشتاور مغناطیسی هستند و خاصیت کشیده شدن به درون میدان مغناطیسی را دارند. داده های تجربی نشان می دهد که انرژی پیوند در مولکول اکسیژن در واقع دو برابر است، اما مولکول دیا مغناطیسی نیست، بلکه پارامغناطیس است. دو الکترون جفت نشده دارد. روش BC در توضیح این واقعیت ناتوان است.

بهترین روش برای تفسیر مکانیکی کوانتومی پیوند شیمیایی در حال حاضر روش اوربیتال مولکولی (MO) است. با این حال، او بسیار است پیچیده تر از روش BC به اندازه قبلی بصری نیست.

روش MO تمام الکترون های یک مولکول را در اوربیتال های مولکولی در نظر می گیرد. در یک مولکول، یک الکترون در یک MO خاص قرار دارد که با تابع موج مربوطه ψ توصیف می شود.

انواع MO. هنگامی که یک الکترون از یک اتم، به محض نزدیک شدن، به حوزه عمل اتم دیگر می افتد، ماهیت حرکت و در نتیجه عملکرد موج الکترون تغییر می کند. در مولکول حاصل، توابع موج یا اوربیتال های الکترون ها ناشناخته است. راه های مختلفی برای تعیین نوع MO بر اساس AO های شناخته شده وجود دارد. اغلب، MO ها با ترکیب خطی اوربیتال های اتمی (LCAO) به دست می آیند. اصل پائولی، قانون هوند و اصل کمترین انرژی نیز برای روش MO معتبر است.

برنج. 2.2 تشکیل اوربیتال های مولکولی پیوند و ضد پیوند از اوربیتال های اتمی.

در ساده‌ترین شکل گرافیکی، MOها مانند LCAO را می‌توان با افزودن یا تفریق توابع موج به‌دست آورد. شکل 2.2 تشکیل MO های اتصال و ضد پیوند را از AO اولیه نشان می دهد.

AO ها می توانند MO را تشکیل دهند اگر انرژی های AO های مربوطه از نظر ارزش نزدیک باشند و AO ها دارای تقارن یکسان نسبت به محور پیوند باشند.

توابع موج، یا اوربیتال‌های هیدروژن 1s می‌توانند دو ترکیب خطی ایجاد کنند - یکی وقتی اضافه می‌شود، دیگری وقتی کم می‌شود (شکل 2.2).

وقتی توابع موج جمع می شوند، در ناحیه همپوشانی، چگالی ابر الکترونی، متناسب با ψ2، بیشتر می شود، بار منفی اضافی بین هسته های اتم ایجاد می شود و هسته های اتمی به سمت آن جذب می شوند. MO که با اضافه کردن توابع موج اتم های هیدروژن به دست می آید، MO پیوند نامیده می شود.

اگر توابع موج کم شوند، در ناحیه بین هسته های اتمی چگالی ابر الکترونی صفر می شود، ابر الکترونی از ناحیه واقع بین اتم ها "بیرون رانده می شود". MO حاصل نمی تواند اتم ها را پیوند دهد و آنتی باند نامیده می شود.

از آنجایی که اوربیتال های s هیدروژن فقط یک پیوند σ را تشکیل می دهند، MO های حاصل σcв و σр تعیین می شوند. MO های تشکیل شده توسط اوربیتال های 1s-اتمی σcв1s و σр1s تعیین می شوند.

در MO پیوند، انرژی پتانسیل (و کل) الکترون ها کمتر از AO است و در MO ضد پیوند، بیشتر است. در مقدار مطلق، افزایش انرژی الکترون ها در اوربیتال های پادپیوندی تا حدودی بیشتر از کاهش انرژی در اوربیتال های پیوندی است. الکترونی که در یک اوربیتال پیوندی قرار دارد، اتصال بین اتم‌ها را تضمین می‌کند، مولکول را تثبیت می‌کند، و یک الکترون در یک اوربیتال آنتی‌پیوندی، مولکول را بی‌ثبات می‌کند. پیوند بین اتم ها ضعیف می شود. ارازر. > Esv.

MO ها نیز از اوربیتال های 2p با همان تقارن تشکیل می شوند: اوربیتال های پیوندی و ضد پیوند σ از اوربیتال های 2p واقع در امتداد محور x. آنها σcв2р و р2р تعیین می شوند. اوربیتال های p باندینگ و ضد پیوند از اوربیتال های 2pz تشکیل می شوند. آنها به ترتیب πсв2рz، πp2pz تعیین می شوند. اوربیتال های πsv2py و πρ2у به طور مشابه تشکیل شده اند.

پر کردن MO. پر شدن MO با الکترون ها به ترتیب افزایش انرژی مداری اتفاق می افتد. اگر MO ها انرژی یکسانی داشته باشند (اوربیتال های πst یا πp)، آنگاه پر شدن طبق قانون هوند اتفاق می افتد به طوری که گشتاور اسپین مولکول بیشترین مقدار را دارد. هر MO، مانند یک اتمی، می تواند دو الکترون را در خود جای دهد. همانطور که اشاره شد، خواص مغناطیسی اتم ها یا مولکول ها به حضور الکترون های جفت نشده بستگی دارد: اگر یک مولکول دارای الکترون های جفت نشده باشد، پارامغناطیس است، اگر نه، دیامغناطیس است.

یون را در نظر بگیرید.

از نمودار مشخص است که تنها الکترون در امتداد σcв - MO قرار دارد. یک ترکیب پایدار با انرژی اتصال 255 کیلوژول بر مول و طول پیوند 0.106 نانومتر تشکیل می شود. یون مولکولی پارامغناطیس است. اگر فرض کنیم که تعدد پیوند، مانند روش BC، با تعداد جفت الکترون ها تعیین می شود، در آن صورت تعدد پیوند در برابر با ½ است. فرآیند تشکیل را می توان به صورت زیر نوشت:

این ورودی به این معنی است که یک الکترون در σc MO وجود دارد که از 1s AO تشکیل شده است.

مولکول هیدروژن معمولی از قبل حاوی دو الکترون با اسپین مخالف در مدار σcв1s است: . انرژی پیوند در H2 بیشتر از H2 است - 435 کیلوژول بر مول، و طول پیوند (0.074 نانومتر) کوتاهتر است. مولکول H2 حاوی یک پیوند واحد است و مولکول دیامغناطیسی است.

برنج. 2.3. نمودار انرژی AO و MO در سیستمی متشکل از دو اتم هیدروژن.

یون مولکولی (+He+® He+2[(sсв1s)2(sр1s)1]) در حال حاضر دارای یک الکترون در مدار 1s تخلیه σ است. انرژی پیوند 238 کیلوژول بر مول است (در مقایسه با H2 کاهش یافته)، و طول پیوند (0.108 نانومتر) افزایش یافته است. تعدد پیوند ½ است (تکثر پیوند برابر است با نصف اختلاف تعداد الکترون ها در اوربیتال های پیوندی و ضد پیوندی).

یک مولکول فرضی He2 دو الکترون در مدار σcв1s و دو الکترون در اوربیتال σρ1s خواهد داشت. از آنجایی که یک الکترون در اوربیتال ضد پیوند اثر پیوند الکترون را در اوربیتال پیوندی از بین می برد، مولکول He2 نمی تواند وجود داشته باشد. روش BC به همین نتیجه منتهی می شود.

ترتیب پر شدن MO با الکترون ها در طول تشکیل مولکول ها توسط عناصر دوره II در زیر نشان داده شده است. مطابق با نمودارها، مولکول های B2 و O2 پارامغناطیس هستند و مولکول Be2 نمی تواند وجود داشته باشد.

تشکیل مولکول ها از اتم های عناصر دوره II را می توان به صورت زیر نوشت (K - لایه های الکترونیکی داخلی):

خواص فیزیکی مولکول ها و MMO ها

وجود MO های اتصال و شل شدن تایید شده است مشخصات فیزیکیمولکول ها. روش MO به ما امکان می دهد پیش بینی کنیم که اگر در حین تشکیل یک مولکول از اتم ها، الکترون های مولکول به اوربیتال های پیوندی بیفتند، پتانسیل یونیزاسیون مولکول ها باید بیشتر از پتانسیل یونیزاسیون اتم ها باشد و اگر الکترون ها در اوربیتال های آنتی باند قرار می گیرند و سپس برعکس.

بنابراین، پتانسیل یونیزاسیون مولکول های هیدروژن و نیتروژن (اوربیتال های پیوندی) - به ترتیب 1485 و 1500 کیلوژول بر مول - از پتانسیل یونیزاسیون اتم های هیدروژن و نیتروژن - 1310 و 1390 کیلوژول بر مول، و پتانسیل یونیزاسیون و اکسیژن بیشتر است. مولکول های فلوئور (اوربیتال های ضد پیوند) - 1170 و 1523 کیلوژول بر مول کمتر از اتم های مربوطه هستند - 1310 و 1670 کیلوژول بر مول. هنگامی که مولکول ها یونیزه می شوند، اگر یک الکترون از یک اوربیتال پیوندی (H2 و N2) حذف شود، استحکام پیوند کاهش می یابد و اگر یک الکترون از یک اوربیتال آنتی باند (O2 و F2) حذف شود، افزایش می یابد.

مولکول های دو اتمی با اتم های مختلف

اگر اتم‌های اولیه در مقادیر پتانسیل یونیزاسیون تفاوت زیادی نداشته باشند، MO برای مولکول‌های با اتم‌های مختلف (NO, CO) به طور مشابه ساخته می‌شوند. برای مولکول CO، به عنوان مثال، ما داریم:

انرژی AO اتم اکسیژن کمتر از انرژی اوربیتال های کربن مربوطه است (1080 کیلوژول بر مول)؛ آنها نزدیکتر به هسته قرار دارند. 10 الکترون موجود در اتم‌های اولیه در لایه‌های بیرونی، اوربیتال‌های scb2s و sp2s ضد پیوند و اوربیتال‌های پیوند و pscb2ry،z را پر می‌کنند. معلوم می شود که مولکول CO با مولکول N2 ایزوالکترونیک است. انرژی اتصال اتم ها در یک مولکول CO (1105 کیلوژول بر مول) حتی بیشتر از یک مولکول نیتروژن (940 کیلوژول بر مول) است. طول پیوند C-O 0.113 نانومتر است.

بدون مولکول

دارای یک الکترون در اوربیتال آنتی باند. در نتیجه، انرژی اتصال NO (680 کیلوژول بر مول) کمتر از N2 یا CO است. حذف یک الکترون از مولکول NO (یونیزاسیون برای تشکیل NO+) انرژی اتصال اتم ها را به 1050-1080 کیلوژول بر مول افزایش می دهد.

اجازه دهید تشکیل MO در مولکول هیدروژن فلوراید HF را در نظر بگیریم. از آنجایی که پتانسیل یونیزاسیون فلوئور (17.4 eV یا 1670 kJ/mol) بیشتر از هیدروژن است (13.6 eV یا 1310 kJ/mol)، اوربیتال های 2p فلوئور انرژی کمتری نسبت به اوربیتال 1s هیدروژن دارند. به دلیل تفاوت زیاد انرژی، اوربیتال 1s اتم هیدروژن و اوربیتال 2s اتم فلوئور برهم کنش ندارند. بنابراین، مدار 2s فلوئور بدون تغییر انرژی MO در HF می شود. به این گونه اوربیتال ها اوربیتال های غیر پیوندی می گویند. اوربیتال های 2py و 2рz فلوئور نیز به دلیل تفاوت در تقارن نسبت به محور پیوند نمی توانند با اوربیتال 1s هیدروژن تعامل داشته باشند. آنها همچنین به MO غیر الزام آور تبدیل می شوند. MO های پیوندی و ضد پیوندی از اوربیتال 1s هیدروژن و اوربیتال 2px فلوئور تشکیل می شوند. اتم های هیدروژن و فلوئور توسط یک پیوند دو الکترونی با انرژی 560 کیلوژول بر مول به هم متصل می شوند.

کتابشناسی - فهرست کتب

گلینکا N.L. شیمی عمومی. – م.: شیمی، 1978. – ص 111-153.

Shimanovich I.E.، Pavlovich M.L.، Tikavyy V.F.، Malashko P.M. شیمی عمومی در فرمول ها، تعاریف، نمودارها. – Mn.: Universitetskaya, 1996. – P. 51-77.

وروبیوف V.K.، Eliseev S.Yu.، Vrublevsky A.V. عملی و کار مستقلدر شیمی - Mn.: UE "Donarit"، 2005. - P. 21-30.

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

О 2s 2 2p 4 О -1е = О +

توضیح دیگری برای تشکیل پیوند سه گانه در مولکول CO ممکن است.

یک اتم کربن تحریک نشده دارای 2 الکترون جفت نشده است که می تواند 2 جفت الکترون مشترک با 2 الکترون جفت نشده اتم اکسیژن (طبق مکانیسم تبادل) ایجاد کند. با این حال، 2 الکترون p جفت موجود در اتم اکسیژن می توانند یک پیوند شیمیایی سه گانه تشکیل دهند، زیرا اتم کربن دارای یک سلول پر نشده است که می تواند این جفت الکترون را بپذیرد.

یک پیوند سه گانه توسط یک مکانیسم دهنده-گیرنده تشکیل می شود، جهت فلش از دهنده اکسیژن به گیرنده - کربن است.

مانند N 2 - CO دارای انرژی تفکیک بالا (1069 کیلوژول)، محلول کمی در آب و از نظر شیمیایی بی اثر است. CO گازی بی رنگ و بی بو، بی تفاوت، تشکیل دهنده نمک نیست و در شرایط عادی با قلیاهای اسیدی و آب برهمکنش نمی کند. سمی است، زیرا با آهن، که بخشی از هموگلوبین است، تعامل دارد. هنگامی که دما افزایش می یابد یا تحت تابش قرار می گیرد، خواص یک عامل کاهنده را نشان می دهد.

اعلام وصول:

در صنعت

CO 2 + C « 2CO

2C + O 2 ® 2CO

در آزمایشگاه: H 2 SO 4، t

HCOOH ® CO + H 2 O;

H2SO4t

H 2 C 2 O 4 ® CO + CO 2 + H 2 O.

CO فقط در دماهای بالا واکنش نشان می دهد.

مولکول CO تمایل زیادی به اکسیژن دارد و برای تشکیل CO2 می سوزد:

CO + 1/2O 2 = CO 2 + 282 کیلوژول بر مول.

CO به دلیل تمایل زیاد به اکسیژن، به عنوان یک عامل احیا کننده برای اکسیدهای بسیاری از فلزات سنگین (Fe، Co، Pb و غیره) استفاده می شود.

CO + Cl 2 = COCl 2 (فسژن)

CO + NH 3 ® HCN + H 2 O H – Cº N

CO + H 2 O « CO 2 + H 2

CO+S®COS

بیشترین علاقه کربونیل های فلزی هستند (برای بدست آوردن فلزات خالص استفاده می شوند). پیوند شیمیایی بر اساس مکانیسم دهنده-پذیرنده اتفاق می افتد؛ همپوشانی p بر اساس مکانیسم داده ای رخ می دهد.

5CO + Fe ® (پنتاکاربونیل آهن)

همه کربونیل ها مواد دیامغناطیسی هستند که با استحکام کم مشخص می شوند؛ هنگامی که گرم می شوند، کربونیل ها تجزیه می شوند.

→ 4CO + Ni (کربونیل نیکل).

مانند CO، کربونیل های فلزی سمی هستند.

پیوند شیمیایی در یک مولکول CO 2

در یک مولکول CO 2 sp-هیبریداسیون اتم کربن دو اوربیتال هیبرید شده sp با اتم های اکسیژن 2 پیوند s تشکیل می دهند و اوربیتال های p هیبرید نشده باقیمانده از کربن با دو اوربیتال p از اتم های اکسیژن که در صفحات عمود بر یکدیگر قرار دارند، پیوند p تشکیل می دهند.

O ═ C ═ O

تحت فشار 60 اتمسفر. و در دمای اتاق، CO 2 به یک مایع بی رنگ متراکم می شود. با خنک شدن قوی، CO 2 مایع به شکل یک توده برف مانند سفید جامد می شود و در P = 1 atm و t = 195 K (78- ​​درجه) تصعید می شود. توده جامد فشرده شده یخ خشک نامیده می شود، CO 2 از احتراق پشتیبانی نمی کند. فقط موادی که تمایل بیشتری به اکسیژن نسبت به کربن دارند در آن می سوزند: به عنوان مثال،

2Mg + CO 2 ® 2MgO + C.

CO 2 با NH 3 واکنش می دهد:

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

(کاربامید، اوره)

2СО 2 + 2 Na 2 O 2 ® 2Na 2 CO 3 + O 2

اوره توسط آب تجزیه می شود:

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

سلولز یک کربوهیدرات است که از بقایای گلوکز B تشکیل شده است. طبق طرح زیر در گیاهان سنتز می شود

کلروفیل

6CO 2 + 6H 2 O ® C 6 H 12 O 6 + 6O 2 فتوسنتز گلوکز

CO 2 با استفاده از فناوری به دست می آید:

2NaHCO 3 ® Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2

از کک C + O 2 ® CO 2

در آزمایشگاه (در دستگاه کیپ):

.

اسید کربنیک و نمک های آن

با حل شدن در آب، دی اکسید کربن تا حدی با آن تعامل می کند و اسید کربنیک H 2 CO 3 را تشکیل می دهد. در این حالت تعادل برقرار می شود:

K 1 = 4 × 10 - 7 K 2 = 4.8 × 10 -11 - ضعیف، ناپایدار، حاوی اکسیژن، اسید دی بازیک. هیدروکربنات ها در H 2 O محلول هستند. کربنات ها در آب نامحلول هستند، به جز کربنات های فلز قلیایی، Li 2 CO 3 و (NH 4) 2 CO 3. نمک های اسید کربنیک اسید با عبور CO 2 اضافی به محلول آبی کربنات تهیه می شوند:

یا با افزودن تدریجی (قطره به قطره). اسید قویبه مقدار زیاد محلول کربنات آبی:

Na 2 CO 3 + HNO 3 ® NaHCO 3 + NaNO 3

هنگام تعامل با مواد قلیایی یا حرارت دادن (تکلسیم)، نمک های اسیدی به نمک های متوسط ​​تبدیل می شوند:

نمک ها بر اساس معادله هیدرولیز می شوند:

صحنه می کنم

به دلیل هیدرولیز کامل، کربنات های Gr 3+، Al 3+، Ti 4+، Zr 4+ و غیره را نمی توان از محلول های آبی جدا کرد.

اهمیت عملیدارای نمک - Na 2 CO 3 ( سودا )، CaCO 3 ( گچ، مرمر، سنگ آهک )، K 2 CO 3 ( پتاس )، NaHCO 3 ( جوش شیرین )، Ca ( HCO 3 ) 2 و Mg ( HCO 3 ) 2 تعیین می کند سختی کربنات آب

دی سولفید کربن (CS 2)

هنگامی که گرم می شود (750-1000 درجه سانتیگراد)، کربن با گوگرد واکنش داده و تشکیل می شود دی سولفید کربن،حلال آلی (مایع فرار بی رنگ، ماده واکنش پذیر)، قابل اشتعال و فرار.

بخارات CS 2 سمی هستند که برای بخور (فومیگاسیون) انبارهای غله در برابر آفات حشرات و در دامپزشکی برای درمان آسکاریازیس در اسب استفاده می شود. در فناوری - یک حلال برای رزین ها، چربی ها، ید.

با سولفیدهای فلزی، CS 2 نمک های اسید تیو کربنیک را تشکیل می دهد - تیو کربنات ها

این واکنش مشابه فرآیند است

تیو کربنات ها- مواد کریستالی زرد. هنگامی که در معرض اسیدها قرار می گیرند، اسید تیو کربنیک آزاد آزاد می شود.

پایدارتر از H 2 CO 3 است و در دماهای پایین از محلول به شکل مایع روغنی زرد رنگ آزاد می شود که به راحتی تجزیه می شود:

ترکیبات کربن با نیتروژن (CN) 2 یا C 2 N 2 - سیسین،گاز بی رنگ بسیار قابل اشتعال سیانید خشک خالص با حرارت دادن سابلیمیت با سیانید جیوه (II) تهیه می شود.

HgCl 2 + Hg (CN) 2 ® Hg 2 Cl 2 + (С N) 2

راه های دیگر دریافت:

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

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

سیسیانین خواصی شبیه به هالوژن ها در فرم مولکولی X2 دارد. بنابراین در یک محیط قلیایی، مانند هالوژن، نامتناسب است:

(CN) 2 + 2NaOH = NaCN + NaOCN

سیانید هیدروژن- HCN ()، یک ترکیب کووالانسی، گازی که در آب حل می شود و اسید هیدروسیانیک تشکیل می دهد (مایع بی رنگ و نمک های آن به شدت سمی هستند). دريافت كردن:

سیانید هیدروژن به صورت صنعتی از طریق واکنش های کاتالیزوری تولید می شود.

2CH 4 + 3O 2 + 2NH 3 ® 2HCN + 6H 2 O.

نمک های هیدروسیانیک اسید - سیانیدها - در معرض هیدرولیز شدید هستند. CN - یک یون ایزوالکترونیک برای مولکول CO است و به عنوان یک لیگاند در تعداد زیادی کمپلکس عنصر d گنجانده شده است.

دست زدن به سیانید نیاز به اقدامات احتیاطی جدی دارد. که در کشاورزیبرای مبارزه با آفات خطرناک مخصوصاً حشرات استفاده می شود.

سیانیدها به دست می آیند:

ترکیبات کربن با حالت اکسیداسیون منفی:

1) کووالانسی (SiC carborundum) ;

2) یون کووالانسی؛

3) کاربیدهای فلزی.

کووالانسی یونی با آب تجزیه می شود و گاز آزاد می کند، بسته به نوع گازی که آزاد می شود، آنها به دو دسته تقسیم می شوند:

متانیدها(CH 4 منتشر شد)

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

استیلنیدها(C 2 H 2 منتشر شد)

H 2 C 2 + AgNO 3 ® Ag 2 C 2 + HNO 3

کاربیدهای فلزی ترکیباتی با ترکیب استوکیومتری هستند که توسط عناصر گروه های 4، 7، 8 از طریق ورود اتم های Me به شبکه کریستالی کربن تشکیل می شوند.

شیمی سیلیکون

تفاوت شیمی سیلیکون و کربن به دلیل اندازه بزرگ اتم آن و امکان استفاده از اوربیتال های سه بعدی است. به همین دلیل، پیوندهای Si - O - Si، Si - F از پیوندهای کربن قوی تر هستند.

برای سیلیکون، اکسیدهای ترکیب SiO و SiO 2 شناخته شده است. مونوکسید سیلیکون فقط در فاز گاز در دمای بالا در یک جو بی اثر وجود دارد. به راحتی توسط اکسیژن اکسید می شود تا اکسید پایدارتری SiO 2 را تشکیل دهد.

2SiO + О 2 t ® 2SiO 2

SiO2- سیلیس، دارای چندین اصلاح کریستالی است. دمای پایین - کوارتز، دارای خواص پیزوالکتریک است. انواع طبیعی کوارتز: کریستال سنگ، توپاز، آمتیست. انواع سیلیس - کلسدونی، عقیق، عقیق، شن و ماسه.

طیف گسترده ای از سیلیکات ها (به طور دقیق تر، اگزوسیلیکات ها) شناخته شده است. در ساختار آنها الگوی کلی: همه از SiO 4 4- چهار وجهی تشکیل شده اند که از طریق یک اتم اکسیژن به یکدیگر متصل می شوند.

ترکیبات چهار وجهی را می توان به زنجیره، روبان، مش و قاب متصل کرد.

سیلیکات های طبیعی مهم عبارتند از: تالک 3MgO×H2O×4SiO2، آزبست 3MgO×2H2O×2SiO2.

مانند SiO 2، سیلیکات ها با حالت شیشه ای (بی شکل) مشخص می شوند. با کریستالیزاسیون کنترل شده، می توان یک حالت کریستالی ریز - سرامیک های شیشه ای - مواد با استحکام افزایش یافته به دست آورد. آلومینوسیلیکات ها در طبیعت رایج هستند - ارتوسیلیکات های چارچوبی؛ برخی از اتم های Si با Al جایگزین می شوند، به عنوان مثال Na 12 [(Si,Al)O4]12.

بادوام ترین هالید، SiF 4، تنها تحت تأثیر یک تخلیه الکتریکی تجزیه می شود.

اسید هگزافلوروسیلیک (از نظر قدرت نزدیک به H2SO4).

(SiS 2) n - ماده پلیمری که با آب تجزیه می شود:

اسیدهای سیلیسیک

اسیدهای سیلیسیک مربوطه SiO 2 ترکیب خاصی ندارند، آنها معمولاً به شکل xH 2 O ySiO 2 - ترکیبات پلیمری نوشته می شوند.

شناخته شده:

H 2 SiO 3 (H 2 O × SiO 2 ) - متاسیلیکون (واقعا وجود ندارد)

H 4 SiO 4 (2H 2 O×SiO 2) - ارتوسیلیکون (ساده ترین موجود در واقع فقط در محلول)

H 2 Si 2 O 5 (H 2 O × 2 SiO 2 ) - دی متاسیلیکون.

اسیدهای سیلیسیک مواد کم محلول هستند؛ H 4 SiO 4 با حالت کلوئیدی مشخص می شود، مانند اسید ضعیف تر از اسید کربنیک (Si کمتر از C فلزی است).

در محلول های آبی، تراکم اسید ارتوسیلیک رخ می دهد و در نتیجه اسیدهای پلی سیلیسیک تشکیل می شود.

سیلیکات ها نمک های اسیدهای سیلیسیک غیر محلول در آب هستند، به جز سیلیکات های فلزات قلیایی.

سیلیکات های محلول بر اساس معادله هیدرولیز می شوند

محلول های ژله مانند نمک های سدیم اسیدهای پلی سیلیسیک "شیشه مایع" نامیده می شوند. به طور گسترده به عنوان چسب سیلیکات و به عنوان نگهدارنده چوب استفاده می شود.

با همجوشی Na 2 CO 3 ، CaCO 3 و SiO 2 ، شیشه به دست می آید که محلول متقابلی از نمک های پلی سیلیسیک اسید است.

6SiO 2 + Na 2 CO 3 + CaCO 3 ® Na 2 O × CaO × 6SiO 2 + 2CO 2 سیلیکات به صورت اکسید مخلوط نوشته می شود.

سیلیکات ها بیشترین کاربرد را در ساختمان سازی دارند. رتبه 1 در جهان در تولید محصولات سیلیکات - سیمان، 2 - آجر، 3 - شیشه.

سرامیک های ساختمانی – کاشی های روبرو، لوله های سرامیکی. برای ساخت محصولات بهداشتی - شیشه، چینی، سفال، سرامیک خاک رس.

عکس. 1. شعاع مداری عناصر (r a) و طول پیوند شیمیایی یک الکترونی (d)

ساده ترین پیوند شیمیایی تک الکترونی توسط یک الکترون ظرفیتی منفرد ایجاد می شود. معلوم شد که یک الکترون قادر است دو یون با بار مثبت را در کنار هم نگه دارد. در یک پیوند تک الکترونی، نیروهای دافعه کولن ذرات با بار مثبت توسط نیروهای جاذبه کولنی این ذرات به یک الکترون با بار منفی جبران می شود. الکترون ظرفیت برای دو هسته مولکول مشترک می شود.

نمونه هایی از این ترکیبات شیمیایی یون های مولکولی هستند: H 2 +، Li 2 +، Na 2 +، K 2 +، Rb 2 +، Cs 2 +:

پیوندهای کووالانسی قطبی در مولکول های دو اتمی هترونهسته ای رخ می دهد (شکل 3). جفت الکترون پیوندی در یک پیوند شیمیایی قطبی به اتم با پتانسیل یونیزاسیون اول بالاتر نزدیک‌تر می‌شود.

شخصیت پردازی ساختار فضاییبرای مولکول های قطبی، فاصله d بین هسته های اتمی را می توان تقریباً به عنوان مجموع شعاع های کووالانسی اتم های مربوطه در نظر گرفت.

ویژگی های برخی از مواد قطبی

جابجایی یک جفت الکترون پیوندی به یکی از هسته های یک مولکول قطبی منجر به ظهور یک دوقطبی الکتریکی (الکترودینامیک) می شود (شکل 4).

فاصله بین مراکز ثقل بارهای مثبت و منفی را طول دوقطبی می گویند. قطبیت یک مولکول، و همچنین قطبیت یک پیوند، با مقدار گشتاور دوقطبی μ که حاصل ضرب طول دوقطبی l و مقدار بار الکترونیکی است، ارزیابی می‌شود:

پیوندهای کووالانسی چندگانه

پیوندهای کووالانسی متعدد با غیراشباع نشان داده می شوند ترکیبات آلیحاوی پیوندهای شیمیایی دوتایی و سه گانه برای توصیف ماهیت ترکیبات غیر اشباع، L. Pauling مفاهیم پیوندهای سیگما و π، هیبریداسیون اوربیتال های اتمی را معرفی می کند.

هیبریداسیون پالینگ برای دو الکترون S و دو الکترون p توضیح جهت پیوندهای شیمیایی، به ویژه پیکربندی چهار وجهی متان را ممکن کرد. برای توضیح ساختار اتیلن، از چهار الکترون معادل Sp 3 اتم کربن، یک الکترون p باید جدا شود تا یک پیوند اضافی به نام پیوند π تشکیل شود. در این حالت، سه اوربیتال هیبریدی Sp 2 باقیمانده در صفحه با زاویه 120 درجه قرار دارند و پیوندهای اساسی را تشکیل می دهند، به عنوان مثال، یک مولکول اتیلن مسطح (شکل 5).

در نظریه جدید پاولینگ، تمام الکترون های پیوندی از خطی که هسته های مولکول را به هم متصل می کند، برابر و مساوی شدند. نظریه پاولینگ در مورد پیوند شیمیایی خم شده، تفسیر آماری تابع موج M. Born و همبستگی الکترونی کولن الکترون ها را در نظر گرفت. معنای فیزیکی پدید آمده است - ماهیت پیوند شیمیایی کاملاً توسط برهمکنش الکتریکی هسته ها و الکترون ها تعیین می شود. هر چه الکترون های پیوند بیشتر باشد، فاصله بین هسته ای کمتر و پیوند شیمیایی بین اتم های کربن قوی تر است.

پیوند شیمیایی سه مرکزی

توسعه بیشتر ایده ها در مورد پیوندهای شیمیایی توسط شیمیدان فیزیک آمریکایی W. Lipscomb ارائه شد که نظریه پیوندهای سه مرکزی دو الکترونی و یک نظریه توپولوژیکی را توسعه داد که امکان پیش بینی ساختار برخی از هیدریدهای بور (هیدریدهای هیدروژن) را فراهم می کند. ).

یک جفت الکترون در یک پیوند شیمیایی سه مرکزی برای سه هسته اتمی مشترک می شود. در ساده ترین نماینده یک پیوند شیمیایی سه مرکزی - یون هیدروژن مولکولی H 3 +، یک جفت الکترون سه پروتون را در یک کل نگه می دارد (شکل 6).

شکل 7. دیبوران

وجود بوران‌ها با پیوندهای سه مرکزی دو الکترونی با اتم‌های هیدروژن «پلی‌کننده»، دکترین متعارف ظرفیت را نقض می‌کند. اتم هیدروژن که قبلاً یک عنصر تک ظرفیتی استاندارد در نظر گرفته می شد، معلوم شد که با پیوندهای یکسان به دو اتم بور متصل شده و به طور رسمی به یک عنصر دو ظرفیتی تبدیل شد. کار W. Lipscomb در رمزگشایی ساختار بوران ها درک پیوندهای شیمیایی را گسترش داد. کمیته نوبل جایزه شیمی سال 1976 را به ویلیام نان لیپسکام با عبارت "برای مطالعاتش در مورد ساختار بوران ها (بوروهیدرات ها) که مشکلات پیوندهای شیمیایی را روشن می کند، اعطا کرد.

پیوند شیمیایی چند سایتی

شکل 8. مولکول فروسن

شکل 9. دی بنزن کروم

شکل 10. اورانوسن

همه ده پیوند (C-Fe) در مولکول فروسن معادل هستند، مقدار فاصله بین هسته ای Fe-c 2.04 Å است. تمام اتم های کربن در مولکول فروسن از نظر ساختاری و شیمیایی معادل هستند، طول هر پیوند C-C 1.40 - 1.41 Å است (برای مقایسه، در بنزن طول پیوند C-C 1.39 A است). یک پوسته 36 الکترونی در اطراف اتم آهن ظاهر می شود.

دینامیک پیوندهای شیمیایی

پیوند شیمیایی کاملاً پویا است. بنابراین، یک پیوند فلزی در این فرآیند به پیوند کووالانسی تبدیل می شود انتقال فازوقتی فلز تبخیر می شود انتقال یک فلز از حالت جامد به حالت بخار مستلزم صرف مقادیر زیادی انرژی است.

به صورت جفت، این فلزات عملاً از مولکول های دو اتمی هم هسته و اتم های آزاد تشکیل شده اند. هنگامی که بخار فلز متراکم می شود، یک پیوند کووالانسی به پیوند فلزی تبدیل می شود.

تبخیر نمک‌های دارای پیوندهای یونی معمولی، مانند فلوریدهای فلز قلیایی، منجر به تخریب پیوند یونی و تشکیل مولکول‌های دو اتمی ناهم‌هسته‌ای با پیوند کووالانسی قطبی می‌شود. در این حالت، تشکیل مولکول های دیمری با پیوندهای پل شده رخ می دهد.

ویژگی های پیوندهای شیمیایی در مولکول های فلوراید فلزات قلیایی و دیمرهای آنها.

در طول تراکم بخارات فلوریدهای فلز قلیایی، پیوند کووالانسی قطبی با تشکیل شبکه کریستالی نمک مربوطه به یک پیوند یونی تبدیل می شود.

مکانیسم انتقال پیوند کووالانسی به فلزی

شکل 11. رابطه بین شعاع مداری یک جفت الکترون r e و طول پیوند شیمیایی کووالانسی d

شکل 12. جهت گیری دوقطبی مولکول های دو اتمی و تشکیل یک قطعه هشت وجهی تحریف شده از یک خوشه در طول تراکم بخارات فلز قلیایی

شکل 13. آرایش مکعبی هسته ها در کریستال های فلزات قلیایی و یک حلقه اتصال

جاذبه پراکنده (نیروهای لندن) برهمکنش بین اتمی و تشکیل مولکول های دو اتمی هم هسته ای از اتم های فلز قلیایی را تعیین می کند.

تشکیل پیوند کووالانسی فلز-فلز با تغییر شکل پوسته های الکترونیکی اتم های متقابل همراه است - الکترون های ظرفیت یک جفت الکترون پیوندی ایجاد می کنند که چگالی الکترون آن در فضای بین هسته های اتمی مولکول حاصل متمرکز است. یکی از ویژگی های مشخصه مولکول های دو اتمی هم هسته ای فلزات قلیایی، طول طولانی پیوند کووالانسی (3.6-5.8 برابر بیشتر از طول پیوند در مولکول هیدروژن) و انرژی کم گسیختگی آن است.

رابطه مشخص شده بین r e و d توزیع نابرابر بارهای الکتریکی در مولکول را تعیین می کند - بار الکتریکی منفی جفت الکترون پیوندی در قسمت میانی مولکول متمرکز شده است و بارهای الکتریکی مثبت دو هسته اتمی در آن متمرکز می شوند. انتهای مولکول

توزیع نابرابر بارهای الکتریکی شرایطی را برای برهمکنش مولکول ها به دلیل نیروهای جهت گیری (نیروهای واندروالس) ایجاد می کند. مولکول های فلزات قلیایی تمایل دارند به گونه ای جهت گیری کنند که بارهای الکتریکی مخالف در مجاورت آنها ظاهر شود. در نتیجه نیروهای جاذبه بین مولکول ها عمل می کنند. به لطف وجود دومی، مولکول های فلزات قلیایی نزدیک تر می شوند و کم و بیش محکم به هم کشیده می شوند. در همان زمان، مقداری تغییر شکل هر یک از آنها تحت تأثیر قطب های نزدیکتر مولکول های همسایه رخ می دهد (شکل 12).

در واقع، الکترون‌های اتصال مولکول دو اتمی اصلی که به میدان الکتریکی چهار هسته اتمی با بار مثبت مولکول‌های فلز قلیایی می‌افتند، از شعاع مداری اتم جدا شده و آزاد می‌شوند.

در این حالت، جفت الکترون پیوندی برای سیستمی با شش کاتیون مشترک می شود. ساخت شبکه کریستالی فلزی در مرحله خوشه ای آغاز می شود. که در شبکه کریستالیفلزات قلیایی، ساختار پیوند اتصال به وضوح بیان شده است، به شکل یک هشت ضلعی مسطح تحریف شده - یک دو هرم مربع، که ارتفاع و لبه های پایه آن برابر با مقدار ثابت شبکه ترجمه a w است (شکل 1). 13).

مقدار ثابت شبکه انتقال a w یک کریستال فلز قلیایی به طور قابل توجهی از طول پیوند کووالانسی یک مولکول فلز قلیایی بیشتر است، بنابراین به طور کلی پذیرفته شده است که الکترون های فلز در حالت آزاد هستند:

ساختار ریاضی مرتبط با خواص الکترون‌های آزاد در یک فلز معمولاً با "سطح فرمی" شناخته می‌شود، که باید به عنوان مکان هندسی که الکترون‌ها در آن قرار دارند در نظر گرفته شود و ویژگی اصلی یک فلز - هدایت جریان الکتریکی را فراهم می‌کند.

هنگام مقایسه فرآیند تراکم بخارات فلزات قلیایی با فرآیند تراکم گازها، به عنوان مثال، هیدروژن، ویژگی مشخصهدر خواص فلز بنابراین، اگر در حین تراکم هیدروژن، برهمکنش های بین مولکولی ضعیف ظاهر شود، در طی تراکم بخار فلز، فرآیندهایی رخ می دهد که مشخصه واکنش های شیمیایی است. چگالش بخار فلز به خودی خود در چندین مرحله اتفاق می افتد و می توان آن را با فرآیند زیر توصیف کرد: اتم آزاد → مولکول دو اتمی با پیوند کووالانسی → خوشه فلزی → فلز فشرده با پیوند فلزی.

برهمکنش مولکول های هالید فلز قلیایی با دیمر شدن آنها همراه است. یک مولکول دایمر را می توان یک چهارقطبی الکتریکی در نظر گرفت (شکل 15). در حال حاضر، مشخصات اصلی دایمرهای هالیدهای فلز قلیایی شناخته شده است (طول پیوندهای شیمیایی و زوایای پیوند بین پیوندها).

طول پیوند شیمیایی و زوایای پیوند در دایمرهای هالیدهای فلز قلیایی (E 2 X 2) (فاز گاز).

E 2 X 2	X=F		X=Cl		X = برادر		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

در طول فرآیند تراکم، اثر نیروهای جهت گیری افزایش می یابد، برهمکنش بین مولکولی با تشکیل خوشه ها و سپس یک ماده جامد همراه است. هالیدهای فلز قلیایی با شبکه های مکعبی ساده و بدنه در مرکز کریستال ها را تشکیل می دهند.

نوع شبکه کریستالی و ثابت شبکه ترجمه برای هالیدهای فلز قلیایی.

در طی فرآیند تبلور، افزایش بیشتری در فاصله بین اتمی رخ می دهد که منجر به حذف یک الکترون از شعاع مداری اتم فلز قلیایی و انتقال یک الکترون به اتم هالوژن با تشکیل یون های مربوطه می شود. میدان های نیروی یون ها در همه جهات در فضا به طور مساوی توزیع شده اند. در این راستا، در کریستال های فلز قلیایی، میدان نیروی هر یون با بیش از یک یون با علامت مخالف هماهنگ می شود، همانطور که مرسوم است که پیوند یونی را به صورت کیفی نشان می دهد (Na + Cl -).

در بلورهای ترکیبات یونی، مفهوم مولکول های ساده دو یونی مانند Na + Cl - و Cs + Cl - معنی خود را از دست می دهد، زیرا یون فلز قلیایی با شش یون کلر (در یک بلور کلرید سدیم) و با هشت یون کلر همراه است. یون های کلر (در یک بلور کلرید سزیم. با این حال، تمام فواصل بین یونی در کریستال ها به یک اندازه فاصله دارند.

یادداشت

1. کتاب راهنمای شیمی معدنی. ثابت مواد معدنی. - م.: "شیمی"، 1987. - ص 124. - 320 ص.
2. لیدین R.A.، Andreeva L.L.، Molochko V.A.کتاب راهنمای شیمی معدنی. ثابت مواد معدنی. - م.: "شیمی"، 1987. - ص 132-136. - 320 ثانیه
3. Gankin V.Yu.، Gankin Yu.V.چگونه یک پیوند شیمیایی تشکیل می شود و واکنش های شیمیایی رخ می دهد. - م.: گروه انتشارات "گرانیتسا"، 2007. - 320 ص. - شابک 978-5-94691296-9
4. Nekrasov B.V.درس شیمی عمومی. - م.: گسکیمزدات، 1962. - ص 88. - 976 ص.
5. پاولینگ ال.ماهیت پیوند شیمیایی / ویرایش شده توسط Y.K. Syrkin. - مطابق. از انگلیسی M.E. دیاتکینا. - م.-ل.: گوسخیمزدات، 1947. - 440 ص.
6. شیمی آلی نظری / ویرایش. R.H. Freidlina. - مطابق. از انگلیسی یو.جی.بوندلا. - م.: انتشارات. ادبیات خارجی، 1963. - 365 ص.
7. Lemenovsky D.A., Levitsky M.M.مجله شیمی روسیه (مجله انجمن شیمی روسیه به نام D.I. مندلیف). - 2000. - T. XLIV، شماره 6. - ص 63-86.
8. فرهنگ لغت دایره المعارف شیمی / فصل. ویرایش I.L. Knunyants. - M.: Sov. دایره المعارف، 1983. - ص 607. - 792 ص.
9. Nekrasov B.V.درس شیمی عمومی. - م.: گسکیمزدات، 1962. - ص 679. - 976 ص.
10. لیدین R.A.، Andreeva L.L.، Molochko V.A.کتاب راهنمای شیمی معدنی. ثابت مواد معدنی. - م.: "شیمی"، 1987. - ص 155-161. - 320 ثانیه
11. گیلسپی آر.هندسه مولکول ها / ترانس. از انگلیسی E.Z. Zasorina و V.S. ماستریوکووا، ویرایش. یو.آ پنتینا. - م.: "میر"، 1975. - ص 49. - 278 ص.
12. کتاب راهنمای شیمیدان. - ویرایش دوم، تجدید نظر شده. و اضافی - L.-M.: موسسه علمی و فنی دولتی ادبیات شیمی، 1962. - T. 1. - P. 402-513. - 1072 ص.
13. لیدین R.A.، Andreeva L.L.، Molochko V.A.کتاب راهنمای شیمی معدنی. ثابت مواد معدنی.. - م.: "شیمی"، 1987. - ص 132-136. - 320 ثانیه
14. زیمان جی.الکترون ها در فلزات (مقدمه ای بر تئوری سطوح فرمی). پیشرفت در علوم فیزیکی.. - 1962. - T. 78، شماره 2. - 291 ص.

همچنین ببینید

• پیوند شیمیایی- مقاله از دایره المعارف بزرگ شوروی
• پیوند شیمیایی- Chemport.ru
• پیوند شیمیایی- دایره المعارف فیزیکی

به لطف آن مولکول های مواد معدنی و آلی تشکیل می شوند. یک پیوند شیمیایی از طریق برهمکنش میدان های الکتریکی که توسط هسته ها و الکترون های اتم ایجاد می شود، ظاهر می شود. بنابراین، تشکیل یک پیوند شیمیایی کووالانسی با ماهیت الکتریکی همراه است.

اتصال چیست

این اصطلاح به نتیجه عمل دو یا چند اتم اشاره دارد که منجر به تشکیل یک سیستم چند اتمی قوی می شود. انواع اصلی پیوندهای شیمیایی زمانی تشکیل می شوند که انرژی اتم های واکنش دهنده کاهش یابد. در فرآیند تشکیل پیوند، اتم ها سعی می کنند پوسته الکترونی خود را کامل کنند.

انواع ارتباط

در شیمی، چندین نوع پیوند وجود دارد: یونی، کووالانسی، فلزی. پیوندهای شیمیایی کووالانسی دارای دو نوع هستند: قطبی و غیرقطبی.

مکانیسم ایجاد آن چیست؟ یک پیوند شیمیایی غیرقطبی کووالانسی بین اتم های نافلزات یکسانی که دارای الکترونگاتیوی یکسان هستند تشکیل می شود. در این حالت جفت الکترون های مشترک تشکیل می شوند.

پیوند غیر قطبی

نمونه هایی از مولکول هایی که دارای پیوند شیمیایی کووالانسی غیرقطبی هستند عبارتند از هالوژن، هیدروژن، نیتروژن و اکسیژن.

این ارتباط اولین بار در سال 1916 توسط شیمیدان آمریکایی لوئیس کشف شد. در ابتدا او یک فرضیه را مطرح کرد و تنها پس از تأیید تجربی تأیید شد.

پیوند شیمیایی کووالانسی با الکترونگاتیوی مرتبط است. برای غیر فلزات ارزش بالایی دارد. در طول برهمکنش شیمیایی اتم ها، انتقال الکترون ها از یک اتم به اتم دیگر همیشه امکان پذیر نیست، در نتیجه آنها با هم ترکیب می شوند. یک پیوند شیمیایی کووالانسی واقعی بین اتم ها ظاهر می شود. کلاس هشتم برنامه درسی عادی مدرسه شامل بررسی دقیق چندین نوع ارتباط است.

موادی که در شرایط عادی دارای این نوع پیوند هستند مایعات، گازها و همچنین جامداتی هستند که نقطه ذوب پایینی دارند.

انواع پیوند کووالانسی

بیایید این موضوع را با جزئیات بیشتری بررسی کنیم. انواع پیوندهای شیمیایی کدامند؟ پیوندهای کووالانسی در نسخه های مبادله و اهداکننده-پذیرنده وجود دارد.

نوع اول با اهدای یک الکترون جفت نشده توسط هر اتم برای تشکیل یک پیوند الکترونیکی مشترک مشخص می شود.

الکترون هایی که در یک پیوند مشترک ترکیب می شوند باید اسپین های مخالف داشته باشند. به عنوان نمونه ای از این نوع پیوند کووالانسی، هیدروژن را در نظر بگیرید. وقتی اتم های آن به هم نزدیک می شوند، ابرهای الکترونی آنها به یکدیگر نفوذ می کنند که در علم به آن همپوشانی ابرهای الکترونی می گویند. در نتیجه چگالی الکترون بین هسته ها افزایش می یابد و انرژی سیستم کاهش می یابد.

در حداقل فاصله، هسته های هیدروژن یکدیگر را دفع می کنند و در نتیجه فاصله بهینه مشخصی ایجاد می شود.

در مورد پیوند کووالانسی نوع دهنده-پذیرنده، یک ذره دارای الکترون است و دهنده نامیده می شود. ذره دوم دارای یک سلول آزاد است که یک جفت الکترون در آن قرار خواهد گرفت.

مولکول های قطبی

پیوندهای شیمیایی قطبی کووالانسی چگونه تشکیل می شوند؟ آنها در شرایطی به وجود می آیند که اتم های غیر فلزی در حال پیوند دارای الکترونگاتیوی متفاوتی هستند. در چنین مواردی، الکترون‌های مشترک نزدیک‌تر به اتمی قرار می‌گیرند که مقدار الکترونگاتیوی آن بیشتر است. به عنوان مثالی از پیوند قطبی کووالانسی، می‌توان پیوندهایی را در نظر گرفت که در مولکول هیدروژن برومید ایجاد می‌شوند. در اینجا الکترون‌های عمومی که مسئول تشکیل پیوند کووالانسی هستند، به برم نزدیک‌تر هستند تا هیدروژن. دلیل این پدیده این است که برم الکترونگاتیوی بالاتری نسبت به هیدروژن دارد.

روشهای تعیین پیوندهای کووالانسی

چگونه پیوندهای شیمیایی قطبی کووالانسی را تعریف کنیم؟ برای این کار باید ترکیب مولکول ها را بدانید. اگر حاوی اتم های عناصر مختلف باشد، پیوند کووالانسی قطبی در مولکول وجود دارد. مولکول های غیرقطبی حاوی اتم های یک عنصر شیمیایی هستند. در میان کارهایی که به عنوان بخشی از یک دوره شیمی مدرسه ارائه می شود، مواردی وجود دارد که شامل شناسایی نوع اتصال است. وظایف این نوع در تکالیف گواهینامه نهایی شیمی پایه 9 و همچنین در آزمون های آزمون دولتی واحد شیمی در پایه 11 گنجانده شده است.

پیوند یونی

تفاوت بین پیوندهای شیمیایی کووالانسی و یونی چیست؟ اگر یک پیوند کووالانسی مشخصه نافلزات باشد، پیوند یونی بین اتم هایی تشکیل می شود که تفاوت های قابل توجهی در الکترونگاتیوی دارند. به عنوان مثال، این برای ترکیبات عناصر گروه اول و دوم از زیر گروه های اصلی PS (فلزات قلیایی و قلیایی خاکی) و عناصر گروه های 6 و 7 از زیر گروه های اصلی جدول تناوبی (کالکوژن ها و هالوژن ها) معمول است. ).

در نتیجه جاذبه الکترواستاتیکی یونهای با بارهای مخالف تشکیل می شود.

ویژگی های پیوند یونی

از آنجایی که میدان های نیروی یون های دارای بار مخالف به طور مساوی در همه جهات توزیع می شوند، هر یک از آنها قادر به جذب ذرات با علامت مخالف هستند. این ویژگی غیر جهتی بودن پیوند یونی است.

برهمکنش دو یون با علائم متضاد به معنای جبران کامل متقابل میدان های نیروی فردی نیست. این به حفظ توانایی جذب یون ها در جهات دیگر کمک می کند، بنابراین، غیر اشباع بودن پیوند یونی مشاهده می شود.

در یک ترکیب یونی، هر یون این توانایی را دارد که تعدادی دیگر با علامت مخالف را به سمت خود جذب کند تا یک شبکه کریستالی با ماهیت یونی تشکیل دهد. هیچ مولکولی در چنین کریستالی وجود ندارد. هر یون در یک ماده توسط تعداد معینی یون با علامت متفاوت احاطه شده است.

اتصال فلزی

این نوع پیوند شیمیایی ویژگی های فردی خاصی دارد. فلزات دارای تعداد زیادی اوربیتال ظرفیت و کمبود الکترون هستند.

هنگامی که اتم‌های منفرد به هم می‌رسند، اوربیتال‌های ظرفیت آن‌ها همپوشانی دارند، که حرکت آزاد الکترون‌ها را از یک اوربیتال به اوربیتال دیگر تسهیل می‌کند و پیوندی بین تمام اتم‌های فلز ایجاد می‌کند. این الکترون های آزاد ویژگی اصلی یک پیوند فلزی هستند. اشباع و جهت ندارد، زیرا الکترون های ظرفیت به طور مساوی در سراسر کریستال توزیع می شوند. وجود الکترون های آزاد در فلزات برخی از خواص فیزیکی آنها را توضیح می دهد: درخشندگی فلزی، شکل پذیری، چکش خواری، هدایت حرارتی، کدورت.

نوع پیوند کووالانسی

بین اتم هیدروژن و عنصری که الکترونگاتیوی بالایی دارد تشکیل می شود. پیوندهای هیدروژنی درون و بین مولکولی وجود دارد. این نوع پیوند کووالانسی ضعیف ترین است و به دلیل عمل نیروهای الکترواستاتیکی ظاهر می شود. اتم هیدروژن شعاع کوچکی دارد و هنگامی که این یک الکترون جابه‌جا می‌شود یا از بین می‌رود، هیدروژن به یک یون مثبت تبدیل می‌شود و با الکترونگاتیوی بالا روی اتم عمل می‌کند.

از جمله خصوصیات مشخصه پیوند کووالانسی عبارتند از: اشباع، جهت، قطبش پذیری، قطبیت. هر یک از این شاخص ها معنای خاصی برای ترکیب در حال تشکیل دارند. به عنوان مثال، جهت گیری توسط شکل هندسی مولکول تعیین می شود.