Χημικός δεσμός. Τι είναι ο ομοιοπολικός πολικός και μη πολικός δεσμός

Ομοιοπολικό δεσμό(από το λατινικό "co" μαζί και "vales" που έχουν δύναμη) πραγματοποιείται λόγω του ζεύγους ηλεκτρονίων που ανήκει και στα δύο άτομα. Σχηματίζεται μεταξύ ατόμων μη μετάλλου.

Η ηλεκτραρνητικότητα των αμέταλλων είναι αρκετά υψηλή, έτσι ώστε κατά τη χημική αλληλεπίδραση δύο ατόμων αμέταλλου, η πλήρης μεταφορά ηλεκτρονίων από το ένα στο άλλο (όπως στην περίπτωση) είναι αδύνατη. Σε αυτή την περίπτωση, απαιτείται συγκέντρωση ηλεκτρονίων για να ολοκληρωθεί.

Για παράδειγμα, ας συζητήσουμε την αλληλεπίδραση ατόμων υδρογόνου και χλωρίου:

H 1s 1 - ένα ηλεκτρόνιο

Cl 1s 2 2s 2 2 σελ 6 3 s 2 3 σελ5 - επτά ηλεκτρόνια στο εξωτερικό επίπεδο

Σε κάθε ένα από τα δύο άτομα λείπει ένα ηλεκτρόνιο για να έχουμε ένα πλήρες εξωτερικό περίβλημα ηλεκτρονίων. Και καθένα από τα άτομα διαθέτει ένα ηλεκτρόνιο «για κοινή χρήση». Έτσι, ο κανόνας της οκτάδας ικανοποιείται. Αυτό αντιπροσωπεύεται καλύτερα χρησιμοποιώντας τους τύπους Lewis:

Σχηματισμός ομοιοπολικού δεσμού

Τα κοινά ηλεκτρόνια ανήκουν πλέον και στα δύο άτομα. Το άτομο υδρογόνου έχει δύο ηλεκτρόνια (το δικό του και το κοινό ηλεκτρόνιο του ατόμου χλωρίου) και το άτομο χλωρίου έχει οκτώ ηλεκτρόνια (το δικό του συν το κοινό ηλεκτρόνιο του ατόμου του υδρογόνου). Αυτά τα δύο κοινά ηλεκτρόνια σχηματίζουν έναν ομοιοπολικό δεσμό μεταξύ των ατόμων υδρογόνου και χλωρίου. Το σωματίδιο που σχηματίζεται από τη σύνδεση δύο ατόμων ονομάζεται μόριο.

Μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός

Ένας ομοιοπολικός δεσμός μπορεί επίσης να σχηματιστεί μεταξύ δύο πανομοιότυποάτομα. Για παράδειγμα:

Αυτό το διάγραμμα εξηγεί γιατί το υδρογόνο και το χλώριο υπάρχουν ως διατομικά μόρια. Χάρη στη σύζευξη και την κοινή χρήση δύο ηλεκτρονίων, είναι δυνατό να εκπληρωθεί ο κανόνας της οκτάδας και για τα δύο άτομα.

Εκτός από απλούς δεσμούς, μπορεί να σχηματιστεί διπλός ή τριπλός ομοιοπολικός δεσμός, όπως, για παράδειγμα, σε μόρια οξυγόνου O 2 ή αζώτου N 2. Τα άτομα αζώτου έχουν πέντε ηλεκτρόνια σθένους, επομένως απαιτούνται άλλα τρία ηλεκτρόνια για να ολοκληρωθεί το κέλυφος. Αυτό επιτυγχάνεται με την κοινή χρήση τριών ζευγών ηλεκτρονίων, όπως φαίνεται παρακάτω:

Οι ομοιοπολικές ενώσεις είναι συνήθως αέρια, υγρά ή στερεά σχετικά χαμηλής τήξης. Μία από τις σπάνιες εξαιρέσεις είναι το διαμάντι, το οποίο λιώνει πάνω από τους 3.500 °C. Αυτό εξηγείται από τη δομή του διαμαντιού, το οποίο είναι ένα συνεχές πλέγμα ομοιοπολικά συνδεδεμένων ατόμων άνθρακα και όχι μια συλλογή μεμονωμένων μορίων. Στην πραγματικότητα, κάθε κρύσταλλος διαμαντιού, ανεξάρτητα από το μέγεθός του, είναι ένα τεράστιο μόριο.

Ένας ομοιοπολικός δεσμός προκύπτει όταν συνδυάζονται τα ηλεκτρόνια δύο ατόμων μη μετάλλου. Η δομή που προκύπτει ονομάζεται μόριο.

Πολικός ομοιοπολικός δεσμός

Στις περισσότερες περιπτώσεις, δύο άτομα με ομοιοπολικό δεσμό έχουν διαφορετικόςη ηλεκτραρνητικότητα και τα κοινά ηλεκτρόνια δεν ανήκουν σε δύο άτομα εξίσου. Τις περισσότερες φορές είναι πιο κοντά σε ένα άτομο παρά σε ένα άλλο. Σε ένα μόριο υδροχλωρίου, για παράδειγμα, τα ηλεκτρόνια που σχηματίζουν έναν ομοιοπολικό δεσμό βρίσκονται πιο κοντά στο άτομο του χλωρίου επειδή η ηλεκτραρνητικότητα του είναι υψηλότερη από αυτή του υδρογόνου. Ωστόσο, η διαφορά στην ικανότητα προσέλκυσης ηλεκτρονίων δεν είναι αρκετά μεγάλη για να συμβεί πλήρης μεταφορά ηλεκτρονίων από το άτομο υδρογόνου στο άτομο χλωρίου. Επομένως, ο δεσμός μεταξύ ατόμων υδρογόνου και χλωρίου μπορεί να θεωρηθεί ως διασταύρωση μεταξύ ενός ιοντικού δεσμού (πλήρης μεταφορά ηλεκτρονίων) και ενός μη πολικού ομοιοπολικού δεσμού (μια συμμετρική διάταξη ενός ζεύγους ηλεκτρονίων μεταξύ δύο ατόμων). Το μερικό φορτίο των ατόμων συμβολίζεται με το ελληνικό γράμμα δ. Αυτή η σύνδεση ονομάζεται πολικό ομοιοπολικό δεσμός, και το μόριο υδροχλωρίου λέγεται ότι είναι πολικό, δηλαδή έχει θετικά φορτισμένο άκρο (άτομο υδρογόνου) και αρνητικά φορτισμένο άκρο (άτομο χλωρίου).

Ο παρακάτω πίνακας παραθέτει τους κύριους τύπους δεσμών και παραδείγματα ουσιών:

Μηχανισμός ανταλλαγής και δότη-δέκτη σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού

1) Μηχανισμός ανταλλαγής. Κάθε άτομο συνεισφέρει ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο σε ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων.

2) Μηχανισμός δότη-δέκτη. Ένα άτομο (δότης) παρέχει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων και το άλλο άτομο (δέκτης) παρέχει ένα κενό τροχιακό για αυτό το ζεύγος.

Περίγραμμα διάλεξης:

1. Η έννοια του ομοιοπολικού δεσμού.

2. Ηλεκτραρνητικότητα.

3. Πολικοί και μη πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί.

Ένας ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται λόγω κοινών ζευγών ηλεκτρονίων που εμφανίζονται στα κελύφη των συνδεδεμένων ατόμων.

Μπορεί να σχηματιστεί από άτομα του ίδιου στοιχείου και τότε είναι μη πολικό. για παράδειγμα, ένας τέτοιος ομοιοπολικός δεσμός υπάρχει σε μόρια μονοστοιχειωδών αερίων H 2, O 2, N 2, Cl 2, κ.λπ.

Ένας ομοιοπολικός δεσμός μπορεί να σχηματιστεί από άτομα διαφορετικών στοιχείων που είναι παρόμοια σε χημικό χαρακτήρα και μετά είναι πολικός. Για παράδειγμα, ένας τέτοιος ομοιοπολικός δεσμός υπάρχει στα μόρια H 2 O, NF 3, CO 2.

Είναι απαραίτητο να εισαχθεί η έννοια της ηλεκτραρνητικότητας.

Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι η ικανότητα των ατόμων ενός χημικού στοιχείου να προσελκύουν κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων που εμπλέκονται στο σχηματισμό ενός χημικού δεσμού.

σειρά ηλεκτραρνητικότητας

Στοιχεία με μεγαλύτερη ηλεκτραρνητικότητα θα αντλήσουν κοινά ηλεκτρόνια από στοιχεία με μικρότερη ηλεκτραρνητικότητα.

Για την οπτική απεικόνιση ενός ομοιοπολικού δεσμού, οι τελείες χρησιμοποιούνται σε χημικούς τύπους (κάθε κουκκίδα αντιστοιχεί σε ένα ηλεκτρόνιο σθένους και μια γραμμή αντιστοιχεί σε ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων).

Παράδειγμα.Οι δεσμοί στο μόριο Cl 2 μπορούν να απεικονιστούν ως εξής:

Τέτοιοι τύποι είναι ισοδύναμοι. Οι ομοιοπολικοί δεσμοί έχουν χωρική κατεύθυνση. Ως αποτέλεσμα του ομοιοπολικού δεσμού των ατόμων, σχηματίζονται είτε μόρια είτε ατομικά κρυσταλλικά πλέγματα με αυστηρά καθορισμένη γεωμετρική διάταξη ατόμων. Κάθε ουσία έχει τη δική της δομή.

Από τη σκοπιά της θεωρίας του Bohr, ο σχηματισμός ενός ομοιοπολικού δεσμού εξηγείται από την τάση των ατόμων να μετατρέπουν το εξωτερικό τους στρώμα σε οκτάδα (πλήρης πλήρωση έως και 8 ηλεκτρονίων). και τα δύο ηλεκτρόνια γίνονται κοινά.
Παράδειγμα. Σχηματισμός μορίου χλωρίου.

Οι τελείες αντιπροσωπεύουν ηλεκτρόνια. Κατά την τακτοποίηση, θα πρέπει να ακολουθείτε τον κανόνα: τα ηλεκτρόνια τοποθετούνται σε μια συγκεκριμένη σειρά - αριστερά, πάνω, δεξιά, κάτω, ένα κάθε φορά, στη συνέχεια προσθέτετε ένα κάθε φορά, μη ζευγαρωμένα ηλεκτρόνια και συμμετέχουν στο σχηματισμό ενός δεσμού.

Ένα νέο ζεύγος ηλεκτρονίων, που προκύπτει από δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια, γίνεται κοινό σε δύο άτομα χλωρίου. Υπάρχουν διάφοροι τρόποι για να σχηματιστούν ομοιοπολικοί δεσμοί με επικάλυψη ηλεκτρονίων.

Ο δεσμός σ είναι πολύ ισχυρότερος από τον δεσμό π και ο δεσμός π μπορεί να είναι μόνο με τον δεσμό σ. Εξαιτίας αυτού του δεσμού σχηματίζονται διπλοί και τριπλοί πολλαπλοί δεσμοί.

Μεταξύ ατόμων με διαφορετική ηλεκτραρνητικότητα σχηματίζονται πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί.

Λόγω της μετατόπισης των ηλεκτρονίων από το υδρογόνο στο χλώριο, το άτομο του χλωρίου φορτίζεται μερικώς αρνητικά και το άτομο του υδρογόνου μερικώς θετικά.

Πολικός και μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός

Εάν ένα διατομικό μόριο αποτελείται από άτομα ενός στοιχείου, τότε το νέφος ηλεκτρονίων κατανέμεται στο χώρο συμμετρικά σε σχέση με τους ατομικούς πυρήνες. Ένας τέτοιος ομοιοπολικός δεσμός ονομάζεται μη πολικός. Εάν σχηματίζεται ομοιοπολικός δεσμός μεταξύ ατόμων διαφορετικών στοιχείων, τότε το κοινό νέφος ηλεκτρονίων μετατοπίζεται προς ένα από τα άτομα. Σε αυτή την περίπτωση, ο ομοιοπολικός δεσμός είναι πολικός. Η ηλεκτροαρνητικότητα χρησιμοποιείται για την αξιολόγηση της ικανότητας ενός ατόμου να προσελκύει ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων.

Ως αποτέλεσμα του σχηματισμού ενός πολικού ομοιοπολικού δεσμού, το πιο ηλεκτραρνητικό άτομο αποκτά μερικό αρνητικό φορτίο και το άτομο με μικρότερη ηλεκτραρνητικότητα αποκτά μερικό θετικό φορτίο. Αυτά τα φορτία συνήθως ονομάζονται αποτελεσματικά φορτία των ατόμων στο μόριο. Μπορεί να έχουν κλασματική τιμή. Για παράδειγμα, σε ένα μόριο HCl το ενεργό φορτίο είναι 0,17e (όπου e είναι το φορτίο ενός ηλεκτρονίου. Το φορτίο ενός ηλεκτρονίου είναι 1,602,10 -19 C):

Ένα σύστημα δύο ίσων σε μέγεθος αλλά αντίθετων σε πρόσημο φορτίων που βρίσκονται σε μια ορισμένη απόσταση μεταξύ τους ονομάζεται ηλεκτρικό δίπολο. Προφανώς, ένα πολικό μόριο είναι ένα μικροσκοπικό δίπολο. Αν και το συνολικό φορτίο του διπόλου είναι μηδέν, υπάρχει ένα ηλεκτρικό πεδίο στον χώρο που το περιβάλλει, η ισχύς του οποίου είναι ανάλογη με τη διπολική ροπή m:

Στο σύστημα SI, η διπολική ροπή μετριέται σε Cm, αλλά συνήθως για τα πολικά μόρια το Debye χρησιμοποιείται ως μονάδα μέτρησης (η μονάδα πήρε το όνομά της από τον P. Debye):

1 D = 3,33×10 –30 C×m

Η διπολική ροπή χρησιμεύει ως ποσοτικό μέτρο της πολικότητας ενός μορίου. Για τα πολυατομικά μόρια, η διπολική ροπή είναι το διανυσματικό άθροισμα των διπολικών ροπών των χημικών δεσμών. Επομένως, εάν ένα μόριο είναι συμμετρικό, τότε μπορεί να είναι μη πολικό, ακόμα κι αν κάθε δεσμός του έχει σημαντική διπολική ροπή. Για παράδειγμα, σε ένα επίπεδο μόριο BF 3 ή σε ένα γραμμικό μόριο BeCl 2, το άθροισμα των διπολικών ροπών των δεσμών είναι μηδέν:

Ομοίως, τα τετραεδρικά μόρια CH 4 και CBr 4 έχουν μηδενική διπολική ροπή. Ωστόσο, η παραβίαση της συμμετρίας, για παράδειγμα στο μόριο BF 2 Cl, προκαλεί μια διπολική ροπή που είναι διαφορετική από το μηδέν.

Η οριακή περίπτωση ενός ομοιοπολικού πολικού δεσμού είναι ένας ιονικός δεσμός. Σχηματίζεται από άτομα των οποίων η ηλεκτραρνητικότητα διαφέρει σημαντικά. Όταν σχηματίζεται ένας ιονικός δεσμός, συμβαίνει μια σχεδόν πλήρης μετάβαση του ζεύγους ηλεκτρονίων σύνδεσης σε ένα από τα άτομα και σχηματίζονται θετικά και αρνητικά ιόντα, που συγκρατούνται το ένα κοντά στο άλλο με ηλεκτροστατικές δυνάμεις. Δεδομένου ότι η ηλεκτροστατική έλξη σε ένα δεδομένο ιόν δρα σε οποιαδήποτε ιόντα αντίθετου πρόσημου, ανεξάρτητα από την κατεύθυνση, ένας ιοντικός δεσμός, σε αντίθεση με έναν ομοιοπολικό δεσμό, χαρακτηρίζεται από έλλειψη κατεύθυνσηςΚαι ακόρεστος. Τα μόρια με τους πιο έντονους ιοντικούς δεσμούς σχηματίζονται από άτομα τυπικών μετάλλων και τυπικών αμετάλλων (NaCl, CsF κ.λπ.), δηλ. όταν η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων είναι μεγάλη.

Ο ομοιοπολικός δεσμός είναι ο πιο κοινός τύπος χημικού δεσμού, που πραγματοποιείται με αλληλεπιδράσεις με τις ίδιες ή παρόμοιες τιμές ηλεκτραρνητικότητας.

Ο ομοιοπολικός δεσμός είναι ένας δεσμός μεταξύ ατόμων που χρησιμοποιεί κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων.

Μετά την ανακάλυψη του ηλεκτρονίου, έγιναν πολλές προσπάθειες για την ανάπτυξη μιας ηλεκτρονικής θεωρίας χημικών δεσμών. Οι πιο επιτυχημένες ήταν οι εργασίες του Lewis (1916), ο οποίος πρότεινε να εξεταστεί ο σχηματισμός ενός δεσμού ως συνέπεια της εμφάνισης ζευγών ηλεκτρονίων κοινών σε δύο άτομα. Για να γίνει αυτό, κάθε άτομο συνεισφέρει τον ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων και προσπαθεί να περιβληθεί με μια οκτάδα ή διπλό ηλεκτρονίων χαρακτηριστικό της εξωτερικής διαμόρφωσης ηλεκτρονίων των ευγενών αερίων. Γραφικά, ο σχηματισμός ομοιοπολικών δεσμών λόγω μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων με τη μέθοδο Lewis απεικονίζεται χρησιμοποιώντας κουκκίδες που υποδεικνύουν τα εξωτερικά ηλεκτρόνια του ατόμου.

Σχηματισμός ομοιοπολικού δεσμού σύμφωνα με τη θεωρία Lewis

Μηχανισμός σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού

Το κύριο χαρακτηριστικό ενός ομοιοπολικού δεσμού είναι η παρουσία ενός κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων που ανήκει και στα δύο χημικά συνδεδεμένα άτομα, καθώς η παρουσία δύο ηλεκτρονίων στο πεδίο δράσης δύο πυρήνων είναι ενεργειακά πιο ευνοϊκή από την παρουσία κάθε ηλεκτρονίου στο πεδίο τον δικό της πυρήνα. Ο σχηματισμός ενός κοινού ζεύγους δεσμών ηλεκτρονίων μπορεί να συμβεί μέσω διαφορετικών μηχανισμών, τις περισσότερες φορές μέσω ανταλλαγής και μερικές φορές μέσω μηχανισμών δότη-δέκτη.

Σύμφωνα με την αρχή του μηχανισμού ανταλλαγής του σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού, καθένα από τα αλληλεπιδρώντα άτομα παρέχει τον ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων με αντιπαράλληλα σπιν για να σχηματίσει τον δεσμό. Π.χ:

Σύμφωνα με τον μηχανισμό δότη-δέκτη, ένας δεσμός δύο ηλεκτρονίων εμφανίζεται όταν αλληλεπιδρούν διαφορετικά σωματίδια. Ένας από αυτούς είναι δωρητής ΕΝΑ:έχει ένα μη κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων (δηλαδή ένα που ανήκει σε ένα μόνο άτομο) και το άλλο είναι δέκτης ΣΕ— έχει κενό τροχιακό.

Ένα σωματίδιο που παρέχει ένα ζεύγος δύο ηλεκτρονίων (μη κοινόχρηστο ζεύγος ηλεκτρονίων) για σύνδεση ονομάζεται δότης και ένα σωματίδιο με κενό τροχιακό που δέχεται αυτό το ζεύγος ηλεκτρονίων ονομάζεται δέκτης.

Ο μηχανισμός σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού λόγω του νέφους δύο ηλεκτρονίων ενός ατόμου και του κενού τροχιακού ενός άλλου ονομάζεται μηχανισμός δότη-δέκτη.

Ένας δεσμός δότη-δέκτη ονομάζεται αλλιώς ημιπολικός, καθώς ένα μερικό αποτελεσματικό θετικό φορτίο δ+ προκύπτει στο άτομο δότη (λόγω του γεγονότος ότι το αμοιραστό ζεύγος ηλεκτρονίων του έχει αποκλίνει από αυτό) και ένα μερικό αποτελεσματικό αρνητικό φορτίο δ- εμφανίζεται σε το άτομο δέκτη (λόγω , ότι υπάρχει μια μετατόπιση στην κατεύθυνσή του του μη κοινόχρηστου ζεύγους ηλεκτρονίων του δότη).

Ένα παράδειγμα απλού δότη ζεύγους ηλεκτρονίων είναι το ιόν Η — , το οποίο έχει ένα μη κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων. Ως αποτέλεσμα της προσθήκης ενός αρνητικού ιόντος υδριδίου σε ένα μόριο του οποίου το κεντρικό άτομο έχει ελεύθερο τροχιακό (που υποδεικνύεται στο διάγραμμα ως κενό κβαντικό κύτταρο), για παράδειγμα BH 3, σχηματίζεται ένα πολύπλοκο ιόν BH 4 — με αρνητικό φορτίο (Ν — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4 ] -):

Ο δέκτης ζεύγους ηλεκτρονίων είναι ένα ιόν υδρογόνου ή απλά ένα πρωτόνιο H +. Η προσθήκη του σε ένα μόριο του οποίου το κεντρικό άτομο έχει ένα μη κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων, για παράδειγμα στο NH 3, οδηγεί επίσης στο σχηματισμό ενός συμπλόκου ιόντος NH 4 +, αλλά με θετικό φορτίο:

Μέθοδος δεσμού σθένους

Πρώτα κβαντομηχανική θεωρία ομοιοπολικών δεσμώνδημιουργήθηκε από τον Heitler και το Λονδίνο (το 1927) για να περιγράψει το μόριο του υδρογόνου και αργότερα εφαρμόστηκε από τον Pauling σε πολυατομικά μόρια. Αυτή η θεωρία ονομάζεται μέθοδος δεσμού σθένους, οι κύριες διατάξεις των οποίων μπορούν να συνοψιστούν συνοπτικά ως εξής:

• Κάθε ζεύγος ατόμων σε ένα μόριο συγκρατείται από ένα ή περισσότερα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων, με τα τροχιακά ηλεκτρονίων των αλληλεπιδρώντων ατόμων να επικαλύπτονται.
• Η αντοχή του δεσμού εξαρτάται από τον βαθμό επικάλυψης των τροχιακών ηλεκτρονίων.
• η προϋπόθεση για το σχηματισμό ενός ομοιοπολικού δεσμού είναι η αντικατεύθυνση των σπιν ηλεκτρονίων. Λόγω αυτού, προκύπτει ένα γενικευμένο τροχιακό ηλεκτρονίων με την υψηλότερη πυκνότητα ηλεκτρονίων στον διαπυρηνικό χώρο, το οποίο εξασφαλίζει την έλξη θετικά φορτισμένων πυρήνων μεταξύ τους και συνοδεύεται από μείωση της συνολικής ενέργειας του συστήματος.

Υβριδισμός ατομικών τροχιακών

Παρά το γεγονός ότι τα ηλεκτρόνια από s-, p- ή d-τροχιακά, που έχουν διαφορετικά σχήματα και διαφορετικούς προσανατολισμούς στο χώρο, συμμετέχουν στο σχηματισμό ομοιοπολικών δεσμών, σε πολλές ενώσεις αυτοί οι δεσμοί αποδεικνύονται ισοδύναμοι. Για να εξηγηθεί αυτό το φαινόμενο, εισήχθη η έννοια του «υβριδισμού».

Ο υβριδισμός είναι η διαδικασία ανάμειξης και ευθυγράμμισης τροχιακών σε σχήμα και ενέργεια, κατά την οποία οι πυκνότητες ηλεκτρονίων των τροχιακών κοντά σε ενέργεια ανακατανέμονται, με αποτέλεσμα να γίνονται ισοδύναμες.

Βασικές διατάξεις της θεωρίας του υβριδισμού:

1. Κατά τον υβριδισμό, το αρχικό σχήμα και τα τροχιακά αλλάζουν αμοιβαία και σχηματίζονται νέα, υβριδισμένα τροχιακά, αλλά με την ίδια ενέργεια και το ίδιο σχήμα, που θυμίζουν ακανόνιστο σχήμα οκτώ.
2. Ο αριθμός των υβριδισμένων τροχιακών είναι ίσος με τον αριθμό των τροχιακών εξόδου που εμπλέκονται στον υβριδισμό.
3. Τροχιακά με παρόμοιες ενέργειες (s- και p-τροχιακά του εξωτερικού ενεργειακού επιπέδου και d-τροχιακά του εξωτερικού ή προκαταρκτικού επιπέδου) μπορούν να συμμετέχουν στον υβριδισμό.
4. Τα υβριδισμένα τροχιακά είναι πιο επιμήκη προς την κατεύθυνση σχηματισμού χημικών δεσμών και επομένως παρέχουν καλύτερη επικάλυψη με τα τροχιακά ενός γειτονικού ατόμου, με αποτέλεσμα να γίνεται ισχυρότερο από αυτό που σχηματίζεται από τα ηλεκτρόνια μεμονωμένων μη υβριδικών τροχιακών.
5. Λόγω του σχηματισμού ισχυρότερων δεσμών και μιας πιο συμμετρικής κατανομής της πυκνότητας ηλεκτρονίων στο μόριο, προκύπτει ένα ενεργειακό κέρδος, το οποίο αντισταθμίζει με ένα περιθώριο για την κατανάλωση ενέργειας που απαιτείται για τη διαδικασία υβριδισμού.
6. Τα υβριδοποιημένα τροχιακά πρέπει να είναι προσανατολισμένα στο διάστημα κατά τρόπο ώστε να εξασφαλίζεται αμοιβαία μέγιστη απόσταση μεταξύ τους. σε αυτή την περίπτωση η ενέργεια απώθησης είναι ελάχιστη.
7. Ο τύπος του υβριδισμού καθορίζεται από τον τύπο και τον αριθμό των τροχιακών εξόδου και αλλάζει το μέγεθος της γωνίας του δεσμού καθώς και τη χωρική διαμόρφωση των μορίων.

Όταν σχηματίζονται μόρια (ή μεμονωμένα θραύσματα μορίων), εμφανίζονται συχνότερα οι ακόλουθοι τύποι υβριδισμού:

Οι δεσμοί που σχηματίζονται με τη συμμετοχή ηλεκτρονίων από sp-υβριδισμένα τροχιακά τοποθετούνται επίσης σε γωνία 180 0, γεγονός που οδηγεί σε γραμμικό σχήμα του μορίου. Αυτός ο τύπος υβριδισμού παρατηρείται στα αλογονίδια των στοιχείων της δεύτερης ομάδας (Be, Zn, Cd, Hg), τα άτομα των οποίων στην κατάσταση σθένους έχουν ασύζευκτα s- και p-ηλεκτρόνια. Η γραμμική μορφή είναι επίσης χαρακτηριστική για μόρια άλλων στοιχείων (0=C=0,HC≡CH), στα οποία σχηματίζονται δεσμοί από sp-υβριδισμένα άτομα.

Αυτός ο τύπος υβριδισμού είναι πιο τυπικός για μόρια p-στοιχείων της τρίτης ομάδας, τα άτομα των οποίων σε διεγερμένη κατάσταση έχουν εξωτερική ηλεκτρονική δομή ns 1 np 2, όπου n είναι ο αριθμός της περιόδου στην οποία βρίσκεται το στοιχείο . Έτσι, στα μόρια BF 3, BCl 3, AlF 3 και άλλοι δεσμοί σχηματίζονται λόγω sp 2 υβριδοποιημένων τροχιακών του κεντρικού ατόμου.

Η τοποθέτηση των υβριδισμένων τροχιακών του κεντρικού ατόμου σε γωνία 109 0 28` προκαλεί τα μόρια να έχουν τετραεδρικό σχήμα. Αυτό είναι πολύ χαρακτηριστικό για κορεσμένες ενώσεις τετρασθενούς άνθρακα CH 4, CCl 4, C 2 H 6 και άλλα αλκάνια. Παραδείγματα ενώσεων άλλων στοιχείων με τετραεδρική δομή λόγω sp 3 -υβριδισμού των τροχιακών σθένους του κεντρικού ατόμου είναι τα ακόλουθα ιόντα: BH 4 -, BF 4 -, PO 4 3-, SO 4 2-, FeCl 4 - .

Αυτός ο τύπος υβριδισμού απαντάται συχνότερα σε αλογονίδια μη μετάλλων. Ένα παράδειγμα είναι η δομή του χλωριούχου φωσφόρου PCl 5, κατά τον σχηματισμό του οποίου το άτομο φωσφόρου (P ... 3s 2 3p 3) περνά πρώτα σε διεγερμένη κατάσταση (P ... 3s 1 3p 3 3d 1) και στη συνέχεια υφίσταται υβριδισμό s 1 p 3 d - πέντε τροχιακά ενός ηλεκτρονίου γίνονται ισοδύναμα και προσανατολίζονται με τα επιμήκη άκρα τους προς τις γωνίες μιας νοητικής τριγωνικής διπυραμίδας. Αυτό καθορίζει το σχήμα του μορίου PCl 5, το οποίο σχηματίζεται από την επικάλυψη πέντε s 1 p 3 d-υβριδισμένων τροχιακών με τα 3p-τροχιακά πέντε ατόμων χλωρίου.

1. sp - Υβριδισμός. Όταν ένα s-i και ένα p-τροχιακό συνδυάζονται, προκύπτουν δύο sp-υβριδισμένα τροχιακά, που βρίσκονται συμμετρικά σε γωνία 180 0.
2. sp 2 - Υβριδισμός. Ο συνδυασμός ενός s- και δύο p-τροχιακών οδηγεί στο σχηματισμό υβριδοποιημένων δεσμών sp 2 που βρίσκονται υπό γωνία 120 0, οπότε το μόριο παίρνει το σχήμα ενός κανονικού τριγώνου.
3. sp 3 - Υβριδισμός. Ο συνδυασμός τεσσάρων τροχιακών - ένα s- και τρία p - οδηγεί σε sp 3 - υβριδισμό, στον οποίο τα τέσσερα υβριδισμένα τροχιακά είναι συμμετρικά προσανατολισμένα στο χώρο στις τέσσερις κορυφές του τετραέδρου, δηλαδή σε γωνία 109 0 28 ` .
4. sp 3 d - Υβριδισμός. Ο συνδυασμός ενός s-, τριών p- και ενός d-τροχιακού δίνει sp 3 d-υβριδισμό, ο οποίος καθορίζει τον χωρικό προσανατολισμό των πέντε sp 3 d-υβριδισμένων τροχιακών στις κορυφές της τριγωνικής διπυραμίδας.
5. Άλλοι τύποι υβριδισμού. Στην περίπτωση του υβριδισμού sp 3 d 2, έξι υβριδισμένα τροχιακά sp 3 d 2 κατευθύνονται προς τις κορυφές του οκταέδρου. Ο προσανατολισμός των επτά τροχιακών στις κορυφές της πενταγωνικής διπυραμίδας αντιστοιχεί στον υβριδισμό sp 3 d 3 (ή μερικές φορές sp 3 d 2 f) των τροχιακών σθένους του κεντρικού ατόμου του μορίου ή του συμπλόκου.

Η μέθοδος υβριδισμού ατομικών τροχιακών εξηγεί τη γεωμετρική δομή ενός μεγάλου αριθμού μορίων, ωστόσο, σύμφωνα με πειραματικά δεδομένα, παρατηρούνται συχνότερα μόρια με ελαφρώς διαφορετικές γωνίες δεσμού. Για παράδειγμα, στα μόρια CH 4, NH 3 και H 2 O, τα κεντρικά άτομα βρίσκονται στην υβριδοποιημένη κατάσταση sp 3, επομένως θα περίμενε κανείς ότι οι γωνίες δεσμού σε αυτά είναι τετραεδρικές (~ 109,5 0). Έχει αποδειχθεί πειραματικά ότι η γωνία δεσμού στο μόριο CH 4 είναι στην πραγματικότητα 109,5 0. Ωστόσο, στα μόρια NH 3 και H 2 O, η τιμή της γωνίας του δεσμού αποκλίνει από την τετραεδρική: είναι ίση με 107,3 ​​0 στο μόριο NH 3 και 104,5 0 στο μόριο H 2 O. Τέτοιες αποκλίσεις εξηγούνται με την παρουσία ενός μη κοινόχρηστου ζεύγους ηλεκτρονίων στα άτομα αζώτου και οξυγόνου. Ένα τροχιακό δύο ηλεκτρονίων, το οποίο περιέχει ένα μη κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων, λόγω της αυξημένης πυκνότητάς του απωθεί τα τροχιακά σθένους ενός ηλεκτρονίου, γεγονός που οδηγεί σε μείωση της γωνίας δεσμού. Για το άτομο αζώτου στο μόριο NH 3, από τέσσερα sp 3-υβριδισμένα τροχιακά, τρία τροχιακά ενός ηλεκτρονίου σχηματίζουν δεσμούς με τρία άτομα Η και το τέταρτο τροχιακό περιέχει ένα μη κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων.

Ένα μη δεσμευμένο ζεύγος ηλεκτρονίων που καταλαμβάνει ένα από τα sp 3-υβριδισμένα τροχιακά που κατευθύνονται προς τις κορυφές του τετραέδρου, απωθεί τα τροχιακά ενός ηλεκτρονίου, προκαλεί μια ασύμμετρη κατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων που περιβάλλει το άτομο αζώτου και, ως αποτέλεσμα, συμπιέζει τον δεσμό γωνία 107,3 ​​0. Παρόμοια εικόνα μείωσης της γωνίας δεσμού από 109,5 0 σε 107 0 ως αποτέλεσμα της δράσης ενός μη μοιρασμένου ζεύγους ηλεκτρονίων του ατόμου Ν παρατηρείται στο μόριο NCl 3.

Το άτομο οξυγόνου στο μόριο H 2 O έχει δύο τροχιακά ενός ηλεκτρονίου και δύο ηλεκτρονίων ανά τέσσερα υβριδισμένα τροχιακά sp 3. Τα υβριδοποιημένα τροχιακά ενός ηλεκτρονίου συμμετέχουν στο σχηματισμό δύο δεσμών με δύο άτομα Η και δύο ζεύγη δύο ηλεκτρονίων παραμένουν αδιαχώριστα, δηλαδή ανήκουν μόνο στο άτομο Η. Αυτό αυξάνει την ασυμμετρία της κατανομής της πυκνότητας ηλεκτρονίων γύρω από το άτομο Ο και μειώνει τη γωνία δεσμού σε σύγκριση με την τετραεδρική σε 104,5 0.

Κατά συνέπεια, ο αριθμός των μη δεσμευμένων ζευγών ηλεκτρονίων του κεντρικού ατόμου και η τοποθέτησή τους σε υβριδισμένα τροχιακά επηρεάζει τη γεωμετρική διαμόρφωση των μορίων.

Χαρακτηριστικά ενός ομοιοπολικού δεσμού

Ένας ομοιοπολικός δεσμός έχει ένα σύνολο συγκεκριμένων ιδιοτήτων που καθορίζουν τα συγκεκριμένα χαρακτηριστικά ή χαρακτηριστικά του. Αυτά, εκτός από τα ήδη συζητημένα χαρακτηριστικά της «ενέργειας δεσμού» και του «μήκους δεσμού», περιλαμβάνουν: γωνία δεσμού, κορεσμό, κατευθυντικότητα, πολικότητα και παρόμοια.

1. Γωνία δεσμού- αυτή είναι η γωνία μεταξύ γειτονικών αξόνων δεσμού (δηλαδή, υπό όρους γραμμές που διασχίζονται από τους πυρήνες των χημικά συνδεδεμένων ατόμων σε ένα μόριο). Το μέγεθος της γωνίας του δεσμού εξαρτάται από τη φύση των τροχιακών, τον τύπο του υβριδισμού του κεντρικού ατόμου και την επίδραση των μη κοινών ζευγών ηλεκτρονίων που δεν συμμετέχουν στο σχηματισμό δεσμών.

2. Κορεσμός. Τα άτομα έχουν την ικανότητα να σχηματίζουν ομοιοπολικούς δεσμούς, οι οποίοι μπορούν να σχηματιστούν, πρώτον, από τον μηχανισμό ανταλλαγής λόγω των ασύζευκτων ηλεκτρονίων ενός μη διεγερμένου ατόμου και λόγω εκείνων των ασύζευκτων ηλεκτρονίων που προκύπτουν ως αποτέλεσμα της διέγερσής του, και δεύτερον, από τον δότη. -μηχανισμός δέκτη. Ωστόσο, ο συνολικός αριθμός δεσμών που μπορεί να σχηματίσει ένα άτομο είναι περιορισμένος.

Κορεσμός είναι η ικανότητα ενός ατόμου ενός στοιχείου να σχηματίζει έναν ορισμένο, περιορισμένο αριθμό ομοιοπολικών δεσμών με άλλα άτομα.

Έτσι, της δεύτερης περιόδου, που έχουν τέσσερα τροχιακά στο εξωτερικό ενεργειακό επίπεδο (ένα s- και τρία p-), σχηματίζουν δεσμούς, ο αριθμός των οποίων δεν υπερβαίνει τα τέσσερα. Τα άτομα στοιχείων άλλων περιόδων με μεγαλύτερο αριθμό τροχιακών στο εξωτερικό επίπεδο μπορούν να σχηματίσουν περισσότερους δεσμούς.

3. Εστίαση. Σύμφωνα με τη μέθοδο, ο χημικός δεσμός μεταξύ των ατόμων οφείλεται στην επικάλυψη τροχιακών, τα οποία, με εξαίρεση τα τροχιακά s, έχουν έναν συγκεκριμένο προσανατολισμό στο χώρο, που οδηγεί στην κατευθυντικότητα του ομοιοπολικού δεσμού.

Η κατεύθυνση ενός ομοιοπολικού δεσμού είναι η διάταξη της πυκνότητας ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων, η οποία καθορίζεται από τον χωρικό προσανατολισμό των τροχιακών σθένους και εξασφαλίζει τη μέγιστη επικάλυψη τους.

Δεδομένου ότι τα τροχιακά ηλεκτρονίων έχουν διαφορετικά σχήματα και διαφορετικούς προσανατολισμούς στο χώρο, η αμοιβαία επικάλυψη τους μπορεί να πραγματοποιηθεί με διαφορετικούς τρόπους. Ανάλογα με αυτό διακρίνονται οι δεσμοί σ-, π- και δ.

Ένας δεσμός σίγμα (δεσμός σ) είναι μια επικάλυψη τροχιακών ηλεκτρονίων έτσι ώστε η μέγιστη πυκνότητα ηλεκτρονίων να συγκεντρώνεται κατά μήκος μιας νοητής γραμμής που συνδέει τους δύο πυρήνες.

Ένας δεσμός σίγμα μπορεί να σχηματιστεί από δύο ηλεκτρόνια s, ένα s και ένα p ηλεκτρόνιο, δύο ηλεκτρόνια p ή δύο ηλεκτρόνια d. Ένας τέτοιος δεσμός σ χαρακτηρίζεται από την παρουσία μιας περιοχής επικάλυψης τροχιακών ηλεκτρονίων· είναι πάντα απλός, δηλαδή σχηματίζεται από ένα μόνο ζεύγος ηλεκτρονίων.

Η ποικιλία των μορφών χωρικού προσανατολισμού των «καθαρών» τροχιακών και των υβριδισμένων τροχιακών δεν επιτρέπει πάντα τη δυνατότητα επικάλυψης τροχιακών στον άξονα του δεσμού. Η επικάλυψη των τροχιακών σθένους μπορεί να συμβεί και στις δύο πλευρές του άξονα του δεσμού - η λεγόμενη «πλευρική» επικάλυψη, η οποία συμβαίνει συχνότερα κατά το σχηματισμό δεσμών π.

Ένας δεσμός π (δεσμός π) είναι μια επικάλυψη τροχιακών ηλεκτρονίων στα οποία η μέγιστη πυκνότητα ηλεκτρονίων συγκεντρώνεται και στις δύο πλευρές της γραμμής που συνδέει τους ατομικούς πυρήνες (δηλαδή τον άξονα του δεσμού).

Ένας δεσμός pi μπορεί να σχηματιστεί από την αλληλεπίδραση δύο παράλληλων τροχιακών p, δύο d τροχιακών ή άλλων συνδυασμών τροχιακών των οποίων οι άξονες δεν συμπίπτουν με τον άξονα του δεσμού.

4. Πολλαπλότητα.Αυτό το χαρακτηριστικό καθορίζεται από τον αριθμό των κοινών ζευγών ηλεκτρονίων που συνδέουν τα άτομα. Ένας ομοιοπολικός δεσμός μπορεί να είναι απλός (μονός), διπλός ή τριπλός. Ένας δεσμός μεταξύ δύο ατόμων που χρησιμοποιούν ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων ονομάζεται απλός δεσμός, δύο ζεύγη ηλεκτρονίων διπλός δεσμός και τρία ζεύγη ηλεκτρονίων τριπλός δεσμός. Έτσι, στο μόριο υδρογόνου H 2 τα άτομα συνδέονται με έναν απλό δεσμό (H-H), στο μόριο οξυγόνου O 2 - με διπλό δεσμό (B = O), στο μόριο αζώτου N 2 - με έναν τριπλό δεσμό (N ≡Ν). Η πολλαπλότητα των δεσμών έχει ιδιαίτερη σημασία στις οργανικές ενώσεις - υδρογονάνθρακες και τα παράγωγά τους: στο αιθάνιο C 2 H 6 υπάρχει ένας απλός δεσμός (C-C) μεταξύ των ατόμων C, στο αιθυλένιο C 2 H 4 υπάρχει διπλός δεσμός (C = Γ) σε ακετυλένιο C 2 H 2 - τριπλό (C ≡ C) (C≡C).

Η πολλαπλότητα του δεσμού επηρεάζει την ενέργεια: καθώς αυξάνεται η πολλαπλότητα, αυξάνεται η δύναμή της. Η αύξηση της πολλαπλότητας οδηγεί σε μείωση της διαπυρηνικής απόστασης (μήκος δεσμού) και αύξηση της ενέργειας δέσμευσης.

5. Πολικότητα και πολικότητα. Η πυκνότητα ηλεκτρονίων ενός ομοιοπολικού δεσμού μπορεί να εντοπιστεί διαφορετικά στον διαπυρηνικό χώρο.

Η πολικότητα είναι μια ιδιότητα ενός ομοιοπολικού δεσμού, η οποία καθορίζεται από τη θέση της πυκνότητας ηλεκτρονίων στον διαπυρηνικό χώρο σε σχέση με τα συνδεδεμένα άτομα.

Ανάλογα με τη θέση της πυκνότητας ηλεκτρονίων στον διαπυρηνικό χώρο, διακρίνονται οι πολικοί και οι μη πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί. Μη πολικός δεσμός είναι ένας δεσμός στον οποίο το κοινό νέφος ηλεκτρονίων βρίσκεται συμμετρικά σε σχέση με τους πυρήνες των συνδεδεμένων ατόμων και ανήκει εξίσου και στα δύο άτομα.

Τα μόρια με αυτόν τον τύπο δεσμού ονομάζονται μη πολικά ή ομοπυρηνικά (δηλαδή αυτά που περιέχουν άτομα του ίδιου στοιχείου). Ένας μη πολικός δεσμός συνήθως εκδηλώνεται σε ομοπύρηνα μόρια (H 2 , Cl 2 , N 2 , κ.λπ.) ή, λιγότερο συχνά, σε ενώσεις που σχηματίζονται από άτομα στοιχείων με παρόμοιες τιμές ηλεκτραρνητικότητας, για παράδειγμα, SiC άνθρακα. Πολικός (ή ετεροπολικός) είναι ένας δεσμός στον οποίο το συνολικό νέφος ηλεκτρονίων είναι ασύμμετρο και μετατοπίζεται προς ένα από τα άτομα.

Τα μόρια με πολικούς δεσμούς ονομάζονται πολικά ή ετεροπυρηνικά. Στα μόρια με πολικό δεσμό, το γενικευμένο ζεύγος ηλεκτρονίων μετατοπίζεται προς το άτομο με υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα. Ως αποτέλεσμα, ένα ορισμένο μερικό αρνητικό φορτίο (δ-) εμφανίζεται σε αυτό το άτομο, το οποίο ονομάζεται αποτελεσματικό, και ένα άτομο με χαμηλότερη ηλεκτραρνητικότητα έχει ένα μερικό θετικό φορτίο (δ+) του ίδιου μεγέθους αλλά αντίθετο σε πρόσημο. Για παράδειγμα, έχει αποδειχθεί πειραματικά ότι το αποτελεσματικό φορτίο στο άτομο υδρογόνου στο μόριο υδροχλωρίου HCl είναι δΗ=+0,17 και στο άτομο χλωρίου δCl=-0,17 του απόλυτου φορτίου ηλεκτρονίου.

Για να προσδιοριστεί σε ποια κατεύθυνση θα μετατοπιστεί η πυκνότητα ηλεκτρονίων ενός πολικού ομοιοπολικού δεσμού, είναι απαραίτητο να συγκριθούν τα ηλεκτρόνια και των δύο ατόμων. Με σειρά αύξησης της ηλεκτραρνητικότητας, τα πιο κοινά χημικά στοιχεία τοποθετούνται με την ακόλουθη σειρά:

Τα πολικά μόρια ονομάζονται δίπολα — συστήματα στα οποία τα κέντρα βάρους των θετικών φορτίων των πυρήνων και των αρνητικών φορτίων των ηλεκτρονίων δεν συμπίπτουν.

Ένα δίπολο είναι ένα σύστημα που είναι ένας συνδυασμός δύο σημειακών ηλεκτρικών φορτίων, ίσων σε μέγεθος και αντίθετων σε πρόσημο, που βρίσκονται σε κάποια απόσταση το ένα από το άλλο.

Η απόσταση μεταξύ των κέντρων έλξης ονομάζεται μήκος διπόλου και ορίζεται με το γράμμα l. Η πολικότητα ενός μορίου (ή δεσμού) χαρακτηρίζεται ποσοτικά από τη διπολική ροπή μ, η οποία στην περίπτωση ενός διατομικού μορίου ισούται με το γινόμενο του μήκους του διπόλου και του φορτίου του ηλεκτρονίου: μ=el.

Στις μονάδες SI, η διπολική ροπή μετριέται σε [C × m] (μέτρα Coulomb), αλλά η εξωσυστημική μονάδα [D] (debye) χρησιμοποιείται συχνότερα: 1D = 3,33 · 10 -30 C × m. Η τιμή των διπολικών ροπών των ομοιοπολικών μορίων κυμαίνεται σε 0-4 D, και ιοντικές - 4-11 D. Όσο μεγαλύτερο είναι το δίπολο, τόσο πιο πολικό είναι το μόριο.

Το κοινό νέφος ηλεκτρονίων σε ένα μόριο μπορεί να μετατοπιστεί υπό την επίδραση ενός εξωτερικού ηλεκτρικού πεδίου, συμπεριλαμβανομένου του πεδίου ενός άλλου μορίου ή ιόντος.

Η πολωσιμότητα είναι μια αλλαγή στην πολικότητα ενός δεσμού ως αποτέλεσμα της μετατόπισης των ηλεκτρονίων που σχηματίζουν τον δεσμό υπό την επίδραση ενός εξωτερικού ηλεκτρικού πεδίου, συμπεριλαμβανομένου του πεδίου δύναμης ενός άλλου σωματιδίου.

Η πολωσιμότητα ενός μορίου εξαρτάται από την κινητικότητα των ηλεκτρονίων, η οποία είναι ισχυρότερη όσο μεγαλύτερη είναι η απόσταση από τους πυρήνες. Επιπλέον, η ικανότητα πόλωσης εξαρτάται από την κατεύθυνση του ηλεκτρικού πεδίου και από την ικανότητα των νεφών ηλεκτρονίων να παραμορφώνονται. Υπό την επίδραση ενός εξωτερικού πεδίου, τα μη πολικά μόρια γίνονται πολικά και τα πολικά μόρια γίνονται ακόμη πιο πολικά, δηλαδή προκαλείται ένα δίπολο στα μόρια, το οποίο ονομάζεται ανηγμένο ή επαγόμενο δίπολο.

Σε αντίθεση με τα μόνιμα, τα επαγόμενα δίπολα προκύπτουν μόνο υπό τη δράση ενός εξωτερικού ηλεκτρικού πεδίου. Η πόλωση μπορεί να προκαλέσει όχι μόνο την πολικότητα ενός δεσμού, αλλά και τη ρήξη του, κατά την οποία γίνεται η μεταφορά του συνδετικού ζεύγους ηλεκτρονίων σε ένα από τα άτομα και σχηματίζονται αρνητικά και θετικά φορτισμένα ιόντα.

Η πολικότητα και η πολικότητα των ομοιοπολικών δεσμών καθορίζει την αντιδραστικότητα των μορίων προς τα πολικά αντιδραστήρια.

Ιδιότητες ενώσεων με ομοιοπολικούς δεσμούς

Οι ουσίες με ομοιοπολικούς δεσμούς χωρίζονται σε δύο άνισες ομάδες: μοριακές και ατομικές (ή μη μοριακές), από τις οποίες είναι πολύ λιγότερες από τις μοριακές.

Υπό κανονικές συνθήκες, οι μοριακές ενώσεις μπορεί να βρίσκονται σε διάφορες καταστάσεις συσσωμάτωσης: με τη μορφή αερίων (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), πολύ πτητικών υγρών (Br 2, H 2 O, C 2 H 5 OH ) ή στερεές κρυσταλλικές ουσίες, οι περισσότερες από τις οποίες, ακόμη και με πολύ ελαφριά θέρμανση, μπορούν να λιώσουν γρήγορα και να εξαχνωθούν εύκολα (S 8, P 4, I 2, ζάχαρη C 12 H 22 O 11, «ξηρός πάγος» CO 2).

Οι χαμηλές θερμοκρασίες τήξης, εξάχνωσης και βρασμού των μοριακών ουσιών εξηγούνται από τις πολύ ασθενείς δυνάμεις της διαμοριακής αλληλεπίδρασης στους κρυστάλλους. Γι' αυτό οι μοριακοί κρύσταλλοι δεν χαρακτηρίζονται από μεγάλη αντοχή, σκληρότητα και ηλεκτρική αγωγιμότητα (πάγος ή ζάχαρη). Σε αυτή την περίπτωση, ουσίες με πολικά μόρια έχουν υψηλότερα σημεία τήξης και βρασμού από εκείνες με μη πολικά. Μερικά από αυτά είναι διαλυτά σε ή άλλους πολικούς διαλύτες. Αντίθετα, ουσίες με μη πολικά μόρια διαλύονται καλύτερα σε μη πολικούς διαλύτες (βενζόλιο, τετραχλωράνθρακας). Έτσι, το ιώδιο, του οποίου τα μόρια είναι μη πολικά, δεν διαλύεται στο πολικό νερό, αλλά διαλύεται σε μη πολικό CCl 4 και σε χαμηλή πολική αλκοόλη.

Οι μη μοριακές (ατομικές) ουσίες με ομοιοπολικούς δεσμούς (διαμάντι, γραφίτης, πυρίτιο Si, χαλαζίας SiO 2, καρβορούνδιο SiC και άλλα) σχηματίζουν εξαιρετικά ισχυρούς κρυστάλλους, με εξαίρεση τον γραφίτη, ο οποίος έχει στρωματοποιημένη δομή. Για παράδειγμα, το κρυσταλλικό πλέγμα διαμαντιού είναι ένα κανονικό τρισδιάστατο πλαίσιο στο οποίο κάθε sp 3-υβριδισμένο άτομο άνθρακα συνδέεται με τέσσερα γειτονικά άτομα με δεσμούς σ. Στην πραγματικότητα, ολόκληρος ο κρύσταλλος του διαμαντιού είναι ένα τεράστιο και πολύ ισχυρό μόριο. Οι κρύσταλλοι πυριτίου, που χρησιμοποιούνται ευρέως στη ραδιοηλεκτρονική και την ηλεκτρονική μηχανική, έχουν παρόμοια δομή. Εάν αντικαταστήσετε τα μισά από τα άτομα C στο διαμάντι με άτομα Si χωρίς να διαταράξετε τη δομή του πλαισίου του κρυστάλλου, θα λάβετε έναν κρύσταλλο άνθρακα - καρβίδιο του πυριτίου SiC - μια πολύ σκληρή ουσία που χρησιμοποιείται ως λειαντικό υλικό. Και αν στο κρυσταλλικό πλέγμα του πυριτίου παρεμβάλλεται ένα άτομο Ο μεταξύ κάθε δύο ατόμων Si, τότε σχηματίζεται η κρυσταλλική δομή του χαλαζία SiO 2 - επίσης μια πολύ σκληρή ουσία, μια ποικιλία της οποίας χρησιμοποιείται επίσης ως λειαντικό υλικό.

Οι κρύσταλλοι από διαμάντι, πυρίτιο, χαλαζία και παρόμοιες δομές είναι ατομικοί κρύσταλλοι· είναι τεράστια «υπερμόρια», επομένως οι δομικοί τύποι τους δεν μπορούν να απεικονιστούν πλήρως, αλλά μόνο με τη μορφή ξεχωριστού θραύσματος, για παράδειγμα:

Οι μη μοριακοί (ατομικοί) κρύσταλλοι, που αποτελούνται από άτομα ενός ή δύο στοιχείων που αλληλοσυνδέονται με χημικούς δεσμούς, ταξινομούνται ως πυρίμαχες ουσίες. Οι υψηλές θερμοκρασίες τήξης προκαλούνται από την ανάγκη να δαπανηθεί μεγάλη ποσότητα ενέργειας για τη διάσπαση ισχυρών χημικών δεσμών κατά την τήξη ατομικών κρυστάλλων και όχι από ασθενείς διαμοριακές αλληλεπιδράσεις, όπως στην περίπτωση των μοριακών ουσιών. Για τον ίδιο λόγο, πολλοί ατομικοί κρύσταλλοι δεν λιώνουν όταν θερμαίνονται, αλλά αποσυντίθενται ή μεταβαίνουν αμέσως σε κατάσταση ατμού (εξάχνωση), για παράδειγμα, ο γραφίτης εξαχνώνεται στους 3700 o C.

Οι μη μοριακές ουσίες με ομοιοπολικούς δεσμούς είναι αδιάλυτες στο νερό και άλλους διαλύτες· οι περισσότερες από αυτές δεν άγουν ηλεκτρικό ρεύμα (εκτός από τον γραφίτη, ο οποίος είναι εγγενώς αγώγιμος, και τους ημιαγωγούς - πυρίτιο, γερμάνιο κ.λπ.).

Για πρώτη φορά για μια τέτοια έννοια όπως ομοιοπολικό δεσμόΟι χημικοί επιστήμονες άρχισαν να μιλούν μετά την ανακάλυψη του Gilbert Newton Lewis, την οποία περιέγραψε ως κοινωνικοποίηση δύο ηλεκτρονίων. Μεταγενέστερες μελέτες κατέστησαν δυνατή την περιγραφή της ίδιας της αρχής του ομοιοπολικού δεσμού. Λέξη ομοιοπολικήμπορεί να θεωρηθεί στο πλαίσιο της χημείας ως η ικανότητα ενός ατόμου να σχηματίζει δεσμούς με άλλα άτομα.

Ας εξηγήσουμε με ένα παράδειγμα:

Υπάρχουν δύο άτομα με μικρές διαφορές στην ηλεκτραρνητικότητα (C και CL, C και H). Κατά κανόνα, αυτά είναι όσο το δυνατόν πιο κοντά στη δομή του κελύφους ηλεκτρονίων των ευγενών αερίων.

Όταν πληρούνται αυτές οι συνθήκες, εμφανίζεται μια έλξη των πυρήνων αυτών των ατόμων προς το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων. Σε αυτή την περίπτωση, τα νέφη ηλεκτρονίων δεν επικαλύπτονται απλώς μεταξύ τους, όπως στην περίπτωση ενός ομοιοπολικού δεσμού, ο οποίος εξασφαλίζει αξιόπιστη σύνδεση δύο ατόμων λόγω του γεγονότος ότι η πυκνότητα των ηλεκτρονίων ανακατανέμεται και η ενέργεια του συστήματος αλλάζει, η οποία προκαλείται από το «τράβηγμα» του νέφους ηλεκτρονίων ενός άλλου στον διαπυρηνικό χώρο ενός ατόμου. Όσο πιο εκτεταμένη είναι η αμοιβαία επικάλυψη των νεφών ηλεκτρονίων, τόσο ισχυρότερη θεωρείται η σύνδεση.

Από εδώ, ομοιοπολικό δεσμό- αυτός είναι ένας σχηματισμός που προέκυψε μέσω της αμοιβαίας κοινωνικοποίησης δύο ηλεκτρονίων που ανήκουν σε δύο άτομα.

Κατά κανόνα, ουσίες με μοριακό κρυσταλλικό πλέγμα σχηματίζονται μέσω ομοιοπολικών δεσμών. Χαρακτηριστικά είναι το λιώσιμο και το βράσιμο στο χαμηλές θερμοκρασίεςαχ, κακή διαλυτότητα στο νερό και χαμηλή ηλεκτρική αγωγιμότητα. Από αυτό μπορούμε να συμπεράνουμε: η δομή στοιχείων όπως το γερμάνιο, το πυρίτιο, το χλώριο και το υδρογόνο βασίζεται σε έναν ομοιοπολικό δεσμό.

Χαρακτηριστικές ιδιότητες αυτού του τύπου σύνδεσης:

1. Διαβρεκτό.Αυτή η ιδιότητα συνήθως νοείται ως ο μέγιστος αριθμός δεσμών που μπορούν να δημιουργήσουν συγκεκριμένα άτομα. Αυτή η ποσότητα καθορίζεται από τον συνολικό αριθμό εκείνων των τροχιακών στο άτομο που μπορούν να συμμετέχουν στο σχηματισμό χημικών δεσμών. Το σθένος ενός ατόμου, από την άλλη πλευρά, μπορεί να προσδιοριστεί από τον αριθμό των τροχιακών που χρησιμοποιούνται ήδη για το σκοπό αυτό.
2. Συγκεντρώνω. Όλα τα άτομα προσπαθούν να σχηματίσουν τους ισχυρότερους δυνατούς δεσμούς. Η μεγαλύτερη ισχύς επιτυγχάνεται όταν συμπίπτει ο χωρικός προσανατολισμός των νεφών ηλεκτρονίων δύο ατόμων, αφού αλληλοεπικαλύπτονται. Επιπλέον, αυτή ακριβώς η ιδιότητα ενός ομοιοπολικού δεσμού, όπως η κατευθυντικότητα, είναι που επηρεάζει τη χωρική διάταξη των μορίων, δηλαδή είναι υπεύθυνη για το «γεωμετρικό σχήμα» τους.
3. Πολωσιμότητα.Αυτή η θέση βασίζεται στην ιδέα ότι υπάρχουν δύο τύποι ομοιοπολικών δεσμών:

• πολικό ή ασύμμετρο. Ένας δεσμός αυτού του τύπου μπορεί να σχηματιστεί μόνο από άτομα διαφορετικών τύπων, δηλ. εκείνων των οποίων η ηλεκτραρνητικότητα ποικίλλει σημαντικά ή σε περιπτώσεις όπου το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων είναι ασύμμετρα κοινό.
• εμφανίζεται μεταξύ ατόμων των οποίων η ηλεκτραρνητικότητα είναι πρακτικά ίση και των οποίων η κατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων είναι ομοιόμορφη.

Επιπλέον, υπάρχουν ορισμένα ποσοτικά:

• Ενέργεια επικοινωνίας. Αυτή η παράμετρος χαρακτηρίζει τον πολικό δεσμό ως προς τη δύναμή του. Η ενέργεια αναφέρεται στην ποσότητα θερμότητας που ήταν απαραίτητη για να σπάσει ο δεσμός μεταξύ δύο ατόμων, καθώς και στην ποσότητα θερμότητας που απελευθερώθηκε κατά τη σύνδεσή τους.
• Κάτω από μήκος δεσμούκαι στη μοριακή χημεία γίνεται κατανοητό το μήκος μιας ευθείας μεταξύ των πυρήνων δύο ατόμων. Αυτή η παράμετρος χαρακτηρίζει επίσης την αντοχή της σύνδεσης.
• Διπολη ΣΤΙΓΜΗ- μια ποσότητα που χαρακτηρίζει την πολικότητα του δεσμού σθένους.

Δεν υπάρχει ενοποιημένη θεωρία για τους χημικούς δεσμούς· οι χημικοί δεσμοί χωρίζονται συμβατικά σε ομοιοπολικούς (καθολικός τύπος δεσμού), ιοντικούς (ειδική περίπτωση ομοιοπολικού δεσμού), μεταλλικούς και υδρογόνους.

Ομοιοπολικό δεσμό

Ο σχηματισμός ενός ομοιοπολικού δεσμού είναι δυνατός με τρεις μηχανισμούς: ανταλλαγή, δότη-δέκτη και δοτικό (Lewis).

Σύμφωνα με μεταβολικό μηχανισμόΟ σχηματισμός ενός ομοιοπολικού δεσμού συμβαίνει λόγω της κοινής χρήσης κοινών ζευγών ηλεκτρονίων. Σε αυτή την περίπτωση, κάθε άτομο τείνει να αποκτήσει ένα κέλυφος αδρανούς αερίου, δηλ. αποκτήσετε ένα ολοκληρωμένο εξωτερικό επίπεδο ενέργειας. Ο σχηματισμός ενός χημικού δεσμού ανά τύπο ανταλλαγής απεικονίζεται χρησιμοποιώντας τύπους Lewis, στους οποίους κάθε ηλεκτρόνιο σθένους ενός ατόμου αντιπροσωπεύεται με τελείες (Εικ. 1).

Ρύζι. 1 Σχηματισμός ομοιοπολικού δεσμού στο μόριο HCl από τον μηχανισμό ανταλλαγής

Με την ανάπτυξη της θεωρίας της ατομικής δομής και της κβαντικής μηχανικής, ο σχηματισμός ενός ομοιοπολικού δεσμού αναπαρίσταται ως η επικάλυψη ηλεκτρονικών τροχιακών (Εικ. 2).

Ρύζι. 2. Σχηματισμός ομοιοπολικού δεσμού λόγω επικάλυψης νεφών ηλεκτρονίων

Όσο μεγαλύτερη είναι η επικάλυψη των ατομικών τροχιακών, τόσο ισχυρότερος είναι ο δεσμός, τόσο μικρότερο είναι το μήκος του δεσμού και τόσο μεγαλύτερη είναι η ενέργεια του δεσμού. Ένας ομοιοπολικός δεσμός μπορεί να σχηματιστεί με την επικάλυψη διαφορετικών τροχιακών. Ως αποτέλεσμα της επικάλυψης τροχιακών s-s, s-p, καθώς και τροχιακών d-d, p-p, d-p με πλευρικούς λοβούς, εμφανίζεται ο σχηματισμός δεσμών. Σχηματίζεται δεσμός κάθετος στη γραμμή που συνδέει τους πυρήνες των 2 ατόμων. Ένας και ένας δεσμός είναι ικανοί να σχηματίσουν πολλαπλό (διπλό) ομοιοπολικό δεσμό, χαρακτηριστικό οργανικών ουσιών της κατηγορίας αλκενίων, αλκαδιενίων κ.λπ. Ένας και δύο δεσμοί σχηματίζουν πολλαπλό (τριπλό) ομοιοπολικό δεσμό, χαρακτηριστικό των οργανικών ουσιών της κατηγορίας αλκυνίων (ακετυλένια).

Σχηματισμός ομοιοπολικού δεσμού από μηχανισμός δότη-δέκτηΑς δούμε το παράδειγμα του κατιόντος αμμωνίου:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Το άτομο αζώτου έχει ένα ελεύθερο μεμονωμένο ζεύγος ηλεκτρονίων (ηλεκτρόνια που δεν εμπλέκονται στο σχηματισμό χημικών δεσμών εντός του μορίου) και το κατιόν υδρογόνου έχει ένα ελεύθερο τροχιακό, επομένως είναι δότης και δέκτης ηλεκτρονίων, αντίστοιχα.

Ας εξετάσουμε τον δοτικό μηχανισμό του σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού χρησιμοποιώντας το παράδειγμα ενός μορίου χλωρίου.

17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Το άτομο χλωρίου έχει ένα ελεύθερο μεμονωμένο ζεύγος ηλεκτρονίων και κενά τροχιακά, επομένως, μπορεί να εμφανίσει τις ιδιότητες τόσο ενός δότη όσο και ενός δέκτη. Επομένως, όταν σχηματίζεται ένα μόριο χλωρίου, το ένα άτομο χλωρίου δρα ως δότης και το άλλο ως δέκτης.

Κύριος χαρακτηριστικά ενός ομοιοπολικού δεσμούείναι: κορεσμός (κορεσμένοι δεσμοί σχηματίζονται όταν ένα άτομο συνδέει τόσα ηλεκτρόνια όσα του επιτρέπουν οι ικανότητες σθένους του· ακόρεστοι δεσμοί σχηματίζονται όταν ο αριθμός των συνδεδεμένων ηλεκτρονίων είναι μικρότερος από τις δυνατότητες σθένους του ατόμου). κατευθυντικότητα (αυτή η τιμή σχετίζεται με τη γεωμετρία του μορίου και την έννοια της "γωνίας δεσμού" - η γωνία μεταξύ των δεσμών).

Ιοντικός δεσμός

Δεν υπάρχουν ενώσεις με καθαρό ιοντικό δεσμό, αν και αυτό νοείται ως μια χημικά συνδεδεμένη κατάσταση ατόμων στην οποία δημιουργείται ένα σταθερό ηλεκτρονικό περιβάλλον του ατόμου όταν η συνολική πυκνότητα ηλεκτρονίων μεταφέρεται πλήρως στο άτομο ενός πιο ηλεκτραρνητικού στοιχείου. Ο ιοντικός δεσμός είναι δυνατός μόνο μεταξύ ατόμων ηλεκτραρνητικών και ηλεκτροθετικών στοιχείων που βρίσκονται σε κατάσταση αντίθετα φορτισμένων ιόντων - κατιόντων και ανιόντων.

ΟΡΙΣΜΟΣ

Ιόνείναι ηλεκτρικά φορτισμένα σωματίδια που σχηματίζονται με την αφαίρεση ή την προσθήκη ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο.

Κατά τη μεταφορά ενός ηλεκτρονίου, τα άτομα μετάλλου και μη μετάλλου τείνουν να σχηματίζουν μια σταθερή διαμόρφωση ηλεκτρονιακού κελύφους γύρω από τον πυρήνα τους. Ένα άτομο μη μετάλλου δημιουργεί ένα κέλυφος του επόμενου αδρανούς αερίου γύρω από τον πυρήνα του και ένα άτομο μετάλλου δημιουργεί ένα κέλυφος του προηγούμενου αδρανούς αερίου (Εικ. 3).

Ρύζι. 3. Σχηματισμός ιοντικού δεσμού χρησιμοποιώντας το παράδειγμα μορίου χλωριούχου νατρίου

Τα μόρια στα οποία υπάρχουν ιοντικοί δεσμοί στην καθαρή τους μορφή βρίσκονται σε κατάσταση ατμού της ουσίας. Ο ιοντικός δεσμός είναι πολύ ισχυρός και επομένως οι ουσίες με αυτόν τον δεσμό έχουν υψηλό σημείο τήξης. Σε αντίθεση με τους ομοιοπολικούς δεσμούς, οι ιοντικοί δεσμοί δεν χαρακτηρίζονται από κατευθυντικότητα και κορεσμό, καθώς το ηλεκτρικό πεδίο που δημιουργείται από ιόντα δρα εξίσου σε όλα τα ιόντα λόγω σφαιρικής συμμετρίας.

Μεταλλική σύνδεση

Ο μεταλλικός δεσμός πραγματοποιείται μόνο σε μέταλλα - αυτή είναι η αλληλεπίδραση που συγκρατεί τα μεταλλικά άτομα σε ένα μόνο πλέγμα. Μόνο τα ηλεκτρόνια σθένους των ατόμων μετάλλου που ανήκουν σε ολόκληρο τον όγκο του συμμετέχουν στο σχηματισμό ενός δεσμού. Στα μέταλλα, τα ηλεκτρόνια απογυμνώνονται συνεχώς από τα άτομα και κινούνται σε όλη τη μάζα του μετάλλου. Τα άτομα μετάλλου, που στερούνται ηλεκτρόνια, μετατρέπονται σε θετικά φορτισμένα ιόντα, τα οποία τείνουν να δέχονται κινούμενα ηλεκτρόνια. Αυτή η συνεχής διαδικασία σχηματίζει το λεγόμενο «αέριο ηλεκτρονίων» μέσα στο μέταλλο, το οποίο δεσμεύει σταθερά όλα τα άτομα μετάλλου μεταξύ τους (Εικ. 4).

Ο μεταλλικός δεσμός είναι ισχυρός, επομένως τα μέταλλα χαρακτηρίζονται από υψηλό σημείο τήξης και η παρουσία «αερίου ηλεκτρονίων» δίνει στα μέταλλα ελαττότητα και ολκιμότητα.

Δεσμός υδρογόνου

Ο δεσμός υδρογόνου είναι μια συγκεκριμένη διαμοριακή αλληλεπίδραση, επειδή η εμφάνιση και η ισχύς του εξαρτώνται από τη χημική φύση της ουσίας. Σχηματίζεται μεταξύ μορίων στα οποία ένα άτομο υδρογόνου συνδέεται με ένα άτομο με υψηλή ηλεκτραρνητικότητα (O, N, S). Η εμφάνιση ενός δεσμού υδρογόνου εξαρτάται από δύο λόγους: πρώτον, το άτομο υδρογόνου που σχετίζεται με ένα ηλεκτραρνητικό άτομο δεν έχει ηλεκτρόνια και μπορεί εύκολα να ενσωματωθεί στα νέφη ηλεκτρονίων άλλων ατόμων και, δεύτερον, έχοντας ένα s-τροχιακό σθένους, το Το άτομο υδρογόνου είναι σε θέση να δεχθεί ένα μοναχικό ζεύγος ηλεκτρονίων ενός ηλεκτραρνητικού ατόμου και να σχηματίσει δεσμό μαζί του μέσω του μηχανισμού δότη-δέκτη.