Çevrimiçi hizmetler 

Kimyada hangi tür iletişimin belirlenmesi. Kimyasal Bağlantılar Türleri

m kimyasal bağların belirlenmesi;

my kimyasal bağlar türleri;

v değerlik ilişkilerinin m yöntemi;

a kovalent bir bağın ana özellikleri;

kovalent iletişimin oluşumu için M mekanizmaları;

m karmaşık bileşikler;

moleküler orbitallerin m yöntemi;

m intermoleküler etkileşimler.

Kimyasal bağın belirlenmesi

Kimyasal iletişim Atomlar arasındaki etkileşimi ararlar, moleküllerin veya iyonların oluşumuna ve birbirlerinin atomlarının dayanıklı tutulmasına yol açarlar.

Kimyasal İletişim Var elektronik doğa, yani, değerlik elektronlarının etkileşimi nedeniyle. Valans elektronlarının molekülün dağılımına bağlı olarak, aşağıdaki bağlantılar türleri ayırt edilir: iyonik, kovalent, metalik ve diğer iyon bağları, atomlar arasında aşırı bir kovalent bağ vakası olarak görülebilir, doğada keskin bir şekilde farklı.

Kimyasal bağ çeşitleri

İyon bağlantısı.

Modern iyonik iletişim teorisinin temel hükümleri.

1.) İyonik bağlantı, elemanların etkileşiminde, yani metaller ve metal olmayanlar arasında birbirinden keskin bir şekilde farklıdır.

2.) Kimyasal bağın oluşumu, stabil bir sekiz elektron dış kabuğu (S2 p 6) elde etmek için atomların arzusuyla açıklanmaktadır.

CA: 1S 2 2S 2 P 6 3S 2 P 6 4S 2

CA 2+: 1S 2 2S 2 P 6 3S 2 P 6

CL: 1S 2 2S 2 P 6 3 S 2 P 5

CL -: 1S 2 2S 2 P 6 3S 2 P 6

3.) Elde edilen değişken olmayan yüklü iyonlar, elektrostatik çekim pahasına birbirleriyle tutulur.

4.) iyon bağlantısı yönlendirilmez.

5.) Saf iyon bağlantısı mevcut değildir. İyonizasyon enerjisi elektronun enerjisinin enerjisinden daha büyük olduğu için, elektronların tüm geçişi, elektrik müzakerelerinde büyük bir farklılık gösteren bir çift atom durumunda bile gerçekleşmez. Bu nedenle, iletişim iyoniklerinin payı hakkında konuşabiliriz. İletişimin en büyük iyonizasyonu florides ve S-elementlerinde klorürlerde gerçekleşir. Böylece, RBCL kristallerinde, KCL, NACL ve NAF, sırasıyla 99, 98, 90 ve% 97'dir.

Kovalent bağlantı.

Modern kovalent iletişim teorisinin temel hükümleri.

1.) Kovalent bağ, özelliklere benzer, yani metal olmayanlar arasında oluşturulur.

2.) Her bir eleman, bağlantıları oluşturmak için 1 elektron sağlar ve elektronların dönüşleri paralel olmalıdır.

3.) Aynı elemanın atomlarıyla kovalent bir bağ oluşturulursa, bu bağlantı kutupsal değildir, yani genel elektron çifti atomların herhangi birine kaydırılmamıştır. Bir kovalent bağ, iki farklı atom tarafından oluşturulursa, toplam elektron çifti en elektronegatif atomuna kaydırılır, kutupsal kovalent iletişim.

4.) Kovalent bir bağın oluşumunda, sonuç olarak, etkileşimli atomların elektronik bulutlarının bir örtüşmesi var, sonuç olarak atomlar arasındaki boşlukta, etkileşimli atomların pozitif yüklü çekirdeklerini çeken ve tutma Onları bir arkadaşın yakınında. Sonuç olarak, sistemin enerjisi azalır (Şekil 14). Bununla birlikte, atomların çok güçlü bir yakınsama ile çekirdeğin itişi artmaktadır. Bu nedenle, çekirdek arasında en uygun mesafe vardır ( uzunluk iletişimi, l. Sistemin minimum enerji olduğu SV). Bu durumla, enerji ayırt edilir, bağlanma enerjisi olarak adlandırılır - vurgulanır.


İncir. 14. İki hidrojen atomunun enerji enerjisinin paralel (1) ve anti-paralel (2) döngüsüyle çekirdekler arasındaki mesafeden (E - Sistemin sistemi, EC - iletişim enerjisi, R arasındaki mesafeden) bağımlılığı arasındaki mesafedir. Çekirdek, l. - İletişimin uzunluğu).

Kovalent bir bağ kullanımını tanımlamak için 2 yöntem: değerlik ilişkileri (güneş) ve moleküler orbitals yöntemi (MMO).

Değerlik bağları yöntemi.

Güneş yönteminin temeli aşağıdaki hükümlerdir:

1. Kovalent kimyasal bağ, karşıt yönlendirilmiş sırtlara sahip iki elektron tarafından oluşturulur ve bu elektron çifti iki atoma aittir. Molekülün elektronik yapısını yansıtan bu tür iki elektronlu iki merkez bonoların kombinasyonları denildi. sevgililer şemaları.

2. Kovalent bağlantı etkileşimli elektronik bulutlardan daha güçlüdür.

Değerlik devrelerinin görsel görüntüsü için, genellikle aşağıdaki şekilde kullanılırlar: dış elektron katmanında bulunan elektronlar, atomun kimyasal sembolü etrafında bulunan noktalarla gösterilir. İki atom için yaygın olan elektronlar, kimyasal sembolleri arasında yer alan noktaları gösterir; İkili veya üçlü bağ, iki veya üç çift ortak nokta ile gösterilir:

N: 1S 2 2S 2 P 3;

C: 1S 2 2S 2 P 4

Gösterilen şemalardan, iki atomu bağlayan her bir elektron çifti, yapısal formüllerde bir kovalent bağını gösteren tek bir çizgiye karşılık geldiği görülebilir:

Ortak elektronik çiftlerin sayısı, bu elemanın bir atomunu diğer atomlarla bağlayan veya başka bir deyişle, bir atomun oluşturduğu kovalent bağların sayısı denir kovalalık Güneş yöntemine göre. Böylece, hidrojen kovalanı 1, azot - 3'tür.

Üst üste binen elektronik bulutlar yöntemine göre, iki tür iletişim vardır: S - İletişim ve P - İletişim.

s - İletişim, atom çekirdeğini bağlayan eksen boyunca iki elektronik bulutun üst üste geldiğinde meydana gelir.

İncir. 15. Eğitim Seti - Bağlantılar.

p - Elektronlu bulutlar, etkileşimli atomların çekirdeğini birbirine bağlayan çizginin her iki tarafına da üst üste bindiğinde yapılır.

İncir. 16. Eğitim Şeması P - Bağlantılar.

Kovalent bir bağın ana özellikleri.

1. İletişim uzunluğu, ℓ. Bu, etkileşimli atomların çekirdekleri arasındaki asgari mesafedir, bu da sistemin en istikrarlı durumuna karşılık gelir.

2. İletişim Enerjisi, E MIN, kimyasal bağları kırmak ve etkileşimin ötesinde atomları çıkarmak için pahalı olması gereken enerji miktarıdır.

3. Dipolet iletişim anı, m \u003d qℓ. Dipol momenti molekülün kutuplarının kantitatif bir ölçüsü olarak hizmet eder. Kutupsuz olmayan moleküller için, dipol momenti 0, polar olmayanlar için 0'dır. Polihidrik molekülün dipol anı, bireysel ilişkilerin dipollerinin vektör toplamına eşittir:

4. Kovalent bağ, odaklanma ile karakterize edilir. Kovalent bağ yönü, en güçlü bağlantıların oluşumuna yol açan, etkileşim atomlarının elektronik bulutlarının uzayında örtüşmeyi en üst düzeye çıkarma ihtiyacı ile belirlenir.

Bu S-Bonds, molekülün bileşimine bağlı olarak, uzayda kesin olarak yönlendirildiğinden, birbirlerine belirli bir açıda olabilirler - böyle bir açı değerlik denir.

Diyeral moleküllerin doğrusal bir yapıya sahiptir. Multiatomik moleküller daha karmaşık bir konfigürasyona sahiptir. Hidritlerin oluşumu örneğinde çeşitli moleküllerin geometrisini düşünün.

1. VI Group, ana alt grubu (oksijen hariç), H 2 S, H 2 S, H 2 bunlar.

S 1S 2 2S 2 P 6 3 S 2 P 4

İletişimin oluşumundaki hidrojen, S-AO'lu bir elektron, kükürt - 3R Y ve 3R Z. H2 S molekülü, bağlantılar arasında bir açıyla düz bir yapıya sahiptir 90 0. .

Şekil 17. Molekülün yapısı H2 E

2. V Grubu elemanlarının hidritleri, ana alt grup: pH 3, ASN 3, SBN 3.

P 1S 2 2S 2 P 6 3S 2 P 3.

İletişimin oluşumunda, yer alırlar: hidrojen S-AO'da, fosfor - P in, r x ve r z ao.

PH3'ün molekülü, trigonal piramitin şekline sahiptir (tabanda - bir üçgen).

Şekil 18. En Moleküller Binası

5. Doyurulabilirlikkovalent iletişim, bir atom oluşturabilecek kovalent bağların sayısıdır. Sınırlı, çünkü Öğenin sınırlı miktarda değerlik elektronu vardır. Bu atomun oluşturabileceği maksimum kovalent bağ sayısı esas olarak veya heyecanlı bir durumdur, kovalalık.

Örnek: Hidrojen - bir kare, oksijen - iki damgalı, azot - üç yönlü vb.

Bazı atomlar, eşleştirilmiş elektronların ayrılmasından dolayı heyecanlı bir durumda kovalanslarını artırabilir.

Misal. 0 1 s 2s 2.

Berilyum atomunda, heyecanlı bir durumda, bir değerlik elektronu 2P-AO'da ve 2S-AO'da bir elektron bulunur, yani kovalalık 0 \u003d 0 ve kovalencilik B * \u003d 2'dir. Etkileşim sırasında, orbital hibridizasyon meydana gelir. .

Hibridizasyon - Bu, kimyasal etkileşimden önce karıştırma sonucu çeşitli AO enerjisinin seviyelendirilmesidir. Hibridizasyon, JSC'nin bir kombinasyonu kullanılarak molekülün yapısını tahmin etmenizi sağlayan şartlı bir alımdır. Hibridizasyonda, enerjisi yakın olan JSC.

Her hibridizasyon tipi, moleküllerin belirli bir geometrik şekline karşılık gelir.

Ana alt grubun grubunun öğelerinin hidritleri durumunda, iki özdeş SP-Hybrid orbital, iletişimin oluşumuna katılır. Böyle bir tür iletişimin SP-hibridizasyonu denir.

Şekil 19. Damarların molekülü 2. SP-Hibridizasyonu.

sP-Hybrid orbitals asimetrik bir şekle sahiptir, JSC'nin bir değerlik açısı ile uzatılmış parçaları, 180 O'ya eşit, hidrojene yönlendirilir. Bu nedenle, damarlar 2 molekülü doğrusal bir yapıya sahiptir (Şekil).

Ana alt grup grubunun hidrit moleküllerinin yapısı, BH3 molekülünün oluşumu örneğine bakacaktır.

B 0 1S 2 2S 2 P 1

Covalence B 0 \u003d 1, kovalans B * \u003d 3.

Üç SP-Hybrid orbital, S-AO ve iki R-AO'nun elektronik yoğunluğunun yeniden dağıtılması sonucu oluşan bağların oluşumunda yer almaktadır. Bu tür iletişim SP2'ye - hibridizasyon denir. SP2'deki değerlik açısı - hibridizasyon 120 0, bu nedenle VN 3 molekülü düz üçgen bir yapıya sahiptir.

Şekil 20. Molekül BH3. SP 2-Hibridizasyon.

SH 4 molekülünün oluşumu örneğinde, ana alt grubun IV grubunun elemanlarının hidrit moleküllerinin yapısını düşünün.

C 0 1S 2 2S 2 P 2

Covalence C 0 \u003d 2, Covalence C * \u003d 4.

S-AO ile üç R-AO arasındaki elektron yoğunluğunun yeniden dağıtılması sonucu oluşan dört SP-Hybrid yörüngesi, kimyasal bağın oluşumuna katılır. CH4 molekülünün şekli bir tetrahedrondur, değerlik açısı 109 08'dir.

İncir. 21. CH 4 molekülü. SP 3-Hibridizasyon.

Genel kuraldan kaynaklanan istisnalar H20 ve NN 3 molekülleridir.

Su molekülünde, bağlantılar arasındaki açılar 104.5 OH'dir. Bu grubun diğer elemanlarının hidritlerinin aksine, su özel özelliklere sahiptir, polar, diamagnetic. Bütün bunlar, su molekülündeki, SP 3 bağlantı tipi olduğu gerçeğiyle açıklanmaktadır. Yani, dört sp, kimyasal bağların oluşumuna katılmaktadır - hibrit orbitaller. İki yörüngede, bir elektron bulunur, bu yörünge hidrojenle etkileşime girer, diğer iki yörüngede elektron çiftidir. Bu iki yörüngenin varlığı ve suyun benzersiz özelliklerini açıklar.

Amonyak molekülünde, bağlantılar arasındaki açılar yaklaşık 107.3 O, yani amonyak molekülünün şekli, bir tetrahedron, iletişim SP3 tipidir. Azot molekülündeki iletişimin oluşumunda, dört hibrit SP3 katıldı. Üç yörüngede bir elektrondur, bu yörünge, hidrojen ile ilişkilidir, dördüncü JSC'de, amonyak molekülünün benzersizliğine neden olan bir buhar elektronu çifti vardır.

Kovalent iletişim eğitimi mekanizmaları.

MVS, üç kovalent yapıştırma mekanizmasını ayırt etmenizi sağlar: değişim, donör-alıcı, dative.

Değiştirilebilir mekanizma. İki bağlanma atomunun her biri, bir elektronun sosyalleşmesi için onları değiştirirmiş gibi, bir kimyasal bağ oluşturma durumlarına aittir. İki atomun çekirdeğini bağlamak için elektronların çekirdekler arasındaki boşlukta olması gerekir. Moleküldeki bu alan bağlama alanı denir (moleküldeki elektronik çiftin en muhtemel kalışının alanı). Eşleştirilmemiş elektronların atomlarda değişimini yapmak için atomik orbitallerin üstesinden gelmek için gereklidir (Şekil 10.11). Bu, döviz mekanizmasının kovalent kimyasal bağın oluşumu için etkisidir. Atomik orbitaller, yalnızca interstisyel eksene göre aynı simetri özelliklerine sahiplerse örtüşebilir (Şekil 10, 11, 22).

İncir. 22. Örtüşen AO, kimyasal bağın oluşumuna yol açmaz.
Donör-alıcı ve görev mekanizmaları.

Donör-alıcı mekanizma, değişen bir elektron çiftinin bir atomdan diğer atomun boş atom orbitaline aktarılması ile ilişkilidir. Örneğin, iyon eğitimi -:

BF 3 molekülündeki bor atomunda boş bir R-AO, florür iyonundan (donör) bir çift elektronu kabul etti. Elde edilen anyon dört kovalentte f iletişim Uzunluk ve enerjide eşit. Kaynak molekülünde, değişim mekanizmasında-F içindeki üç bağların tamamı oluşturulmuştur.

Dış kabuk, yalnızca S- veya p-elektronlardan oluşan atomlar, iletken elektronların donörleri veya alıcı olabilir. Valans elektronlarının bulunduğu ve D-JSC'nin bulunduğu atomlar aynı anda bağışçı olarak ve alıcı rolü olarak hareket edebilir. Bu iki mekanizmayı ayırt etmek, iletişimin oluşumu için besleme mekanizmasının kavramlarını tanıttı.

En basit örnek Besleme mekanizmasının belirtileri, iki klorin atomunun etkileşimidir.

Klor molekülündeki iki klor atomu, eşleştirilmemiş 3R-elektronlarını birleştirerek, değişim mekanizmasında kovalent bir bağ oluşturur. Ek olarak, SL-1 atomu, 3P 5'lik bir Watelling çifti, 3p 5 - bir CL - 2 ila boş 3D-AO'nun bir atomu ve CL - 2'nin atomu, SL'nin boş 3B atomu başına aynı elektron çiftidir. Atom - 1. Her atomer, eşzamanlı olarak alıcı işlevi ve bağışçı gerçekleştirir. Bu, datih mekanizmasıdır. Değerli mekanizma iletişimin gücünü arttırır, bu nedenle klor molekülü flor molekülünden daha güçlüdür.

Kapsamlı bileşikler.

Donör alıcı mekanizma ilkesine göre, çok sayıda karmaşık kimyasal bileşik sınıfı oluşturulur - kapsamlı bileşikler.

Karmaşık bileşikler, hem kristalin hem de bir merkez iyonu içeren bir çözeltide varolabilen bileşik kompleks iyonlarına sahip olan bileşiklerdir.

Kaplama üzerindeki karmaşık bağlantıların yapısı.

Karmaşık bileşikler bir iç küre (kompleksi iyon) ve harici bir küreden oluşur. İç kürenin iyonları arasındaki bağlantı, donör-alıcı mekanizmaya göre gerçekleştirilir. Kabulciler karmaşık ajanlar denir, genellikle boş orbital olan olumlu metal iyonları (IA metal hariç) olabilirler. Karıştırma kabiliyeti iyon şarjında \u200b\u200bbir artış ve boyutunda bir azalma ile artar.

Elektronik çiftin bağışçıları ligand veya addrds denir. Ligandlar nötr moleküllerdir veya negatif yüklü iyonlardır. Ligandların sayısı, bir kural olarak, iyon kompleksleme ajanının iki katına eşit olan kompleksing ajanın koordinasyon numarası ile belirlenir. Ligandlar monotansant ve polydentanties'dir. Ligand dişhitesinin, ligandın kompleks ajanın koordinasyon alanında işgal ettiği koordinasyon yerlerinin sayısı ile belirlenir. Örneğin, F - monotansalı bir ligand, S203 2- - BIdentantant liganddır. İç alanın şarjı, iyonlarının bileşenlerinin suçlamalarının cebirsel toplamına eşittir. İç küre negatif bir şarj varsa, bu, pozitif - katyonik ise bir anyon kompleksidir. Katyonik kompleksler, Rus-kompleks ajanının adı, anyonik komplekslerde, karmaşık ajanın soneki eklenmesi ile Latince olarak adlandırılır - aT.. Karmaşık bileşikteki dış ve iç küreler arasındaki ilişki iyoniktir.

Örnek: K2 - Potasyum tetrahidroxycinat, Anyon kompleksi.

1. 2- - İç Küre

2. 2K + - Dış Küre

3. Zn 2+ - Kompleks

4. Ah - - Ligands

5. Koordinasyon Numarası - 4

6. Dış ve iç küreler arasındaki bağlantı iyoniktir:

K2 \u003d 2K + 2-.

7. Zn 2+ iyon ve hidroksil grupları arasındaki ilişki, bir donör-alıcı mekanizması tarafından oluşturulan kovalenttir: Ah - - bağışçılar, Zn2+ - ACCUCTOR.

Zn 0: ... 3D 10 4s 2

Zn 2+: ... 3D 10 4 s 0 p 0 d 0

Karmaşık bağlantıların türleri:

1. Amonyak - Amonyak molekülünün ligandları.

CL 2 - tetrahammedi klorür (ii). Amonyak, amonyağın kompleks ajanı içeren bileşikler üzerindeki etkisiyle elde edilir.

2. Hidroko bileşikleri - ligands o -.

Na bir sodyum tetrahidroxyalulum. Hidroksokpleksler, amfoterik özellikleri olan metallerin hidroksitleri üzerinde fazlalık bir alkali ile elde edilir.

3. Akvakompleks - su molekülünün ligandları.

CL 3 - Hexakvachroma klorür (iii). AquaCacOpplexes, susuz tuzlu su tuzlarının etkileşimi ile elde edilir.

4. AcidOMplexes - Ligands Anyon Asitleri - CL -, F -, CN -, SO 3 2-, I -, NO 2 -, C20 4 -, vb.

K 4 - Potasyum heksasiatorrat (ii). Kompleksleme maddesini içeren bir tuz üzerinde bir ligand içeren fazla bir tuzun tepki verilerek elde edilir.

Moleküler orbitals yöntemi.

MWS, birçok molekülün oluşumunu ve yapısını oldukça iyi açıklıyor, ancak bu yöntem evrensel değil. Örneğin, değerlik ilişkileri yöntemi, içinde olmasına rağmen bir iyonun varlığına tatmin edici bir açıklama yapmaz. geç XIX. Yüzyıl, oldukça dayanıklı bir moleküler hidrojen iyonunun varlığı kuruldu: Enerji sonu enerjisi 2,65EV'dir. Bununla birlikte, bu durumda hiçbir elektronik çifti oluşturulamaz, çünkü sadece bir elektron içerir.

Moleküler orbitals (MMO) yöntemi, değerlik bağları yöntemi kullanılarak açıklanamayan bir dizi çelişkiyi açıklamanıza olanak sağlar.

MMO'nun ana pozisyonları.

1. İki atomik orbital etkileşiminde, iki moleküler orbital oluşturulur. Buna göre, N-atomik orbitallerin etkileşimi ile N-moleküler orbitaller oluşur.

2. Moleküldeki elektronlar eşit derecede Tüm molekül çekirdeğine ait.

3. Oluşan iki moleküler yörüngede, birinin ilk olandan daha düşük bir enerji vardır. bu bağlayıcı bir moleküler orbitaldir, diğerinin orijinalinden daha yüksek bir enerji var, busty moleküler orbital.

4. MMO ölçeksiz enerji diyagramlarını kullanın.

5. Enerji Sublayer elektronlarını doldururken, atomik orbitaller için aynı kuralları kullanın:

1) Minimum enerji prensibi, yani. Öncelikle daha az enerjili sublevels ile doldurulmuş;

2) Pauli prensibi: Her enerji avcısı üzerinde paralel anti-paralel dönüşlü iki elektron olabilir;

3) Hund Kuralı: Enerji tesislerinin doldurulması, toplam dönüşün maksimum olduğu şekildedir.

6. Çoklu iletişim. İletişimin çokluğu MMO, formül tarafından belirlenir:

KP \u003d 0 olduğunda, bağlantı oluşmaz.

Örnekler.

1. Bir molekül H 2 olabilir mi?

İncir. 23. Hidrojen molekülü H 2 oluşumunun şeması.

Sonuç: H2 molekülü, Kırgız Cumhuriyeti Derneği'nin (0) çokluğundan bu yana mevcut olacaktır.

2. 2 değil bir molekül olabilir mi?

İncir. 24. Helyum oluşumu şeması.

SONUÇ: Molekül, KR \u003d 0'ın çokluğundan bu yana yoktur.

3. Bir parçacık H2 + olabilir mi?

İncir. 25. Parçacıkların oluşumunun şeması H 2 +.

H2 + partikül, Kırgız Cumhuriyeti Derneği'nin (0) 'nın çokluğundan bu yana mevcut olabilir.

4. Yaklaşık 2 molekül olabilir mi?

İncir. 26. 2 molekülünün oluşum şeması.

Yaklaşık 2 molekül var. Şekil 2.6'dan itibaren oksijen molekülünün iki adet eşsiz elektron bulunduğunu izler. Paramanyetik oksijen molekülünün bu iki elektronu nedeniyle.

Böylece, moleküler orbitallerin yöntemi, moleküllerin manyetik özelliklerini açıklar.

Moleküler etkileşim.

Tüm intermoleküler etkileşimler iki gruba ayrılabilir: evrensel ve Özel. Evrensel, istisnasız tüm moleküllerde kendilerini gösterir. Bu etkileşimler genellikle denir bond veya van der Waals. Bu güçler zayıf olmasına rağmen (enerji sekiz kj / mol'i aşmaz), çoğu maddenin sıvıdaki gaz durumundan geçişin nedenidir, gazlar yüzeyler ile adsorpsiyon olan gazlar katı tel ve diğer fenomenler. Bu güçlerin doğası elektrostatiktir.

Temel etkileşim kuvvetleri:

1). Dipol - Dipol (Oryantasyon) Etkileşimi Polar moleküller arasında var.

Oryantasyon etkileşimi, daha büyük, daha fazla dipol anı, moleküller arasındaki mesafeden daha azdır ve sıcaklığın altında. Bu nedenle, bu etkileşimin enerjisi ne kadar büyük olursa, daha büyük sıcaklığa göre, kaynaşması için maddeyi ısıtmanız gerekir.

2). İndüksiyon etkileşimi Maddede kutup ve polar olmayan moleküllerin teması olup olmadığı takdirde gerçekleştirilir. Polar molekülle etkileşimin bir sonucu olarak bir dipol, polar olmayan bir molekülde indüklenir.

CL D + - CL D - ... AL D + CL D - 3

Bu etkileşimin enerjisi, moleküllerin kutsallığında bir artış, yani moleküllerin bir elektrik alanının etkisi altında bir dipol oluşumuna kabiliyetini arttırır. İndüksiyon etkileşiminin enerjisi, dipol-dipol etkileşiminin enerjisinden önemli ölçüde daha azdır.

3). Dispersiyon etkileşimi - Bu, atomlarda elektronik yoğunluğun dalgalanmalarından kaynaklanan anlık dipollerden dolayı polar olmayan moleküllerin etkileşimidir.

Bir dizi benzer maddelerde, dispersiyon etkileşimi, bu maddelerin moleküllerini oluşturan atomların büyüklüğünde bir artışla artar.

4) Pompalama kuvveti Elektronik bulutların moleküllerin etkileşimi nedeniyle ve kendilerini daha fazla yakınsama ile tezahür eder.

Spesifik intermoleküler etkileşimler, elektronların bir molekülden diğerine transferi ile ilişkili olan her türlü donör-alıcı etkileşimi içerir. Elde edilen intermoleküler iletişimin hepsine sahip karakteristik özellikler Kovalent iletişim: doygunluk ve yönlendirme.

Kimyasal bağ, polar grubun veya molekülün bir parçası olan pozitif olarak polarize edilmiş hidrojen ve bir başkasının elektronegatif atomu veya aynı molekülün hidrojen bağı olarak adlandırılır. Örneğin, su molekülleri aşağıdaki gibi gösterilebilir:

Katı tavalar, hidrojen ve oksijen atomları arasında su moleküllerinin içindeki kovalent polar bağlardır, hidrojen bağları noktalar ile gösterilir. Hidrojen bağlarının oluşumunun nedeni, hidrojen atomlarının pratik olarak elektron kabuklarından yoksun olmasıdır: tek elektronları, moleküllerinin oksijen atomlarına kaydırılır. Bu, protonların, diğer katyonların aksine, oksijen atomlarının elektronik kabuklarından itibaren itici olmadan, komşu moleküllerin oksijen atomlarının çekirdeğine yaklaşır.

Hidrojen bağ, 10 ila 40 KJ / mol arasındaki bağlayıcı bir enerji ile karakterize edilir. Ancak, bu enerji neden olmak için yeterlidir. moleküller Derneğişunlar. Bazı durumlarda sadece maddenin sıvı durumunda değil, aynı zamanda buharı değiştirirken korunmuş olan dimer veya polimerlerdeki ilişkileri.

Örneğin, gaz fazındaki florin bahçesi bir dimer şeklindedir.

Zor olarak organik moleküller Hem intermoleküler hidrojen bağları hem de intramoleküler hidrojen bağları var.

İntramoleküler hidrojen bağları olan moleküller, moleküler hidrojen bağlarına giremez. Bu nedenle, bu tür bağlantılara sahip maddeler ortaklar oluşturmaz, daha uçucu, intermoleküler hidrojen bağları oluşturabilen izomerlerinden daha düşük viskozite, erime ve kaynama noktasına sahiptir.

İnorganik ve organik maddelerin moleküllerinin oluştuğu. Çekirdeklerin ve atomların elektronları tarafından yaratılan elektrik alanlarının etkileşiminde kimyasal bağ belirir. Sonuç olarak, kovalent bir kimyasal ilişkinin oluşumu, elektriksel doğa ile ilişkilidir.

İletişim nedir

Bu terim altında, güçlü bir poliatomik sistemin oluşumuna yol açan iki veya daha fazla atomun etkisinin sonucunu ifade eder. Ana kimyasal bağ türleri, atomların reaksiyona girmesinin enerjisini azaltarak oluşturulur. İletişim formasyonu sürecinde, atomlar elektronik kabuklarını tamamlamaya çalışıyor.

İletişim Türleri

Kimyada birkaç iletişim türü vardır: İyonik, kovalent, metalik. Kovalent kimyasal bağ iki çeşittir: Polar, kutupsuz.

Yaratılışının mekanizması nedir? Bir elektronize edilebilirliğe sahip olan aynı metallerin atomları arasında kovalent olmayan polar olmayan bir kimyasal bağ oluşturulmuştur. Aynı zamanda, genel elektronik çiftler oluşur.

Polar olmayan iletişim

Kutupsal olmayan bir türün bir kimyasal bağlantısı olan moleküllerin örnekleri arasında, Halojen, hidrojen, azot, oksijenin halojen olarak adlandırılabilir.

İlk defa, bu bağlantı 1916'da Amerikan kimyager Lewis tarafından keşfedildi. İlk başta hipotez tarafından öne çıktılar ve yalnızca deneysel onaydan sonra onaylandı.

Kovalent kimyasal bağ, elektronezabilite ile ilişkilidir. Nemenetal yüksek bir anlamı var. Atomların kimyasal etkileşimi sırasında, elektronlar her zaman bir atomdan diğerine mümkün değildir, bunun sonucunda dernekleri gerçekleştirilir. Atomlar arasında gerçek bir kovalent kimyasal bağ belirir. 8 Sınıf Normal okul programı Birkaç iletişim türünün ayrıntılı bir şekilde değerlendirilmesini varsayar.

Normal şartlar altında bu tür bir iletişime sahip maddeler - sıvılar, gazlar, ayrıca düşük erime noktasına sahip katı maddeler.

Kovalent bağ çeşitleri

Devamını oku bu konu. Ne tür kimyasal bağlar ayırt edilir? Borsa, donör-alıcı versiyonlarda kovalent bağ var.

İlk tip, ortak elektronik iletişimin oluşumunda her bir eşsiz elektronun her atomunun iadesi ile karakterize edilir.

Ortak linkte birleşmiş elektronlar zıt dönüşlere sahip olmalıdır. Böyle bir kovalent iletişimin bir örneği olarak, hidrojen düşünülebilir. Atomlarının rapeksiyonu, elektronik bulutlarının birbirlerine penetrasyon görüldüğünde, üst üste binerek elektronik bulutlar olarak adlandırılır. Sonuç olarak, çekirdekler arasındaki elektron yoğunluğu artmaktadır ve sistemin sistemi azalır.

Minimum mesafe ile hidrojen çekirdeği temin edilir, sonuç olarak, belirli bir optimum mesafe oluşur.

Bağışçı alıcı bir kovalent bağ türü durumunda, bir parçacık elektronlara sahiptir, bir donör denir. İkinci parçacık, bir çift elektronun yerleştirileceği ücretsiz bir hücreye sahiptir.

Polar moleküller

Kovalent Polar kimyasal bağlantıları nasıl oluşturulur? Metal olmayanların bağlı atomları farklı elektronegativasyona sahip olduğunda bu durumlarda ortaya çıkarlar. Bu gibi durumlarda, ortak elektronlar yukarıdaki elektronezlik değerine sahip olan atoma daha yakın yerleştirilir. Bir kovalent polar iletişimi örneği olarak, bromomotorodor molekülünde gerçekleşen iletişim düşünülebilir. Burada, bir kovalent bağın oluşumundan sorumlu olan sosyal elektronlar, bromlara hidrojene göre daha yakındır. Bu fenomenin nedeni, brom elektronezikliğinin hidrojenden daha yüksek olmasıdır.

Kovalent iletişimin belirlenmesi için yöntemler

Kovalent Polar kimyasal bağlantılarını nasıl belirlenir? Bunun için moleküllerin bileşimini bilmeniz gerekir. İçinde farklı elementlerin atomları varsa, bir kovalent polar bağlantısı moleküldedir. Kutupsuz olmayan moleküllerde, bir kimyasal elemanın atomları vardır. İçinde sunulan görevler arasında okul kursu. Kimya, iletişim türünün tanımlanmasını önerenler var. Bu türün görevleri göreve dahil edilmiştir. Özet Sertifika 9. sınıftaki kimyada, aynı zamanda birleştirilmişlerin testlerinde olduğu gibi devlet sınavı 11. sınıftaki kimyada.

İyon İletişim

Bir kovalent ve iyon kimyasal ilişkisi arasındaki fark nedir? Bir kovalent bağ metal olmayanların özelliği ise, iyonik bağlantı, elektronegativasyonda önemli farklılıklara sahip atomlar arasında oluşturulur. Örneğin, PS'nin ana alt gruplarının birinci ve ikinci gruplarının elemanlarının bileşiklerinin karakteristiğidir (alkalin ve alkali toprak metalleri) ve Mendeleev tablosunun (kaleci ve halojen) ana alt gruplarından 6 ve 7 grupları.

Muhalif ücretleri olan iyonların elektrostatik cazibesinin bir sonucu olarak oluşur.

İyon bağlantısının özellikleri

Muhalif olarak yüklü iyonların güç alanları her yöne eşit şekilde dağıtıldığından, her biri karşıt parçacıkları kendilerine çekebilir. Bu, iyon bağlantısının yönsüzlüğünü karakterize eder.

İki iyonun karşıt işaretleri olan etkileşimi, bireysel güç alanları için tam olarak karşılıklı tazminat anlamına gelmez. Bu, iyonların geri kalanının geri kalanından çekilme yeteneğinin korunmasına katkıda bulunur, bu nedenle iyon bağlantısının doymamışlığı vardır.

İyon bağlantısında, her iyon, bir iyonik doğanın kristal kafesini oluşturmak için rakip işareti olan belirli bir sayıyı çekme fırsatı vardır. Böyle bir kristalde molekül yoktur. Her iyon, başka bir tabelanın belirli bir sayısına sahip bir madde ile çevrilidir.

Metal İletişim

Bu tür kimyasal bağ bellidir bireysel Özellikler. Metaller, elektron eksikliğine sahip aşırı miktarda değerlik orbitalleri vardır.

Bireysel atomların yakınsaması altında, elektronların bir yörüngeden diğerine serbest hareketine katkıda bulunan değerlik orbitallerinin üst üste binmesi altında, tüm metal atomları arasında gerçekleştirilir. Bu serbest elektronlar metalik iletişimin ana belirtisidir. Değerlik elektronları kristale eşit şekilde dağıtıldığından, doygunluğu ve oryantasyonu yoktur. Serbest elektronların metallerindeki varlığı bazı fiziksel özelliklerini açıklar: metal parlaklık, plastisite, sabır, termal iletkenlik, opaklık.

Bir tür kovalent bağ

Hidrojen atomu ile yüksek elektronize eden eleman arasında oluşur. İç ve intermoleküler hidrojen bağları vardır. Bu tür bir kovalent bağlantı en kırılgandır, elektrostatik kuvvetlerin etkisiyle görünür. Hidrojen atomunda, küçük bir yarıçapta ve bu bir elektronun kayması veya geri kazanılmasıyla, hidrojen yüksek elektronezilite olan bir atom üzerinde etkili bir pozitif iyon haline gelir.

Kovalent bağların karakteristik özellikleri arasında izole edilir: doygunluk, yön, polarlaştırılabilirlik, polarite. Bu göstergelerin her biri, oluşturulan bileşik için kesin bir değere sahiptir. Örneğin, yön, molekülün geometrik şeklinden kaynaklanır.

Maddenin en küçük parçacıkları, kimyasal bağların veya kimyasal bağların uygulandığı, atomların etkileşimi sonucu oluşan bir moleküldür. Kimyasal bağ doktrinleri teorik kimyanın temelidir. Kimyasal bağ, iki (bazen daha fazla) atomun etkileşimi olduğunda ortaya çıkar. İletişim formasyonu, enerji sürümüyle gerçekleşir.

Kimyasal bağ, bireysel atomları moleküllere, iyonlara, kristallere bağlayan etkileşimdir.

Kimyasal bağ, doğasından biridir: Elektrostatik kökenlidir. Ancak çeşitli kimyasal bileşiklerde, kimyasal iletişim olur farklı tiplerde; En önemli kimyasal bağ türleri kovalent (polar olmayan, polar), iyonik, metaliktir. Bu iletişim türlerinin türleri, metallerin atomları arasında donör-alıcı, hidrojen vb. Metal bir bağlantı meydana gelir.

Ortak veya bölünmüş, çift veya birkaç elektron oluşumu ile gerçekleştirilen kimyasal bağ, kovalent olarak adlandırılır. Bir ortak elektron çifti oluşumunda, her atom bir elektron, yani bir elektron sunar. "eşit hisseye" katılır (Lewis, 1916). Aşağıda H2, F2, NH3 ve CH4 moleküllerinde kimyasal bağların oluşumunun şemaları bulunmaktadır. Farklı atomlara ait elektronlar çeşitli karakterlerle işaretlenmiştir.

Kimyasal bağların oluşumunun bir sonucu olarak, moleküldeki atomların her biri sabit bir iki ve sekiz elektron konfigürasyonuna sahiptir.

Kovalent bir bağın oluşumunda, elektronik atom bulutları, enerji kazancı eşliğinde, moleküler bir elektronik bulutun oluşumuyla örtüşmektedir. Moleküler elektronik bulut, her iki çekirdeğin merkezleri arasında yer almaktadır ve atomik elektronik bulutun yoğunluğuna kıyasla artan elektron yoğunluğuna sahiptir.

Kovalent iletişimin uygulanması, yalnızca çeşitli atomlara ait eşleşmemiş elektronların anti-paralel dönüşleri durumunda mümkündür. Paralel elektronların paralel dönüşleri ile, atomlar çekilmez, ancak kovalent bağ, taşınmaz. Ortak bir elektron çiftiyle ilişkili olan kimyasal bağın tanımlanması yöntemi, değerlik ilişkileri (MVS) yöntemi olarak adlandırılır.

MWS'nin ana hükümleri

Kovalent kimyasal bağ, karşıt yönlendirilmiş sırtlara sahip iki elektron tarafından oluşturulur ve bu elektron çifti iki atomuna aittir.

Kovalent bağ, etkileşimli elektronik bulutlardan daha güçlüdür.

Yapısal formüller yazarken, iletişimden dolayı elektronik çiftler, genellikle kısa çizgilerden (yaygın elektronları gösteren noktalar yerine) gösterilir.

Kimyasal bağın enerji özelliği önemlidir. Kimyasal bağların oluşumunda, sistemin toplam enerjisi (moleküller) enerjiden daha azdır bileşen parçaları (atomlar), yani. Eb.<ЕА+ЕB.

Değerlik, başka bir öğenin belirli sayıda atomunu takmak veya değiştirmek için kimyasal elemanın atomunun özelliğidir. Bu açıdan, atom değerliği, kimyasal bağlar oluşturan hidrojen atomlarının veya bu elemanın bir atomu ile ikame edilen hidrojen atomlarının sayısını belirlemek en kolaydır.

Atom hakkında kuantum mekanik fikirlerin geliştirilmesiyle, değerlik, kimyasal bağların oluşumunda yer alan eşleştirilmemiş elektronların sayısını belirlemeye başladı. Eşleşmemiş elektronlara ek olarak, atom değerliği de değerlik elektronik tabakasının boş ve tamamen doldurulmuş orbitallerinin sayısına da bağlıdır.

İletişim Enerjisi, bir atom molekülünün oluşumu sırasında serbest bırakılan enerjidir. İletişim enerjisi genellikle KJ / Mol (veya KCAL / MOL) içerisinde ifade edilir. Bu, kimyasal bağın en önemli özelliklerinden biridir. Daha dengeli daha az enerji içeren bir sistemdir. Örneğin, hidrojen atomlarının molekülde birleşmeye çalıştığı bilinmektedir. Bu, H2 moleküllerinden oluşan sistemin, aynı sayıda N atomundan oluşan bir sistemden daha az enerji içerdiği anlamına gelir, ancak moleküle birleştirilmedi.

İncir. 2.1 İki hidrojen atomunun sisteminin potansiyel enerjisinin, interstisyel mesafeden R: 1 - kimyasal bir bağın oluşumunda bağımlılığı; 2 - onun oluşumu olmadan.

Şekil 2.1, etkileşimli hidrojen atomlarının enerji eğrisini gösterir. Atomların yakınlaşması, daha büyük olacak, daha fazla elektronik bulutlar olacak enerji salınımı eşlik eder. Bununla birlikte, normal koşullar altında, Coulomb iticisi nedeniyle, iki atomun çekirdeğinin birleşmesini sağlamak mümkün değildir. Bu nedenle, atomların çekiciliği yerine bir mesafede, itme meydana gelecektir. Böylece, enerji eğrisinde minimuma karşılık gelen atomlar R0 arasındaki mesafe, kimyasal bağın uzunluğuna karşılık gelecektir (eğri 1). Etkileşen hidrojen atomlarındaki elektronların dönüşleri aynı ise, itin, daha sonra itme meydana gelir (eğri 2). Farklı atomlar için iletişim enerjisi 170-420 KJ / MOL (40-100 kcal / mol) aralığında değişir.

Elektron geçişi, daha yüksek bir enerji süitine veya seviyesine (yani, daha önce belirtilen uyarma veya kıvılcım süreci) enerji maliyetleri gerektirir. Kimyasal bir bağın oluşumunda, enerji serbest bırakılır. Kimyasal bağın kararlı olması için, uyarma nedeniyle atomun enerjisinde bir artışın, sonuçta olan kimyasal bağın enerjisinden daha az olması gerekir. Başka bir deyişle, atomların uyarılması için enerji maliyetlerinin, iletişimin oluşumu ile enerjinin serbest bırakılması ile telafi edilmek gerekir.

İletişim enerjisi hariç kimyasal bağ, uzunluk, çokluk ve polarite ile karakterizedir. İkiden fazla atomdan oluşan bir molekül için, bir bütün olarak bağlar ile molekülün kutupları arasındaki açıların değerleri esastır.

İletişimin çokluğu, iki atomu bağlayan elektronik çift sayısı ile belirlenir. Böylece, ETHAN H3C-CH3'teki, karbon atomları arasındaki bağlantı, etilen H2C \u003d CH2 - çift, asetilen Naºсн - üçlü olarak. Çoklu iletişimde bir artışla, bağlanma enerjisi artar, iletişim enerjisi C-C, 339 KJ / MOL, C \u003d C - 611 KJ / MOL ve CºC - 833 KJ / MOL'dur.

Atomlar arasındaki kimyasal bağ, elektronik bulutların örtüşmesi ile belirlenir. Üst üste binme, atomların çekirdeğini bağlayan çizgi boyunca gerçekleşirse, böyle bir bağlantı bir Sigma-Bond (Σ-Bond) denir. İki S-elektron, S ve P-elektron, iki px-elektron, S ve D elektronu nedeniyle oluşabilir (örneğin):

Bir e-çift tarafından gerçekleştirilen kimyasal bağ bekar denir. Tek bağlantı her zaman σ-bağdır. Orbital Tip S, yalnızca σ-tahviller oluşturabilir.

İki atomun bağlantısı birden fazla elektron ile gerçekleştirilebilir. Bu bağlantı çoklu denir. Birden fazla iletişimin oluşumuna bir örnek bir azot molekülü olabilir. Azot molekülünde, px-orbital bir σ-bağ oluşturur. İletişimin oluşumunda, PZ orbitalleri iki alan ortaya çıkardı
Örtüşen - X ekseninin üstünde ve altında:

Böyle bir bağlantının PI-Bond (π-iletişim) denir. İki atom arasındaki π-bağın meydana gelmesi, yalnızca zaten σ-bağ ile zaten bağlandıklarında oluşur. Nitrol molekülündeki ikinci π-bağ, ru-orbital atomlarını oluşturur. Π-Tahvillerin oluşumunda, elektronik bulutlar σ-tahviller durumunda daha az örtüşür. Sonuç olarak, π-ilişki, aynı atomik orbital tarafından oluşturulan σ-bağlardan genellikle daha az dayanıklıdır.

p-ORBITALS Hem Σ ve π-iletişimi oluşturabilir; Birden fazla bağlantıda, bunlardan biri mutlaka σ-bond:.

Böylece, üç bağlantının azot molekülünde, bir - σ-bağ ve iki-π-bağ.

Bağlantının uzunluğu, bağlı atomların çekirdekleri arasındaki mesafedir. Çeşitli bileşiklerdeki bağların uzunlukları, nanometrenin onda birinin değerlerine sahiptir. Bağlantıların uzunluğunun çokluğundaki bir artışla, azaltılır: N-N, N \u003d N ve NºN bağlarının uzunlukları 0,145'e eşittir; 0.125 ve 0.109 nm (10-9 m) ve C-C, C \u003d C ve CºC bağlarının uzunlukları sırasıyla 0.154; 0.134 ve 0.120 nm.

Farklı atomlar arasında, elektronegallik (EO) 1 atomun aynı olduğu durumlarda net kovalent bağ kendini gösterir. Tayland Molekülleri Elektrosysimetrik, yani. Nüklei'nin pozitif suçlamalarının "yerçekimi" ve negatif elektronların çakışması bir noktada çakışır, bu nedenle polar olmayan denir.

Bağlantı atomları farklı EO varsa, aralarında bulunan elektronik bulut, daha büyük EO ile atoma yakın bir simetrik konumdan kaydırılır:

Elektron bulutunun yer değiştirmesi polarizasyon denir. Tek taraflı polarizasyonun bir sonucu olarak, moleküldeki pozitif ve negatif yüklerin yerçekimi merkezleri bir noktada çakışmaz, aralarında belirli bir mesafe (L) oluşur. Bu tür moleküller kutup veya dipoller denir ve atomlar arasındaki ilişki polar olarak adlandırılır.

Polar Bond, önemsiz tek taraflı polarizasyon yapmış bir tür kovalent bağdır. Moleküldeki pozitif ve negatif yüklerin "yerçekimi merkezleri" arasındaki mesafe bir dipol uzunluğunda denir. Doğal olarak, polarizasyon ne kadar büyük olursa, dipolün uzunluğu ve moleküllerin kutupları. Moleküllerin kutuplarını tahmin etmek, genellikle dipolün (L), yani, I.E.'nin uzunluğu için temel elektrik yükünün (E) büyüklüğünün bir ürünü olan sabit bir dipol anı (MR) kullanın. .

Dipol momentleri D (D \u003d 10-18 E. Sanat. Un. × cm, çünkü ilköğretim şarjı 4.810-10 el. Sanat. Un. Ve dipolün uzunluğu ortalama olarak ortalama Atomların iki çekirdeği arasındaki mesafe, bunlar. 10-8 cm) veya koulometreler (CL × M) (1 D \u003d 3.33 · 10-30 KL × M) (Elektron Ücreti 1.6 · 10-19 CL, ücretler arasındaki mesafeden çarpılır) Örneğin, 0.1 nm, daha sonra MR \u003d 1.6 · 10-19 × 1 × 10-10 \u003d 1.6 · 10-29 cl · m). Moleküllerin kalıcı dipol anları sıfıra 10 d vardır.

Kutupsuz olmayan moleküllerde L \u003d 0 ve MP \u003d 0, yani Dipol anları yok. Polar Moleküller MR\u003e 0 ve 3.5 - 4.0 D değerlerine ulaşır.

EO'da atomlarda çok yüksek bir farklılıkla, açık bir taraflı polarizasyon var: Elektronik iletişim bulutu en büyük EO'dan bir atoma doğru kaydırılır, atomlar karşıt şarj edilmiş iyonlara geçiyor ve bir iyonik molekül oluşuyor:

Kovalent bağ iyonik olur. Elektroksimetrik moleküller artar, dipolün uzunluğu artar, dipol momenti 10 d'ye yükselir.

Kompleks molekülün toplam dipol anı, bireysel bağlantıların dipol momentlerinin eşit bir vektör toplamı olarak kabul edilebilir. Dipol anı genellikle dipolün pozitif ucundan olumsuza yönlendirilir.

Bağıl eo atomlarını kullanarak iletişimin kutuplarını tahmin edebilirsiniz. Atomların göreceli EO arasındaki fark arttıkça, polaritenin daha güçlü olduğu ifade edilir: DEO \u003d 0 - Kutupsuz bir kovalent bağ; DEO \u003d 0 - 2 - kutupsal kovalent bağ; DEO \u003d 2 - İyon bağlantı. İyonik iletişim derecesi hakkında konuşmak daha doğrudur, çünkü iletişim% 100 olarak iyon değildir. CSF bağlantısında bile, iyon bağlantısı sadece% 89'dur.

Elektronların atomdan atomun atomuna geçişinden kaynaklanan kimyasal bağ, iyonik olarak adlandırılır ve karşılık gelen kimyasal bileşik moleküller iyondur. Katı halde iyonik bileşikler için bir iyon kristal kafes karakterize edilir. Erimiş ve çözünmüş durumda, elektrik akımı yaparlar, yüksek erime ve kaynama noktasına ve önemli bir dipol anı var.

Herhangi bir periyodun elemanlarının bileşiklerini aynı elemanla, daha sonra dönemin sonuna kadar hareket ettikçe, ağırlıklı olarak bir iletişimin iyonik bir doğası kovalent ile değiştirilir. Örneğin, 2. yaşam süresinin florideslerinde, BEF2, CF4, NF3, OF2, F2, lityum florür ile iletişimin iyonikliği derecesi kademeli olarak zayıflar ve flor molekülündeki tipik bir kovalent bağ ile değiştirilir.

Böylece, kimyasal bağın niteliği birdir: kovalent polar ve iyonik bağların oluşumunun mekanizmasındaki temel fark değildir. Bu ilişkiler, sadece molekülün elektronik bulutunun polarizasyonu derecesiyle farklılık gösterir. Gelen moleküller, dipol uzunlukları ve sabit dipol momentlerinin değerleri ile karakterize edilir. Kimyada, dipol anının değeri çok büyük. Kural olarak, dipol anı ne kadar büyük olursa, moleküllerin reaktivitesi o kadar yüksek olur.

Kimyasal İletişim Eğitim Mekanizmaları

Valans yönteminde, kimyasal bağın oluşumu için değişim ve donör-alıcı mekanizmalar ayırt edilir.

Değiştirilebilir mekanizma. Kimyasal bağ oluşumunun değişim mekanizması, her bir atomdan bir elektronik çiftin oluşumunda bir elektronun karıştığı durumlarda vakaları içerir.

H2, Li2'de, eşleşmemiş S-elektronları nedeniyle Na2 molekülleri oluşturulur. Eşleşmemiş p-elektronları nedeniyle F2 ve CL2 moleküllerinde. HF ve HCL iletişim moleküllerinde, hidrojen S-elektronları ve halojen p-elektronları oluşturulur.

Değişim mekanizması üzerindeki bileşiklerin oluşumunun bir özelliği, atomun herhangi bir şekilde olmadığını, ancak sınırlı sayıda bağlantı olduğunu gösteren doygunluktur. Özellikle sayıları, eşleştirilmemiş değerlik elektronlarının sayısına bağlıdır.

Kuantum hücrelerinden N ve H, azot atomunun 3 olduğu görülebilir.

eşleştirilmemiş elektron ve bir hidrojen atomu birdir. Doygunluk ilkesi, sürdürülebilir bileşiğin NH3, NH veya NH4'ü NH3 olmamasının gerektiğini göstermektedir. Bununla birlikte, örneğin, NO, NO2, CLO2, tek sayıda elektron içeren moleküller vardır. Hepsi artan reaktivite ile karakterize edilir.

Bireysel aşamalarda kimyasal reaksiyonlar Örneğin, H, NH2, O, CH3 olarak radikal olarak adlandırılan Valeno doymamış gruplar oluşturulabilir. Radikallerin reaktivitesi çok yüksektir ve bu nedenle varlıklarının zamanı genellikle küçüktür.

Donör-Alıcı Mekanizması

Amonyak NH3 ve BORA trifluorid BF3'ün varientli doymuş bileşiklerinin reaksiyon yoluyla birbirleriyle reaksiyona girdiği bilinmektedir.

NH3 + BF3 \u003d NH3BF3 + 171.4 KJ / MOL.

Bu reaksiyonun mekanizmasını düşünün:

Bor üçünün dört yörüngesinin yerleştiği ve birinin boş kaldığı görülebilir. Amonyak molekülünde, dört azot yörüngesi nüfusludur, bunlardan üçü, azot ve hidrojen elektronlarının değişim mekanizmasında ve biri azota ait bir elektronik çifti içerir. Böyle bir elektronik çift, ortalama bir elektronik çift denir. H3N · BF3 bileşiğinin oluşumu, buhar elektronik çifti amonyağının boş bir orbitalinin bir boru florürün bir orbitalini kaplaması nedeniyle ortaya çıkar. Bu durumda, sistemin potansiyel enerjisi azalır ve eşdeğer miktarda enerji ayırt edilir. Böyle bir eğitim mekanizması, donör-alıcı, donör - böylece elektronik çiftini eğitime veren böyle bir atom denir (içinde) bu durum azot atomu); Boş bir orbital sağlayan bir atom elektronik bir çift, bir alıcı olarak adlandırılır (bu durumda, bor atomu). Bağışçı alıcı iletişimi bir tür kovalent bağdır.

Bileşik H3N · BF3 azot ve bor - tetravalent. Azot atomu, ek kimyasal bağın oluşumu için ortalama içermeyen bir elektronik çifti kullanılması sonucunda değerliğini 3 ila 4 artırır. Atom Bor, değerliğinde ücretsiz yörüngenin varlığı nedeniyle değerliği arttırır elektron seviyesi. Böylece, elemanların değerliği, yalnızca eşleştirilmemiş elektronların sayısıyla değil, aynı zamanda marjinal elektronik çiftlerin varlığını ve değerlik elektron seviyesinde serbest ordenlerin varlığını da belirlenir.

Donör alıcı bir mekanizma için kimyasal bağın daha kolay bir şampiyonası, hidrojen iyonu ile amonyak reaksiyonudur:

. Hidrojen iyonunun boş orbitalinin bir elektronik çifti alıcısı tarafından oynanır. Amonyum İyon NH4 + Azot Atom Tourbailenten.

Atomik orbitallerin bağlantılarının ve hibridizasyonu

İkiden fazla atomdan oluşan bir molekülün önemli bir özelliği, geometrik konfigürasyonudur. Kimyasal bağların oluşumunda yer alan atomik orbitallerin karşılıklı düzenlemesi ile belirlenir.

Örtüşen elektronik bulutlar, yalnızca elektronik bulutların belirli bir karşılıklı yönelimiyle mümkündür; Bu durumda, örtüşen alan, etkileşimli atomlara göre belirli bir yönde bulunur.

İyon bağlantısı oluştuğunda, iyonun elektrik alanı küresel simetriye sahiptir ve bu nedenle iyonik bağlantı sahip değil veya doygunluğa sahip değildir.

kCH. \u003d 6 kch. \u003d 6.

Su molekülündeki bağlar arasındaki açı 104.5'tir. Kuantum-mekanik temsiller temelinde açıklanabilir. Oksijen Atomunun Elektronik Devresi 2S222P4. Her iki parasız p-orbital, birbirlerine 90'lık bir açıyla düzenlenmiştir - hidrojen atomlarının elektronik bulutlarını p-orbital oksijen atomu ile örtüşen maksimum, tahvillerin 90TO'ların bir açıyla yerleştirilmesi durumunda . Su molekülünde, bağlantı o - N polarnadır. Hidrojen atomunda, bir oksijen atomu üzerinde etkili bir pozitif yük Δ +, δ-. Bu nedenle, 104,5 \\ arasındaki bağlar arasındaki açıda bir artış, hidrojen atomlarının etkili pozitif suçlamalarının ve elektronik bulutların bozulmasından kaynaklanmaktadır.

Kükürt elektrik, EO oksijenden önemli ölçüde daha azdır. Bu nedenle, H2S'deki H -S bağının polaritesi, H20'deki N-O'nun polaritesinden daha azdır ve H-S (0.133 nm) uzunluğu, N-O (0.56 nm) 'den daha büyüktür ve bağlantılar arasındaki açı doğrudan yaklaşır. H2S için, 92O'dur ve H2SE için - 91O.

Aynı nedenlerden dolayı, amonyak molekülü, H-N-H valans bağları arasında daha doğrudan (107.3 °) arasında bir piramit ve açıya sahiptir. NH3'ten Ph3, Ash3 ve SBH3'e geçişte, bağlar arasındaki açılar sırasıyla 93.3 °'dir; 91.8O ve 91,3O.

Atomik orbitallerin hibridizasyonu

Heyecanlı berilyum atomu, 2S12P1 konfigürasyonuna sahiptir, heyecanlı bir bor atomu - 2S12P2 ve heyecanlı bir karbon atomu - 2S12P3. Bu nedenle, kimyasal bağlantıların oluşumunda aynı değil aynı zamanda çeşitli atomik orbitallerin bulunabileceği varsayılabilir. Örneğin, BECL2, BECL3, CCL4 gibi bileşiklerde, düzensiz güç ve iletişim yönü olmalı ve P-orbitals'tan gelen σ-tahviller, S-Oritals'tan iletişimden daha dayanıklı olmalıdır, çünkü P-Orbitals için örtüşen için daha uygun koşullar vardır. Bununla birlikte, deneyim, çeşitli değerlik orbital (S, P, D) ile merkezi atomlar içeren moleküllerde, tüm bağlar eşit olduğunu göstermektedir. Bunun açıklaması, Slater ve Paulong'a verildi. Çeşitli yörüngelerin enerjilerde farklı olmadığı sonucuna vardılar, uygun sayıda hibrit orbitals. Hibrit (karışık) orbitaller çeşitli atom ordenlerinden oluşur. Hibrit orbital sayısı, hibridizasyona katılan atomik orbitallerin sayısına eşittir. Hibrit orbitaller elektronik bir bulut ve enerji biçiminde aynıdır. Atomik orbitallerle karşılaştırıldığında, kimyasal bağların oluşumu yönünde daha uzun ve bu nedenle elektronik bulutların en iyi örtüşenlerini belirler.

Atomik orbitallerin hibridizasyonu enerji maliyetleri gerektirir, bu nedenle izole bir atomdaki hibrit orbitaller dengesizdir ve temiz JSC'ye dönüşmek için çaba sarfır. Kimyasal bağların oluşumunda, hibrit orbitaller stabilize eder. Hibrit orbital tarafından oluşturulan daha güçlü bağlar nedeniyle, sistemden daha fazla enerji serbest bırakılır ve bu nedenle sistem daha kararlı hale gelir.

sP-hibridizasyon, örneğin halojenürlerin oluşumunda, Zn, CO ve HG (II) oluşumunda meydana gelir. Değerlikte, tüm metaller halojenürler karşılık gelen enerji seviyesi S ve p-amentli elektronlarda içerir. Molekül oluştuğunda, bir S ve bir p-orbital, 180 ° 'lik bir açıyla iki hibrit SP-orbital oluşturur.

Deneysel veriler, hepsinin, Zn, CD ve HG (II) halısürlerinin doğrusal olduğunu ve her iki bağın aynı uzunluğa sahip olduğunu göstermektedir.

sP2 hibridizasyonu. Bir S-Orbital ve iki p-orbitalinin hibridizasyonu sonucunda, birbiri arasında 120 ° açıyla bir düzlemde bir düzlemde bulunan üç hibrit SP2-orbital oluşturulur.

sP3 hibridizasyonu, karbon bileşiklerinin karakteristiğidir. Bir S-Orbital ve üç p-orbitalinin hibridizasyonu sonucunda, tetrahedronun üst kısımlarını orbitaller 109,5® arasında bir açıyla hedefleyen dört hibrit SP3 orbitali oluşur.

Hibridizasyon, örneğin CH4, CCL4, C (CH3) 4, vb. İçindeki diğer atomlarla karbon atomunun bağlarının tam olarak eşdeğerleşmesinde ortaya çıkar.

Hibridizasyonda, sadece S ve R- değil, aynı zamanda D- ve F-orbitals de dahil edilebilir.

SP3D2 Hibridizasyonunda, 6 eşit bulut oluşturulur. Bu tür bileşiklerde olduğu gibi gözlenir.

Hibridizasyondaki sunumlar, başka bir şekilde açıklanamayan moleküllerin yapısının bu özelliklerini anlamayı mümkün kılar.

Atomik orbitallerin (AO) hibridizasyonu, elektron bulutunun eğitim yönünde diğer atomlarla yer değiştirmesine neden olur. Sonuç olarak, örtüşen hibrit orbitallerinin alanı saf orbitalden daha büyük ve iletişimin gücünün artmasıdır.

Polarize edilebilirlik ve iyonların ve moleküllerin polarize etkisi

Elektrik alanında iyon veya molekül deforme olur, yani. Çekirdeğin ve elektronların göreceli bir kayması var. İyonların ve moleküllerin bu deforme olasılığı polarize edilebilirlik denir. Dış katmanın elektronları atomda en az ilişkili olduğu için, öncelikle kaydırılırlar.

Anyonların polarlaştırılabilirliği genellikle katyonların polarizabüsünden önemli ölçüde daha yüksektir.

Elektronik kabukların aynı yapısı ile, iyonun polarizabilitesi, örneğin bir üst üste pozitif bir yük artışı olarak azalır:

Elektronik analogların iyonları için, polarize edilebilirlik, örneğin elektronik katman sayısında bir artışla artar, örneğin: veya.

Moleküllerin polarlaştırılabilirliği, içine dahil edilen atomların polarizararlılığı, geometrik konfigürasyon, bağlantıların miktarı ve çokluğu vb. İle ilgilidir. Bağıl polarizararılıkla ilgili sonuç yalnızca bir atomda farklı benzer şekilde inşa edilmiş moleküller için mümkündür. Bu durumda, moleküllerin polarizasyonundaki fark, atomların kutsallığındaki farkla değerlendirilebilir.

Elektrik alanı, şarj edilmiş bir elektrot ve iyon olarak oluşturulabilir. Böylece, iyonun kendisi, diğer iyonlara veya moleküllere polarize edici bir eylem (kutuplaşma) olabilir. İyonun polarize edici etkisi, şarjında \u200b\u200bbir artışla artar ve yarıçapta azalır.

Anyonların polarize edici etkisi, katyonların polarize edici etkisinden genellikle önemli ölçüde daha azdır. Bu, katyonlara kıyasla büyük miktarda anyonlardan kaynaklanmaktadır.

Moleküllerin kutuplıysa polarize edici bir etkisi vardır; Polarize eylem, molekülün dipol momentinden daha yüksektir.

Polarize yetenek bir üst üste artar çünkü Yarıçap, iyonun azaldığı elektrik alanını arttırır.

Hidrojen İletişim

Hidrojen bağ, özel bir kimyasal bağ tipidir. F, O, N gibi güçlü elektronik olmayan metal olmayan hidrojen bileşiklerinin anormal derecede yüksek kaynar sıcaklıklara sahip olduğu bilinmektedir. H2TE - H2SE - H2S satırında, kaynama noktası doğal olarak azaltılır, daha sonra H2S'den H2O'ya geçerken, bu sıcaklıktaki bir artışa keskin bir atlama vardır. Aynı resim bir dizi halojen-hidrojen asitlerinde gözlenir. Bu, H2O molekülleri, HF molekülleri arasındaki belirli bir etkileşimin varlığını gösterir. Bu etkileşim, ortaya çıkan molekülleri birbirinden engellemelidir, yani. Onların oynaklıklarını azaltın ve bu nedenle, ilgili maddelerin kaynama noktasını arttırın. EO kimyasal bağlarındaki büyük fark nedeniyle H-F, H-O, H-N çok polarize edilmiştir. Bu nedenle, hidrojen atomunun pozitif etkili bir şarj (δ +) ve F, O ve N'nin üzerinde bir elektron yoğunluğundan oluşur ve negatif olarak (D-) şarj edilirler. Coulomb Atraksiyonu nedeniyle, bir molekülün bir elektrone edici bir başka molekül atomu ile pozitif yüklü hidrojen atomu oluşur. Bu sayede moleküller birbirlerine çekilir (hidrojen bağları işaretlenir).

Hidrojen, iki bağlı partikülden birinin (molekül veya iyonlardan) bir parçası olan hidrojen atomu tarafından oluşturulan böyle bir bağ denir. Hidrojen bağının (21-29 kJ / mol veya 5-7 kcal / mol) enerjisi, normal kimyasal bağın enerjisinden yaklaşık 10 kat daha azdır. Bununla birlikte, hidrojen bağ, dimerik moleküllerin (H2O) 2, (HF) 2 ve çiftler halinde formik asidin varlığını belirler.

HF, HO, HN, HCL atomları, HS, hidrojen iletişim enerji düşüşlerinin bir kombinasyonunda. Aynı zamanda sıcaklıkta bir artışla da azalır, bu nedenle bir buhar durumundaki maddeler sadece küçük bir dereceye kadar bir hidrojen ilişkisi göstermektedir; Sıvı ve katı haldeki maddelerin karakteristik özelliğidir. Su, buz, sıvı amonyak, organik asitler, alkoller ve fenoller gibi bu tür maddeler, dimerler, trimerler ve polimerler ile ilişkilidir. Sıvı durumunda, en stabil dimer.

İntermoleküler etkileşimler

Daha önce, moleküllerin atomlarından oluşmasının neden olduğu bağlantılar göz önünde bulunduruldu. Ancak, moleküller arasında da etkileşim var. Gazların yoğunlaşmasının nedenidir ve bunları sıvı ve katı gövdelere dönüştürür. Moleküler etkileşim güçlerinin ilk ifadesi 1871'de verildi. Van der Waals. Bu nedenle, Vanderwals kuvvetlerinin adını aldı. İntermoleküler etkileşim kuvvetleri, oryantasyon, indüksiyona ve dağılıma ayrılabilir.

Dipollerin varyans uçlarının elektrostatik etkileşimi nedeniyle polar moleküller, bazı moleküllerin dipollerinin olumsuz uçlarının pozitif hale getirilmesi için boşlukla yönlendirilir.

diğer moleküllerin dipollerinin uçları (oryantasyon intermoleküler etkileşim).

Bu etkileşimin enerjisi, iki dipolün elektrostatik çekiciliği ile belirlenir. Daha fazla dipol, intermoleküler cazibe (H2O, HC1) daha da güçlendirir.

Moleküllerin ısı hareketi, moleküllerin karşılıklı yönünü önler, bu nedenle artan sıcaklıkla, oryantasyon etkisi zayıflıyor. Endüksiyon etkileşimi, polar molekülleri olan maddelerde de gözlenir, ancak oryantasyondan genellikle önemli ölçüde daha zayıftır.

Kutup molekülü komşu molekülün kutuplarını artırabilir. Başka bir deyişle, bir dipolün etkisi altında başka bir molekülün bir dipolü artabilir ve polar olmayan bir molekül kutuplaşabilir:

b.

Dipol moment, polarizasyonun bir sonucu olarak başka bir molekül veya iyon tarafından kaynaklanan dipol anı denir ve indüksiyonun kendisi indüksiyondur. Böylece, moleküllerin indüksiyon etkileşimi daima oryantasyon etkileşimi üzerine bindirilmelidir.

Polar olmayan moleküller olması durumunda (örneğin, H2, N2 veya asil gazlar), oryantasyonel ve indüksiyon etkileşimi yoktur. Bununla birlikte, hidrojen, azot ve asil gazların yandığı bilinmektedir. Bu gerçekleri açıklamak için Londra, intermoleküler etkileşimin dağılma güçleri kavramını tanıttı. Bu güçler, yapılarından bağımsız olarak, herhangi bir atom ve molekül arasında etkileşime girer. Çok sayıda atom grubunda anlaşılan anında dipol anlarından kaynaklanırlar:

Her bir zamanda, dipol yönü farklı olabilir. Bununla birlikte, kararlaştırılan ortaya çıkmaları, sıvı ve katı oluşumuna yol açan zayıf etkileşim kuvvetlerini sağlar. Özellikle, asil gazların düşük sıcaklıklarda bir sıvı duruma geçişini belirler.

Böylece, moleküller arasında hareket eden kuvvetler arasındaki en küçük bileşen, dispersiyon etkileşimidir. Moleküller arasında küçük polarite veya polarite olmayan (CH4, H2, Hi) arasında mevcut kuvvetler arasında esas olarak dağılır. Moleküllerin sahip olduğu dipol anı ne kadar büyükse, aralarındaki etkileşimin oryantasyon kuvvetleri ne kadar büyük olur.

Bir dizi benzer maddelerde, dispersiyon etkileşimi, bu maddelerin moleküllerini oluşturan atomların büyüklüğünde bir artışla artar. Örneğin, HCL'de, dispersiyon kuvvetlerinin, tüm intermoleküler etkileşimin% 81'ini, HBR için% 81'ini oluşturur, bu değer% 95 ve Hi -% 99,5'dir.

Moleküler Orbitals (MO) yönteminde kimyasal iletişimin açıklaması

Güneş yöntemi, kimyager tarafından yaygın olarak kullanılmaktadır. Bu yöntemin bir parçası olarak, büyük ve karmaşık bir molekül, ayrı iki merkez ve iki elektronlu bağlantılardan oluşan olarak kabul edilir. Kimyasal bağın neden olduğu elektronların iki atom arasında lokalize olduğu varsayılmaktadır. Çoğu molekül için güneş yöntemi başarı ile uygulanabilir. Bununla birlikte, bu yöntemin uygulanmadığı veya sonuçlarının deneyimlerle çelişkili olduğu bir dizi molekül vardır.

Bazı durumlarda, kimyasal bağların oluşumundaki rolü tanımlayıcı rolünün elektronik çiftler tarafından oynanmadığı, ancak ayrı elektronlar olduğu tespit edilmiştir. Bir elektronla kimyasal iletişim olasılığı iyonun varlığını gösterir. Bu iyon hidrojen atomundan ve hidrojen iyonundan oluştuğunda, enerji 255 KJ'de (61 KCAL) vurgulanır. Böylece iyondaki kimyasal bağ, oldukça dayanıklıdır.

Güneş yöntemini kullanarak oksijen molekülündeki kimyasal bağını tanımlamaya çalışırsanız, öncelikle, ikincisi, oksijen molekülünde ikincisi çift (σ ve p-iletişim) olması gerektiği sonucuna varırız, tüm elektronlar gerekir eşleştirilmeli, t. O2 molekülü, diamagnetik olmalıdır. [Diamagnetik maddelerde, atomlar sabit bir manyetik anı yoktur ve madde itilir manyetik alan. Paramanyetik madde, hangi veya moleküllerin manyetik bir anı olan atomları denir ve manyetik bir alana alınacak bir özelliğe sahiptir. Deneysel veriler, enerjide oksijen molekülündeki bağlantının gerçekten çift olduğunu, ancak molekülün diamajnetik değil, bir paramanyetik olmadığını göstermektedir. Havalandırılmış iki elektron var. Güneş yöntemi bu gerçeği açıklamak için güçsüzdür.

Kimyasal bağın kuantum mekanik yorumunun en iyi yolu şu anda moleküler orbitallerin (MO) yöntemi olarak kabul edilir. Bununla birlikte, güneş yöntemi ile çok daha karmaşıktır ve sonuncusu kadar görsel olarak değil.

MO yöntemi, molekülün tüm elektronlarını moleküler orbitaller üzerinde görüyor. Molekülte, elektron, karşılık gelen dalga fonksiyonu ψ tarafından tarif edilen belirli bir mo üzerinde bulunur.

Mo türleri. Bir atomun elektronu, yaklaşırken, diğer atomun kapsamına, hareketin niteliğine girer ve sonuç olarak, elektronun dalga fonksiyonu değiştirilir. Elde edilen molekülde, dalga fonksiyonlarında veya elektron orbitalinde bilinmemektedir. Tanınmış JSC'ye göre MO türünü belirlemenin birkaç yolu vardır. En sık, MO, atomik orbitallerin (LCAO) doğrusal bir kombinasyonu ile elde edilir. Pauli'nin Prensibi, Gund'un kuralı, en az enerji ilkesi MO yöntemi için geçerlidir.

İncir. 2.2 Atomik orbitallerden gelen ciltleme ve yırtılma molekülleri oluşumu.

MO'nun basit grafik biçiminde, LCAO gibi, dalga fonksiyonlarını alabilir, katlanabilir veya çıkarabilirsiniz. Şekil 2.2, ilk JSC'den bağlanma ve yırtılma mo oluşumunu sunar.

AO, karşılık gelen JSC'nin enerjileri büyüklükte yakınsa ve AO'nun bağlantı eksenine göre aynı simetriye sahip olması durumunda MO'yu oluşturabilir.

Dalga fonksiyonları veya yörünge, hidrojen 1s iki doğrusal kombinasyon verebilir - biri ilave edilirse, diğeri - çıkarılırken (Şekil 2.2).

Dalga fonksiyonları katlandığında, o zaman üst üste binen alanda elektron bulutun yoğunluğunu, ψ2 ile orantılı olarak orantılı hale gelir, atomların atomları arasında aşırı bir negatif yük oluşturur ve atom çekirdeklerine etkilenir. MO, hidrojen atomlarının dalga fonksiyonlarını ekleyerek elde edilir, bağlanma denir.

Dalga fonksiyonları düşülürse, çekirdek atomları arasındaki alanda, elektron bulutunun yoğunluğu sıfıra eşitleşir, elektronik bulut, atomlar arasındaki alandan "itilir". Elde edilen Mo atomları bağlayamaz ve yırtılma denir.

Hidrojen S-Orbitals yalnızca σ-bağları oluşturduğundan, elde edilen MO, ΣC ve ΣR olarak belirtilmiştir. 1s-atomik orbital tarafından oluşturulan MO, ΣCV1S ve ΣP1S ile gösterilir.

Ciltleme MO potansiyeli (ve eksiksiz) elektronların enerjisi, JSC'den daha az olduğu, ancak patlamada daha az olduğu ortaya çıktı. Mutlak değerde, elektronlardaki enerjinin gözyaşı orbitalleri üzerindeki artış, bağlayıcı orbitaller üzerindeki enerjinin azalmasından biraz daha büyüktür. Ciltleme yörüngesinde olan elektron, atomlar arasında bir bağlantı sağlar, molekülü stabilize etmek ve yırtılma orbital elektronu molekülü, yani molekülleri destekler. Atomlar arasındaki bağlantı zayıflar. Erazr. \u003e Eru.

MO, aynı simetrideki 2P orbitallerinden oluşur: X ekseni boyunca bulunan 2P orbitalinden σ-orbital bağlanma ve yırtılma. ΣCV2R ve ΣP2R ile gösterilirler. Ciltleme ve yırtılma P-orbitals 2PZ orbitallerinden oluşur. Sırasıyla, ™ 2PZ, πP2PZ belirtiler. Benzer şekilde, Все2ру ve ир2u-orbital oluşturulur.

Mo doldurma. Doldurma MO elektronları, yörüngelerin enerjisini arttırmak için meydana gelir. MO'nun aynı enerjiye (veya π-orbital) olması durumunda, doldurma, molekülün sıkma momentinin en büyük olduğu için, Hinda kuralına göre oluşur. Her ay, atomik gibi iki elektronu barındırabilir. Belirtildiği gibi, atomların veya moleküllerin manyetik özellikleri, eşleştirilmemiş elektronların varlığına bağlıdır: molekülde eşleşmemiş elektronlar varsa, yoksa, diamagnetic yoksa paramanyetiktir.

İyonu düşünün.

Şemadan sadece elektronun ΣCV - MO tarafından yerleştirildiği görülebilir. Sabit bir bileşik, 255 KJ / MOL, iletişim uzunluğu - 0.106 nm olan bir iletişim enerjisi ile oluşturulur. Moleküler iyon paramanyetik. Güneş yönteminde olduğu gibi iletişimin çokluğunun elektronik çiftlerin sayısı ile belirlendiğini varsayarsak, daha sonra iletişimin çokluğu ½'ye eşittir. Eğitim sürecini aşağıdaki gibi oluşturun:

Bu giriş, ΣCV'nin 1S AO'dan oluşturulan ΣCV'nin bir elektron olduğu anlamına gelir.

Sıradan bir hidrojen molekülü, ΣCV1S-Orbital'de zıt dönüşlerle zaten iki elektron içerir:. H2'deki iletişim enerjisi - 435 KJ / MO'tan daha büyüktür ve iletişimin uzunluğu (0.074 nm) daha azdır. H2 molekülü, diamajnetik bir molekül olan tek bir bağlantıya sahiptir.

İncir. 2.3. İki hidrojen atomu sisteminde AO ve MO'nin enerji diyagramı.

Moleküler iyon (+ HE + ® HE + 2 [(SSV1S) 2 (SP1S) 1), ΣSR.1S-Orbital'e bir elektron bulunur. İletişim Enerjisi B - 238 KJ / MOL (H2'ye kıyasla) ve iletişimin uzunluğu (0.108) artar. Bağın çokluğu ½'e eşittir (bağlantının çokluğu, ciltleme ve yırtılma yörüngeleri üzerindeki elektron sayısının farkının yarısına eşittir).

Hipotetik HE2 molekülü, σcv1s yörüngesinde iki elektronu ve σр1s orbital üzerindeki iki elektronu olacaktır. Bir elektron yönetimi, ciltleme orbital üzerindeki elektron bağlama etkisini tahrip ettiğinden, HE2 molekülü mevcut olamaz. Güneş yöntemi de aynı çıktıya yol açar.

Aşağıda, elektron modellerini, moleküllerin oluşumunda, dönemin elemanları ile doldurma sırasıdır. B2 ve O2 molekülünün şemalarına uygun olarak, paramanyetik ve V2 molekülü var olamaz.

Moleküllerin elementlerin atomlarından oluşması II aşağıdaki gibi kaydedilebilir (K - dahili elektronik katmanlar):

Moleküllerin ve MMO'nun fiziksel özellikleri

Ciltleme ve gevşeme MO'nun varlığı doğrulandı fiziki ozellikleri moleküller. MO yöntemi, bir molekülün atomlarından oluşumunda, moleküldeki elektronların bağlanma orbitallerine düştüğünü öngörmenize olanak sağlar, daha sonra moleküllerin iyonizasyon potansiyelleri, atomik iyonizasyon potansiyellerinden daha büyük olmalıdır ve elektronlar düşerse Orbital pişirmede, o zaman tam tersi.

Böylece, hidrojen ve azot moleküllerinin (bağlayıcı orbitaller) - 1485 ve 1500 kJ / mol'ün iyonlaştırma potansiyelleri - hidrojen ve azot atomlarının iyonizasyonu potansiyellerinden daha fazlası - 1310 ve 1390 kJ / mol ve oksijen moleküllerinin iyonizasyon potansiyellerinden daha fazlası ve Flor (gözyaşlı orbitaller) - 1170 ve 1523 KJ / MOL - karşılık gelen atomlardan daha az - 1310 ve 1670 KJ / mol. Moleküllerin iyonizasyonu, elektron bağlanma orbitalinden (H2 ve N2) çıkarılırsa, iletişim gücü azalır ve elektronun yırtılma orbitalinden (O2 ve F2) çıkarıldığında artar.

Farklı atomlu çift renkli moleküller

MO Çeşitli atomlu moleküller için (NO, CO), ilk atomlar iyonlaştırma potansiyellerinin değerlerinden çok farklı değilse, aynı şekilde oluşturulmuştur. CO molekülü için, örneğin:

Bir atomun oksijen atomunun enerjisi, ilgili karbon orbitallerinin enerjilerinin altında (1080 KJ / MOL), çekirdeğe daha yakın bulunurlar. Elektronların dış katmanları 10'daki ilk atomlarda bulunan elektronlar, Cilt Cilt SSV2S ve yırtılma SP2S orbitallerini ve bağlanma ve PS2RY, Z-Orbital'i doldurur. C molekülü, bir N2 molekülü ile izoelektronik olarak ortaya çıkar. ATOM'ların CO MOLEKÜL (1105 KJ / MOL) bağlayıcı enerjisi, azot molekülünden (940 KJ / MOL) daha büyüktür. İletişim Uzunluğu C-O - 0.113 nm.

Molekül No.

bir pişirme yörüngesinde bir elektron var. Bundan dolayı, hiçbir iletişim enerjisi (680 kJ / mol) N2 veya CO'dan daha az değildir. Bir elektronun hiçbir molekülündeki bir elektronun çıkarılması (iyonizasyon no + 'a), atomların bağlanma enerjisini 1050-1080 KJ / MOL'a kadar arttırır.

MO oluşumunu hidrojen HF'nin florür molekülünde düşünün. Flor iyonlaştırma potansiyeli (17.4 EV veya 1670 KJ / MOL), hidrojenden (13.6 EV veya 1310 KJ / mol) daha büyük olduğundan, florin 2P orbitalleri, 1s-orbital hidrojenden daha az enerjiye sahiptir. Hidrojen atomunun 1'lerin orbitalinin enerjilerinin ve florin atomunun 2'lerin orbitalinin enerjilerinin büyük farkı nedeniyle etkileşime girmez. Böylece, 2'ler orbital florin, HF'deki MO enerjisinde bir değişiklik olmadan olur. Bu tür orbitaller inkaring olarak adlandırılır. 2RU ve 2RZ -Orbital florin ayrıca, bağlantı eksenine göre simetrideki fark nedeniyle 1S hidrojen orbital ile etkileşime giremez. Onlar da bozuk hale geldiler. Bağlama ve ayrılma MO, 1S orbital hidrojen ve 2 adet-orbital flordan oluşur. Hidrojen ve flor atomları, 560 KJ / MOL ile iki elektronik bir bağla bağlanır.

Bibliyografi

Glinka n.l. Genel Kimya. - m.: Kimyada, 1978. - S. 111-153.

Shimanovich I.E., Pavlovich M.L., Tikova v.f., Malashko P.m. Tanımlanmış formüllerde ortak kimya, şemalar. - MN: UNIVVERSITECKAI, 1996. - S. 51-77.

Vorobev V.K., Eliseev S.Yu., Vrublevsky A.V. Pratik I. bağımsız iş kimyada. - Mn: Ue "Donyar", 2005. - S. 21-30.

Birleşik kimyasal bağ teorisi mevcut değildir, koşullu olarak kimyasal bağlar kovalente ayrılır ( evrensel görünüm İletişim), iyonik (özel kovalent bağı), metalik ve hidrojen.

Kovalent iletişim

Kovalent iletişimin oluşumu üç mekanizma içinde mümkündür: değişim, donör-alıcı ve datin (Lewis).

Göre değişim mekanizması Kovalent iletişimin oluşumu, ortak elektronik çiftlerin genelleştirilmesi nedeniyle oluşur. Aynı zamanda, her bir atom bir inert gaz kabuğu satın almaya çalışır, yani. Tamamlanmış bir dış enerji seviyesi alın. Exchange tipindeki kimyasal bağların oluşumu, her bir değerlik elektro atomunun noktalarla tasvir edildiği Lewis formülleri kullanılarak gösterilmiştir (Şekil 1).

İncir. 1 Exchange Mekanizması'ndaki HCL Molekülünde bir kovalent bağın eğitimi

Atom ve kuantum mekaniğinin yapısı teorisinin geliştirilmesi ile, bir kovalent bağın oluşumu, üst üste gelen elektronik orbitaller olarak gösterilir (Şekil 2).

İncir. 2. Örtüşen elektronik bulutlar nedeniyle kovalent iletişimin eğitimi

Atomik orbitallerin üst üste binmesi, bağlantıyı daha da güçlendirir, iletişimin uzunluğu ve daha fazla enerjisi. Kovalent bağ, farklı orbital örtüşerek oluşturulabilir. S-S, S-P orbitallerinin yanı sıra D-D, P-P, D-P orbitallerinin yanı sıra, eğitimin bir sonucu olarak, eğitim meydana gelir. 2 atomun çekirdeğini bağlayan çizgiye dik, bağlantı oluşturulur. Bir ve bir - ilişki - bir çok (çift) kovalent bağ, alkenes sınıfının organik maddelerinin özelliği, alkadiennes, vb. Alkin sınıfının organik maddelerinin (asetilenler).

Eğitim kovalent donör-Alıcı Mekanizması Amonyum Katyon örneğini göz önünde bulundurun:

NH 3 + H + \u003d NH 4 +

7 N 1S 2 2S 2 2P 3

Azot atomu, serbest marjinal bir elektron çiftine sahiptir (molekülün içindeki kimyasal bağların oluşumuna katılmayan elektronlar) ve hidrojen katyonu ücretsiz bir orbitaldir, bu nedenle sırasıyla bir donör ve bir elektron alıcısıdır.

Kovalent bir bağlantının oluşumu için görev mekanizması, klorin molekülü örneğinde dikkate alınacaktır.

17 CL 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 5

Klor atomu, serbest marjinal bir elektron çifti ve boş bir yörünge sahiptir, bu nedenle özellikleri ve donör ve alıcı gösterebilir. Bu nedenle, bir klor molekülünün oluşumunda, bir klorin atomu bir donör olarak işlev görür, diğeri bir alıcıdır.

Ana kovalent bağın özellikleri şunlardır: Doyurulabilirlik (atomun kendisine bağlanırken, değerlik yetenekleri için çok fazla elektrona tutturulduğunda zengin bağlantılar oluşturulur; bunların bağlı elektron sayısı grip değerlik yeteneklerinden daha az olduğunda doymamış bağlar oluşturulur); Yön (Bu değer, molekülün geometrisi ve bağlantılar arasındaki "değerlik açısı" kavramı ile ilişkilidir).

İyon İletişim

Saf iyon bağına sahip bir bileşik yoktur, ancak bunun kimyasal olarak ilişkili bir atomun halidir, burada, atomun sabit elektron ortamının, genel bir elektron yoğunluğunun daha elektronegatif bir elemanın bir atomuna tam bir geçişi ile yaratıldığı. İyonik iletişim, yalnızca değişmez olarak yüklenmiş iyonlar - katyonlar ve anyonlar halinde olan elektronegatif ve elektropozitif elementlerin atomları arasında mümkündür.

Tanım

İyon Bir elektronun atomuna ayırma veya takılmasıyla oluşturulan elektriksel olarak şarj edilmiş parçacıklar olarak adlandırılır.

Elektron iletildiğinde, metallerin ve metallerin atomları, elektronik kabuğun çekirdekleri etrafındaki sabit bir konfigürasyon oluşturma eğilimindedir. Nenetal Atom, çekirdeğinin etrafındaki müteakip inert gazın bir kabuğunu oluşturur ve metal atomu önceki inert gazdır (Şekil 3).

İncir. 3. Sodyum klorür molekülü örneğinde iyon iletişimin eğitimi

Saf formda bir iyon bağlantısı olduğu moleküller, maddenin bir buhar durumunda bulunur. İyonik ilişki çok dayanıklıdır, bu maddenin bu bağla bağlantılı olarak yüksek erime noktasına sahiptir. İyonik iletişim için kovalentin aksine, yön ve doygunluk karakteristik değildir, çünkü iyonlar tarafından oluşturulan elektrik alanı, küresel simetri nedeniyle tüm iyonlara aynı etki eder.

Metal bağlantı

Metal Bond yalnızca metallerde gerçekleştirilir - bu metal atomları tek bir kafes içinde tutan etkileşimdir. Tüm hacmine ait metal atomların sadece değerlik elektronları İletişimin oluşumunda yer almaktadır. Atomlardan kaynaklanan metallerde, elektronlar sürekli olarak metalin tüm kütlesi boyunca hareket eder. Elektronlardan yoksun metal atomları, hareketli elektronları kabul etmeye çalışan pozitif yüklü iyonlara dönüştürülür. Bu sürekli işlem, metalin tüm atomlarını sıkıca bağlayan "elektronik gaz" olarak adlandırılan metalin içinde oluşur (şek. 4).

Metal bağ güçlüdür, bu nedenle metaller için karakteristiktir sıcaklık Erime ve "elektron gazı" varlığı, kaba ve plastisite ile metaller verir.

Hidrojen İletişim

Hidrojen Bond, belirli bir intermoleküler etkileşimdir, çünkü oluşumu ve gücü bağlıdır kimyasal doğa Maddeler. Bir hidrojen atomunun yüksek elektronejit edilebilirliğe sahip bir atomla ilişkili olduğu moleküller arasında oluşturulur (O, N, S). Hidrojen bağının oluşması, birinci olarak, bir elektronejat atomu ile ilişkili hidrojen atomu elektronlara sahip değildir ve diğer atomların elektronik bulutlarına kolayca gömülebilir ve ikinci olarak, bir değerlik S-Orbital, bir hidrojene sahip olabilir. Atom, elektronegatif atomun sulu bir çift elektronu alabilir ve onunla donuk bir alıcı bir mekanizması olan bir bağ oluşturabilir.

Çoğu unsurun atomları, birbirleriyle etkileşime girebilecekleri için ayrı ayrı yoktur. Bu durumda, daha karmaşık parçacıklar etkileşim oluşturulur.

Kimyasal bağın doğası, elektrik yükleri arasındaki etkileşimin güçleri olan elektrostatik kuvvetlerin etkisinden oluşur. Bu suçlamaların elektronları ve atomların çekirdeklerine sahiptir.

Harici elektronik seviyelerde (değerlik elektronları) bulunan elektronlar, çekirdekten dolayı, her şeyin etkileşimlerinden daha zayıf, bu, çekirdeklerden uzaklaşabilecekleri anlamına gelir. Atomların birbirleriyle bağlanmasından sorumludurlar.

Kimyada Etkileşim Türleri

Kimyasal bağ tipleri aşağıdaki tablo olarak gösterilebilir:

İyon bağlantısının karakteristik

Nedeniyle oluşan kimyasal etkileşim İyonların çekiciliğiİyonik denilen farklı masraflara sahip olmak. Bu, bağlanmış atomların elektronegativasyonda (yani elektronları çekme yeteneği) anlamlı bir farklıysa ve elektron çiftinin daha elektronegatif bir elemana hareket ederse oluşur. Böyle bir elektron geçişinin bir bir atomdan diğerine sonucu, şarj edilmiş parçacıkların oluşumudur. Aralarında ve cazibe ortaya çıkıyor.

Elektronegativasyonun en küçük göstergeleri tipik metallerVe en büyük - tipik olmayanlar. Bu nedenle, tipik metaller ile tipik metal olmayanlar arasında etkileşime girerken iyonlar oluşturulur.

Metal atomlar pozitif olarak yüklü iyonlar (katyonlar), dış elektronik seviyelerin elektronları verilmesi ve metal olmayanların elektronlarını alarak, bu şekilde dönerek negatif şarj iyonlar (anyonlar).

Atomlar, elektronik konfigürasyonlarını tamamlayarak daha sürdürülebilir bir enerji durumuna gidiyor.

İyonik ilişki yönsüzdür değildir ve doyumlu değildir, çünkü elektrostatik etkileşim her yöne doğru gerçekleştiğinden, iyon karşı işaretin iyonlarını her yöne çekebilir.

İyonların yeri, her birinin etrafında belirli sayıda karşıt şarjlı iyon olduğudur. İyonik bileşikler için "molekül" kavramı hiç bir anlamı yok.

Eğitim örnekleri

Sodyum klorürde (NaCl) iletişimin oluşumu, bir elektronun NA atomundan CL atomuna, karşılık gelen iyonları oluşturmak için şanzımanından kaynaklanmaktadır:

NA 0 - 1 E \u003d NA + (Katyon)

CL 0 + 1 E \u003d CL - (Anyon)

Sodyum klorürde sodyum klorürde altı klor anyonu vardır ve her klor iyonu etrafında altı sodyum iyon vardır.

Baryum sülfitteki atomlar arasındaki etkileşimde, aşağıdaki işlemler meydana gelir:

BA 0 - 2 E \u003d BA 2+

S 0 + 2 E \u003d S 2-

VA, iki elektronlu tabanını, bunun sonucu olarak, kükürt anyonlarının 2 ve BARARY Cation BA 2+ oluşur.

Metal Kimyasal İletişim

Metallerin dış enerji seviyelerinin elektronlarının sayısı küçüktür, çekirdeğinden kolayca ayrılırlar. Böyle bir ayrımın bir sonucu olarak, metal iyonları ve serbest elektronlar oluşur. Bu elektronlar "elektronik gaz" denir. Elektronlar, metal hacmi boyunca serbestçe hareket eder ve sürekli bağlanır ve atomlardan ayrılır.

Metal maddenin yapısı böyledir: kristal hücre Bir eksen maddesidir ve düğümleri arasında elektronlar serbestçe hareket edebilir.

Aşağıdaki örnekler verilebilir:

Mg - 2e.<-> Mg 2+

CS - E.<-> CS +.

Ca - 2e.<-> CA 2+.

Fe - 3e.<-> Fe 3+

Kovalent: kutupsal ve kutupsuz olmayan

En yaygın kimyasal etkileşim türü bir kovalent bağdır. Etkileşime giren elemanların elektroniklük değerleri keskin değildir, bu bağlantıda, yalnızca genel elektron çiftinin yer değiştirmesi daha elektronegatif bir atomun için gerçekleşir.

Kovalent etkileşimi, değişim mekanizması veya donör alıcı tarafından oluşturulabilir.

Exchange mekanizması, atomların her biri harici elektronik seviyelerde eşleşmemiş elektronlara sahipse ve üst üste gelen atom ordenleri, her iki atom için ait bir çift elektrona yol açarsa uygulanır. Atomlardan biri harici bir elektron seviyesinde bir çift elektron bulunduğunda, diğeri ise ücretsiz bir yörüngedir, daha sonra atomik orbitaller örtüşürken, donör-alıcı mekanizma üzerinde sosyal bir çift ve etkileşim var.

Kovalent çoklukla ayrılır:

  • basit veya bekar;
  • çift;
  • Üçlü.

Çiftler iki çift elektronun bir kerede sosyalleşmesini ve üçlü - üçünü sağlar.

Elektron yoğunluğunun (polarite) dağılımı üzerine kovalent bağlar arasındaki bağlama atomları aşağıdakilere bölünür:

  • polar olmayan;
  • polar.

Kutupsuz iletişim aynı atomları ve polar - farklı elektronegativasyonu oluşturur.

ATOM'ların elektronize edilebilirliğin yakınındaki etkileşimi polar olmayan bağ denir. Böyle bir moleküldeki toplam elektron çifti, atomlardan herhangi birine çekilmez, ancak her ikisine de eşit olarak aittir.

Elektrontajda farklı unsurların etkileşimi, polar bağların oluşumuna yol açar. Bu tür bir etkileşimle birlikte ortak elektronik çiftler daha elektronegatif bir eleman tarafından çekilir, ancak tamamen kendilerine tamamen gidemezler (yani, iyonların oluşumu gerçekleşmez). Bu tür bir elektron yoğunluğunun atomlar üzerindeki bir geçişinin bir sonucu olarak, kısmi yükler görünür: daha elektronegatif - negatif bir şarj ve daha az - pozitif.

Covalency özellikleri ve özellikleri

Kovalent bağın ana özellikleri:

  • Uzunluk, etkileşimli atomların çekirdekleri arasındaki mesafe ile belirlenir.
  • Polarite, elektronik bulutun atomlardan birine yer değiştirmesi ile belirlenir.
  • Odaklanma - iletişim alanına yönlendirilmiş mülkiyet ve buna göre, belirli geometrik şekillere sahip moleküller.
  • Doyurulabilirlik sınırlı sayıda bağlantı kurma yeteneği ile belirlenir.
  • Polarizary, harici bir elektrik alanının etkisiyle polariteyi değiştirme yeteneği ile belirlenir.
  • Bağlantının imhası için gerekli olan enerji, gücünü belirleyen.

Kovalent olmayan polar olmayan bir etkileşimin bir örneği, hidrojen molekülleri (H2), klorin (CL2), oksijen (O2), azot (N2) ve diğerleri olabilir.

H · + · h → H-H molekülü tek kutupsuz bir bağlantıya sahip

O: +: o → o \u003d o molekülün bir çift kutupsuzluğa sahip olması,

Ṅ: + ṅ: → N≡n molekülünün üçlü kutupsuzluğa sahip.

Kovalent kimyasal elementlerin, karbon dioksit moleküllerinin (CO2) ve karbon monoksit (CO) gaz, hidrojen sülfit (H2S), hidroklorik asit (HC1), su (H2O), metan (CH4), sülfur oksit (SO2) örnekleri olarak ve diğerleri.

CO2 molekülünde, karbon ve oksijen atomları arasındaki ilişki kovalent polardır, çünkü daha fazla elektronegatif hidrojen elektron yoğunluğunu kendine çeker. Oxygen, dış düzeyde eşleşmemiş elektron bulunur ve karbon, etkileşimin dört valans elektronunun oluşumunu sağlayabilir. Sonuç olarak, çift bağlar ve molekül şuna benzer: o \u003d c \u003d o.

Bir veya başka bir moleküldeki iletişim türünü belirlemek için, atomlarının bileşenlerini göz önünde bulundurmak için yeterlidir. Basit Maddeler Metaller Metal, metal olmayan metaller - İyonik, basit maddeler Metal olmayanlar - Kovalent dikkatli ve farklı metallerden oluşan moleküller, kovalent polar bağ ile oluşturulur.