Wiązania wielokrotne (podwójne i potrójne)

W wielu cząsteczkach atomy są połączone wiązaniami podwójnymi i potrójnymi:

Możliwość tworzenia wiązań wielokrotnych wynika z cech geometrycznych orbitali atomowych. Atom wodoru tworzy swoje jedyne wiązanie chemiczne przy udziale walencyjnego 5-orbitalu, który ma kulisty kształt. Pozostałe atomy, w tym nawet atomy elementów 5-blokowych, mają p-orbitale walencyjne, które mają orientację przestrzenną wzdłuż osi współrzędnych.

W cząsteczce wodoru wiązanie chemiczne jest realizowane przez parę elektronów, której chmura jest skoncentrowana między jądrami atomowymi. Linki tego typu nazywane są st-linkami (a - czytaj "sigma"). Powstają, gdy zachodzą na siebie orbitale 5- i orbitalne (ryc. 6.3).

Ryż. 63

Dla jeszcze jednej pary elektronów nie ma miejsca między atomami. Jak zatem powstają wiązania podwójne, a nawet potrójne? Możliwe jest nakładanie się chmur elektronowych zorientowanych prostopadle do osi przechodzącej przez centra atomów (rys. 6.4). Jeśli oś cząsteczki jest zgodna ze współrzędną x y wtedy orbitale są zorientowane prostopadle do niego p lf oraz s. 2. Parami nakładają się RU oraz p 2 orbitale dwóch atomów dają wiązania chemiczne, których gęstość elektronowa jest skoncentrowana symetrycznie po obu stronach osi cząsteczki. Nazywane są obligacjami l.

Jeśli atomy mają RU i / lub p 2 orbitale mają niesparowane elektrony, wtedy powstaje jedno lub dwa n-wiązania. Wyjaśnia to możliwość istnienia wiązań podwójnych (a + i) i potrójnych (a + i + i). Najprostszą cząsteczką z podwójnym wiązaniem między atomami jest cząsteczka węglowodoru etylenowego C 2 H 4. Na ryc. Rysunek 6.5 przedstawia chmurę wiązania π w tej cząsteczce, a wiązania σ zaznaczono schematycznie kreskami. Cząsteczka etylenu składa się z sześciu atomów. Czytelnikom prawdopodobnie przychodzi na myśl, że podwójne wiązanie między atomami jest przedstawione w prostszej dwuatomowej cząsteczce tlenu (0 = 0). W rzeczywistości struktura elektronowa cząsteczki tlenu jest bardziej złożona, a jej strukturę można wyjaśnić tylko na podstawie metody orbitali molekularnych (patrz niżej). Przykładem najprostszej cząsteczki wiązania potrójnego jest azot. Na ryc. 6.6 pokazuje wiązania p w tej cząsteczce, kropki pokazują samotne pary elektronowe azotu.

Ryż. 6.4.

Ryż. 6.5.

Ryż. 6.6.

Kiedy tworzą się wiązania n, siła cząsteczek wzrasta. Weźmy kilka przykładów dla porównania.

Biorąc pod uwagę powyższe przykłady, można wyciągnąć następujące wnioski:

• - siła (energia) wiązania wzrasta wraz ze wzrostem wielokrotności wiązania;
• - na przykładzie wodoru, fluoru i etanu można również upewnić się, że o sile wiązania kowalencyjnego decyduje nie tylko wielość, ale także charakter atomów, pomiędzy którymi to wiązanie powstało.

W chemii organicznej dobrze wiadomo, że cząsteczki wiązań wielokrotnych są bardziej reaktywne niż tak zwane cząsteczki nasycone. Powód tego staje się jasny, gdy weźmiemy pod uwagę kształt chmur elektronowych. Chmury elektronowe wiązań a są skoncentrowane między jądrami atomów i niejako są przez nie ekranowane (chronione) przed działaniem innych cząsteczek. W przypadku wiązania p chmury elektronów nie są ekranowane przez jądra atomowe i są łatwiej przemieszczane, gdy reagujące cząsteczki zbliżają się do siebie. Ułatwia to późniejszą rearanżację i transformację cząsteczek. Wyjątkiem wśród wszystkich cząsteczek jest cząsteczka azotu, która charakteryzuje się zarówno bardzo dużą wytrzymałością, jak i wyjątkowo niską reaktywnością. Dlatego azot będzie głównym składnikiem atmosfery.

Tematy kodyfikatora USE: Kowalencyjne wiązanie chemiczne, jego odmiany i mechanizmy powstawania. Charakterystyka wiązania kowalencyjnego (polarność i energia wiązania). Wiązanie jonowe. Wiązanie metaliczne. Wiązanie wodorowe

Wewnątrzcząsteczkowe wiązania chemiczne

Najpierw rozważ wiązania, które powstają między cząsteczkami w cząsteczkach. Takie połączenia nazywają się wewnątrzcząsteczkowy.

Wiązanie chemiczne między atomami pierwiastków chemicznych ma charakter elektrostatyczny i powstaje w wyniku oddziaływania elektronów zewnętrznych (walencyjnych) w mniejszym lub większym stopniu utrzymywany przez dodatnio naładowane jądra związane atomy.

Kluczową koncepcją jest tutaj NEGATYWNOŚĆ ELEKTRYCZNA. To ona określa rodzaj wiązania chemicznego między atomami oraz właściwości tego wiązania.

Czy zdolność atomu do przyciągania (trzymania) zewnętrzny(wartościowość) elektrony... Elektroujemność zależy od stopnia przyciągania zewnętrznych elektronów do jądra i zależy głównie od promienia atomu i ładunku jądra.

Elektroujemność jest trudna do jednoznacznego zdefiniowania. L. Pauling opracował tabelę względnych elektroujemności (opartych na energiach wiązań cząsteczek dwuatomowych). Najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem jest fluor o znaczeniu 4 .

Należy zauważyć, że w różnych źródłach można znaleźć różne skale i tabele wartości elektroujemności. Nie należy się tego bać, ponieważ odgrywa rolę w tworzeniu wiązania chemicznego atomów i jest mniej więcej tak samo w każdym systemie.

Jeśli jeden z atomów w wiązaniu chemicznym A:B silniej przyciąga elektrony, to para elektronów jest przesunięta w jego kierunku. Więcej różnica elektroujemności atomów, tym bardziej para elektronów jest przesunięta.

Jeżeli wartości elektroujemności oddziałujących atomów są równe lub w przybliżeniu równe: EO (A) ≈ EO (B), wtedy całkowita para elektronów nie jest przesunięta do żadnego z atomów: O: B... To połączenie nazywa się kowalencyjny niepolarny.

Jeśli elektroujemności oddziałujących atomów różnią się, ale niewiele (różnica w elektroujemnościach wynosi około 0,4 do 2: 0,4<ΔЭО<2 ), wtedy para elektronów zostaje przesunięta do jednego z atomów. To połączenie nazywa się kowalencyjny polarny .

Jeśli elektroujemności oddziałujących atomów różnią się znacznie (różnica w elektroujemnościach jest większa niż 2: ΔEO> 2), wtedy jeden z elektronów jest prawie całkowicie przenoszony na drugi atom, tworząc jony... To połączenie nazywa się joński.

Główne rodzaje wiązań chemicznych to - kowalencyjny, joński oraz metal Komunikacja. Rozważmy je bardziej szczegółowo.

Kowalencyjne wiązanie chemiczne

Wiązanie kowalencyjne – to jest wiązanie chemiczne utworzony przez tworzenie wspólnej pary elektronów A: B ... Ponadto dwa atomy zachodzić na siebie orbitale atomowe. Wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku oddziaływania atomów o niewielkiej różnicy elektroujemności (z reguły między dwoma niemetalami) lub atomy jednego pierwiastka.

Podstawowe właściwości wiązań kowalencyjnych

• Centrum,
• nasycenie,
• biegunowość,
• polaryzowalność.

Te właściwości wiążące wpływają na właściwości chemiczne i fizyczne substancji.

Kierunek komunikacji charakteryzuje budowę chemiczną i postać substancji. Kąty między dwoma wiązaniami nazywane są kątami wiązania. Na przykład w cząsteczce wody kąt wiązania H-O-H wynosi 104,45 о, zatem cząsteczka wody jest polarna, a w cząsteczce metanu kąt wiązania H-C-H wynosi 108 о 28 ′.

Nasycenie Czy zdolność atomów do tworzenia ograniczonej liczby kowalencyjnych wiązań chemicznych. Nazywa się liczbę wiązań, które atom może utworzyć.

Biegunowość Wiązanie powstaje z nierównomiernego rozkładu gęstości elektronowej między dwoma atomami o różnej elektroujemności. Wiązania kowalencyjne dzielą się na polarne i niepolarne.

Polaryzowalność połączenia są zdolność elektronów wiążących do przemieszczania się pod wpływem zewnętrznego pola elektrycznego(w szczególności pole elektryczne innej cząstki). Polaryzowalność zależy od ruchliwości elektronów. Im dalej elektron znajduje się od jądra, tym jest bardziej mobilny, a zatem cząsteczka jest bardziej polaryzowalna.

Kowalencyjne niepolarne wiązanie chemiczne

Istnieją 2 rodzaje wiązania kowalencyjnego - POLARNY oraz NIEPOLARNY .

Przykład . Rozważ strukturę cząsteczki wodoru H 2. Każdy atom wodoru na zewnętrznym poziomie energii przenosi 1 niesparowany elektron. Aby wyświetlić atom, używamy struktury Lewisa - jest to schemat budowy zewnętrznego poziomu energii atomu, gdy elektrony są oznaczone kropkami. Modele struktury punktowej Lewisa są pomocne podczas pracy z elementami drugiego okresu.

H. +. H = H: H

Tak więc cząsteczka wodoru ma jedną wspólną parę elektronów i jedno wiązanie chemiczne H – H. Ta para elektronów nie jest przesunięta do żadnego z atomów wodoru, ponieważ elektroujemność atomów wodoru jest taka sama. To połączenie nazywa się kowalencyjny niepolarny .

Wiązanie kowalencyjne niepolarne (symetryczne) Jest wiązaniem kowalencyjnym utworzonym przez atomy o równej elektroujemności (z reguły te same niemetale), a zatem o równomiernym rozkładzie gęstości elektronowej między jądrami atomów.

Moment dipolowy wiązań niepolarnych wynosi 0.

Przykłady: H2 (H-H), O2 (O = O), S 8.

kowalencyjne polarne wiązanie chemiczne

kowalencyjne wiązanie polarne Czy wiązanie kowalencyjne, które występuje pomiędzy atomy o różnej elektroujemności (zwykle, różne niemetale) i charakteryzuje się przemieszczenie wspólna para elektronów do bardziej elektroujemnego atomu (polaryzacja).

Gęstość elektronowa jest przesunięta do bardziej elektroujemnego atomu - dlatego powstaje na nim częściowy ładunek ujemny (δ-), a częściowy ładunek dodatni (δ +, delta +) powstaje na atomie mniej elektroujemnym.

Im większa różnica w elektroujemności atomów, tym wyższa biegunowość połączenia i tym bardziej moment dipolowy ... Dodatkowe siły przyciągania działają między sąsiednimi cząsteczkami i ładunkami o przeciwnym znaku, co zwiększa się siła Komunikacja.

Polarność wiązania wpływa na właściwości fizyczne i chemiczne związków. Mechanizmy reakcji, a nawet reaktywność sąsiednich wiązań zależą od polarności wiązania. Biegunowość połączenia jest często określana przez polaryzacja cząsteczek a tym samym bezpośrednio wpływa na właściwości fizyczne, takie jak temperatura wrzenia i temperatura topnienia, rozpuszczalność w rozpuszczalnikach polarnych.

Przykłady: HCl, CO2, NH3.

Mechanizmy tworzenia wiązań kowalencyjnych

Kowalencyjne wiązanie chemiczne może wystąpić poprzez 2 mechanizmy:

1. Mechanizm wymiany tworzenie kowalencyjnego wiązania chemicznego ma miejsce, gdy każda cząstka dostarcza jeden niesparowany elektron do utworzenia wspólnej pary elektronów:

A . + . B = A: B

2. tworzenie wiązania kowalencyjnego to mechanizm, w którym jedna z cząstek zapewnia wolną parę elektronów, a druga cząsteczka zapewnia wolny orbital dla tej pary elektronów:

A: + B = A: B

W tym przypadku jeden z atomów zapewnia samotną parę elektronów ( dawca), a inny atom zapewnia wolny orbital dla tej pary ( akceptor). W wyniku tworzenia wiązań zmniejsza się zarówno energia elektronów, tj. jest korzystny dla atomów.

Wiązanie kowalencyjne utworzone przez mechanizm dawcy-akceptora nie jest inny we właściwościach innych wiązań kowalencyjnych utworzonych przez mechanizm wymiany. Tworzenie wiązania kowalencyjnego przez mechanizm donor-akceptor jest typowe dla atomów z dużą liczbą elektronów na poziomie energii zewnętrznej (donory elektronów) lub odwrotnie, z bardzo małą liczbą elektronów (akceptory elektronów). Możliwości walencyjne atomów są omówione bardziej szczegółowo w odpowiedniej sekcji.

Powstaje wiązanie kowalencyjne przez mechanizm dawcy-akceptora:

- w cząsteczce tlenek węgla CO(wiązanie w cząsteczce jest potrójne, 2 wiązania są tworzone przez mechanizm wymiany, jedno przez mechanizm donor-akceptor): C≡O;

- v jon amonowy NH 4 +, w jonach aminy organiczne na przykład w jonie metyloamonowym CH3-NH2+;

- v złożone związki, wiązanie chemiczne między atomem centralnym i grupami ligandu, na przykład w tetrahydroksoglinianie sodu Na wiązanie między jonami glinu i wodorotlenowymi;

- v kwas azotowy i jego sole- azotany: HNO 3, NaNO 3, w niektórych innych związkach azotowych;

- w cząsteczce ozon O 3.

Główne cechy wiązania kowalencyjnego

Wiązanie kowalencyjne jest zwykle tworzone między atomami niemetali. Główne cechy wiązania kowalencyjnego to długość, energia, wielość i kierunek.

Wielość wiązania chemicznego

Wielość wiązania chemicznego - to liczba wspólnych par elektronów między dwoma atomami w związku... Wielokrotność wiązania można łatwo określić na podstawie wartości atomów tworzących cząsteczkę.

na przykład , w cząsteczce wodoru H 2 krotność wiązań wynosi 1, ponieważ każdy wodór ma tylko 1 niesparowany elektron na zewnętrznym poziomie energii, dlatego powstaje jedna wspólna para elektronów.

W cząsteczce tlenu O 2 krotność wiązania wynosi 2, ponieważ każdy atom na zewnętrznym poziomie energii ma 2 niesparowane elektrony: O = O.

W cząsteczce azotu N 2 krotność wiązań wynosi 3, ponieważ pomiędzy każdym atomem znajdują się 3 niesparowane elektrony na zewnętrznym poziomie energii, a atomy tworzą 3 wspólne pary elektronów N≡N.

Długość wiązania kowalencyjnego

Długość wiązania chemicznego Jest odległością między centrami jąder atomów tworzących wiązanie. Określa się to eksperymentalnymi metodami fizycznymi. Długość wiązania można oszacować w przybliżeniu zgodnie z zasadą addytywności, zgodnie z którą długość wiązania w cząsteczce AB jest w przybliżeniu równa połowie sumy długości wiązań w cząsteczkach A2 i B2:

Długość wiązania chemicznego można z grubsza oszacować wzdłuż promieni atomów tworząc więź, lub według częstotliwości komunikacji jeśli promienie atomów nie różnią się zbytnio.

Wraz ze wzrostem promieni atomów tworzących wiązanie, długość wiązania wzrośnie.

na przykład

Wraz ze wzrostem wielokrotności wiązania między atomami (którego promienie atomowe nie różnią się ani nie różnią się nieznacznie), długość wiązania zmniejszy się.

na przykład ... W szeregu: C – C, C = C, C≡C zmniejsza się długość wiązania.

Energia komunikacji

Energia wiązania jest miarą siły wiązania chemicznego. Energia komunikacji zależy od energii potrzebnej do zerwania wiązania i usunięcia atomów tworzących to wiązanie w nieskończenie dużej odległości od siebie.

Wiązanie kowalencyjne to bardzo trwały. Jego energia waha się od kilkudziesięciu do kilkuset kJ/mol. Im wyższa energia wiązania, tym większa siła wiązania i odwrotnie.

Siła wiązania chemicznego zależy od długości wiązania, polarności wiązania i krotności wiązania. Im dłuższe wiązanie chemiczne, tym łatwiej je rozerwać, a im niższa energia wiązania, tym mniejsza jego siła. Im krótsze wiązanie chemiczne, tym silniejsze i większa energia wiązania.

na przykład, w szeregu związków HF, HCl, HBr, od lewej do prawej, siła wiązania chemicznego maleje odkąd długość połączenia wzrasta.

Jonowe wiązanie chemiczne

Wiązanie jonowe Czy wiązanie chemiczne oparte na przyciąganie elektrostatyczne jonów.

Jonasz powstają w procesie przyjmowania lub oddawania elektronów przez atomy. Na przykład atomy wszystkich metali słabo zatrzymują elektrony z zewnętrznego poziomu energii. Dlatego atomy metali charakteryzują się właściwości regenerujące- umiejętność oddawania elektronów.

Przykład. Atom sodu zawiera 1 elektron na 3 poziomie energii. Porzucając go łatwo, atom sodu tworzy znacznie stabilniejszy jon Na+, z elektronową konfiguracją szlachetnego gazu neonowego Ne. Jon sodu zawiera 11 protonów i tylko 10 elektronów, więc całkowity ładunek jonu wynosi -10 + 11 = +1:

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

Przykład. Atom chloru na zewnętrznym poziomie energetycznym zawiera 7 elektronów. Aby uzyskać konfigurację stabilnego obojętnego atomu argonu Ar, chlor musi dołączyć 1 elektron. Po przyłączeniu elektronu powstaje stabilny jon chloru, składający się z elektronów. Całkowity ładunek jonu wynosi -1:

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

Notatka:

• Właściwości jonów różnią się od właściwości atomów!
• Stabilne jony mogą się tworzyć nie tylko atomy, ale również grupy atomów... Na przykład: jon amonowy NH 4 +, jon siarczanowy SO 4 2- itd. Wiązania chemiczne utworzone przez takie jony są również uważane za jonowe;
• Wiązanie jonowe z reguły tworzy się ze sobą metale oraz niemetale(grupy niemetali);

Powstałe jony są przyciągane przez przyciąganie elektryczne: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Podsumujmy rozróżnienie między typami wiązań kowalencyjnych i jonowych:

Metaliczne wiązanie chemiczne

Metalowe wiązanie Czy połączenie, które powstaje względnie? wolne elektrony pomiędzy jony metali tworząc sieć krystaliczną.

Atomy metali zwykle znajdują się na zewnętrznym poziomie energii jeden do trzech elektronów... Promienie atomów metali z reguły są duże - dlatego atomy metali, w przeciwieństwie do niemetali, dość łatwo oddają elektrony zewnętrzne, tj. są silnymi reduktorami

Oddziaływania międzycząsteczkowe

Oddzielnie warto rozważyć interakcje, które powstają między poszczególnymi cząsteczkami w substancji - oddziaływania międzycząsteczkowe ... Oddziaływania międzycząsteczkowe to rodzaj oddziaływania między atomami obojętnymi, w którym nie pojawiają się nowe wiązania kowalencyjne. Siły oddziaływania między cząsteczkami zostały odkryte przez van der Waalsa w 1869 roku i nazwane jego imieniem Siły Van Dar Waalsa... Siły van der Waalsa dzielą się na orientacja, wprowadzenie oraz dyspersyjny ... Energia oddziaływań międzycząsteczkowych jest znacznie mniejsza niż energia wiązania chemicznego.

Orientacyjne siły grawitacji występują między cząsteczkami polarnymi (oddziaływanie dipol-dipol). Siły te powstają między cząsteczkami polarnymi. interakcje indukcyjne Czy interakcja między cząsteczką polarną i niepolarną. Cząsteczka niepolarna ulega polaryzacji w wyniku działania molekuły polarnej, która generuje dodatkowe przyciąganie elektrostatyczne.

Szczególnym rodzajem oddziaływania międzycząsteczkowego są wiązania wodorowe. - są to międzycząsteczkowe (lub wewnątrzcząsteczkowe) wiązania chemiczne, które powstają pomiędzy cząsteczkami, w których występują silnie polarne wiązania kowalencyjne - H-F, H-O lub H-N... Jeśli w cząsteczce są takie wiązania, to między cząsteczkami będzie dodatkowe siły grawitacji .

Mechanizm formacji wiązanie wodorowe, częściowo elektrostatyczne, a częściowo akceptor-donor. W tym przypadku dawcą pary elektronowej jest atom pierwiastka silnie elektroujemnego (F, O, N), a akceptorem połączone z tymi atomami atomy wodoru. Wiązanie wodorowe charakteryzuje się Centrum w kosmosie i nasycenie.

Wiązanie wodorowe można oznaczyć kropkami: Н ··· O. Im większa elektroujemność atomu połączonego z wodorem i im mniejszy jego rozmiar, tym silniejsze wiązanie wodorowe. Charakteryzuje się przede wszystkim związkami fluor z wodorem a także do tlen z wodorem , mniej azot z wodorem .

Wiązania wodorowe powstają między następującymi substancjami:

— fluorowodór HF(gaz, roztwór fluorowodoru w wodzie - kwas fluorowodorowy), woda H 2 O (para, lód, ciekła woda):

— roztwór amoniaku i amin organicznych- między amoniakiem a cząsteczkami wody;

— związki organiczne, w których wiązania O-H lub N-H: alkohole, kwasy karboksylowe, aminy, aminokwasy, fenole, anilina i jej pochodne, białka, roztwory węglowodanów – monosacharydów i disacharydów.

Wiązanie wodorowe wpływa na właściwości fizyczne i chemiczne substancji. Tak więc dodatkowe przyciąganie między cząsteczkami utrudnia gotowanie substancji. W przypadku substancji z wiązaniami wodorowymi obserwuje się nienormalny wzrost temperatury wrzenia.

na przykład , z reguły wraz ze wzrostem masy cząsteczkowej obserwuje się wzrost temperatury wrzenia substancji. Jednak w wielu substancjach H2O-H2S-H2Se-H2Te nie obserwujemy liniowej zmiany temperatury wrzenia.

Mianowicie, w temperatura wrzenia wody jest nienormalnie wysoka - nie mniej niż -61 o C, jak pokazuje nam linia prosta, ale znacznie więcej, +100 o C. Tę anomalię tłumaczy się obecnością wiązań wodorowych między cząsteczkami wody. Dlatego w normalnych warunkach (0-20 ° C) woda jest płyn według stanu fazy.

170762 0

Każdy atom ma pewną liczbę elektronów.

Wchodząc w reakcje chemiczne, atomy oddają, nabywają lub socjalizują elektrony, osiągając najbardziej stabilną konfigurację elektronową. Najbardziej stabilna jest konfiguracja o najniższej energii (jak w atomach gazów szlachetnych). Ten wzorzec nazywa się „regułą oktetów” (rysunek 1).

Ryż. jeden.

Ta zasada dotyczy wszystkich rodzaje linków... Wiązania elektronowe między atomami pozwalają im tworzyć stabilne struktury, od najprostszych kryształów po złożone biomolekuły, ostatecznie tworząc żywe systemy. Różnią się od kryształów ciągłym metabolizmem. Ponadto wiele reakcji chemicznych przebiega zgodnie z mechanizmami przelew elektrowniczny, które odgrywają zasadniczą rolę w procesach energetycznych organizmu.

Wiązanie chemiczne to siła, która utrzymuje razem dwa lub więcej atomów, jonów, cząsteczek lub ich dowolnej kombinacji.

Charakter wiązania chemicznego jest uniwersalny: jest to elektrostatyczna siła przyciągania między ujemnie naładowanymi elektronami a dodatnio naładowanymi jądrami, określona przez konfigurację elektronów w zewnętrznej powłoce atomów. Nazywa się zdolność atomu do tworzenia wiązań chemicznych wartościowość, lub stopień utlenienia... Z walencją wiąże się pojęcie elektrony walencyjne- elektrony tworzące wiązania chemiczne, czyli te znajdujące się na orbitali o największej energii. W związku z tym zewnętrzna powłoka atomu zawierającego te orbitale nazywa się powłoka walencyjna... Obecnie nie wystarczy wskazać obecność wiązania chemicznego, ale konieczne jest wyjaśnienie jego typu: jonowy, kowalencyjny, dipolowo-dipolowy, metaliczny.

Pierwszy typ połączenia tojoński połączenie

Zgodnie z elektronową teorią walencji Lewisa i Kossla, atomy mogą osiągnąć stabilną konfigurację elektronową na dwa sposoby: po pierwsze, tracąc elektrony, zamieniając się w kationy po drugie, zdobywając je, zamieniając się w aniony... W wyniku przeniesienia elektronów w wyniku elektrostatycznej siły przyciągania między jonami o ładunkach o przeciwnym znaku powstaje wiązanie chemiczne, zwane Kosselem”. elektrowalentny"(Teraz nazywają ją joński).

W tym przypadku aniony i kationy tworzą stabilną konfigurację elektronową z wypełnioną zewnętrzną powłoką elektronową. Typowe wiązania jonowe powstają z kationów grup T i II układu okresowego oraz anionów pierwiastków niemetalicznych grup VI i VII (odpowiednio 16 i 17 podgrup, chalkogeny oraz halogeny). Wiązania związków jonowych są nienasycone i bezkierunkowe, dzięki czemu zachowują możliwość oddziaływania elektrostatycznego z innymi jonami. Na ryc. Na rysunkach 2 i 3 pokazano przykłady wiązań jonowych odpowiadające modelowi przeniesienia elektronu Kossela.

Ryż. 2.

Ryż. 3. Wiązanie jonowe w cząsteczce chlorku sodu (NaCl)

W tym miejscu należy przypomnieć niektóre właściwości, które wyjaśniają zachowanie substancji w przyrodzie, w szczególności rozważyć pojęcie kwasy oraz fusy.

Wodne roztwory wszystkich tych substancji to elektrolity. Zmieniają kolor na różne sposoby wskaźniki... Mechanizm działania wskaźników odkrył F.V. Ostwalda. Pokazał, że wskaźnikami są słabe kwasy lub zasady, których kolor w stanie niezdysocjowanym i zdysocjowanym jest inny.

Zasady są zdolne do neutralizacji kwasów. Nie wszystkie zasady są rozpuszczalne w wodzie (na przykład niektóre związki organiczne, które nie zawierają - grupy OH są nierozpuszczalne, w szczególności trietyloamina N (C 2 H 5) 3); rozpuszczalne zasady nazywane są alkalia.

Wodne roztwory kwasów wchodzą w charakterystyczne reakcje:

a) z tlenkami metali - z tworzeniem soli i wody;

b) z metalami - z tworzeniem soli i wodoru;

c) z węglanami – z tworzeniem soli, WSPÓŁ 2 i n 2 O.

Właściwości kwasów i zasad opisuje kilka teorii. Zgodnie z teorią S.A. Arrhenius, kwas jest substancją, która dysocjuje, tworząc jony n+, podczas gdy zasada tworzy jony ON-. Teoria ta nie uwzględnia istnienia zasad organicznych, które nie mają grup hydroksylowych.

Zgodne z proton teoria Bronsteda i Lowry'ego kwas jest substancją zawierającą cząsteczki lub jony, które oddają protony ( darczyńcy protony), a zasada jest substancją składającą się z cząsteczek lub jonów, które przyjmują protony ( akceptanci protony). Zauważ, że w roztworach wodnych jony wodorowe występują w postaci uwodnionej, to znaczy w postaci jonów hydroniowych H3O+. Teoria ta opisuje reakcje nie tylko z wodą i jonami wodorotlenkowymi, ale także prowadzone bez rozpuszczalnika lub z rozpuszczalnikiem niewodnym.

Na przykład w reakcji między amoniakiem NH 3 (słaba zasada) i chlorowodór w fazie gazowej tworzą stały chlorek amonu, aw równowagowej mieszaninie dwóch substancji są zawsze 4 cząstki, z których dwie to kwasy, a dwie pozostałe to zasady:

Ta równowagowa mieszanina składa się z dwóch sprzężonych par kwasów i zasad:

1)NH 4 + i NH 3

2) HCl oraz Сl ‑

Tutaj, w każdej parze sprzężonej, kwas i zasada różnią się o jeden proton. Każdy kwas ma sprzężoną z nim zasadę. Silny kwas odpowiada słabej sprzężonej zasadzie, a słaby kwas odpowiada silnej sprzężonej zasadzie.

Teoria Bronsteda-Lowry'ego pozwala wyjaśnić wyjątkowość roli wody w życiu biosfery. Woda, w zależności od substancji wchodzących z nią w interakcję, może wykazywać właściwości kwasowe lub zasadowe. Na przykład w reakcjach z wodnymi roztworami kwasu octowego woda jest zasadą, a wodnymi roztworami amoniaku jest kwasem.

1) CH3 COOH + H2O ↔ H3O + + CO 3 COO-. Tutaj cząsteczka kwasu octowego przekazuje proton cząsteczce wody;

2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + ON-. Tutaj cząsteczka amoniaku przyjmuje proton z cząsteczki wody.

W ten sposób woda może tworzyć dwie sprzężone pary:

1) H2O(kwas) i ON- (podstawa sprzężona)

2) H3O+ (kwas) i H2O(podstawa sprzężona).

W pierwszym przypadku woda oddaje proton, w drugim go przyjmuje.

Ta właściwość nazywa się amfiprotoniczność... Nazywa się substancje, które mogą reagować zarówno jako kwasy, jak i zasady amfoteryczny... W żywej przyrodzie często znajdują się takie substancje. Na przykład aminokwasy są zdolne do tworzenia soli zarówno z kwasami, jak i zasadami. Dlatego peptydy łatwo tworzą związki koordynacyjne z obecnymi jonami metali.

Tak więc charakterystyczną właściwością wiązania jonowego jest całkowity ruch stosu wiążących elektronów do jednego z jąder. Oznacza to, że pomiędzy jonami istnieje obszar, w którym gęstość elektronów jest prawie zerowa.

Drugi rodzaj połączenia tokowalencyjny połączenie

Atomy mogą tworzyć stabilne konfiguracje elektroniczne, dzieląc elektrony.

Taka więź powstaje, gdy para elektronów jest uspołeczniana pojedynczo. z każdego atom. W tym przypadku uspołecznione elektrony wiązania są równomiernie rozłożone między atomami. Przykłady wiązań kowalencyjnych obejmują homojądrowy dwuatomowy cząsteczki H 2 , n 2 , F 2. Alotropy mają ten sam rodzaj połączenia. O 2 i ozon O 3 i cząsteczka wieloatomowa S 8, a także cząsteczki heterojądrowe chlorek wodoru Hcl, dwutlenek węgla WSPÓŁ 2, metan CH 4, etanol Z 2 n 5 ON, sześciofluorek siarki SF 6, acetylen Z 2 n 2. Wszystkie te cząsteczki mają te same elektrony, a ich wiązania są nasycone i skierowane w ten sam sposób (rys. 4).

Dla biologów ważne jest, aby promienie kowalencyjne atomów w wiązaniach podwójnych i potrójnych były zmniejszone w porównaniu z wiązaniem pojedynczym.

Ryż. 4. Wiązanie kowalencyjne w cząsteczce Cl2.

Wiązania jonowe i kowalencyjne to dwa ograniczające przypadki wielu istniejących typów wiązań chemicznych, aw praktyce większość wiązań ma charakter pośredni.

Związki dwóch pierwiastków znajdujących się na przeciwległych końcach jednego lub różnych okresów systemu Mendelejewa tworzą głównie wiązania jonowe. W miarę zbliżania się pierwiastków do siebie w ciągu okresu, charakter jonowy ich związków maleje, a charakter kowalencyjny wzrasta. Na przykład halogenki i tlenki pierwiastków po lewej stronie układu okresowego tworzą głównie wiązania jonowe ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), a te same związki pierwiastków po prawej stronie tabeli są kowalencyjne ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glukoza C6H12O6, etanol C2H5OH).

Z kolei wiązanie kowalencyjne ma inną modyfikację.

W jonach wieloatomowych i w złożonych cząsteczkach biologicznych oba elektrony mogą pochodzić tylko z jeden atom. Nazywa się to dawca para elektroniczna. Atom, który uspołecznia tę parę elektronów z dawcą, nazywa się akceptor para elektroniczna. Ten rodzaj wiązania kowalencyjnego nazywa się koordynacja (dawca-akceptor, lubcelownik) Komunikacja(rys. 5). Ten rodzaj wiązania jest najważniejszy dla biologii i medycyny, ponieważ chemia najważniejszych dla metabolizmu pierwiastków d jest w dużej mierze opisana przez wiązania koordynacyjne.

Figa. 5.

Z reguły w złożonym związku atom metalu działa jako akceptor pary elektronów; przeciwnie, w przypadku wiązań jonowych i kowalencyjnych atom metalu jest dawcą elektronów.

Istotę wiązania kowalencyjnego i jego odmianę - wiązanie koordynacyjne - można wyjaśnić posługując się inną teorią kwasów i zasad zaproponowaną przez GN. Chwytak. Nieco rozszerzył pojęcie terminów „kwas” i „podstawa” zgodnie z teorią Bronsteda-Lowry'ego. Teoria Lewisa wyjaśnia naturę powstawania jonów złożonych i udział substancji w reakcjach podstawienia nukleofilowego, czyli w tworzeniu CS.

Według Lewisa kwas jest substancją zdolną do tworzenia wiązania kowalencyjnego poprzez przyjęcie pary elektronów z zasady. Zasada Lewisa to substancja, która ma samotną parę elektronów, która poprzez oddanie elektronów tworzy wiązanie kowalencyjne z kwasem Lewisic.

Oznacza to, że teoria Lewisa rozszerza zakres reakcji kwasowo-zasadowych również na reakcje, w których protony w ogóle nie uczestniczą. Co więcej, sam proton, zgodnie z tą teorią, jest również kwasem, ponieważ jest w stanie przyjąć parę elektronów.

Dlatego zgodnie z tą teorią kationy to kwasy Lewisa, a aniony to zasady Lewisa. Przykładem są następujące reakcje:

Zauważono powyżej, że podział substancji na jonowe i kowalencyjne jest względny, ponieważ nie zachodzi całkowite przejście elektronu z atomów metalu do atomów akceptorowych w cząsteczkach kowalencyjnych. W związkach z wiązaniem jonowym każdy jon znajduje się w polu elektrycznym jonów o przeciwnym znaku, więc są one wzajemnie spolaryzowane, a ich powłoki są zdeformowane.

Polaryzowalność określony przez strukturę elektronową, ładunek i wielkość jonu; jest wyższy dla anionów niż dla kationów. Najwyższa polaryzowalność wśród kationów występuje dla kationów o większym ładunku i mniejszym rozmiarze, np. dla Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+... Ma silny efekt polaryzacyjny n+. Ponieważ wpływ polaryzacji jonów jest dwustronny, znacząco zmienia właściwości tworzonych przez nie związków.

Trzeci typ połączenia todipol-dipol połączenie

Oprócz wymienionych rodzajów komunikacji istnieją również dipol-dipol międzycząsteczkowy interakcje, zwane także Vanderwaals .

Siła tych oddziaływań zależy od natury cząsteczek.

Istnieją trzy rodzaje oddziaływań: stały dipol - stały dipol ( dipol-dipol atrakcja); dipol stały - dipol indukowany ( wprowadzenie atrakcja); dipol chwilowy - dipol indukowany ( dyspersyjny grawitacja lub siły londyńskie; Ryż. 6).

Ryż. 6.

Tylko cząsteczki z polarnymi wiązaniami kowalencyjnymi ( HCl, NH3, SO2, H2O, C6H5Cl), a siła wiązania wynosi 1-2 debać(1D = 3,338 × 10 -30 metrów kulombowskich - Kl × m).

W biochemii wyróżnia się inny rodzaj wiązania - wodór ograniczająca więź dipol-dipol atrakcja. Wiązanie to powstaje przez przyciąganie między atomem wodoru a małym atomem elektroujemnym, najczęściej tlenem, fluorem i azotem. Przy dużych atomach o podobnej elektroujemności (na przykład przy chlorze i siarce) wiązanie wodorowe jest znacznie słabsze. Atom wodoru różni się jedną zasadniczą cechą: kiedy wiążące elektrony są odciągane, jego jądro - proton - jest odsłonięte i przestaje być ekranowane przez elektrony.

Dlatego atom zamienia się w duży dipol.

Wiązanie wodorowe, w przeciwieństwie do wiązania van der Waalsa, powstaje nie tylko podczas oddziaływań międzycząsteczkowych, ale także w obrębie jednej cząsteczki - wewnątrzcząsteczkowy wiązanie wodorowe. Wiązania wodorowe odgrywają ważną rolę w biochemii, na przykład w stabilizacji struktury białek w postaci a-helisy lub w tworzeniu podwójnej helisy DNA (ryc. 7).

Rys. 7.

Wiązania wodorowe i van der Waalsa są znacznie słabsze niż wiązania jonowe, kowalencyjne i koordynacyjne. Energię wiązań międzycząsteczkowych podano w tabeli. jeden.

Tabela 1. Energia sił międzycząsteczkowych

Notatka: Stopień oddziaływań międzycząsteczkowych odzwierciedla entalpię topnienia i parowania (wrzenia). Związki jonowe wymagają znacznie więcej energii do oddzielenia jonów niż do oddzielenia cząsteczek. Entalpie topnienia związków jonowych są znacznie wyższe niż związków molekularnych.

Czwarty typ połączenia towiązanie metalowe

Wreszcie istnieje inny rodzaj wiązań międzycząsteczkowych - metal: połączenie dodatnich jonów sieci metali ze swobodnymi elektronami. Tego typu połączenie nie występuje w obiektach biologicznych.

Z krótkiego przeglądu rodzajów wiązań jeden szczegół staje się jasny: ważnym parametrem atomu lub jonu metalu - donorem elektronów, a także atomem - akceptorem elektronów, jest jego Rozmiar.

Nie wchodząc w szczegóły zauważamy, że promienie kowalencyjne atomów, promienie jonowe metali i promienie van der Waalsa oddziałujących cząsteczek zwiększają się wraz ze wzrostem ich liczby porządkowej w grupach układu okresowego. W tym przypadku wartości promieni jonów są najmniejsze, a wartości promieni van der Waalsa największe. Z reguły wraz ze spadkiem grupy promienie wszystkich pierwiastków rosną, zarówno kowalencyjne, jak i van der Waalsa.

Najważniejsze dla biologów i lekarzy są: koordynacja(dawca-akceptor) połączenia rozważane przez chemię koordynacyjną.

Bionieorganiczne produkty medyczne. G.K. Baraszkowa

W rozważanych przykładach tworzenia wiązania chemicznego wzięła udział para elektronów. To połączenie nazywa się pojedynczy. Czasami nazywa się to zwykłym, tj. zwykły. Ten rodzaj wiązania jest zwykle oznaczany pojedynczą kreską łączącą symbole oddziałujących atomów.

Nakładanie się chmur elektronów w linii prostej łączącej dwa jądra prowadzi do łącze sigma(o-bond). Pojedyncze wiązanie w większości przypadków jest wiązaniem a-bond.

Wiązanie utworzone przez nakładanie się bocznych obszarów chmur p-elektronowych nazywa się połączenie pi(i-bond). Podwójnie oraz potroić wiązania powstają przy udziale odpowiednio dwóch i trzech par elektronów. Wiązanie podwójne to jedno wiązanie a i jedno wiązanie i, wiązanie potrójne to jedno wiązanie a i dwa wiązanie i.

Omówmy powstawanie wiązań w cząsteczkach etanu C 2 H 6, etylenu C 2 H 4, acetylenu C 2 H 2 i benzenu C 6 H b.

Kąty między wiązaniami w cząsteczce etan Z. ; H (. Są prawie dokładnie takie same (ryc. 1.18, a) i nie różnią się od kątów między wiązaniami CH w cząsteczce metanu. Można więc przyjąć, że zewnętrzne powłoki elektronowe atomów węgla są w stanie hybrydyzacji $ p 3 . Cząsteczka C 2 H 6 jest diamagnetyczna i nie ma elektrycznego momentu dipolowego. Energia wiązania C-C wynosi -335 kJ/mol. Wszystkie wiązania w cząsteczce C9H6 są wiązaniami a.

W cząsteczce etylen W przypadku 2 H 4 kąty między wiązaniami są w przybliżeniu równe 120 °. Z tego możemy wnioskować o hybrydyzacji $ p 2 zewnętrznych orbitali elektronowych atomu węgla (ryc. 1.18, b). Wiązania CH leżą w tej samej płaszczyźnie pod kątem około 120°. Każdy atom węgla ma jeden niehybrydowy orbital p zawierający

Ryż. 1.18. Modele cząsteczek etanu ( a ), etylen (b) i acetylen (c)

zawierające po jednym elektronu. Te orbitale znajdują się prostopadle do płaszczyzny figury.

Energia wiązania między atomami węgla w cząsteczce etylenu C 2 H 4 wynosi -592 kJ/mol. Gdyby atomy węgla były połączone tym samym wiązaniem, co w cząsteczce etanu, wówczas energie wiązania w tych cząsteczkach byłyby zbliżone.

Jednak energia wiązania między atomami węgla w etanie wynosi 335 kJ/mol, czyli prawie dwa razy mniej niż w etylenie. Tak znacząca różnica w energiach wiązań między atomami węgla w cząsteczkach etylenu i etanu tłumaczy się możliwą interakcją niehybrydowych orbitali p, co pokazano na ryc. 1,18 , b przedstawione w falistych liniach. Powstające w ten sposób połączenie nazywane jest samopołączeniem.

W cząsteczce etylenu C2H4 cztery wiązania C-H, podobnie jak w cząsteczce metanu CH4 są wiązaniami a, a wiązanie między atomami węgla jest wiązaniem a i wiązaniem l, tj. podwójne wiązanie, a wzór na etylen jest zapisany jako H 2 C = CH 2.

Cząsteczka acetylenu C 2 H 2 liniowa (ryc. 1.18, v ), co przemawia za hybrydyzacją sp. Energia wiązania między atomami węgla wynosi -811 kJ/mol, co sugeruje istnienie jednego wiązania a i dwóch n-wiązań, tj. jest to wiązanie potrójne. Formuła acetylenu jest zapisana jako HC = CH.

Jednym z trudnych pytań chemii jest ustalenie charakteru wiązań między atomami węgla w tzw związki aromatyczne , w szczególności w cząsteczce benzenu C 6 H (.. Cząsteczka benzenu jest płaska, kąty między wiązaniami atomów węgla są równe w

Ryż. 1.19.

a - model formuły: 6 - ^ -orbitale atomów węgla i wiązania a między atomami węgla a atomami węgla i wodoru; v- p-zamieszkane i l-połączenia między

atomy węgla

120°, co sugeruje ^ - hybrydyzacja zewnętrznych orbitali atomów węgla. Zazwyczaj cząsteczka benzenu jest przedstawiona tak, jak pokazano na Ryż. 1.19, a.

Wydawałoby się, że w benzenie wiązanie między atomami węgla powinno być dłuższe niż wiązanie podwójne C = C, ponieważ jest silniejsze. Jednak badanie struktury cząsteczki benzenu pokazuje, że wszystkie odległości między atomami węgla w pierścieniu benzenowym są takie same.

Tę cechę cząsteczki najlepiej tłumaczy fakt, że niehybrydowe orbitale p wszystkich atomów węgla nakładają się na części „boczne” (ryc. 1.19, b), dlatego wszystkie odległości międzyjądrowe między atomami węgla są równe. Na ryc. 1,19, v pokazujące wiązania a między atomami węgla utworzone przez nakładanie się sp 2 - orbitale hybrydowe.

Energia wiązania między atomami węgiel w cząsteczce benzenu C 6 H 6 jest równe -505 kJ / mol, co sugeruje, że te wiązania są pośrednie pomiędzy wiązania pojedyncze i podwójne. Zauważ, że elektrony z orbitali p w cząsteczce benzenu poruszają się w zamkniętym sześciokąt, i oni zdelokalizowany(nie odnoś się do jakiegoś konkretnego miejsca).

Siły wiążące atomy mają tę samą naturę elektryczną. Ale ze względu na różnicę w mechanizmie powstawania i manifestacji tych sił, wiązania chemiczne mogą być różnego rodzaju.

Wyróżnić trzy główny rodzajwartościowość wiązanie chemiczne: kowalencyjne, jonowe i metaliczne.

Oprócz nich duże znaczenie i dystrybucję mają: wodór połączenie, które może być wartościowość oraz niezwiązany, oraz niezwiązany wiązanie chemiczne - m międzycząsteczkowy ( lub Van der Waalsa), tworzenie stosunkowo niewielkich asocjatów cząsteczek i ogromnych zespołów molekularnych - nanostruktur super- i supramolekularnych.

Kowalencyjne wiązanie chemiczne (atomowy, homeopolarny) -

to przeprowadzone wiązanie chemiczne pospolity dla oddziałujących atomów jeden-trzypary elektronów .

To połączenie - dwuelektronowy oraz dwucentrowy(łączy 2 jądra atomowe).

W tym przypadku wiązanie kowalencyjne to najczęstsze i najczęstsze rodzaj walencyjne wiązania chemiczne w związkach binarnych - między a) atomy niemetali i b) atomy metali amfoterycznych i niemetali.

Przykłady: H-H (w cząsteczce wodoru H 2); cztery wiązania S-O (w jonie SO 4 2-); trzy wiązania Al-H (w cząsteczce AlH 3); Fe-S (w cząsteczce FeS) itp.

Osobliwości wiązanie kowalencyjne - jego Centrum oraz nasycenie.

Centrum - najważniejsza właściwość wiązania kowalencyjnego, od

która zależy od struktury (konfiguracji, geometrii) cząsteczek i związków chemicznych. Orientacja przestrzenna wiązania kowalencyjnego określa chemiczną i krystaliczno-chemiczną strukturę substancji. Wiązanie kowalencyjne zawsze skierowane w stronę maksymalnego nakładania się orbitali atomowych elektronów walencyjnych atomy oddziałujące, z utworzeniem wspólnej chmury elektronowej i najsilniejszego wiązania chemicznego. Centrum wyrażone w postaci kątów pomiędzy kierunkami wiązania atomów w cząsteczkach różnych substancji i kryształach ciał stałych.

Nasycenie jest własnością, co odróżnia wiązanie kowalencyjne od wszystkich innych rodzajów oddziaływań między cząstkami, przejawiające się w zdolność atomów do tworzenia ograniczonej liczby wiązań kowalencyjnych, ponieważ każda para elektronów wiążących powstaje tylko wartościowość elektrony o przeciwnie zorientowanych spinach, których liczba w atomie jest ograniczona wartościowość, 1 - 8. W takim przypadku zabronione jest dwukrotne użycie tego samego orbitalu atomowego do utworzenia wiązania kowalencyjnego (zasada Pauliego).

Wartościowość Czy zdolność atomu do przyłączenia lub zastąpienia pewnej liczby innych atomów w celu utworzenia walencyjnych wiązań chemicznych.

Zgodnie z teorią spinu wiązanie kowalencyjne wartościowość określony liczba niesparowanych elektronów w atomie w stanie podstawowym lub wzbudzonym .

Tak więc różne elementy zdolność do tworzenia określonej liczby wiązań kowalencyjnych ograniczone do otrzymywania maksymalna liczba niesparowanych elektronów w stanie wzbudzonym ich atomów.

Stan wzbudzenia atomu Czy stan atomu z dodatkową energią otrzymaną z zewnątrz powoduje gotowanie na parze elektrony antyrównoległe zajmujące jeden orbital atomowy, tj. przejście jednego z tych elektronów ze stanu sparowanego do wolnego (wolnego) orbitalu ten sam lub blisko poziom energii.

Na przykład, schemat Nadzienie s-, p-AO oraz wartościowość (V) przy atomie wapnia Ca głównie oraz stan podniecenia następujące:

Należy zauważyć, że atomy z nasyconymi wiązaniami walencyjnymi może tworzyć dodatkowe wiązania kowalencyjne przez akceptor dawcy lub inny mechanizm (jak na przykład w związkach złożonych).

Wiązanie kowalencyjne być możepolarny orazniepolarny .

Wiązanie kowalencyjne niepolarny , mi Jeśli wspólne elektrony walencyjne równomiernie są rozmieszczone między jądrami oddziałujących atomów, nakładający się obszar orbitali atomowych (chmury elektronów) jest przyciągany przez oba jądra z taką samą siłą, a zatem maksymalną całkowita gęstość elektronów nie jest obciążona żadnym z nich.

Ten rodzaj wiązania kowalencyjnego występuje, gdy dwa ten sam atomy pierwiastka. Wiązanie kowalencyjne między pojedynczymi atomami nazywane również atomowy lub homeopolarny .

Polarny połączenie powstaje w interakcji dwóch atomów różnych pierwiastków chemicznych, jeśli jeden z atomów ze względu na większą wartość elektroujemność silniej przyciąga elektrony walencyjne i wtedy całkowita gęstość elektronów jest mniej więcej przesunięta w kierunku tego atomu.

W przypadku wiązania polarnego prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w jądrze jednego z atomów jest wyższe niż drugiego.

Jakościowe cechy polaru komunikacja -

różnica względnych elektroujemności (| |)‌‌‌ związane z atomy : im jest większy, tym bardziej polarne jest wiązanie kowalencyjne.

Charakterystyki ilościowe polaru Komunikacja, tych. miara polarności wiązania i złożonej cząsteczki - moment elektryczny dipola μ sv równy produktładunek efektywny δ o długość dipola l D : μ sv = δ ∙ ja D . jednostka miary μ sv- Debye. 1Pożegnaj = 3,3.10 -30 cl/m.

Dipole elektryczne Jest elektrycznie obojętnym układem dwóch równych i przeciwnych ładunków elektrycznych + δ oraz - δ .

Moment dipolowy (moment elektryczny dipola μ sv ) – wielkość wektorowa ... Powszechnie przyjmuje się, że kierunek wektora od (+) do (-) mecze z kierunkiem przemieszczenia obszaru całkowitej gęstości elektronowej(całkowita chmura elektronów) spolaryzowane atomy.

Całkowity moment dipolowy złożonej cząsteczki wieloatomowej zależy od liczby i kierunku przestrzennego zawartych w nim wiązań polarnych. Zatem wyznaczenie momentów dipolowych pozwala ocenić nie tylko charakter wiązań w cząsteczkach, ale także ich rozmieszczenie w przestrzeni, tj. o przestrzennej konfiguracji cząsteczki.

Wraz ze wzrostem różnicy elektroujemności | | atomy tworzące wiązanie wzrasta moment elektryczny dipola.

Należy zauważyć, że wyznaczenie momentu dipolowego wiązania jest trudnym i nie zawsze rozwiązywalnym problemem (oddziaływanie wiązań, nieznany kierunek μ sv itp.).

Kwantowe metody mechaniczne do opisu wiązań kowalencyjnych – wyjaśniać mechanizm tworzenia wiązania kowalencyjnego.

Prowadzona przez W. Geitlera i F. Londona. naukowcy (1927), obliczenie bilansu energetycznego tworzenia wiązania kowalencyjnego w cząsteczce wodoru H 2 umożliwiło wykonanie wniosek: charakter wiązania kowalencyjnego, jak każdy inny rodzaj wiązania chemicznego, polega naoddziaływanie elektryczne, które zachodzi w warunkach mikrosystemu mechaniki kwantowej.

Aby opisać mechanizm powstawania kowalencyjnego wiązania chemicznego, użyj dwie przybliżone metody mechaniki kwantowej :

wiązania walencyjne oraz orbitale molekularne – nie wykluczające się, ale wzajemnie uzupełniające się.

2.1. Metoda obligacji walencyjnej (MVS lubzlokalizowane pary elektronów ), zaproponowana przez W. Geitlera i F. Londona w 1927 r., opiera się na następujących zaprowiantowanie :

1) wiązanie chemiczne między dwoma atomami powstaje w wyniku częściowego nakładania się orbitali atomowych z wytworzeniem łącznej gęstości elektronowej wspólnej pary elektronów o przeciwnych spinach, która jest wyższa niż w innych obszarach przestrzeni wokół każdego jądra;

2) kowalencyjne wiązanie powstaje tylko wtedy, gdy elektrony oddziałują z antyrównoległymi spinami, tj. o przeciwnym znaku spinowe liczby kwantowe m S = + 1/2 ;

3) określane są właściwości wiązania kowalencyjnego (energia, długość, polaryzacja itp.) uprzejmy krawaty (σ –, π –, δ –), stopień nakładania się AO(im jest większy, tym silniejsze wiązanie chemiczne, czyli im wyższa energia wiązania i krótsza długość), elektroujemność atomy oddziałujące;

4) może powstać wiązanie kowalencyjne wzdłuż MVC na dwa sposoby (dwa mechanizmy) , zasadniczo różne, ale mające ten sam rezultat – uspołecznienie pary elektronów walencyjnych przez oba oddziałujące atomy: a) wymiany, ze względu na nakładanie się jednoelektronowych orbitali atomowych o przeciwnych spinach elektronów, Kiedy każdy atom daje nakładający się jeden elektron na wiązanie - podczas gdy wiązanie może być polarne lub niepolarne, b) dawca-akceptor, ze względu na dwuelektronowy AO jednego atomu i wolną (wolną) orbitę drugiego, na Do kogo jeden atom (donor) zapewnia parę elektronów na orbicie w stanie sparowanym do wiązania, a drugi atom (akceptor) zapewnia swobodny orbital. W tym przypadku pojawia się połączenie biegunowe.

2.2. Kompleks (koordynacja) połączeń, wiele jonów molekularnych, które są złożone,(amon, tetrawodorek boru itp.) Powstają w obecności wiązania donor-akceptor - w przeciwnym razie wiązanie koordynacyjne.

Na przykład w reakcji tworzenia jonu amonowego NH 3 + H + = NH 4 + cząsteczka amoniaku NH 3 jest donorem pary elektronów, a proton H + jest akceptorem.

W reakcji BH 3 + H - = BH 4 - rolę donora pary elektronów odgrywa jon wodorkowy H -, a akceptorem cząsteczka boru wodorku BH 3, w której jest wolny AO.

Wielość wiązania chemicznego. Znajomości σ -, π – , δ –.

Maksymalne nakładanie się różnych typów AO (z ustanowieniem najsilniejszych wiązań chemicznych) osiąga się, gdy mają określoną orientację w przestrzeni, ze względu na inny kształt ich powierzchni energetycznej.

Rodzaj AO i kierunek ich nakładania określają σ -, π – , δ - komunikacja:

σ (sigma) – połączenie – to jest zawsze Odinar (prosta) więź wynikające z częściowego nakładania się jedna para s -, P x -, D - UABwzdłuż osi , rdzeń łączący atomy oddziałujące.

Pojedyncze linki zawsze są σ - połączenia.

Wiele linków – π (pi) - (także δ (delta ) –Połączenia),podwójnie lub potroić wiązania kowalencyjne przeprowadzone odpowiedniodwa lubw trzech parach elektrony kiedy ich orbitale atomowe zachodzą na siebie.

π (pi) - połączenie przeprowadzane przy nakładaniu r tak -, P z - oraz D - UAB na obie strony osi łączącej jądra atomy, w płaszczyznach wzajemnie prostopadłych ;

δ (delta )- połączenie występuje, gdy nakładają się dwa orbitale d usytuowany w płaszczyznach równoległych .

Najtrwalszy z σ -, π – , δ - połączenia jest σ - wiązanie , ale π - połączenia, nałożone na σ - wiązanie, forma jeszcze mocniejsza wiązania wielokrotne: podwójne i potrójne.

Każdy podwójne wiązanie składać się z jeden σ – oraz jeden π – znajomości, potroić - z jedenσ – oraz dwaπ – znajomości.