7.11. Η δομή των ουσιών με ομοιοπολικούς δεσμούς

Ουσίες στις οποίες, από όλους τους τύπους χημικών δεσμών, υπάρχει μόνο ένας ομοιοπολικός, χωρίζονται σε δύο άνισες ομάδες: μοριακούς (πολύ πολλοί) και μη μοριακούς (πολύ λιγότεροι).
Οι κρύσταλλοι στερεών μοριακών ουσιών αποτελούνται από μόρια ασθενώς συνδεδεμένα μεταξύ τους από τις δυνάμεις της διαμοριακής αλληλεπίδρασης των μορίων. Τέτοιοι κρύσταλλοι δεν έχουν υψηλή αντοχή και σκληρότητα (σκεφτείτε πάγο ή ζάχαρη). Τα σημεία τήξης και βρασμού τους είναι επίσης χαμηλά (βλ. Πίνακα 22).

Πίνακας 22. Σημεία τήξης και βρασμού ορισμένων μοριακών ουσιών

Ουσία			Ουσία
H 2	– 259	– 253	BR 2	– 7	58
Ν 2	– 210	– 196	H2O	0	100
HCl	– 112	– 85	Σ 4	44	257
NH 3	– 78	– 33	C 10 H 8 (ναφθαλίνη)	80	218
ΛΟΙΠΟΝ 2	– 75	– 10	S 8	119

Σε αντίθεση με τα μοριακά τους αντίστοιχα, οι μη μοριακές ουσίες με ομοιοπολικούς δεσμούς σχηματίζουν πολύ σκληρούς κρυστάλλους. Οι κρύσταλλοι διαμαντιών (η πιο σκληρή ουσία) ανήκουν σε αυτόν τον τύπο.
Σε έναν κρύσταλλο διαμαντιού (Εικ. 7.5), κάθε άτομο άνθρακα συνδέεται με τέσσερα άλλα άτομα άνθρακα με απλούς ομοιοπολικούς δεσμούς (υβριδισμός sp 3). Τα άτομα άνθρακα σχηματίζουν ένα τρισδιάστατο πλαίσιο. Ουσιαστικά ολόκληρος ο κρύσταλλος του διαμαντιού είναι ένα τεράστιο και πολύ ισχυρό μόριο.
Οι κρύσταλλοι πυριτίου, που χρησιμοποιούνται ευρέως στη ραδιοηλεκτρονική και στην ηλεκτρονική μηχανική, έχουν την ίδια δομή.
Εάν αντικαταστήσετε τα μισά από τα άτομα άνθρακα στο διαμάντι με άτομα πυριτίου χωρίς να διαταραχθεί η δομή του πλαισίου του κρυστάλλου, θα λάβετε έναν κρύσταλλο καρβιδίου του πυριτίου SiC - επίσης μια πολύ σκληρή ουσία που χρησιμοποιείται ως λειαντικό υλικό. Σε αυτόν τον τύπο ανήκει και η συνηθισμένη χαλαζιακή άμμος (διοξείδιο του πυριτίου). κρυσταλλικές ουσίες. Ο χαλαζίας είναι μια πολύ σκληρή ουσία. Με την ονομασία «σμύριδα» χρησιμοποιείται και ως λειαντικό υλικό. Η δομή του χαλαζία επιτυγχάνεται εύκολα με την εισαγωγή ατόμων οξυγόνου μεταξύ κάθε δύο ατόμων πυριτίου σε έναν κρύσταλλο πυριτίου. Σε αυτή την περίπτωση, κάθε άτομο πυριτίου θα συσχετιστεί με τέσσερα άτομα οξυγόνου και κάθε άτομο οξυγόνου με δύο άτομα πυριτίου.

Οι κρύσταλλοι από διαμάντι, πυρίτιο, χαλαζία και παρόμοιες δομές ονομάζονται ατομικοί κρύσταλλοι.
Ένας ατομικός κρύσταλλος είναι ένας κρύσταλλος που αποτελείται από άτομα ενός ή περισσότερων στοιχείων που συνδέονται με χημικούς δεσμούς.
Ένας χημικός δεσμός σε έναν ατομικό κρύσταλλο μπορεί να είναι ομοιοπολικός ή μεταλλικός.
Όπως ήδη γνωρίζετε, κάθε ατομικός κρύσταλλος, όπως ένας ιονικός κρύσταλλος, είναι ένα τεράστιο «υπερμόριο». Δομικός τύποςΈνα τέτοιο «υπερμόριο» δεν μπορεί να γραφτεί - μπορείτε να δείξετε μόνο το θραύσμα του, για παράδειγμα:

Σε αντίθεση με τις μοριακές ουσίες, οι ουσίες που σχηματίζουν ατομικούς κρυστάλλους είναι από τις πιο πυρίμαχες (βλ. πίνακα 23.).

Πίνακας 23. Σημεία τήξης και βρασμού ορισμένων μη μοριακών ουσιώνΜε ομοιοπολικούς δεσμούς

Τέτοιες υψηλές θερμοκρασίες τήξης είναι αρκετά κατανοητές αν θυμηθούμε ότι όταν αυτές οι ουσίες λιώνουν, δεν σπάνε οι ασθενείς διαμοριακοί δεσμοί, αλλά οι ισχυροί χημικοί δεσμοί. Για τον ίδιο λόγο, πολλές ουσίες που σχηματίζουν ατομικούς κρυστάλλους δεν λιώνουν όταν θερμαίνονται, αλλά αποσυντίθενται ή μετατρέπονται αμέσως σε κατάσταση ατμού (εξάχνω), για παράδειγμα, ο γραφίτης εξαχνώνεται στους 3700 o C.

Πυρίτιο – Si.Οι πολύ σκληροί, εύθραυστοι κρύσταλλοι πυριτίου μοιάζουν με μέταλλο, αλλά παρόλα αυτά είναι μη μέταλλο. Με βάση τον τύπο της ηλεκτρικής αγωγιμότητας, αυτή η ουσία ταξινομείται ως ημιαγωγός, γεγονός που καθορίζει την τεράστια σημασία της στον σύγχρονο κόσμο. Το πυρίτιο είναι το πιο σημαντικό υλικό ημιαγωγών. Ραδιόφωνα, τηλεοράσεις, υπολογιστές, σύγχρονα τηλέφωνα, ηλεκτρονικά ρολόγια, ηλιακοί συλλέκτες και πολλές άλλες οικιακές και βιομηχανικές συσκευές περιέχουν ποιότητα ουσιαστικά στοιχείασχέδια τρανζίστορ, μικροκυκλώματα και φωτοκύτταρα κατασκευασμένα από μονοκρυστάλλους πυριτίου υψηλής καθαρότητας. Το τεχνικό πυρίτιο χρησιμοποιείται στην παραγωγή χάλυβα και στη μη σιδηρούχα μεταλλουργία. Όσον αφορά τις χημικές ιδιότητες, το πυρίτιο είναι μια αρκετά αδρανής ουσία, αντιδρά μόνο σε υψηλές θερμοκρασίες. Διοξείδιο του πυριτίου – SiO 2 .Ένα άλλο όνομα αυτής της ουσίας είναι πυρίτιο. Το διοξείδιο του πυριτίου εμφανίζεται στη φύση με δύο μορφές: κρυσταλλικό και άμορφο. Πολλοί ημιπολύτιμοι και διακοσμητικοί λίθοι είναι ποικιλίες κρυσταλλικού διοξειδίου του πυριτίου (χαλαζίας): βράχος κρύσταλλος, ίασπης, χαλκηδόνιος, αχάτης. και το οπάλιο είναι μια άμορφη μορφή πυριτίου. Ο χαλαζίας είναι πολύ διαδεδομένος στη φύση, επειδή οι αμμόλοφοι στις ερήμους και οι αμμουδιές των ποταμών και των θαλασσών είναι όλα χαλαζιακή άμμος. Ο χαλαζίας είναι μια άχρωμη κρυσταλλική, πολύ σκληρή και πυρίμαχη ουσία. Είναι κατώτερο σε σκληρότητα από το διαμάντι και το κορούνδιο, αλλά, ωστόσο, χρησιμοποιείται ευρέως ως λειαντικό υλικό. Η χαλαζιακή άμμος χρησιμοποιείται ευρέως στις κατασκευές και στη βιομηχανία δομικών υλικών. Το γυαλί χαλαζία χρησιμοποιείται για την κατασκευή εργαστηριακών υαλοπινάκων και επιστημονικών οργάνων επειδή δεν ραγίζει σε απότομες αλλαγές θερμοκρασίας. Σύμφωνα με τους δικούς τους Χημικές ιδιότητεςΤο διοξείδιο του πυριτίου είναι ένα όξινο οξείδιο, αλλά αντιδρά με τα αλκάλια μόνο όταν συντήκεται. Σε υψηλές θερμοκρασίες, διοξείδιο του πυριτίου και γραφίτης χρησιμοποιούνται για την παραγωγή καρβιδίου του πυριτίου - καρβορούνδιο. Το καρβορούνδιο είναι η δεύτερη σκληρότερη ουσία μετά το διαμάντι· χρησιμοποιείται επίσης για την κατασκευή τροχών λείανσης και «γυαλόχαρτου».

7.12. Πόλωση ομοιοπολικό δεσμό. Ηλεκτραρνητικότητα

Θυμηθείτε ότι μεμονωμένα άτομα διαφορετικών στοιχείων έχουν διαφορετικές τάσεις τόσο να εγκαταλείπουν όσο και να αποδέχονται ηλεκτρόνια. Αυτές οι διαφορές παραμένουν μετά το σχηματισμό ενός ομοιοπολικού δεσμού. Δηλαδή, τα άτομα ορισμένων στοιχείων τείνουν να προσελκύουν το ζεύγος ηλεκτρονίων ενός ομοιοπολικού δεσμού προς τον εαυτό τους πιο έντονα από τα άτομα άλλων στοιχείων.

Σκεφτείτε ένα μόριο HCl.
Χρησιμοποιώντας αυτό το παράδειγμα, ας δούμε πώς μπορούμε να εκτιμήσουμε τη μετατόπιση του νέφους επικοινωνίας ηλεκτρονίων χρησιμοποιώντας μοριακές ενέργειες ιονισμού και μέσα προς το ηλεκτρόνιο. 1312 kJ/mol και 1251 kJ/mol - η διαφορά είναι ασήμαντη, περίπου 5%. 73 kJ/mol και 349 kJ/mol - εδώ η διαφορά είναι πολύ μεγαλύτερη: η ενέργεια συγγένειας ηλεκτρονίων του ατόμου χλωρίου είναι σχεδόν πέντε φορές μεγαλύτερη από αυτή του ατόμου υδρογόνου. Από αυτό μπορούμε να συμπεράνουμε ότι το ζεύγος ηλεκτρονίων του ομοιοπολικού δεσμού στο μόριο του υδροχλωρίου μετατοπίζεται σε μεγάλο βαθμό προς το άτομο του χλωρίου. Με άλλα λόγια, τα συνδετικά ηλεκτρόνια περνούν περισσότερο χρόνο κοντά στο άτομο του χλωρίου παρά κοντά στο άτομο του υδρογόνου. Αυτή η άνιση κατανομή της πυκνότητας των ηλεκτρονίων οδηγεί σε ανακατανομή των ηλεκτρικών φορτίων μέσα στο μόριο. στο άτομο υδρογόνου είναι θετικό, και στο άτομο χλωρίου είναι αρνητικό.

Σε αυτή την περίπτωση, ο δεσμός λέγεται ότι είναι πολωμένος και ο ίδιος ο δεσμός ονομάζεται πολικός ομοιοπολικός δεσμός.
Εάν το ζεύγος ηλεκτρονίων ενός ομοιοπολικού δεσμού δεν μετατοπιστεί σε κανένα από τα συνδεδεμένα άτομα, δηλαδή τα ηλεκτρόνια του δεσμού ανήκουν εξίσου στα συνδεδεμένα άτομα, τότε ένας τέτοιος δεσμός ονομάζεται μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός.
Η έννοια του «επίσημου φορτίου» στην περίπτωση ομοιοπολικού δεσμού είναι επίσης εφαρμόσιμη. Μόνο στον ορισμό δεν πρέπει να μιλάμε για ιόντα, αλλά για άτομα. Σε γενικές γραμμές, μπορεί να δοθεί ο ακόλουθος ορισμός.

Στα μόρια στα οποία σχηματίζονται ομοιοπολικοί δεσμοί μόνο με μηχανισμό ανταλλαγής, τα τυπικά φορτία των ατόμων είναι ίσα με μηδέν. Έτσι, στο μόριο HCl, τα τυπικά φορτία τόσο στα άτομα χλωρίου όσο και στα άτομα υδρογόνου είναι μηδενικά. Κατά συνέπεια, σε αυτό το μόριο τα πραγματικά (αποτελεσματικά) φορτία στα άτομα χλωρίου και υδρογόνου είναι ίσα με τα μερικά (πλεονάζοντα) φορτία.
Δεν είναι πάντα εύκολο να προσδιοριστεί το πρόσημο του μερικού φορτίου σε ένα άτομο ενός ή άλλου στοιχείου σε ένα μόριο με βάση τις μοριακές ενέργειες ιονισμού και τη συγγένεια για το ηλεκτρόδιο, δηλαδή, να εκτιμηθεί σε ποια κατεύθυνση βρίσκονται τα ζεύγη ηλεκτρονίων των δεσμών. μετατοπίστηκε. Συνήθως, για αυτούς τους σκοπούς, χρησιμοποιείται ένα άλλο ενεργειακό χαρακτηριστικό ενός ατόμου - η ηλεκτραρνητικότητα.

Επί του παρόντος, δεν υπάρχει ενιαία, γενικά αποδεκτή ονομασία για την ηλεκτραρνητικότητα. Μπορεί να υποδηλωθεί με τα γράμματα Ε/Ο. Δεν υπάρχει επίσης μια ενιαία, γενικά αποδεκτή μέθοδος για τον υπολογισμό της ηλεκτραρνητικότητας. Με απλοποιημένο τρόπο, μπορεί να αναπαρασταθεί ως το ήμισυ του αθροίσματος των μοριακών ενεργειών ιονισμού και της συγγένειας ηλεκτρονίων - αυτός ήταν ένας από τους πρώτους τρόπους για τον υπολογισμό του.
Οι απόλυτες τιμές ηλεκτραρνητικότητας ατόμων διαφόρων στοιχείων χρησιμοποιούνται πολύ σπάνια. Η πιο συχνά χρησιμοποιούμενη είναι η σχετική ηλεκτραρνητικότητα, που συμβολίζεται με c. Αρχικά, αυτή η τιμή ορίστηκε ως ο λόγος της ηλεκτραρνητικότητας ενός ατόμου ενός δεδομένου στοιχείου προς την ηλεκτραρνητικότητα ενός ατόμου λιθίου. Στη συνέχεια, οι μέθοδοι υπολογισμού του άλλαξαν κάπως.
Η σχετική ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα αδιάστατο μέγεθος. Οι τιμές του δίνονται στο Παράρτημα 10.

Δεδομένου ότι η σχετική ηλεκτραρνητικότητα εξαρτάται κυρίως από την ενέργεια ιονισμού του ατόμου (η ενέργεια συγγένειας ηλεκτρονίων είναι πάντα πολύ χαμηλότερη), τότε στο σύστημα χημικά στοιχείααλλάζει περίπου το ίδιο με την ενέργεια ιοντισμού, δηλαδή αυξάνεται διαγώνια από καίσιο (0,86) σε φθόριο (4,10). Οι τιμές της σχετικής ηλεκτραρνητικότητας ηλίου και νέου που δίνονται στον πίνακα δεν έχουν πρακτική σημασία, καθώς αυτά τα στοιχεία δεν σχηματίζουν ενώσεις.

Χρησιμοποιώντας τον πίνακα ηλεκτραρνητικότητας, μπορείτε εύκολα να προσδιορίσετε προς ποιο από τα δύο άτομα μετατοπίζονται τα ηλεκτρόνια που συνδέουν αυτά τα άτομα και, επομένως, τα σημάδια των μερικών φορτίων που προκύπτουν σε αυτά τα άτομα.

H2O				Η σύνδεση είναι πολική
H 2	Τα άτομα είναι τα ίδια		Η--Η	Η σύνδεση είναι μη πολική
CO2				Η σύνδεση είναι πολική
Cl2	Τα άτομα είναι τα ίδια		Cl--Cl	Η σύνδεση είναι μη πολική
H2S				Η σύνδεση είναι πολική

Έτσι, στην περίπτωση του σχηματισμού ενός ομοιοπολικού δεσμού μεταξύ ατόμων διαφορετικών στοιχείων, ένας τέτοιος δεσμός θα είναι πάντα πολικός και στην περίπτωση του σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού μεταξύ ατόμων ενός στοιχείου (σε απλές ουσίεςα) ο δεσμός είναι στις περισσότερες περιπτώσεις μη πολικός.

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα των συνδεδεμένων ατόμων, τόσο πιο πολικός αποδεικνύεται ο ομοιοπολικός δεσμός μεταξύ αυτών των ατόμων.

Υδρόθειο H 2 S– άχρωμο αέριο με χαρακτηριστική οσμή σάπιων αυγών· δηλητηριώδης. Είναι θερμικά ασταθές και αποσυντίθεται όταν θερμαίνεται. Το υδρόθειο είναι ελαφρώς διαλυτό στο νερό, αυτό διάλυμα νερούπου ονομάζεται υδρόθειο οξύ. Το υδρόθειο προκαλεί (καταλύει) τη διάβρωση των μετάλλων· αυτό το αέριο είναι που «φταίει» για το σκουρόχρωμο ασήμι. Βρίσκεται φυσικά σε ορισμένα μεταλλικά νερά. Στη διαδικασία της ζωής, σχηματίζεται από ορισμένα βακτήρια. Το υδρόθειο είναι καταστροφικό για όλα τα έμβια όντα. Ένα στρώμα υδρόθειου ανακαλύφθηκε στα βάθη της Μαύρης Θάλασσας και προκαλεί ανησυχία στους επιστήμονες: η ζωή των θαλάσσιων κατοίκων εκεί βρίσκεται υπό συνεχή απειλή.

ΠΟΛΙΚΟΣ ΟΜΟΙΟΙΠΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ, ΜΗ ΠΟΛΙΚΟΣ ΟΜΟΙΟΙΠΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ, ΑΠΟΛΥΤΗ ΗΛΕΚΤΡΟΑΡΝΗΤΙΚΟΤΗΤΑ, ΣΧΕΤΙΚΗ ΗΛΕΚΤΡΟΑΡΝΗΤΗΡΙΟΤΗΤΑ.
1. Πειράματα και μετέπειτα υπολογισμοί έδειξαν ότι το αποτελεσματικό φορτίο του πυριτίου στο τετραφθοριούχο πυρίτιο είναι +1,64 e και του ξένου στο εξαφθοριούχο ξένο +2,3 ε. Προσδιορίστε τις τιμές των μερικών φορτίων στα άτομα φθορίου σε αυτές τις ενώσεις. 2. Να σχηματίσετε τους συντακτικούς τύπους των παρακάτω ουσιών και, χρησιμοποιώντας τους συμβολισμούς " " και " ", να χαρακτηρίσετε την πολικότητα των ομοιοπολικών δεσμών στα μόρια αυτών των ενώσεων: α) CH 4, CCl 4, SiCl 4. β) H2O, H2S, H2Se, H2Te; γ) NH 3, NF 3, NCl 3; δ) SO 2, Cl 2 O, OF 2.
3. Χρησιμοποιώντας τον πίνακα ηλεκτραρνητικότητας, υποδείξτε σε ποια από τις ενώσεις ο δεσμός είναι πιο πολικός: α) CCl 4 ή SiCl 4 ; β) H2S ή H2O; γ) NF 3 ή NCl 3. δ) Cl 2 O ή OF 2.

7.13. Μηχανισμός σχηματισμού δεσμού δότη-δέκτη

Στις προηγούμενες παραγράφους, μάθατε λεπτομερώς για δύο τύπους δεσμών: ιοντικούς και ομοιοπολικούς. Ας το θυμόμαστε αυτό ιοντικός δεσμόςσχηματίζεται όταν ένα ηλεκτρόνιο μεταφέρεται πλήρως από το ένα άτομο στο άλλο. Ομοιοπολική - όταν μοιράζονται ασύζευκτα ηλεκτρόνια συνδεδεμένων ατόμων.

Επιπλέον, υπάρχει ένας άλλος μηχανισμός σχηματισμού δεσμού. Ας το εξετάσουμε χρησιμοποιώντας το παράδειγμα της αλληλεπίδρασης ενός μορίου αμμωνίας με ένα μόριο τριφθοριούχου βορίου:

Ως αποτέλεσμα, τόσο ομοιοπολικοί όσο και ιοντικοί δεσμοί προκύπτουν μεταξύ των ατόμων αζώτου και βορίου. Σε αυτή την περίπτωση, το άτομο αζώτου είναι δότηςζεύγος ηλεκτρονίων (το "δίνει" για το σχηματισμό δεσμού) και το άτομο βορίου - αποδέκτης(το «δέχεται» όταν δημιουργείται σύνδεση). Εξ ου και το όνομα του μηχανισμού για το σχηματισμό μιας τέτοιας σύνδεσης - " δωρητής-δέκτης".

Όταν σχηματίζεται ένας δεσμός χρησιμοποιώντας τον μηχανισμό δότη-δέκτη, σχηματίζονται ταυτόχρονα και ένας ομοιοπολικός και ένας ιοντικός δεσμός.
Φυσικά, μετά το σχηματισμό δεσμού, λόγω της διαφοράς στην ηλεκτραρνητικότητα των συνδεδεμένων ατόμων, επέρχεται πόλωση του δεσμού και προκύπτουν μερικά φορτία, μειώνοντας τα ενεργά (πραγματικά) φορτία των ατόμων.

Ας δούμε και άλλα παραδείγματα.

Εάν υπάρχει ένα πολύ πολικό μόριο υδροχλωρίου δίπλα στο μόριο αμμωνίας, στο οποίο υπάρχει σημαντικό μερικό φορτίο στο άτομο υδρογόνου, τότε σε αυτή την περίπτωση τον ρόλο του δέκτη ζεύγους ηλεκτρονίων θα παίξει το άτομο υδρογόνου. Το 1 του μικρό-ΑΟ, αν και δεν είναι εντελώς κενό, όπως το άτομο του βορίου στο προηγούμενο παράδειγμα, η πυκνότητα ηλεκτρονίων στο νέφος αυτού του τροχιακού μειώνεται σημαντικά.

Η χωρική δομή του κατιόντος που προκύπτει είναι ιόν αμμωνίουΗ NH 4 είναι παρόμοια με τη δομή του μορίου του μεθανίου, δηλαδή και οι τέσσερις δεσμοί N-H είναι ακριβώς οι ίδιοι.
Ο σχηματισμός ιοντικών κρυστάλλων χλωριούχου αμμωνίου NH 4 Cl μπορεί να παρατηρηθεί με ανάμιξη αερίου αμμωνίας με αέριο υδροχλώριο:

NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (cr)

Όχι μόνο το άτομο αζώτου μπορεί να είναι δότης ζεύγους ηλεκτρονίων. Θα μπορούσε να είναι, για παράδειγμα, το άτομο οξυγόνου ενός μορίου νερού. Ένα μόριο νερού θα αλληλεπιδράσει με το ίδιο υδροχλώριο ως εξής:

Το κατιόν H3O που προκύπτει ονομάζεται ιόν οξωνίουκαι, όπως θα μάθετε σύντομα, έχει μεγάλη σημασία στη χημεία.
Συμπερασματικά, ας εξετάσουμε την ηλεκτρονική δομή του μορίου του μονοξειδίου του άνθρακα (μονοξείδιο του άνθρακα):

Εκτός από τρεις ομοιοπολικούς δεσμούς (τριπλός δεσμός), περιέχει και έναν ιοντικό δεσμό.
Προϋποθέσεις σχηματισμού δεσμού σύμφωνα με τον μηχανισμό δότη-δέκτη:
1) η παρουσία ενός μοναδικού ζεύγους ηλεκτρονίων σθένους σε ένα από τα άτομα.
2) η παρουσία ενός ελεύθερου τροχιακού στο υποεπίπεδο σθένους ενός άλλου ατόμου.
Ο μηχανισμός σχηματισμού δεσμού δότη-δέκτη είναι αρκετά διαδεδομένος. Εμφανίζεται ιδιαίτερα συχνά κατά τον σχηματισμό ενώσεων ρε-στοιχεία. Σχεδόν τα άτομα του καθενός ρε-τα στοιχεία έχουν πολλά τροχιακά κενού σθένους. Επομένως, είναι ενεργοί αποδέκτες ζευγών ηλεκτρονίων.

ΜΗΧΑΝΙΣΜΟΣ ΔΟΤΗ-ΑΠΟΔΕΚΤΗ ΣΧΗΜΑΤΙΣΜΟΥ ΔΕΣΜΟΥ, ΙΟΝ ΑΜΜΩΝΙΟΥ, ΙΟΝ ΟΞΩΝΙΟΥ, ΣΥΝΘΗΚΕΣ ΣΧΗΜΑΤΙΣΜΟΥ ΔΕΣΜΟΥ ΑΠΟ ΜΗΧΑΝΙΣΜΟ ΔΟΤΗ-ΑΠΟΔΕΚΤΗ.
1.Κάντε εξισώσεις αντίδρασης και σχήματα σχηματισμού
α) βρωμιούχο αμμώνιο NH 4 Br από αμμωνία και υδροβρώμιο.
β) θειικό αμμώνιο (NH 4) 2 SO 4 από αμμωνία και θειικό οξύ.
2. Δημιουργήστε εξισώσεις αντίδρασης και σχήματα αλληλεπίδρασης για α) νερό με υδροβρώμιο. β) νερό με θειικό οξύ.
3. Ποια άτομα στις τέσσερις προηγούμενες αντιδράσεις είναι δότες ενός ζεύγους ηλεκτρονίων και ποια είναι δέκτες; Γιατί; Εξηγήστε την απάντησή σας με διαγράμματα υποεπιπέδων σθένους.
4.Δομική φόρμουλα νιτρικό οξύΟι γωνίες μεταξύ των δεσμών O–N–O είναι κοντά στις 120 o. Καθορίζω:
α) τύπος υβριδισμού του ατόμου αζώτου.
β) ποιο ΑΟ του ατόμου του αζώτου συμμετέχει στο σχηματισμό του δεσμού;
γ) ποιο ΑΟ του ατόμου του αζώτου συμμετέχει στο σχηματισμό του -δεσμού σύμφωνα με τον μηχανισμό δότη-δέκτη.
Τι πιστεύετε για ίσο με τη γωνίαμεταξύ των δεσμών H–O–N σε αυτό το μόριο; 5.Δημιουργήστε τον δομικό τύπο του ιόντος κυανιδίου CN (αρνητικό φορτίο στο άτομο άνθρακα). Είναι γνωστό ότι τα κυανίδια (ενώσεις που περιέχουν ένα τέτοιο ιόν) και το μονοξείδιο του άνθρακα CO είναι ισχυρά δηλητήρια και η βιολογική τους δράση είναι πολύ παρόμοια. Δώστε την εξήγησή σας για την εγγύτητα της βιολογικής τους δράσης.

7.14. Μεταλλική σύνδεση. μέταλλα

Ένας ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ ατόμων που έχουν παρόμοια τάση να εγκαταλείπουν και να αποκτούν ηλεκτρόνια μόνο όταν τα μεγέθη των συνδεδεμένων ατόμων είναι μικρά. Σε αυτή την περίπτωση, η πυκνότητα ηλεκτρονίων στην περιοχή των επικαλυπτόμενων νεφών ηλεκτρονίων είναι σημαντική και τα άτομα αποδεικνύεται ότι είναι στενά συνδεδεμένα, όπως, για παράδειγμα, στο μόριο HF. Εάν τουλάχιστον ένα από τα συνδεδεμένα άτομα έχει μεγάλη ακτίνα, ο σχηματισμός ενός ομοιοπολικού δεσμού γίνεται λιγότερο πλεονεκτικός, καθώς η πυκνότητα ηλεκτρονίων στην περιοχή των επικαλυπτόμενων νεφών ηλεκτρονίων για μεγάλα άτομα είναι πολύ μικρότερη από ό,τι για τα μικρά. Ένα παράδειγμα τέτοιου μορίου με ασθενέστερο δεσμό είναι το μόριο HI (χρησιμοποιώντας τον Πίνακα 21, συγκρίνετε τις ενέργειες ψεκασμού των μορίων HF και HI).

Και όμως μεταξύ μεγάλων ατόμων ( r o > 1.1) εμφανίζεται χημικός δεσμός, αλλά σε αυτή την περίπτωση σχηματίζεται λόγω της κοινής χρήσης όλων (ή μέρους) των ηλεκτρονίων σθένους όλων των συνδεδεμένων ατόμων. Για παράδειγμα, στην περίπτωση των ατόμων νατρίου, και τα 3 μικρό-ηλεκτρόνια αυτών των ατόμων, και σχηματίζεται ένα ενιαίο νέφος ηλεκτρονίων:

Τα άτομα σχηματίζουν κρύσταλλο με μέταλλοεπικοινωνία
Με αυτόν τον τρόπο, τόσο άτομα ενός στοιχείου όσο και άτομα του διαφορετικά στοιχεία. Στην πρώτη περίπτωση, απλές ουσίες που ονομάζονται μέταλλα, και στο δεύτερο - σύνθετες ουσίες που ονομάζονται διαμεταλλικές ενώσεις.

Από όλες τις ουσίες με μεταλλικούς δεσμούς μεταξύ των ατόμων, θα μάθετε για τα μέταλλα μόνο στο σχολείο. Πως είναι χωρική δομήμέταλλα; Ο μεταλλικός κρύσταλλος αποτελείται από ατομικοί σκελετοί, που παραμένει μετά την κοινωνικοποίηση των ηλεκτρονίων σθένους και το σύννεφο ηλεκτρονίων των κοινωνικοποιημένων ηλεκτρονίων. Οι ατομικοί πυρήνες σχηματίζουν συνήθως μια πολύ στενή συσσώρευση και το νέφος ηλεκτρονίων καταλαμβάνει ολόκληρο τον υπόλοιπο ελεύθερο όγκο του κρυστάλλου.

Οι κύριοι τύποι πυκνής συσκευασίας είναι κυβικά πλησιέστερη συσκευασία(KPU) και εξαγωνική κλειστή συσκευασία(GPU). Τα ονόματα αυτών των πακέτων συνδέονται με τη συμμετρία των κρυστάλλων στους οποίους πραγματοποιούνται. Μερικά μέταλλα σχηματίζουν χαλαρά συσκευασμένους κρυστάλλους - κυβικό με κέντρο το σώμα(ΟΤΣΚ). Ο όγκος και τα μοντέλα με μπίλια και ραβδί αυτών των συσκευασιών φαίνονται στην Εικόνα 7.6.
Η κυβική στενή συσσώρευση σχηματίζεται από άτομα Cu, Al, Pb, Au και μερικά άλλα στοιχεία. Εξαγωνική στενή συσκευασία - άτομα Be, Zn, Cd, Sc και μια σειρά άλλων. Η κυβική συσσώρευση ατόμων με επίκεντρο το σώμα υπάρχει στους κρυστάλλους αλκαλιμέταλλα, στοιχεία ομάδων VB και VIB. Ορισμένα μέταλλα μπορεί να έχουν διαφορετικές δομές σε διαφορετικές θερμοκρασίες. Οι λόγοι για τέτοιες διαφορές και τα δομικά χαρακτηριστικά των μετάλλων δεν είναι ακόμη πλήρως κατανοητοί.
Όταν λιώνουν, οι μεταλλικοί κρύσταλλοι μετατρέπονται σε μεταλλικά υγρά. Ο τύπος του χημικού δεσμού μεταξύ των ατόμων δεν αλλάζει.
Ο μεταλλικός δεσμός δεν έχει κατευθυντικότητα και κορεσμό. Από αυτή την άποψη είναι παρόμοιος με έναν ιοντικό δεσμό.
Στην περίπτωση των διαμεταλλικών ενώσεων, μπορούμε επίσης να μιλήσουμε για την πολωσιμότητα του μεταλλικού δεσμού.
Χαρακτηριστικό γνώρισμα φυσικές ιδιότητεςμέταλλα:
1) υψηλή ηλεκτρική αγωγιμότητα.
2) υψηλή θερμική αγωγιμότητα.
3) υψηλή ολκιμότητα.

Τα σημεία τήξης διαφορετικών μετάλλων είναι πολύ διαφορετικά μεταξύ τους: το χαμηλότερο σημείο τήξης είναι για τον υδράργυρο (- 39 o C), και το υψηλότερο για το βολφράμιο (3410 o C).

Βηρύλλιο Be- ανοιχτό γκρι, ελαφρύ, αρκετά σκληρό, αλλά συνήθως εύθραυστο μέταλλο. Σημείο τήξεως 1287 o C. Στον αέρα καλύπτεται με μεμβράνη οξειδίου. Το βηρύλλιο είναι ένα αρκετά σπάνιο μέταλλο· οι ζωντανοί οργανισμοί στη διαδικασία της εξέλιξής τους δεν είχαν σχεδόν καμία επαφή με αυτό, επομένως δεν προκαλεί έκπληξη το γεγονός ότι είναι δηλητηριώδες για τον κόσμο των ζώων. Χρησιμοποιείται στην πυρηνική τεχνολογία. Ο ψευδάργυρος Zn είναι ένα λευκό μαλακό μέταλλο με μπλε απόχρωση. Σημείο τήξης 420 o C. Στον αέρα και το νερό καλύπτεται με ένα λεπτό πυκνό φιλμ οξειδίου του ψευδαργύρου, το οποίο εμποδίζει την περαιτέρω οξείδωση. Στην παραγωγή χρησιμοποιείται για γαλβανισμό λαμαρινών, σωλήνων, συρμάτων, προστασίας σιδήρου από τη διάβρωση. Ο ψευδάργυρος είναι μέρος πολλών κραμάτων, για παράδειγμα, χαλικονικέλιο και νικέλιο ασήμι. Από τα κράματά του κόβονται νομίσματα. ψευδάργυρος - συστατικόορείχαλκος, που χρησιμοποιείται ευρέως στη μηχανολογία. Κράματα που περιέχουν ψευδάργυρο χρησιμοποιούνται για τη χύτευση τυπογραφικών γραμματοσειρών. Wolfram W.Είναι το πιο πυρίμαχο από όλα τα μέταλλα: το σημείο τήξης του βολφραμίου είναι 3387 o C. Συνήθως, το βολφράμιο είναι αρκετά εύθραυστο, αλλά μετά από προσεκτικό καθαρισμό γίνεται όλκιμο, γεγονός που καθιστά δυνατή την άντληση λεπτού σύρματος από αυτό, από το οποίο τα νήματα του κατασκευάζονται λαμπτήρες. Ωστόσο, το μεγαλύτερο μέρος του παραγόμενου βολφραμίου χρησιμοποιείται για την παραγωγή σκληρών και ανθεκτικών στη φθορά κραμάτων που μπορούν να διατηρήσουν αυτές τις ιδιότητες όταν θερμανθούν ακόμη και στους 1000 o C.

ΜΕΤΑΛΛΟ, ΔΙΑΜΕΤΑΛΛΙΚΗ ΣΥΝΘΕΣΗ, ΜΕΤΑΛΛΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ, ΠΥΚΝΗ ΣΥΣΚΕΥΑΣΙΑ.
1. Για να χαρακτηριστούν διάφορες συσκευασίες, χρησιμοποιείται η έννοια του «συντελεστή πλήρωσης χώρου», δηλαδή η αναλογία του όγκου των ατόμων προς τον όγκο του κρυστάλλου.

Οπου V a -όγκος ενός ατόμου,
Z είναι ο αριθμός των ατόμων σε ένα κελί μονάδας,
V i- όγκος της μονάδας κυψέλης.
Τα άτομα σε αυτή την περίπτωση αντιπροσωπεύονται από άκαμπτες σφαίρες ακτίνας R, αγγίζοντας ο ένας τον άλλον. Όγκος μπάλας V w = (4/3) R 3 .
Προσδιορίστε τον συντελεστή πλήρωσης χώρου για συσκευασίες χύδην και bcc.
2. Χρησιμοποιώντας τις τιμές των μεταλλικών ακτίνων (Παράρτημα 9), υπολογίστε το μέγεθος κυψέλης α) χαλκού (CPU), β) αλουμινίου (CPU) και γ) καισίου (BCC).

Ένας ομοιοπολικός δεσμός εμφανίζεται λόγω της κοινής χρήσης ηλεκτρονίων που ανήκουν και στα δύο άτομα που συμμετέχουν στην αλληλεπίδραση. Η ηλεκτραρνητικότητα των μη μετάλλων είναι αρκετά μεγάλη ώστε να μην συμβαίνει μεταφορά ηλεκτρονίων.

Τα ηλεκτρόνια σε επικαλυπτόμενα τροχιακά ηλεκτρονίων μοιράζονται. Αυτό δημιουργεί μια κατάσταση στην οποία γεμίζονται τα εξωτερικά ηλεκτρονικά επίπεδα των ατόμων, δηλαδή σχηματίζεται ένα εξωτερικό κέλυφος 8 ή 2 ηλεκτρονίων.

Σε επαφή με

Συμμαθητές

Η κατάσταση στην οποία το κέλυφος ηλεκτρονίων είναι πλήρως γεμάτο χαρακτηρίζεται από τη χαμηλότερη ενέργεια και, κατά συνέπεια, τη μέγιστη σταθερότητα.

Υπάρχουν δύο μηχανισμοί σχηματισμού:

1. δότης-δέκτης?
2. ανταλλαγή.

Στην πρώτη περίπτωση, ένα από τα άτομα παρέχει το ζεύγος των ηλεκτρονίων του και το δεύτερο παρέχει ένα ελεύθερο τροχιακό ηλεκτρονίων.

Στη δεύτερη, ένα ηλεκτρόνιο από κάθε συμμετέχοντα στην αλληλεπίδραση μπαίνει στο κοινό ζεύγος.

Ανάλογα με το είδος τους- ατομικές ή μοριακές, ενώσεις με παρόμοιο τύπο δεσμού μπορεί να διαφέρουν σημαντικά ως προς τα φυσικοχημικά χαρακτηριστικά.

Μοριακές ουσίεςπιο συχνά αέρια, υγρά ή στερεάΜε χαμηλές θερμοκρασίεςτήξης και βρασμού, μη αγώγιμο, χαμηλής αντοχής. Αυτά περιλαμβάνουν: υδρογόνο (H 2), οξυγόνο (O 2), άζωτο (N 2), χλώριο (Cl 2), βρώμιο (Br 2), ορθορομβικό θείο (S 8), λευκό φώσφορο (P 4) και άλλες απλές ουσίες ; διοξείδιο του άνθρακα (CO 2), διοξείδιο του θείου (SO 2), οξείδιο του αζώτου V (N 2 O 5), νερό (H 2 O), υδροχλώριο (HCl), υδροφθόριο (HF), αμμωνία (NH 3), μεθάνιο (CH 4), αιθανόλη(C 2 H 5 OH), οργανικά πολυμερή και άλλα.

Ατομικές ουσίεςυπάρχουν με τη μορφή ανθεκτικών κρυστάλλων με υψηλά σημεία βρασμού και τήξης, είναι αδιάλυτοι στο νερό και άλλους διαλύτες, πολλοί δεν αγώγουν ηλεκτρική ενέργεια. Ένα παράδειγμα είναι το διαμάντι, το οποίο έχει εξαιρετική αντοχή. Αυτό εξηγείται από το γεγονός ότι το διαμάντι είναι ένας κρύσταλλος που αποτελείται από άτομα άνθρακα που συνδέονται με ομοιοπολικούς δεσμούς. Δεν υπάρχουν μεμονωμένα μόρια σε ένα διαμάντι. Επίσης ατομική δομήδιαθέτουν ουσίες όπως γραφίτης, πυρίτιο (Si), διοξείδιο του πυριτίου (SiO 2), καρβίδιο του πυριτίου (SiC) και άλλα.

Οι ομοιοπολικοί δεσμοί μπορεί να είναι όχι μόνο απλοί (όπως στο μόριο χλωρίου Cl2), αλλά και διπλοί, όπως στο μόριο οξυγόνου O2, ή τριπλοί, όπως, για παράδειγμα, στο μόριο αζώτου N2. Ταυτόχρονα, οι τριπλές έχουν περισσότερη ενέργεια και είναι πιο ανθεκτικές από τις διπλές και τις μονές.

Ένας ομοιοπολικός δεσμός μπορεί να είναισχηματίζεται τόσο μεταξύ δύο ατόμων του ίδιου στοιχείου (μη πολικό) όσο και μεταξύ ατόμων διαφορετικών χημικών στοιχείων (πολικά).

Δεν είναι δύσκολο να υποδείξετε τον τύπο μιας ένωσης με ομοιοπολικό πολικό δεσμό εάν συγκρίνετε τις τιμές ηλεκτραρνητικότητας των ατόμων που αποτελούν τα μόρια. Καμία διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα δεν θα καθορίσει τη μη πολικότητα. Αν υπάρχει διαφορά, τότε το μόριο θα είναι πολικό.

Μην χάσετε: μηχανισμός εκπαίδευσης, συγκεκριμένα παραδείγματα.

Ομοιοπολικός μη πολικός χημικός δεσμός

Χαρακτηριστικό απλών ουσιών, αμέταλλων. Τα ηλεκτρόνια ανήκουν εξίσου στα άτομα και δεν υπάρχει μετατόπιση στην πυκνότητα των ηλεκτρονίων.

Παραδείγματα περιλαμβάνουν τα ακόλουθα μόρια:

H2, O2, O3, N2, F2, Cl2.

Εξαίρεση αποτελούν τα αδρανή αέρια. Το εξωτερικό ενεργειακό τους επίπεδο είναι πλήρως γεμάτο και ο σχηματισμός μορίων είναι ενεργειακά δυσμενής γι 'αυτούς και επομένως υπάρχουν με τη μορφή μεμονωμένων ατόμων.

Επίσης, ένα παράδειγμα ουσιών με μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό θα ήταν, για παράδειγμα, το PH3. Παρά το γεγονός ότι η ουσία αποτελείται από διαφορετικά στοιχεία, οι ηλεκτραρνητικότητες των στοιχείων στην πραγματικότητα δεν διαφέρουν, πράγμα που σημαίνει ότι το ζεύγος ηλεκτρονίων δεν θα μετατοπιστεί.

Ομοιοπολικός χημικός δεσμός

Λαμβάνοντας υπόψη έναν ομοιοπολικό πολικό δεσμό, μπορούν να δοθούν πολλά παραδείγματα: HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, CO2, SO3, CCl4, SiO2, CO.

σχηματίζεται μεταξύ ατόμων μη μετάλλουμε διαφορετική ηλεκτραρνητικότητα. Σε αυτή την περίπτωση, ο πυρήνας ενός στοιχείου με μεγαλύτερη ηλεκτραρνητικότητα προσελκύει κοινά ηλεκτρόνια πιο κοντά στον εαυτό του.

Σχέδιο σχηματισμού πολικού ομοιοπολικού δεσμού

Ανάλογα με τον μηχανισμό σχηματισμού, μπορούν να γίνουν κοινά ηλεκτρόνια του ενός ή και των δύο ατόμων.

Η εικόνα δείχνει καθαρά την αλληλεπίδραση στο μόριο του υδροχλωρικού οξέος.

Ένα ζεύγος ηλεκτρονίων ανήκει και στο ένα άτομο και στο δεύτερο, και τα δύο έχουν, επομένως, εξωτερικά επίπεδαγέματο. Αλλά το πιο ηλεκτραρνητικό χλώριο έλκει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων λίγο πιο κοντά στον εαυτό του (ενώ παραμένει κοινό). Η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα δεν είναι αρκετά μεγάλη ώστε ένα ζεύγος ηλεκτρονίων να πάει εντελώς σε ένα από τα άτομα. Ως αποτέλεσμα, εμφανίζεται ένα μερικό αρνητικό φορτίο στο χλώριο και ένα μερικό θετικό φορτίο στο υδρογόνο. Το μόριο HCl είναι ένα πολικό μόριο.

Φυσικοχημικές ιδιότητες του δεσμού

Η σύνδεση μπορεί να χαρακτηριστεί από τις ακόλουθες ιδιότητες: κατευθυντικότητα, πολικότητα, πολικότητα και κορεσμός.

Ένας χημικός δεσμός είναι η αλληλεπίδραση σωματιδίων (ιόντων ή ατόμων), η οποία συμβαίνει κατά τη διαδικασία ανταλλαγής ηλεκτρονίων που βρίσκονται στο τελευταίο ηλεκτρονικό επίπεδο. Υπάρχουν διάφοροι τύποι τέτοιων δεσμών: ομοιοπολικοί (διαιρείται σε μη πολικούς και πολικούς) και ιοντικούς. Σε αυτό το άρθρο θα σταθούμε αναλυτικότερα στον πρώτο τύπο χημικών δεσμών - ομοιοπολικούς. Και για να είμαστε πιο ακριβείς, στην πολική του μορφή.

Ένας πολικός ομοιοπολικός δεσμός είναι ένας χημικός δεσμός μεταξύ των νεφών ηλεκτρονίων σθένους γειτονικών ατόμων. Το πρόθεμα "co-" σημαίνει "μαζί" σε αυτήν την περίπτωση και το στέλεχος "σθένος" μεταφράζεται ως δύναμη ή ικανότητα. Αυτά τα δύο ηλεκτρόνια που συνδέονται μεταξύ τους ονομάζονται ζεύγος ηλεκτρονίων.

Ιστορία

Για πρώτη φορά ο όρος αυτός χρησιμοποιήθηκε σε επιστημονικό πλαίσιο από τον βραβευμένο βραβείο Νόμπελχημικός Irving Lenngrum. Αυτό συνέβη το 1919. Στην εργασία του, ο επιστήμονας εξήγησε ότι ένας δεσμός στον οποίο παρατηρούνται ηλεκτρόνια κοινά σε δύο άτομα είναι διαφορετικός από έναν μεταλλικό ή ιοντικό. Αυτό σημαίνει ότι απαιτεί ξεχωριστό όνομα.

Αργότερα, ήδη το 1927, οι F. London και W. Heitler, παίρνοντας ως παράδειγμα το μόριο του υδρογόνου ως χημικά και φυσικά απλούστερο μοντέλο, περιέγραψαν έναν ομοιοπολικό δεσμό. Πήραν το θέμα από την άλλη άκρη και τεκμηρίωσαν τις παρατηρήσεις τους χρησιμοποιώντας την κβαντική μηχανική.

Η ουσία της αντίδρασης

Η διαδικασία μετατροπής του ατομικού υδρογόνου σε μοριακό υδρογόνο είναι μια τυπική χημική αντίδραση, το ποιοτικό σημάδι της οποίας είναι η μεγάλη απελευθέρωση θερμότητας όταν συνδυάζονται δύο ηλεκτρόνια. Μοιάζει κάπως έτσι: δύο άτομα ηλίου πλησιάζουν το ένα το άλλο, το καθένα με ένα ηλεκτρόνιο στην τροχιά του. Τότε αυτά τα δύο σύννεφα έρχονται πιο κοντά και σχηματίζουν ένα νέο, παρόμοιο με ένα κέλυφος ηλίου, στο οποίο ήδη περιστρέφονται δύο ηλεκτρόνια.

Τα ολοκληρωμένα κελύφη ηλεκτρονίων είναι πιο σταθερά από τα ημιτελή, επομένως η ενέργειά τους είναι σημαντικά χαμηλότερη από αυτή δύο ξεχωριστών ατόμων. Όταν σχηματίζεται ένα μόριο, η περίσσεια θερμότητας διαχέεται στο περιβάλλον.

Ταξινόμηση

Στη χημεία, υπάρχουν δύο τύποι ομοιοπολικών δεσμών:

1. Ένας ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός που σχηματίζεται μεταξύ δύο ατόμων του ίδιου μη μεταλλικού στοιχείου, όπως οξυγόνο, υδρογόνο, άζωτο, άνθρακας.
2. Ένας πολικός ομοιοπολικός δεσμός εμφανίζεται μεταξύ ατόμων διαφορετικών μη μετάλλων. Ένα καλό παράδειγμαθα μπορούσε να είναι ένα μόριο υδροχλωρίου. Όταν τα άτομα δύο στοιχείων συνδυάζονται μεταξύ τους, το μη ζευγαρωμένο ηλεκτρόνιο από το υδρογόνο μεταφέρεται εν μέρει στο τελευταίο επίπεδο ηλεκτρονίων του ατόμου χλωρίου. Έτσι, σχηματίζεται ένα θετικό φορτίο στο άτομο του υδρογόνου και ένα αρνητικό φορτίο στο άτομο του χλωρίου.

Δεσμός δωρητή-δέκτηείναι επίσης ένας τύπος ομοιοπολικού δεσμού. Βρίσκεται στο γεγονός ότι ένα άτομο του ζεύγους παρέχει και τα δύο ηλεκτρόνια, καθιστώντας δότης, και το άτομο που τα λαμβάνει, κατά συνέπεια, θεωρείται δέκτης. Όταν σχηματίζεται δεσμός μεταξύ των ατόμων, το φορτίο του δότη αυξάνεται κατά ένα και το φορτίο του δέκτη μειώνεται.

Ημιπολική σύνδεση - eΤο e μπορεί να θεωρηθεί υποτύπος δότη-δέκτη. Μόνο σε αυτή την περίπτωση τα άτομα ενώνονται, ένα από τα οποία έχει ένα πλήρες τροχιακό ηλεκτρονίων (αλογόνα, φώσφορος, άζωτο) και το δεύτερο - δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια (οξυγόνο). Ο σχηματισμός μιας σύνδεσης πραγματοποιείται σε δύο στάδια:

• Αρχικά, ένα ηλεκτρόνιο αφαιρείται από το μοναχικό ζεύγος και προστίθεται στα μη ζευγαρωμένα.
• η ένωση των υπόλοιπων μη ζευγαρωμένων ηλεκτροδίων, δηλαδή σχηματίζεται ένας ομοιοπολικός πολικός δεσμός.

Ιδιότητες

Οι πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί έχουν τους δικούς τους φυσικοχημικά χαρακτηριστικά, όπως κατευθυντικότητα, κορεσμός, πολικότητα, πολικότητα. Καθορίζουν τα χαρακτηριστικά των μορίων που προκύπτουν.

Η κατεύθυνση του δεσμού εξαρτάται από τη μελλοντική μοριακή δομή της ουσίας που προκύπτει, δηλαδή γεωμετρικό σχήμα, το οποίο σχηματίζεται από δύο άτομα κατά την προσθήκη.

Ο κορεσμός δείχνει πόσους ομοιοπολικούς δεσμούς μπορεί να σχηματίσει ένα άτομο μιας ουσίας. Αυτός ο αριθμός περιορίζεται από τον αριθμό των εξωτερικών ατομικών τροχιακών.

Η πολικότητα ενός μορίου προκύπτει επειδή το νέφος ηλεκτρονίων που σχηματίζεται από δύο διαφορετικά ηλεκτρόνια είναι ανομοιόμορφο γύρω από ολόκληρη την περιφέρειά του. Αυτό συμβαίνει λόγω της διαφοράς στο αρνητικό φορτίο σε καθένα από αυτά. Αυτή η ιδιότητα είναι που καθορίζει εάν ένας δεσμός είναι πολικός ή μη. Όταν δύο άτομα του ίδιου στοιχείου συνδυάζονται, το νέφος ηλεκτρονίων είναι συμμετρικό, πράγμα που σημαίνει ότι ο ομοιοπολικός δεσμός είναι μη πολικός. Και αν συνδυαστούν άτομα διαφορετικών στοιχείων, σχηματίζεται ένα ασύμμετρο νέφος ηλεκτρονίων, η λεγόμενη διπολική ροπή του μορίου.

Η πολωτικότητα αντανακλά πόσο ενεργά μετατοπίζονται τα ηλεκτρόνια σε ένα μόριο υπό την επίδραση εξωτερικών φυσικών ή χημικών παραγόντων, όπως ηλεκτρικοί ή μαγνητικό πεδίο, άλλα σωματίδια.

Οι δύο τελευταίες ιδιότητες του μορίου που προκύπτει καθορίζουν την ικανότητά του να αντιδρά με άλλα πολικά αντιδραστήρια.

Σίγμα δεσμός και δεσμός π

Ο σχηματισμός αυτών των δεσμών εξαρτάται από την κατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων στο ηλεκτρονιακό νέφος κατά τη διάρκεια του σχηματισμού του μορίου.

Ένας δεσμός σίγμα χαρακτηρίζεται από την παρουσία μιας πυκνής συσσώρευσης ηλεκτρονίων κατά μήκος του άξονα που συνδέει τους πυρήνες των ατόμων, δηλαδή στο οριζόντιο επίπεδο.

Ο δεσμός pi χαρακτηρίζεται από τη συμπίεση των νεφών ηλεκτρονίων στο σημείο τομής τους, δηλαδή πάνω και κάτω από τον ατομικό πυρήνα.

Οπτικοποίηση της σχέσης στην εγγραφή τύπου

Για παράδειγμα, μπορούμε να πάρουμε το άτομο χλωρίου. Το εξώτατο ηλεκτρονικό του επίπεδο περιέχει επτά ηλεκτρόνια. Στον τύπο, είναι διατεταγμένα σε τρία ζεύγη και ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο γύρω από το σύμβολο του στοιχείου με τη μορφή κουκκίδων.

Αν γράψετε ένα μόριο χλωρίου με τον ίδιο τρόπο, θα δείτε ότι δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια έχουν σχηματίσει ένα ζεύγος κοινό με δύο άτομα· αυτό ονομάζεται κοινόχρηστο. Σε αυτή την περίπτωση, καθένα από αυτά έλαβε οκτώ ηλεκτρόνια.

Κανόνας οκτάδας-διπλού

Ο χημικός Lewis, ο οποίος πρότεινε πώς σχηματίζεται ένας πολικός ομοιοπολικός δεσμός, ήταν ο πρώτος από τους συναδέλφους του που διατύπωσε έναν κανόνα που εξηγούσε τη σταθερότητα των ατόμων όταν συνδυάζονται σε μόρια. Η ουσία του έγκειται στο γεγονός ότι οι χημικοί δεσμοί μεταξύ των ατόμων σχηματίζονται όταν ένας επαρκής αριθμός ηλεκτρονίων μοιράζεται για να σχηματιστεί μια ηλεκτρονική διαμόρφωση παρόμοια με τα άτομα των ευγενών στοιχείων.

Δηλαδή, κατά τον σχηματισμό των μορίων, για να σταθεροποιηθούν, είναι απαραίτητο όλα τα άτομα να έχουν ένα πλήρες εξωτερικό ηλεκτρονικό επίπεδο. Για παράδειγμα, τα άτομα υδρογόνου, που συνδυάζονται σε ένα μόριο, επαναλάβετε νέφος ηλεκτρονίωντα άτομα ηλίου, χλωρίου γίνονται παρόμοια σε ηλεκτρονικό επίπεδο με το άτομο αργού.

Μήκος συνδέσμου

Ένας ομοιοπολικός πολικός δεσμός, μεταξύ άλλων, χαρακτηρίζεται από μια ορισμένη απόσταση μεταξύ των πυρήνων των ατόμων που σχηματίζουν το μόριο. Βρίσκονται σε τέτοια απόσταση μεταξύ τους που η ενέργεια του μορίου είναι ελάχιστη. Για να επιτευχθεί αυτό, είναι απαραίτητο τα νέφη ηλεκτρονίων των ατόμων να επικαλύπτονται μεταξύ τους όσο το δυνατόν περισσότερο. Υπάρχει ένα ευθέως ανάλογο σχέδιο μεταξύ του μεγέθους των ατόμων και του μήκους του δεσμού. Όσο μεγαλύτερο είναι το άτομο, τόσο μεγαλύτερος είναι ο δεσμός μεταξύ των πυρήνων.

Είναι πιθανό ένα άτομο να σχηματίζει όχι έναν, αλλά πολλούς ομοιοπολικούς πολικούς δεσμούς. Τότε σχηματίζονται οι λεγόμενες γωνίες δεσμού μεταξύ των πυρήνων. Μπορούν να είναι από ενενήντα έως εκατόν ογδόντα μοίρες. Αυτοί καθορίζουν γεωμετρικός τύποςμόρια.

Ρύζι. 2.1.Ο σχηματισμός μορίων από άτομα συνοδεύεται από ανακατανομή ηλεκτρονίων τροχιακών σθένουςκαι οδηγεί σε κέρδος σε ενέργεια,αφού η ενέργεια των μορίων αποδεικνύεται μικρότερη από την ενέργεια των ατόμων που δεν αλληλεπιδρούν. Το σχήμα δείχνει ένα διάγραμμα του σχηματισμού ενός μη πολικού ομοιοπολικού χημικού δεσμού μεταξύ ατόμων υδρογόνου.

§2 Χημικός δεσμός

Υπό κανονικές συνθήκες, η μοριακή κατάσταση είναι πιο σταθερή από την ατομική κατάσταση (Εικ. 2.1). Ο σχηματισμός μορίων από άτομα συνοδεύεται από ανακατανομή ηλεκτρονίων σε τροχιακά σθένους και οδηγεί σε κέρδος ενέργειας, καθώς η ενέργεια των μορίων είναι μικρότερη από την ενέργεια των ατόμων που δεν αλληλεπιδρούν(Παράρτημα 3). Οι δυνάμεις που συγκρατούν τα άτομα στα μόρια ονομάζονται συλλογικά χημικός δεσμός.

Ο χημικός δεσμός μεταξύ των ατόμων πραγματοποιείται από ηλεκτρόνια σθένους και είναι ηλεκτρικού χαρακτήρα . Υπάρχουν τέσσερις κύριοι τύποι χημικών δεσμών: ομοιοπολική,ιωνικός,μέταλλοΚαι υδρογόνο.

1 Ομοιοπολικός δεσμός

Ένας χημικός δεσμός που πραγματοποιείται από ζεύγη ηλεκτρονίων ονομάζεται ατομικός ή ομοιοπολικός . Οι ενώσεις με ομοιοπολικούς δεσμούς ονομάζονται ατομικές ή ομοιοπολικές .

Όταν εμφανίζεται ένας ομοιοπολικός δεσμός, εμφανίζεται μια επικάλυψη νεφών ηλεκτρονίων ατόμων που αλληλεπιδρούν, συνοδευόμενη από την απελευθέρωση ενέργειας (Εικ. 2.1). Σε αυτή την περίπτωση, ένα νέφος με αυξημένη πυκνότητα αρνητικού φορτίου εμφανίζεται μεταξύ των θετικά φορτισμένων ατομικών πυρήνων. Λόγω της δράσης των δυνάμεων έλξης Coulomb μεταξύ διαφορετικών φορτίων, μια αύξηση στην πυκνότητα του αρνητικού φορτίου ευνοεί τη συνένωση των πυρήνων.

Ένας ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται από ασύζευκτα ηλεκτρόνια στα εξωτερικά κελύφη των ατόμων . Σε αυτή την περίπτωση σχηματίζονται ηλεκτρόνια με αντίθετα σπιν ζεύγος ηλεκτρονίων(Εικ. 2.2), κοινό στα αλληλεπιδρώντα άτομα. Αν ένας ομοιοπολικός δεσμός (ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων) έχει προκύψει μεταξύ των ατόμων, τότε ονομάζεται απλός, διπλός, διπλός κ.λπ.

Η ενέργεια είναι ένα μέτρο της αντοχής ενός χημικού δεσμού. μι sv που δαπανήθηκαν για τη διάσπαση του δεσμού (αύξηση ενέργειας όταν σχηματίζεται μια ένωση από μεμονωμένα άτομα). Αυτή η ενέργεια συνήθως μετριέται ανά 1 mole. ουσίεςκαι εκφράζονται σε kilojoules ανά mol (kJ∙mol –1). Η ενέργεια ενός απλού ομοιοπολικού δεσμού βρίσκεται στην περιοχή από 200–2000 kJmol –1.

Ρύζι. 2.2.Ο ομοιοπολικός δεσμός είναι ο πιο κοινός τύπος χημικού δεσμού που προκύπτει λόγω της κοινής χρήσης ενός ζεύγους ηλεκτρονίων μέσω ενός μηχανισμού ανταλλαγής (ΕΝΑ), όταν καθένα από τα αλληλεπιδρώντα άτομα παρέχει ένα ηλεκτρόνιο ή μέσω ενός μηχανισμού δότη-δέκτη (σι), όταν ένα ζεύγος ηλεκτρονίων μεταφέρεται για κοινή χρήση από ένα άτομο (δότη) σε άλλο άτομο (δέκτη).

Ένας ομοιοπολικός δεσμός έχει τις ιδιότητες κορεσμός και Συγκεντρώνω . Ο κορεσμός ενός ομοιοπολικού δεσμού νοείται ως η ικανότητα των ατόμων να σχηματίζουν έναν περιορισμένο αριθμό δεσμών με τους γείτονές τους, που καθορίζεται από τον αριθμό των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων σθένους τους. Η κατευθυντικότητα ενός ομοιοπολικού δεσμού αντανακλά το γεγονός ότι οι δυνάμεις που συγκρατούν τα άτομα το ένα κοντά στο άλλο κατευθύνονται κατά μήκος της ευθείας γραμμής που συνδέει τους ατομικούς πυρήνες. Εκτός, Ο ομοιοπολικός δεσμός μπορεί να είναι πολικός ή μη πολικός .

Οταν μη πολικόΣε έναν ομοιοπολικό δεσμό, το νέφος ηλεκτρονίων που σχηματίζεται από ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων κατανέμεται στο χώρο συμμετρικά σε σχέση με τους πυρήνες και των δύο ατόμων. Ένας μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ ατόμων απλών ουσιών, για παράδειγμα, μεταξύ πανομοιότυπων ατόμων αερίων που σχηματίζουν διατομικά μόρια (O 2, H 2, N 2, Cl 2, κ.λπ.).

Οταν πολικόςΣε έναν ομοιοπολικό δεσμό, το νέφος ηλεκτρονίων του δεσμού μετατοπίζεται προς ένα από τα άτομα. Ο σχηματισμός πολικών ομοιοπολικών δεσμών μεταξύ ατόμων είναι χαρακτηριστικός των πολύπλοκων ουσιών. Ένα παράδειγμα είναι τα μόρια των πτητικών ανόργανων ενώσεων: HCl, H 2 O, NH 3 κ.λπ.

Ο βαθμός μετατόπισης του συνολικού νέφους ηλεκτρονίων προς ένα από τα άτομα κατά το σχηματισμό ενός ομοιοπολικού δεσμού (βαθμός πολικότητας δεσμού ) καθορίζεται κυρίως από τη χρέωση ατομικούς πυρήνεςκαι την ακτίνα των αλληλεπιδρώντων ατόμων .

Όσο μεγαλύτερο είναι το φορτίο ενός ατομικού πυρήνα, τόσο πιο έντονα έλκει ένα νέφος ηλεκτρονίων. Ταυτόχρονα, όσο μεγαλύτερη είναι η ακτίνα του ατόμου, τόσο πιο αδύναμα τα εξωτερικά ηλεκτρόνια συγκρατούνται κοντά στον ατομικό πυρήνα. Η συνδυασμένη επίδραση αυτών των δύο παραγόντων εκφράζεται σε διαφορετικές ικανότητες διαφορετικά άτομα«τραβώντας» ένα σύννεφο ομοιοπολικών δεσμών προς τον εαυτό του.

Η ικανότητα ενός ατόμου σε ένα μόριο να έλκει ηλεκτρόνια προς τον εαυτό του ονομάζεται ηλεκτραρνητικότητα. . Έτσι, η ηλεκτραρνητικότητα χαρακτηρίζει την ικανότητα ενός ατόμου να πολώνει έναν ομοιοπολικό δεσμό: όσο μεγαλύτερη είναι η ηλεκτραρνητικότητα ενός ατόμου, τόσο πιο έντονα μετατοπίζεται προς αυτό το νέφος ηλεκτρονίων του ομοιοπολικού δεσμού .

Ένας αριθμός μεθόδων έχουν προταθεί για την ποσοτικοποίηση της ηλεκτραρνητικότητας. Σε αυτή την περίπτωση, το πιο σαφές φυσικό νόημα έχει η μέθοδος που πρότεινε ο Αμερικανός χημικός Robert S. Mulliken, ο οποίος προσδιόρισε την ηλεκτραρνητικότητα  ενός ατόμου ως το ήμισυ του αθροίσματος της ενέργειάς του μι μισυγγένεια ηλεκτρονίων και ενέργεια μι Εγώιονισμός ατόμου:

. (2.1)

Ενέργεια ιονισμούΈνα άτομο είναι η ενέργεια που πρέπει να δαπανηθεί για να «αποσπάσει» ένα ηλεκτρόνιο από αυτό και να το απομακρύνει σε άπειρη απόσταση. Η ενέργεια ιοντισμού προσδιορίζεται με φωτοϊοντισμό ατόμων ή με βομβαρδισμό ατόμων με ηλεκτρόνια που επιταχύνονται σε ηλεκτρικό πεδίο. Η μικρότερη τιμή ενέργειας φωτονίων ή ηλεκτρονίων που καθίσταται επαρκής για να ιονίσει τα άτομα ονομάζεται ενέργεια ιοντισμού τους μι Εγώ. Αυτή η ενέργεια εκφράζεται συνήθως σε βολτ ηλεκτρονίων (eV): 1 eV = 1,610 –19 J.

Τα άτομα είναι πιο πρόθυμα να εγκαταλείψουν τα εξωτερικά ηλεκτρόνια μέταλλα, τα οποία περιέχουν μικρό αριθμό μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων (1, 2 ή 3) στο εξωτερικό περίβλημα. Αυτά τα άτομα έχουν τη χαμηλότερη ενέργεια ιονισμού. Έτσι, το μέγεθος της ενέργειας ιοντισμού μπορεί να χρησιμεύσει ως μέτρο της μεγαλύτερης ή μικρότερης «μεταλλικότητας» ενός στοιχείου: όσο χαμηλότερη είναι η ενέργεια ιονισμού, τόσο πιο έντονη είναι η μέταλλοιδιότητεςστοιχείο.

Στην ίδια υποομάδα του περιοδικού συστήματος στοιχείων του D.I. Mendeleev, με αύξηση του ατομικού αριθμού ενός στοιχείου, η ενέργεια ιοντισμού του μειώνεται (Πίνακας 2.1), η οποία σχετίζεται με αύξηση της ατομικής ακτίνας (Πίνακας 1.2) και , κατά συνέπεια, με εξασθένηση του δεσμού των εξωτερικών ηλεκτρονίων με τον πυρήνα. Για στοιχεία της ίδιας περιόδου, η ενέργεια ιοντισμού αυξάνεται με την αύξηση του ατομικού αριθμού. Αυτό οφείλεται σε μείωση της ατομικής ακτίνας και αύξηση του πυρηνικού φορτίου.

Ενέργεια μι μι, που απελευθερώνεται όταν προστίθεται ένα ηλεκτρόνιο σε ένα ελεύθερο άτομο, ονομάζεται συγγένεια ηλεκτρονίων(εκφράζεται επίσης σε eV). Η απελευθέρωση (και όχι η απορρόφηση) ενέργειας όταν ένα φορτισμένο ηλεκτρόνιο προσκολλάται σε ορισμένα ουδέτερα άτομα εξηγείται από το γεγονός ότι τα πιο σταθερά άτομα στη φύση είναι αυτά με γεμάτα εξωτερικά κελύφη. Επομένως, για εκείνα τα άτομα στα οποία αυτά τα κελύφη είναι «λίγο απλήρωτα» (δηλαδή, λείπουν 1, 2 ή 3 ηλεκτρόνια πριν την πλήρωση), είναι ενεργειακά ευνοϊκό να προσκολλώνται ηλεκτρόνια στον εαυτό τους, μετατρέποντας σε αρνητικά φορτισμένα ιόντα 1. Τέτοια άτομα περιλαμβάνουν, για παράδειγμα, άτομα αλογόνου (Πίνακας 2.1) - στοιχεία της έβδομης ομάδας (κύρια υποομάδα) του περιοδικού συστήματος του D.I. Mendeleev. Η συγγένεια ηλεκτρονίων των ατόμων μετάλλου είναι συνήθως μηδενική ή αρνητική, δηλ. Είναι ενεργειακά δυσμενές να προσκολλούν επιπλέον ηλεκτρόνια· απαιτείται πρόσθετη ενέργεια για να διατηρηθούν μέσα στα άτομα. Η συγγένεια ηλεκτρονίων των ατόμων μη μετάλλου είναι πάντα θετική και όσο μεγαλύτερη, τόσο πιο κοντά στο ευγενές (αδρανές) αέριο βρίσκεται το αμέταλλο στο Περιοδικός Πίνακας. Αυτό δείχνει αύξηση μη μεταλλικές ιδιότητεςκαθώς πλησιάζουμε στο τέλος της περιόδου.

Από όλα όσα ειπώθηκαν, είναι σαφές ότι η ηλεκτραρνητικότητα (2.1) των ατόμων αυξάνεται κατά την κατεύθυνση από αριστερά προς τα δεξιά για στοιχεία κάθε περιόδου και μειώνεται στην κατεύθυνση από πάνω προς τα κάτω για στοιχεία της ίδιας ομάδας της περιοδικής Mendeleev. Σύστημα. Δεν είναι δύσκολο, ωστόσο, να κατανοήσουμε ότι για να χαρακτηρίσουμε τον βαθμό πολικότητας ενός ομοιοπολικού δεσμού μεταξύ των ατόμων, δεν είναι η απόλυτη τιμή της ηλεκτραρνητικότητας που είναι σημαντική, αλλά η αναλογία των ηλεκτραρνητικοτήτων των ατόμων που σχηματίζουν τον δεσμό. Να γιατί στην πράξη χρησιμοποιούν τιμές σχετικής ηλεκτραρνητικότητας(Πίνακας 2.1), λαμβάνοντας την ηλεκτραρνητικότητα του λιθίου ως μονάδα.

Για να χαρακτηριστεί η πολικότητα ενός ομοιοπολικού χημικού δεσμού, χρησιμοποιείται η διαφορά στη σχετική ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων. Τυπικά, ο δεσμός μεταξύ των ατόμων Α και Β θεωρείται αμιγώς ομοιοπολικός εάν |  ΕΝΑ – σι|0,5.