Χημικοί δεσμοί -χημικός δεσμός - η αμοιβαία έλξη των ατόμων, που οδηγεί στο σχηματισμό μορίων και κρυστάλλων.

Προς το παρόν, δεν αρκεί η ένδειξη της παρουσίας ενός χημικού δεσμού, αλλά είναι απαραίτητο να αποσαφηνιστεί ο τύπος του: ιονικός, ομοιοπολικός, διπόλος-διπόλος, Ομοιοπολικό δεσμό σχηματίζεται λόγω των κοινών ζευγών ηλεκτρονίων που προκύπτουν στα κελύφη των συνδεδεμένων ατόμων.

Μπορεί να σχηματιστεί από άτομα ενός συνόλου του ίδιου στοιχείου και μετά να είναι μη πολικό. Για παράδειγμα, ένας τέτοιος ομοιοπολικός δεσμός υπάρχει στα μόρια των μονών στοιχείων αερίων H2, O2, N2, Cl2, κ.λπ.

Ένας ομοιοπολικός δεσμός μπορεί να σχηματιστεί από άτομα διαφορετικών στοιχείων που έχουν παρόμοια χημική φύση, και στη συνέχεια είναι πολικό. Για παράδειγμα, ένας τέτοιος ομοιοπολικός δεσμός υπάρχει στα μόρια H20, NF3, CO2. Ένας ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ των ατόμων στοιχείων που έχουν ηλεκτροαρνητικό χαρακτήρα

Ηλεκτροπαραγωγικότηταείναι η ικανότητα των ατόμων χημικό στοιχείο τραβήξτε κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων που εμπλέκονται στο σχηματισμό χημικών δεσμών

Μεταλλικός δεσμός προκύπτει ως αποτέλεσμα μερικής μετεγκατάστασης ηλεκτρονίων σθένους, τα οποία κινούνται αρκετά ελεύθερα στο μεταλλικό πλέγμα, αλληλεπιδρώντας ηλεκτροστατικά με θετικά φορτισμένα ιόντα. Οι δυνάμεις δέσμευσης δεν εντοπίζονται και δεν κατευθύνονται και τα ηλεκτρόνια που έχουν υποκατασταθεί προκαλούν υψηλή θερμική και ηλεκτρική αγωγιμότητα.

Ένας ιονικός δεσμός είναι μια ειδική περίπτωση ενός ομοιοπολικού δεσμού, όταν το σχηματισμένο ζεύγος ηλεκτρονίων ανήκει πλήρως σε ένα πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο, το οποίο γίνεται ανιόν. Η βάση για το διαχωρισμό αυτού του δεσμού σε ξεχωριστό τύπο είναι το γεγονός ότι ενώσεις με έναν τέτοιο δεσμό μπορούν να περιγραφούν στην ηλεκτροστατική προσέγγιση, υποθέτοντας ιοντικός δεσμός λόγω της έλξης θετικών και αρνητικών ιόντων. Η αλληλεπίδραση ιόντων αντίθετου σημείου δεν εξαρτάται από την κατεύθυνση και οι δυνάμεις Coulomb δεν διαθέτουν την ιδιότητα κορεσμού. Επομένως, κάθε ιόν ιοντική ένωση προσελκύει έναν τέτοιο αριθμό ιόντων του αντίθετου σημείου για να σχηματίσει ένα κρυσταλλικό πλέγμα ιοντικός τύπος... Δεν υπάρχουν μόρια σε έναν ιοντικό κρύσταλλο. Κάθε ιόν περιβάλλεται από συγκεκριμένο αριθμό ιόντων διαφορετικού σημείου (αριθμός συντονισμού ιόντων). Ιονικά ζεύγη μπορούν να υπάρχουν σε αέρια κατάσταση ως πολικά μόρια. Στην αέρια κατάσταση, το NaCl έχει διπολική ροπή ~ 3 ∙ 10 –29 C ∙ m, η οποία αντιστοιχεί σε 0,8 μετατόπιση του φορτίου ηλεκτρονίου με μήκος δεσμού 0,236 nm από Na σε Cl, δηλαδή Na 0,8+ Cl 0,8– .

Δεσμός υδρογόνου. Ο σχηματισμός του οφείλεται στο γεγονός ότι ως αποτέλεσμα μιας ισχυρής μετατόπισης ηλεκτρονικό ζεύγος σε ένα ηλεκτροαρνητικό άτομο, ένα άτομο υδρογόνου με ένα αποτελεσματικό θετικό φορτίο μπορεί να αλληλεπιδράσει με ένα άλλο ηλεκτροαρνητικό άτομο (F, O, N, λιγότερο συχνά Cl, Br, S). Η ενέργεια μιας τέτοιας ηλεκτροστατικής αλληλεπίδρασης είναι 20-100 kJ ∙ mol –1. Οι δεσμοί υδρογόνου μπορεί να είναι ενδο- και διαμοριακοί. Ο ενδομοριακός δεσμός υδρογόνου σχηματίζεται, για παράδειγμα, σε ακετυλακετόνη και συνοδεύεται από το κλείσιμο του κύκλου

Τα μόρια καρβοξυλικών οξέων σε μη πολικούς διαλύτες διμερίζονται λόγω δύο διαμοριακών δεσμών υδρογόνου

Ο δεσμός υδρογόνου παίζει εξαιρετικά σημαντικό ρόλο σε βιολογικά μακρομόρια, όπως ανόργανες ενώσεις όπως H2O, H2F2, NH3. Λόγω των δεσμών υδρογόνου, το νερό χαρακτηρίζεται από τόσο υψηλά σημεία τήξης και βρασμού σε σύγκριση με το H2E (E \u003d S, Se, Te). Αν δεσμοί υδρογόνου απουσίαζαν, τότε το νερό θα έλιωνε στους –100 ° С και θα έβραζε στους –80 ° С.

Ο δεσμός Van der Waals (διαμοριακός) είναι ο πιο καθολικός τύπος διαμοριακού δεσμού, που προκαλείται από δυνάμεις διασποράς (επαγόμενο δίπολο - διπολικό επαγόμενο), επαγωγική αλληλεπίδραση (μόνιμο δίπολο - προκαλούμενο δίπολο) και προσανατολιστική αλληλεπίδραση (μόνιμο δίπολο - μόνιμο δίπολο) Η ενέργεια του δεσμού van der Waals είναι μικρότερη από τον δεσμό υδρογόνου και ανέρχεται σε 2-20 kJ ∙ mol –1.

Επιλογή 1

1. Προσδιορίστε τον τύπο του χημικού δεσμού στις ενώσεις N₂, KF, HF, NH2 και H2S. Γράψτε τους δομικούς και ηλεκτρονικούς τύπους των ενώσεων NH compounds και HF.

2. Σχεδιάστε τους ηλεκτρονικούς τύπους ουδέτερου ατόμου και ιόντων λιθίου. Πώς διαφέρει η δομή αυτών των σωματιδίων;
Li: 1s2 2s1 - ουδέτερο άτομο λιθίου
Κατιόν λιθίου (δωρεά ένα ηλεκτρόνιο): Li +: 1s2 2s0

3. Προσδιορίστε τον τύπο του κρυσταλλικού πλέγματος που χαρακτηρίζει κάθε μία από τις ακόλουθες ουσίες: χλωριούχο κάλιο, γραφίτη, ζάχαρη, ιώδιο, διαμάντι.
KCl - ιοντικό πλέγμα, ατομικό, μοριακό σάκχαρο, ιώδιο - μοριακό, διαμάντι - ατομικό.

Επιλογή 2

1. Από τους δεδομένους τύπους ουσιών, γράψτε μόνο τους τύπους ενώσεων με έναν ομοιοπολικό πολικός σύνδεσμος: CO2, PH3, H2, OF₂, O₂, KF, NaCl.
CO2, PH3, OF2

2. Κατασκευάστε τους ηλεκτρονικούς τύπους χλωρίου Cl2, υδρόθειο H2S και φωσφίνης PH2.

3. Για συγκεκριμένα παραδείγματα, συγκρίνετε φυσικές ιδιότητες ουσίες με μοριακό και κρυσταλλικό πλέγμα.

Επιλογή 3

1. Προσδιορίστε τον τύπο του χημικού δεσμού στις ενώσεις SO2, NCl3, ClF3, Br2, H2O και NaCl.

2. Συνθέστε τους ηλεκτρονικούς τύπους μορίων ιωδίου Iine, νερού και μεθανίου CH2.

3. Χρησιμοποιώντας συγκεκριμένα παραδείγματα, δείξτε πώς ορισμένες φυσικές ιδιότητες των ουσιών εξαρτώνται από τον τύπο του κρυσταλλικού πλέγματος τους.

Επιλογή 4

1. Από τους δεδομένους τύπους ουσιών, γράψτε μόνο τους τύπους ενώσεων με έναν ομοιοπολικό μη πολική σύνδεση: I₂, HCl, O₂, NH2, H20, N₂, Cl2, PH3, NaNO₃.
I2, O2, N2, Cl2

"Χημεία. Βαθμός 8". Ο.Σ. Γκαμπριέλιαν

Σχηματισμός χημικού δεσμού μεταξύ ατόμων στοιχείων

Ερώτηση 1 (1).
Δεδομένου ότι οι τιμές ΕΟ του υδρογόνου και του φωσφόρου είναι οι ίδιες, ο χημικός δεσμός στο μόριο PH3 θα είναι ομοιοπολικό μη πολικό.

Ερώτηση 2 (2).
І. α) στον δεσμό μορίου S2 ομοιοπολικό μη πολικόΑπό σχηματίζεται από άτομα του ίδιου στοιχείου. Το σχήμα σχηματισμού σύνδεσης θα έχει ως εξής: Θείο - στοιχείο κύρια υποομάδα Ομάδα VI. Τα άτομα θείου έχουν 6 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό περίβλημα. Θα υπάρχουν δύο μη ζευγάρια ηλεκτρόνια (8 - 6 \u003d 2). Ας ορίσουμε τα εξωτερικά ηλεκτρόνια, τότε το σχήμα σχηματισμού του μορίου θείου θα μοιάζει με:

β) στον δεσμό μορίου K2O ιωνικός, επειδή σχηματίζεται από τα άτομα των μεταλλικών και μη μεταλλικών στοιχείων.
Το κάλιο είναι ένα στοιχείο της πρώτης ομάδας της κύριας υποομάδας, μέταλλο. Είναι πιο εύκολο για το άτομο του να δωρίσει 1 ηλεκτρόνιο παρά να δεχτεί τα 7 ηλεκτρόνια που λείπουν:

Το οξυγόνο είναι ένα στοιχείο της κύριας υποομάδας της έκτης ομάδας, ένα μη μέταλλο. Είναι πιο εύκολο για το άτομο του να δεχτεί 2 ηλεκτρόνια, τα οποία δεν είναι αρκετά για να ολοκληρώσουν το επίπεδο, παρά να δωρίσουν 6 ηλεκτρόνια:

Ας βρούμε το μικρότερο κοινό πολλαπλό μεταξύ των φορτίων των σχηματισμένων ιόντων, είναι ίσο με 2 (2.1). Προκειμένου τα άτομα καλίου να δώσουν 2 ηλεκτρόνια, πρέπει να ληφθούν 2, έτσι ώστε τα άτομα οξυγόνου να μπορούν να πάρουν 2 ηλεκτρόνια, είναι απαραίτητο να ληφθεί 1 άτομο, έτσι ώστε το σχήμα για το σχηματισμό οξειδίου του καλίου να μοιάζει με:

γ) στο μόριο H2S δεσμό ομοιοπολικό πολικό, επειδή σχηματίζεται από άτομα στοιχείων με διαφορετικό EO. Το σχήμα σχηματισμού χημικών δεσμών θα έχει ως εξής:
Το θείο είναι ένα στοιχείο της κύριας υποομάδας της ομάδας VІ. Τα άτομα του έχουν 6 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό κέλυφος. Θα υπάρχουν 2 μη ζευγαρωμένα ηλεκτρόνια (8 - 6 \u003d 2).
Το υδρογόνο είναι ένα στοιχείο της κύριας υποομάδας της ομάδας 1. Τα άτομα του περιέχουν 1 ηλεκτρόνιο στο εξωτερικό κέλυφος. Ένα ηλεκτρόνιο δεν είναι ζευγαρωμένο (για ένα άτομο υδρογόνου, η στάθμη των δύο ηλεκτροδίων είναι πλήρης).
Ας υποδείξουμε τα εξωτερικά ηλεκτρόνια ατόμων θείου και υδρογόνου, αντίστοιχα:

ή
Η-Σ-Η
Στο μόριο του υδρόθειου, τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων μετατοπίζονται προς ένα πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο - θείο:

1. α) στο μόριο Ν2, ο δεσμός είναι ομοιοπολικός μη πολικός, επειδή σχηματίζεται από άτομα του ίδιου στοιχείου. Το σχήμα σχηματισμού σύνδεσης έχει ως εξής:
Το άζωτο είναι ένα στοιχείο της κύριας υποομάδας της ομάδας V. Τα άτομα του έχουν 5 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό κέλυφος. Υπάρχουν τρία μη ζευγάρια ηλεκτρόνια (8 - 5 \u003d 3).
Ας δηλώσουμε τα εξωτερικά ηλεκτρόνια του ατόμου αζώτου με τελείες:

β) στο μόριο Li 3N, ο δεσμός είναι ιοντικός, επειδή σχηματίζεται από τα άτομα των μεταλλικών και μη μεταλλικών στοιχείων.
Το λίθιο είναι ένα στοιχείο της κύριας υποομάδας της ομάδας Ι, μέταλλο. Είναι πιο εύκολο για το άτομο του να δωρίσει 1 ηλεκτρόνιο παρά να δεχτεί τα 7 ηλεκτρόνια που λείπουν:

Το άζωτο είναι ένα στοιχείο της κύριας υποομάδας της ομάδας V, χωρίς μέταλλο. Είναι πιο εύκολο για το άτομο του να δεχτεί 3 ηλεκτρόνια, τα οποία δεν είναι αρκετά μέχρι την ολοκλήρωση του εξωτερικού επιπέδου, παρά να δωρίσουν πέντε ηλεκτρόνια από το εξωτερικό επίπεδο:

Ας βρούμε το μικρότερο κοινό πολλαπλό μεταξύ των φορτίων των σχηματισμένων ιόντων, είναι
ισούται με 3 (3: 1 \u003d 3). Για να δώσουν άτομα λιθίου 3 ηλεκτρόνια, χρειάζονται 3 άτομα, έτσι ώστε τα άτομα αζώτου να μπορούν να δεχτούν 3 ηλεκτρόνια, χρειάζεται μόνο ένα άτομο:

γ) στο μόριο NCl3, ο δεσμός είναι ομοιοπολικός πολικός, επειδή σχηματίζεται από άτομα μη μεταλλικών στοιχείων με διαφορετικές τιμές EO. Το σχήμα σχηματισμού σύνδεσης έχει ως εξής:
Το άζωτο είναι ένα στοιχείο της κύριας υποομάδας της ομάδας V. Τα άτομα του έχουν 5 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό περίβλημα. Θα υπάρχουν τρία μη ζευγάρια ηλεκτρόνια (8-5 \u003d 3).
Το χλώριο είναι ένα στοιχείο της κύριας υποομάδας της ομάδας VII. Τα άτομα του περιέχουν 7 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό κέλυφος. Αζεύγη υπολείμματα
1 ηλεκτρόνιο (8 - 7 \u003d 1). Ας υποδείξουμε τα εξωτερικά ηλεκτρόνια ατόμων αζώτου και χλωρίου, αντίστοιχα:

Τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων είναι προκατειλημμένα προς το άτομο αζώτου, το οποίο είναι πιο ηλεκτροαρνητικό:

Ερώτηση 3 (3).
Ο δεσμός στο μόριο HCl είναι λιγότερο πολικός από ό, τι στο μόριο HF, διότι στη σειρά αλλαγών στην ΕΟ, το χλώριο και το υδρογόνο απέχουν λιγότερο μεταξύ τους από το φθόριο και το υδρογόνο.

Ερώτηση 4 (4).
Ένας ομοιοπολικός χημικός δεσμός σχηματίζεται με γενίκευση εξωτερικών ηλεκτρονίων. Σύμφωνα με τον αριθμό των συνηθισμένων ζευγών ηλεκτρονίων, μπορεί να είναι μονό, διπλό ή τριπλό, και σύμφωνα με την ηλεκτροαρνητικότητα των ατόμων που το σχηματίζουν - ομοιοπολικό πολικό και ομοιοπολικό μη πολικό.

Παράδειγμα 1. Προσδιορίστε ποια από τα ακόλουθα μόρια F 2, HF, BeF 2, BF 3, PF 3, CF 4 είναι πολικός.

Απόφαση: Τα διατομικά μόρια που σχηματίζονται από τα ίδια άτομα (F2) είναι μη πολικά και τα διαφορετικά (HF) είναι πολικά. Η πολικότητα των μορίων που αποτελούνται από τρία ή περισσότερα άτομα καθορίζεται από τη δομή τους. Η δομή των μορίων BeF2, BF 3, CF4 εξηγείται χρησιμοποιώντας την έννοια του υβριδισμού ατομικά τροχιακά (αντίστοιχα, sp-, sp 2 - και sp 3 - υβριδοποιήσεις). Γεωμετρικό άθροισμα διπολικών στιγμών συνδέσεις E-F σε αυτά τα μόρια είναι μηδέν, επομένως είναι μη πολικά.

Όταν σχηματίζεται ένα μόριο PF3, υπάρχει επικάλυψη τριών τροχιακών ρ του ατόμου φωσφόρου με τα ηλεκτρονικά π-τροχιακά τριών ατόμων φθορίου. Ως αποτέλεσμα, αυτό το μόριο έχει πυραμιδική δομή. Καταλήγουμε σε παρόμοιο συμπέρασμα εάν χρησιμοποιήσουμε τις έννοιες του sp 3 - υβριδισμού με τη συμμετοχή ενός μοναχικού ζεύγους ηλεκτρονίων για να εξηγήσουμε τη δομή του μορίου PF 3. Συνολική διπολική ροπή ομόλογα Р-F δεν είναι μηδέν και αυτό το μόριο είναι πολικό. Τα τελικά αποτελέσματα της παραπάνω ανάλυσης παρουσιάζονται στον πίνακα.

Παράδειγμα 2. Να χαρακτηρίζει τις ικανότητες σθένους των ατόμων οξυγόνου και σεληνίου.

Απόφαση. Ο ηλεκτρονικός τύπος του ατόμου οξυγόνου 1s 2 2s 2 2p 4... Υπάρχουν μόνο έξι ηλεκτρόνια στο εξωτερικό στρώμα ηλεκτρονίων αυτού του ατόμου, δύο από τα οποία δεν είναι ζευγάρια. Επομένως, στις ενώσεις του, το οξυγόνο δισθενής... Αυτή είναι η μόνη δυνατή κατάσταση σθένους του ατόμου οξυγόνου, καθώς τα στοιχεία της δεύτερης περιόδου στερούνται ρε-τροχιάς.

Στην τέταρτη περίοδο άτομο σεληνίου στο εξωτερικό στρώμα ηλεκτρονίων, επιπλέον του μικρό- και Ρ- Τα τροχιακά είναι επίσης διαθέσιμα ρε- τροχιακά, στα οποία, όταν ενθουσιαστούν, μπορούν να μεταφερθούν μικρό- και Ρ- ηλεκτρόνια. Ως αποτέλεσμα, όπως στην περίπτωση του ατόμου θείου (Εικ.5.9), το σελήνιο στις ενώσεις του μπορεί να είναι όχι μόνο δισθενής, αλλά επίσης τέσσερα- και εξασθενής.

Παράδειγμα 3.Τακτοποιήστε τα μόρια NH3, H2O, SiH4, PH3 με σκοπό την αύξηση του μήκους του χημικού δεσμού στοιχείου-υδρογόνου.

Απόφαση: Το μήκος του χημικού δεσμού αυξάνεται με την αύξηση της ακτίνας του ατόμου που συνδέεται με το άτομο υδρογόνου. Κατά σειρά αυξανόμενου μήκους, οι δεσμοί διατάσσονται ως εξής: H2O, NH3, PH 3, SiH4.

Παράδειγμα 4.Τακτοποιήστε τα μόρια O2, N 2, Cl 2, Br2 με σειρά αυξανόμενης ενέργειας χημικού δεσμού.

Απόφαση. Η ενέργεια του δεσμού αυξάνεται με τη μείωση του μήκους του και την αύξηση της πολλαπλότητας του δεσμού. Επομένως, ένας απλός δεσμός σε ένα μόριο χλωρίου είναι ισχυρότερος από ότι σε ένα μόριο βρωμίου. Ένας διπλός δεσμός λαμβάνει χώρα σε ένα μόριο οξυγόνου. Αυτός ο δεσμός είναι ισχυρότερος μονός δεσμός μόριο χλωρίου, αλλά ασθενέστερο από τον τριπλό δεσμό στο μόριο αζώτου. Ως αποτέλεσμα, η ενέργεια χημικού δεσμού αυξάνεται με την ακόλουθη σειρά: Br 2, Cl 2, O 2, N 2.

Παράδειγμα 5.Καθορίστε τον τύπο του κρυσταλλικού πλέγματος για τις ακόλουθες ουσίες: γραφίτης, ψευδάργυρος, χλωριούχος ψευδάργυρος, στερεό διοξείδιο του άνθρακα.

Απόφαση. Ο γραφίτης, όπως και το διαμάντι, έχει πλέγμα ατομικού κρυστάλλου, ενώ ο ψευδάργυρος έχει πλέγμα από κρυσταλλικό μέταλλο. Ο χλωριούχος ψευδάργυρος έχει πλέγμα ιοντικών κρυστάλλων. Στους κόμβους του κρυσταλλικού πλέγματος στερεού μονοξειδίου του άνθρακα (IV) υπάρχουν μόρια CO 2, επομένως αυτή η ουσία στη στερεή κατάσταση έχει ένα πλέγμα μοριακών κρυστάλλων.