Kelios (dvigubos ir trigubos) jungtys

Daugelyje molekulių atomai yra sujungti dvigubomis ir trigubomis jungtimis:

Daugybinių ryšių susidarymo galimybę lemia atominių orbitų geometrinės charakteristikos. Vandenilio atomas sudaro vienintelę cheminę jungtį, dalyvaujant valentinei 5-orbitalei, kuri turi sferinę formą. Likę atomai, įskaitant net 5 bloko elementų atomus, turi valentines p-orbitales, kurios turi erdvinę orientaciją išilgai koordinačių ašių.

Vandenilio molekulėje cheminį ryšį atlieka elektronų pora, kurios debesis susitelkęs tarp atomo branduolių. Tokio tipo obligacijos vadinamos st-obligacijomis (a – skaitykite „sigma“). Jos susidaro abipusiai persidengiant tiek 5, tiek ir-orbitaliams (6.3 pav.).

Ryžiai. 63

Dar vienai elektronų porai tarp atomų nėra vietos. Kaip tada susidaro dvigubi ir net trigubi ryšiai? Galima persidengti elektronų debesis, orientuotus statmenai ašiai, einčiai per atomų centrus (6.4 pav.). Jeigu molekulės ašis sulygiuota su koordinate x y tada orbitos orientuotos statmenai jai plf Ir r 2 . Porinis sutapimas RU Ir 2 p dviejų atomų orbitalės duoda cheminius ryšius, kurių elektronų tankis koncentruojasi simetriškai abiejose molekulės ašies pusėse. Jie vadinami l-obligacijomis.

Jei atomai turi RU ir/arba 2 p orbitalės turi nesuporuotų elektronų, tada susidaro viena ar dvi n-ryšiai. Tai paaiškina dvigubų (a + z) ir trigubų (a + z + z) ryšių egzistavimo galimybę. Paprasčiausia molekulė, turinti dvigubą ryšį tarp atomų, yra angliavandenilio molekulė etilenas C 2 H 4 . Ant pav. 6.5 paveiksle pavaizduotas n-ryšio debesis šioje molekulėje, o st-ryšiai schematiškai pažymėti brūkšneliais. Etileno molekulė susideda iš šešių atomų. Tikriausiai skaitytojams kyla mintis, kad dviguba jungtis tarp atomų pavaizduota paprastesnėje dviatomėje deguonies molekulėje (0=0). Tiesą sakant, deguonies molekulės elektroninė struktūra yra sudėtingesnė, o jos struktūrą galima paaiškinti tik naudojant molekulinės orbitos metodą (žr. toliau). Paprasčiausios molekulės su triguba jungtimi pavyzdys yra azotas. Ant pav. 6.6 šioje molekulėje pateikiamos n-jungtys, taškai rodo nepasidalintas azoto elektronų poras.

Ryžiai. 6.4.

Ryžiai. 6.5.

Ryžiai. 6.6.

Susidarius n-ryšiams, didėja molekulių stiprumas. Palyginkime keletą pavyzdžių.

Atsižvelgdami į aukščiau pateiktus pavyzdžius, galime padaryti tokias išvadas:

• - ryšio stiprumas (energija) didėja didėjant jungties dauginimuisi;
• – Pasitelkiant vandenilio, fluoro ir etano pavyzdį taip pat galima įsitikinti, kad kovalentinio ryšio stiprumą lemia ne tik daugybinis ryšys, bet ir atomų, tarp kurių atsirado ši jungtis, prigimtis.

Organinėje chemijoje gerai žinoma, kad molekulės su daugybe ryšių yra reaktyvesnės nei vadinamosios sočiosios molekulės. To priežastis išaiškėja įvertinus elektronų debesų formą. A-ryšių elektronų debesys susitelkę tarp atomų branduolių ir jais tarsi ekranuojami (apsaugomi) nuo kitų molekulių įtakos. N-jungimo atveju elektronų debesys neapsaugoti atomų branduolių ir lengviau pasislenka, kai reaguojančios molekulės priartėja viena prie kitos. Tai palengvina vėlesnį molekulių pertvarkymą ir transformaciją. Išimtis tarp visų molekulių yra azoto molekulė, kuri pasižymi ir labai dideliu stiprumu, ir itin mažu reaktyvumu. Todėl azotas bus pagrindinis atmosferos komponentas.

USE kodifikatoriaus temos: Kovalentinis cheminis ryšys, jo atmainos ir susidarymo mechanizmai. Kovalentinio ryšio charakteristikos (poliškumas ir ryšio energija). Joninis ryšys. Metalinė jungtis. vandenilinė jungtis

Intramolekuliniai cheminiai ryšiai

Pirmiausia panagrinėkime ryšius, atsirandančius tarp dalelių molekulėse. Tokios jungtys vadinamos intramolekulinis.

cheminis ryšys tarp cheminių elementų atomų turi elektrostatinį pobūdį ir susidaro dėl išorinių (valentinių) elektronų sąveikos, daugiau ar mažiau laikomi teigiamai įkrautų branduolių surišti atomai.

Pagrindinė sąvoka čia yra ELEKTRONEGNATYVUMAS. Būtent ji nustato cheminio ryšio tarp atomų tipą ir šio ryšio savybes.

yra atomo gebėjimas pritraukti (sulaikyti) išorės(valentas) elektronų. Elektronegatyvumą lemia išorinių elektronų pritraukimo prie branduolio laipsnis ir daugiausia priklauso nuo atomo spindulio bei branduolio krūvio.

Elektronegatyvumą vienareikšmiškai nustatyti sunku. L. Paulingas sudarė santykinio elektronegatyvumo lentelę (pagal dviatomių molekulių ryšių energijas). Labiausiai elektronegatyvus elementas yra fluoras su prasme 4 .

Svarbu pažymėti, kad skirtinguose šaltiniuose galite rasti skirtingas elektronegatyvumo verčių skales ir lenteles. Nereikėtų to išsigąsti, nes tam tikrą vaidmenį vaidina cheminės jungties susidarymas atomų, ir jis yra maždaug vienodas bet kurioje sistemoje.

Jei vienas iš atomų cheminėje jungtyje A:B stipriau traukia elektronus, tai elektronų pora pasislenka link jo. Daugiau elektronegatyvumo skirtumas atomų, tuo labiau elektronų pora yra pasislinkusi.

Jei sąveikaujančių atomų elektronegatyvumo reikšmės yra lygios arba apytiksliai lygios: EO(A)≈EO(V), tada bendra elektronų pora nėra perkelta į vieną iš atomų: A: B. Toks ryšys vadinamas kovalentinis nepolinis.

Jei sąveikaujančių atomų elektronegatyvumas skiriasi, bet nedaug (elektronegatyvumo skirtumas yra maždaug nuo 0,4 iki 2): 0,4<ΔЭО<2 ), tada elektronų pora perkeliama į vieną iš atomų. Toks ryšys vadinamas kovalentinis polinis .

Jei sąveikaujančių atomų elektronegatyvumas labai skiriasi (elektronegatyvumo skirtumas didesnis nei 2: ΔEO>2), tada vienas iš elektronų beveik visiškai pereina į kitą atomą, susidarant jonų. Toks ryšys vadinamas joninės.

Pagrindiniai cheminių jungčių tipai yra − kovalentinis, joninės Ir metalinis jungtys. Panagrinėkime juos išsamiau.

kovalentinis cheminis ryšys

kovalentinis ryšys – tai cheminis ryšys suformuotas bendros elektronų poros A:B susidarymas . Šiuo atveju du atomai sutampa atominės orbitalės. Kovalentinis ryšys susidaro sąveikaujant atomams su nedideliu elektronegatyvumo skirtumu (paprastai tarp dviejų nemetalų) arba vieno elemento atomai.

Pagrindinės kovalentinių ryšių savybės

• orientacija,
• sodrumą,
• poliškumas,
• poliarizuotumas.

Šios ryšio savybės turi įtakos cheminėms ir fizinėms medžiagų savybėms.

Bendravimo kryptis apibūdina medžiagų cheminę struktūrą ir formą. Kampai tarp dviejų ryšių vadinami jungties kampais. Pavyzdžiui, vandens molekulėje H-O-H ryšio kampas yra 104,45 o, taigi vandens molekulė yra polinė, o metano molekulėje H-C-H ryšio kampas yra 108 o 28 ′.

Sotumas yra atomų gebėjimas sudaryti ribotą skaičių kovalentinių cheminių jungčių. Ryšių, kuriuos gali sudaryti atomas, skaičius vadinamas.

Poliškumas ryšiai atsiranda dėl netolygaus elektronų tankio pasiskirstymo tarp dviejų skirtingo elektronegatyvumo atomų. Kovalentiniai ryšiai skirstomi į polinius ir nepolinius.

Poliarizuotumas jungtys yra ryšio elektronų gebėjimas būti išstumtiems išorinio elektrinio lauko(ypač kitos dalelės elektrinis laukas). Poliarizuojamumas priklauso nuo elektronų judrumo. Kuo toliau elektronas yra nuo branduolio, tuo jis yra judresnis ir, atitinkamai, molekulė yra labiau poliarizuojama.

Kovalentinis nepolinis cheminis ryšys

Yra 2 kovalentinio ryšio tipai - POLARAS Ir NEPOLARUS .

Pavyzdys . Apsvarstykite vandenilio molekulės H 2 sandarą. Kiekvienas vandenilio atomas savo išoriniame energijos lygyje turi po 1 nesuporuotą elektroną. Norėdami parodyti atomą, naudojame Lewiso struktūrą - tai yra atomo išorinio energijos lygio struktūros diagrama, kai elektronai žymimi taškais. Lewiso taško struktūros modeliai yra gera pagalba dirbant su antrojo periodo elementais.

H. + . H=H:H

Taigi vandenilio molekulė turi vieną bendrą elektronų porą ir vieną H-H cheminę jungtį. Ši elektronų pora nėra perkelta į nė vieną vandenilio atomą, nes vandenilio atomų elektronegatyvumas yra toks pat. Toks ryšys vadinamas kovalentinis nepolinis .

Kovalentinis nepolinis (simetriškas) ryšys - tai kovalentinė jungtis, kurią sudaro vienodo elektronegatyvumo atomai (paprastai tie patys nemetalai) ir todėl vienodai elektronų tankis pasiskirsto tarp atomų branduolių.

Nepolinių ryšių dipolio momentas yra 0.

Pavyzdžiai: H2 (H-H), O2 (O=O), S8.

Kovalentinis polinis cheminis ryšys

kovalentinis polinis ryšys yra kovalentinis ryšys, atsirandantis tarp atomai su skirtingu elektronegatyvumu (paprastai, skirtingi nemetalai) ir yra apibūdinamas poslinkis bendroji elektronų pora su elektronegatyvesniu atomu (poliarizacija).

Elektronų tankis perkeliamas į labiau elektronegatyvų atomą – todėl ant jo atsiranda dalinis neigiamas krūvis (δ-), o dalinis teigiamas – ant mažiau elektronneigiamo atomo (δ+, delta +).

Kuo didesnis atomų elektronegatyvumo skirtumas, tuo didesnis poliškumas ryšių ir dar daugiau dipolio momentas . Tarp gretimų molekulių ir priešingo ženklo krūvių veikia papildomos patrauklios jėgos, kurios didėja stiprumas jungtys.

Ryšio poliškumas turi įtakos fizikinėms ir cheminėms junginių savybėms. Reakcijos mechanizmai ir net gretimų ryšių reaktyvumas priklauso nuo jungties poliškumo. Ryšio poliškumas dažnai lemia molekulės poliškumas ir taip tiesiogiai veikia tokias fizines savybes kaip virimo ir lydymosi temperatūra, tirpumas poliniuose tirpikliuose.

Pavyzdžiai: HCl, CO 2, NH3.

Kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmai

Kovalentinis cheminis ryšys gali atsirasti dviem mechanizmais:

1. mainų mechanizmas kovalentinis cheminis ryšys susidaro tada, kai kiekviena dalelė suteikia vieną nesuporuotą elektroną, kad susidarytų bendra elektronų pora:

BET . + . B = A:B

2. Kovalentinio ryšio susidarymas yra toks mechanizmas, kai viena iš dalelių sudaro nepasidalintą elektronų porą, o kita dalelė suteikia šiai elektronų porai laisvą orbitą:

BET: + B = A:B

Šiuo atveju vienas iš atomų sudaro nepasidalintą elektronų porą ( donoras), o kitas atomas suteikia šiai porai laisvą orbitą ( priėmėjas). Dėl ryšio susidarymo mažėja tiek elektronų energija, t.y. tai naudinga atomams.

Kovalentinis ryšys, sudarytas donoro-akceptoriaus mechanizmo, nesiskiria pagal savybes iš kitų kovalentinių ryšių, susidarančių mainų mechanizmu. Kovalentinio ryšio susidarymas donoro-akceptoriaus mechanizmu būdingas atomams, kurių išoriniame energijos lygyje yra daug elektronų (elektronų donorai), arba atvirkščiai, kai elektronų yra labai mažai (elektronų akceptoriai). Atomų valentingumo galimybės išsamiau nagrinėjamos atitinkamame.

Kovalentinis ryšys susidaro donoro-akceptoriaus mechanizmu:

- molekulėje anglies monoksidas CO(ryšys molekulėje yra trigubas, 2 ryšiai susidaro mainų mechanizmu, vienas donoro-akceptoriaus mechanizmu): C≡O;

- į amonio jonas NH 4 +, jonais organiniai aminai, pavyzdžiui, metilamonio jone CH3 -NH2+;

- į sudėtingi junginiai, cheminis ryšys tarp centrinio atomo ir ligandų grupių, pavyzdžiui, natrio tetrahidroksoaliuminate Na ryšys tarp aliuminio ir hidroksido jonų;

- į azoto rūgštis ir jos druskos- nitratai: HNO 3 , NaNO 3 , kai kuriuose kituose azoto junginiuose;

- molekulėje ozonas O 3.

Pagrindinės kovalentinio ryšio savybės

Kovalentinis ryšys, kaip taisyklė, susidaro tarp nemetalų atomų. Pagrindinės kovalentinio ryšio charakteristikos yra ilgis, energija, daugialypiškumas ir kryptingumas.

Cheminių jungčių daugialypė

Cheminių jungčių daugialypė - tai bendrų elektronų porų tarp dviejų junginio atomų skaičius. Ryšio daugumą galima gana lengvai nustatyti pagal molekulę sudarančių atomų vertę.

Pavyzdžiui , vandenilio molekulėje H 2 ryšio daugiklis yra 1, nes kiekvienas vandenilis turi tik 1 nesuporuotą elektroną išoriniame energijos lygyje, todėl susidaro viena bendra elektronų pora.

Deguonies molekulėje O 2 ryšio dauginys yra 2, nes kiekvieno atomo išoriniame energijos lygyje yra 2 nesuporuoti elektronai: O=O.

Azoto molekulėje N 2 jungties daugiklis lygus 3, nes tarp kiekvieno atomo išoriniame energijos lygyje yra 3 nesuporuoti elektronai, o atomai sudaro 3 bendras elektronų poras N≡N.

Kovalentinio ryšio ilgis

Cheminio ryšio ilgis yra atstumas tarp atomų, sudarančių ryšį, branduolių centrų. Jis nustatomas eksperimentiniais fizikiniais metodais. Ryšio ilgį galima apytiksliai įvertinti pagal adityvumo taisyklę, pagal kurią jungties ilgis AB molekulėje yra maždaug lygus pusei jungties ilgių A 2 ir B 2 molekulėse:

Cheminės jungties ilgį galima apytiksliai įvertinti palei atomų spindulius, formuojant ryšį, arba bendravimo gausa jei atomų spinduliai nelabai skiriasi.

Didėjant ryšį sudarančių atomų spinduliams, jungties ilgis padidės.

Pavyzdžiui

Didėjant ryšių tarp atomų (kurių atomų spindulys nesiskiria arba skiriasi nežymiai), jungties ilgis mažės.

Pavyzdžiui . Eilėje: C–C, C=C, C≡C ryšio ilgis mažėja.

Ryšio energija

Cheminio ryšio stiprumo matas yra ryšio energija. Ryšio energija yra nulemtas energijos, reikalingos ryšiui nutraukti ir šį ryšį sudarančius atomus pašalinti iki begalinio atstumo vienas nuo kito.

Kovalentinis ryšys yra labai patvarus. Jo energija svyruoja nuo kelių dešimčių iki kelių šimtų kJ/mol. Kuo didesnė ryšio energija, tuo didesnis jungties stiprumas ir atvirkščiai.

Cheminio ryšio stiprumas priklauso nuo jungties ilgio, jungties poliškumo ir jungties daugialypumo. Kuo ilgesnis cheminis ryšys, tuo lengviau jis nutrūksta, o kuo mažesnė ryšio energija, tuo mažesnis jo stiprumas. Kuo trumpesnis cheminis ryšys, tuo jis stipresnis ir tuo didesnė ryšio energija.

Pavyzdžiui, junginių HF, HCl, HBr serijoje iš kairės į dešinę cheminės jungties stiprumas mažėja, nes jungties ilgis didėja.

Joninė cheminė jungtis

Joninis ryšys yra cheminė jungtis, pagrįsta elektrostatinė jonų trauka.

jonų susidaro atomams priimant arba atiduodant elektronus. Pavyzdžiui, visų metalų atomai silpnai laiko išorinio energijos lygio elektronus. Todėl metalo atomai apibūdinami atkuriamosios savybės gebėjimas paaukoti elektronus.

Pavyzdys. Natrio atome yra 1 elektronas 3 energijos lygyje. Lengvai jį atiduodamas, natrio atomas sudaro daug stabilesnį Na + joną, kurio elektronų konfigūracija yra tauriųjų neoninių dujų Ne. Natrio jone yra 11 protonų ir tik 10 elektronų, todėl bendras jono krūvis yra -10+11 = +1:

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

Pavyzdys. Chloro atomo išoriniame energijos lygyje yra 7 elektronai. Norint įgyti stabilaus inertinio argono atomo Ar konfigūraciją, chloras turi pridėti 1 elektroną. Prisijungus elektronui, susidaro stabilus chloro jonas, susidedantis iš elektronų. Bendras jonų krūvis yra -1:

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

Pastaba:

• Jonų savybės skiriasi nuo atomų savybių!
• Stabilūs jonai gali susidaryti ne tik atomai, bet ir atomų grupės. Pavyzdžiui: amonio jonas NH 4 +, sulfato jonas SO 4 2- ir kt. Tokių jonų suformuoti cheminiai ryšiai taip pat laikomi joniniais;
• Joninės jungtys dažniausiai susidaro tarp metalai Ir nemetalai(ne metalų grupės);

Susidarę jonai pritraukiami dėl elektrinės traukos: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Vizualiai apibendrinkime Skirtumas tarp kovalentinių ir joninių ryšių tipų:

metalo cheminė jungtis

metalinė jungtis yra santykinai susiformavęs santykis laisvųjų elektronų tarp metalo jonai formuojant kristalinę gardelę.

Metalų atomai išoriniame energijos lygyje paprastai turi nuo vieno iki trijų elektronų. Metalo atomų spinduliai, kaip taisyklė, yra dideli – todėl metalų atomai, skirtingai nei nemetalai, gana lengvai padovanoja išorinius elektronus, t.y. yra stiprios reduktorius

Tarpmolekulinės sąveikos

Atskirai verta apsvarstyti sąveiką, atsirandančią tarp atskirų medžiagos molekulių - tarpmolekulinės sąveikos . Tarpmolekulinė sąveika yra neutralių atomų sąveikos rūšis, kurioje neatsiranda naujų kovalentinių ryšių. Molekulių sąveikos jėgas 1869 metais atrado van der Waals ir pavadino jo vardu. Van dar Waalso pajėgos. Van der Waalso pajėgos skirstomos į orientacija, indukcija Ir dispersija . Tarpmolekulinės sąveikos energija yra daug mažesnė nei cheminio ryšio energija.

Orientacinės traukos jėgos atsiranda tarp polinių molekulių (dipolio-dipolio sąveika). Šios jėgos atsiranda tarp polinių molekulių. Indukcinės sąveikos yra sąveika tarp polinės ir nepolinės molekulės. Nepolinė molekulė poliarizuojasi dėl polinės, todėl atsiranda papildoma elektrostatinė trauka.

Ypatingas tarpmolekulinės sąveikos tipas yra vandenilio ryšiai. - tai tarpmolekuliniai (arba intramolekuliniai) cheminiai ryšiai, atsirandantys tarp molekulių, kuriose yra stipriai polinės kovalentinės jungtys. H-F, H-O arba H-N. Jei molekulėje yra tokių ryšių, tada tarp molekulių bus papildomos traukos jėgos .

Ugdymo mechanizmas Vandenilio jungtis yra iš dalies elektrostatinė ir iš dalies donorinė-akceptorinė. Šiuo atveju stipriai elektronegatyvaus elemento (F, O, N) atomas veikia kaip elektronų poros donoras, o vandenilio atomai, sujungti su šiais atomais – akceptorius. Būdingi vandeniliniai ryšiai orientacija erdvėje ir prisotinimas .

Vandenilinis ryšys gali būti pažymėtas taškais: H ··· O. Kuo didesnis atomo, prijungto prie vandenilio, elektronegatyvumas ir kuo mažesnis jo dydis, tuo stipresnis vandenilio ryšys. Tai visų pirma būdinga junginiams fluoras su vandeniliu , taip pat į deguonis su vandeniliu , mažiau azotas su vandeniliu .

Vandenilinės jungtys susidaro tarp šių medžiagų:

— vandenilio fluoridas HF(dujos, vandenilio fluorido tirpalas vandenyje - vandenilio fluorido rūgštis), vandens H 2 O (garai, ledas, skystas vanduo):

— amoniako ir organinių aminų tirpalas- tarp amoniako ir vandens molekulių;

— organiniai junginiai, kuriuose yra O-H arba N-H jungtys: alkoholiai, karboksirūgštys, aminai, aminorūgštys, fenoliai, anilinas ir jo dariniai, baltymai, angliavandenių tirpalai - monosacharidai ir disacharidai.

Vandenilio ryšys turi įtakos fizinėms ir cheminėms medžiagų savybėms. Taigi, dėl papildomos molekulių traukos medžiagos sunkiai užvirsta. Medžiagų, turinčių vandenilinių jungčių, virimo temperatūra nenormaliai pakyla.

Pavyzdžiui Paprastai, padidėjus molekulinei masei, padidėja medžiagų virimo temperatūra. Tačiau daugelyje medžiagų H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te nepastebime virimo taškų tiesinio pokyčio.

Būtent, pas vandens virimo temperatūra yra neįprastai aukšta - ne mažiau kaip -61 o C, kaip mums rodo tiesė, bet daug daugiau, +100 o C. Ši anomalija paaiškinama vandenilinių ryšių buvimu tarp vandens molekulių. Todėl normaliomis sąlygomis (0-20 o C) vanduo yra skystis pagal fazės būseną.

170762 0

Kiekvienas atomas turi tam tikrą elektronų skaičių.

Vykdydami chemines reakcijas, atomai dovanoja, įsigyja arba socializuoja elektronus, pasiekdami stabiliausią elektroninę konfigūraciją. Mažiausios energijos konfigūracija yra stabiliausia (kaip ir tauriųjų dujų atomuose). Šis modelis vadinamas „okteto taisykle“ (1 pav.).

Ryžiai. vienas.

Ši taisyklė galioja visiems ryšio tipai. Elektroniniai ryšiai tarp atomų leidžia jiems suformuoti stabilias struktūras – nuo ​​paprasčiausių kristalų iki sudėtingų biomolekulių, kurios galiausiai sudaro gyvas sistemas. Nuo kristalų jie skiriasi nuolatine medžiagų apykaita. Tačiau daugelis cheminių reakcijų vyksta pagal mechanizmus elektroninis pervedimas, kurios atlieka svarbų vaidmenį organizme vykstančiuose energetiniuose procesuose.

Cheminis ryšys yra jėga, laikanti kartu du ar daugiau atomų, jonų, molekulių ar bet kurio jų derinio..

Cheminio ryšio prigimtis yra universali: tai elektrostatinė traukos jėga tarp neigiamo krūvio elektronų ir teigiamai įkrautų branduolių, nulemta elektronų konfigūracijos išoriniame atomų apvalkale. Atomo gebėjimas sudaryti cheminius ryšius vadinamas valentingumas, arba oksidacijos būsena. Sąvoka valentiniai elektronai- elektronai, kurie sudaro cheminius ryšius, tai yra, esantys didžiausios energijos orbitose. Atitinkamai vadinamas išoriniu atomo apvalkalu, kuriame yra šios orbitos valentinis apvalkalas. Šiuo metu neužtenka nurodyti cheminės jungties buvimą, bet būtina išsiaiškinti jo tipą: joninis, kovalentinis, dipolio-dipolio, metalinis.

Pirmasis ryšio tipas yrajoninės ryšį

Remiantis Lewiso ir Kosselio elektronine valentingumo teorija, atomai gali pasiekti stabilią elektroninę konfigūraciją dviem būdais: pirma, prarasdami elektronus, tapdami katijonai, antra, jų įsigijimas, pavertimas anijonai. Dėl elektronų perdavimo dėl elektrostatinės traukos jėgos tarp jonų su priešingo ženklo krūviais susidaro cheminė jungtis, vadinama Kossel. elektrovalentinis(dabar vadinamas joninės).

Šiuo atveju anijonai ir katijonai sudaro stabilią elektroninę konfigūraciją su užpildytu išoriniu elektronų apvalkalu. Tipiški joniniai ryšiai susidaro iš periodinės sistemos T ir II grupių katijonų bei VI ir VII grupių nemetalinių elementų anijonų (atitinkamai 16 ir 17 pogrupių, chalkogenai Ir halogenai). Joninių junginių ryšiai yra nesotieji ir nekryptiniai, todėl išsaugo elektrostatinės sąveikos su kitais jonais galimybę. Ant pav. 2 ir 3 rodo joninių ryšių pavyzdžius, atitinkančius Kosselio elektronų perdavimo modelį.

Ryžiai. 2.

Ryžiai. 3. Jonų jungtis natrio chlorido (NaCl) molekulėje

Čia tikslinga prisiminti kai kurias savybes, paaiškinančias medžiagų elgesį gamtoje, ypač atsižvelgti į sąvoką rūgštys Ir pagrindu.

Visų šių medžiagų vandeniniai tirpalai yra elektrolitai. Jie keičia spalvą įvairiais būdais. rodikliai. Rodiklių veikimo mechanizmą atrado F.V. Ostvaldas. Jis parodė, kad indikatoriai yra silpnos rūgštys arba bazės, kurių spalva nedisocijuotoje ir disocijuotoje būsenose skiriasi.

Bazės gali neutralizuoti rūgštis. Ne visos bazės tirpsta vandenyje (pavyzdžiui, kai kurie organiniai junginiai, kuriuose nėra -OH grupių, yra netirpūs, ypač trietilaminas N (C 2 H 5) 3); tirpios bazės vadinamos šarmų.

Vandeniniai rūgščių tirpalai vyksta į būdingas reakcijas:

a) su metalų oksidais - susidarant druskai ir vandeniui;

b) su metalais - su druskos ir vandenilio susidarymu;

c) su karbonatais - susidarant druskai, CO 2 ir H 2 O.

Rūgščių ir bazių savybes apibūdina kelios teorijos. Pagal teoriją S.A. Arrhenius, rūgštis, yra medžiaga, kuri disocijuoja ir sudaro jonus H+ , o bazė sudaro jonus AR JIS- . Šioje teorijoje neatsižvelgiama į organinių bazių, neturinčių hidroksilo grupių, egzistavimą.

Pagal protonas Bronstedo ir Lowry teorija, rūgštis yra medžiaga, turinti molekulių arba jonų, kurie dovanoja protonus ( donorų protonai), o bazė yra medžiaga, susidedanti iš molekulių arba jonų, kurie priima protonus ( priėmėjų protonai). Atkreipkite dėmesį, kad vandeniniuose tirpaluose vandenilio jonai egzistuoja hidratuotu pavidalu, tai yra, vandenilio jonų pavidalu. H3O+ . Ši teorija apibūdina reakcijas ne tik su vandens ir hidroksido jonais, bet ir vykdomas nesant tirpiklio arba su nevandeniniu tirpikliu.

Pavyzdžiui, reakcijoje tarp amoniako NH 3 (silpna bazė) ir vandenilio chloridas dujų fazėje susidaro kietas amonio chloridas, o pusiausvyriniame dviejų medžiagų mišinyje visada yra 4 dalelės, iš kurių dvi yra rūgštys, o kitos dvi – bazės:

Šis pusiausvyros mišinys susideda iš dviejų konjuguotų rūgščių ir bazių porų:

1)NH 4+ ir NH 3

2) HCl Ir Cl ‑

Čia kiekvienoje konjuguotoje poroje rūgštis ir bazė skiriasi vienu protonu. Kiekviena rūgštis turi konjuguotą bazę. Stipri rūgštis turi silpną konjuguotą bazę, o silpna rūgštis turi stiprią konjuguotą bazę.

Bronstedo-Lowry teorija leidžia paaiškinti unikalų vandens vaidmenį biosferos gyvybei. Vanduo, priklausomai nuo su juo sąveikaujančios medžiagos, gali turėti rūgšties arba bazės savybes. Pavyzdžiui, reakcijose su vandeniniais acto rūgšties tirpalais vanduo yra bazė, o su vandeniniais amoniako tirpalais – rūgštis.

1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 SOO- . Čia acto rūgšties molekulė dovanoja protoną vandens molekulei;

2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + AR JIS- . Čia amoniako molekulė priima protoną iš vandens molekulės.

Taigi vanduo gali sudaryti dvi konjuguotas poras:

1) H2O(rūgštis) ir AR JIS- (konjuguota bazė)

2) H3O+ (rūgštis) ir H2O(konjuguota bazė).

Pirmuoju atveju vanduo dovanoja protoną, o antruoju – jį priima.

Tokia savybė vadinama amfiprotoniškumas. Vadinamos medžiagos, kurios gali reaguoti ir kaip rūgštys, ir kaip bazės amfoterinis. Tokios medžiagos dažnai randamos gamtoje. Pavyzdžiui, aminorūgštys gali sudaryti druskas ir su rūgštimis, ir su bazėmis. Todėl peptidai lengvai sudaro koordinacinius junginius su esančiais metalo jonais.

Taigi, būdinga joninio ryšio savybė yra visiškas rišančių elektronų krūvos perkėlimas į vieną iš branduolių. Tai reiškia, kad tarp jonų yra sritis, kurioje elektronų tankis beveik lygus nuliui.

Antrasis ryšio tipas yrakovalentinis ryšį

Atomai gali sudaryti stabilias elektronines konfigūracijas dalindamiesi elektronais.

Toks ryšys susidaro, kai elektronų pora dalijamasi po vieną. iš kiekvieno atomas. Šiuo atveju socializuotų ryšių elektronai pasiskirsto tolygiai tarp atomų. Kovalentinio ryšio pavyzdys yra homobranduolinis dviatomės H molekulės 2 , N 2 , F 2. Allotropai turi tokio paties tipo ryšį. O 2 ir ozonas O 3 ir poliatominei molekulei S 8 ir taip pat heterobranduolinės molekulės vandenilio chloridas HCl, anglies dvideginis CO 2, metanas CH 4, etanolis NUO 2 H 5 AR JIS, sieros heksafluoridas SF 6, acetilenas NUO 2 H 2. Visos šios molekulės turi tuos pačius bendruosius elektronus, o jų ryšiai yra prisotinti ir nukreipti vienodai (4 pav.).

Biologams svarbu, kad dvigubų ir trigubų jungčių atomų kovalentinis spindulys būtų sumažintas, palyginti su viengubu ryšiu.

Ryžiai. 4. Kovalentinis ryšys Cl 2 molekulėje.

Joninės ir kovalentinės jungčių rūšys yra du ribojantys daugelio esamų cheminių jungčių tipų atvejai, o praktiškai dauguma jungčių yra tarpinės.

Dviejų elementų junginiai, esantys priešinguose to paties arba skirtingų Mendelejevo sistemos periodų galuose, daugiausia sudaro joninius ryšius. Elementams artėjant vienas prie kito per tam tikrą laikotarpį, jų junginių joniškumas mažėja, o kovalentinis pobūdis didėja. Pavyzdžiui, elementų halogenidai ir oksidai, esantys kairėje periodinės lentelės pusėje, sudaro daugiausia jonines jungtis ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), o tie patys elementų junginiai dešinėje lentelės pusėje yra kovalentiniai ( H2O, CO2, NH3, NO2, CH4, fenolis C6H5OH, gliukozė C6H12O6, etanolis C 2 H 5 OH).

Kovalentinis ryšys savo ruožtu turi kitą modifikaciją.

Poliatominiuose jonuose ir sudėtingose ​​biologinėse molekulėse abu elektronai gali kilti tik iš vienas atomas. Tai vadinama donoras elektronų pora. Atomas, kuris socializuoja šią elektronų porą su donoru, vadinamas priėmėjas elektronų pora. Šis kovalentinio ryšio tipas vadinamas koordinavimas (donoras-akceptorius, arbadatatyvas) bendravimas(5 pav.). Šio tipo ryšiai yra svarbiausi biologijai ir medicinai, nes svarbiausių medžiagų apykaitai d-elementų chemija daugiausia apibūdinama koordinaciniais ryšiais.

Pav. penkios.

Paprastai sudėtingame junginyje metalo atomas veikia kaip elektronų poros akceptorius; priešingai, joniniuose ir kovalentiniuose ryšiuose metalo atomas yra elektronų donoras.

Kovalentinio ryšio esmę ir jo atmainą – koordinacinį ryšį – galima išsiaiškinti pasitelkus kitą rūgščių ir bazių teoriją, kurią pasiūlė GN. Lewisas. Jis kiek išplėtė semantinę sąvokų „rūgštis“ ir „bazė“ sąvoką pagal Bronstedo-Lowry teoriją. Lewiso teorija paaiškina kompleksinių jonų susidarymo prigimtį ir medžiagų dalyvavimą nukleofilinėse pakeitimo reakcijose, tai yra, formuojant CS.

Anot Lewiso, rūgštis yra medžiaga, galinti sudaryti kovalentinį ryšį, priimdama elektronų porą iš bazės. Lewiso bazė yra medžiaga, turinti vienišą elektronų porą, kuri, dovanodama elektronus, sudaro kovalentinį ryšį su Lewiso rūgštimi.

Tai reiškia, kad Lewiso teorija išplečia rūgščių-šarmų reakcijų diapazoną ir reakcijas, kuriose protonai visiškai nedalyvauja. Be to, pats protonas, remiantis šia teorija, taip pat yra rūgštis, nes jis gali priimti elektronų porą.

Todėl pagal šią teoriją katijonai yra Luiso rūgštys, o anijonai – Lewiso bazės. Šios reakcijos yra pavyzdžiai:

Aukščiau buvo pažymėta, kad medžiagų padalijimas į jonines ir kovalentines yra santykinis, nes kovalentinėse molekulėse nėra visiško elektrono perkėlimo iš metalo atomų į akceptoriaus atomus. Junginiuose, turinčiuose joninį ryšį, kiekvienas jonas yra priešingo ženklo jonų elektriniame lauke, todėl jie yra tarpusavyje poliarizuoti, o jų apvalkalai deformuojasi.

Poliarizuotumas lemia jono elektroninė struktūra, krūvis ir dydis; anijonams jis didesnis nei katijonų. Didžiausias katijonų poliarizavimas yra didesnio krūvio ir mažesnio dydžio katijonams, pvz Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. Turi stiprų poliarizuojantį poveikį H+ . Kadangi jonų poliarizacijos poveikis yra dvipusis, tai žymiai pakeičia jų susidarančių junginių savybes.

Trečiasis ryšio tipas -dipolis-dipolis ryšį

Be išvardintų komunikacijos rūšių, yra ir dipolio-dipolio tarpmolekulinės sąveikos, dar žinomos kaip van der Waalsas .

Šių sąveikų stiprumas priklauso nuo molekulių pobūdžio.

Yra trys sąveikos tipai: nuolatinis dipolis - nuolatinis dipolis ( dipolis-dipolis patrauklumas); nuolatinis dipolio sukeltas dipolis ( indukcija patrauklumas); momentinis dipolio sukeltas dipolis ( dispersija atrakcija arba Londono pajėgos; ryžių. 6).

Ryžiai. 6.

Tik molekulės su poliniais kovalentiniais ryšiais turi dipolio-dipolio momentą ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), o sukibimo stiprumas yra 1–2 atsisveikink(1D \u003d 3,338 × 10 -30 kulonų - C × m).

Biochemijoje išskiriamas kitas ryšio tipas - vandenilis ryšį, o tai yra ribotas atvejis dipolis-dipolis patrauklumas. Šis ryšys susidaro traukiant vandenilio atomą ir mažą elektronegatyvų atomą, dažniausiai deguonį, fluorą ir azotą. Su dideliais atomais, kurių elektronegatyvumas yra panašus (pavyzdžiui, su chloru ir siera), vandenilio ryšys yra daug silpnesnis. Vandenilio atomas išsiskiria vienu esminiu požymiu: atitraukus rišančius elektronus, jo branduolys – protonas – atsiskleidžia ir nustoja būti elektronų ekranuojamas.

Todėl atomas virsta dideliu dipoliu.

Vandenilinis ryšys, skirtingai nei van der Waals ryšys, susidaro ne tik tarpmolekulinės sąveikos metu, bet ir vienoje molekulėje - intramolekulinis vandenilinė jungtis. Vandeniliniai ryšiai atlieka svarbų vaidmenį biochemijoje, pavyzdžiui, stabilizuojant baltymų struktūrą α-spiralės pavidalu arba formuojant DNR dvigubą spiralę (7 pav.).

7 pav.

Vandenilio ir van der Waals ryšiai yra daug silpnesni nei joniniai, kovalentiniai ir koordinaciniai ryšiai. Tarpmolekulinių ryšių energija nurodyta lentelėje. vienas.

1 lentelė. Tarpmolekulinių jėgų energija

Pastaba: tarpmolekulinės sąveikos laipsnis atspindi lydymosi ir garavimo (virimo) entalpiją. Joniniams junginiams jonams atskirti reikia daug daugiau energijos nei molekulėms atskirti. Joninių junginių lydymosi entalpijos yra daug didesnės nei molekulinių junginių.

Ketvirtasis ryšio tipas -metalinis ryšys

Galiausiai yra dar vienas tarpmolekulinių ryšių tipas - metalo: metalų gardelės teigiamų jonų jungtis su laisvaisiais elektronais. Tokio tipo ryšys nebūna biologiniuose objektuose.

Trumpai apžvelgus jungčių tipus, išryškėja viena detalė: svarbus metalo – elektronų donoro, taip pat atomo – elektronų akceptoriaus atomo ar jono parametras yra jo. dydis.

Nesileidžiant į smulkmenas, pastebime, kad didėjant jų atominiam skaičiui periodinės sistemos grupėse didėja kovalentiniai atomų spinduliai, metalų joniniai spinduliai ir sąveikaujančių molekulių van der Valso spinduliai. Šiuo atveju jonų spindulių reikšmės yra mažiausios, o van der Waalso spinduliai yra didžiausi. Paprastai judant grupe žemyn visų elementų spinduliai didėja, tiek kovalentinių, tiek van der Waalso.

Biologams ir gydytojams svarbiausi yra koordinacija(donoras-akceptorius) ryšius, įvertintus koordinavimo chemija.

Medicininiai bioneorganiniai preparatai. G.K. Baraškovas

Nagrinėjamuose cheminio ryšio susidarymo pavyzdžiuose dalyvavo elektronų pora. Toks ryšys vadinamas viengungis. Kartais jis vadinamas įprastu, t.y. įprastas. Tokio tipo ryšys dažniausiai žymimas viena linija, jungiančia sąveikaujančių atomų simbolius.

Sutampantys elektronų debesys tiesia linija, jungiančia du branduolius, veda į sigma obligacijos(o-obligacija). Viena obligacija daugeliu atvejų yra a-obligacija.

Ryšys, susidaręs persidengus p-elektronų debesų šoninėms sritims, vadinamas pi-obligacija(i-obligacija). Dvigubas Ir trigubas ryšiai susidaro dalyvaujant atitinkamai dviem ir trims elektronų poroms. Dviguba jungtis yra viena a-jungtis ir viena i-jungtis, triguba jungtis yra viena a-jungtis ir dvi i-ryšiai.

Aptarkime ryšių susidarymą etano C 2 H 6 , etileno C 2 H 4 , acetileno C 2 H 2 ir benzeno C 6 H b molekulėse.

Kampai tarp jungčių molekulėje etanas NUO. ; H (. beveik lygiai vienas kitam (1.18 pav., bet) ir nesiskiria nuo kampų tarp C-H ryšių metano molekulėje. Todėl galima daryti prielaidą, kad anglies atomų išoriniai elektronų apvalkalai yra $p 3 hibridizacijos būsenoje. C 2 H 6 molekulė yra diamagnetinė ir neturi elektrinio dipolio momento. C-C jungties energija yra -335 kJ/mol. Visi ryšiai C 9 H 6 molekulėje yra a-ryšiai.

Molekulėje etileno C 2 H 4 jungties kampai yra maždaug 120°. Iš to galime daryti išvadą, kad anglies atomo išorinių elektronų orbitalių hibridizacija $ p 2 (1.18 pav. b). CH jungtys yra toje pačioje plokštumoje maždaug 120° kampu. Kiekvienas anglies atomas turi vieną nehibridinę p-orbitalę

Ryžiai. 1.18. Etano molekulių modeliai ( bet ), etilenas b) ir acetilenas (c)

laikantis vieną elektroną. Šios orbitos yra statmenos figūros plokštumai.

Ryšio energija tarp anglies atomų etileno C 2 H 4 molekulėje yra -592 kJ/mol. Jei anglies atomai būtų sujungti ta pačia jungtimi, kaip ir etano molekulėje, tada šių molekulių surišimo energija būtų artima.

Tačiau jungimosi energija tarp anglies atomų etane yra 335 kJ/mol, tai yra beveik du kartus mažiau nei etilene. Toks reikšmingas anglies atomų surišimo energijos skirtumas etileno ir etano molekulėse paaiškinamas galima nehibridinių p-orbitalių sąveika, kuri 1 pav. 1.18 , b vaizduojamas banguotomis linijomis. Tokiu būdu susidaręs ryšys vadinamas I-jungtimi.

C 2 H 4 etileno molekulėje keturi CH ryšiai, kaip ir CH 4 metano molekulėje, yra a-ryšiai, o ryšys tarp anglies atomų yra a-jungtis ir p-jungtis, t.y. dviguba jungtis, o etileno formulė parašyta kaip H 2 C=CH 2.

Acetileno C 2 H 2 molekulė yra linijinė (1.18 pav., in ), kuris pasisako už sp hibridizaciją. Ryšio energija tarp anglies atomų yra -811 kJ/mol, o tai rodo, kad egzistuoja viena a-jungtis ir dvi n-ryšiai, t.y. tai trigubas ryšys. Acetileno formulė parašyta kaip HC=CH.

Vienas iš sudėtingų chemijos klausimų yra nustatyti ryšių tarp anglies atomų pobūdį vadinamuosiuose junginiuose. aromatiniai junginiai , ypač C 6 H benzeno molekulėje (.. benzeno molekulė yra plokščia, kampai tarp anglies atomų ryšių yra lygūs

Ryžiai. 1.19.

bet - formulės modelis: 6 - anglies atomų ^-orbitalės ir a-ryšiai tarp anglies atomų ir anglies bei vandenilio atomų; in- p-gyventojai ir l-ryšiai tarp

anglies atomų

120°, o tai leidžia daryti prielaidą apie anglies atomų išorinių orbitalių ^-hibridizaciją. Paprastai benzeno molekulė vaizduojama taip, kaip parodyta ryžių. 1.19, bet.

Atrodytų, kad benzene ryšys tarp anglies atomų turėtų būti ilgesnis nei C=C dvigubas ryšys, nes jis stipresnis. Tačiau benzeno molekulės struktūros tyrimas rodo, kad visi atstumai tarp anglies atomų benzeno žiede yra vienodi.

Šią molekulės savybę geriausiai paaiškina tai, kad visų anglies atomų nehibridinės p-orbitalės yra perdengtos „šoninėmis“ dalimis (1.19 pav. b) todėl visi atstumai tarp branduolių tarp anglies atomų yra lygūs. Ant pav. 1.19 in rodo a-ryšius tarp anglies atomų, susidariusių persidengiant sp2- hibridinės orbitos.

Ryšio energija tarp atomų anglies benzeno molekulėje C 6 H 6 yra -505 kJ / mol, ir tai rodo, kad šios jungtys yra tarpinės tarp viengubos ir dvigubos jungtys. Atkreipkite dėmesį, kad p-orbitalių elektronai benzeno molekulėje juda išilgai uždaros šešiakampis, Ir jie delokalizuotas(nenuroja jokios konkrečios vietos).

Jėgos, jungiančios atomus viena su kita, yra tos pačios elektrinės prigimties. Tačiau dėl šių jėgų susidarymo ir pasireiškimo mechanizmo skirtumo cheminiai ryšiai gali būti įvairių tipų.

Išskirti trys majoras tipovalentingumas cheminis ryšys: kovalentinis, joninis ir metalinis.

Be jų, didelę reikšmę ir platinimą turi: vandenilis ryšys, kuris gali būti valentingumas Ir nevalentinis, Ir nevalentinis cheminis ryšys - m tarpmolekulinis ( arba van der Waalsow), formuojant santykinai mažus molekulių junginius ir didžiulius molekulinius ansamblius – super- ir supramolekulines nanostruktūras.

kovalentinis cheminis ryšys (atominis, homeopolinis) -

tai atliktas cheminis ryšys bendras sąveikaujantiems atomams vienas-tryselektronų poros .

Šis ryšys yra dviejų elektronų Ir dviejų centrų(suriša 2 atomų branduolius).

Šiuo atveju kovalentinis ryšys yra dažniausiai ir dažniausiai tipo valentinis cheminis ryšys dvejetainiuose junginiuose - tarp a) nemetalų atomai ir b) amfoterinių metalų ir nemetalų atomai.

Pavyzdžiai: H-H (vandenilio molekulėje H 2); keturios S-O jungtys (SO 4 2- jone); trys Al-H ryšiai (AlH 3 molekulėje); Fe-S (FeS molekulėje) ir kt.

Ypatumai kovalentinis ryšys - orientacija Ir sodrumą.

Orientacija - svarbiausia kovalentinio ryšio savybė, iš

kuri priklauso nuo molekulių ir cheminių junginių sandaros (konfigūracijos, geometrijos). Kovalentinio ryšio erdvinė orientacija lemia cheminę ir kristalinę-cheminę medžiagos struktūrą. kovalentinis ryšys visada nukreiptas valentinių elektronų atominių orbitalių maksimalaus persidengimo kryptimi sąveikaujantys atomai, susidaro bendras elektronų debesis ir stipriausias cheminis ryšys. Orientacija išreikštas kampais tarp atomų jungimosi krypčių skirtingų medžiagų molekulėse ir kietųjų medžiagų kristaluose.

Sotumas yra nuosavybė, kuris išskiria kovalentinį ryšį iš visų kitų dalelių sąveikos tipų, pasireiškiančių atomų gebėjimas sudaryti ribotą skaičių kovalentinių ryšių, nes kiekviena jungiamųjų elektronų pora susidaro tik valentingumas elektronai su priešingos krypties sukiniais, kurių skaičius atome yra ribotas valentingumas, 1-8.Šiuo atveju draudžiama naudoti tą pačią atominę orbitą du kartus kovalentiniam ryšiui sudaryti (Pauli principas).

Valencija - tai atomo gebėjimas prijungti arba pakeisti tam tikrą skaičių kitų atomų, susidarant valentiniams cheminiams ryšiams.

Pagal sukimosi teoriją kovalentinis ryšys valentingumas Atkaklus nesuporuotų elektronų skaičius atome, esančiame antžeminėje arba sužadintoje būsenoje .

Taigi, skirtingiems elementams gebėjimas sudaryti tam tikrą skaičių kovalentinių ryšių apsiriboja gavimu didžiausias nesuporuotų elektronų skaičius sužadintoje jų atomų būsenoje.

Sužadinta atomo būsena - tai atomo būsena su papildoma energija, kurią jis gauna iš išorės, sukeliantis garuojantis antiparaleliniai elektronai, užimantys vieną atominę orbitą, t.y. vieno iš šių elektronų perėjimas iš suporuotos būsenos į laisvą (laisvą) orbitą tas pats arba Uždaryti energijos lygis.

Pavyzdžiui, schemos užpildymas s-, r-AO Ir valentingumas (IN) prie kalcio atomo Sa daugiausia Ir susijaudinusi būsena Sekantis:

Reikėtų pažymėti, kad atomai su sočiaisiais valentiniais ryšiais gali susidaryti papildomi kovalentiniai ryšiai donoro-akceptoriaus ar kitu mechanizmu (kaip, pavyzdžiui, sudėtinguose junginiuose).

kovalentinis ryšys gal būtpoliarinis Irnepoliarinis .

kovalentinis ryšys nepoliarinis , e jeigu socializuoti valentiniai elektronai tolygiai pasiskirstę tarp sąveikaujančių atomų branduolių, persidengiančių atominių orbitų sritį (elektronų debesis) abu branduoliai traukia ta pačia jėga, todėl didžiausia bendras elektronų tankis nėra pakreiptas nė vieno iš jų atžvilgiu.

Šio tipo kovalentinis ryšys atsiranda, kai du identiški elemento atomai. Kovalentinis ryšys tarp identiškų atomų taip pat vadinama atominis arba homeopolinis .

Poliarinis ryšį kyla dviejų skirtingų cheminių elementų atomų sąveikos metu, jei vienas iš atomų dėl didesnės vertės elektronegatyvumas stipriau pritraukia valentinius elektronus, o tada bendras elektronų tankis daugiau ar mažiau pasislenka šio atomo link.

Esant poliniam ryšiui, tikimybė rasti elektroną vieno iš atomų branduolyje yra didesnė nei kito.

Kokybinė poliaus charakteristika komunikacijos -

santykinio elektronegatyvumo skirtumas (|‌‌‌‌‌‌‌‌‌∆OEE |)‌‌‌ susijęs atomai : kuo jis didesnis, tuo kovalentinis ryšys poliškesnis.

Kiekybinės poliarinės savybės komunikacijos, tie. jungties ir kompleksinės molekulės poliškumo matas - dipolio elektrinis momentas μ Šv. , lygus dirbtiefektyvusis krūvis δ vienam dipolio ilgiui l d : μ Šv. = δ ∙ l d . Matavimo vienetas μ Šv.- Debye. 1 Atsisveikink = 3,3.10 -30 C/m.

elektrinis dipolis - tai elektriškai neutrali sistema, sudaryta iš dviejų vienodų ir priešingų elektros krūvių + ženklu δ Ir - δ .

Dipolio momentas (dipolio elektros momentas μ Šv. ) – vektorinis dydis . Tai visuotinai priimta vektoriaus kryptis nuo (+) iki (-) degtukai su viso elektronų tankio srities poslinkio kryptimi(bendras elektronų debesis) poliarizuoti atomai.

Bendrasis sudėtingos daugiaatomės molekulės dipolio momentas priklauso nuo polinių ryšių skaičiaus ir erdvinės orientacijos jame. Taigi, dipolio momentų nustatymas leidžia spręsti ne tik apie ryšių prigimtį molekulėse, bet ir apie jų vietą erdvėje, t.y. apie erdvinę molekulės konfigūraciją.

Didėjant elektronegatyvumo skirtumui | ‌‌‌‌‌‌‌‌‌∆OEE|‌‌‌ atomų, sudarančių ryšį, dipolio elektrinis momentas didėja.

Pažymėtina, kad ryšio dipolio momento nustatymas yra sudėtinga ir ne visada išsprendžiama problema (ryšio sąveika, nežinoma kryptis μ Šv. ir tt).

Kvantiniai-mechaniniai kovalentinio ryšio apibūdinimo metodai – paaiškinti kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmas.

Dirigavo W. Geytleris ir F. Londonas, vokietis. mokslininkai (1927), kovalentinio ryšio susidarymo vandenilio molekulėje H 2 energijos balanso apskaičiavimas leido padaryti išvestis: kovalentinio ryšio prigimtis, kaip ir bet kuri kita cheminė jungtis, glūdielektrinė sąveika, vykstanti kvantinės mechaninės mikrosistemos sąlygomis.

Kovalentinio cheminio ryšio susidarymo mechanizmui apibūdinti naudokite du apytiksliai kvantinės mechanikos metodai :

valentiniai ryšiai Ir molekulinės orbitos – ne išskirtinis, bet vienas kitą papildantis.

2.1. Valentinės jungties metodas (MVS arbalokalizuotos elektronų poros ), pasiūlė W. Geytleris ir F. Londonas 1927 m. yra pagrįsta toliau nurodytais dalykais nuostatas :

1) cheminis ryšys tarp dviejų atomų atsiranda dėl dalinio atominių orbitalių persidengimo, kai susidaro bendras elektronų tankis, esantis jungtinėje elektronų poroje su priešingais sukiniais, didesniu nei kituose erdvės regionuose aplink kiekvieną branduolį;

2) kovalentinis ryšys susidaro tik sąveikaujant elektronams su antilygiagrečiais sukiniais, t.y. su priešingais sukimosi kvantiniais skaičiais m S = + 1/2 ;

3) nustatomos kovalentinio ryšio charakteristikos (energija, ilgis, poliškumas ir kt.). peržiūrėti jungtys (σ –, π –, δ –), persidengimo AO laipsnis(kuo jis didesnis, tuo stipresnis cheminis ryšys, t. y. kuo didesnė ryšio energija ir trumpesnis ilgis), elektronegatyvumas sąveikaujantys atomai;

4) kovalentinį ryšį gali sudaryti MVS du būdai (du mechanizmai) , iš esmės skiriasi, bet turi tą patį rezultatą – Valentinių elektronų poros socializavimas abiem sąveikaujančiais atomais: a) keitimasis dėl vieno elektrono atominių orbitalių sutapimo su priešingais elektronų sukiniais, kada kiekvienas atomas įneša po vieną elektroną prie kiekvienos jungties persidengimo – ryšys gali būti polinis arba nepolinis, b) donoras-akceptorius dėl vieno atomo dviejų elektronų AO ir kito laisvos (laisvos) orbitos, įjungta kam vienas atomas (donoras) numato elektronų poros sujungimą orbitoje suporuotoje būsenoje, o kitas atomas (akceptorius) suteikia laisvą orbitą. Tai sukelia poliarinis ryšys.

2.2. Sudėtingas (koordinaciniai) junginiai, daug sudėtingų molekulinių jonų,(amonio, boro tetrahidrido ir kt.) susidaro esant donoro-akceptoriaus ryšiui – kitaip tariant, koordinaciniam ryšiui.

Pavyzdžiui, amonio jonų susidarymo reakcijoje NH 3 + H + = NH 4 + amoniako molekulė NH 3 yra elektronų poros donoras, o H + protonas yra akceptorius.

Reakcijoje ВН 3 + Н - = ВН 4 - hidrido jonas Н - atlieka elektronų poros donoro vaidmenį, o boro hidrido molekulė ВН 3, kurioje yra laisva AO, atlieka akceptoriaus vaidmenį.

Cheminio ryšio daugyb. Jungtys σ -, π – , δ –.

Didžiausias skirtingų tipų AO persidengimas (su stipriausiomis cheminėmis jungtimis) pasiekiamas jų specifine orientacija erdvėje dėl skirtingos jų energetinio paviršiaus formos.

AO tipas ir jų persidengimo kryptis lemia σ -, π – , δ - jungtys:

σ (sigma) – ryšį – tai visada apiedinaras (paprastoji) obligacija atsirandantys dėl dalinio sutapimo viena pora s -, p x -, d - UABpalei ašį , jungiantis šerdį sąveikaujantys atomai.

Pavienės obligacijos visada yra σ - jungtys.

Kelios obligacijos – π (pi) - (taip pat δ (delta )–jungtys),dvigubai arba trigubas atitinkamai atliekami kovalentiniai ryšiaidu arbatrys poros elektronų kai jų atominės orbitalės persidengia.

π (pi) - ryšys atliekami persidengiant R y -, p z - Ir d - UABįjungta abi branduolius jungiančios ašies pusės atomai, viena kitai statmenose plokštumose ;

δ (delta )- ryšys atsiranda, kai sutampa dvi d orbitos esančios lygiagrečiose plokštumose .

Patvariausias iš σ -, π – , δ – jungtys yra σ – ryšys , bet π - ryšiai, pagrįsti σ – surišti, formuoti dar stipriau kelios jungtys: dvigubos ir trigubos.

Bet koks dviguba jungtis susideda iš vienas σ – Ir vienas π – jungtys, trigubas - nuo vienasσ – Ir duπ – jungtys.