Ковалентна хемиска врска. Видови хемиска врска: ковалентна врска. Видови хемиски врски Врски меѓу супстанции хемија

Ковалентна хемиска врска, нејзините сорти и механизми на формирање. Карактеристики на ковалентна врска (поларитет и енергија на врската). Јонска врска. Метална врска. водородна врска

Доктрината за хемиската врска е основа на целата теоретска хемија.

Хемиска врска е таква интеракција на атоми што ги врзува во молекули, јони, радикали, кристали.

Постојат четири типа на хемиски врски: јонски, ковалентни, метални и водородни.

Поделбата на хемиските врски на типови е условена, бидејќи сите од нив се карактеризираат со одредено единство.

Јонската врска може да се смета како ограничувачки случај на ковалентна поларна врска.

Металната врска ја комбинира ковалентната интеракција на атомите со помош на споделени електрони и електростатското привлекување помеѓу овие електрони и металните јони.

Во супстанциите, често нема ограничувачки случаи на хемиско поврзување (или чисти хемиски врски).

На пример, литиум флуоридот $LiF$ е класифициран како јонско соединение. Всушност, врската во него е $80% $ јонска и $20% $ ковалентна. Затоа, очигледно е поправилно да се зборува за степенот на поларитет (јоничност) на хемиската врска.

Во серијата на водород халид $HF—HCl—HBr—HI—HAt$, степенот на поларитетот на врската се намалува, бидејќи разликата во вредностите на електронегативност на атомите на халоген и водород се намалува, а кај астатичниот водород врската станува речиси неполарна. $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2)$.

Различни видови врски можат да бидат содржани во истите супстанции, на пример:

1. во бази: помеѓу атомите на кислород и водород во хидроксо групите, врската е поларна ковалентна, а помеѓу металот и хидроксо групата е јонска;
2. во соли на киселини кои содржат кислород: помеѓу неметалниот атом и кислородот на киселинскиот остаток - ковалентен поларен, а помеѓу металот и киселинскиот остаток - јонски;
3. во соли на амониум, метиламониум и др.: помеѓу атоми на азот и водород - ковалентни поларни, и помеѓу јони на амониум или метиламониум и киселински остаток - јонски;
4. кај металните пероксиди (на пример, $Na_2O_2$) врската помеѓу атомите на кислород е ковалентна неполарна, а меѓу металот и кислородот е јонска итн.

Различни типови на врски може да преминат еден во друг:

- при електролитичка дисоцијација во вода на ковалентни соединенија, ковалентна поларна врска преминува во јонска;

- при испарувањето на металите металната врска се претвора во ковалентна неполарна итн.

Причината за единството на сите видови и видови хемиски врски е нивната идентична хемиска природа - електрон-нуклеарна интеракција. Формирањето на хемиска врска во секој случај е резултат на електрон-нуклеарна интеракција на атомите, придружена со ослободување на енергија.

Методи за формирање на ковалентна врска. Карактеристики на ковалентна врска: должина и енергија на врската

Ковалентната хемиска врска е врска што се јавува помеѓу атомите поради формирање на заеднички електронски парови.

Механизмот на формирање на таква врска може да биде размена и донатор-акцептор.

Јас. механизам за разменаделува кога атомите формираат заеднички електронски парови со комбинирање на неспарени електрони.

1) $H_2$ - водород:

Врската настанува поради формирањето на заеднички електронски пар од $s$-електрони на водородни атоми (се преклопуваат $s$-орбитали):

2) $HCl$ - водород хлорид:

Врската се јавува поради формирањето на заеднички електронски пар од електрони $s-$ и $p-$ (се преклопуваат $s-p-$орбитали):

3) $Cl_2$: во молекула на хлор, се формира ковалентна врска поради неспарените $p-$електрони (се преклопуваат $p-p-$орбитали):

4) $N_2$: три заеднички електронски парови се формираат помеѓу атомите во молекулата на азот:

II. Механизам донатор-акцепторДа го разгледаме формирањето на ковалентна врска користејќи го примерот на амониумскиот јон $NH_4^+$.

Донаторот има електронски пар, акцепторот има празна орбитала што овој пар може да ја окупира. Во амониумскиот јон, сите четири врски со атоми на водород се ковалентни: три беа формирани поради создавање на заеднички електронски парови од азотниот атом и атоми на водород со механизмот за размена, една - од механизмот донор-акцептор.

Ковалентните врски може да се класифицираат според начинот на преклопување на електронските орбитали, како и по нивното поместување кон еден од поврзаните атоми.

Хемиските врски настанати како резултат на преклопување на електронските орбитали долж линијата на врската се нарекуваат $σ$ -обврзници (сигма-обврзници). Сигма врската е многу силна.

Орбиталите $p-$ може да се преклопуваат во два региони, формирајќи ковалентна врска преку странично преклопување:

Хемиските врски настанати како резултат на „странично“ преклопување на електронските орбитали надвор од комуникациската линија, т.е. во два региони се нарекуваат $π$ -обврзници (пи-обврзници).

Од страна на степен на пристрасностзаеднички електронски парови на еден од атомите што ги поврзуваат, може да биде ковалентна врска поларнаИ неполарна.

Ковалентната хемиска врска формирана помеѓу атоми со иста електронегативност се нарекува неполарна.Електронските парови не се поместуваат на ниту еден од атомите, бидејќи атомите го имаат истиот ER - својство на повлекување на валентни електрони кон себе од други атоми. На пример:

тие. преку ковалентна неполарна врска се формираат молекули на едноставни неметални материи. Се нарекува ковалентна хемиска врска помеѓу атоми на елементи чија електронегативност се разликува поларна.

Должината и енергијата на ковалентна врска.

карактеристика својства на ковалентна врскае неговата должина и енергија. Должина на врскатае растојанието помеѓу јадрата на атомите. Хемиската врска е посилна колку е пократка нејзината должина. Сепак, мерката за јачината на врската е врзувачка енергија, што се одредува според количината на енергија потребна за раскинување на врската. Обично се мери во kJ/mol. Така, според експерименталните податоци, должината на врската на молекулите $H_2, Cl_2$ и $N_2$ се 0,074 $, 0,198 $ и 0,109 $ nm, соодветно, а енергиите на врзување се 436 $, 242 $ и $946 $ kJ/ mol, соодветно.

Јони. Јонска врска

Замислете дека се „сретнуваат“ два атома: метален атом од групата I и неметален атом од групата VII. На металниот атом има еден електрон во надворешното енергетско ниво, додека на неметалниот атом му недостига само еден електрон за да го заврши своето надворешно ниво.

Првиот атом лесно ќе му го предаде на вториот својот електрон, кој е далеку од јадрото и слабо врзан за него, а вториот ќе му даде слободно место на неговото надворешно електронско ниво.

Тогаш атом, лишен од едно од неговите негативни полнежи, ќе стане позитивно наелектризирана честичка, а втората ќе се претвори во негативно наелектризирана честичка поради примениот електрон. Таквите честички се нарекуваат јони.

Хемиската врска што се јавува помеѓу јоните се нарекува јонска.

Размислете за формирањето на оваа врска користејќи го добро познатото соединение на натриум хлорид (готварска сол) како пример:

Процесот на трансформација на атомите во јони е прикажан на дијаграмот:

Таквата трансформација на атомите во јони секогаш се случува за време на интеракцијата на атомите на типични метали и типични неметали.

Размислете за алгоритмот (низата) на расудување при снимање на формирање на јонска врска, на пример, помеѓу атомите на калциум и хлор:

Броевите што го покажуваат бројот на атоми или молекули се нарекуваат коефициенти, и се нарекуваат броевите што го покажуваат бројот на атоми или јони во молекулата индекси.

метална врска

Ајде да се запознаеме со тоа како атомите на металните елементи комуницираат едни со други. Металите обично не постојат во форма на изолирани атоми, туку во форма на парче, ингот или метален производ. Што ги држи металните атоми заедно?

Атомите на повеќето метали на надворешното ниво содржат бр голем бројелектрони - $ 1, 2, 3 $. Овие електрони лесно се одвојуваат, а атомите се претвораат во позитивни јони. Одвоените електрони се движат од еден до друг јон, врзувајќи ги во една целина. Поврзувајќи се со јони, овие електрони привремено формираат атоми, потоа повторно се прекинуваат и се комбинираат со друг јон итн. Следствено, во волуменот на металот, атомите континуирано се претвораат во јони и обратно.

Врската во металите помеѓу јоните со помош на социјализирани електрони се нарекува метална.

Сликата шематски ја прикажува структурата на фрагмент од натриум метал.

Во овој случај, мал број социјализирани електрони врзуваат голем број јони и атоми.

Металната врска има одредена сличност со ковалентната врска, бидејќи се заснова на споделување на надворешните електрони. Меѓутоа, во ковалентна врска, надворешните неспарени електрони на само два соседни атоми се социјализирани, додека во металната врска, сите атоми учествуваат во социјализацијата на овие електрони. Затоа кристалите со ковалентна врска се кршливи, додека оние со метална врска по правило се пластични, електрично спроводливи и имаат метален сјај.

Металната врска е карактеристична и за чистите метали и за мешавините на различни метали - легури кои се во цврста и течна состојба.

водородна врска

Хемиска врска помеѓу позитивно поларизирани водородни атоми на една молекула (или дел од неа) и негативно поларизирани атоми на силно електронегативни елементи кои имаат неподелени електронски парови ($F, O, N$ и поретко $S$ и $Cl$), друга молекулата (или нејзините делови) се нарекува водород.

Механизмот на формирање на водородна врска е делумно електростатички, делумно донатор-акцептор.

Примери на меѓумолекуларни водородни врски:

Во присуство на таква врска, дури и супстанциите со мала молекуларна тежина во нормални услови можат да бидат течности (алкохол, вода) или гасови кои лесно се втечнуваат (амонијак, водород флуорид).

Супстанциите со водородна врска имаат молекуларни кристални решетки.

Супстанции со молекуларна и немолекуларна структура. Вид на кристална решетка. Зависноста на својствата на супстанциите од нивниот состав и структура

Молекуларна и немолекуларна структура на супстанциите

Во хемиски интеракции не влегуваат поединечни атоми или молекули, туку супстанции. Супстанцијата во дадени услови може да биде во една од трите состојби на агрегација: цврста, течна или гасовита. Својствата на супстанцијата зависат и од природата на хемиската врска помеѓу честичките што ја формираат - молекули, атоми или јони. Според видот на врската, се разликуваат супстанции со молекуларна и немолекуларна структура.

Супстанциите составени од молекули се нарекуваат молекуларни супстанции. Врските меѓу молекулите во таквите супстанции се многу слаби, многу послаби отколку меѓу атомите во молекулата, а веќе на релативно ниски температури се кршат - супстанцијата се претвора во течност, а потоа во гас (јод сублимација). Точките на топење и вриење на супстанциите што се состојат од молекули се зголемуваат со зголемување на молекуларната тежина.

Молекуларните супстанции вклучуваат супстанции со атомска структура ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), меѓу нив има метали и неметали.

Размислете за физичките својства на алкалните метали. Релативно ниската јачина на врската помеѓу атомите предизвикува ниска механичка сила: алкалните метали се меки и лесно може да се исечат со нож.

Големите големини на атоми доведуваат до мала густина на алкалните метали: литиумот, натриумот и калиумот се дури и полесни од водата. Во групата на алкални метали точките на вриење и топење се намалуваат со зголемување на редниот број на елементот, бидејќи. големината на атомите се зголемува и врските слабеат.

На супстанции немолекуларнаструктури вклучуваат јонски соединенија. Повеќето соединенија на метали со неметали ја имаат оваа структура: сите соли ($NaCl, K_2SO_4$), некои хидриди ($LiH$) и оксиди ($CaO, MgO, FeO$), бази ($NaOH, KOH$). Јонските (немолекуларни) супстанции имаат високи точки на топење и вриење.

Кристални решетки

Супстанцијата, како што е познато, може да постои во три состојби на агрегација: гасовита, течна и цврста.

Цврсти материи: аморфни и кристални.

Размислете како карактеристиките на хемиските врски влијаат на својствата на цврстите материи. Цврстите материи се делат на кристаленИ аморфни.

Аморфните супстанции немаат јасна точка на топење - кога се загреваат, тие постепено омекнуваат и стануваат течни. Во аморфна состојба, на пример, се пластелин и разни смоли.

Кристалните супстанции се карактеризираат со правилен распоред на честичките од кои се составени: атоми, молекули и јони - на строго дефинирани точки во просторот. Кога овие точки се поврзани со прави линии, се формира просторна рамка, наречена кристална решетка. Точките во кои се наоѓаат кристалните честички се нарекуваат решетки јазли.

Во зависност од видот на честичките лоцирани на јазлите на кристалната решетка и природата на врската меѓу нив, се разликуваат четири типа на кристални решетки: јонски, атомски, молекуларниИ метал.

Јонски кристални решетки.

Јонскинаречени кристални решетки, во чии јазли има јони. Тие се формирани од супстанции со јонска врска, која може да ги врзе и едноставните јони $Na^(+), Cl^(-)$ и сложените $SO_4^(2−), OH^-$. Следствено, солите, некои оксиди и хидроксиди на метали имаат јонски кристални решетки. На пример, кристалот на натриум хлорид се состои од наизменични $Na^+$ позитивни јони и $Cl^-$ негативни јони, формирајќи решетка во облик на коцка. Врските меѓу јоните во таков кристал се многу стабилни. Затоа, супстанциите со јонска решетка се карактеризираат со релативно висока цврстина и цврстина, тие се огноотпорни и неиспарливи.

Атомски кристални решетки.

нуклеарнонаречени кристални решетки, во чии јазли има поединечни атоми. Во таквите решетки, атомите се меѓусебно поврзани со многу силни ковалентни врски. Пример за супстанции со овој тип на кристална решетка е дијамантот, една од алотропните модификации на јаглеродот.

Повеќето супстанции со атомска кристална решетка имаат многу високи точки на топење (на пример, за дијамант е над 3500°C$), тие се силни и тврди, практично нерастворливи.

Молекуларни кристални решетки.

Молекуларнанаречени кристални решетки, на чиишто јазли се наоѓаат молекули. Хемиските врски во овие молекули можат да бидат или поларни ($HCl, H_2O$) или неполарни ($N_2, O_2$). И покрај фактот дека атомите во молекулите се врзани со многу силни ковалентни врски, постојат слаби сили на меѓумолекуларно привлекување помеѓу самите молекули. Затоа, супстанциите со молекуларни кристални решетки имаат мала цврстина, ниски точки на топење и се испарливи. Повеќето цврсти органски соединенија имаат молекуларни кристални решетки (нафтален, гликоза, шеќер).

Метални кристални решетки.

Супстанциите со метална врска имаат метални кристални решетки. На јазлите на таквите решетки има атоми и јони (или атоми или јони, во кои металните атоми лесно се претвораат, давајќи ги нивните надворешни електрони „за општа употреба“). Таквата внатрешна структура на металите ги одредува нивните карактеристични физички својства: податливост, пластичност, електрична и топлинска спроводливост и карактеристичен метален сјај.

Најмалата честичка на супстанцијата е молекула формирана како резултат на интеракцијата на атомите меѓу кои има хемиски врски или хемиска врска. Доктрината за хемиската врска е основа на теоретската хемија. Хемиска врска се јавува кога два (понекогаш и повеќе) атоми комуницираат. Формирањето врска се јавува со ослободување на енергија.

Хемиска врска е интеракција која ги врзува поединечните атоми во молекули, јони, кристали.

Хемиското поврзување е инхерентно едно: тоа е од електростатско потекло. Но, во различни хемиски соединенија, хемиската врска е од различни видови; Најважните видови хемиски врски се ковалентни (неполарни, поларни), јонски и метални. Сорти на овие типови врски се донорски-акцептор, водород, итн. Метална врска се јавува помеѓу металните атоми.

Хемиската врска што се изведува со формирање на заеднички, или заеднички, пар или неколку пара електрони се нарекува ковалентна. Во формирањето на еден заеднички пар електрони, секој атом придонесува по еден електрон, т.е. учествува „во еднакви акции“ (Луис, 1916). Подолу се дадени шеми за формирање на хемиски врски во молекулите H2, F2, NH3 и CH4. Електроните кои припаѓаат на различни атоми се означени со различни симболи.

Како резултат на формирањето на хемиски врски, секој од атомите во молекулата има стабилна конфигурација од два и осум електрони.

Кога ќе се појави ковалентна врска, електронските облаци на атомите се преклопуваат со формирање на молекуларен електронски облак, придружен со зголемување на енергијата. Молекуларниот електронски облак се наоѓа помеѓу центрите на двете јадра и има зголемена густина на електрони во споредба со густината на атомскиот електронски облак.

Имплементацијата на ковалентна врска е можна само во случај на антипаралелни спинови на неспарени електрони кои припаѓаат на различни атоми. Со паралелни спинови на електрони, атомите не привлекуваат, туку одбиваат: ковалентна врска не се јавува. Методот на опишување на хемиска врска, чие формирање е поврзано со заеднички електронски пар, се нарекува метод на валентни врски (MVS).

Основи на ЦЕЛ

Ковалентната хемиска врска е формирана од два електрони со спротивно насочени спинови, а овој електронски пар припаѓа на два атома.

Колку е посилна ковалентната врска, толку повеќе се преклопуваат електронските облаци во интеракција.

Кога се пишуваат структурни формули, електронските парови што ја предизвикуваат врската често се прикажуваат како цртички (наместо точки што ги претставуваат социјализираните електрони).

Енергетската карактеристика на хемиската врска е важна. Кога се формира хемиска врска, вкупната енергија на системот (молекулата) е помала од енергијата составни делови(атомите), т.е. EAB<ЕА+ЕB.

Валентноста е својство на атом од хемиски елемент да прикачи или замени одреден број атоми на друг елемент. Од оваа гледна точка, валентноста на атомот е најлесно да се одреди според бројот на водородни атоми кои формираат хемиски врски со него или според бројот на атоми на водород што се заменуваат со атом на овој елемент.

Со развојот на квантните механички концепти на атомот, валентноста почна да се одредува според бројот на неспарени електрони вклучени во формирањето на хемиски врски. Покрај неспарените електрони, валентноста на атомот зависи и од бројот на празни и целосно пополнети орбитали на валентниот електронски слој.

Енергијата на врзување е енергијата што се ослободува кога молекулата се формира од атомите. Енергијата на врзување обично се изразува во kJ/mol (или kcal/mol). Ова е една од најважните карактеристики на хемиската врска. Систем кој содржи помалку енергија е постабилен. Познато е, на пример, дека атомите на водород имаат тенденција да се комбинираат во молекула. Ова значи дека системот кој се состои од молекули H2 содржи помалку енергија од систем кој се состои од ист број на атоми H, но не се комбинираат во молекули.

Ориз. 2.1 Зависност на потенцијалната енергија Е на систем од два атоми на водород од меѓунуклеарното растојание r: 1 - при формирање на хемиска врска; 2 - без негово формирање.

Слика 2.1 покажува енергетска крива карактеристична за интерактивни атоми на водород. Приближувањето на атомите е придружено со ослободување на енергија, која ќе биде поголема, толку повеќе се преклопуваат електронските облаци. Меѓутоа, во нормални услови, поради Кулоновата одбивност, невозможно е да се постигне фузија на јадрата на два атома. Тоа значи дека на одредено растојание, наместо да привлекуваат атоми, тие ќе се одбијат. Така, растојанието помеѓу атомите r0, што одговара на минимумот на енергетската крива, ќе одговара на должината на хемиската врска (крива 1). Ако спиновите на електроните на атомите на водород кои содејствуваат се исти, тогаш тие ќе се одбијат (крива 2). Енергијата на врзување за различни атоми варира во рамките на 170-420 kJ/mol (40-100 kcal/mol).

Процесот на транзиција на електрон на повисоко енергетско потниво или ниво (т.е. процесот на возбудување или распаѓање, што беше споменато претходно) бара трошење на енергија. Кога се формира хемиска врска, се ослободува енергија. За да биде хемиската врска стабилна, потребно е зголемувањето на енергијата на атомот поради возбудување да биде помало од енергијата на формираната хемиска врска. Со други зборови, неопходно е енергијата потрошена за возбудување на атомите да се компензира со ослободување на енергија поради формирање на врска.

Хемиската врска, покрај енергијата на врската, се карактеризира и со должина, мноштво и поларитет. За молекула која се состои од повеќе од два атома, аглите помеѓу врските и поларитетот на молекулата како целина се значајни.

Множеството на врската се одредува според бројот на електронски парови кои врзуваат два атома. Значи, во етанот, H3C–CH3, врската помеѓу атомите на јаглерод е единечна, во етилен, H2C=CH2, таа е двојна, а во ацетилен, HCºCH, таа е тројна. Како што се зголемува мноштвото на врската, енергијата на врзувањето се зголемува: енергијата на врската C–C е 339 kJ/mol, C=C - 611 kJ/mol и CºC - 833 kJ/mol.

Хемиската врска помеѓу атомите се должи на преклопувањето на електронските облаци. Ако преклопувањето се случи по линијата што ги поврзува јадрата на атомите, тогаш таквата врска се нарекува сигма врска (σ врска). Може да се формира од два s-електрони, s- и p-електрони, два px-електрони, s и d електрони (на пример):

Хемиската врска спроведена од еден електронски пар се нарекува единечна врска. Единечна врска е секогаш σ-врска. Орбиталите од типот s можат да формираат само σ врски.

Врската на два атома може да биде извршена од повеќе од еден пар електрони. Таквата врска се нарекува повеќекратна. Пример за формирање на повеќекратна врска е молекулата на азот. Во молекулата на азот, орбиталите px формираат една σ врска. Кога се формира врска од pz орбитали, се појавуваат два региони
преклопувања - над и под х-оската:

Таквата врска се нарекува пи-врска (π-врска). Појавата на π-врска помеѓу два атома се случува само кога тие се веќе поврзани со σ-врска. Втората π-врска во молекулата на азот е формирана од py-орбиталите на атомите. Кога се формираат π-врски, електронските облаци се преклопуваат помалку отколку во случајот со σ-врски. Како резултат на тоа, π врските обично се помалку силни од σ врските формирани од истите атомски орбитали.

p-орбиталите можат да формираат и σ- и π-врски; во повеќе врски, една од нив е нужно σ-врска: .

Така, во молекула на азот, од три врски, една е σ-врска, а две се π-врски.

Должината на врската е растојанието помеѓу јадрата на врзаните атоми. Должините на врските во различни соединенија се десетини од нанометарот. Како што се зголемува мноштвото, должините на врската се намалуваат: должината на врските N–N, N=N и NºN се 0,145; 0,125 и 0,109 nm (10-9 m), а должината на врската C-C, C=C и CºC се, соодветно, 0,154; 0,134 и 0,120 nm.

Помеѓу различни атоми, може да се појави чиста ковалентна врска ако електронегативноста (EO)1 на атомите е иста. Овие молекули се електрично симетрични, т.е. „Центрите на гравитација“ на позитивните полнежи на јадрата и негативните полнежи на електроните се совпаѓаат во една точка, затоа се нарекуваат неполарни.

Ако поврзувачките атоми имаат различни EC, тогаш електронскиот облак лоциран меѓу нив се поместува од симетрична положба поблиску до атомот со повисок EC:

Поместувањето на електронскиот облак се нарекува поларизација. Како резултат на еднострана поларизација, центрите на гравитација на позитивни и негативни полнежи во молекулата не се совпаѓаат во една точка, меѓу нив се појавува одредено растојание (l). Таквите молекули се нарекуваат поларни или диполи, а врската помеѓу атомите во нив се нарекува поларна.

Поларна врска е еден вид ковалентна врска која претрпе мала еднострана поларизација. Растојанието помеѓу „тежиштето“ на позитивни и негативни полнежи во молекулата се нарекува должина на дипол. Природно, колку е поголема поларизацијата, толку е поголема должината на диполот и поголем поларитетот на молекулите. За да се процени поларитетот на молекулите, обично се користи постојан диполен момент (Mp), кој е производ на елементарното електрично полнење (е) и должината на диполот (l), т.е. .

Диполните моменти се мерат во debyes D (D \u003d 10-18 el. st. единици × cm, бидејќи елементарното полнење е 4,810-10 el. st. единици, а должината на диполот е во просек еднаква на растојанието помеѓу две атомски јадра, т.е. 10-8 cm) или кулометри (C × m) (1 D = 3,33 10-30 C × m) (електронско полнење 1,6 10-19 C помножено со растојанието помеѓу полнењата, на пример, 0,1 nm, тогаш Mp = 1,6 10-19 × 1 × 10-10 = 1,6 10-29 C m). Постојаните диполни моменти на молекулите имаат вредности од нула до 10 Д.

За неполарни молекули, l = 0 и Mp = 0, т.е. немаат диполен момент. За поларни молекули, Mp> 0 и достигнува вредности од 3,5 - 4,0 Д.

Со многу голема разлика во EC, атомите имаат јасна еднострана поларизација: електронскиот облак на врската се поместува колку што е можно повеќе кон атомот со највисок EC, атомите преминуваат во спротивно наелектризирани јони и се појавува јонска молекула:

Ковалентната врска станува јонска. Електричната асиметрија на молекулите се зголемува, должината на диполот се зголемува, диполниот момент се зголемува на 10 D.

Вкупниот диполен момент на сложената молекула може да се смета за еднаков на векторскиот збир на диполните моменти на поединечните врски. Диполниот момент обично се смета дека е насочен од позитивниот крај на диполот кон негативниот.

Поларитетот на врската може да се предвиди користејќи го релативниот ЕО на атомите. Колку е поголема разликата во релативниот ЕО на атомите, толку посилен се изразува поларитетот: DEO = 0 - неполарна ковалентна врска; DEO \u003d 0 - 2 - поларна ковалентна врска; DEO \u003d 2 - јонска врска. Поправилно е да се зборува за степенот на јоничност на врската, бидејќи врските не се 100% јонски. Дури и во соединението CsF, врската е само 89% јонска.

Хемиската врска што се јавува поради пренос на електрони од атом во атом се нарекува јонска, а соодветните молекули на хемиски соединенија се нарекуваат јонски. Јонските соединенија во цврста состојба се карактеризираат со јонска кристална решетка. Во стопена и растворена состојба, тие спроведуваат електрицитет, имаат висока точка на топење и вриење и значителен диполен момент.

Ако ги земеме предвид соединенијата на елементите од кој било период со истиот елемент, тогаш додека се движиме од почетокот до крајот на периодот, претежно јонската природа на врската се заменува со ковалентна. На пример, во период 2 флуориди LiF, BeF2, CF4, NF3, OF2, F2, степенот на јоност на врската од литиум флуорид постепено слабее и се заменува со типично ковалентна врска во молекулата на флуор.

Така, природата на хемиската врска е иста: не постои фундаментална разлика во механизмот на формирање на ковалентни поларни и јонски врски. Овие типови врски се разликуваат само по степенот на поларизација на електронскиот облак на молекулата. Добиените молекули се разликуваат по должината на диполите и постојаните диполни моменти. Во хемијата, вредноста на диполниот момент е многу голема. Како по правило, колку е поголем моментот на дипол, толку е поголема реактивноста на молекулите.

Механизми на формирање на хемиска врска

Во методот на валентни врски, се разликуваат механизми за размена и доно-акцептор на формирање на хемиска врска.

механизам за размена. Механизмот за размена за формирање на хемиска врска вклучува случаи кога еден електрон е вклучен во формирањето на електронски пар од секој атом.

Во молекулите H2, Li2, Na2, врските се формираат поради неспарени s-електрони на атомите. Во молекулите F2 и Cl2, поради неспарените p-електрони. Во молекулите на HF и HCl, врските се формираат од s-електрони на водород и p-електрони на халогени.

Карактеристика на формирањето на соединенија со механизмот за размена е заситеноста, што покажува дека атомот не формира никакви, туку ограничен број врски. Нивниот број, особено, зависи од бројот на неспарени валентни електрони.

Од квантните клетки N и H, може да се види дека азотниот атом има 3

неспарен електрон, и атом на водород - еден. Принципот на заситеност покажува дека стабилното соединение мора да биде NH3, а не NH2, NH или NH4. Сепак, постојат молекули кои содржат непарен број електрони, како што се NO, NO2, ClO2. Сите од нив се карактеризираат со зголемена реактивност.

Во одредени фази хемиски реакцииМоже да се формираат и валентни незаситени групи, кои се нарекуваат радикали, на пример, H, NH2, O, CH3. Реактивноста на радикалите е многу висока и затоа нивниот животен век е обично краток.

Механизам донатор-акцептор

Познато е дека валентно заситените соединенија амонијак NH3 и бор трифлуорид BF3 реагираат едни со други според реакцијата

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

Размислете за механизмот на оваа реакција:

Може да се види дека од четирите борни орбитали, три се зафатени, а една останува празна. Во молекулата на амонијак, сите четири азотни орбитали се населени, три од нив се азотни и водородни електрони со механизмот за размена, а едната содржи електронски пар, чиишто електрони припаѓаат на азот. Таквиот електронски пар се нарекува осамен електронски пар. Формирањето на соединението H3N · BF3 се случува поради фактот што незаподелениот електронски пар на амонијак ја зафаќа празната орбитала на бор флуорид. Во овој случај, потенцијалната енергија на системот се намалува и се ослободува еквивалентна количина на енергија. Таквиот механизам за формирање се нарекува донатор-акцептор, донатор е атом кој го донира својот електронски пар за да формира врска (во овој случајатом на азот); а атом кој со обезбедување празна орбитала прифаќа електронски пар се нарекува акцептор (во овој случај, атом на бор). Врската донатор-акцептор е еден вид ковалентна врска.

Во соединението H3N · BF3, азотот и борот се четиривалентни. Атомот на азот ја зголемува својата валентност од 3 на 4 како резултат на користење на осамен електронски пар за да формира дополнителна хемиска врска. Атомот на бор ја зголемува својата валентност поради присуството на слободна орбитала во неговото валентно електронско ниво. Така, валентноста на елементите се одредува не само од бројот на неспарени електрони, туку и од присуството на несподелени електронски парови и слободни орбитали на валентно електронско ниво.

Поедноставен случај на формирање на хемиска врска од механизмот донор-акцептор е реакцијата на амонијак со водороден јон:

. Улогата на акцепторот на електронскиот пар ја игра празната орбитала на водородниот јон. Во амониумскиот јон NH4+, азотниот атом е четиривалентен.

Ориентација на врски и хибридизација на атомски орбитали

Важна карактеристика на молекулата која се состои од повеќе од два атома е нејзината геометриска конфигурација. Тоа е дефинирано меѓусебно уредувањеатомски орбитали вклучени во формирањето на хемиски врски.

Преклопувањето на електронските облаци е можно само со одредена меѓусебна ориентација на електронските облаци; во овој случај, регионот на преклопување се наоѓа во одредена насока во однос на атомите кои содејствуваат.

Кога се формира јонска врска, електричното поле на јонот има сферична симетрија и затоа јонската врска нема насоченост и заситеност.

к.ч. = 6 k.h. = 6

Аголот помеѓу врските во молекулата на водата е 104,5°. Неговата вредност може да се објасни врз основа на квантно механички концепти. Електронска шема на атом на кислород 2s22p4. Две неспарени p-орбитали се наоѓаат под агол од 90o една до друга - максималното преклопување на електронски облаци на s-орбитали на атоми на водород со p-орбитали на атом на кислород ќе биде ако врските се наоѓаат под агол од 90o. Во молекулата на водата, врската O-H е поларна. На атомот на водород, ефективниот позитивен полнеж е δ+, на атомот на кислород - δ-. Затоа, зголемувањето на аголот помеѓу врските до 104,5° се објаснува со одбивањето на ефективни позитивни полнежи на атомите на водород, како и на електронските облаци.

Електронегативноста на сулфурот е многу помала од ЕО на кислородот. Затоа, поларитетот на врската H-S во H2S е помал од поларитетот на врската H-O во H2O, а должината на врската H-S (0,133 nm) е поголема од онаа на H-O (0,56 nm ) и аголот меѓу врските се приближува до права линија. За H2S е 92o, а за H2Se е 91o.

Од истите причини, молекулата на амонијак има пирамидална структура и аголот помеѓу H–N–H валентните врски е поголем од правата (107,3o). При премин од NH3 на PH3, AsH3 и SbH3, аглите помеѓу врските се соодветно 93,3o; 91,8o и 91,3o.

Хибридизација на атомски орбитали

Возбудениот атом на берилиум има конфигурација 2s12p1, возбудениот атом на бор има конфигурација 2s12p2, а возбудениот јаглероден атом има конфигурација 2s12p3. Затоа, можеме да претпоставиме дека не исти, туку различни атомски орбитали можат да учествуваат во формирањето на хемиски врски. На пример, во такви соединенија како BeCl2, BeCl3, CCl4, врските треба да бидат нееднакви по сила и насока, а σ-врските од p-орбиталите треба да бидат посилни од врските од s-орбиталите, бидејќи за p-орбитали има поповолни услови за преклопување. Сепак, искуството покажува дека во молекулите кои содржат централни атоми со различни валентни орбитали (s, p, d), сите врски се еквивалентни. Објаснувањето за ова го дадоа Слејтер и Полинг. Тие дојдоа до заклучок дека различни орбитали, не многу различни по енергија, формираат соодветен број на хибридни орбитали. Хибридните (мешани) орбитали се формираат од различни атомски орбитали. Бројот на хибридни орбитали е еднаков на бројот на атомски орбитали вклучени во хибридизацијата. Хибридните орбитали се исти по обликот на електронскиот облак и по енергијата. Во споредба со атомските орбитали, тие се повеќе издолжени во насока на формирање на хемиски врски и затоа предизвикуваат подобро преклопување на електронските облаци.

Хибридизацијата на атомските орбитали бара енергија, така што хибридните орбитали во изолиран атом се нестабилни и имаат тенденција да се претворат во чисти АО. Кога се формираат хемиски врски, хибридните орбитали се стабилизираат. Поради посилните врски што ги формираат хибридните орбитали, повеќе енергија се ослободува од системот и затоа системот станува постабилен.

sp хибридизација се јавува, на пример, при формирање на Be, Zn, Co и Hg (II) халиди. Во валентната состојба, сите метални халиди содржат s и p-неспарени електрони на соодветното енергетско ниво. Кога се формира молекула, една s- и една p-орбитала формираат две хибридни sp-орбитали под агол од 180o.

Експерименталните податоци покажуваат дека сите Be, Zn, Cd и Hg(II) халиди се линеарни и двете врски се со иста должина.

sp2 хибридизација. Како резултат на хибридизација на една s-орбитала и две p-орбитали, се формираат три хибридни sp2-орбитали, лоцирани во иста рамнина под агол од 120o една до друга.

sp3 хибридизацијата е карактеристична за јаглеродните соединенија. Како резултат на хибридизација на една s-орбитала и три p-орбитали, се формираат четири хибридни sp3-орбитали, насочени кон темињата на тетраедарот со агол помеѓу орбиталите од 109,5o.

Хибридизацијата се манифестира во целосна еквивалентност на врските на јаглеродниот атом со другите атоми во соединенијата, на пример, во CH4, CCl4, C(CH3)4 итн.

Хибридизацијата може да вклучува не само s- и p-, туку и d- и f-орбитали.

Со sp3d2 хибридизација се формираат 6 еквивалентни облаци. Тоа е забележано во соединенија како што се,.

Идеите за хибридизација овозможуваат да се разберат такви карактеристики на структурата на молекулите што не можат да се објаснат на друг начин.

Хибридизацијата на атомските орбитали (АО) доведува до поместување на електронскиот облак во насока на формирање на врска со други атоми. Како резултат на тоа, преклопувачките региони на хибридните орбитали излегуваат дека се поголеми отколку за чистите орбитали, а јачината на врската се зголемува.

Поларизираност и поларизирачки ефект на јони и молекули

Во електрично поле се деформира јон или молекула, т.е. во нив има релативно поместување на јадрата и електроните. Оваа деформабилност на јоните и молекулите се нарекува поларизација. Бидејќи електроните од надворешниот слој се најмалку силно врзани во атомот, тие на прво место доживуваат поместување.

Поларизираноста на анјоните, по правило, е многу повисока од онаа на катјоните.

Со истата структура на електронските обвивки, поларизацијата на јонот се намалува како што се зголемува позитивниот полнеж, на пример, во серијата:

За јони на електронски аналози, поларизацијата се зголемува со зголемување на бројот на електронски слоеви, на пример: или .

Поларизираноста на молекулите се определува со поларизираноста на нивните составни атоми, геометриската конфигурација, бројот и мноштвото на врските итн. Заклучокот за релативната поларизација е можен само за слично конструирани молекули кои се разликуваат за еден атом. Во овој случај, разликата во поларизираноста на молекулите може да се процени според разликата во поларизираноста на атомите.

Електричното поле може да се создаде и од наелектризирана електрода и од јон. Така, самиот јон може да изврши поларизирачки ефект (поларизација) на други јони или молекули. Поларизирачкиот ефект на јонот се зголемува со зголемување на неговиот полнеж и намалување на неговиот радиус.

Поларизирачкиот ефект на анјоните е, по правило, многу помал од оној на катјоните. Ова се должи на големата големина на анјоните во споредба со катјоните.

Молекулите имаат поларизирачки ефект ако се поларни; колку е поголем ефектот на поларизација, толку е поголем диполскиот момент на молекулата.

Моќта на поларизација се зголемува во серијата, бидејќи радиусите се зголемуваат и електричното поле создадено од јонот се намалува.

водородна врска

Водородната врска е посебен вид хемиска врска. Познато е дека водородните соединенија со силно електронегативни неметали, како што се F, O, N, имаат ненормално високи точки на вриење. Ако во серијата Н2Тe – H2Se – H2S точката на вриење природно се намалува, тогаш при преминот од H2S во Н2О доаѓа до остар скок до зголемување на оваа температура. Истата слика е забележана и во серијата хидрохалични киселини. Ова укажува на присуство на специфична интеракција помеѓу молекулите на H2O и молекулите на HF. Таквата интеракција треба да го попречи одвојувањето на молекулите една од друга, т.е. намалување на нивната испарливост, и, следствено, зголемување на точката на вриење на соодветните супстанции. Поради големата разлика во ER, хемиските врски H–F, H–O и H–N се многу поларизирани. Според тоа, атомот на водород има позитивен ефективен полнеж (δ+), а атомите F, O и N имаат вишок на густина на електрони и тие се негативно наелектризирани (d-). Поради Кулоновата привлечност, позитивно наелектризираниот водороден атом на една молекула комуницира со електронегативен атом на друга молекула. Поради ова, молекулите се привлекуваат едни кон други (задебелените точки укажуваат на водородни врски).

Водородна врска е таква врска која е формирана од водороден атом кој е дел од една од двете поврзани честички (молекули или јони). Енергијата на водородната врска (21–29 kJ/mol или 5–7 kcal/mol) е приближно 10 пати помала од енергијата на обична хемиска врска. Сепак, водородната врска предизвикува постоење на димерни молекули (Н2О)2, (HF)2 и мравја киселина во парови.

Во низа комбинации на атоми HF, HO, HN, HCl, HS, енергијата на водородната врска се намалува. Таа, исто така се намалува со зголемување на температурата, така што супстанциите во состојба на пареа покажуваат водородна врска само во мала мера; карактеристично е за супстанциите во течна и цврста состојба. Супстанциите како што се вода, мраз, течен амонијак, органски киселини, алкохоли и феноли се поврзани во димери, тримери и полимери. Во течна состојба, димерите се најстабилни.

Интермолекуларни интеракции

Претходно беа разгледани врските кои предизвикуваат формирање на молекули од атомите. Меѓутоа, меѓу молекулите постојат и интеракции. Тоа е причина за кондензација на гасовите и нивна трансформација во течни и цврсти тела. Првата формулација на силите на меѓумолекуларната интеракција била дадена во 1871 година од Ван дер Валс. Затоа, тие се нарекуваат сили на ван дер Валс. Силите на меѓумолекуларната интеракција може да се поделат на ориентација, индукција и дисперзија.

Поларните молекули поради електростатската интеракција на спротивните краеви на диполите се ориентирани со просторот така што негативните краеви на диполите на некои молекули се свртени кон позитивни

краеви на диполи на други молекули (ориентациона интермолекуларна интеракција).

Енергијата на таквата интеракција се одредува со електростатско привлекување на два дипола. Колку е поголем диполот, толку е посилна интермолекуларната привлечност (H2O, HCl).

Термичкото движење на молекулите ја спречува меѓусебната ориентација на молекулите, затоа, со зголемување на температурата, ефектот на ориентација слабее. Индуктивната интеракција е забележана и кај супстанциите со поларни молекули, но обично е многу послаба од ориентациската.

Поларна молекула може да го зголеми поларитетот на соседната молекула. Со други зборови, под влијание на диполот на една молекула, диполот на друга молекула може да се зголеми, а неполарна молекула може да стане поларна:

б

Диполниот момент кој се појавува како резултат на поларизација од друга молекула или јон се нарекува индуциран диполен момент, а самиот феномен се нарекува индукција. Така, ориентациската интеракција мора секогаш да биде надредена со индуктивната интеракција на молекулите.

Во случај на неполарни молекули (на пример, H2, N2 или атоми на благороден гас), нема ориентациона и индуктивна интеракција. Сепак, познато е дека водородот, азот и благородните гасови се согоруваат. За да ги објасни овие факти, Лондон го воведе концептот на дисперзиони сили на интермолекуларната интеракција. Овие сили комуницираат помеѓу кои било атоми и молекули, без оглед на нивната структура. Тие се предизвикани од моментални диполни моменти кои се појавуваат заедно во голема група атоми:

Во секој даден момент во времето, насоката на диполите може да биде различна. Сепак, нивното координирано појавување обезбедува слаби сили на интеракција што доведува до формирање на течни и цврсти тела. Особено, предизвикува премин на благородни гасови на ниски температури во течна состојба.

Така, најмалата компонента меѓу силите што дејствуваат помеѓу молекулите е дисперзивната интеракција. Помеѓу молекулите со низок поларитет или без поларитет (CH4, H2, HI), дејствувачките сили се главно дисперзивни. Колку е поголем внатрешниот диполен момент на молекулите, толку се поголеми ориентационите сили на интеракција меѓу нив.

Во низа супстанции од ист тип, дисперзивната интеракција се зголемува со зголемување на големината на атомите што ги сочинуваат молекулите на овие супстанции. На пример, во HCl, силите на дисперзија сочинуваат 81% од вкупната интермолекуларна интеракција, за HBr оваа вредност е 95%, а за HI е 99,5%.

Опис на хемиската врска во методот на молекуларна орбитала (MO).

Методот VS е широко користен од хемичарите. Во рамките на овој метод, се смета дека голема и сложена молекула се состои од посебни двоцентрични и двоелектронски врски. Се претпоставува дека електроните кои ја предизвикуваат хемиската врска се локализирани (лоцирани) помеѓу два атома. Методот VS може успешно да се примени на повеќето молекули. Сепак, постојат голем број на молекули за кои овој метод не е применлив или неговите заклучоци се во спротивност со експериментот.

Утврдено е дека во голем број случаи одлучувачката улога во формирањето на хемиската врска ја играат не електронски парови, туку поединечни електрони. Можноста за хемиско поврзување со еден електрон е наведено со постоење на јон. Кога овој јон се формира од атом на водород и водороден јон, се ослободува енергија од 255 kJ (61 kcal). Така, хемиската врска во јонот е доста силна.

Ако се обидеме да опишеме хемиска врска во молекула на кислород користејќи го методот VS, ќе дојдеме до заклучок дека, прво, таа мора да биде двојна (σ- и p-врски), и второ, сите електрони во молекулата на кислородот мора да да биде спарен, т.е., .т.е. молекулата на О2 мора да биде дијамагнетна. [Кај дијамагнетните супстанции, атомите немаат постојан магнетен момент и супстанцијата се истиснува од магнетното поле. Парамагнетна супстанција е онаа чии атоми или молекули имаат магнетен момент и има својство да се вовлекува во магнетно поле]. Експерименталните податоци покажуваат дека енергијата на врската во молекулата на кислородот е навистина двојно, но молекулата не е дијамагнетна, туку парамагнетна. Има два неспарени електрони. Методот VS е немоќен да го објасни овој факт.

Методот на молекуларни орбитали (MO) во моментов се смета за најдобар метод за квантно механичко толкување на хемиска врска. Сепак, тој е многу покомплициран од методот VS и не е толку јасен како вториот.

Методот MO ги смета сите електрони на молекулата дека се во молекуларни орбитали. Во молекулата, електрон се наоѓа на одреден MO, опишан со соодветната бранова функција ψ.

MO типови. Кога електрон од еден атом, кога се приближува, паѓа во сферата на дејство на друг атом, природата на движењето и, следствено, брановата функција на електронот се менува. Во добиената молекула, брановите функции или орбиталите на електроните се непознати. Постојат неколку начини да се одреди типот на MO од познатите AR. Најчесто, MO се добива со линеарна комбинација на атомски орбитали (LCAO). Принципот на Паули, Хундовото правило, принципот на најмала енергија важат и за методот MO.

Ориз. 2.2 Формирање на сврзувачки и олабавувачки молекуларни орбитали од атомски орбитали.

Во наједноставната графичка форма, MO, како и LCAO, може да се добие со додавање или одземање на бранови функции. Слика 2.2 го прикажува формирањето на врзување и олабавување MO од оригиналниот AO.

AOs можат да формираат MO ако енергиите на соодветните AO се блиски по големина и AO имаат иста симетрија околу оската на врската.

Брановите функции, или орбитали, на водород 1 може да дадат две линеарни комбинации - едната кога се додава, другата кога се одзема (сл. 2.2).

Кога ќе се додадат брановите функции, тогаш во преклопувачкиот регион густината на електронскиот облак пропорционална на ψ2 станува поголема, се создава вишок негативен полнеж помеѓу јадрата на атомите, а јадрата на атомите се привлекуваат кон него. MO, добиен со додавање на брановите функции на атомите на водород, се нарекува врзување.

Ако се одземат брановите функции, тогаш во регионот помеѓу јадрата на атомите, густината на електронскиот облак станува еднаква на нула, електронскиот облак се „истурка“ од регионот лоциран помеѓу атомите. Добиениот MO не може да ги поврзе атомите и се нарекува олабавување MO.

Бидејќи водородните s-орбитали формираат само σ-врска, добиените MO се означени ως σcv и σr. MO формирана од 1s-атомски орбитали се означени σcv1s и σρ1s.

При поврзувањето MO, потенцијалната (и вкупната) енергија на електроните се покажува како помала отколку кај AO, додека при олабавување MO е поголема. Во апсолутна вредност, зголемувањето на енергијата на електроните во антиврзувачките орбитали е нешто поголемо од намалувањето на енергијата во сврзувачките орбитали. Електронот лоциран во сврзувачките орбитали обезбедува врска помеѓу атомите, стабилизирајќи ја молекулата, а електрон во орбиталата што олабавува ја дестабилизира молекулата, т.е. врската меѓу атомите слабее. Erasr. > Есв.

MO се формираат и од 2p орбитали со иста симетрија: сврзувачки и антиврзувачки σ орбитали од 2p орбитали лоцирани долж оската x. Тие се означени ως σcv2r и σr2r. Врзувачките и антиврзувачките p орбитали се формираат од орбиталите 2pz. Тие се означени соодветно πsv2rz, πp2pz. Слично, се формираат πsv2py и πρ2py орбитали.

Пополнување MO. Пополнувањето на MO со електрони се случува по редослед на зголемување на енергијата на орбиталите. Ако MOs имаат иста енергија (πb- или pr-орбитали), тогаш полнењето се случува според правилото на Хунд, така што моментот на центрифугирање на молекулата е најголем. Секој MO, како атомски MO, може да собере два електрони. Како што е наведено, магнетните својства на атомите или молекулите зависат од присуството на неспарени електрони: ако молекулата има неспарени електрони, тогаш таа е парамагнетна, ако не, таа е дијамагнетна.

Да разгледаме еден јон.

Од дијаграмот може да се види дека единствениот електрон се наоѓа долж σcv - MO. Се формира стабилно соединение со енергија на врзување од 255 kJ/mol, должина на врската од 0,106 nm. Молекуларниот јон е парамагнетен. Ако прифатиме дека множеството на врската, како во методот VS, се одредува со бројот на електронски парови, тогаш множеството на врската во е еднакво на ½. Процесот на образование може да се напише на следниов начин:

Оваа нотација значи дека има еден електрон по MO формиран од 1s AO.

Обичната молекула на водород веќе содржи два електрони со спротивни спинови во орбиталата σcv1s: . Енергијата на врската во H2 е поголема од - 435 kJ/mol, а должината на врската (0,074 nm) е пократка. Молекулата H2 има единечна врска, молекулата е дијамагнетна.

Ориз. 2.3. Енергетски дијаграм на AO и MO во систем од два атоми на водород.

Молекуларниот јон (+He+ ® He+2[(sc1s)2(sp1s)1]) веќе има еден електрон во орбиталата σ 1s. Енергијата на врската во - 238 kJ / mol (во споредба со H2 е намалена), а должината на врската (0,108 us) е зголемена. Множеството на врската е ½ (множеството на врската е еднакво на половина од разликата во бројот на електрони во сврзувачките и олабавувачките орбитали).

Хипотетичката молекула He2 би имала два електрони во орбиталата σc1s и два електрони во орбиталата σp1s. Бидејќи еден електрон во орбиталата против сврзување го поништува врзувачкото дејство на електронот во сврзувачката орбитала, молекулата He2 не може да постои. Методот VS води до истиот заклучок.

Редоследот по кој MO се полни со електрони за време на формирањето на молекулите по елементи од периодот II е прикажан подолу. Во согласност со шемите, молекулите B2 и O2 се парамагнетни, а молекулата Be2 не може да постои.

Формирањето на молекули од атоми на елементи од II период може да се запише на следниов начин (К - внатрешни електронски слоеви):

Физички својства на молекулите и ММО

Потврдено е постоењето на врзувачки и олабавувачки MO физички својствамолекули. Методот MO овозможува да се предвиди дека ако за време на формирањето на молекулата од атомите, електроните во молекулата паднат во сврзувачки орбитали, тогаш потенцијалите на јонизација на молекулите мора да бидат поголеми од потенцијалите на јонизација на атомите, и ако електроните паѓаат во олабавувачки орбитали, а потоа обратно.

Така, потенцијалите за јонизација на молекулите на водород и азот (орбитали за поврзување), 1485 и 1500 kJ/mol, соодветно, се поголеми од потенцијалите за јонизација на атомите на водород и азот, 1310 и 1390 kJ/mol, и потенцијалите за јонизација на кислородот и молекулите на флуор (олабавувачки орбитали) се 1170 и 1523 kJ/mol - помали од оние на соодветните атоми - 1310 и 1670 kJ/mol. Кога молекулите се јонизираат, јачината на врската се намалува ако електронот се отстрани од сврзувачката орбитала (H2 и N2), а се зголемува ако електронот се отстрани од орбиталата за олабавување (O2 и F2).

Диатомски молекули со различни атоми

MO за молекули со различни атоми (NO, CO) се конструирани слично, ако почетните атоми не се разликуваат многу во потенцијалите на јонизација. За молекулата на CO, на пример, имаме:

Енергиите на АО на атомот на кислород лежат под енергиите на соодветните јаглеродни орбитали (1080 kJ/mol), тие се наоѓаат поблиску до јадрото. 10-те електрони присутни во почетните атоми на надворешните слоеви ги исполнуваат сврзувачките sb2s- и олабавувачки sp2s-орбитали и врзувачките - и psb2py,z-орбитали. Излегува дека молекулата на CO е изоелектронска со молекулата N2. Енергијата на врзување на атомите во молекулата на CO (1105 kJ/mol) е уште поголема отколку во молекулата на азот (940 kJ/mol). Должината на врската C–O е 0,113 nm.

НЕМА молекула

има еден електрон во антиврзувачката орбитала. Како резултат на тоа, енергијата на врзување на NO (680 kJ/mol) е помала од онаа на N2 или CO. Отстранувањето на електрон од молекулата на NO (јонизација со формирање на NO+) ја зголемува енергијата на врзувањето на атомите на 1050–1080 kJ/mol.

Размислете за формирање на MO во молекула на водород флуорид HF. Бидејќи потенцијалот за јонизација на флуорот (17,4 eV или 1670 kJ/mol) е поголем од оној на водородот (13,6 eV или 1310 kJ/mol), орбиталите 2p на флуорот имаат помала енергија од орбиталата 1s на водородот. Поради големата енергетска разлика, орбиталата 1s на атомот на водород и орбиталата 2s на атомот на флуор не комуницираат. Така, 2s орбиталата на флуорот станува без промена на енергијата на MO во HF. Таквите орбитали се нарекуваат неврзувачки. 2py- и 2pz-орбиталите на флуор, исто така, не можат да комуницираат со 1s-орбиталата на водородот поради разликата во симетријата околу оската на врската. Тие исто така стануваат неврзувачки MO. Врзувачките и олабавувачките MO се формираат од 1s орбиталата на водородот и 2px орбиталата на флуорот. Атомите на водород и флуор се поврзани со двоелектронска врска со енергија од 560 kJ/mol.

Библиографија

Глинка Н.Л. Општа хемија. - М.: Хемија, 1978. - С. 111-153.

Шиманович И.Е., Павлович М.Л., Тикави В.Ф., Малашко П.М. Општа хемија во формули, дефиниции, шеми. - Минск: Универзитескаја, 1996. - С. 51-77.

Воробјов В.К., Елисеев С.Ју., Врублевски А.В. Практични и самостојна работаво хемијата. - Минск: УЕ "Донарит", 2005. - С. 21-30.

C 2s 2 2p 2 C + 1e \u003d C -

O 2s 2 2p 4 O -1e \u003d O +

Можно е уште едно објаснување за формирањето на тројна врска во молекулата на CO.

Невозбудениот јаглероден атом има 2 неспарени електрони, кои можат да формираат 2 заеднички електронски парови со 2 неспарени електрони на атом на кислород (со механизмот на размена). Сепак, 2-те спарени p-електрони присутни во атомот на кислород може да формираат тројна хемиска врска, бидејќи има една непополнета ќелија во јаглеродниот атом што може да го прифати овој пар електрони.

Тројната врска се формира според механизмот донор-акцептор, насоката на стрелката е од донорот на кислород до акцепторот - јаглерод.

Како N 2 - CO, има висока енергија на дисоцијација (1069 kJ), слабо растворлив во вода и хемиски е инертен. CO е безбоен и без мирис гас, рамнодушен, не создава сол, не комуницира со киселите алкалии и водата во нормални услови. Отровни, бидејќи комуницира со железо, кое е дел од хемоглобинот. Со зголемување на температурата или зрачење, тој покажува својства на редукционо средство.

Потврда:

во индустријата

CO 2 + C " 2CO

2C + O 2 ® 2CO

во лабораторија: H 2 SO 4, т

HCOOH ® CO + H 2 O;

H2SO4t

H 2 C 2 O 4 ® CO + CO 2 + H 2 O.

CO реагира само на високи температури.

Молекулата на CO има висок афинитет за кислород, согорува за да формира CO 2:

CO + 1 / 2O 2 \u003d CO 2 + 282 kJ / mol.

Поради високиот афинитет за кислород, CO се користи како редукционо средство за оксидите на многу тешки метали (Fe, Co, Pb, итн.).

CO + Cl 2 = COCl 2 (фосген)

CO + NH 3 ® HCN + H 2 O H-CºN

CO + H 2 O " CO 2 + H 2

CO + S ® COS

Од најголем интерес се металните карбонили (се користат за добивање чисти метали). Хемиско поврзување со механизмот донор-акцептор, постои p-преклопување со дативниот механизам.

5CO + Fe ® (железен пентакарбонил)

Сите карбонили се дијамагнетни супстанции, кои се карактеризираат со мала јачина, кога се загреваат, карбонилите се распаѓаат

→ 4CO + Ni (никел карбонил).

Како и CO, металните карбонили се токсични.

Хемиска врска во молекулата на CO 2

Во молекула на CO 2 сп-хибридизација на јаглеродниот атом. Две sp-хибридни орбитали формираат 2 s-врски со атоми на кислород, а преостанатите нехибридизирани p-орбитали на јаглерод формираат p-врски со две p-орбитали на атоми на кислород, кои се наоѓаат во рамнини нормални една на друга.

О ═ С ═ О

Под притисок од 60 атм. и собна температура, CO 2 кондензира во безбојна течност. Со силно ладење, течниот CO 2 се зацврстува во бела маса слична на снег, која се сублимира на P = 1 atm и t = 195K (-78 °). Компресираната цврста маса се нарекува сув мраз, CO 2 не поддржува согорување. Согорува само супстанции чиј афинитет за кислород е поголем од оној на јаглеродот: на пример,

2Mg + CO 2 ® 2MgO + C.

CO 2 реагира со NH 3:

CO 2 + 2NH 3 \u003d CO (NH 2) 2 + H 2 O

(карбамид, уреа)

2CO 2 + 2Na 2 O 2 ® 2Na 2 CO 3 + O 2

Уреата се распаѓа со вода:

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

Целулозата е јаглехидрат кој се состои од остатоци од б-гликоза. Се синтетизира во растенијата според следнава шема

хлорофил

6CO 2 + 6H 2 O ® C 6 H 12 O 6 + 6O 2 фотосинтеза на гликоза

CO 2 се добива во технологијата:

2NaHCO 3 ® Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2

од кокс C + O 2 ® CO 2

Во лабораторија (во апаратот Кип):

.

Јаглеродна киселина и нејзините соли

Растворувајќи се во вода, јаглеродниот диоксид делумно влегува во интеракција со него, формирајќи јаглеродна киселина H 2 CO 3; се воспоставуваат рамнотежа:

K 1 \u003d 4 × 10 -7 K 2 \u003d 4,8 × 10 -11 е слаба, нестабилна, двобазна киселина која содржи кислород. Карбонатите се растворливи во H2O. Киселините соли на јаглеродната киселина се добиваат со поминување на вишок на CO 2 во воден раствор на карбонат:

или со постепено (капка по капка) додавање на силна киселина на вишок на воден раствор на карбонат:

Na 2 CO 3 + HNO 3 ® NaHCO 3 + NaNO 3

При интеракција со алкалии или загревање (калцинирање), киселинските соли се претвораат во средни:

Солите се хидролизираат според равенката:

Јас сцена

Поради целосна хидролиза, карбонатите Gr 3+, Al 3+, Ti 4+, Zr 4+ и други не можат да се изолираат од водени раствори.

Практична вредностимаат соли - Na 2 CO 3 (сода), CaCO 3 (креда, мермер, варовник), K 2 CO 3 (поташа), NaHCO 3 (сода за пиење), Ca (HCO 3) 2 и Mg (HCO 3) 2 одредуваат карбонат тврдост на водата.

Јаглерод дисулфид (CS 2)

Кога се загрева (750-1000 ° C), јаглеродот реагира со сулфур, формирајќи јаглерод дисулфид,органски растворувач (безбојна испарлива течност, реактивна супстанција), запалив и испарлив.

Пареите на CS 2 се отровни, се користат за дезинсекција (фумигација) на житници против штетници, во ветеринарната медицина се користи за лекување на аскаријаза на коњи. Во технологијата - растворувач за смоли, масти, јод.

Со метални сулфиди, CS 2 формира соли на тиокарбонска киселина - тиокарбонати.

Оваа реакција е слична на процесот

Тиокарбонати- жолти кристални цврсти материи. Под дејство на киселините на нив се ослободува слободна тиокарбонска киселина.

Тој е постабилен од H 2 CO 3 и на ниска температура се ослободува од растворот во форма на жолта мрсна течност, лесно се распаѓа на:

Соединенија на јаглерод со азот (CN) 2 или C 2 N 2 - дицијан,многу запалив безбоен гас. Чист сув цијанид се добива со загревање на живин хлорид со жива (II) цијанид.

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

Други начини да се добие:

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

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

Дицијанот е сличен по својствата на халогените во молекуларна форма X2. Значи, во алкална средина, како халогените, тоа е непропорционално:

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

Водород цијанид- HCN (), ковалентно соединение, гас што се раствора во вода за да формира цијановодородна киселина (безбојна течност и нејзините соли се исклучително отровни). Добијте:

Водород цијанид се добива во индустријата со каталитички реакции.

2CH 4 + 3O 2 + 2NH 3 ® 2HCN + 6H 2 O.

Солите на цијановодородна киселина - цијаниди, се предмет на силна хидролиза. CN - - јон изоелектронски на молекулата на CO, е вклучен како лиганд во голем број комплекси на d-елементи.

Ракувањето со цијанид бара строги мерки на претпазливост. ВО земјоделствотосе користи за контрола на особено опасните инсекти - штетници.

Цијанидите добиваат:

Соединенија на јаглерод со негативна оксидациона состојба:

1) ковалентен (SiC карборунд) ;

2) јонско-ковалентна;

3) метални карбиди.

Јонско-ковалентно се распаѓаат со вода со ослободување на гас, во зависност од тоа кој гас се ослободува, тие се поделени на:

метаниди(CH 4 се издвојува)

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

ацетилениди(обезбеден C 2 H 2)

H 2 C 2 + AgNO 3 ® Ag 2 C 2 + HNO 3

Металните карбиди се соединенија со стехиометриски состав формирани од елементи од групите 4, 7, 8 преку внесување на Me атоми во јаглеродната кристална решетка.

Силиконска хемија

Разликата помеѓу хемијата на силициумот и јаглеродот се должи на големата големина на неговиот атом и можноста за користење 3d орбитали. Поради ова, врските Si - O - Si, Si - F се посилни од оние на јаглеродот.

За силициумот, познати се оксиди од составот SiO и SiO 2. Силициум моноксид постои само во гасната фаза при високи температури во инертна атмосфера; лесно се оксидира со кислород за да се формира постабилен оксид SiO 2 .

2SiO + O 2 t ® 2SiO 2

SiO2- силика, има неколку кристални модификации. Нискотемпературен - кварц, има пиезоелектрични својства. Природни сорти на кварц: рок кристал, топаз, аметист. Сорти на силика - халцедон, опал, агат, песок.

Познат е широк спектар на силикати (поточно, оксосиликати). Нивната структура има заедничка шема: сите тие се состојат од SiO 4 4- тетраедри, кои се поврзани едни со други преку атом на кислород.

Комбинации на тетраедри може да се поврзат во синџири, панделки, мрежи и рамки.

Важни природни силикати 3MgO×H 2 O×4SiO 2 талк, 3MgO×2H 2 O×2SiO 2 азбест.

Како и SiO 2 , силикатите се карактеризираат со (аморфна) стаклена состојба. Со контролирана кристализација, можно е да се добие ситно кристална состојба - стакло-керамика - материјали со зголемена цврстина. Во природата, алумосиликатите се вообичаени - рамка ортосиликати, некои од атомите на Si се заменуваат со Al, на пример, Na 12 [(Si,Al)O 4] 12.

Најиздржливиот халид SiF 4 се распаѓа само под дејство на електрично празнење.

Хексафлуоросилициумска киселина (слична по јачина на H 2 SO 4).

(SiS 2) n - полимерна супстанција, разложена со вода:

Силициумски киселини.

Соодветните SiO 2 силициум киселини немаат специфичен состав; тие обично се напишани како xH 2 O ySiO 2 - полимерни соединенија

Познато:

H 2 SiO 3 (H 2 O × SiO 2) - метасилициум (навистина не постои)

H 4 SiO 4 (2H 2 O × SiO 2) - ортосилициум (наједноставниот всушност постои само во раствор)

H 2 Si 2 O 5 (H 2 O × 2SiO 2) - диметосилиум.

Силициумските киселини се слабо растворливи материи; H 4 SiO 4 се карактеризира со колоидна состојба, бидејќи киселината е послаба од јаглеродната киселина (Si е помалку метален од C).

Во водени раствори, ортосиличната киселина се кондензира, што резултира со формирање на полисилициумски киселини.

Силикати - соли на силициум киселини, нерастворливи во вода, освен силикати на алкални метали.

Растворливите силикати се хидролизираат според равенката

Растворите на натриумовите соли на полисилициумските киселини слични на желе се нарекуваат „течно стакло“. Широко се користи како силикатно лепило и како конзерванс за дрво.

Со фузија на Na 2 CO 3 , CaCO 3 и SiO 2 се добива стакло, кое е супер ладен меѓусебен раствор на соли на полисилициумски киселини.

6SiO 2 + Na 2 CO 3 + CaCO 3 ® Na 2 O × CaO × 6SiO 2 + 2CO 2 Силикатот е запишан како мешан оксид.

Силикатите најмногу се користат во градежништвото. 1-во место во светот во производството на силикатни производи - цемент, 2-ри - тули, 3-ти - стакло.

Градежна керамика - плочки за соочување, керамички цевки. За производство на санитарна опрема - стакло, порцелан, фајанса, глинена керамика.

Сл.1. Орбитални радиуси на елементите (r a) и должината на едноелектронската хемиска врска (d)

Наједноставната едноелектронска хемиска врска е создадена од еден валентен електрон. Излегува дека еден електрон е способен да држи два позитивно наелектризирани јони во една целина. Во едноелектронската врска, Куломовите одбивни сили на позитивно наелектризираните честички се компензираат со Куломовите сили на привлекување на овие честички кон негативно наелектризираниот електрон. Валентниот електрон станува заеднички за двете јадра на молекулата.

Примери за такви хемиски соединенија се молекуларните јони: H 2 + , Li 2 + , Na 2 + , K 2 + , Rb 2 + , Cs 2 + :

Поларна ковалентна врска се јавува во хетеронуклеарни диатомски молекули (сл. 3). Сврзувачкиот електронски пар во поларна хемиска врска е блиску до атомот со поголем прв јонизациски потенцијал.

карактеризирање просторна структураполарните молекули, растојанието d помеѓу атомските јадра може приближно да се смета како збир на ковалентни радиуси на соодветните атоми.

Карактеризација на некои поларни супстанции

Поместувањето на врзувачкиот електронски пар на едно од јадрата на поларната молекула доведува до појава на електричен дипол (електродинамика) (сл. 4).

Растојанието помеѓу центрите на гравитација на позитивни и негативни полнежи се нарекува должина на диполот. Поларитетот на молекулата, како и поларитетот на врската, се проценуваат со вредноста на диполниот момент μ, кој е производ на должината на диполот l со вредноста на електронскиот полнеж:

Повеќекратни ковалентни врски

Повеќекратните ковалентни врски се претставени со незаситени органски соединенијакои содржат двојни и тројни хемиски врски. За да ја опише природата на незаситените соединенија, Л. Полинг ги воведува концептите на сигма и π врски, хибридизација на атомските орбитали.

Полинговата хибридизација за два S- и два p-електрони овозможи да се објасни насочноста на хемиските врски, особено тетраедарската конфигурација на метанот. За да се објасни структурата на етилен, неопходно е да се изолира еден p-електрон од четири еквивалентни Sp 3 - електрони на јаглеродниот атом за да се формира дополнителна врска, наречена π-врска. Во овој случај, трите преостанати Sp 2 -хибридни орбитали се наоѓаат во рамнината под агол од 120 ° и ги формираат главните врски, на пример, рамна молекула на етилен (сл. 5).

Во новата теорија на Полинг, сите сврзувачки електрони станаа еднакви и еднакво оддалечени од линијата што ги поврзува јадрата на молекулата. Теоријата на Полинг за свиткана хемиска врска го зеде предвид статистичкото толкување на брановата функција од М. Борн, Кулоновата електронска корелација на електроните. Се појави физичко значење - природата на хемиската врска е целосно одредена од електричната интеракција на јадрата и електроните. Колку повеќе сврзувачки електрони, толку е помало меѓунуклеарното растојание и посилна хемиската врска помеѓу атомите на јаглеродот.

Хемиска врска со три центри

Дополнителен развој на идеите за хемиската врска дал американскиот физички хемичар В. Липскомб, кој ја развил теоријата за двоелектронски трицентрални врски и тополошка теорија која овозможува предвидување на структурата на уште некои борни хидриди (борохидриди).

Електронски пар во хемиска врска од три центри станува заеднички за три атомски јадра. Во наједноставниот претставник на трицентрична хемиска врска - молекуларниот водороден јон H 3 +, електронски пар држи три протони во една целина (сл. 6).

Сл. 7. Диборан

Постоењето на борани со нивните двоелектронски трицентрални врски со „мостови“ водородни атоми ја прекршило канонската доктрина за валентност. Атомот на водород, кој претходно се сметаше за стандарден едновалентен елемент, се покажа дека е врзан со идентични врски со два атоми на бор и формално стана двовалентен елемент. Работата на В. Липскомб за дешифрирање на структурата на бораните го прошири разбирањето на хемиската врска. Нобеловиот комитет ја додели наградата Вилијам Нан Липскомб за хемија во 1976 година со формулацијата „За неговите истражувања во структурата на борани (борохидрити) кои ги разјаснуваат проблемите на хемиските врски“.

Мултицентрична хемиска врска

Сл. 8. Молекула на фероцен

Сл. 9. Дибензенхром

Сл. 10. Ураноцен

Сите десет врски (C-Fe) во молекулата на фероценот се еквивалентни, меѓунуклеарното растојание на Fe-c е 2,04 Å. Сите јаглеродни атоми во молекулата на фероценот се структурно и хемиски еквивалентни, должината на секоја C-C врски 1,40 - 1,41 Å (за споредба, во бензенот должината на врската C-C е 1,39 Å). Околу атомот на железото се појавува обвивка од 36 електрони.

Динамика на хемиска врска

Хемиската врска е доста динамична. Така, металната врска се трансформира во ковалентна врска за време на фазна транзиција за време на испарувањето на металот. Преминот на метал од цврста во пареа состојба бара трошење на големи количини на енергија.

Во пареа, овие метали практично се состојат од хомонуклеарни диатомски молекули и слободни атоми. Кога металната пареа се кондензира, ковалентната врска се претвора во метална.

Испарувањето на солите со типична јонска врска, како што се флуоридите на алкалните метали, доведува до уништување на јонската врска и формирање на хетеронуклеарни диатомски молекули со поларна ковалентна врска. Во овој случај, се случува формирање на димерни молекули со премостувачки врски.

Карактеризација на хемиската врска во молекулите на флуоридите на алкалните метали и нивните димери.

При кондензација на испарувањата на флуоридите на алкалните метали, поларната ковалентна врска се трансформира во јонска со формирање на соодветната кристална решетка на солта.

Механизмот на транзиција на ковалентна во метална врска

Сл.11. Врска помеѓу орбиталниот радиус на електронски пар r e и должината на ковалентна хемиска врска d

Сл.12 Ориентација на диполите на диатомски молекули и формирање на искривен фрагмент од октаедрален кластер при кондензација на пареа од алкални метали

Сл. 13. Кубен распоред на јадрата во алкални метални кристали и врска

Дисперзното привлекување (лондонските сили) предизвикува меѓуатомска интеракција и формирање на хомонуклеарни диатомски молекули од атоми на алкални метали.

Формирањето на ковалентна врска метал-метал е поврзано со деформација на електронските обвивки на атоми во интеракција - валентните електрони создаваат врзувачки електронски пар, чија електронска густина е концентрирана во просторот помеѓу атомските јадра на добиената молекула. Карактеристична карактеристика на хомонуклеарните диатомски молекули на алкалните метали е долгата должина на ковалентната врска (3,6-5,8 пати поголема од должината на врската во молекулата на водород) и малата енергија на нејзиното кинење.

Посочениот однос помеѓу re и d ја одредува нерамномерната распределба на електричните полнежи во молекулата - во средишниот дел на молекулата се концентрира негативниот електричен полнеж на врзувачкиот електронски пар, а на краевите на молекулата позитивните електрични полнежи. од две атомски јадра.

Нерамномерната распределба на електричните полнежи создава услови за интеракција на молекулите поради ориентационите сили (сили на ван дер Валс). Молекулите на алкалните метали имаат тенденција да се ориентираат на таков начин што во соседството се појавуваат спротивни електрични полнежи. Како резултат на тоа, привлечните сили дејствуваат помеѓу молекулите. Поради присуството на второто, молекулите на алкалните метали се приближуваат едни кон други и се повеќе или помалку цврсто привлечени заедно. Во исто време, одредена деформација на секоја од нив се јавува под дејство на поблиску лоцирани полови на соседните молекули (сл. 12).

Всушност, врзувачките електрони на првобитната дијатомска молекула, паѓајќи во електричното поле на четири позитивно наелектризирани атомски јадра на молекули на алкален метал, се отцепуваат од орбиталниот радиус на атомот и стануваат слободни.

Во овој случај, сврзувачкиот електронски пар станува вообичаен дури и за систем со шест катјони. Изградбата на кристалната решетка на металот започнува во фазата на кластерот. Во кристалната решетка на алкалните метали, јасно е изразена структурата на поврзувачката врска, која има облик на искривен октаедар - квадратна бипирамида, чија висина и рабовите на основата се еднакви на вредноста на константната транслациона решетка a w (сл. 13).

Вредноста на константата на преводната решетка a w на кристал на алкален метал значително ја надминува должината на ковалентната врска на молекула на алкален метал, затоа, општо прифатено е дека електроните во металот се во слободна состојба:

Математичката конструкција поврзана со својствата на слободните електрони во метал обично се идентификува со „површината на Ферми“, која треба да се смета како геометриско место каде што престојуваат електроните, обезбедувајќи го главното својство на металот - да спроведува електрична струја.

Кога се споредува процесот на кондензација на пареата на алкалните метали со процесот на кондензација на гасови, на пример, водород, истакната карактеристикаво својствата на металот. Значи, ако се појават слаби интермолекуларни интеракции за време на кондензацијата на водородот, тогаш за време на кондензацијата на металните пареи се случуваат процеси карактеристични за хемиските реакции. Самата кондензација на металната пареа се одвива во неколку фази и може да се опише со следнава процесија: слободен атом → дијатомска молекула со ковалентна врска → метален кластер → компактен метал со метална врска.

Интеракцијата на молекулите на халид на алкални метали е придружена со нивна димеризација. Димерна молекула може да се смета како електричен четирипол (сл. 15). Во моментов, познати се главните карактеристики на димерите на халидните алкални метали (должини на хемиската врска и аглите на врската).

Должина на хемиската врска и агли на врска во димери на халиди на алкални метали (E 2 X 2) (гасна фаза).

Е 2 Х 2	X=F		X=Cl		X=Br		X=I
	г ЕФ, Å		d ECl, Å		d EBr, Å		d EI , Å
Ли 2 х 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
K2X2	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

Во процесот на кондензација, дејството на ориентационите сили е засилено, меѓумолекуларната интеракција е придружена со формирање на кластери, а потоа и солидна. Халидите на алкалните метали формираат кристали со едноставна кубна и кубна решетка во центарот на телото.

Тип на решетка и константа на преводна решетка за халиди на алкални метали.

Во процесот на кристализација, се јавува дополнително зголемување на меѓуатомското растојание, што доведува до отстранување на електрон од орбиталниот радиус на атом на алкален метал и пренос на електрон во атом на халоген со формирање на соодветните јони. Полињата на силите на јоните се рамномерно распоредени во сите правци во вселената. Во овој поглед, кај кристалите на алкалните метали, полето на силата на секој јон во никој случај не координира еден јон со спротивен знак, бидејќи вообичаено е квалитативно да се претставува јонската врска (Na + Cl -).

Во кристалите на јонски соединенија, концептот на едноставни двојонски молекули од типот Na + Cl - и Cs + Cl - го губи своето значење, бидејќи јонот на алкалниот метал е поврзан со шест хлоридни јони (во кристал на натриум хлорид) и осум јони на хлор (во кристал на цезиум хлорид. Во овој случај, сите меѓујонски растојанија во кристалите се еднакво оддалечени.

Белешки

1. Прирачник за неорганска хемија. Константи на неоргански материи. - М .: „Хемија“, 1987. - С. 124. - 320 стр.
2. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А.Прирачник за неорганска хемија. Константи на неоргански материи. - М .: „Хемија“, 1987. - С. 132-136. - 320 с.
3. Ганкин В.Ју., Ганкин Ју.В.Како се формираат хемиските врски и како се одвиваат хемиските реакции. - М .: издавачка група „Граница“, 2007. - 320 стр. - ISBN 978-5-94691296-9
4. Некрасов Б.В.Курс по општа хемија. - М .: Гошимиздат, 1962. - С. 88. - 976 стр.
5. Полинг Л.Природата на хемиската врска / уредена од Ya.K. Syrkin. - по. од англиски. М.Е.Дјаткина. - М.-Л.: Гошимиздат, 1947. - 440 стр.
6. Теоретска органска хемија / ед. Р.К.Фрејдлина. - по. од англиски. Ју.Г.Бундел. - М .: Ед. странска литература, 1963. - 365 стр.
7. Леменовски Д.А., Левицки М.М.Руски хемиски весник (весник на руското хемиско друштво именуван по Д.И. Менделеев). - 2000. - T. XLIV, број 6. - S. 63-86.
8. Хемиски енциклопедиски речник / гл. ед. I.L.Knunyants. - М .: Сов. Енциклопедија, 1983. - S. 607. - 792 стр.
9. Некрасов Б.В.Курс по општа хемија. - М .: Гошимиздат, 1962. - С. 679. - 976 стр.
10. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А.Прирачник за неорганска хемија. Константи на неоргански материи. - М .: „Хемија“, 1987. - С. 155-161. - 320 с.
11. Гилеспи Р.Геометрија на молекули / по. од англиски. Е.З. Засорина и В.С. Маструков, ед. Ју.А.Пентина. - М .: „Мир“, 1975. - С. 49. - 278 стр.
12. Прирачник за хемичар. - второ издание, ревидирана. и дополнителни - L.-M.: GNTI Chemical Literature, 1962. - T. 1. - S. 402-513. - 1072 стр.
13. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А.Прирачник за неорганска хемија. Константи на неоргански материи .. - М .: "Хемија", 1987. - С. 132-136. - 320 с.
14. Зиман Ј.Електроните во металите (вовед во теоријата на површините на Ферми). Напредокот во физичките науки - 1962. - Т. 78, број 2. - 291 стр.

исто така види

• хемиска врска- статија од Големата советска енциклопедија
• хемиска врска- Chemport.ru
• хемиска врска- Физичка енциклопедија

Поради што се формираат молекули на неоргански и органски материи. Хемиска врска се појавува за време на интеракцијата на електричните полиња што ги создаваат јадрата и електроните на атомите. Затоа, формирањето на ковалентна хемиска врска е поврзано со електрична природа.

Што е врска

Овој термин се однесува на резултатот од дејството на два или повеќе атоми, кои доведуваат до формирање на силен полиатомски систем. Главните видови хемиски врски се формираат кога се намалува енергијата на атомите кои реагираат. Во процесот на формирање на врската, атомите се обидуваат да ја завршат својата електронска обвивка.

Видови на комуникација

Во хемијата, постојат неколку видови врски: јонски, ковалентни, метални. Постојат два вида ковалентни врски: поларни и неполарни.

Кој е механизмот на неговото создавање? Ковалентна неполарна хемиска врска се формира помеѓу атоми на идентични неметали кои имаат иста електронегативност. Во овој случај, се формираат заеднички електронски парови.

неполарна врска

Примери на молекули кои имаат неполарна ковалентна хемиска врска вклучуваат халогени, водород, азот, кислород.

Оваа врска првпат била откриена во 1916 година од американскиот хемичар Луис. Прво, тој постави хипотеза, а таа беше потврдена дури по експериментална потврда.

Ковалентната хемиска врска е поврзана со електронегативност. За неметали, има висока вредност. Во текот на хемиската интеракција на атомите, не е секогаш можно да се пренесат електрони од еден атом во друг, како резултат на тоа, тие се комбинираат. Помеѓу атомите се појавува вистинска ковалентна хемиска врска. Осмо одделение од редовната училишна програма вклучува детално разгледување на неколку видови на комуникација.

Супстанции кои имаат ваков тип на врска, во нормални услови, се течности, гасови и цврсти материи кои имаат ниска точка на топење.

Видови ковалентни врски

Ајде да се задржиме на ова прашање подетално. Кои се видовите на хемиски врски? Ковалентната врска постои во замена, варијанти донор-акцептор.

Првиот тип се карактеризира со враќање на еден неспарен електрон од секој атом до формирање на заедничка електронска врска.

Електроните обединети во заедничка врска мора да имаат спротивни спинови. Водородот може да се смета како пример за овој тип на ковалентна врска. Кога неговите атоми се приближуваат еден до друг, нивните електронски облаци продираат меѓу себе, што во науката се нарекува преклопување на електронските облаци. Како резултат на тоа, густината на електроните помеѓу јадрата се зголемува, а енергијата на системот се намалува.

На минималното растојание, јадрата на водородот се одбиваат едни со други, што резултира со оптимално растојание.

Во случај на ковалентна врска донор-акцептор, една честичка има електрони, таа се нарекува донатор. Втората честичка има слободна ќелија во која ќе бидат поставени пар електрони.

поларни молекули

Како се формираат поларните ковалентни врски? Тие се јавуваат во оние ситуации кога врзаните атоми на неметали имаат различна електронегативност. Во такви случаи, социјализираните електрони се наоѓаат поблиску до атомот, кој има повисока вредност на електронегативност. Како пример за ковалентна поларна врска, може да се разгледаат врските што се појавуваат во молекула на водородбромид. Овде, јавните електрони кои се одговорни за формирање на ковалентна врска се поблиску до бром отколку до водород. Причината за оваа појава е што бромот има поголема електронегативност од водородот.

Методи за определување на ковалентна врска

Како да се идентификуваат ковалентни поларни хемиски врски? За да го направите ова, треба да го знаете составот на молекулите. Ако содржи атоми од различни елементи, во молекулата постои ковалентна поларна врска. Неполарните молекули содржат атоми на еден хемиски елемент. Меѓу оние задачи што се нудат како дел од училишниот курс по хемија, има и оние кои вклучуваат идентификување на типот на врската. Задачите од овој тип се вклучени во задачите на завршното уверение по хемија во 9-то одделение, како и во тестовите на унифицираниот државен испит по хемија во 11-то одделение.

Јонска врска

Која е разликата помеѓу ковалентни и јонски хемиски врски? Ако ковалентна врска е карактеристична за неметали, тогаш се формира јонска врска помеѓу атомите кои имаат значителни разлики во електронегативноста. На пример, ова е типично за соединенија на елементи од првата и втората група од главните подгрупи на PS (алкални и земноалкални метали) и елементи од групите 6 и 7 од главните подгрупи на периодниот систем (халкогени и халогени).

Се формира како резултат на електростатско привлекување на јони со спротивни полнежи.

Карактеристики на јонска врска

Бидејќи полињата на силите на спротивно наелектризираните јони се распределени рамномерно во сите правци, секоја од нив е способна да привлече честички со спротивен знак кон себе. Ова ја карактеризира ненасочноста на јонската врска.

Интеракцијата на два јони со спротивни знаци не подразбира целосна взаемна компензација на поединечните полиња на силите. Ова придонесува за зачувување на способноста да се привлечат јони во други насоки, затоа, се забележува незаситеност на јонската врска.

Во јонско соединение, секој јон има способност да привлече одреден број други со спротивни знаци кон себе за да формира јонска кристална решетка. Во таков кристал нема молекули. Секој јон е опкружен во супстанција со одреден број на јони со различен знак.

метална врска

Овој тип на хемиска врска има одредени индивидуални карактеристики. Металите имаат вишок на валентни орбитали со недостаток на електрони.

Кога поединечните атоми се приближуваат еден кон друг, нивните валентни орбитали се преклопуваат, што придонесува за слободно движење на електроните од една орбитала до друга, правејќи врска помеѓу сите атоми на метал. Овие слободни електрони се главната карактеристика на металната врска. Нема заситеност и насоченост, бидејќи валентните електрони се распределуваат рамномерно низ кристалот. Присуството на слободни електрони во металите објаснува некои од нивните физички својства: метален сјај, пластичност, податливост, топлинска спроводливост и непроѕирност.

Еден вид ковалентна врска

Се формира помеѓу атом на водород и елемент кој има висока електронегативност. Постојат интра- и меѓумолекуларни водородни врски. Овој вид ковалентна врска е најкревка, се појавува поради дејството на електростатските сили. Атомот на водород има мал радиус, и кога овој еден електрон ќе се помести или се оддаде, водородот станува позитивен јон, дејствувајќи на атом со голема електронегативност.

Меѓу карактеристичните својства на ковалентна врска се: заситеноста, насоченоста, поларизацијата, поларитетот. Секој од овие индикатори има одредена вредност за формираното соединение. На пример, директноста се одредува според геометриската форма на молекулата.