Maramihang (doble at triple) na mga bono

Sa maraming mga molekula, ang mga atomo ay konektado sa pamamagitan ng doble at triple na mga bono:

Ang posibilidad ng pagbuo ng maramihang mga bono ay dahil sa mga geometric na katangian ng atomic orbitals. Ang hydrogen atom ay bumubuo ng tanging kemikal na bono nito na may partisipasyon ng valence 5-orbital, na may spherical na hugis. Ang natitira sa mga atomo, kabilang ang kahit na ang mga atomo ng mga elemento ng 5-block, ay may mga valence p-orbital, na mayroong spatial na oryentasyon kasama ang mga coordinate axes.

Sa molekula ng hydrogen, ang bono ng kemikal ay isinasagawa ng isang pares ng elektron, ang ulap na kung saan ay puro sa pagitan ng atomic nuclei. Ang mga bono ng ganitong uri ay tinatawag na st-bond (a - basahin ang "sigma"). Ang mga ito ay nabuo sa pamamagitan ng magkasanib na magkakapatong ng parehong 5- at ir-orbitals (Larawan 6.3).

kanin. 63

Para sa isa pang pares ng mga electron, walang puwang sa pagitan ng mga atomo. Paano nabubuo ang doble at maging triple bond? Posibleng mag-overlap ng mga ulap ng elektron na naka-orient patayo sa axis na dumadaan sa mga sentro ng mga atomo (Larawan 6.4). Kung ang axis ng molekula ay nakahanay sa coordinate x y pagkatapos ay ang mga orbital ay nakatuon patayo dito plf at r 2 . Pairwise overlap RU at p 2 Ang mga orbital ng dalawang atom ay nagbibigay ng mga bono ng kemikal, ang densidad ng elektron na kung saan ay puro simetriko sa magkabilang panig ng axis ng molekula. Ang mga ito ay tinatawag na l-bond.

Kung mayroon ang mga atomo RU at/o p 2 Ang mga orbital ay may hindi magkapares na mga electron, pagkatapos ay isa o dalawang n-bond ang nabuo. Ipinapaliwanag nito ang posibilidad ng pagkakaroon ng dobleng (a + z) at triple (a + z + z) na mga bono. Ang pinakasimpleng molekula na may dobleng bono sa pagitan ng mga atomo ay ang molekulang hydrocarbon na ethylene C 2 H 4 . Sa fig. Ipinapakita ng Figure 6.5 ang n-bond cloud sa molekula na ito, at ang st-bond ay ipinahiwatig ng eskematiko ng mga gitling. Ang molekula ng ethylene ay binubuo ng anim na atomo. Malamang na nangyayari sa mga mambabasa na ang isang dobleng bono sa pagitan ng mga atomo ay inilalarawan sa isang mas simpleng molekula ng diatomic na oxygen (0=0). Sa katunayan, ang elektronikong istraktura ng molekula ng oxygen ay mas kumplikado, at ang istraktura nito ay maipaliwanag lamang sa batayan ng molecular orbital method (tingnan sa ibaba). Ang isang halimbawa ng pinakasimpleng molekula na may triple bond ay nitrogen. Sa fig. Ang 6.6 ay nagpapakita ng mga n-bond sa molekula na ito, ang mga tuldok ay nagpapakita ng hindi nakabahaging mga pares ng elektron ng nitrogen.

kanin. 6.4.

kanin. 6.5.

kanin. 6.6.

Kapag nabuo ang mga n-bond, tumataas ang lakas ng mga molekula. Kumuha tayo ng ilang halimbawa para sa paghahambing.

Isinasaalang-alang ang mga halimbawa sa itaas, maaari nating gawin ang mga sumusunod na konklusyon:

• - Ang lakas ng bono (enerhiya) ay tumataas sa pagtaas ng multiplicity ng bono;
• - Gamit ang halimbawa ng hydrogen, fluorine at ethane, maaari ding kumbinsido ang isang tao na ang lakas ng isang covalent bond ay tinutukoy hindi lamang ng multiplicity, kundi pati na rin ng likas na katangian ng mga atomo kung saan nabuo ang bono na ito.

Kilala sa organikong kimika na ang mga molekula na may maraming mga bono ay mas reaktibo kaysa sa tinatawag na mga saturated molecule. Ang dahilan para dito ay nagiging malinaw kapag isinasaalang-alang ang hugis ng mga ulap ng elektron. Ang mga ulap ng elektron ng mga a-bond ay puro sa pagitan ng mga nuclei ng mga atomo at, kumbaga, ay sinasala (pinoprotektahan) ng mga ito mula sa impluwensya ng iba pang mga molekula. Sa kaso ng n-bonding, ang mga ulap ng elektron ay hindi pinangangalagaan ng nuclei ng mga atomo at mas madaling maalis kapag ang mga tumutugong molekula ay lumalapit sa isa't isa. Pinapadali nito ang kasunod na muling pagsasaayos at pagbabago ng mga molekula. Ang isang pagbubukod sa lahat ng mga molekula ay ang molekula ng nitrogen, na kung saan ay nailalarawan sa parehong napakataas na lakas at napakababang reaktibidad. Samakatuwid, ang nitrogen ang magiging pangunahing bahagi ng atmospera.

Mga Paksa ng USE codifier: Covalent chemical bond, mga uri nito at mga mekanismo ng pagbuo. Mga katangian ng isang covalent bond (polarity at bond energy). Ionic na bono. Koneksyon ng metal. hydrogen bond

Mga bono ng kemikal na intramolecular

Isaalang-alang muna natin ang mga bono na lumitaw sa pagitan ng mga particle sa loob ng mga molekula. Ang ganitong mga koneksyon ay tinatawag intramolecular.

kemikal na dumidikit sa pagitan ng mga atomo ng mga elemento ng kemikal ay may likas na electrostatic at nabubuo dahil sa pakikipag-ugnayan ng panlabas (valence) na mga electron, sa higit pa o mas kaunting antas hawak ng positively charged nuclei nakagapos na mga atomo.

Ang pangunahing konsepto dito ay ELECTRONEGNATIVITY. Siya ang tumutukoy sa uri ng kemikal na bono sa pagitan ng mga atomo at ang mga katangian ng bono na ito.

ay ang kakayahan ng isang atom na akitin (hawakan) panlabas(valence) mga electron. Ang electronegativity ay tinutukoy ng antas ng pagkahumaling ng mga panlabas na electron sa nucleus at higit na nakasalalay sa radius ng atom at ang singil ng nucleus.

Ang electronegativity ay mahirap matukoy nang hindi malabo. Si L. Pauling ay nag-compile ng isang table ng relative electronegativity (batay sa bond energies ng diatomic molecules). Ang pinaka electronegative na elemento ay fluorine may kahulugan 4 .

Mahalagang tandaan na sa iba't ibang mga mapagkukunan maaari kang makahanap ng iba't ibang mga kaliskis at talahanayan ng mga halaga ng electronegativity. Hindi ito dapat katakutan, dahil ang pagbuo ng isang kemikal na bono ay gumaganap ng isang papel atoms, at ito ay halos pareho sa anumang sistema.

Kung ang isa sa mga atomo sa kemikal na bono A:B ay nakakaakit ng mga electron nang mas malakas, kung gayon ang pares ng elektron ay inililipat patungo dito. Ang higit pa pagkakaiba sa electronegativity atoms, mas ang pares ng elektron ay inilipat.

Kung ang mga halaga ng electronegativity ng mga nakikipag-ugnay na atom ay pantay o humigit-kumulang pantay: EO(A)≈EO(V), kung gayon ang nakabahaging pares ng elektron ay hindi inilipat sa alinman sa mga atomo: A: B. Ang ganitong koneksyon ay tinatawag covalent non-polar.

Kung ang electronegativity ng mga nakikipag-ugnay na atom ay naiiba, ngunit hindi gaanong (ang pagkakaiba sa electronegativity ay humigit-kumulang mula 0.4 hanggang 2: 0,4<ΔЭО<2 ), pagkatapos ay ang pares ng elektron ay inilipat sa isa sa mga atomo. Ang ganitong koneksyon ay tinatawag covalent polar .

Kung ang electronegativity ng mga nakikipag-ugnay na atom ay makabuluhang naiiba (ang pagkakaiba sa electronegativity ay mas malaki kaysa sa 2: ΔEO>2), pagkatapos ang isa sa mga electron ay halos ganap na pumasa sa isa pang atom, kasama ang pagbuo mga ion. Ang ganitong koneksyon ay tinatawag ionic.

Ang mga pangunahing uri ng mga bono ng kemikal ay − covalent, ionic at metaliko mga koneksyon. Isaalang-alang natin ang mga ito nang mas detalyado.

covalent chemical bond

covalent bond – ito ay isang chemical bond binuo ng pagbuo ng isang karaniwang pares ng elektron A:B . Sa kasong ito, dalawang atoms magkakapatong atomic orbitals. Ang isang covalent bond ay nabuo sa pamamagitan ng pakikipag-ugnayan ng mga atomo na may maliit na pagkakaiba sa electronegativity (bilang panuntunan, sa pagitan ng dalawang di-metal) o mga atomo ng isang elemento.

Mga pangunahing katangian ng mga covalent bond

• oryentasyon,
• saturability,
• polarity,
• porizability.

Ang mga katangian ng bono na ito ay nakakaapekto sa kemikal at pisikal na mga katangian ng mga sangkap.

Direksyon ng komunikasyon nagpapakilala sa istrukturang kemikal at anyo ng mga sangkap. Ang mga anggulo sa pagitan ng dalawang bono ay tinatawag na mga anggulo ng bono. Halimbawa, sa isang molekula ng tubig, ang anggulo ng bono ng H-O-H ay 104.45 o, kaya polar ang molekula ng tubig, at sa molekula ng methane, ang anggulo ng bono ng H-C-H ay 108 o 28 ′.

Saturability ay ang kakayahan ng mga atomo na bumuo ng limitadong bilang ng mga covalent chemical bond. Ang bilang ng mga bono na maaaring mabuo ng isang atom ay tinatawag.

Polarity Ang mga bono ay lumitaw dahil sa hindi pantay na pamamahagi ng density ng elektron sa pagitan ng dalawang mga atom na may magkaibang electronegativity. Ang mga covalent bond ay nahahati sa polar at non-polar.

Polarizability mga koneksyon ay ang kakayahan ng mga bond electron na maalis sa pamamagitan ng panlabas na electric field(sa partikular, ang electric field ng isa pang particle). Ang polarizability ay depende sa mobility ng elektron. Ang mas malayo ang elektron ay mula sa nucleus, mas mobile ito, at, nang naaayon, ang molekula ay mas polarisable.

Covalent non-polar chemical bond

Mayroong 2 uri ng covalent bonding - POLAR at HINDI POLAR .

Halimbawa . Isaalang-alang ang istraktura ng hydrogen molecule H 2 . Ang bawat hydrogen atom ay nagdadala ng 1 hindi pares na elektron sa panlabas na antas ng enerhiya nito. Upang ipakita ang isang atom, ginagamit namin ang istraktura ng Lewis - ito ay isang diagram ng istraktura ng panlabas na antas ng enerhiya ng isang atom, kapag ang mga electron ay tinutukoy ng mga tuldok. Ang mga modelo ng istruktura ng Lewis point ay isang magandang tulong kapag nagtatrabaho sa mga elemento ng ikalawang yugto.

H. + . H=H:H

Kaya, ang molekula ng hydrogen ay may isang karaniwang pares ng elektron at isang bono ng kemikal na H–H. Ang pares ng elektron na ito ay hindi inilipat sa alinman sa mga atomo ng hydrogen, dahil ang electronegativity ng hydrogen atoms ay pareho. Ang ganitong koneksyon ay tinatawag covalent non-polar .

Covalent non-polar (symmetrical) bond - ito ay isang covalent bond na nabuo ng mga atomo na may pantay na electronegativity (bilang panuntunan, ang parehong mga non-metal) at, samakatuwid, na may pare-parehong pamamahagi ng density ng elektron sa pagitan ng nuclei ng mga atom.

Ang dipole moment ng nonpolar bonds ay 0.

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

Covalent polar chemical bond

covalent polar bond ay isang covalent bond na nangyayari sa pagitan mga atom na may iba't ibang electronegativity (karaniwan, iba't ibang di-metal) at nailalarawan displacement karaniwang pares ng elektron sa isang mas electronegative na atom (polarization).

Ang densidad ng elektron ay inilipat sa isang mas electronegative na atom - samakatuwid, isang bahagyang negatibong singil (δ-) ang lumitaw dito, at isang bahagyang positibong singil ay lumitaw sa isang mas kaunting electronegative na atom (δ+, delta +).

Kung mas malaki ang pagkakaiba sa electronegativity ng mga atomo, mas mataas polarity koneksyon at higit pa dipole moment . Sa pagitan ng mga kalapit na molekula at mga singil na magkasalungat sa sign, kumikilos ang mga karagdagang kaakit-akit na pwersa, na tumataas lakas mga koneksyon.

Ang polarity ng bono ay nakakaapekto sa pisikal at kemikal na mga katangian ng mga compound. Ang mga mekanismo ng reaksyon at maging ang reaktibiti ng mga kalapit na bono ay nakasalalay sa polarity ng bono. Ang polarity ng isang bono ay madalas na tinutukoy polarity ng molekula at sa gayon ay direktang nakakaapekto sa mga pisikal na katangian tulad ng punto ng kumukulo at punto ng pagkatunaw, solubility sa mga polar solvents.

Mga halimbawa: HCl, CO 2 , NH 3 .

Mga mekanismo para sa pagbuo ng isang covalent bond

Ang isang covalent chemical bond ay maaaring mangyari sa pamamagitan ng 2 mekanismo:

1. mekanismo ng palitan ang pagbuo ng isang covalent chemical bond ay kapag ang bawat particle ay nagbibigay ng isang hindi pares na elektron para sa pagbuo ng isang karaniwang pares ng elektron:

A . + . B= A:B

2. Ang pagbuo ng isang covalent bond ay isang mekanismo kung saan ang isa sa mga particle ay nagbibigay ng hindi nakabahaging pares ng elektron, at ang isa pang particle ay nagbibigay ng isang bakanteng orbital para sa pares ng elektron na ito:

A: + B= A:B

Sa kasong ito, ang isa sa mga atom ay nagbibigay ng hindi nakabahaging pares ng elektron ( donor), at ang ibang atom ay nagbibigay ng bakanteng orbital para sa pares na ito ( tumanggap). Bilang resulta ng pagbuo ng isang bono, ang parehong enerhiya ng elektron ay bumababa, i.e. ito ay kapaki-pakinabang para sa mga atomo.

Isang covalent bond na nabuo ng mekanismo ng donor-acceptor, ay hindi naiiba sa pamamagitan ng mga katangian mula sa iba pang mga covalent bond na nabuo sa pamamagitan ng mekanismo ng palitan. Ang pagbuo ng isang covalent bond ng mekanismo ng donor-acceptor ay tipikal para sa mga atom na may malaking bilang ng mga electron sa panlabas na antas ng enerhiya (mga donor ng elektron), o kabaliktaran, na may napakaliit na bilang ng mga electron (mga electron acceptor). Ang mga posibilidad ng valence ng mga atom ay isinasaalang-alang nang mas detalyado sa kaukulang.

Ang isang covalent bond ay nabuo sa pamamagitan ng mekanismo ng donor-acceptor:

- sa isang molekula carbon monoxide CO(ang bono sa molekula ay triple, 2 bono ang nabuo sa pamamagitan ng mekanismo ng palitan, isa sa pamamagitan ng mekanismo ng donor-acceptor): C≡O;

- v ammonium ion NH 4 +, sa mga ion mga organikong amine, halimbawa, sa methylammonium ion CH 3 -NH 2 + ;

- v mga kumplikadong compound, isang kemikal na bono sa pagitan ng gitnang atom at mga grupo ng mga ligand, halimbawa, sa sodium tetrahydroxoaluminate Na ang bono sa pagitan ng aluminum at hydroxide ions;

- v nitric acid at mga asin nito- nitrates: HNO 3 , NaNO 3 , sa ilang iba pang nitrogen compound;

- sa isang molekula ozone O 3 .

Mga pangunahing katangian ng isang covalent bond

Ang isang covalent bond, bilang panuntunan, ay nabuo sa pagitan ng mga atomo ng mga di-metal. Ang mga pangunahing katangian ng isang covalent bond ay haba, enerhiya, multiplicity at directivity.

Dami ng bono ng kemikal

Dami ng bono ng kemikal - ito ang bilang ng mga nakabahaging pares ng elektron sa pagitan ng dalawang atom sa isang tambalan. Ang multiplicity ng bono ay madaling matukoy mula sa halaga ng mga atom na bumubuo sa molekula.

halimbawa , sa hydrogen molecule H 2 ang bond multiplicity ay 1, dahil ang bawat hydrogen ay mayroon lamang 1 hindi pares na elektron sa panlabas na antas ng enerhiya, samakatuwid, isang karaniwang pares ng elektron ang nabuo.

Sa molekula ng oxygen O 2, ang multiplicity ng bono ay 2, dahil bawat atom ay may 2 hindi magkapares na electron sa panlabas na antas ng enerhiya nito: O=O.

Sa nitrogen molecule N 2, ang bond multiplicity ay 3, dahil sa pagitan ng bawat atom ay mayroong 3 hindi magkapares na electron sa panlabas na antas ng enerhiya, at ang mga atom ay bumubuo ng 3 karaniwang mga pares ng elektron N≡N.

Haba ng covalent bond

Haba ng bono ng kemikal ay ang distansya sa pagitan ng mga sentro ng nuclei ng mga atom na bumubuo ng isang bono. Natutukoy ito sa pamamagitan ng mga eksperimentong pisikal na pamamaraan. Ang haba ng bono ay maaaring tantiyahin nang humigit-kumulang, ayon sa tuntunin ng additivity, ayon sa kung saan ang haba ng bono sa molekula ng AB ay humigit-kumulang katumbas ng kalahati ng kabuuan ng mga haba ng bono sa mga molekula ng A 2 at B 2:

Ang haba ng isang kemikal na bono ay maaaring halos tantiyahin kasama ang radii ng mga atom, bumubuo ng isang bono, o sa pamamagitan ng multiplicity ng komunikasyon kung ang radii ng mga atom ay hindi masyadong naiiba.

Sa pagtaas ng radii ng mga atom na bumubuo ng isang bono, tataas ang haba ng bono.

halimbawa

Sa pagtaas ng multiplicity ng mga bono sa pagitan ng mga atomo (na ang atomic radii ay hindi naiiba, o bahagyang naiiba), ang haba ng bono ay bababa.

halimbawa . Sa serye: C–C, C=C, C≡C, bumababa ang haba ng bond.

Enerhiya ng bono

Ang isang sukatan ng lakas ng isang kemikal na bono ay ang enerhiya ng bono. Enerhiya ng bono ay tinutukoy ng enerhiya na kinakailangan upang masira ang bono at alisin ang mga atomo na bumubuo sa bono na ito sa isang walang katapusang distansya mula sa isa't isa.

Ang covalent bond ay napakatibay. Ang enerhiya nito ay mula sa ilang sampu hanggang ilang daang kJ/mol. Kung mas malaki ang enerhiya ng bono, mas malaki ang lakas ng bono, at kabaliktaran.

Ang lakas ng isang kemikal na bono ay nakasalalay sa haba ng bono, polarity ng bono, at multiplicity ng bono. Kung mas mahaba ang bono ng kemikal, mas madali itong masira, at mas mababa ang enerhiya ng bono, mas mababa ang lakas nito. Kung mas maikli ang chemical bond, mas malakas ito, at mas malaki ang bond energy.

halimbawa, sa serye ng mga compound HF, HCl, HBr mula kaliwa hanggang kanan ang lakas ng bono ng kemikal bumababa, dahil ang haba ng bono ay tumataas.

Ionic na kemikal na bono

Ionic na bono ay isang kemikal na bono batay sa electrostatic attraction ng mga ions.

mga ion ay nabuo sa proseso ng pagtanggap o pagbibigay ng mga electron sa pamamagitan ng mga atomo. Halimbawa, ang mga atomo ng lahat ng mga metal ay mahinang humahawak sa mga electron ng panlabas na antas ng enerhiya. Samakatuwid, ang mga atomo ng metal ay nailalarawan mga katangian ng pagpapanumbalik ang kakayahang mag-abuloy ng mga electron.

Halimbawa. Ang sodium atom ay naglalaman ng 1 electron sa ika-3 antas ng enerhiya. Madaling ibigay ito, ang sodium atom ay bumubuo ng mas matatag na Na + ion, na may electron configuration ng noble neon gas na Ne. Ang sodium ion ay naglalaman ng 11 proton at 10 electron lamang, kaya ang kabuuang singil ng ion ay -10+11 = +1:

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

Halimbawa. Ang chlorine atom ay may 7 electron sa panlabas na antas ng enerhiya nito. Upang makuha ang pagsasaayos ng isang matatag na inert argon atom Ar, kailangan ng chlorine na ikabit ang 1 electron. Pagkatapos ng attachment ng isang electron, nabuo ang isang matatag na chlorine ion, na binubuo ng mga electron. Ang kabuuang singil ng ion ay -1:

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

Tandaan:

• Ang mga katangian ng mga ion ay iba sa mga katangian ng mga atomo!
• Ang mga matatag na ion ay maaaring mabuo hindi lamang mga atomo, ngunit din mga pangkat ng mga atomo. Halimbawa: ammonium ion NH 4 +, sulfate ion SO 4 2-, atbp. Ang mga kemikal na bono na nabuo ng naturang mga ion ay itinuturing din na ionic;
• Ang mga ionic bond ay karaniwang nabuo sa pagitan mga metal at hindi metal(mga grupo ng mga di-metal);

Ang mga nagresultang ions ay naaakit dahil sa electrical attraction: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Biswal nating gawing pangkalahatan pagkakaiba sa pagitan ng mga uri ng covalent at ionic bond:

metal na kemikal na bono

koneksyon ng metal ay ang relasyon na nabuo nang medyo libreng elektron sa pagitan mga ion ng metal na bumubuo ng isang kristal na sala-sala.

Ang mga atomo ng mga metal sa panlabas na antas ng enerhiya ay karaniwang mayroon isa hanggang tatlong electron. Ang radii ng mga atomo ng metal, bilang panuntunan, ay malaki - samakatuwid, ang mga atomo ng metal, hindi katulad ng mga di-metal, ay medyo madaling magbigay ng mga panlabas na electron, i.e. ay malakas na mga ahente ng pagbabawas

Intermolecular na pakikipag-ugnayan

Hiwalay, ito ay nagkakahalaga ng pagsasaalang-alang sa mga pakikipag-ugnayan na nagaganap sa pagitan ng mga indibidwal na molekula sa isang sangkap - intermolecular na pakikipag-ugnayan . Ang intermolecular na pakikipag-ugnayan ay isang uri ng pakikipag-ugnayan sa pagitan ng mga neutral na atomo kung saan hindi lumalabas ang mga bagong covalent bond. Ang mga puwersa ng pakikipag-ugnayan sa pagitan ng mga molekula ay natuklasan ni van der Waals noong 1869 at ipinangalan sa kanya. Van dar Waals pwersa. Ang mga puwersa ng Van der Waals ay nahahati sa oryentasyon, pagtatalaga sa tungkulin at pagpapakalat . Ang enerhiya ng intermolecular na pakikipag-ugnayan ay mas mababa kaysa sa enerhiya ng isang kemikal na bono.

Mga puwersang pang-akit ng oryentasyon bumangon sa pagitan ng mga polar molecule (dipole-dipole interaction). Ang mga puwersang ito ay lumitaw sa pagitan ng mga polar molecule. Mga induktibong pakikipag-ugnayan ay ang pakikipag-ugnayan sa pagitan ng isang polar molecule at isang non-polar. Ang isang non-polar molecule ay polarized dahil sa pagkilos ng isang polar, na bumubuo ng karagdagang electrostatic attraction.

Ang isang espesyal na uri ng intermolecular na pakikipag-ugnayan ay ang mga bono ng hydrogen. - ito ay mga intermolecular (o intramolecular) na mga bono ng kemikal na lumabas sa pagitan ng mga molekula kung saan mayroong malakas na polar covalent bond - H-F, H-O o H-N. Kung mayroong gayong mga bono sa molekula, magkakaroon sa pagitan ng mga molekula karagdagang mga puwersa ng pang-akit .

Mekanismo ng Edukasyon Ang hydrogen bond ay bahagyang electrostatic at bahagyang donor-acceptor. Sa kasong ito, ang isang atom ng isang malakas na electronegative na elemento (F, O, N) ay gumaganap bilang isang electron pair donor, at ang mga hydrogen atoms na konektado sa mga atom na ito ay kumikilos bilang isang acceptor. Nailalarawan ang mga bono ng hydrogen oryentasyon sa kalawakan at saturation .

Ang hydrogen bond ay maaaring tukuyin ng mga tuldok: H ··· O. Kung mas malaki ang electronegativity ng isang atom na konektado sa hydrogen, at mas maliit ang laki nito, mas malakas ang hydrogen bond. Ito ay pangunahing katangian ng mga compound fluorine na may hydrogen , pati na rin sa oxygen na may hydrogen , mas kaunti nitrogen na may hydrogen .

Ang mga hydrogen bond ay nangyayari sa pagitan ng mga sumusunod na sangkap:

— hydrogen fluoride HF(gas, solusyon ng hydrogen fluoride sa tubig - hydrofluoric acid), tubig H 2 O (singaw, yelo, likidong tubig):

— solusyon ng ammonia at organic amines- sa pagitan ng ammonia at mga molekula ng tubig;

— organic compounds kung saan ang O-H o N-H bond: alcohols, carboxylic acids, amines, amino acids, phenols, aniline at mga derivatives nito, protina, solusyon ng carbohydrates - monosaccharides at disaccharides.

Ang hydrogen bond ay nakakaapekto sa pisikal at kemikal na mga katangian ng mga sangkap. Kaya, ang karagdagang pagkahumaling sa pagitan ng mga molekula ay nagpapahirap sa mga sangkap na kumulo. Ang mga sangkap na may hydrogen bond ay nagpapakita ng abnormal na pagtaas ng boiling point.

halimbawa Bilang isang patakaran, na may pagtaas sa molekular na timbang, ang pagtaas sa kumukulo na punto ng mga sangkap ay sinusunod. Gayunpaman, sa isang bilang ng mga sangkap H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te hindi namin naobserbahan ang isang linear na pagbabago sa mga punto ng kumukulo.

Ibig sabihin, sa abnormally mataas ang kumukulong punto ng tubig - hindi bababa sa -61 o C, tulad ng ipinapakita sa amin ng tuwid na linya, ngunit higit pa, +100 o C. Ang anomalyang ito ay ipinaliwanag sa pamamagitan ng pagkakaroon ng mga bono ng hydrogen sa pagitan ng mga molekula ng tubig. Samakatuwid, sa ilalim ng normal na kondisyon (0-20 o C), ang tubig ay likido ayon sa estado ng phase.

170762 0

Ang bawat atom ay may tiyak na bilang ng mga electron.

Ang pagpasok sa mga reaksiyong kemikal, ang mga atom ay nag-donate, nakakakuha, o nakikipag-socialize ng mga electron, na umaabot sa pinaka-stable na electronic configuration. Ang pagsasaayos na may pinakamababang enerhiya ay ang pinaka-matatag (tulad ng sa noble gas atoms). Ang pattern na ito ay tinatawag na "octet rule" (Fig. 1).

kanin. isa.

Nalalapat ang panuntunang ito sa lahat mga uri ng koneksyon. Ang mga elektronikong bono sa pagitan ng mga atomo ay nagpapahintulot sa kanila na bumuo ng mga matatag na istruktura, mula sa pinakasimpleng mga kristal hanggang sa mga kumplikadong biomolecules na kalaunan ay bumubuo ng mga buhay na sistema. Naiiba sila sa mga kristal sa kanilang tuluy-tuloy na metabolismo. Gayunpaman, maraming mga reaksiyong kemikal ang nagpapatuloy ayon sa mga mekanismo elektronikong paglipat, na may mahalagang papel sa mga proseso ng enerhiya sa katawan.

Ang kemikal na bono ay isang puwersa na humahawak ng dalawa o higit pang mga atomo, ion, molekula, o anumang kumbinasyon ng mga ito..

Ang likas na katangian ng kemikal na bono ay pangkalahatan: ito ay isang electrostatic na puwersa ng atraksyon sa pagitan ng mga negatibong sisingilin na mga electron at positibong sisingilin na nuclei, na tinutukoy ng pagsasaayos ng mga electron sa panlabas na shell ng mga atomo. Ang kakayahan ng isang atom na bumuo ng mga bono ng kemikal ay tinatawag valency, o estado ng oksihenasyon. Ang konsepto ng mga electron ng valence- mga electron na bumubuo ng mga kemikal na bono, iyon ay, ang mga matatagpuan sa pinaka mataas na enerhiya na mga orbital. Alinsunod dito, ang panlabas na shell ng isang atom na naglalaman ng mga orbital na ito ay tinatawag kabibi ng valence. Sa kasalukuyan, hindi sapat na ipahiwatig ang pagkakaroon ng isang bono ng kemikal, ngunit kinakailangan upang linawin ang uri nito: ionic, covalent, dipole-dipole, metallic.

Ang unang uri ng koneksyon ayionic koneksyon

Ayon sa elektronikong teorya ng valency ni Lewis at Kossel, ang mga atomo ay maaaring makamit ang isang matatag na pagsasaayos ng elektroniko sa dalawang paraan: una, sa pamamagitan ng pagkawala ng mga electron, pagiging mga kasyon, pangalawa, ang pagkuha sa kanila, nagiging mga anion. Bilang resulta ng paglipat ng elektron, dahil sa electrostatic na puwersa ng pagkahumaling sa pagitan ng mga ion na may mga singil ng kabaligtaran na tanda, nabuo ang isang kemikal na bono, na tinatawag na Kossel " electrovalent(tinatawag na ngayon ionic).

Sa kasong ito, ang mga anion at cation ay bumubuo ng isang matatag na pagsasaayos ng elektroniko na may puno na panlabas na shell ng elektron. Ang mga tipikal na ionic bond ay nabuo mula sa mga cation ng T at II na mga grupo ng periodic system at mga anion ng mga non-metallic na elemento ng mga grupo VI at VII (16 at 17 subgroups - ayon sa pagkakabanggit, chalcogens at halogens). Ang mga bono sa mga ionic compound ay unsaturated at non-directional, kaya pinananatili nila ang posibilidad ng electrostatic na pakikipag-ugnayan sa iba pang mga ion. Sa fig. Ang 2 at 3 ay nagpapakita ng mga halimbawa ng mga ionic bond na naaayon sa modelo ng paglilipat ng elektron ng Kossel.

kanin. 2.

kanin. 3. Ionic bond sa sodium chloride (NaCl) molecule

Dito angkop na alalahanin ang ilan sa mga katangian na nagpapaliwanag sa pag-uugali ng mga sangkap sa kalikasan, sa partikular, upang isaalang-alang ang konsepto ng mga acid at bakuran.

Ang mga may tubig na solusyon ng lahat ng mga sangkap na ito ay mga electrolyte. Nagbabago sila ng kulay sa iba't ibang paraan. mga tagapagpahiwatig. Ang mekanismo ng pagkilos ng mga tagapagpahiwatig ay natuklasan ni F.V. Ostwald. Ipinakita niya na ang mga tagapagpahiwatig ay mahina acids o base, ang kulay ng kung saan sa undissociated at dissociated estado ay naiiba.

Ang mga base ay maaaring neutralisahin ang mga acid. Hindi lahat ng base ay natutunaw sa tubig (halimbawa, ilang mga organikong compound na hindi naglalaman ng -OH na mga grupo ay hindi matutunaw, sa partikular, triethylamine N (C 2 H 5) 3); ang mga natutunaw na base ay tinatawag alkalis.

Ang mga may tubig na solusyon ng mga acid ay pumapasok sa mga katangiang reaksyon:

a) na may mga metal oxide - na may pagbuo ng asin at tubig;

b) na may mga metal - na may pagbuo ng asin at hydrogen;

c) na may carbonates - na may pagbuo ng asin, CO 2 at H 2 O.

Ang mga katangian ng mga acid at base ay inilalarawan ng ilang mga teorya. Alinsunod sa teorya ng S.A. Arrhenius, isang acid ay isang sangkap na naghihiwalay upang bumuo ng mga ion H+ , habang ang base ay bumubuo ng mga ion SIYA- . Ang teoryang ito ay hindi isinasaalang-alang ang pagkakaroon ng mga organikong base na walang hydroxyl group.

Naaayon sa proton Ang teorya ni Bronsted at Lowry, ang acid ay isang sangkap na naglalaman ng mga molekula o ion na nag-aabuloy ng mga proton ( mga donor proton), at ang base ay isang sangkap na binubuo ng mga molekula o ion na tumatanggap ng mga proton ( mga tumatanggap mga proton). Tandaan na sa mga may tubig na solusyon, ang mga hydrogen ions ay umiiral sa isang hydrated form, iyon ay, sa anyo ng mga hydronium ions. H3O+ . Ang teoryang ito ay naglalarawan ng mga reaksyon hindi lamang sa tubig at hydroxide ions, ngunit natupad din sa kawalan ng isang solvent o may isang non-aqueous solvent.

Halimbawa, sa reaksyon sa pagitan ng ammonia NH 3 (mahinang base) at hydrogen chloride sa yugto ng gas, nabuo ang solidong ammonium chloride, at sa isang equilibrium na pinaghalong dalawang sangkap ay palaging may 4 na particle, dalawa sa mga ito ay mga acid, at ang iba pang dalawa ay mga base:

Ang equilibrium mixture na ito ay binubuo ng dalawang conjugated na pares ng mga acid at base:

1)NH 4+ at NH 3

2) HCl at Cl ‑

Dito, sa bawat conjugated na pares, ang acid at base ay naiiba ng isang proton. Ang bawat acid ay may conjugate base. Ang isang malakas na acid ay may mahinang conjugate base, at isang mahinang acid ay may isang malakas na conjugate base.

Ginagawang posible ng teoryang Bronsted-Lowry na ipaliwanag ang natatanging papel ng tubig para sa buhay ng biosphere. Ang tubig, depende sa sangkap na nakikipag-ugnayan dito, ay maaaring magpakita ng mga katangian ng alinman sa acid o base. Halimbawa, sa mga reaksyon sa may tubig na solusyon ng acetic acid, ang tubig ay isang base, at sa may tubig na solusyon ng ammonia, ito ay isang acid.

1) CH 3 COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 SOO- . Dito ang molekula ng acetic acid ay nagbibigay ng isang proton sa molekula ng tubig;

2) NH3 + H 2 O ↔ NH4 + + SIYA- . Dito tinatanggap ng molekula ng ammonia ang isang proton mula sa molekula ng tubig.

Kaya, ang tubig ay maaaring bumuo ng dalawang conjugated na pares:

1) H 2 O(acid) at SIYA- (conjugate base)

2) H 3 O+ (acid) at H 2 O(conjugate base).

Sa unang kaso, ang tubig ay nag-donate ng isang proton, at sa pangalawa, tinatanggap ito.

Ang ganitong pag-aari ay tinatawag amphiprotonity. Ang mga sangkap na maaaring tumugon bilang parehong mga acid at base ay tinatawag amphoteric. Ang ganitong mga sangkap ay madalas na matatagpuan sa kalikasan. Halimbawa, ang mga amino acid ay maaaring bumuo ng mga asin na may parehong mga acid at base. Samakatuwid, ang mga peptide ay madaling bumubuo ng mga compound ng koordinasyon na may mga metal ions na naroroon.

Kaya, ang katangian ng isang ionic bond ay ang kumpletong pag-aalis ng isang bungkos ng mga nagbubuklod na electron sa isa sa mga nuclei. Nangangahulugan ito na mayroong isang rehiyon sa pagitan ng mga ion kung saan ang density ng elektron ay halos zero.

Ang pangalawang uri ng koneksyon aycovalent koneksyon

Ang mga atom ay maaaring bumuo ng matatag na mga pagsasaayos ng elektroniko sa pamamagitan ng pagbabahagi ng mga electron.

Ang gayong bono ay nabubuo kapag ang isang pares ng mga electron ay ibinahagi nang paisa-isa. mula sa bawat isa atom. Sa kasong ito, ang mga socialized bond electron ay ibinahagi nang pantay sa mga atomo. Ang isang halimbawa ng covalent bond ay homonuclear diatomic H molekula 2 , N 2 , F 2. Ang mga allotropes ay may parehong uri ng bono. O 2 at ozone O 3 at para sa isang polyatomic molecule S 8 at gayundin mga molekulang heteronuklear hydrogen chloride Hcl, carbon dioxide CO 2, mitein CH 4, ethanol SA 2 H 5 SIYA, sulfur hexafluoride SF 6, acetylene SA 2 H 2. Ang lahat ng mga molekulang ito ay may parehong karaniwang mga electron, at ang kanilang mga bono ay puspos at nakadirekta sa parehong paraan (Larawan 4).

Para sa mga biologist, mahalaga na ang covalent radii ng mga atom sa doble at triple na mga bono ay nabawasan kumpara sa isang solong bono.

kanin. 4. Covalent bond sa Cl 2 molecule.

Ang mga ionic at covalent na uri ng mga bono ay dalawang naglilimita sa mga kaso ng maraming umiiral na mga uri ng mga kemikal na bono, at sa pagsasagawa, karamihan sa mga bono ay intermediate.

Ang mga compound ng dalawang elemento na matatagpuan sa magkabilang dulo ng pareho o magkaibang mga panahon ng sistema ng Mendeleev ay nakararami na bumubuo ng mga ionic bond. Habang ang mga elemento ay lumalapit sa isa't isa sa loob ng isang panahon, ang ionic na katangian ng kanilang mga compound ay bumababa, habang ang covalent character ay tumataas. Halimbawa, ang mga halides at oxide ng mga elemento sa kaliwang bahagi ng periodic table ay bumubuo ng mga ionic bond ( NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH), at ang parehong mga compound ng mga elemento sa kanang bahagi ng talahanayan ay covalent ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, phenol C6H5OH, glucose C 6 H 12 O 6, ethanol C 2 H 5 OH).

Ang covalent bond, sa turn, ay may isa pang pagbabago.

Sa mga polyatomic ions at sa mga kumplikadong biological na molekula, ang parehong mga electron ay maaari lamang magmula isa atom. Ito ay tinatawag na donor pares ng elektron. Ang isang atom na nakikipag-socialize sa pares ng mga electron na ito sa isang donor ay tinatawag tumanggap pares ng elektron. Ang ganitong uri ng covalent bond ay tinatawag koordinasyon (donor-acceptor, odatibo) komunikasyon(Larawan 5). Ang ganitong uri ng bono ay pinakamahalaga para sa biology at medisina, dahil ang kimika ng pinakamahalagang d-elemento para sa metabolismo ay higit na inilalarawan ng mga bono ng koordinasyon.

Pic. 5.

Bilang isang tuntunin, sa isang kumplikadong tambalan, ang isang metal na atom ay kumikilos bilang isang tumatanggap ng pares ng elektron; sa kabaligtaran, sa ionic at covalent bond, ang metal na atom ay isang electron donor.

Ang kakanyahan ng covalent bond at ang pagkakaiba-iba nito - ang coordination bond - ay maaaring linawin sa tulong ng isa pang teorya ng mga acid at base, na iminungkahi ng GN. Lewis. Medyo pinalawak niya ang semantikong konsepto ng mga terminong "acid" at "base" ayon sa teoryang Bronsted-Lowry. Ipinapaliwanag ng teorya ng Lewis ang likas na katangian ng pagbuo ng mga kumplikadong ion at ang pakikilahok ng mga sangkap sa mga reaksyon ng pagpapalit ng nucleophilic, iyon ay, sa pagbuo ng CS.

Ayon kay Lewis, ang isang acid ay isang sangkap na may kakayahang bumuo ng isang covalent bond sa pamamagitan ng pagtanggap ng isang pares ng elektron mula sa isang base. Ang base ng Lewis ay isang sangkap na may nag-iisang pares ng mga electron, na, sa pamamagitan ng pagbibigay ng mga electron, ay bumubuo ng isang covalent bond sa Lewis acid.

Iyon ay, pinalawak ng teorya ng Lewis ang hanay ng mga reaksyon ng acid-base sa mga reaksyon kung saan ang mga proton ay hindi nakikilahok sa lahat. Bukod dito, ang proton mismo, ayon sa teoryang ito, ay isa ring acid, dahil nagagawa nitong tanggapin ang isang pares ng elektron.

Samakatuwid, ayon sa teoryang ito, ang mga kasyon ay mga asidong Lewis at ang mga anion ay mga base ng Lewis. Ang mga sumusunod na reaksyon ay mga halimbawa:

Nabanggit sa itaas na ang subdivision ng mga substance sa ionic at covalent na mga ay kamag-anak, dahil walang kumpletong transisyon ng isang electron mula sa metal atoms sa acceptor atoms sa covalent molecules. Sa mga compound na may isang ionic bond, ang bawat ion ay nasa electric field ng mga ions ng kabaligtaran na pag-sign, kaya sila ay kapwa polarized, at ang kanilang mga shell ay deformed.

Polarizability tinutukoy ng elektronikong istraktura, singil at laki ng ion; ito ay mas mataas para sa mga anion kaysa para sa mga cation. Ang pinakamataas na polarizability sa mga cation ay para sa mga cation na may mas malaking singil at mas maliit na sukat, halimbawa, para sa Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. May malakas na polarizing effect H+ . Dahil ang epekto ng polarization ng ion ay two-way, makabuluhang binabago nito ang mga katangian ng mga compound na kanilang nabuo.

Ang ikatlong uri ng koneksyon -dipole-dipole koneksyon

Bilang karagdagan sa mga nakalistang uri ng komunikasyon, mayroon ding dipole-dipole intermolecular pakikipag-ugnayan, na kilala rin bilang van der Waals .

Ang lakas ng mga pakikipag-ugnayang ito ay nakasalalay sa likas na katangian ng mga molekula.

May tatlong uri ng pakikipag-ugnayan: permanenteng dipole - permanenteng dipole ( dipole-dipole atraksyon); permanenteng dipole - induced dipole ( pagtatalaga sa tungkulin atraksyon); agarang dipole - induced dipole ( pagpapakalat atraksyon, o puwersa ng London; kanin. 6).

kanin. 6.

Tanging ang mga molekula na may polar covalent bonds ang may dipole-dipole moment ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), at ang lakas ng bono ay 1-2 debye(1D \u003d 3.338 × 10 -30 coulomb metro - C × m).

Sa biochemistry, ang isa pang uri ng bono ay nakikilala - hydrogen koneksyon, na isang limitadong kaso dipole-dipole atraksyon. Ang bono na ito ay nabuo sa pamamagitan ng atraksyon sa pagitan ng isang hydrogen atom at isang maliit na electronegative atom, kadalasang oxygen, fluorine at nitrogen. Sa malalaking atomo na may katulad na electronegativity (halimbawa, sa chlorine at sulfur), ang hydrogen bond ay mas mahina. Ang hydrogen atom ay nakikilala sa pamamagitan ng isang mahalagang katangian: kapag ang mga nagbubuklod na electron ay hinila palayo, ang nucleus nito - ang proton - ay nakalantad at huminto sa pag-screen ng mga electron.

Samakatuwid, ang atom ay nagiging isang malaking dipole.

Ang isang hydrogen bond, hindi tulad ng isang van der Waals bond, ay nabuo hindi lamang sa panahon ng intermolecular interaction, kundi pati na rin sa loob ng isang molekula - intramolecular hydrogen bond. Ang mga hydrogen bond ay may mahalagang papel sa biochemistry, halimbawa, para sa pagpapatatag ng istruktura ng mga protina sa anyo ng isang α-helix, o para sa pagbuo ng isang double helix ng DNA (Larawan 7).

Fig.7.

Ang hydrogen at van der Waals bond ay mas mahina kaysa sa ionic, covalent, at coordination bond. Ang enerhiya ng mga intermolecular bond ay ipinahiwatig sa Talahanayan. isa.

Talahanayan 1. Enerhiya ng mga puwersa ng intermolecular

Tandaan: Ang antas ng intermolecular na interaksyon ay sumasalamin sa enthalpy ng pagkatunaw at pagsingaw (pagkulo). Ang mga ionic compound ay nangangailangan ng mas maraming enerhiya upang paghiwalayin ang mga ion kaysa paghiwalayin ang mga molekula. Ang mga natutunaw na enthalpi ng mga ionic compound ay mas mataas kaysa sa mga molecular compound.

Ang ikaapat na uri ng koneksyon -metalikong bono

Sa wakas, may isa pang uri ng intermolecular bond - metal: koneksyon ng mga positibong ion ng sala-sala ng mga metal na may mga libreng electron. Ang ganitong uri ng koneksyon ay hindi nangyayari sa mga biological na bagay.

Mula sa isang maikling pagsusuri sa mga uri ng mga bono, isang detalye ang lumabas: isang mahalagang parameter ng isang atom o ion ng isang metal - isang electron donor, pati na rin isang atom - isang electron acceptor ay ang ang sukat.

Nang walang mga detalye, mapapansin natin na ang covalent radii ng mga atomo, ang ionic radii ng mga metal, at ang van der Waals radii ng mga nakikipag-ugnayang molekula ay tumataas habang ang kanilang atomic number sa mga grupo ng periodic system ay tumataas. Sa kasong ito, ang mga halaga ng ion radii ay ang pinakamaliit, at ang van der Waals radii ang pinakamalaki. Bilang isang patakaran, kapag lumilipat pababa sa pangkat, ang radii ng lahat ng mga elemento ay tumataas, parehong covalent at van der Waals.

Ang pinakamahalaga para sa mga biologist at manggagamot ay koordinasyon(donor-acceptor) mga bono na isinasaalang-alang ng kimika ng koordinasyon.

Medikal na bioinorganics. G.K. Barashkov

Sa isinasaalang-alang na mga halimbawa ng pagbuo ng isang kemikal na bono, isang pares ng elektron ang nakibahagi. Ang ganitong koneksyon ay tinatawag walang asawa. Minsan ito ay tinatawag na ordinaryo, i.e. karaniwan. Ang ganitong uri ng koneksyon ay karaniwang tinutukoy ng isang linya na nagkokonekta sa mga simbolo ng nakikipag-ugnayan na mga atomo.

Ang magkakapatong na mga ulap ng elektron sa isang tuwid na linya na nagkokonekta sa dalawang nuclei ay humahantong sa mga sigma bond(o-bond). Ang isang bono sa karamihan ng mga kaso ay isang a-bond.

Ang bono na nabuo sa pamamagitan ng overlapping ng mga gilid na rehiyon ng p-electron clouds ay tinatawag pi-bond(i-bond). Doble at triple Ang mga bono ay nabuo na may partisipasyon ng dalawa at tatlong pares ng elektron, ayon sa pagkakabanggit. Ang double bond ay isang a-bond at isang i-bond, ang triple bond ay isang a-bond at dalawang i-bond.

Talakayin natin ang pagbuo ng mga bono sa mga molekula ng ethane C 2 H 6 , ethylene C 2 H 4 , acetylene C 2 H 2 at benzene C 6 H b.

Ang mga anggulo sa pagitan ng mga bono sa isang molekula ethane SA. ; H (. halos eksaktong katumbas ng bawat isa (Larawan 1.18, a) at hindi naiiba sa mga anggulo sa pagitan ng mga C-H bond sa methane molecule. Samakatuwid, maaari itong ipagpalagay na ang mga panlabas na shell ng elektron ng mga atomo ng carbon ay nasa isang estado ng $p 3 hybridization. Ang molekula ng C 2 H 6 ay diamagnetic at walang electric dipole moment. Ang enerhiya ng C-C bond ay -335 kJ/mol. Ang lahat ng mga bono sa molekula ng C 9 H 6 ay mga a-bond.

Sa isang molekula ethylene Ang mga anggulo ng bono ng C 2 H 4 ay humigit-kumulang 120° bawat isa. Mula dito maaari nating tapusin na ang $ p 2 hybridization ng mga panlabas na orbital ng elektron ng carbon atom (Larawan 1.18, b). Ang mga C-H bond ay nasa parehong eroplano sa mga anggulo na humigit-kumulang 120°. Ang bawat carbon atom ay may isang non-hybrid na p-orbital na naglalaman

kanin. 1.18. Mga modelo ng ethane molecule ( a ), ethylene (b) at acetylene (c)

may hawak na isang elektron. Ang mga orbital na ito ay matatagpuan patayo sa eroplano ng pigura.

Ang bond energy sa pagitan ng carbon atoms sa isang ethylene C 2 H 4 molecule ay -592 kJ/mol. Kung ang mga carbon atom ay pinag-ugnay ng parehong bono tulad ng sa molekula ng ethane, kung gayon ang mga nagbubuklod na enerhiya sa mga molekulang ito ay magiging malapit.

Gayunpaman, ang nagbubuklod na enerhiya sa pagitan ng mga carbon atom sa ethane ay 335 kJ/mol, na halos dalawang beses na mas mababa kaysa sa ethylene. Ang ganitong makabuluhang pagkakaiba sa mga nagbubuklod na enerhiya sa pagitan ng mga carbon atom sa ethylene at ethane molecule ay ipinaliwanag sa pamamagitan ng posibleng pakikipag-ugnayan ng mga non-hybrid p-orbitals, na sa Fig. 1.18 , b inilalarawan ng mga kulot na linya. Ang koneksyon na nabuo sa ganitong paraan ay tinatawag na I-koneksyon.

Sa C 2 H 4 ethylene molecule, apat na CH bond, tulad ng CH 4 methane molecule, ay a-bond, at ang bond sa pagitan ng carbon atoms ay isang a-bond at p-bond, i.e. double bond, at ang formula ng ethylene ay nakasulat bilang H 2 C = CH 2.

Ang molekula ng acetylene C 2 H 2 ay linear (Larawan 1.18, v ), na nagsasalita pabor sa sp hybridization. Ang enerhiya ng bono sa pagitan ng mga carbon atom ay -811 kJ/mol, na nagmumungkahi ng pagkakaroon ng isang a-bond at dalawang n-bond, i.e. ito ay isang triple bond. Ang formula ng acetylene ay nakasulat bilang HC=CH.

Ang isa sa mga mahirap na katanungan ng kimika ay upang maitaguyod ang likas na katangian ng mga bono sa pagitan ng mga atomo ng carbon sa tinatawag na mga aromatic compound , sa partikular, sa C 6 H benzene molecule (.. Ang benzene molecule ay flat, ang mga anggulo sa pagitan ng mga bono ng carbon atoms ay pantay sa

kanin. 1.19.

a- modelo ng formula: 6 - ^-orbital ng mga carbon atom at a-bond sa pagitan ng mga carbon atom at carbon at hydrogen atoms; v- p-naninirahan at l-koneksyon sa pagitan

mga atomo ng carbon

120°, na nagpapahintulot sa amin na ipalagay ang ^-hybridization ng mga panlabas na orbital ng mga carbon atom. Karaniwan, ang molekula ng benzene ay inilalarawan tulad ng ipinapakita sa kanin. 1.19, a.

Mukhang sa benzene ang bono sa pagitan ng mga carbon atom ay dapat na mas mahaba kaysa sa C=C double bond, dahil mas malakas ito. Gayunpaman, ang pag-aaral ng istraktura ng molekula ng benzene ay nagpapakita na ang lahat ng mga distansya sa pagitan ng mga atomo ng carbon sa singsing ng benzene ay pareho.

Ang tampok na ito ng molekula ay pinakamahusay na ipinaliwanag sa pamamagitan ng katotohanan na ang mga di-hybrid na p-orbital ng lahat ng mga atomo ng carbon ay nasasapawan ng mga "panig" na bahagi (Larawan 1.19, b) samakatuwid, ang lahat ng internuclear na distansya sa pagitan ng mga carbon atom ay pantay. Sa fig. 1.19 v nagpapakita ng a-bond sa pagitan ng mga carbon atom na nabuo sa pamamagitan ng overlapping sp2- mga hybrid na orbital.

Enerhiya ng bono sa pagitan ng mga atomo carbon sa benzene molecule C 6 H 6 ay -505 kJ / mol, at ito ay nagpapahiwatig na ang mga bono na ito ay intermediate sa pagitan single at double bond. Tandaan na ang mga electron ng mga p-orbital sa molekula ng benzene ay gumagalaw sa isang saradong heksagono, at sila delokalisado(hindi tumutukoy sa anumang partikular na lugar).

Ang mga puwersa na nagbubuklod sa mga atomo sa isa't isa ay may parehong katangiang elektrikal. Ngunit dahil sa pagkakaiba sa mekanismo ng pagbuo at pagpapakita ng mga puwersang ito, ang mga bono ng kemikal ay maaaring may iba't ibang uri.

Makilala tatlo major urivalence kemikal na dumidikit: covalent, ionic at metal.

Bilang karagdagan sa kanila, ang malaking kahalagahan at pamamahagi ay: hydrogen koneksyon na maaaring valence at hindi valente, at hindi valente bono ng kemikal - m intermolecular ( o van der Waalsow), bumubuo ng medyo maliit na mga ugnayan ng mga molekula at malalaking molecular ensembles - super- at supramolecular nanostructure.

covalent chemical bond (atomic, homeopolar) -

ito chemical bond na isinasagawa karaniwan para sa pakikipag-ugnayan ng mga atomo isa-tatlomga pares ng mga electron .

Ang koneksyon na ito ay dalawang-elektron at dalawang-gitna(nagbibigkis ng 2 atomic nuclei).

Sa kasong ito, ang covalent bond ay pinakakaraniwan at pinakakaraniwan uri valence chemical bond sa binary compounds - sa pagitan ng a) atoms ng non-metal at b) atoms ng amphoteric metal at non-metal.

Mga halimbawa: H-H (sa hydrogen molecule H 2); apat na S-O bond (sa SO 4 2- ion); tatlong Al-H bond (sa AlH 3 molecule); Fe-S (sa FeS molecule), atbp.

Mga kakaiba covalent bond - oryentasyon at saturability.

Oryentasyon - ang pinakamahalagang katangian ng isang covalent bond, mula sa

na nakasalalay sa istruktura (configuration, geometry) ng mga molekula at mga kemikal na compound. Ang spatial na oryentasyon ng covalent bond ay tumutukoy sa kemikal at kristal-kemikal na istraktura ng sangkap. covalent bond palaging nakadirekta sa direksyon ng maximum na overlap ng atomic orbitals ng valence electron nakikipag-ugnay na mga atomo, na may pagbuo ng isang karaniwang ulap ng elektron at ang pinakamalakas na bono ng kemikal. Oryentasyon ipinahayag sa anyo ng mga anggulo sa pagitan ng mga direksyon ng pagbubuklod ng mga atomo sa mga molekula ng iba't ibang mga sangkap at mga kristal ng mga solido.

Saturability ay isang ari-arian, na nagpapakilala sa covalent bond mula sa lahat ng iba pang uri ng pakikipag-ugnayan ng particle, na ipinakita sa ang kakayahan ng mga atomo na bumuo ng limitadong bilang ng mga covalent bond, dahil ang bawat pares ng nagbubuklod na mga electron ay nabuo lamang valence mga electron na may magkasalungat na oriented na mga spin, ang bilang nito sa isang atom ay limitado valency, 1 - 8. Sa kasong ito, ipinagbabawal na gumamit ng parehong atomic orbital nang dalawang beses upang bumuo ng isang covalent bond (prinsipyo ni Pauli).

Valence - ito ay ang kakayahan ng isang atom na ilakip o palitan ang isang tiyak na bilang ng iba pang mga atom na may pagbuo ng mga valence chemical bond.

Ayon sa teorya ng spin covalent bond valence determinado ang bilang ng mga hindi magkapares na electron sa isang atom sa lupa o nasasabik na estado .

Kaya, para sa iba't ibang elemento kakayahang bumuo ng isang tiyak na bilang ng mga covalent bond limitado sa pagtanggap ang maximum na bilang ng mga hindi magkapares na electron sa nasasabik na estado ng kanilang mga atomo.

Nasasabik na estado ng isang atom - ito ang estado ng isang atom na may karagdagang enerhiya na natanggap nito mula sa labas, na nagiging sanhi umuusok antiparallel electron na sumasakop sa isang atomic orbital, i.e. ang paglipat ng isa sa mga electron na ito mula sa isang nakapares na estado patungo sa isang libre (bakanteng) orbital pareho o malapit na antas ng enerhiya.

Halimbawa, scheme pagpupuno s-, r-AO at valence (V) sa calcium atom Sa pangunahin at nasasabik na estado ang mga sumusunod:

Dapat pansinin na ang mga atomo na may saturated valence bond maaaring bumuo karagdagang mga covalent bond sa pamamagitan ng isang donor-acceptor o iba pang mekanismo (tulad ng, halimbawa, sa mga kumplikadong compound).

covalent bond maaaringpolar athindi polar .

covalent bond hindi polar , e kung socialized valence electron pantay-pantay ipinamahagi sa pagitan ng nuclei ng mga nakikipag-ugnayang atomo, ang rehiyon ng magkakapatong na mga atomic na orbital (mga ulap ng elektron) ay naaakit ng parehong nuclei na may parehong puwersa at samakatuwid ay ang maximum ang kabuuang density ng elektron ay hindi pinapanigan sa alinman sa mga ito.

Ang ganitong uri ng covalent bond ay nangyayari kapag dalawa magkapareho mga atom ng elemento. Covalent bond sa pagitan ng magkatulad na mga atomo tinatawag din atomic o homeopolar .

Polar koneksyon bumangon sa panahon ng pakikipag-ugnayan ng dalawang atomo ng iba't ibang elemento ng kemikal, kung ang isa sa mga atom ay dahil sa mas malaking halaga electronegativity umaakit ng mga valence electron nang mas malakas, at pagkatapos ay ang kabuuang densidad ng elektron ay higit pa o hindi gaanong inilipat patungo sa atom na ito.

Sa isang polar bond, ang posibilidad na makahanap ng isang electron sa nucleus ng isa sa mga atomo ay mas mataas kaysa sa isa pa.

Qualitative na katangian ng polar komunikasyon -

pagkakaiba ng relatibong electronegativity (| ‌‌‌‌‌∆OEE |)‌‌‌ kaugnay mga atomo : kung mas malaki ito, mas polar ang covalent bond.

Dami ng mga katangian ng polar komunikasyon, mga. isang sukatan ng polarity ng isang bono at isang kumplikadong molekula - dipole electric moment μ St. , katumbas ng trabahoepektibong singil δ bawat haba ng dipole l d : μ St. = δ ∙ l d . yunit ng pagsukat μ St.- Debye. 1Debye = 3,3.10 -30 C/m.

electric dipole - ito ay isang electrically neutral na sistema ng dalawang electric charge na magkapareho at magkasalungat sa sign + δ at - δ .

Dipole moment (electric moment ng dipole μ St. ) – dami ng vector . Karaniwang tinatanggap iyon direksyon ng vector mula (+) hanggang (-) mga posporo na may direksyon ng pag-aalis ng kabuuang rehiyon ng density ng elektron(kabuuang ulap ng elektron) polarized atoms.

Pangkalahatang dipole moment ng isang kumplikadong polyatomic molecule depende sa bilang at spatial na oryentasyon ng mga polar bond sa loob nito. Kaya, ang pagpapasiya ng mga sandali ng dipole ay ginagawang posible na hatulan hindi lamang ang likas na katangian ng mga bono sa mga molekula, kundi pati na rin ang kanilang lokasyon sa espasyo, i.e. tungkol sa spatial na pagsasaayos ng molekula.

Sa pagtaas ng pagkakaiba ng electronegativity | ‌ ‌ ‌∆OEE|‌ mga atom na bumubuo ng isang bono, ang electric moment ng dipole ay tumataas.

Dapat pansinin na ang pagpapasiya ng sandali ng dipole ng bono ay isang kumplikado at hindi palaging nalulusaw na problema (interaksyon ng bono, hindi kilalang direksyon μ St. atbp.).

Quantum-mechanical na pamamaraan para sa paglalarawan ng isang covalent bond – ipaliwanag ang mekanismo ng pagbuo ng isang covalent bond.

Isinagawa ni W. Geytler at F. London, German. mga siyentipiko (1927), ang pagkalkula ng balanse ng enerhiya ng pagbuo ng isang covalent bond sa hydrogen molecule H 2 ay naging posible upang makagawa konklusyon: ang likas na katangian ng covalent bond, tulad ng anumang iba pang uri ng kemikal na bono, namamalagi saelectrical interaction na nagaganap sa ilalim ng mga kondisyon ng isang quantum mechanical microsystem.

Upang ilarawan ang mekanismo ng pagbuo ng isang covalent chemical bond, gamitin dalawang tinatayang quantum mechanical na pamamaraan :

mga bono ng valence at molecular orbitals – hindi eksklusibo, ngunit kapwa komplementaryo.

2.1. Paraan ng Valence bond (MVS onaisalokal na mga pares ng elektron ), iminungkahi nina W. Geytler at F. London noong 1927, ay batay sa mga sumusunod mga probisyon :

1) ang isang kemikal na bono sa pagitan ng dalawang atom ay lumitaw bilang isang resulta ng bahagyang pagsasanib ng mga atomic orbital na may pagbuo ng isang karaniwang density ng elektron ng magkasanib na pares ng mga electron na may magkasalungat na pag-ikot, na mas mataas kaysa sa ibang mga rehiyon ng espasyo sa paligid ng bawat nucleus;

2) covalent ang isang bono ay nabubuo lamang kapag ang mga electron na may antiparallel spins ay nag-interact, ibig sabihin. na may magkasalungat na spin quantum number m S = + 1/2 ;

3) Natutukoy ang mga katangian ng isang covalent bond (enerhiya, haba, polarity, atbp.). tingnan mga koneksyon (σ –, π –, δ –), antas ng overlapping na AO(mas malaki ito, mas malakas ang kemikal na bono, ibig sabihin, mas mataas ang enerhiya ng bono at mas maikli ang haba), electronegativity nakikipag-ugnayan na mga atomo;

4) ang isang covalent bond ay maaaring mabuo ng MVS dalawang paraan (dalawang mekanismo) , sa panimula ay naiiba, ngunit may parehong resulta – pagsasapanlipunan ng isang pares ng mga valence electron sa pamamagitan ng parehong nakikipag-ugnayan na mga atomo: a) exchange, dahil sa overlap ng one-electron atomic orbitals na may magkasalungat na electron spins, kailan bawat atom ay nag-aambag ng isang electron sa bawat bono upang magkapatong - ang bono ay maaaring alinman sa polar o non-polar, b) donor-acceptor, dahil sa dalawang-electron na AO ng isang atom at ang libre (bakanteng) orbital ng isa pa, sa para kanino ang isang atom (donor) ay nagbibigay para sa pagbubuklod ng isang pares ng mga electron sa orbital sa isang nakapares na estado, at ang isa pang atom (acceptor) ay nagbibigay ng isang libreng orbital. Nagbubunga ito ng polar bond.

2.2. Kumplikado (koordinasyon) mga compound, maraming mga molekular na ion na kumplikado,(ammonium, boron tetrahydride, atbp.) ay nabuo sa pagkakaroon ng isang donor-acceptor bond - sa madaling salita, isang coordination bond.

Halimbawa, sa reaksyon ng pagbuo ng ammonium ion NH 3 + H + = NH 4 + ammonia molecule NH 3 ay isang electron pair donor, at ang H + proton ay isang acceptor.

Sa reaksyon ВН 3 + Н - = ВН 4 - ang hydride ion Н - ay gumaganap ng papel ng isang electron pair donor, at ang boron hydride molecule ВН 3, kung saan mayroong isang bakanteng AO, ay gumaganap bilang isang acceptor.

Ang multiplicity ng chemical bond. Mga koneksyon σ -, π – , δ –.

Ang pinakamataas na overlap ng AO ng iba't ibang uri (na may pagtatatag ng pinakamatibay na mga bono ng kemikal) ay nakakamit sa kanilang partikular na oryentasyon sa espasyo, dahil sa iba't ibang hugis ng kanilang ibabaw ng enerhiya.

Tinutukoy ang uri ng AO at ang direksyon ng kanilang overlap σ -, π – , δ - mga koneksyon:

σ (sigma) – koneksyon – ito'y palaging Odinar (simple) na bono na nagmumula sa bahagyang overlap isang pares s -, p x -, d - JSCkasama ang axis , pagkonekta sa core nakikipag-ugnayan na mga atomo.

Mga solong bono palagi ay σ - mga koneksyon.

Maramihang mga bono – π (pi) - (din δ (delta )–mga koneksyon),doble o triple covalent bonds natupad ayon sa pagkakabanggitdalawa otatlong mag-asawa mga electron kapag nagsasapawan ang kanilang mga atomic orbital.

π (pi) - koneksyon isinasagawa sa pamamagitan ng overlapping R y -, p z - at d - JSC sa magkabilang panig ng axis na kumukonekta sa nuclei mga atomo, sa magkabilang patayo na mga eroplano ;

δ (delta )- koneksyon nangyayari kapag nagsasapawan dalawang d orbital matatagpuan sa parallel na eroplano .

Ang pinaka matibay sa σ -, π – , δ - mga koneksyon ay isang σ– bono , ngunit π - mga koneksyon batay sa σ – buklod, bumuo ng mas malakas maramihang mga bono: doble at triple.

Anuman dobleng bono binubuo ng isa σ – at isa π – mga koneksyon, triple - mula sa isaσ – at dalawaπ – mga koneksyon.