Kifungo kimoja cha ushirikiano katika molekuli. Aina za dhamana ya covalent

Mada za Kinasasishaji cha Mitihani ya Jimbo Iliyounganishwa: Dhamana ya kemikali ya Covalent, aina zake na taratibu za uundaji. Tabia za vifungo vya covalent (polarity na nishati ya dhamana). Dhamana ya Ionic. Uunganisho wa chuma. Dhamana ya hidrojeni

Vifungo vya kemikali vya intramolecular

Kwanza, hebu tuangalie vifungo vinavyotokea kati ya chembe ndani ya molekuli. Viunganisho kama hivyo huitwa intramolecular.

Dhamana ya kemikali kati ya atomi za vipengele vya kemikali ina asili ya umeme na hutengenezwa kutokana na mwingiliano wa elektroni za nje (valence)., kwa kiwango zaidi au kidogo kushikiliwa na viini vyenye chaji chanya atomi zilizounganishwa.

Dhana kuu hapa ni UMEME. Ni hii ambayo huamua aina ya dhamana ya kemikali kati ya atomi na mali ya dhamana hii.

ni uwezo wa atomi kuvutia (kushikilia) ya nje(valence) elektroni. Electronegativity imedhamiriwa na kiwango cha mvuto wa elektroni za nje kwenye kiini na inategemea hasa radius ya atomi na malipo ya kiini.

Electronegativity ni vigumu kuamua bila utata. L. Pauling alikusanya jedwali la elektronegativities jamaa (kulingana na nguvu za dhamana za molekuli za diatomiki). Kipengele cha umeme zaidi ni florini yenye maana 4 .

Ni muhimu kutambua kwamba katika vyanzo tofauti unaweza kupata mizani tofauti na meza za maadili ya electronegativity. Hii haipaswi kutishwa, kwani malezi ya dhamana ya kemikali ina jukumu atomi, na ni takriban sawa katika mfumo wowote.

Ikiwa moja ya atomi katika kifungo cha kemikali cha A:B huvutia elektroni kwa nguvu zaidi, basi jozi ya elektroni husogea kuelekea kwayo. zaidi tofauti ya umeme atomi, ndivyo jozi ya elektroni inavyobadilika zaidi.

Ikiwa nguvu za kielektroniki za atomi zinazoingiliana ni sawa au takriban sawa: EO(A)≈EO(B), basi jozi ya elektroni ya kawaida haihamishi kwa atomi yoyote: A: B. Uunganisho huu unaitwa covalent nonpolar.

Ikiwa nguvu za elektroni za atomi zinazoingiliana hutofautiana, lakini sio sana (tofauti ya elektronegativity ni takriban kutoka 0.4 hadi 2: 0,4<ΔЭО<2 ), kisha jozi ya elektroni inahamishwa kwa moja ya atomi. Uunganisho huu unaitwa polar covalent .

Ikiwa nguvu za kielektroniki za atomi zinazoingiliana hutofautiana kwa kiasi kikubwa (tofauti ya elektronegativity ni kubwa kuliko 2: ΔEO>2), basi moja ya elektroni karibu kabisa kuhamishiwa atomi nyingine, pamoja na malezi ioni. Uunganisho huu unaitwa ionic.

Aina za msingi za vifungo vya kemikali - covalent, ionic Na chuma mawasiliano. Hebu tuangalie kwa karibu zaidi.

Covalent kemikali dhamana

Kifungo cha Covalent – ni dhamana ya kemikali , iliyoundwa kutokana na uundaji wa jozi ya elektroni ya kawaida A:B . Aidha, atomi mbili kuingiliana obiti za atomiki. Kifungo shirikishi huundwa na mwingiliano wa atomi na tofauti ndogo ya elektronegativity (kawaida. kati ya mbili zisizo za metali) au atomi za kipengele kimoja.

Mali ya msingi ya vifungo vya covalent

kuzingatia,
kueneza,
polarity,
polarizability.

Tabia hizi za kuunganisha huathiri kemikali na mali ya kimwili ya vitu.

Mwelekeo wa mawasiliano sifa ya muundo wa kemikali na aina ya dutu. Pembe kati ya vifungo viwili huitwa pembe za dhamana. Kwa mfano, katika molekuli ya maji angle ya dhamana H-O-H ni 104.45 o, kwa hiyo molekuli ya maji ni polar, na katika molekuli ya methane angle ya dhamana H-C-H ni 108 o 28′.

Kueneza ni uwezo wa atomi kuunda idadi ndogo ya vifungo vya kemikali vya ushirikiano. Idadi ya vifungo ambavyo atomi inaweza kuunda inaitwa.

Polarity kuunganishwa hutokea kwa sababu ya usambazaji usio sawa wa msongamano wa elektroni kati ya atomi mbili zilizo na elektronegativity tofauti. Vifungo vya Covalent vinagawanywa katika polar na nonpolar.

Polarizability miunganisho ni uwezo wa elektroni za dhamana kuhama chini ya ushawishi wa uwanja wa nje wa umeme(hasa, uwanja wa umeme wa chembe nyingine). Polarizability inategemea uhamaji wa elektroni. Kadiri elektroni inavyotoka kwenye kiini, ndivyo inavyotembea zaidi, na ipasavyo molekuli ni polarizable zaidi.

Dhamana ya kemikali ya Covalent isiyo ya polar

Kuna aina 2 za uhusiano wa ushirikiano - POLAR Na ISIYO NA POLAR .

Mfano . Hebu fikiria muundo wa molekuli ya hidrojeni H2. Kila atomi ya hidrojeni katika kiwango chake cha nishati ya nje hubeba elektroni 1 ambayo haijaunganishwa. Ili kuonyesha atomi, tunatumia muundo wa Lewis - hii ni mchoro wa muundo wa kiwango cha nishati ya nje ya atomi, wakati elektroni zinaonyeshwa na dots. Mifano ya muundo wa pointi za Lewis husaidia sana wakati wa kufanya kazi na vipengele vya kipindi cha pili.

H. + . H = H:H

Kwa hivyo, molekuli ya hidrojeni ina jozi moja ya elektroni iliyoshirikiwa na dhamana ya kemikali ya H-H. Jozi hii ya elektroni haibadilishi kwa atomi zozote za hidrojeni, kwa sababu Atomi za hidrojeni zina uwezo sawa wa elektroni. Uunganisho huu unaitwa covalent nonpolar .

Bondi ya Covalent nonpolar (symmetric). ni kifungo shirikishi kinachoundwa na atomi zilizo na uwezo sawa wa elektroni (kawaida zisizo za metali zile zile) na, kwa hiyo, na mgawanyo sawa wa msongamano wa elektroni kati ya viini vya atomi.

Wakati wa dipole wa vifungo visivyo vya polar ni 0.

Mifano: H 2 (H-H), O 2 (O=O), S 8.

Covalent polar kemikali dhamana

Covalent polar dhamana ni kifungo cha ushirikiano kinachotokea kati ya atomi zenye uwezo tofauti wa kielektroniki (kawaida, mbalimbali zisizo za metali) na ina sifa kuhama jozi ya elektroni iliyoshirikiwa kwa atomi ya elektroni zaidi (polarization).

Msongamano wa elektroni huhamishiwa kwa atomi ya elektroni zaidi - kwa hivyo, malipo hasi ya sehemu (δ-) huonekana juu yake, na chaji chanya cha sehemu (δ+, delta +) inaonekana kwenye atomi isiyo na umeme kidogo.

Kadiri tofauti ya elektronegativity ya atomi inavyoongezeka, ndivyo inavyokuwa juu polarity miunganisho na zaidi wakati wa dipole . Vikosi vya ziada vya kuvutia hutenda kati ya molekuli za jirani na malipo ya ishara kinyume, ambayo huongezeka nguvu mawasiliano.

Polarity ya dhamana huathiri mali ya kimwili na kemikali ya misombo. Njia za majibu na hata reactivity ya vifungo vya jirani hutegemea polarity ya dhamana. Polarity ya uunganisho mara nyingi huamua polarity ya molekuli na hivyo huathiri moja kwa moja sifa za kimwili kama vile kiwango cha mchemko na kiwango myeyuko, umumunyifu katika vimumunyisho vya polar.

Mifano: HCl, CO 2, NH 3.

Taratibu za uundaji wa dhamana ya ushirikiano

Vifungo vya kemikali vya pamoja vinaweza kutokea kwa njia 2:

1. Utaratibu wa kubadilishana uundaji wa dhamana ya kemikali shirikishi ni wakati kila chembe hutoa elektroni moja ambayo haijaunganishwa kuunda jozi ya elektroni ya kawaida:

A . + . B= A:B

2. Uundaji wa dhamana ya mshikamano ni utaratibu ambao moja ya chembe hutoa jozi moja ya elektroni, na chembe nyingine hutoa obiti iliyo wazi kwa jozi hii ya elektroni:

A: + B= A:B

Katika kesi hii, moja ya atomi hutoa jozi moja ya elektroni ( mfadhili), na atomi nyingine hutoa obiti iliyo wazi kwa jozi hiyo ( mpokeaji) Kutokana na malezi ya vifungo vyote viwili, nishati ya elektroni hupungua, i.e. hii ni ya manufaa kwa atomi.

Dhamana ya ushirikiano inayoundwa na utaratibu wa wafadhili-wakubali sio tofauti katika mali kutoka kwa vifungo vingine vya ushirikiano vinavyoundwa na utaratibu wa kubadilishana. Uundaji wa dhamana ya ushirikiano na utaratibu wa kukubali wa wafadhili ni wa kawaida kwa atomi ama na idadi kubwa ya elektroni katika ngazi ya nishati ya nje (wafadhili wa elektroni), au, kinyume chake, na idadi ndogo sana ya elektroni (wapokeaji wa elektroni). Uwezo wa valence wa atomi unajadiliwa kwa undani zaidi katika sehemu inayolingana.

Dhamana ya ushirikiano huundwa na utaratibu wa wafadhili-wakubali:

- katika molekuli kaboni monoksidi CO(kifungo katika molekuli ni mara tatu, vifungo 2 vinaundwa na utaratibu wa kubadilishana, moja kwa utaratibu wa wafadhili-kukubali): C≡O;

- V ioni ya amonia NH 4 +, katika ioni amini za kikaboni, kwa mfano, katika ioni ya methylammonium CH 3 -NH 2 +;

- V misombo tata, dhamana ya kemikali kati ya atomi kuu na vikundi vya ligand, kwa mfano, katika tetrahydroxoaluminate ya sodiamu Na dhamana kati ya alumini na ioni za hidroksidi;

- V asidi ya nitriki na chumvi zake- nitrati: HNO 3, NaNO 3, katika misombo mingine ya nitrojeni;

- katika molekuli ozoni O3.

Tabia za msingi za vifungo vya covalent

Vifungo vya mshikamano kawaida huunda kati ya atomi zisizo za metali. Tabia kuu za dhamana ya covalent ni urefu, nishati, wingi na mwelekeo.

Msururu wa dhamana ya kemikali

Msururu wa dhamana ya kemikali -Hii idadi ya jozi za elektroni zilizoshirikiwa kati ya atomi mbili kwenye kiwanja. Msururu wa dhamana unaweza kuamuliwa kwa urahisi kabisa kutoka kwa maadili ya atomi zinazounda molekuli.

Kwa mfano , katika molekuli ya hidrojeni H 2 wingi wa dhamana ni 1, kwa sababu Kila hidrojeni ina elektroni 1 tu ambayo haijaoanishwa katika kiwango chake cha nishati ya nje, kwa hivyo jozi moja ya elektroni iliyoshirikiwa huundwa.

Katika molekuli ya oksijeni ya O 2, wingi wa dhamana ni 2, kwa sababu Kila atomi katika kiwango cha nishati ya nje ina elektroni 2 ambazo hazijaoanishwa: O=O.

Katika molekuli ya nitrojeni N2, wingi wa dhamana ni 3, kwa sababu kati ya kila atomi kuna elektroni 3 ambazo hazijaoanishwa kwenye kiwango cha nishati ya nje, na atomi huunda jozi 3 za kawaida za elektroni N≡N.

Urefu wa dhamana ya covalent

Urefu wa dhamana ya kemikali ni umbali kati ya vituo vya viini vya atomi zinazounda dhamana. Imedhamiriwa na mbinu za kimwili za majaribio. Urefu wa dhamana unaweza kukadiriwa takriban kwa kutumia kanuni ya nyongeza, kulingana na ambayo urefu wa dhamana katika molekuli ya AB ni takriban sawa na nusu ya jumla ya urefu wa dhamana katika molekuli A 2 na B 2:

Urefu wa dhamana ya kemikali unaweza kukadiriwa takriban kwa radii ya atomiki kutengeneza dhamana, au kwa wingi wa mawasiliano, ikiwa radii ya atomi si tofauti sana.

Kadiri mionzi ya atomi zinazounda dhamana inavyoongezeka, urefu wa dhamana utaongezeka.

Kwa mfano

Kadiri wingi wa vifungo kati ya atomi unavyoongezeka (radii ya atomiki ambayo haitofautiani au tofauti kidogo tu), urefu wa dhamana utapungua.

Kwa mfano . Katika mfululizo: C-C, C=C, C≡C, urefu wa dhamana hupungua.

Nishati ya mawasiliano

Kipimo cha nguvu ya dhamana ya kemikali ni nishati ya dhamana. Nishati ya mawasiliano kuamuliwa na nishati inayohitajika kuvunja dhamana na kuondoa atomi zinazounda dhamana hiyo kwa umbali mkubwa sana kutoka kwa kila mmoja.

dhamana covalent ni kudumu sana. Nishati yake inaanzia makumi kadhaa hadi mia kadhaa kJ/mol. Kadiri nishati ya dhamana inavyoongezeka, ndivyo nguvu ya dhamana inavyoongezeka, na kinyume chake.

Nguvu ya dhamana ya kemikali inategemea urefu wa dhamana, polarity ya dhamana, na wingi wa dhamana. Muda mrefu wa dhamana ya kemikali, ni rahisi zaidi kuvunja, na chini ya nishati ya dhamana, chini ya nguvu zake. Ufupi wa dhamana ya kemikali, ni nguvu zaidi, na nishati ya dhamana zaidi.

Kwa mfano, katika mfululizo wa misombo HF, HCl, HBr kutoka kushoto kwenda kulia, nguvu ya dhamana ya kemikali hupungua, kwa sababu Urefu wa uunganisho unaongezeka.

Dhamana ya kemikali ya Ionic

Dhamana ya Ionic ni dhamana ya kemikali kulingana na kivutio cha umeme cha ions.

Ioni huundwa katika mchakato wa kukubali au kutoa elektroni kwa atomi. Kwa mfano, atomi za metali zote hushikilia kwa nguvu elektroni kutoka kiwango cha nishati ya nje. Kwa hiyo, atomi za chuma zina sifa ya mali ya kurejesha- uwezo wa kutoa elektroni.

Mfano. Atomu ya sodiamu ina elektroni 1 katika kiwango cha nishati 3. Kwa kuiacha kwa urahisi, atomi ya sodiamu huunda Na + ion iliyo thabiti zaidi, ikiwa na usanidi wa elektroni wa neon Neon ya gesi bora. Ioni ya sodiamu ina protoni 11 na elektroni 10 pekee, kwa hivyo malipo ya jumla ya ioni ni -10+11 = +1:

+11Na) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8

Mfano. Atomi ya klorini katika kiwango chake cha nishati ya nje ina elektroni 7. Ili kupata usanidi wa atomi ya argon ya ajizi thabiti, klorini inahitaji kupata elektroni 1. Baada ya kuongeza elektroni, ioni ya klorini imara huundwa, yenye elektroni. Gharama ya jumla ya ion ni -1:

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Kumbuka:

Sifa za ions ni tofauti na mali ya atomi!
Ions imara inaweza kuunda sio tu atomi, lakini pia vikundi vya atomi. Kwa mfano: ioni ya amonia NH 4 +, ioni ya sulfate SO 4 2-, nk Vifungo vya kemikali vinavyoundwa na ions vile pia huchukuliwa kuwa ionic;
Vifungo vya Ionic kawaida huundwa kati ya kila mmoja metali Na zisizo za metali(vikundi visivyo vya chuma);

Ions kusababisha huvutia kutokana na mvuto wa umeme: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Wacha tufanye muhtasari wa kuona tofauti kati ya aina za vifungo vya covalent na ionic:

Dhamana ya kemikali ya chuma

Uunganisho wa chuma ni muunganisho unaoundwa kwa kiasi elektroni za bure kati ya ioni za chuma, kutengeneza kimiani kioo.

Atomi za chuma kawaida ziko kwenye kiwango cha nishati ya nje elektroni moja hadi tatu. Radi ya atomi za chuma, kama sheria, ni kubwa - kwa hivyo, atomi za chuma, tofauti na zisizo za metali, hutoa elektroni zao za nje kwa urahisi kabisa, i.e. ni mawakala wa kupunguza nguvu

Mwingiliano kati ya molekuli

Kwa kando, inafaa kuzingatia mwingiliano unaotokea kati ya molekuli ya mtu binafsi katika dutu - mwingiliano kati ya molekuli . Mwingiliano kati ya molekuli ni aina ya mwingiliano kati ya atomi zisizo na upande ambapo hakuna vifungo vipya vya ushirikiano vinavyoonekana. Nguvu za mwingiliano kati ya molekuli ziligunduliwa na Van der Waals mnamo 1869, na jina lake baada yake. Vikosi vya Van dar Waals. Vikosi vya Van der Waals vimegawanywa katika mwelekeo, induction Na mtawanyiko . Nishati ya mwingiliano wa intermolecular ni kidogo sana kuliko nishati ya vifungo vya kemikali.

Nguvu za mwelekeo wa kivutio kutokea kati ya molekuli polar (maingiliano ya dipole-dipole). Nguvu hizi hutokea kati ya molekuli za polar. Maingiliano ya kufata neno ni mwingiliano kati ya molekuli ya polar na isiyo ya polar. Molekuli isiyo ya polar ni polarized kutokana na hatua ya polar, ambayo hutoa mvuto wa ziada wa umeme.

Aina maalum ya mwingiliano wa intermolecular ni vifungo vya hidrojeni. - hizi ni vifungo vya kemikali vya intermolecular (au intramolecular) vinavyotokea kati ya molekuli ambazo zina vifungo vya polar covalent sana - H-F, H-O au H-N. Ikiwa kuna vifungo vile katika molekuli, basi kati ya molekuli kutakuwa na nguvu za ziada za kuvutia .

Utaratibu wa elimu uunganishaji wa hidrojeni kwa kiasi fulani ni umeme na kipokezi cha wafadhili kwa kiasi. Katika kesi hii, wafadhili wa jozi ya elektroni ni atomi ya kipengele cha elektronegative (F, O, N), na kikubali ni atomi za hidrojeni zilizounganishwa na atomi hizi. Vifungo vya hidrojeni vina sifa ya kuzingatia katika nafasi na kueneza

Vifungo vya haidrojeni vinaweza kuonyeshwa kwa nukta: H ··· O. Kadiri elektronegativity ya atomi iliyounganishwa na hidrojeni inavyoongezeka, na kadiri ukubwa wake unavyopungua, ndivyo dhamana ya hidrojeni inavyokuwa na nguvu zaidi. Ni kawaida hasa kwa miunganisho florini na hidrojeni , pamoja na oksijeni na hidrojeni , kidogo nitrojeni na hidrojeni .

Vifungo vya hidrojeni hutokea kati ya vitu vifuatavyo:

— floridi hidrojeni HF(gesi, suluhisho la floridi hidrojeni katika maji - asidi hidrofloriki), maji H 2 O (mvuke, barafu, maji ya kioevu):

— suluhisho la amonia na amini za kikaboni- kati ya molekuli ya amonia na maji;

— misombo ya kikaboni ambayo O-H au N-H vifungo: alkoholi, asidi ya kaboksili, amini, amino asidi, phenoli, anilini na derivatives yake, protini, ufumbuzi wa wanga - monosaccharides na disaccharides.

Kuunganishwa kwa hidrojeni huathiri mali ya kimwili na kemikali ya vitu. Kwa hivyo, mvuto wa ziada kati ya molekuli hufanya iwe vigumu kwa dutu kuchemsha. Dutu zilizo na vifungo vya hidrojeni zinaonyesha ongezeko lisilo la kawaida la kiwango cha mchemko.

Kwa mfano Kama sheria, kwa kuongezeka kwa uzito wa Masi, ongezeko la kiwango cha kuchemsha cha vitu huzingatiwa. Walakini, katika idadi ya vitu H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te hatuzingatii mabadiliko ya mstari katika sehemu za kuchemsha.

Yaani, saa kiwango cha mchemko wa maji ni cha juu isivyo kawaida - si chini ya -61 o C, kama mstari wa moja kwa moja unavyotuonyesha, lakini mengi zaidi, +100 o C. Ukosefu huu unaelezewa na kuwepo kwa vifungo vya hidrojeni kati ya molekuli za maji. Kwa hiyo, chini ya hali ya kawaida (0-20 o C) maji ni kioevu kwa serikali ya awamu.

Ambapo atomu moja ilitoa elektroni na kuwa cation, na atomu nyingine ikakubali elektroni na kuwa anion.

Tabia ya tabia ya dhamana ya ushirikiano - mwelekeo, kueneza, polarity, polarizability - kuamua mali ya kemikali na kimwili ya misombo.

Mwelekeo wa uunganisho umewekwa na muundo wa molekuli ya dutu na sura ya kijiometri ya molekuli yake. Pembe kati ya vifungo viwili huitwa pembe za dhamana.

Kueneza ni uwezo wa atomi kuunda idadi ndogo ya vifungo vya ushirika. Idadi ya vifungo vinavyoundwa na atomi imepunguzwa na idadi ya obiti zake za nje za atomiki.

Polarity ya dhamana ni kwa sababu ya usambazaji usio sawa wa wiani wa elektroni kwa sababu ya tofauti katika uwezo wa elektroni wa atomi. Kwa msingi huu, vifungo vya covalent vimegawanywa katika zisizo za polar na polar (zisizo za polar - molekuli ya diatomiki ina atomi zinazofanana (H 2, Cl 2, N 2) na mawingu ya elektroni ya kila atomi husambazwa kwa ulinganifu kuhusiana na atomi hizi. polar - molekuli ya diatomiki ina atomi za vipengele tofauti vya kemikali , na wingu la jumla la elektroni hubadilika kuelekea moja ya atomi, na hivyo kutengeneza asymmetry katika usambazaji wa chaji ya umeme katika molekuli, ikitoa wakati wa dipole wa molekuli).

Polarizability ya dhamana inaonyeshwa katika uhamishaji wa elektroni za dhamana chini ya ushawishi wa uwanja wa nje wa umeme, pamoja na ule wa chembe nyingine inayojibu. Polarizability imedhamiriwa na uhamaji wa elektroni. Polarity na polarizability ya vifungo covalent huamua reactivity ya molekuli kuelekea vitendanishi polar.

Hata hivyo, mshindi wa Tuzo ya Nobel mara mbili L. Pauling alisema kwamba “katika molekuli fulani kuna vifungo shirikishi vinavyotokana na elektroni moja au tatu badala ya jozi ya kawaida.” Dhamana ya kemikali ya elektroni moja hupatikana katika ioni ya hidrojeni ya molekuli H 2 +.

Ioni ya hidrojeni ya molekuli H2+ ina protoni mbili na elektroni moja. Elektroni moja ya mfumo wa molekuli hulipa fidia kwa msukumo wa kielektroniki wa protoni mbili na huwashikilia kwa umbali wa 1.06 Å (urefu wa dhamana ya kemikali ya H 2 +). Kitovu cha msongamano wa elektroni wa wingu la elektroni la mfumo wa molekuli ni sawa kutoka kwa protoni zote mbili kwenye eneo la Bohr α 0 =0.53 A na ni kitovu cha ulinganifu wa ioni ya hidrojeni ya molekuli H 2 + .

Encyclopedic YouTube

1 / 5
Kifungo cha ushirikiano huundwa na jozi ya elektroni zinazoshirikiwa kati ya atomi mbili, na elektroni hizi lazima zichukue obiti mbili thabiti, moja kutoka kwa kila atomi.
A + + B → A: B
Kama matokeo ya ujamaa, elektroni huunda kiwango cha nishati iliyojaa. Dhamana huundwa ikiwa nishati yao yote katika ngazi hii ni chini ya hali ya awali (na tofauti katika nishati haitakuwa kitu zaidi kuliko nishati ya dhamana).

Kulingana na nadharia ya obiti za Masi, mwingiliano wa obiti mbili za atomiki husababisha, kwa hali rahisi, kuunda obiti mbili za Masi (MO): kuunganisha kwa MO Na anti-binding (kulegeza) MO. Elektroni zilizoshirikiwa ziko kwenye MO inayounganisha nishati ya chini.

Uundaji wa dhamana wakati wa kuunganishwa tena kwa atomi

Hata hivyo, utaratibu wa mwingiliano wa interatomic ulibakia haijulikani kwa muda mrefu. Tu mwaka wa 1930 F. London ilianzisha dhana ya kivutio cha utawanyiko - mwingiliano kati ya dipoles ya papo hapo na induced (induced). Hivi sasa, nguvu za kuvutia zinazosababishwa na mwingiliano kati ya dipole za umeme zinazobadilika za atomi na molekuli zinaitwa "majeshi ya London".
Nishati ya mwingiliano kama huo ni sawia moja kwa moja na mraba wa polarizability ya kielektroniki α na inawiana kinyume na umbali kati ya atomi mbili au molekuli hadi nguvu ya sita.

Uundaji wa dhamana kwa utaratibu wa kukubali wafadhili

Kwa kuongezea utaratibu wa homogeneous wa uundaji wa dhamana ya covalent iliyoainishwa katika sehemu iliyopita, kuna utaratibu tofauti - mwingiliano wa ioni zilizochajiwa kinyume - protoni H + na ioni hasi ya hidrojeni H -, inayoitwa ioni ya hidridi:
H + + H - → H 2
Ioni zinapokaribia, wingu la elektroni mbili (jozi ya elektroni) ya ioni ya hidridi huvutiwa na protoni na hatimaye inakuwa ya kawaida kwa nuclei zote mbili za hidrojeni, yaani, inageuka kuwa jozi ya elektroni inayounganisha. Chembe ambayo hutoa jozi ya elektroni inaitwa wafadhili, na chembe inayokubali jozi hii ya elektroni inaitwa kipokeaji. Utaratibu huu wa uundaji wa dhamana ya ushirikiano unaitwa mpokeaji wa wafadhili.
H + + H 2 O → H 3 O +
Protoni hushambulia jozi ya elektroni pekee ya molekuli ya maji na kuunda muunganisho thabiti ulio katika miyeyusho yenye maji ya asidi.
Vile vile, protoni huongezwa kwa molekuli ya amonia ili kuunda muunganisho changamano wa amonia:
NH 3 + H + → NH 4 +
Kwa njia hii (kulingana na utaratibu wa wafadhili-kukubali wa malezi ya dhamana ya covalent) darasa kubwa la misombo ya onium hupatikana, ambayo ni pamoja na ammoniamu, oxonium, fosforasi, sulfonium na misombo mingine.
Molekuli ya hidrojeni inaweza kufanya kama mtoaji wa jozi ya elektroni, ambayo, inapogusana na protoni, husababisha uundaji wa ioni ya hidrojeni ya molekuli H 3 +:
H 2 + H + → H 3 +
Jozi ya elektroni inayounganisha ya ioni ya hidrojeni ya molekuli H 3 + ni mali ya protoni tatu kwa wakati mmoja.

Aina za dhamana ya covalent

Kuna aina tatu za vifungo vya kemikali vya ushirikiano, tofauti katika utaratibu wa malezi:
1. Rahisi covalent dhamana. Kwa malezi yake, kila atomi hutoa elektroni moja isiyo na paired. Wakati dhamana rahisi ya covalent inapoundwa, mashtaka rasmi ya atomi hubakia bila kubadilika.
- Ikiwa atomi zinazounda kifungo rahisi cha ushirikiano ni sawa, basi malipo ya kweli ya atomi katika molekuli pia ni sawa, kwa kuwa atomi zinazounda kifungo humiliki kwa usawa jozi ya elektroni iliyoshirikiwa. Uunganisho huu unaitwa dhamana isiyo ya polar covalent. Dutu rahisi zina uhusiano kama huo, kwa mfano: 2, 2, 2. Lakini sio tu zisizo za metali za aina hiyo hiyo zinaweza kuunda dhamana ya covalent nonpolar. Vipengele visivyo vya metali ambavyo elektronegativity ni ya umuhimu sawa vinaweza pia kuunda dhamana ya covalent nonpolar, kwa mfano, katika molekuli ya PH 3 dhamana ni covalent nonpolar, kwani EO ya hidrojeni ni sawa na EO ya fosforasi.
- Ikiwa atomi ni tofauti, basi kiwango cha umiliki wa jozi ya elektroni imedhamiriwa na tofauti ya elektronegativity ya atomi. Atomi iliyo na uwezo mkubwa wa elektroni huvutia jozi ya elektroni zinazounganisha kwa nguvu zaidi kuelekea yenyewe, na chaji yake ya kweli inakuwa hasi. Atomi iliyo na uwezo mdogo wa elektroni hupata, ipasavyo, malipo chanya ya ukubwa sawa. Ikiwa kiwanja kinaundwa kati ya mbili tofauti zisizo za metali, basi kiwanja hicho kinaitwa dhamana ya polar ya ushirikiano.
Katika molekuli ya ethilini C 2 H 4 kuna dhamana mbili CH 2 = CH 2, fomula yake ya elektroniki: H: C::C:H. Viini vya atomi zote za ethylene ziko kwenye ndege moja. Mawingu matatu ya elektroni ya kila atomi ya kaboni huunda vifungo vitatu vya ushirikiano na atomi zingine katika ndege sawa (yenye pembe kati yao ya takriban 120 °). Wingu la elektroni ya nne ya valence ya atomi ya kaboni iko juu na chini ya ndege ya molekuli. Mawingu kama hayo ya elektroni ya atomi zote za kaboni, yakipishana kwa sehemu juu na chini ya ndege ya molekuli, huunda kifungo cha pili kati ya atomi za kaboni. Kifungo cha kwanza, chenye nguvu zaidi cha ushirikiano kati ya atomi za kaboni huitwa dhamana ya σ; pili, kifungo dhaifu cha ushirikiano kinaitwa π (\mtindo wa kuonyesha \pi )- mawasiliano.
Katika molekuli ya asetilini ya mstari
N-S≡S-N (N: S::: S: N)
kuna vifungo σ kati ya atomi za kaboni na hidrojeni, kifungo kimoja kati ya atomi mbili za kaboni na mbili. π (\mtindo wa kuonyesha \pi )- vifungo kati ya atomi za kaboni sawa. Mbili π (\mtindo wa kuonyesha \pi )- vifungo ziko juu ya nyanja ya hatua ya σ-bond katika ndege mbili za pande zote za perpendicular.
Atomi zote sita za kaboni za molekuli ya benzini ya mzunguko C 6 H 6 ziko kwenye ndege moja. Kuna vifungo σ kati ya atomi za kaboni kwenye ndege ya pete; Kila atomi ya kaboni ina vifungo sawa na atomi za hidrojeni. Atomi za kaboni hutumia elektroni tatu kutengeneza vifungo hivi. Mawingu ya elektroni za nne za valence za atomi za kaboni, zenye umbo la takwimu za nane, ziko sawa na ndege ya molekuli ya benzini. Kila wingu kama hilo huingiliana kwa usawa na mawingu ya elektroni ya atomi za kaboni jirani. Katika molekuli ya benzini, sio tatu tofauti π (\mtindo wa kuonyesha \pi )- miunganisho, lakini moja π (\displaystyle \pi) dielectrics au halvledare. Mifano ya kawaida ya fuwele za atomiki (atomi ambazo zimeunganishwa kwa kila mmoja kwa vifungo vya ushirikiano (atomiki)

Vifungo vingi (mbili na tatu).
Katika molekuli nyingi, atomi huunganishwa na vifungo mara mbili na tatu:

Uwezekano wa kuunda vifungo vingi ni kutokana na sifa za kijiometri za obiti za atomiki. Atomi ya hidrojeni huunda dhamana yake pekee ya kemikali na ushiriki wa valence 5-orbital, ambayo ina sura ya spherical. Atomi zilizobaki, pamoja na hata atomi za vipengee vya block-5, zina p-orbitali za valence ambazo zina mwelekeo wa anga pamoja na shoka za kuratibu.

Katika molekuli ya hidrojeni, dhamana ya kemikali inafanywa na jozi ya elektroni, wingu ambalo linajilimbikizia kati ya nuclei ya atomiki. Vifungo vya aina hii huitwa st-bonds (a - soma "sigma"). Wao huundwa kwa kuingiliana kwa pande zote mbili za 5- na ir-orbitals (Mchoro 6.3).

Mchele. 63

Hakuna nafasi iliyobaki kati ya atomi kwa jozi nyingine ya elektroni. Ni vipi basi vifungo viwili na hata vitatu vinaundwa? Inawezekana kuingiliana mawingu ya elektroni yaliyoelekezwa perpendicular kwa mhimili unaopita katikati ya atomi (Mchoro 6.4). Ikiwa mhimili wa molekuli umeunganishwa na kuratibu x y basi orbitals ni oriented perpendicular yake plf Na r 2. Kuingiliana kwa jozi RU Na uk 2 obiti za atomi mbili hutoa vifungo vya kemikali, msongamano wa elektroni ambao umejilimbikizia kwa ulinganifu pande zote za mhimili wa molekuli. Wanaitwa miunganisho ya l.

Ikiwa atomi zina RU na/au uk 2 orbitals zina elektroni zisizounganishwa, vifungo moja au viwili vya n vinaundwa. Hii inaelezea uwezekano wa kuwepo kwa vifungo mara mbili (a + z) na tatu (a + z + z). Molekuli rahisi zaidi yenye dhamana mbili kati ya atomi ni molekuli ya hidrokaboni ya ethilini C 2 H 4 . Katika Mtini. Mchoro 6.5 unaonyesha wingu la vifungo-r katika molekuli hii, na vifungo vya c vinaonyeshwa kwa mpangilio kwa vistari. Molekuli ya ethilini ina atomi sita. Pengine hutokea kwa wasomaji kwamba dhamana mbili kati ya atomi inawakilishwa katika molekuli rahisi ya oksijeni ya diatomiki (0 = 0). Kwa kweli, muundo wa elektroniki wa molekuli ya oksijeni ni ngumu zaidi, na muundo wake unaweza kuelezewa tu kwa msingi wa njia ya obiti ya Masi (tazama hapa chini). Mfano wa molekuli rahisi zaidi yenye dhamana tatu ni nitrojeni. Katika Mtini. Mchoro 6.6 unaonyesha vifungo vya n katika molekuli hii; nukta zinaonyesha jozi za elektroni pekee za nitrojeni.

Mchele. 6.4.

Mchele. 6.5.

Mchele. 6.6.

Wakati vifungo vya n vinapoundwa, nguvu za molekuli huongezeka. Kwa kulinganisha, hebu tuchukue mifano kadhaa.

Kwa kuzingatia mifano iliyotolewa, tunaweza kufikia hitimisho zifuatazo:
- - nguvu (nishati) ya dhamana huongezeka kwa kuongezeka kwa wingi wa dhamana;
- - kwa kutumia mfano wa hidrojeni, fluorine na ethane, mtu anaweza pia kuwa na hakika kwamba nguvu ya dhamana ya covalent imedhamiriwa si tu kwa wingi, lakini pia kwa asili ya atomi kati ya ambayo dhamana hii ilitokea.
Inajulikana sana katika kemia ya kikaboni kwamba molekuli zilizo na vifungo vingi ni tendaji zaidi kuliko kinachojulikana kama molekuli zilizojaa. Sababu ya hii inakuwa wazi wakati wa kuzingatia sura ya mawingu ya elektroni. Mawingu ya elektroniki ya vifungo vya atomi hujilimbikizia kati ya viini vya atomi na, kama ilivyokuwa, hulindwa (kilindwa) nao kutokana na ushawishi wa molekuli zingine. Katika kesi ya n-coupling, mawingu ya elektroni hayalindwa na nuclei za atomiki na huhamishwa kwa urahisi zaidi wakati molekuli zinazoitikia zinakaribiana. Hii inawezesha upangaji upya na mabadiliko ya molekuli. Isipokuwa kati ya molekuli zote ni molekuli ya nitrojeni, ambayo ina sifa ya nguvu nyingi sana na utendakazi mdogo sana. Kwa hiyo, nitrojeni itakuwa sehemu kuu ya anga.

Covalent kemikali dhamana hutokea katika molekuli kati ya atomi kutokana na kuundwa kwa jozi za elektroni za kawaida. Aina ya dhamana ya ushirikiano inaweza kueleweka kama utaratibu wa uundaji wake na polarity ya kifungo. Kwa ujumla, vifungo vya covalent vinaweza kuainishwa kama ifuatavyo:
- Kwa mujibu wa utaratibu wa malezi, dhamana ya ushirikiano inaweza kuundwa kwa kubadilishana au utaratibu wa kukubali wafadhili.
- Kwa upande wa polarity, dhamana ya ushirikiano inaweza kuwa isiyo ya polar au polar.
- Kwa upande wa wingi, dhamana ya ushirikiano inaweza kuwa moja, mbili au tatu.
Hii ina maana kwamba dhamana covalent katika molekuli ina sifa tatu. Kwa mfano, katika molekuli ya kloridi ya hidrojeni (HCl), dhamana ya ushirikiano huundwa na utaratibu wa kubadilishana; ni polar na moja. Katika cation ya amonia (NH 4 +), dhamana ya ushirikiano kati ya amonia (NH 3) na cation ya hidrojeni (H +) huundwa kulingana na utaratibu wa wafadhili wa kukubali, kwa kuongeza, dhamana hii ni polar na moja. Katika molekuli ya nitrojeni (N 2), dhamana ya ushirikiano huundwa kulingana na utaratibu wa kubadilishana; sio ya polar na tatu.

Katika utaratibu wa kubadilishana Katika malezi ya dhamana ya ushirikiano, kila atomi ina elektroni ya bure (au elektroni kadhaa). Elektroni za bure kutoka kwa atomi tofauti huunda jozi kwa namna ya wingu la kawaida la elektroni.

Katika utaratibu wa wafadhili wa kukubali Katika uundaji wa dhamana ya ushirikiano, atomi moja ina jozi ya elektroni ya bure na nyingine ina orbital tupu. Wa kwanza (wafadhili) anatoa jozi kwa matumizi ya kawaida na ya pili (mpokeaji). Kwa hivyo katika cation ya amonia, nitrojeni ina jozi moja, na ioni ya hidrojeni ina obiti tupu.

Dhamana isiyo ya polar covalent huundwa kati ya atomi za kipengele sawa cha kemikali. Kwa hivyo katika molekuli za hidrojeni (H 2), oksijeni (O 2) na wengine, dhamana sio polar. Hii ina maana kwamba jozi ya elektroni iliyoshirikiwa ni sawa kwa atomi zote mbili, kwa kuwa zina usawa wa elektroni.

Dhamana ya polar covalent huundwa kati ya atomi za vipengele tofauti vya kemikali. Atomu isiyo na umeme zaidi huondoa jozi ya elektroni kuelekea yenyewe. Kadiri tofauti ya elektronegativity kati ya atomi inavyoongezeka, ndivyo elektroni nyingi zitahamishwa na dhamana itakuwa ya polar zaidi. Kwa hivyo katika CH 4 uhamishaji wa jozi za elektroni za kawaida kutoka kwa atomi za hidrojeni hadi atomi za kaboni sio kubwa sana, kwani kaboni haina umeme zaidi kuliko hidrojeni. Hata hivyo, katika floridi hidrojeni dhamana ya HF ni ya polar kwa sababu tofauti ya elektronegativity kati ya hidrojeni na florini ni kubwa.

Dhamana moja ya ushirikiano huundwa wakati atomi zinashiriki jozi moja ya elektroni mara mbili- ikiwa mbili, mara tatu- ikiwa ni tatu. Mfano wa dhamana moja ya covalent inaweza kuwa molekuli za hidrojeni (H 2), kloridi hidrojeni (HCl). Mfano wa kifungo cha ushirikiano mara mbili ni molekuli ya oksijeni (O2), ambapo kila atomi ya oksijeni ina elektroni mbili ambazo hazijaoanishwa. Mfano wa dhamana ya ushirikiano mara tatu ni molekuli ya nitrojeni (N 2).