Lidhja kimike kovalente. Llojet e lidhjeve kimike: lidhje kovalente. Llojet e lidhjeve kimike Lidhjet ndërmjet substancave kimi

Lidhja kimike kovalente, varietetet e saj dhe mekanizmat e formimit. Karakteristikat e lidhjeve kovalente (polariteti dhe energjia e lidhjes). Lidhja jonike. Lidhje metalike. Lidhja hidrogjenore

Doktrina e lidhje kimike përbën bazën e gjithë kimisë teorike.

Një lidhje kimike kuptohet si bashkëveprimi i atomeve që i lidh ato në molekula, jone, radikale dhe kristale.

Ekzistojnë katër lloje të lidhjeve kimike: jonike, kovalente, metalike dhe hidrogjeni.

Ndarja e lidhjeve kimike në lloje është e kushtëzuar, pasi të gjitha ato karakterizohen nga një unitet i caktuar.

Një lidhje jonike mund të konsiderohet si një rast ekstrem i një lidhjeje kovalente polare.

Një lidhje metalike kombinon bashkëveprimin kovalent të atomeve duke përdorur elektrone të përbashkëta dhe tërheqjen elektrostatike midis këtyre elektroneve dhe joneve metalike.

Substancave shpesh u mungojnë rastet kufizuese të lidhjes kimike (ose lidhjes së pastër kimike).

Për shembull, fluoridi i litiumit $LiF$ klasifikohet si një përbërje jonike. Në fakt, lidhja në të është $80%$ jonike dhe $20%$ kovalente. Prandaj është më e saktë, padyshim, të flasim për shkallën e polaritetit (jonicitetit) të një lidhjeje kimike.

Në serinë e halogjeneve të hidrogjenit $HF—HCl—HBr—HI—HAt$ shkalla e polaritetit të lidhjes zvogëlohet, sepse diferenca në vlerat e elektronegativitetit të atomeve të halogjenit dhe hidrogjenit zvogëlohet, dhe në hidrogjenin astatin lidhja bëhet pothuajse jopolare. $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2)$.

Lloje të ndryshme lidhjesh mund të gjenden në të njëjtat substanca, për shembull:

1. në baza: ndërmjet atomeve të oksigjenit dhe hidrogjenit në grupet hidroksore lidhja është kovalente polare dhe midis metalit dhe grupit hidrokso është jonike;
2. në kripërat e acideve që përmbajnë oksigjen: midis atomit jometal dhe oksigjenit të mbetjes acidike - polare kovalente, dhe midis metalit dhe mbetjes acidike - jonike;
3. në kripërat e amonit, metilamoniumit etj.: ndërmjet atomeve të azotit dhe hidrogjenit - polare kovalente, dhe ndërmjet joneve të amonit ose metilamoniumit dhe mbetjes së acidit - jonike;
4. në peroksidet metalike (për shembull, $Na_2O_2$), lidhja midis atomeve të oksigjenit është jopolare kovalente, dhe midis metalit dhe oksigjenit është jonike, etj.

Lloje të ndryshme lidhjesh mund të shndërrohen në njëra-tjetrën:

— gjatë shpërbërjes elektrolitike të përbërjeve kovalente në ujë, lidhja polare kovalente shndërrohet në një lidhje jonike;

- kur metalet avullohen, lidhja metalike kthehet në një lidhje kovalente jopolare etj.

Arsyeja e unitetit të të gjitha llojeve dhe llojeve të lidhjeve kimike është identike e tyre natyra kimike— bashkëveprimi elektron-bërthamor. Formimi i një lidhjeje kimike në çdo rast është rezultat i bashkëveprimit elektron-bërthamor të atomeve, i shoqëruar me çlirimin e energjisë.

Metodat për formimin e lidhjeve kovalente. Karakteristikat e një lidhje kovalente: gjatësia dhe energjia e lidhjes

Një lidhje kimike kovalente është një lidhje e formuar midis atomeve përmes formimit të çifteve të përbashkëta elektronike.

Mekanizmi i formimit të një lidhjeje të tillë mund të jetë shkëmbim ose dhurues-pranues.

I. Mekanizmi i shkëmbimit vepron kur atomet formojnë çifte elektronike të përbashkëta duke kombinuar elektrone të paçiftuara.

1) $H_2$ - hidrogjen:

Lidhja lind për shkak të formimit të një çifti elektronik të përbashkët nga $s$-elektrone të atomeve të hidrogjenit (që mbivendosen $s$-orbitalet):

2) $HCl$ - klorur hidrogjeni:

Lidhja lind për shkak të formimit të një çifti elektronik të përbashkët të elektroneve $s-$ dhe $p-$ (që mbivendosen orbitalet $s-p-$):

3) $Cl_2$: në një molekulë klori, formohet një lidhje kovalente për shkak të elektroneve të paçiftuara $p-$ (që mbivendosen $p-p-$orbitalet):

4) $N_2$: në një molekulë azoti formohen tre çifte elektronike të zakonshme midis atomeve:

II. Mekanizmi dhurues-pranues Le të shqyrtojmë formimin e një lidhje kovalente duke përdorur shembullin e jonit të amonit $NH_4^+$.

Dhuruesi ka një çift elektronik, pranuesi ka një orbital bosh që ky çift mund të zërë. Në jonin e amonit, të katër lidhjet me atomet e hidrogjenit janë kovalente: tre u formuan për shkak të krijimit të çifteve të zakonshme të elektroneve nga atomi i azotit dhe atomet e hidrogjenit sipas mekanizmit të shkëmbimit, një - përmes mekanizmit dhurues-pranues.

Lidhjet kovalente mund të klasifikohen nga mënyra se si orbitalet e elektroneve mbivendosen, si dhe nga zhvendosja e tyre drejt një prej atomeve të lidhur.

Lidhjet kimike të formuara si rezultat i mbivendosjes së orbitaleve elektronike përgjatë një linje lidhjeje quhen $σ$ -obligacionet (obligacionet sigma). Lidhja sigma është shumë e fortë.

Orbitalet $p-$ mund të mbivendosen në dy rajone, duke formuar një lidhje kovalente për shkak të mbivendosjes anësore:

Lidhjet kimike të formuara si rezultat i mbivendosjes "laterale" të orbitaleve të elektroneve jashtë linjës së komunikimit, d.m.th. në dy zona quhen $π$ -lidhja (pi-lidhja).

Nga shkalla e zhvendosjesçifte elektronike të përbashkëta me një nga atomet që lidhen, mund të jetë një lidhje kovalente polare Dhe jo polare.

Një lidhje kimike kovalente e formuar midis atomeve me të njëjtin elektronegativitet quhet jo polare.Çiftet e elektroneve nuk zhvendosen në asnjë nga atomet, sepse atomet kanë të njëjtin EO - vetinë e tërheqjes së elektroneve të valencës nga atomet e tjerë. Për shembull:

ato. molekulat e substancave të thjeshta jometalike formohen nëpërmjet lidhjeve kovalente jopolare. Quhet një lidhje kimike kovalente midis atomeve të elementeve, elektronegativiteti i të cilave ndryshon polare.

Gjatësia dhe energjia e lidhjeve kovalente.

Karakteristike vetitë e lidhjes kovalente- gjatësia dhe energjia e tij. Gjatësia e lidhjesështë distanca ndërmjet bërthamave të atomeve. Sa më e shkurtër të jetë gjatësia e një lidhjeje kimike, aq më e fortë është ajo. Megjithatë, një masë e fuqisë së lidhjes është energji lidhëse, e cila përcaktohet nga sasia e energjisë së nevojshme për të thyer një lidhje. Zakonisht matet në kJ/mol. Kështu, sipas të dhënave eksperimentale, gjatësitë e lidhjeve të molekulave $H_2, Cl_2$ dhe $N_2$ janë përkatësisht 0,074 $, 0,198 $ dhe 0,109 $ nm, dhe energjitë e lidhjes janë përkatësisht 436 $, 242 $ dhe $946 $ kJ/mol.

Jonet. Lidhja jonike

Le të imagjinojmë se dy atome "takohen": një atom i një metali të grupit I dhe një atom jometal i grupit VII. Një atomi metalik ka një elektron të vetëm në nivelin e tij të jashtëm të energjisë, ndërsa një atomi jometal i mungon vetëm një elektron që niveli i tij i jashtëm të jetë i plotë.

Atomi i parë do t'i japë lehtësisht të dytit elektronin e tij, i cili është larg nga bërthama dhe i lidhur dobët me të, dhe i dyti do t'i sigurojë atij një vend të lirë në nivelin e tij të jashtëm elektronik.

Pastaj atomi, i privuar nga një nga ngarkesat e tij negative, do të bëhet një grimcë e ngarkuar pozitivisht, dhe e dyta do të kthehet në një grimcë të ngarkuar negativisht për shkak të elektronit që rezulton. Grimcat e tilla quhen jonet.

Lidhja kimike që ndodh midis joneve quhet jonike.

Le të shqyrtojmë formimin e kësaj lidhjeje duke përdorur shembullin e përbërjes së njohur klorur natriumi (kripa e tryezës):

Procesi i shndërrimit të atomeve në jone është paraqitur në diagram:

Ky shndërrim i atomeve në jone ndodh gjithmonë gjatë bashkëveprimit të atomeve të metaleve tipike dhe jometaleve tipike.

Le të shqyrtojmë algoritmin (sekuencën) e arsyetimit kur regjistrojmë formimin e një lidhje jonike, për shembull, midis atomeve të kalciumit dhe klorit:

Numrat që tregojnë numrin e atomeve ose molekulave quhen koeficientët, dhe quhen numrat që tregojnë numrin e atomeve ose joneve në një molekulë indekset.

Lidhje metalike

Le të njihemi me mënyrën se si atomet e elementeve metalikë ndërveprojnë me njëri-tjetrin. Metalet zakonisht nuk ekzistojnë si atome të izoluara, por në formën e një copë, shufër ose produkti metalik. Çfarë i mban atomet metalike në një vëllim të vetëm?

Atomet e shumicës së metaleve në nivelin e jashtëm nuk përmbajnë numër i madh elektrone - $1, 2, 3$. Këto elektrone hiqen lehtësisht dhe atomet bëhen jone pozitive. Elektronet e shkëputura lëvizin nga një jon në tjetrin, duke i lidhur ato në një tërësi të vetme. Duke u lidhur me jonet, këto elektrone formojnë përkohësisht atome, pastaj shkëputen përsëri dhe bashkohen me një jon tjetër, etj. Rrjedhimisht, në vëllimin e metalit, atomet shndërrohen vazhdimisht në jone dhe anasjelltas.

Lidhja në metale ndërmjet joneve përmes elektroneve të përbashkëta quhet metalike.

Figura tregon në mënyrë skematike strukturën e një fragmenti metalik të natriumit.

Në këtë rast, një numër i vogël elektronesh të përbashkëta lidhin një numër të madh jonesh dhe atomesh.

Një lidhje metalike ka disa ngjashmëri me një lidhje kovalente, pasi bazohet në ndarjen e elektroneve të jashtme. Megjithatë, me një lidhje kovalente, elektronet e jashtme të paçiftuara të vetëm dy atomeve fqinje ndahen, ndërsa me një lidhje metalike, të gjithë atomet marrin pjesë në ndarjen e këtyre elektroneve. Kjo është arsyeja pse kristalet me një lidhje kovalente janë të brishtë, por me një lidhje metalike, si rregull, ato janë duktile, përçuese elektrike dhe kanë një shkëlqim metalik.

Lidhja metalike është karakteristikë si për metalet e pastra ashtu edhe për përzierjet e metaleve të ndryshme - lidhjet në gjendje të ngurtë dhe të lëngët.

Lidhja hidrogjenore

Një lidhje kimike ndërmjet atomeve të hidrogjenit të polarizuar pozitivisht të një molekule (ose një pjese të saj) dhe atomeve të polarizuara negativisht të elementeve fort elektronegativë që kanë çifte elektronesh të vetme ($F, O, N$ dhe më rrallë $S$ dhe $Cl$) të një molekule tjetër. (ose pjesa e tij) quhet hidrogjen.

Mekanizmi i formimit të lidhjes hidrogjenore është pjesërisht elektrostatik, pjesërisht dhurues-pranues në natyrë.

Shembuj të lidhjeve ndërmolekulare të hidrogjenit:

Në prani të një lidhjeje të tillë, edhe substancat me molekulare të ulët, në kushte normale, mund të jenë lëngje (alkool, ujë) ose gazra lehtësisht të lëngshëm (amoniak, fluor hidrogjeni).

Substancat me lidhje hidrogjeni kanë rrjeta kristalore molekulare.

Substancat me strukturë molekulare dhe jo molekulare. Lloji i rrjetës kristalore. Varësia e vetive të substancave nga përbërja dhe struktura e tyre

Struktura molekulare dhe jo molekulare e substancave

NË ndërveprimet kimike Nuk janë atome ose molekula individuale që hyjnë, por substanca. Në kushte të caktuara, një substancë mund të jetë në një nga tre gjendjet e grumbullimit: të ngurtë, të lëngët ose të gaztë. Vetitë e një substance varen gjithashtu nga natyra e lidhjes kimike midis grimcave që e formojnë atë - molekulave, atomeve ose joneve. Në bazë të llojit të lidhjes dallohen substancat me strukturë molekulare dhe jomolekulare.

Substancat e përbëra nga molekula quhen substancave molekulare. Lidhjet ndërmjet molekulave në substanca të tilla janë shumë të dobëta, shumë më të dobëta sesa midis atomeve brenda molekulës, madje edhe në temperatura relativisht të ulëta ato thyhen - substanca shndërrohet në lëng dhe më pas në gaz (sublimimi i jodit). Pikat e shkrirjes dhe të vlimit të substancave që përbëhen nga molekula rriten me rritjen e peshës molekulare.

Substancat molekulare përfshijnë substanca me strukturë atomike ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), ndër to ka metale dhe jometale.

Le të shqyrtojmë vetitë fizike të metaleve alkaline. Forca relativisht e ulët e lidhjes midis atomeve shkakton forcë të ulët mekanike: metalet alkali janë të buta dhe mund të priten lehtësisht me thikë.

Madhësitë e mëdha atomike çojnë në densitet të ulët të metaleve alkali: litiumi, natriumi dhe kaliumi janë edhe më të lehta se uji. Në grupin e metaleve alkali, pikat e vlimit dhe të shkrirjes zvogëlohen me rritjen e numrit atomik të elementit, sepse Madhësitë e atomeve rriten dhe lidhjet dobësohen.

Tek substancat jo molekulare strukturat përfshijnë komponime jonike. Shumica e komponimeve të metaleve me jometale kanë këtë strukturë: të gjitha kripërat ($NaCl, K_2SO_4$), disa hidride ($LiH$) dhe oksidet ($CaO, MgO, FeO$), bazat ($NaOH, KOH$). Substancat jonike (jo molekulare) kanë pika të larta shkrirjeje dhe vlimi.

Rrjeta kristalore

Lënda, siç dihet, mund të ekzistojë në tre gjendje grumbullimi: të gaztë, të lëngët dhe të ngurtë.

Lëndët e ngurta: amorf dhe kristalor.

Le të shqyrtojmë se si karakteristikat e lidhjeve kimike ndikojnë në vetitë e trupave të ngurtë. Lëndët e ngurta ndahen në kristalore Dhe amorfe.

Substancat amorfe nuk kanë një pikë të qartë shkrirjeje; kur nxehen, ato gradualisht zbuten dhe kthehen në një gjendje të lëngshme. Për shembull, plastelina dhe rrëshirat e ndryshme janë në gjendje amorfe.

Substancat kristalore karakterizohen nga rregullimi i saktë i grimcave nga të cilat përbëhen: atomet, molekulat dhe jonet - në pika të përcaktuara rreptësisht në hapësirë. Kur këto pika lidhen me vija të drejta, formohet një kornizë hapësinore, e quajtur një rrjetë kristalore. Pikat në të cilat ndodhen grimcat kristalore quhen nyje grilë.

Në varësi të llojit të grimcave të vendosura në nyjet e rrjetës kristalore dhe natyrës së lidhjes midis tyre, dallohen katër lloje të grilave kristalore: jonike, atomike, molekulare Dhe metalike.

Rrjetat jonike kristalore.

Jonike quhen rrjeta kristalore, në nyjet e të cilave ka jone. Ato formohen nga substanca me lidhje jonike, të cilat mund të lidhin si jonet e thjeshtë $Na^(+), Cl^(-)$ dhe kompleksin $SO_4^(2−), OH^-$. Për rrjedhojë, kripërat dhe disa okside dhe hidrokside të metaleve kanë rrjeta kristalore jonike. Për shembull, një kristal i klorurit të natriumit përbëhet nga jone të alternuara pozitive $Na^+$ dhe negative $Cl^-$, duke formuar një rrjetë në formë kubi. Lidhjet midis joneve në një kristal të tillë janë shumë të qëndrueshme. Prandaj, substancat me një rrjetë jonike karakterizohen nga fortësi dhe forcë relativisht e lartë, ato janë refraktare dhe jo të paqëndrueshme.

Rrjetat atomike kristalore.

Atomike quhen rrjeta kristalore, në nyjet e të cilave ka atome individuale. Në rrjeta të tilla, atomet janë të lidhur me njëri-tjetrin me lidhje kovalente shumë të forta. Një shembull i substancave me këtë lloj rrjetash kristalore është diamanti, një nga modifikimet alotropike të karbonit.

Shumica e substancave me një rrjetë kristalore atomike kanë pika shkrirjeje shumë të larta (për shembull, për diamantin është mbi 3500°C), ato janë të forta dhe të forta dhe praktikisht të patretshme.

Rrjetat molekulare kristalore.

molekulare të quajtura rrjeta kristalore, në nyjet e të cilave ndodhen molekulat. Lidhjet kimike në këto molekula mund të jenë polare ($HCl, H_2O$) dhe jopolare ($N_2, O_2$). Përkundër faktit se atomet brenda molekulave janë të lidhur me lidhje kovalente shumë të forta, forcat e dobëta ndërmolekulare të tërheqjes veprojnë midis vetë molekulave. Prandaj, substancat me rrjeta kristalore molekulare kanë fortësi të ulët, pikë shkrirjeje të ulët dhe janë të paqëndrueshme. Shumica e komponimeve organike të ngurta kanë rrjeta kristalore molekulare (naftalinë, glukozë, sheqer).

Rrjeta metalike kristal.

Substancat me lidhje metalike kanë rrjeta kristalore metalike. Në vendet e rrjetave të tilla ka atome dhe jone (ose atome ose jone, në të cilat atomet metalike shndërrohen lehtësisht, duke hequr dorë nga elektronet e tyre të jashtme "për përdorim të përbashkët"). Kjo strukturë e brendshme e metaleve përcakton vetitë e tyre fizike karakteristike: lakueshmëria, duktiliteti, përçueshmëria elektrike dhe termike, shkëlqimi karakteristik metalik.

Grimca më e vogël e një lënde është një molekulë e formuar si rezultat i bashkëveprimit të atomeve midis të cilave veprojnë lidhjet kimike ose lidhjet kimike. Doktrina e lidhjes kimike formon bazën e kimisë teorike. Një lidhje kimike ndodh kur dy (ndonjëherë më shumë) atome ndërveprojnë. Formimi i lidhjes ndodh me çlirimin e energjisë.

Një lidhje kimike është një ndërveprim që lidh atomet individuale në molekula, jone dhe kristale.

Lidhja kimike ka natyrë uniforme: është me origjinë elektrostatike. Por në përbërje të ndryshme kimike lidhja kimike është e llojeve të ndryshme; Llojet më të rëndësishme të lidhjeve kimike janë kovalente (jo polare, polare), jonike dhe metalike. Varietetet e këtyre llojeve të lidhjeve janë donator-akceptor, hidrogjen, etj. Një lidhje metalike ndodh midis atomeve të metalit.

Një lidhje kimike e kryer përmes formimit të një çifti të përbashkët, ose të përbashkët, ose disa palë elektronesh quhet kovalente. Çdo atom kontribuon me një elektron në formimin e një çifti të përbashkët elektronesh, d.m.th. merr pjesë "në pjesë të barabartë" (Lewis, 1916). Më poshtë janë diagramet e formimit të lidhjeve kimike në molekulat H2, F2, NH3 dhe CH4. Elektronet që i përkasin atomeve të ndryshme përfaqësohen me simbole të ndryshme.

Si rezultat i formimit të lidhjeve kimike, secili prej atomeve në molekulë ka një konfigurim të qëndrueshëm me dy dhe tetë elektrone.

Kur ndodh një lidhje kovalente, retë elektronike të atomeve mbivendosen për të formuar një re elektronike molekulare, të shoqëruar nga një fitim energjie. Reja e elektroneve molekulare ndodhet midis qendrave të të dy bërthamave dhe ka një densitet elektronik të rritur në krahasim me densitetin e resë elektronike atomike.

Zbatimi i një lidhje kovalente është i mundur vetëm në rastin e rrotullimeve antiparalele të elektroneve të paçiftuara që i përkasin atomeve të ndryshme. Me rrotullimet paralele të elektroneve, atomet nuk tërhiqen, por zmbrapsen: një lidhje kovalente nuk ndodh. Metoda e përshkrimit të një lidhjeje kimike, formimi i së cilës shoqërohet me një çift elektronik të përbashkët, quhet metoda e lidhjes valente (VBC).

Dispozitat themelore të MBC-së

Një lidhje kimike kovalente formohet nga dy elektrone me rrotullime të kundërta, dhe ky çift elektronik i përket dy atomeve.

Sa më shumë të mbivendosen retë elektronike ndërvepruese, aq më e fortë është lidhja kovalente.

Kur shkruani formula strukturore, çiftet e elektroneve që përcaktojnë lidhjen shpesh përshkruhen me viza (në vend të pikave që përfaqësojnë elektronet e përbashkëta).

Karakteristikat energjetike të një lidhjeje kimike janë të rëndësishme. Kur krijohet një lidhje kimike, energjia totale e sistemit (molekulës) është më e vogël se energjia komponentët(atomet), d.m.th. EAB<ЕА+ЕB.

Valenca është vetia e një atomi të një elementi kimik për të bashkuar ose zëvendësuar një numër të caktuar atomesh të një elementi tjetër. Nga ky këndvështrim, valenca e një atomi përcaktohet më lehtë nga numri i atomeve të hidrogjenit që formojnë lidhje kimike me të, ose nga numri i atomeve të hidrogjenit të zëvendësuar nga një atom i këtij elementi.

Me zhvillimin e koncepteve mekanike kuantike të atomit, valenca filloi të përcaktohet nga numri i elektroneve të paçiftuara të përfshira në formimin e lidhjeve kimike. Përveç elektroneve të paçiftuara, valenca e një atomi varet edhe nga numri i orbitaleve të zbrazëta dhe plotësisht të mbushura të shtresës së elektroneve të valencës.

Energjia lidhëse është energjia e lëshuar kur një molekulë formohet nga atomet. Energjia e lidhjes zakonisht shprehet në kJ/mol (ose kcal/mol). Kjo është një nga karakteristikat më të rëndësishme të një lidhjeje kimike. Sistemi që përmban më pak energji është më i qëndrueshëm. Dihet, për shembull, se atomet e hidrogjenit priren të bashkohen në një molekulë. Kjo do të thotë që një sistem i përbërë nga molekula H2 përmban më pak energji se një sistem i përbërë nga i njëjti numër atomesh H, por jo i kombinuar në molekula.

Oriz. 2.1 Varësia e energjisë potenciale E të një sistemi me dy atome hidrogjeni në distancën ndërbërthamore r: 1 - gjatë formimit të një lidhjeje kimike; 2 – pa arsimimin e saj.

Figura 2.1 tregon një kurbë energjie karakteristike të atomeve të hidrogjenit që ndërveprojnë. Afrimi i atomeve shoqërohet me çlirimin e energjisë, e cila do të jetë më e madhe sa më shumë të mbivendosen retë elektronike. Megjithatë, në kushte normale, për shkak të zmbrapsjes së Kulonit, është e pamundur të arrihet shkrirja e bërthamave të dy atomeve. Kjo do të thotë se në një distancë, në vend të tërheqjes së atomeve, do të ndodhë zmbrapsja e tyre. Kështu, distanca midis atomeve r0, e cila korrespondon me minimumin në kurbën e energjisë, do të korrespondojë me gjatësinë e lidhjes kimike (lakorja 1). Nëse rrotullimet e elektroneve të atomeve të hidrogjenit që ndërveprojnë janë të njëjta, atëherë do të ndodhë zmbrapsja e tyre (lakorja 2). Energjia e lidhjes për atome të ndryshme varion brenda intervalit 170-420 kJ/mol (40-100 kcal/mol).

Procesi i kalimit të elektroneve në një nënnivel ose nivel më të lartë të energjisë (d.m.th., procesi i ngacmimit ose avullimit, i cili u diskutua më herët) kërkon energji. Kur formohet një lidhje kimike, energjia çlirohet. Në mënyrë që një lidhje kimike të jetë e qëndrueshme, është e nevojshme që rritja e energjisë atomike për shkak të ngacmimit të jetë më e vogël se energjia e lidhjes kimike që krijohet. Me fjalë të tjera, është e nevojshme që energjia e shpenzuar për ngacmimin e atomeve të kompensohet nga çlirimi i energjisë për shkak të formimit të një lidhjeje.

Një lidhje kimike, përveç energjisë së lidhjes, karakterizohet nga gjatësia, shumëfishimi dhe polariteti. Për një molekulë që përbëhet nga më shumë se dy atome, këndet midis lidhjeve dhe polariteti i molekulës në tërësi janë të rëndësishme.

Shumësia e një lidhjeje përcaktohet nga numri i çifteve të elektroneve që lidhin dy atome. Kështu, në etanin H3C–CH3 lidhja midis atomeve të karbonit është e vetme, në etilen H2C=CH2 është e dyfishtë, në acetilen HCºCH është e trefishtë. Me rritjen e shumëfishimit të lidhjes, energjia e lidhjes rritet: energjia e lidhjes C–C është 339 kJ/mol, C=C - 611 kJ/mol dhe CºC - 833 kJ/mol.

Lidhja kimike midis atomeve shkaktohet nga mbivendosja e reve elektronike. Nëse mbivendosja ndodh përgjatë vijës që lidh bërthamat atomike, atëherë një lidhje e tillë quhet lidhje sigma (lidhja σ). Mund të formohet nga dy elektrone s, s- dhe p-elektrone, dy px-elektrone, s dhe d elektrone (për shembull):

Një lidhje kimike e kryer nga një çift elektronik quhet një lidhje e vetme. Një lidhje e vetme është gjithmonë një lidhje σ. Orbitalet e tipit s mund të formojnë vetëm lidhje σ.

Lidhja midis dy atomeve mund të realizohet nga më shumë se një palë elektrone. Kjo marrëdhënie quhet e shumëfishtë. Një shembull i formimit të një lidhjeje të shumëfishtë është molekula e azotit. Në një molekulë azoti, orbitalet px formojnë një lidhje σ. Kur një lidhje formohet nga orbitalet pz, lindin dy rajone
mbivendosjet - sipër dhe poshtë boshtit x:

Një lidhje e tillë quhet lidhje pi (lidhja π). Formimi i një lidhje π midis dy atomeve ndodh vetëm kur ato tashmë janë të lidhura me një lidhje σ. Lidhja e dytë π në molekulën e azotit formohet nga orbitalet py të atomeve. Kur krijohen lidhje π, retë elektronike mbivendosen më pak se në rastin e lidhjeve σ. Si rezultat, lidhjet π janë përgjithësisht më pak të forta se lidhjet σ të formuara nga të njëjtat orbitale atomike.

orbitalet p mund të formojnë të dyja lidhjet σ dhe π; në lidhjet e shumta, njëra prej tyre është domosdoshmërisht një lidhje σ: .

Kështu, nga tre lidhjet në një molekulë azoti, një është një lidhje σ dhe dy janë lidhje π.

Gjatësia e lidhjes është distanca midis bërthamave të atomeve të lidhura. Gjatësia e lidhjes në komponime të ndryshme është të dhjetat e nanometrit. Me rritjen e shumëfishimit, gjatësitë e lidhjeve zvogëlohen: gjatësitë e lidhjeve N–N, N=N dhe NºN janë të barabarta me 0,145; 0,125 dhe 0,109 nm (10-9 m), dhe gjatësitë e lidhjeve C-C, C=C dhe CºC janë, përkatësisht, 0,154; 0,134 dhe 0,120 nm.

Midis atomeve të ndryshme, një lidhje e pastër kovalente mund të shfaqet nëse elektronegativiteti (EO)1 i atomeve është i njëjtë. Molekula të tilla janë elektrosimetrike, d.m.th. "Qendrat e gravitetit" të ngarkesave pozitive të bërthamave dhe ngarkesave negative të elektroneve përkojnë në një pikë, prandaj quhen jo polare.

Nëse atomet lidhëse kanë EO të ndryshme, atëherë reja elektronike e vendosur midis tyre zhvendoset nga një pozicion simetrik më afër atomit me një EO më ​​të lartë:

Zhvendosja e resë elektronike quhet polarizim. Si rezultat i polarizimit të njëanshëm, qendrat e gravitetit të ngarkesave pozitive dhe negative në një molekulë nuk përkojnë në një pikë, dhe midis tyre shfaqet një distancë e caktuar (l). Molekula të tilla quhen polare ose dipole, dhe lidhja midis atomeve në to quhet polare.

Një lidhje polare është një lloj lidhjeje kovalente që ka pësuar polarizim të lehtë të njëanshëm. Distanca midis "qendrave të gravitetit" të ngarkesave pozitive dhe negative në një molekulë quhet gjatësia e dipolit. Natyrisht, sa më i madh të jetë polarizimi, aq më e madhe është gjatësia e dipolit dhe aq më i madh polariteti i molekulave. Për të vlerësuar polaritetin e molekulave, ato zakonisht përdorin momentin e përhershëm të dipolit (Mp), i cili është produkt i vlerës së ngarkesës elementare elektrike (e) dhe gjatësisë së dipolit (l), d.m.th. .

Momentet e dipolit maten në debyes D (D = 10-18 njësi elektrike × cm, pasi ngarkesa elementare është 4,810-10 njësi elektrike, dhe gjatësia e dipolit është mesatarisht e barabartë me distancën midis dy bërthamave atomike, d.m.th. 10-8 cm ) ose kulometra (C×m) (1 D = 3,33·10-30 C×m) (ngarkesa e elektronit 1,6·10-19 C e shumëzuar me distancën ndërmjet ngarkesave, për shembull, 0,1 nm, pastaj Mr = 1,6 10-19 × 1 × 10-10 = 1,6 10-29 C m). Momentet e përhershme të dipolit të molekulave variojnë nga zero në 10 D.

Për molekulat jopolare l = 0 dhe Мр = 0, d.m.th. nuk kanë një moment dipol. Për molekulat polare, Mr > 0 dhe arrin vlerat 3,5 – 4,0 D.

Me një ndryshim shumë të madh në EO midis atomeve, ekziston një polarizim i qartë i njëanshëm: reja elektronike e lidhjes zhvendoset sa më shumë që të jetë e mundur drejt atomit me OE më të lartë, atomet kthehen në jone të ngarkuar në mënyrë të kundërt dhe një molekulë jonike. duket:

Lidhja kovalente bëhet jonike. Asimetria elektrike e molekulave rritet, gjatësia e dipolit rritet dhe momenti i dipolit rritet në 10 D.

Momenti total i dipolit i një molekule komplekse mund të konsiderohet i barabartë me shumën vektoriale të momenteve dipole të lidhjeve individuale. Momenti i dipolit zakonisht konsiderohet të jetë i drejtuar nga fundi pozitiv i dipolit në negativ.

Polariteti i lidhjes mund të parashikohet duke përdorur EO relative të atomeve. Sa më i madh të jetë diferenca ndërmjet EO-ve relative të atomeve, aq më i theksuar është polariteti: DEO = 0 – lidhja kovalente jopolare; DEO = 0 – 2 – lidhje kovalente polare; DEO = 2 – lidhje jonike. Është më e saktë të flasim për shkallën e jonikitetit të një lidhjeje, pasi lidhjet nuk janë 100% jonike. Edhe në përbërjen CsF lidhja është vetëm 89% jonike.

Një lidhje kimike që lind për shkak të transferimit të elektroneve nga atomi në atom quhet jonike, dhe molekulat përkatëse komponimet kimike– jonike. Përbërjet jonike në gjendje të ngurtë karakterizohen nga një rrjetë kristalore jonike. Në gjendje të shkrirë dhe të tretur, ato përcjellin rrymë elektrike, kanë pika të larta shkrirjeje dhe vlimi dhe një moment të rëndësishëm dipol.

Nëse marrim parasysh përbërjet e elementeve të çdo periudhe me të njëjtin element, atëherë ndërsa kalojmë nga fillimi në fund të periudhës, natyra kryesisht jonike e lidhjes ndryshon në kovalente. Për shembull, në fluoridet e periudhës së 2-të LiF, BeF2, CF4, NF3, OF2, F2, shkalla e jonikitetit të lidhjes nga fluori litium dobësohet gradualisht dhe zëvendësohet nga një lidhje tipike kovalente në molekulën e fluorit.

Kështu, natyra e lidhjes kimike është e njëjtë: nuk ka asnjë ndryshim thelbësor në mekanizmin e formimit të lidhjeve kovalente polare dhe jonike. Këto lloj lidhjesh ndryshojnë vetëm në shkallën e polarizimit të resë elektronike të molekulës. Molekulat që rezultojnë ndryshojnë në gjatësinë e dipoleve dhe vlerat e momenteve të përhershme të dipolit. Në kimi, momenti dipol është shumë i rëndësishëm. Si rregull i përgjithshëm, sa më i madh të jetë momenti i dipolit, aq më i lartë është reaktiviteti i molekulave.

Mekanizmat e formimit të lidhjeve kimike

Metoda e lidhjes së valencës bën dallimin midis mekanizmave shkëmbyes dhe dhurues-pranues për formimin e një lidhjeje kimike.

Mekanizmi i shkëmbimit. Mekanizmi i shkëmbimit për formimin e një lidhjeje kimike përfshin rastet kur një elektron nga çdo atom merr pjesë në formimin e një çifti elektronik.

Në molekulat H2, Li2, Na2, lidhjet formohen për shkak të elektroneve s të paçiftuara të atomeve. Në molekulat F2 dhe Cl2 - për shkak të p-elektroneve të paçiftuara. Në molekulat HF ​​dhe HCl, lidhjet formohen nga s-elektrone të hidrogjenit dhe p-elektrone të halogjeneve.

Një tipar i formimit të komponimeve nga mekanizmi i shkëmbimit është ngopja, e cila tregon se atomi nuk formon ndonjë, por një numër të kufizuar lidhjesh. Numri i tyre, në veçanti, varet nga numri i elektroneve të valencës së paçiftuar.

Nga qelizat kuantike N dhe H mund të shohim se atomi i azotit ka 3

elektrone të paçiftuara, dhe atomi i hidrogjenit ka një. Parimi i ngopjes tregon se përbërja e qëndrueshme duhet të jetë NH3 dhe jo NH2, NH ose NH4. Sidoqoftë, ka molekula që përmbajnë një numër tek elektronet, për shembull, NO, NO2, ClO2. Të gjithë ata karakterizohen nga reaktivitet i shtuar.

Në faza të caktuara reaksionet kimike Mund të formohen edhe grupe të pangopura valente, të cilat quhen radikale, për shembull, H, NH2, O, CH3. Reaktiviteti i radikalëve është shumë i lartë dhe për këtë arsye jeta e tyre është zakonisht e shkurtër.

Mekanizmi dhurues-pranues

Dihet se komponimet e ngopura me valencë amoniaku NH3 dhe trifluoridi i borit BF3 reagojnë me njëri-tjetrin sipas reaksionit

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

Le të shqyrtojmë mekanizmin e këtij reagimi:

Mund të shihet se nga katër orbitalet e borit, tre janë të zëna, dhe një mbetet bosh. Në molekulën e amoniakut, të katër orbitalet e azotit janë të zëna, tre prej tyre janë të zëna nga mekanizmi i shkëmbimit me elektronet e azotit dhe hidrogjenit, dhe njëra përmban një çift elektronik, të dy elektronet i përkasin azotit. Një çift i tillë elektronik quhet çift elektronik i vetëm. Formimi i përbërjes H3N · BF3 ndodh për shkak të faktit se çifti elektronik i vetëm i amoniakut zë orbitalin e lirë të fluorit të borit. Në këtë rast, energjia potenciale e sistemit zvogëlohet dhe një sasi ekuivalente energjie lirohet. Një mekanizëm i tillë formimi quhet dhurues-pranues; një dhurues është një atom që dhuron çiftin e tij elektronik për të formuar një lidhje (në në këtë rast atomi i azotit); dhe atomi që, duke siguruar një orbitale të zbrazët, pranon një çift elektronik, quhet pranues (në këtë rast, atom bori). Një lidhje dhuruese-pranuese është një lloj lidhjeje kovalente.

Në përbërjen H3N · BF3, azoti dhe bor janë katërvalente. Atomi i azotit rrit valencën e tij nga 3 në 4 si rezultat i përdorimit të një çifti të vetëm elektronesh për të formuar një lidhje kimike shtesë. Atomi i borit rrit valencën e tij për shkak të pranisë së një orbitale të lirë në nivelin elektronik të valencës. Kështu, valenca e elementeve përcaktohet jo vetëm nga numri i elektroneve të paçiftuara, por edhe nga prania e çifteve të vetme të elektroneve dhe orbitaleve të lira në nivelin elektronik të valencës.

Një rast më i thjeshtë i formimit të një lidhjeje kimike nga mekanizmi dhurues-pranues është reagimi i amoniakut me një jon hidrogjeni:

. Rolin e pranuesit të çiftit elektronik e luan orbitalja e zbrazët e jonit të hidrogjenit. Në jonin e amonit NH4+, atomi i azotit është katërvalent.

Drejtimi i lidhjeve dhe hibridizimi i orbitaleve atomike

Një karakteristikë e rëndësishme e një molekule që përbëhet nga më shumë se dy atome është konfigurimi i saj gjeometrik. Është përcaktuar pozicioni relativ orbitalet atomike të përfshira në formimin e lidhjeve kimike.

Mbivendosja e reve elektronike është e mundur vetëm me një orientim të caktuar relativ të reve elektronike; në këtë rast, rajoni i mbivendosjes ndodhet në një drejtim të caktuar në lidhje me atomet që ndërveprojnë.

Kur krijohet një lidhje jonike, fusha elektrike e jonit ka simetri sferike dhe për këtë arsye lidhja jonike nuk është e drejtuar dhe e ngopur.

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

Këndi midis lidhjeve në një molekulë uji është 104.5°. Madhësia e tij mund të shpjegohet në bazë të koncepteve mekanike kuantike. Diagrami elektronik i atomit të oksigjenit 2s22p4. Dy orbitale p të paçiftuara janë të vendosura në një kënd prej 90 ° me njëra-tjetrën - mbivendosja maksimale e reve elektronike të orbitaleve s të atomeve të hidrogjenit me orbitalet p të një atomi oksigjeni do të ndodhë nëse lidhjet janë të vendosura në një kënd prej 90. °. Në një molekulë uji, lidhja O-H është polare. Ngarkesa pozitive efektive në atomin e hidrogjenit është δ+, në atomin e oksigjenit - δ-. Prandaj, rritja e këndit midis lidhjeve në 104,5° shpjegohet me zmbrapsjen e ngarkesave pozitive efektive të atomeve të hidrogjenit, si dhe të reve elektronike.

Elektronegativiteti i squfurit është dukshëm më i vogël se OE i oksigjenit. Prandaj, polariteti i lidhjes H-S në H2S është më i vogël se polariteti i lidhjes H-O në H2O, dhe gjatësia e lidhjes H-S (0,133 nm) është më e madhe se H-O (0,56 nm) dhe këndi ndërmjet lidhjeve i afrohet një këndi të drejtë. Për H2S është 92o, dhe për H2Se – 91o.

Për të njëjtat arsye, molekula e amoniakut ka një strukturë piramidale dhe këndi midis lidhjeve valore H–N–H është më i madh se një vijë e drejtë (107.3°). Kur lëvizni nga NH3 në PH3, AsH3 dhe SbH3, këndet midis lidhjeve janë përkatësisht 93.3°; 91.8o dhe 91.3o.

Hibridizimi i orbitaleve atomike

Një atom beriliumi i ngacmuar ka një konfigurim prej 2s12p1, një atom bori i ngacmuar ka një konfigurim prej 2s12p2 dhe një atom i ngacmuar karboni ka një konfigurim prej 2s12p3. Prandaj, mund të supozojmë se orbitale atomike jo të njëjta, por të ndryshme mund të marrin pjesë në formimin e lidhjeve kimike. Për shembull, në komponime të tilla si BeCl2, BeCl3, CCl4 duhet të ketë lidhje me forcë dhe drejtim të pabarabartë, dhe lidhjet σ nga orbitalet p duhet të jenë më të forta se lidhjet nga orbitalet s, sepse për orbitalet p ka kushte më të favorshme për mbivendosje. Megjithatë, përvoja tregon se në molekulat që përmbajnë atome qendrore me orbitale të ndryshme valente (s, p, d), të gjitha lidhjet janë ekuivalente. Një shpjegim për këtë është dhënë nga Slater dhe Pauling. Ata arritën në përfundimin se orbitale të ndryshme, jo shumë të ndryshme në energji, formojnë një numër përkatës orbitalesh hibride. Orbitalet hibride (të përziera) formohen nga orbitale të ndryshme atomike. Numri i orbitaleve hibride është i barabartë me numrin e orbitaleve atomike të përfshira në hibridizim. Orbitalet hibride janë identike në formën dhe energjinë e resë elektronike. Krahasuar me orbitalet atomike, ato janë më të zgjatura në drejtim të formimit të lidhjeve kimike dhe për këtë arsye sigurojnë mbivendosje më të mirë të reve elektronike.

Hibridizimi i orbitaleve atomike kërkon energji, kështu që orbitalet hibride në një atom të izoluar janë të paqëndrueshme dhe tentojnë të kthehen në AO të pastra. Kur krijohen lidhje kimike, orbitalet hibride stabilizohen. Për shkak të lidhjeve më të forta të formuara nga orbitalet hibride, më shumë energji lirohet nga sistemi dhe për këtë arsye sistemi bëhet më i qëndrueshëm.

sp-hibridizimi ndodh, për shembull, gjatë formimit të halogjeneve Be, Zn, Co dhe Hg (II). Në gjendjen e valencës, të gjitha halogjenet metalike përmbajnë elektrone s dhe p të paçiftuara në nivelin e duhur të energjisë. Kur formohet një molekulë, një orbitale s dhe një p formojnë dy orbitale hibride sp në një kënd prej 180°.

Të dhënat eksperimentale tregojnë se halidet Be, Zn, Cd dhe Hg(II) janë të gjitha lineare dhe të dy lidhjet janë të së njëjtës gjatësi.

hibridizimi sp2. Si rezultat i hibridizimit të një orbitale s dhe dy orbitaleve p, formohen tre orbitale hibride sp2, të vendosura në të njëjtin rrafsh në një kënd prej 120 ° me njëra-tjetrën.

Hibridizimi sp3 është karakteristik për komponimet e karbonit. Si rezultat i hibridizimit të një orbitale s dhe tre orbitaleve p, formohen katër orbitale hibride sp3, të drejtuara drejt kulmeve të tetraedrit me një kënd midis orbitaleve 109,5°.

Hibridizimi manifestohet në ekuivalencën e plotë të lidhjeve të një atomi karboni me atome të tjera në komponime, për shembull, në CH4, CCl4, C(CH3)4, etj.

Hibridizimi mund të përfshijë jo vetëm orbitalet s dhe p, por edhe orbitalet d dhe f.

Me hibridizimin sp3d2, formohen 6 re të barabarta. Është vërejtur në komponime të tilla si,.

Idetë për hibridizimin bëjnë të mundur të kuptohen tipare të tilla strukturore të molekulave që nuk mund të shpjegohen në asnjë mënyrë tjetër.

Hibridizimi i orbitaleve atomike (AO) çon në një zhvendosje të resë elektronike në drejtim të formimit të lidhjeve me atome të tjera. Si rezultat, zonat e mbivendosjes së orbitaleve hibride rezultojnë të jenë më të mëdha se sa për orbitalet e pastra dhe forca e lidhjes rritet.

Polarizueshmëria dhe efekti polarizues i joneve dhe molekulave

Në një fushë elektrike, një jon ose molekulë deformohet, d.m.th. në to ka një zhvendosje relative të bërthamave dhe elektroneve. Kjo deformueshmëri e joneve dhe molekulave quhet polarizueshmëri. Meqenëse elektronet e shtresës së jashtme janë më pak të lidhura ngushtë në atom, ato përjetojnë zhvendosje së pari.

Polarizimi i anioneve, si rregull, është dukshëm më i lartë se polarizimi i kationeve.

Me të njëjtën strukturë predha elektronike Polarizueshmëria e një joni zvogëlohet ndërsa ngarkesa pozitive rritet, për shembull, në serinë:

Për jonet e analogëve elektronikë, polarizimi rritet me rritjen e numrit të shtresave elektronike, për shembull: ose.

Polarizueshmëria e molekulave përcaktohet nga polarizueshmëria e atomeve të tyre përbërëse, konfigurimi gjeometrik, numri dhe shumësia e lidhjeve, etj. Një përfundim rreth polarizimit relativ është i mundur vetëm për molekulat e ndërtuara në mënyrë të ngjashme që ndryshojnë në një atom. Në këtë rast, ndryshimi në polarizimin e molekulave mund të gjykohet nga ndryshimi në polarizimin e atomeve.

Një fushë elektrike mund të krijohet ose nga një elektrodë e ngarkuar ose nga një jon. Kështu, vetë joni mund të ketë një efekt polarizues (polarizim) në jonet ose molekula të tjera. Efekti polarizues i një joni rritet me rritjen e ngarkesës së tij dhe zvogëlimin e rrezes.

Efekti polarizues i anioneve është, si rregull, shumë më pak se efekti polarizues i kationeve. Kjo shpjegohet me madhësinë e madhe të anioneve në krahasim me kationet.

Molekulat kanë një efekt polarizues nëse janë polare; Sa më i madh të jetë momenti dipol i molekulës, aq më i lartë është efekti polarizues.

Aftësia polarizuese rritet në seri, sepse rrezet rriten dhe fusha elektrike e krijuar nga joni zvogëlohet.

Lidhja hidrogjenore

Një lidhje hidrogjeni është lloj i veçantë lidhje kimike. Dihet se komponimet e hidrogjenit me jometale shumë elektronegative, si F, O, N, kanë pika vlimi anormalisht të larta. Nëse në seritë H2Te - H2Se - H2S pika e vlimit zvogëlohet natyrshëm, atëherë kur lëvizni nga H2S në H2O ka një kërcim të mprehtë në një rritje të kësaj temperature. E njëjta pamje vërehet në serinë e acideve hidrohalike. Kjo tregon praninë e një ndërveprimi specifik midis molekulave H2O dhe molekulave HF. Një ndërveprim i tillë duhet të vështirësojë ndarjen e molekulave nga njëra-tjetra, d.m.th. zvogëlojnë paqëndrueshmërinë e tyre dhe, rrjedhimisht, rrisin pikën e vlimit të substancave përkatëse. Për shkak të ndryshimit të madh në EO, lidhjet kimike H–F, H–O, H–N janë shumë të polarizuara. Prandaj, atomi i hidrogjenit ka një ngarkesë efektive pozitive (δ+), dhe atomet F, O dhe N kanë një tepricë të densitetit të elektroneve dhe janë të ngarkuar negativisht (d-). Për shkak të tërheqjes së Kulombit, atomi i hidrogjenit i ngarkuar pozitivisht i një molekule ndërvepron me atomin elektronegativ të një molekule tjetër. Për shkak të kësaj, molekulat tërhiqen nga njëra-tjetra (pikat e trasha tregojnë lidhje hidrogjeni).

Një lidhje hidrogjeni është një lidhje që formohet përmes një atomi hidrogjeni që është pjesë e njërës prej dy grimcave të lidhura (molekula ose jone). Energjia e një lidhjeje hidrogjeni (21–29 kJ/mol ose 5–7 kcal/mol) është afërsisht 10 herë më pak se energjia e një lidhjeje kimike konvencionale. Megjithatë, lidhja hidrogjenore përcakton ekzistencën e molekulave dimerike (H2O)2, (HF)2 dhe acidit formik në çifte.

Në një sërë kombinimesh atomesh HF, HO, HN, HCl, HS, energjia e lidhjes hidrogjenore zvogëlohet. Gjithashtu zvogëlohet me rritjen e temperaturës, kështu që substancat në gjendje avulli shfaqin lidhje hidrogjenore vetëm në një masë të vogël; është karakteristikë e substancave në gjendje të lëngët dhe të ngurtë. Substancat si uji, akulli, amoniaku i lëngshëm, acidet organike, alkoolet dhe fenolet shoqërohen në dimere, trimere dhe polimere. Në gjendje të lëngët, dimerët janë më të qëndrueshëm.

Ndërveprimet ndërmolekulare

Më parë, u konsideruan lidhjet që përcaktojnë formimin e molekulave nga atomet. Megjithatë, ekziston edhe ndërveprim ndërmjet molekulave. Ai bën që gazrat të kondensohen dhe të shndërrohen në lëngje dhe të ngurta. Formulimi i parë i forcave të ndërveprimit ndërmolekular u dha në 1871 nga Van der Waals. Prandaj, ato quhen forcat van der Waals. Forcat e ndërveprimit ndërmolekular mund të ndahen në orientuese, induktive dhe dispersive.

Molekulat polare, për shkak të bashkëveprimit elektrostatik të skajeve të kundërta të dipoleve, janë të orientuara në hapësirë ​​në mënyrë që skajet negative të dipoleve të disa molekulave të kthehen në pozitive.

skajet e dipoleve të molekulave të tjera (ndërveprimi ndërmolekular orientues).

Energjia e një ndërveprimi të tillë përcaktohet nga tërheqja elektrostatike e dy dipoleve. Sa më i madh të jetë dipoli, aq më i fortë është tërheqja ndërmolekulare (H2O, HCl).

Lëvizja termike e molekulave pengon orientimin e ndërsjellë të molekulave, prandaj, me rritjen e temperaturës, efekti i orientimit dobësohet. Ndërveprimi induktiv vërehet edhe në substancat me molekula polare, por zakonisht është shumë më i dobët se bashkëveprimi orientues.

Një molekulë polare mund të rrisë polaritetin e një molekule fqinje. Me fjalë të tjera, nën ndikimin e dipolit të një molekule, dipoli i një molekule tjetër mund të rritet, dhe një molekulë jo polare mund të bëhet polare:

b

Momenti i dipolit që rezulton nga polarizimi nga një molekulë ose jon tjetër quhet moment dipol i induktuar dhe vetë fenomeni quhet induksion. Kështu, ndërveprimi orientues duhet gjithmonë të mbivendoset mbi bashkëveprimin induktiv të molekulave.

Në rastin e molekulave jopolare (për shembull, H2, N2 ose atomet e gazit fisnik), nuk ka ndërveprim orientues dhe induktiv. Megjithatë, dihet se digjen hidrogjeni, azoti dhe gazrat fisnikë. Për të shpjeguar këto fakte, Londra prezantoi konceptin e forcave shpërndarëse të ndërveprimit ndërmolekular. Këto forca ndërveprojnë midis çdo atomi dhe molekule, pavarësisht nga struktura e tyre. Ato shkaktohen nga momentet e menjëhershme të dipoleve që ndodhin së bashku në një grup të madh atomesh:

Në çdo moment të caktuar në kohë, drejtimi i dipoleve mund të jetë i ndryshëm. Sidoqoftë, shfaqja e tyre e koordinuar siguron forca të dobëta ndërveprimi që çojnë në formimin e lëngjeve dhe të ngurta. Në veçanti, shkakton kalimin e gazeve fisnike në gjendje të lëngshme në temperatura të ulëta.

Kështu, komponenti më i vogël midis forcave që veprojnë midis molekulave është ndërveprimi i dispersionit. Midis molekulave me polaritet të vogël ose aspak (CH4, H2, HI), forcat vepruese janë kryesisht dispersive. Sa më i madh të jetë momenti i brendshëm i dipolit të molekulave, aq më të mëdha janë forcat orientuese të bashkëveprimit ndërmjet tyre.

Në një seri substancash të të njëjtit lloj, ndërveprimi i dispersionit rritet me rritjen e madhësive të atomeve që përbëjnë molekulat e këtyre substancave. Për shembull, në HCl, forcat e dispersionit përbëjnë 81% të ndërveprimit total ndërmolekular; për HBr kjo vlerë është 95%, dhe për HI - 99,5%.

Përshkrimi i lidhjeve kimike në metodën orbitale molekulare (MO).

Metoda BC përdoret gjerësisht nga kimistët. Në këtë metodë, një molekulë e madhe dhe komplekse shihet si e përbërë nga lidhje individuale me dy qendra dhe dy elektrone. Pranohet që elektronet përgjegjëse për lidhjen kimike janë të lokalizuara (të vendosura) midis dy atomeve. Metoda BC mund të zbatohet me sukses në shumicën e molekulave. Megjithatë, ka një sërë molekulash për të cilat kjo metodë nuk është e zbatueshme ose përfundimet e saj janë në kundërshtim me eksperimentin.

Është vërtetuar se në një numër rastesh rolin vendimtar në formimin e një lidhjeje kimike e luajnë jo çiftet e elektroneve, por elektronet individuale. Mundësia e një lidhjeje kimike duke përdorur një elektron tregohet nga ekzistenca e një joni. Kur ky jon formohet nga një atom hidrogjeni dhe një jon hidrogjeni, lirohet 255 kJ (61 kcal) energji. Kështu, lidhja kimike në jon është mjaft e fortë.

Nëse përpiqemi të përshkruajmë lidhjen kimike në një molekulë oksigjeni duke përdorur metodën BC, do të arrijmë në përfundimin se, së pari, ajo duhet të jetë e dyfishtë (lidhjet σ- dhe p), dhe së dyti, në molekulën e oksigjenit të gjitha elektronet duhet të të jetë çift, d.m.th. molekula O2 duhet të jetë diamagnetike. [Tek substancat diamagnetike, atomet nuk kanë një moment magnetik të përhershëm dhe substanca shtyhet jashtë fushës magnetike. Një substancë paramagnetike është ajo atomet ose molekulat e së cilës kanë një moment magnetik dhe ka vetinë të tërhiqet në një fushë magnetike]. Të dhënat eksperimentale tregojnë se energjia e lidhjes në molekulën e oksigjenit është vërtet e dyfishtë, por molekula nuk është diamagnetike, por paramagnetike. Ka dy elektrone të paçiftuar. Metoda BC është e pafuqishme për të shpjeguar këtë fakt.

Metoda më e mirë për interpretimin mekanik kuantik të lidhjeve kimike aktualisht konsiderohet të jetë metoda orbitale molekulare (MO). Megjithatë, ai është shumë më e komplikuar se metoda BC nuk është aq vizual sa i fundit.

Metoda MO i konsideron të gjitha elektronet e një molekule të jenë në orbitale molekulare. Në një molekulë, një elektron ndodhet në një MO të caktuar, të përshkruar nga funksioni valor përkatës ψ.

Llojet e MO. Kur një elektron i një atomi, me afrimin, bie në sferën e veprimit të një atomi tjetër, natyra e lëvizjes, dhe rrjedhimisht funksioni valor i elektronit, ndryshon. Në molekulën që rezulton, funksionet valore, ose orbitalet, të elektroneve janë të panjohura. Ka disa mënyra për të përcaktuar llojin e MO bazuar në AO të njohura. Më shpesh, MO-të përftohen nga kombinimi linear i orbitaleve atomike (LCAO). Parimi Pauli, rregulli i Hundit dhe parimi i energjisë më të vogël janë gjithashtu të vlefshëm për metodën MO.

Oriz. 2.2 Formimi i orbitaleve molekulare lidhëse dhe antilidhëse nga orbitalet atomike.

Në formën e tij më të thjeshtë grafike, MO-të, si LCAO, mund të merren duke shtuar ose zbritur funksionet e valës. Figura 2.2 tregon formimin e MO-ve lidhëse dhe antilidhëse nga AO fillestare.

AO-të mund të formojnë MO nëse energjitë e AO-ve përkatëse janë të afërta në vlerë dhe AO-të kanë të njëjtën simetri në lidhje me boshtin e lidhjes.

Funksionet valore, ose orbitalet, të hidrogjenit 1 mund të japin dy kombinime lineare - një kur shtohet, tjetra kur zbritet (Fig. 2.2).

Kur funksionet valore mblidhen, në rajonin e mbivendosjes, dendësia e resë elektronike, proporcionale me ψ2, bëhet më e madhe, krijohet një ngarkesë negative e tepërt midis bërthamave atomike dhe bërthamat atomike tërhiqen nga ajo. Një MO e përftuar duke shtuar funksionet valore të atomeve të hidrogjenit quhet MO lidhëse.

Nëse zbriten funksionet e valës, atëherë në rajonin midis bërthamave atomike densiteti i resë elektronike bëhet zero, reja e elektroneve "shtyhet" nga rajoni i vendosur midis atomeve. MO që rezulton nuk mund të lidhë atomet dhe quhet antilidhje.

Meqenëse orbitalet s të hidrogjenit formojnë vetëm një lidhje σ, MO-të që rezultojnë caktohen σcв dhe σр. MO-të e formuara nga orbitalet atomike 1s emërtohen σcв1 dhe σр1.

Në lidhjen MO, energjia potenciale (dhe totale) e elektroneve rezulton të jetë më e vogël se në AO, dhe në MO antilidhja është më e madhe. Në vlerë absolute, rritja e energjisë së elektroneve në orbitalet antilidhëse është disi më e madhe se ulja e energjisë në orbitalet lidhëse. Një elektron i vendosur në një orbitale lidhëse siguron lidhjen midis atomeve, duke stabilizuar molekulën, dhe një elektron në një orbitale antilidhëse destabilizon molekulën, d.m.th. lidhja midis atomeve dobësohet. Erazr. > Esv.

MO-të formohen gjithashtu nga orbitalet 2p me të njëjtën simetri: orbitalet σ lidhëse dhe antilidhëse nga orbitalet 2p të vendosura përgjatë boshtit x. Ato janë caktuar σcв2р dhe ср2р. Orbitalet p lidhëse dhe antilidhëse formohen nga orbitalet 2pz. Ato janë caktuar përkatësisht πсв2рz, πp2pz. Orbitalet πsv2py dhe πρ2у formohen në mënyrë të ngjashme.

Plotësimi i MO. Mbushja e MO me elektrone ndodh në rendin e rritjes së energjisë orbitale. Nëse MO-të kanë të njëjtën energji (orbitale πst ose πp), atëherë mbushja ndodh sipas rregullit të Hundit në mënyrë që momenti i rrotullimit të molekulës të jetë më i madhi. Çdo MO, si një atomike, mund të strehojë dy elektrone. Siç u përmend, vetitë magnetike të atomeve ose molekulave varen nga prania e elektroneve të paçiftuara: nëse një molekulë ka elektrone të paçiftëzuara, atëherë ajo është paramagnetike, nëse jo, është diamagnetike.

Merrni parasysh jonin.

Nga diagrami shihet qartë se elektroni i vetëm ndodhet përgjatë σcв - MO. Formohet një përbërje e qëndrueshme me një energji lidhëse prej 255 kJ/mol dhe një gjatësi lidhjeje prej 0,106 nm. Joni molekular është paramagnetik. Nëse supozojmë se shumëfishimi i lidhjes, si në metodën BC, përcaktohet nga numri i çifteve të elektroneve, atëherë shumëfishimi i lidhjes në është i barabartë me ½. Procesi i formimit mund të shkruhet si më poshtë:

Kjo hyrje do të thotë se ka një elektron në σc MO i formuar nga një AO 1s.

Molekula e zakonshme e hidrogjenit tashmë përmban dy elektrone me rrotullime të kundërta në orbitalën σcв1s: . Energjia e lidhjes në H2 është më e madhe se në H2 - 435 kJ/mol, dhe gjatësia e lidhjes (0,074 nm) është më e shkurtër. Molekula H2 përmban një lidhje të vetme dhe molekula është diamagnetike.

Oriz. 2.3. Diagrami energjetik i AO dhe MO në një sistem me dy atome hidrogjeni.

Joni molekular (+He+ ® He+2[(sсв1s)2(sр1s)1]) ka tashmë një elektron në orbitalën σshkarkuese 1s. Energjia e lidhjes është 238 kJ/mol (e reduktuar në krahasim me H2), dhe gjatësia e lidhjes (0,108 nm) është rritur. Shumësia e lidhjes është ½ (shumësia e lidhjes është e barabartë me gjysmën e diferencës në numrin e elektroneve në orbitalet e lidhjes dhe antilidhjes).

Një molekulë hipotetike He2 do të kishte dy elektrone në orbitalën σcв1s dhe dy elektrone në orbitalën σр1s. Meqenëse një elektron në orbitalën antilidhëse shkatërron efektin lidhës të elektronit në orbitalin lidhës, molekula He2 nuk mund të ekzistojë. Metoda BC çon në të njëjtin përfundim.

Rendi në të cilin MO mbushen me elektrone gjatë formimit të molekulave sipas elementeve të periudhës II është paraqitur më poshtë. Në përputhje me diagramet, molekulat B2 dhe O2 janë paramagnetike dhe molekula Be2 nuk mund të ekzistojë.

Formimi i molekulave nga atomet e elementeve të periudhës II mund të shkruhet si më poshtë (K - shtresat e brendshme elektronike):

Vetitë fizike të molekulave dhe MMO-ve

Ekzistenca e MO-ve lidhëse dhe liruese është konfirmuar vetitë fizike molekulat. Metoda MO na lejon të parashikojmë se nëse, gjatë formimit të një molekule nga atomet, elektronet në molekulë bien në orbitale lidhëse, atëherë potencialet e jonizimit të molekulave duhet të jenë më të mëdha se potencialet jonizuese të atomeve, dhe nëse elektronet bien në orbitale antilidhëse, pastaj anasjelltas.

Kështu, potencialet jonizuese të molekulave të hidrogjenit dhe azotit (orbitalet lidhëse) - përkatësisht 1485 dhe 1500 kJ/mol - janë më të mëdha se potencialet jonizuese të atomeve të hidrogjenit dhe azotit - 1310 dhe 1390 kJ/mol, dhe potencialet e jonizimit të oksigjenit dhe molekulat e fluorit (orbitalet antilidhëse) - 1170 dhe 1523 kJ/mol janë më të vogla se ato të atomeve përkatëse - 1310 dhe 1670 kJ/mol. Kur molekulat jonizohen, forca e lidhjes zvogëlohet nëse një elektron hiqet nga një orbital lidhës (H2 dhe N2), dhe rritet nëse një elektron hiqet nga një orbitale antilidhëse (O2 dhe F2).

Molekula diatomike me atome të ndryshme

MO për molekulat me atome të ndryshme (NO, CO) ndërtohen në mënyrë të ngjashme nëse atomet fillestare nuk ndryshojnë shumë në vlerat e potencialit të jonizimit. Për molekulën CO, për shembull, kemi:

Energjitë AO të atomit të oksigjenit janë më të ulëta se energjitë e orbitaleve përkatëse të karbonit (1080 kJ/mol); ato ndodhen më afër bërthamës. 10 elektronet e pranishme në atomet fillestare në shtresat e jashtme mbushin orbitalet lidhëse scb2s dhe sp2s antilidhëse dhe orbitalet lidhëse dhe pscb2ry,z. Molekula e CO rezulton të jetë izoelektronike me molekulën N2. Energjia lidhëse e atomeve në një molekulë CO (1105 kJ/mol) është edhe më e madhe se në një molekulë azoti (940 kJ/mol). Gjatësia e lidhjes C–O është 0,113 nm.

JO molekulë

ka një elektron në orbitalën antilidhëse. Si rezultat, energjia e lidhjes së NO (680 kJ/mol) është më e ulët se ajo e N2 ose CO. Heqja e një elektroni nga molekula e NO (jonizimi për të formuar NO+) rrit energjinë e lidhjes së atomeve në 1050–1080 kJ/mol.

Le të shqyrtojmë formimin e MO në molekulën e fluorit të hidrogjenit HF. Meqenëse potenciali jonizues i fluorit (17.4 eV ose 1670 kJ/mol) është më i madh se ai i hidrogjenit (13.6 eV ose 1310 kJ/mol), orbitalet 2p të fluorit kanë energji më të ulët se orbitalja 1s e hidrogjenit. Për shkak të ndryshimit të madh në energji, orbitalja 1s e atomit të hidrogjenit dhe orbitalja 2s e atomit të fluorit nuk ndërveprojnë. Kështu, orbitali 2s i fluorit bëhet pa ndryshuar energjinë e MO në HF. Orbitale të tilla quhen orbitale jo-lidhëse. Orbitalet 2py dhe 2рz të fluorit gjithashtu nuk mund të ndërveprojnë me orbitalin 1s të hidrogjenit për shkak të ndryshimit në simetri në lidhje me boshtin e lidhjes. Ato gjithashtu bëhen MO jodetyruese. MO-të lidhëse dhe antilidhëse formohen nga orbitalja 1s e hidrogjenit dhe orbitalja 2px e fluorit. Atomet e hidrogjenit dhe fluorit lidhen me një lidhje dy-elektronike me një energji prej 560 kJ/mol.

Bibliografi

Glinka N.L. kimia e përgjithshme. – M.: Kimi, 1978. – F. 111-153.

Shimanovich I.E., Pavlovich M.L., Tikavyy V.F., Malashko P.M. Kimia e përgjithshme në formula, përkufizime, diagrame. – Mn.: Universitetskaya, 1996. – F. 51-77.

Vorobyov V.K., Eliseev S.Yu., Vrublevsky A.V. Praktike dhe punë e pavarur në kimi. – Mn.: UE “Donarit”, 2005. – F. 21-30.

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

О 2s 2 2p 4 О -1е = О +

Një shpjegim tjetër për formimin e një lidhjeje të trefishtë në molekulën e CO është i mundur.

Një atom karboni i pangacmuar ka 2 elektrone të paçiftuar, të cilët mund të formojnë 2 çifte elektronike të përbashkëta me 2 elektrone të paçiftuara të atomit të oksigjenit (sipas mekanizmit të shkëmbimit). Megjithatë, 2 p-elektronet e çiftëzuara të pranishme në atomin e oksigjenit mund të formojnë një lidhje kimike të trefishtë, pasi atomi i karbonit ka një qelizë të pambushur që mund të pranojë këtë palë elektrone.

Një lidhje e trefishtë formohet nga një mekanizëm dhurues-pranues, drejtimi i shigjetës është nga dhuruesi i oksigjenit tek pranuesi - karboni.

Ashtu si N 2 - CO ka një energji të lartë disociimi (1069 kJ), është pak i tretshëm në ujë dhe kimikisht inert. CO është një gaz pa ngjyrë dhe erë, indiferent, që nuk krijon kripë dhe nuk ndërvepron me alkalet acide dhe ujin në kushte normale. Helmuese, sepse ndërvepron me hekurin, i cili është pjesë e hemoglobinës. Kur temperatura rritet ose rrezatohet, ajo shfaq vetitë e një agjenti reduktues.

Faturë:

në industri

CO 2 + C « 2 CO

2C + O 2 ® 2CO

në laborator: H2SO4, t

HCOOH® CO + H2O;

H2SO4t

H 2 C 2 O 4 ® CO + CO 2 + H 2 O.

CO reagon vetëm në temperatura të larta.

Molekula e CO ka një afinitet të lartë për oksigjenin dhe digjet për të formuar CO 2:

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

Për shkak të afinitetit të tij të lartë për oksigjenin, CO përdoret si agjent reduktues për oksidet e shumë metaleve të rënda (Fe, Co, Pb, etj.).

CO + Cl 2 = COCl 2 (fosgjen)

CO + NH 3 ® HCN + H 2 O H – C º N

CO + H 2 O « CO 2 + H 2

CO+S®COS

Me interes më të madh janë karbonilet metalike (përdoren për të marrë metale të pastra). Lidhja kimike ndodh sipas mekanizmit dhurues-pranues; mbivendosja p ndodh sipas mekanizmit dativ.

5CO + Fe ® (pentakarbonil hekuri)

Të gjitha karbonilet janë substanca diamagnetike, të karakterizuara me forcë të ulët; kur nxehen, karbonilet dekompozohen

→ 4CO + Ni (karbonil nikel).

Ashtu si CO, karbonilet metalike janë toksike.

Lidhja kimike në një molekulë CO 2

Në një molekulë CO 2 sp- hibridizimi i atomit të karbonit. Dy orbitale të hibridizuara sp formojnë 2 lidhje s me atomet e oksigjenit, dhe orbitalet p të pahibridizuara të mbetura të karbonit formojnë lidhje p me dy orbitale p të atomeve të oksigjenit, të cilat ndodhen në rrafshe pingul me njëri-tjetrin.

O ═ C ═ O

Nën presion 60 atm. dhe në temperaturën e dhomës, CO 2 kondensohet në një lëng pa ngjyrë. Me ftohje të fortë, CO 2 i lëngshëm ngurtësohet në një masë të bardhë si bora, duke u sublimuar në P = 1 atm dhe t = 195 K (-78 °). Masa e ngurtë e ngjeshur quhet akull i thatë; CO 2 nuk mbështet djegien. Vetëm substancat që kanë një afinitet më të lartë për oksigjenin sesa karboni digjen në të: për shembull,

2Mg + CO 2 ® 2MgO + C.

CO 2 reagon me NH 3:

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

(karbamid, ure)

2СО 2 + 2Na 2 O 2 ® 2Na 2 CO 3 + O 2

Ureja dekompozohet nga uji:

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

Celuloza është një karbohidrate që përbëhet nga mbetjet e b-glukozës. Ajo sintetizohet në bimë sipas skemës së mëposhtme

klorofilit

6CO 2 + 6H 2 O ® C 6 H 12 O 6 + 6O 2 fotosinteza e glukozës

CO 2 merret duke përdorur teknologjinë:

2NaHCO 3 ® Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2

nga koksi C + O 2 ® CO 2

Në laborator (në aparatin Kipp):

.

Acidi karbonik dhe kripërat e tij

Duke u tretur në ujë, dioksidi i karbonit ndërvepron pjesërisht me të, duke formuar acidin karbonik H 2 CO 3; në këtë rast vendosen ekuilibrat:

K 1 = 4 × 10 -7 K 2 = 4,8 × 10 -11 - acid dibazik i dobët, i paqëndrueshëm, me përmbajtje oksigjeni. Hidrokarbonatet janë të tretshëm në H 2 O. Karbonatet janë të patretshme në ujë, me përjashtim të karbonateve të metaleve alkaline, Li 2 CO 3 dhe (NH 4) 2 CO 3. Kripërat acide të acidit karbonik përgatiten duke kaluar CO 2 të tepërt në një tretësirë ​​ujore të karbonatit:

ose me shtim graduale (pikë pas pike). acid i fortë në një tepricë të tretësirës ujore të karbonatit:

Na 2 CO 3 + HNO 3 ® NaHCO 3 + NaNO 3

Kur ndërveprojnë me alkalet ose ngrohen (kalcinimi), kripërat acidike kthehen në të mesme:

Kripërat hidrolizohen sipas ekuacionit:

Unë skenoj

Për shkak të hidrolizës së plotë, karbonatet Gr 3+, Al 3+, Ti 4+, Zr 4+ etj., nuk mund të izolohen nga tretësirat ujore.

Rëndësia praktike kanë kripëra - Na 2 CO 3 (sode), CaCO 3 (shumës, mermer, gur gëlqeror), K 2 CO 3 (potasë), NaHCO 3 (sodë buke), Ca (HCO 3) 2 dhe Mg (HCO 3) 2 përcaktojnë fortësia karbonate e ujit.

Disulfidi i karbonit (CS 2)

Kur nxehet (750-1000°C), karboni reagon me squfurin, duke formuar disulfidi i karbonit, tretës organik (lëng i paqëndrueshëm pa ngjyrë, substancë reaktive), i ndezshëm dhe i paqëndrueshëm.

Avujt e CS 2 janë helmues, përdoren për tymosjen (tymosjen) e hambarëve kundër dëmtuesve të insekteve dhe në mjekësinë veterinare për trajtimin e askariazës tek kuajt. Në teknologji - një tretës për rrëshirat, yndyrnat, jodin.

Me sulfide metalike, CS 2 formon kripëra të acidit tiokarbonik - tiokarbonatet.

Ky reagim është i ngjashëm me procesin

Tiokarbonatet– substanca kristalore të verdha. Kur ekspozohet ndaj acideve, acidi tiokarbonik i lirë lirohet.

Është më i qëndrueshëm se H 2 CO 3 dhe në temperatura të ulëta lirohet nga tretësira në formën e një lëngu vajor të verdhë që zbërthehet lehtësisht në:

Komponimet e karbonit me azot (CN) 2 ose C 2 N 2 - cician, gaz pa ngjyrë shumë i ndezshëm. Cianidi i pastër i thatë përgatitet duke ngrohur sublimin me cianid merkuri(II).

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

Mënyra të tjera për të marrë:

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

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

Cicyanina ka veti të ngjashme me halogjenet në formën molekulare X2. Pra, në një mjedis alkalik, ai, si halogjenet, është në disproporcion:

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

Cianidi i hidrogjenit- HCN (), një përbërje kovalente, një gaz që tretet në ujë për të formuar acidin hidrocianik (një lëng pa ngjyrë dhe kripërat e tij janë jashtëzakonisht helmues). Merrni:

Cianidi i hidrogjenit prodhohet në mënyrë industriale përmes reaksioneve katalitike.

2CH 4 + 3O 2 + 2NH 3 ® 2HCN + 6H 2 O.

Kripërat e acidit hidrocianik - cianidet - i nënshtrohen hidrolizës së rëndë. CN - është një jon izoelektronik ndaj molekulës së CO dhe përfshihet si ligand në një numër të madh kompleksesh të elementeve d.

Trajtimi i cianidit kërkon masa të rrepta paraprake. NË bujqësia përdoret për të luftuar dëmtuesit veçanërisht të rrezikshëm të insekteve.

Cianidet fitohen:

Përbërjet e karbonit me gjendje oksidimi negativ:

1) kovalente (SiC carborundum) ;

2) jokovalente;

3) karbitet e metaleve.

Kovalenti jonik zbërthehet me ujë, duke lëshuar gaz; në varësi të llojit të gazit që lirohet, ato ndahen në:

metanidet(CH 4 është lëshuar)

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

acetilenidet(C 2 H 2 është lëshuar)

H 2 C 2 + AgNO 3 ® Ag 2 C 2 + HNO 3

Karbitet e metaleve janë komponime me përbërje stoikiometrike të formuara nga elementët e grupeve 4, 7, 8 përmes futjes së atomeve Me në rrjetën kristalore të karbonit.

Kimia e silikonit

Dallimi midis kimisë së silikonit dhe karbonit është për shkak të madhësisë së madhe të atomit të tij dhe mundësisë së përdorimit të orbitaleve 3d. Për shkak të kësaj, lidhjet Si - O - Si, Si - F janë më të forta se ato të karbonit.

Për silikonin njihen oksidet e përbërjes SiO dhe SiO 2. Monoksidi i silikonit ekziston vetëm në fazën e gazit në temperatura të larta në një atmosferë inerte; oksidohet lehtësisht nga oksigjeni për të formuar oksidin më të qëndrueshëm SiO 2.

2SiO + О 2 t ® 2SiO 2

SiO2– silicë, ka disa modifikime kristalore. Temperatura e ulët - kuarci, ka veti piezoelektrike. Varietetet natyrore të kuarcit: kristal shkëmbi, topaz, ametist. Varietetet e silicës - kalcedoni, opal, agat, rërë.

Njihet një shumëllojshmëri e gjerë silikatesh (më saktë, oksosilikate). Në strukturën e tyre model i përgjithshëm: të gjitha përbëhen nga SiO 4 4- tetraedra, të cilat janë të lidhura me njëra-tjetrën nëpërmjet një atomi oksigjeni.

Kombinimet e tetraedrave mund të lidhen në zinxhirë, shirita, rrjeta dhe korniza.

Silikate natyrore të rëndësishme janë talku 3MgO×H 2 O×4SiO 2, 3MgO×2H 2 O×2SiO 2 asbesti.

Ashtu si SiO 2, silikatet karakterizohen nga një gjendje qelqi (amorfe). Me kristalizimin e kontrolluar, është e mundur të merret një gjendje kristalore e imët - qeramika xhami - materiale me forcë të shtuar. Aluminosilikatet janë të zakonshme në natyrë - ortosilikate kornizë; disa atome Si zëvendësohen nga Al, për shembull Na 12 [(Si,Al)O 4 ] 12.

Halidi më i qëndrueshëm, SiF 4, dekompozohet vetëm nën ndikimin e një shkarkimi elektrik.

Acidi heksafluorsilicik (në forcë të afërt me H 2 SO 4).

(SiS 2) n – substancë polimerike, zbërthehet me ujë:

Acidet silicike.

Acidet silicike përkatëse SiO 2 nuk kanë një përbërje specifike; ato zakonisht shkruhen në formën xH 2 O ySiO 2 - komponimet polimer

E njohur:

H 2 SiO 3 (H 2 O × SiO 2) - metasilicon (nuk ekziston në të vërtetë)

H 4 SiO 4 (2H 2 O×SiO 2) - ortosilikon (më i thjeshti që ekziston vetëm në tretësirë)

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

Acidet silicike janë substanca pak të tretshme; H 4 SiO 4 karakterizohet nga një gjendje koloidale, si një acid më i dobët se acidi karbonik (Si është më pak metalik se C).

Në tretësirat ujore, ndodh kondensimi i acidit ortosilicik, duke rezultuar në formimin e acideve polisilicike.

Silikatet janë kripëra të acideve silicike, të patretshme në ujë, me përjashtim të silikateve të metaleve alkali.

Silikatet e tretshme hidrolizohen sipas ekuacionit

Zgjidhjet në formë pelte të kripërave të natriumit të acideve polisilicike quhen "xham i lëngshëm". Përdoret gjerësisht si ngjitës silikat dhe si ruajtës druri.

Nga shkrirja e Na 2 CO 3 , CaCO 3 dhe SiO 2 , fitohet qelqi, i cili është një tretësirë ​​reciproke e superftohur e kripërave të acideve polisilicike.

6SiO 2 + Na 2 CO 3 + CaCO 3 ® Na 2 O × CaO × 6SiO 2 + 2CO 2 Silikati shkruhet si një oksid i përzier.

Silikatet përdoren më së shumti në ndërtim. Vendi i parë në botë në prodhimin e produkteve silikate - çimento, 2 - tulla, 3 - xhami.

Qeramika ndërtimi – tjegulla, tuba qeramike. Për prodhimin e produkteve sanitare - qelqi, porcelani, enë balte, qeramika balte.

Fig.1. Rrezet orbitale të elementeve (r a) dhe gjatësia e lidhjes kimike me një elektron (d)

Lidhja kimike më e thjeshtë me një elektron krijohet nga një elektron i vetëm valence. Rezulton se një elektron është i aftë të mbajë së bashku dy jone të ngarkuar pozitivisht. Në një lidhje me një elektron, forcat refuzuese të Kulombit të grimcave të ngarkuara pozitivisht kompensohen nga forcat e Kulonit të tërheqjes së këtyre grimcave në një elektron të ngarkuar negativisht. Elektroni i valencës bëhet i përbashkët për dy bërthamat e molekulës.

Shembuj të komponimeve të tilla kimike janë jonet molekulare: H 2 +, Li 2 +, Na 2 +, K 2 +, Rb 2 +, Cs 2 +:

Lidhjet kovalente polare ndodhin në molekulat diatomike heteronukleare (Fig. 3). Çifti elektronik i lidhjes në një lidhje kimike polare afrohet më afër atomit me një potencial jonizimi të parë më të lartë.

Duke karakterizuar struktura hapësinore Për molekulat polare, distanca d midis bërthamave atomike mund të konsiderohet përafërsisht si shuma e rrezeve kovalente të atomeve përkatëse.

Karakteristikat e disa substancave polare

Zhvendosja e një çifti elektronik lidhës në një nga bërthamat e një molekule polare çon në shfaqjen e një dipoli elektrik (elektrodinamika) (Fig. 4).

Distanca midis qendrave të gravitetit të ngarkesave pozitive dhe negative quhet gjatësia e dipolit. Polariteti i një molekule, si dhe polariteti i një lidhjeje, vlerësohet nga vlera e momentit të dipolit μ, i cili është prodhimi i gjatësisë së dipolit l dhe vlerës së ngarkesës elektronike:

Lidhje kovalente të shumëfishta

Lidhjet e shumta kovalente përfaqësohen nga të pangopura komponimet organike që përmbajnë lidhje kimike të dyfishta dhe të trefishta. Për të përshkruar natyrën e përbërjeve të pangopura, L. Pauling prezanton konceptet e lidhjeve sigma dhe π, hibridizimi i orbitaleve atomike.

Hibridizimi Pauling për dy elektrone S dhe dy p bëri të mundur shpjegimin e drejtimit të lidhjeve kimike, në veçanti konfigurimin tetraedral të metanit. Për të shpjeguar strukturën e etilenit, nga katër elektrone ekuivalente Sp 3 të atomit të karbonit, një p-elektron duhet të izolohet për të formuar një lidhje shtesë, të quajtur lidhje π. Në këtë rast, tre orbitalet hibride të mbetura Sp 2 janë të vendosura në rrafsh në një kënd prej 120° dhe formojnë lidhje bazë, për shembull, një molekulë planare etileni (Fig. 5).

Në teorinë e re të Pauling, të gjitha elektronet lidhëse u bënë të barabarta dhe të barabarta nga vija që lidh bërthamat e molekulës. Teoria e Pauling-ut për lidhjen kimike të përkulur mori parasysh interpretimin statistikor të funksionit të valës M. Born dhe korrelacionin elektronik Coulomb të elektroneve. Një kuptim fizik është shfaqur - natyra e një lidhjeje kimike përcaktohet plotësisht nga ndërveprimi elektrik i bërthamave dhe elektroneve. Sa më shumë elektrone të lidhjes, aq më e vogël është distanca ndërbërthamore dhe aq më e fortë është lidhja kimike midis atomeve të karbonit.

Lidhja kimike me tre qendra

Zhvillimi i mëtejshëm i ideve rreth lidhjeve kimike u dha nga kimisti fizik amerikan W. Lipscomb, i cili zhvilloi teorinë e lidhjeve treqendrore me dy elektrone dhe një teori topologjike që bën të mundur parashikimin e strukturës së disa hidrideve të borit (hidridet e hidrogjenit ).

Një çift elektronik në një lidhje kimike me tre qendra bëhet i zakonshëm për tre bërthama atomike. Në përfaqësuesin më të thjeshtë të një lidhjeje kimike me tre qendra - jonin molekular të hidrogjenit H 3 +, një çift elektronik mban tre protone së bashku (Fig. 6).

Fig. 7. Diborane

Ekzistenca e boraneve me lidhjet e tyre treqendrore me dy elektrone me atome hidrogjeni "urë lidhëse" shkelte doktrinën kanonike të valencës. Atomi i hidrogjenit, i konsideruar më parë një element standard monovalent, doli të ishte i lidhur me lidhje identike me dy atome bori dhe zyrtarisht u bë një element dyvalent. Puna e W. Lipscomb për deshifrimin e strukturës së boraneve zgjeroi kuptimin e lidhjeve kimike. Komiteti Nobel i dha William Nunn Lipscomb Çmimin e Kimisë për vitin 1976 me formulimin "Për studimet e tij të strukturës së boraneve (borohidriteve), duke sqaruar problemet e lidhjeve kimike.

Lidhja kimike shumëvendëshe

Fig. 8. Molekula e ferrocenit

Fig. 9. Dibenzen krom

Fig. 10. Uranoceni

Të dhjetë lidhjet (C-Fe) në molekulën e ferrocenit janë ekuivalente, vlera e distancës ndërbërthamore Fe-c është 2,04 Å. Të gjithë atomet e karbonit në molekulën e ferrocenit janë strukturore dhe kimikisht ekuivalente, gjatësia e secilës lidhje C-C është 1,40 - 1,41 Å (për krahasim, në benzen gjatësia e lidhjes C-C është 1,39 Å). Rreth atomit të hekurit shfaqet një guaskë me 36 elektrone.

Dinamika e lidhjes kimike

Lidhja kimike është mjaft dinamike. Kështu, një lidhje metalike shndërrohet në një lidhje kovalente gjatë procesit tranzicioni fazor kur metali avullon. Kalimi i një metali nga një gjendje e ngurtë në një gjendje avulli kërkon shpenzimin e sasive të mëdha të energjisë.

Në çifte, këto metale përbëhen praktikisht nga molekula diatomike homonukleare dhe atome të lira. Kur avulli metalik kondensohet, një lidhje kovalente shndërrohet në një lidhje metalike.

Avullimi i kripërave me lidhje tipike jonike, si fluoridet e metaleve alkali, çon në shkatërrimin e lidhjes jonike dhe formimin e molekulave diatomike heteronukleare me një lidhje kovalente polare. Në këtë rast, ndodh formimi i molekulave dimerike me lidhje të urë.

Karakteristikat e lidhjeve kimike në molekulat e fluorideve të metaleve alkali dhe dimerëve të tyre.

Gjatë kondensimit të avujve të fluorideve të metaleve alkali, lidhja kovalente polare shndërrohet në një lidhje jonike me formimin e rrjetës kristalore përkatëse të kripës.

Mekanizmi i kalimit të lidhjes kovalente në metalike

Fig. 11. Marrëdhënia midis rrezes orbitale të një çifti elektronik r e dhe gjatësisë së një lidhjeje kimike kovalente d

Fig. 12. Orientimi i dipoleve të molekulave diatomike dhe formimi i një fragmenti oktaedral të shtrembëruar të një grupi gjatë kondensimit të avujve të metaleve alkali

Fig. 13. Rregullimi kub me qendër në trup i bërthamave në kristalet e metaleve alkali dhe një lidhje lidhëse

Tërheqja dispersive (forcat e Londrës) përcakton ndërveprimin ndëratomik dhe formimin e molekulave diatomike homonukleare nga atomet e metaleve alkali.

Formimi i një lidhje kovalente metal-metal shoqërohet me deformimin e predhave elektronike të atomeve ndërvepruese - elektronet e valencës krijojnë një çift elektronik lidhës, densiteti elektronik i të cilit përqendrohet në hapësirën midis bërthamave atomike të molekulës që rezulton. Një tipar karakteristik i molekulave diatomike homonukleare të metaleve alkaline është gjatësia e gjatë e lidhjes kovalente (3,6-5,8 herë më e gjatë se gjatësia e lidhjes në molekulën e hidrogjenit) dhe energjia e ulët e këputjes së saj.

Marrëdhënia e treguar midis r e dhe d përcakton shpërndarjen e pabarabartë të ngarkesave elektrike në molekulë - ngarkesa elektrike negative e çiftit elektronik të lidhjes është e përqendruar në pjesën e mesme të molekulës, dhe ngarkesat elektrike pozitive të dy bërthamave atomike janë të përqendruara në skajet e molekulës.

Shpërndarja e pabarabartë e ngarkesave elektrike krijon kushte për bashkëveprimin e molekulave për shkak të forcave orientuese (forcat van der Waals). Molekulat e metaleve alkali priren të orientohen në atë mënyrë që ngarkesat elektrike të kundërta të shfaqen në afërsi të tyre. Si rezultat, forcat tërheqëse veprojnë midis molekulave. Falë pranisë së kësaj të fundit, molekulat e metaleve alkali afrohen më shumë dhe tërhiqen pak a shumë fort së bashku. Në të njëjtën kohë, disa deformime të secilit prej tyre ndodh nën ndikimin e poleve më të afërta të molekulave fqinje (Fig. 12).

Në fakt, elektronet lidhëse të molekulës origjinale diatomike, duke rënë në fushën elektrike të katër bërthamave atomike të ngarkuara pozitivisht të molekulave të metaleve alkali, shkëputen nga rrezja orbitale e atomit dhe bëhen të lira.

Në këtë rast, çifti elektronik i lidhjes bëhet i zakonshëm për një sistem me gjashtë katione. Ndërtimi i rrjetës së kristalit metalik fillon në fazën e grumbullimit. NË rrjetë kristali metalet alkali, struktura e lidhjes lidhëse shprehet qartë, duke pasur formën e një tetëkëndëshi të rrafshuar të shtrembëruar - një bipiramide katrore, lartësia e së cilës dhe skajet e bazës janë të barabarta me vlerën e konstantës së rrjetës së përkthimit a w (Fig. 13).

Vlera e konstantës së rrjetës së përkthimit a w të një kristali metali alkali tejkalon ndjeshëm gjatësinë e lidhjes kovalente të një molekule të metalit alkalik, prandaj përgjithësisht pranohet që elektronet në metal janë në gjendje të lirë:

Ndërtimi matematik i lidhur me vetitë e elektroneve të lira në një metal zakonisht identifikohet me "sipërfaqen Fermi", e cila duhet të konsiderohet si vendndodhja gjeometrike ku qëndrojnë elektronet, duke siguruar vetinë kryesore të një metali - të përçojë rrymën elektrike.

Kur krahasojmë procesin e kondensimit të avujve të metaleve alkali me procesin e kondensimit të gazrave, për shembull, hidrogjeni, tipar karakteristik në vetitë e metalit. Kështu, nëse gjatë kondensimit të hidrogjenit shfaqen ndërveprime të dobëta ndërmolekulare, atëherë gjatë kondensimit të avullit të metalit ndodhin procese që janë karakteristike për reaksionet kimike. Vetë kondensimi i avullit të metalit ndodh në disa faza dhe mund të përshkruhet me procesin e mëposhtëm: atom i lirë → molekulë diatomike me lidhje kovalente → grumbull metalik → metal kompakt me lidhje metalike.

Ndërveprimi i molekulave të halidit të metaleve alkali shoqërohet me dimerizimin e tyre. Një molekulë dimer mund të konsiderohet një katërpol elektrik (Fig. 15). Aktualisht, janë të njohura karakteristikat kryesore të dimerëve të halideve të metaleve alkali (gjatësitë e lidhjeve kimike dhe këndet e lidhjes midis lidhjeve).

Gjatësia e lidhjes kimike dhe këndet e lidhjes në dimerët e halogjenëve të metaleve alkali (E 2 X 2) (faza e gazit).

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

Gjatë procesit të kondensimit, efekti i forcave orientuese rritet, ndërveprimi ndërmolekular shoqërohet me formimin e grupimeve dhe më pas një substance të ngurtë. Halidet e metaleve alkali formojnë kristale me rrjeta të thjeshta kubike dhe me qendër trupin.

Lloji i rrjetës kristalore dhe konstanta e rrjetës së përkthimit për halogjenët e metaleve alkali.

Gjatë procesit të kristalizimit, ndodh një rritje e mëtejshme e distancës ndëratomike, duke çuar në heqjen e një elektroni nga rrezja orbitale e atomit të metalit alkali dhe transferimin e një elektroni në atomin halogjen me formimin e joneve përkatëse. Fushat e forcës së joneve shpërndahen në mënyrë të barabartë në të gjitha drejtimet në hapësirë. Në këtë drejtim, në kristalet e metaleve alkali, fusha e forcës së secilit jon koordinohet nga më shumë se një jon me shenjën e kundërt, siç është zakon të përfaqësohet në mënyrë cilësore lidhja jonike (Na + Cl -).

Në kristalet e përbërjeve jonike, koncepti i molekulave të thjeshta dy-jonike si Na + Cl - dhe Cs + Cl - humbet kuptimin e tij, pasi joni i metalit alkali shoqërohet me gjashtë jone klori (në një kristal klorur natriumi) dhe me tetë. jonet e klorit (në një kristal të klorurit të ceziumit. Megjithatë, të gjitha distancat ndërjonike në kristale janë të barabarta.

Shënime

1. Manual i Kimisë Inorganike. Konstantet e substancave inorganike. - M.: “Kimi”, 1987. - F. 124. - 320 f.
2. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Manual i Kimisë Inorganike. Konstantet e substancave inorganike. - M.: “Kimi”, 1987. - F. 132-136. - 320 s.
3. Gankin V.Yu., Gankin Yu.V. Si formohet një lidhje kimike dhe ndodhin reaksionet kimike. - M.: grupi botues "Granitsa", 2007. - 320 f. - ISBN 978-5-94691296-9
4. Nekrasov B.V. Kurs i përgjithshëm i kimisë. - M.: Goskhimizdat, 1962. - F. 88. - 976 f.
5. Pauling L. Natyra e lidhjes kimike / redaktuar nga Y.K. Syrkin. - per. nga anglishtja M.E. Dyatkina. - M.-L.: Goskhimizdat, 1947. - 440 f.
6. Kimi organike teorike / ed. R.H. Freidlina. - per. nga anglishtja Yu.G.Bundela. - M.: Shtëpia botuese. letërsi e huaj, 1963. - 365 f.
7. Lemenovsky D.A., Levitsky M.M. Gazeta Ruse Kimike (revistë e Shoqërisë Kimike Ruse me emrin D.I. Mendeleev). - 2000. - T. XLIV, numri 6. - F. 63-86.
8. Fjalor enciklopedik kimik / kap. ed. I.L. Knunyants. - M.: Sov. enciklopedi, 1983. - F. 607. - 792 f.
9. Nekrasov B.V. Kurs i përgjithshëm i kimisë. - M.: Goskhimizdat, 1962. - F. 679. - 976 f.
10. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Manual i Kimisë Inorganike. Konstantet e substancave inorganike. - M.: “Kimia”, 1987. - F. 155-161. - 320 s.
11. Gillespie R. Gjeometria e molekulave / trans. nga anglishtja E.Z. Zasorina dhe V.S. Mastryukova, ed. Yu.A Pentina. - M.: “Mir”, 1975. - F. 49. - 278 f.
12. Manuali i kimistit. - Botimi i 2-të, i rishikuar. dhe shtesë - L.-M.: Instituti Shtetëror Shkencor dhe Teknik i Letërsisë Kimike, 1962. - T. 1. - F. 402-513. - 1072 fq.
13. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Manual i Kimisë Inorganike. Konstantet e substancave inorganike.. - M.: “Kimia”, 1987. - F. 132-136. - 320 s.
14. Ziman J. Elektronet në metale (hyrje në teorinë e sipërfaqeve të Fermit). Përparimet në shkencat fizike.. - 1962. - T. 78, numri 2. - 291 f.

Shiko gjithashtu

• Lidhja kimike- artikull nga Enciklopedia e Madhe Sovjetike
• Lidhja kimike- Chemport.ru
• Lidhja kimike- Enciklopedia Fizike

Falë të cilave formohen molekulat e substancave inorganike dhe organike. Një lidhje kimike shfaqet përmes bashkëveprimit të fushave elektrike që krijohen nga bërthamat dhe elektronet e atomeve. Prandaj, formimi i një lidhjeje kimike kovalente shoqërohet me natyrën elektrike.

Çfarë është një lidhje

Ky term i referohet rezultatit të veprimit të dy ose më shumë atomeve, të cilat çojnë në formimin e një sistemi të fortë poliatomik. Llojet kryesore të lidhjeve kimike formohen kur energjia e atomeve reaguese zvogëlohet. Në procesin e formimit të lidhjes, atomet përpiqen të plotësojnë shtresën e tyre elektronike.

Llojet e komunikimit

Në kimi, ekzistojnë disa lloje lidhjesh: jonike, kovalente, metalike. Lidhjet kimike kovalente kanë dy lloje: polare dhe jopolare.

Cili është mekanizmi i krijimit të tij? Një lidhje kimike kovalente jopolare formohet midis atomeve të jometaleve identike që kanë të njëjtin elektronegativitet. Në këtë rast, formohen çifte të përbashkëta elektronike.

Lidhja jopolare

Shembuj të molekulave që kanë një lidhje kimike kovalente jopolare përfshijnë halogjenet, hidrogjenin, azotin dhe oksigjenin.

Kjo lidhje u zbulua për herë të parë në vitin 1916 nga kimisti amerikan Lewis. Në fillim ai parashtroi një hipotezë, dhe ajo u konfirmua vetëm pas konfirmimit eksperimental.

Lidhja kimike kovalente lidhet me elektronegativitetin. Për jometalet ka një vlerë të lartë. Gjatë bashkëveprimit kimik të atomeve, transferimi i elektroneve nga një atom në tjetrin nuk është gjithmonë i mundur; si rezultat, ato kombinohen. Një lidhje e mirëfilltë kimike kovalente shfaqet midis atomeve. Klasa e 8-të e kurrikulës së rregullt shkollore përfshin një ekzaminim të detajuar të disa llojeve të komunikimit.

Substancat që kanë këtë lloj lidhjeje në kushte normale janë lëngjet, gazrat, si dhe lëndët e ngurta që kanë një pikë shkrirjeje të ulët.

Llojet e lidhjeve kovalente

Le ta shohim këtë çështje në mënyrë më të detajuar. Cilat janë llojet e lidhjeve kimike? Lidhjet kovalente ekzistojnë në versionet e këmbimit dhe dhurues-pranues.

Lloji i parë karakterizohet nga dhurimi i një elektroni të paçiftuar nga secili atom për formimin e një lidhjeje elektronike të përbashkët.

Elektronet e kombinuara në një lidhje të përbashkët duhet të kenë rrotullime të kundërta. Si shembull i këtij lloji të lidhjes kovalente, merrni parasysh hidrogjenin. Kur atomet e tij afrohen, retë e tyre elektronike depërtojnë në njëra-tjetrën, gjë që në shkencë quhet mbivendosje e reve elektronike. Si rezultat, dendësia e elektroneve midis bërthamave rritet dhe energjia e sistemit zvogëlohet.

Në një distancë minimale, bërthamat e hidrogjenit sprapsin njëra-tjetrën, duke rezultuar në një distancë të caktuar optimale.

Në rastin e llojit dhurues-pranues të lidhjes kovalente, një grimcë ka elektrone dhe quhet dhurues. Grimca e dytë ka një qelizë të lirë në të cilën do të vendosen një palë elektrone.

Molekulat polare

Si formohen lidhjet kimike polare kovalente? Ato lindin në situata kur atomet jometale që lidhen kanë elektronegativitet të ndryshëm. Në raste të tilla, elektronet e përbashkëta vendosen më afër atomit, vlera e elektronegativitetit të të cilit është më e lartë. Si shembull i një lidhjeje polare kovalente, ne mund të konsiderojmë lidhjet që lindin në molekulën e bromurit të hidrogjenit. Këtu elektronet publike, të cilat janë përgjegjëse për formimin e një lidhje kovalente, janë më afër bromit sesa hidrogjenit. Arsyeja për këtë fenomen është se bromi ka një elektronegativitet më të lartë se hidrogjeni.

Metodat për përcaktimin e lidhjeve kovalente

Si të përcaktohen lidhjet kimike polare kovalente? Për ta bërë këtë, ju duhet të dini përbërjen e molekulave. Nëse përmban atome të elementeve të ndryshëm, ekziston një lidhje kovalente polare në molekulë. Molekulat jopolare përmbajnë atome të një elementi kimik. Ndër detyrat që ofrohen si pjesë e një kursi të kimisë në shkollë, ka nga ato që përfshijnë identifikimin e llojit të lidhjes. Detyrat e këtij lloji përfshihen në detyrat përfundimtare të certifikimit në kimi në klasën 9, si dhe në testet e provimit të unifikuar të shtetit në kiminë e klasës 11.

Lidhja jonike

Cili është ndryshimi midis lidhjeve kimike kovalente dhe jonike? Nëse një lidhje kovalente është karakteristikë e jometaleve, atëherë formohet një lidhje jonike midis atomeve që kanë dallime domethënëse në elektronegativitet. Për shembull, kjo është tipike për komponimet e elementeve të grupit të parë dhe të dytë të nëngrupeve kryesore të PS (metalet alkaline dhe tokësore alkaline) dhe elementët e grupeve të 6-të dhe të 7-të të nëngrupeve kryesore të tabelës periodike (kalkogjenet dhe halogjenet ).

Formohet si rezultat i tërheqjes elektrostatike të joneve me ngarkesa të kundërta.

Karakteristikat e lidhjes jonike

Meqenëse fushat e forcës së joneve me ngarkesë të kundërt shpërndahen në mënyrë të barabartë në të gjitha drejtimet, secila prej tyre është në gjendje të tërheqë grimca me shenjë të kundërt. Kjo karakterizon jo-drejtimin e lidhjes jonike.

Ndërveprimi i dy joneve me shenja të kundërta nuk nënkupton kompensim të plotë të ndërsjellë të fushave individuale të forcës. Kjo ndihmon në ruajtjen e aftësisë për të tërhequr jonet në drejtime të tjera, prandaj, vërehet pangopuri i lidhjes jonike.

Në një përbërje jonike, çdo jon ka aftësinë të tërheqë në vetvete një numër të tjerë me shenjë të kundërt për të formuar një rrjetë kristalore të një natyre jonike. Nuk ka molekula në një kristal të tillë. Çdo jon është i rrethuar në një substancë nga një numër i caktuar specifik i joneve të një shenje të ndryshme.

Lidhje metalike

Ky lloj i lidhjes kimike ka karakteristika të caktuara individuale. Metalet kanë një numër të tepërt të orbitaleve të valencës dhe një mungesë elektronesh.

Kur atomet individuale bashkohen, orbitalet e tyre të valencës mbivendosen, gjë që lehtëson lëvizjen e lirë të elektroneve nga një orbital në tjetrin, duke krijuar një lidhje midis të gjithë atomeve të metaleve. Këto elektrone të lira janë tipari kryesor i një lidhjeje metalike. Nuk ka ngopje dhe drejtim, pasi elektronet e valencës shpërndahen në mënyrë të barabartë në të gjithë kristalin. Prania e elektroneve të lira në metale shpjegon disa nga vetitë e tyre fizike: shkëlqimi metalik, duktiliteti, lakueshmëria, përçueshmëria termike, errësirë.

Lloji i lidhjes kovalente

Formohet midis një atomi hidrogjeni dhe një elementi që ka elektronegativitet të lartë. Ekzistojnë lidhje hidrogjenore brenda dhe ndërmolekulare. Kjo lloj lidhje kovalente është më e dobëta, shfaqet për shkak të veprimit të forcave elektrostatike. Atomi i hidrogjenit ka një rreze të vogël dhe kur ky elektron zhvendoset ose jepet, hidrogjeni bëhet një jon pozitiv, duke vepruar në atomin me elektronegativitet të lartë.

Ndër vetitë karakteristike të një lidhjeje kovalente janë: ngopja, drejtimi, polarizimi, polariteti. Secili prej këtyre treguesve ka një kuptim specifik për përbërjen që formohet. Për shembull, drejtimi përcaktohet nga forma gjeometrike e molekulës.