Електронна двойка участва в разглежданите примери за образуване на химическа връзка. Тази връзка се нарича сингъл.Понякога се нарича обикновен, т.е. обичайно. Този вид връзка обикновено се обозначава с една черта, свързваща символите на взаимодействащите атоми.

Припокриването на електронни облаци по права линия, свързваща двете ядра, води до Сигма връзка(o-облигация). Единична облигация в повечето случаи е а-връзка.

Връзката, образувана чрез припокриване на страничните области на р-електронни облаци, се нарича pi-връзка(i-bond). Двойнаи тройнавръзките се образуват съответно с две и три електронни двойки. Двойната връзка е една а-връзка и една i-връзка, тройната връзка е една a-връзка и две i-връзки.

Нека обсъдим образуването на връзки в молекулите на етан С 2 Н 6, етилен С 2 Н 4, ацетилен С 2 Н 2 и бензен С 6 Н b.

Ъгли между връзките в молекулата етанС.; H (. Са почти точно равни помежду си (фиг. 1.18, но)и не се различават от ъглите между СН връзките в молекулата на метана. Следователно може да се предположи, че външните електронни обвивки на въглеродните атоми са в състояние на $ p 3 -хибридизация. Молекулата C 2 H 6 е диамагнитна и няма електрически диполен момент. Енергия C-C връзкие равен на -335 kJ / mol. Всички връзки в молекулата С 9 Н 6 са а-връзки.

В молекула етиленПри 2 Н 4 ъглите между връзките са приблизително равни на 120 °. От това можем да заключим за $ p 2 -хибридизацията на външните електронни орбитали на въглеродния атом (фиг. 1.18, б). CH връзките лежат в една и съща равнина под ъгли около 120 °. Всеки въглероден атом има един нехибриден р-орбитал, съдържащ

Ориз. 1.18. Модели на молекули етан ( но ), етилен б) и ацетилен (в)

с по един електрон всеки. Тези орбитали са разположени перпендикулярно на равнината на фигурата.

Енергията на връзката между въглеродните атоми в молекулата на етилен C 2 H 4 е -592 kJ / mol. Ако въглеродните атоми бяха свързани със същата връзка като в молекулата на етан, тогава енергиите на връзката в тези молекули биха били близки.

Енергията на свързване между въглеродните атоми в етана е 335 kJ / mol, което е почти два пъти по -малко, отколкото в етилена. Такава значителна разлика в енергиите на връзката между въглеродните атоми в молекулите на етилен и етан се обяснява с възможното взаимодействие на нехибридни р-орбитали, което е показано на фиг. 1.18 , б изобразени във вълнообразни линии. Така образуваната връзка се нарича самовръзка.

В молекулата на етилен C 2 H 4 има четири комуникация C-H, както в метановата молекула СН 4, са а-връзки, а връзката между въглеродните атоми е а-връзка и n-връзка, т.е. двойна връзка и формулата за етилен се записва като H 2 C = CH 2.

Молекула на ацетилен C 2 H 2 линейна (фиг. 1.18, в ), което говори в полза на sp-хибридизацията. Енергията на връзката между въглеродните атоми е -811 kJ / mol, което предполага съществуването на една a-връзка и две n-връзки, т.е. това е тройна връзка. Формулата на ацетилена се записва като HC = CH.

Един от трудните въпроси на химията е да се установи естеството на връзките между въглеродните атоми в т.нар ароматни съединения , по -специално, в молекулата на бензола C 6 H (.. Молекулата на бензола е плоска, ъглите между връзките на въглеродните атоми са равни в

Ориз. 1.19.

но -модел на формулата: 6 - ^ -орбитали на въглеродни атоми и а -връзки между въглеродни атоми и въглеродни и водородни атоми; в-р-обитавани и l-връзки между

въглеродни атоми

120 °, което предполага. ^ - хибридизация на външните орбитали на въглеродни атоми. Обикновено молекулата на бензола е изобразена, както е показано на ориз. 1.19, но.

Изглежда, че в бензола връзката между въглеродните атоми трябва да бъде по -дълга от двойната връзка C = C, тъй като е по -силна. Изследването на структурата на бензоловата молекула обаче показва, че всички разстояния между въглеродните атоми в бензеновия пръстен са еднакви.

Тази характеристика на молекулата се обяснява най-добре с факта, че нехибридните р-орбитали на всички въглеродни атоми се припокриват със „странични“ части (фиг. 1.19, б),следователно всички междуядрени разстояния между въглеродните атоми са равни. На фиг. 1,19, впоказващ а-връзки между въглеродни атоми, образувани чрез припокриване sp 2 -хибридни орбитали.

Свързваща енергия между атомите въглеродв молекулата на бензола C 6 H 6 е равно на -505 kJ / mol и това предполага, че тези връзки са междинни междуединични и двойни връзки. Обърнете внимание, че електроните на р-орбитали в молекулата на бензола се движат в затворено състояние шестоъгълник,и те делокализиран(не се позовавайте на конкретно място).

Теми на кодификатора USE: Ковалентна химическа връзка, нейните разновидности и механизми на образуване. Характеристики на ковалентната връзка (полярност и енергия на връзката). Йонна връзка. Метална връзка. Водородна връзка

Вътремолекулни химични връзки

Първо, помислете за връзките, които възникват между частици в молекулите. Такива връзки се наричат вътремолекулен.

Химическа връзка между атомите на химични елементи има електростатичен характер и се образува поради взаимодействия на външни (валентни) електрони, в по -голяма или по -малка степен държани от положително заредени ядрасвързани атоми.

Ключовата концепция тук е ЕЛЕКТРИЧЕСКА НЕГАТИВНОСТ. Именно тя определя вида на химическата връзка между атомите и свойствата на тази връзка.

Способността на атома да привлича (задържа) външен(валентност) електрони... Електроотрицателността се определя от степента на привличане на външни електрони към ядрото и зависи главно от радиуса на атома и заряда на ядрото.

Електроотрицателността е трудно да се определи еднозначно. Л. Полинг съставя таблица на относителните електроотрицателности (въз основа на енергиите на връзката на двуатомните молекули). Най -електроотрицателният елемент е флуорсъс значението 4 .

Важно е да се отбележи, че в различни източници можете да намерите различни скали и таблици със стойности на електроотрицателност. Това не трябва да се плаши, тъй като играе роля в образуването на химическа връзка атоми и е почти същото във всяка система.

Ако един от атомите в химическата връзка A: B привлича електрони по -силно, тогава електронната двойка се измества към нея. Колкото повече разлика в електроотрицателносттаатоми, колкото повече се измества електронната двойка.

Ако стойностите на електроотрицателността на взаимодействащите атоми са равни или приблизително равни: EO (A) ≈EO (B), тогава общата електронна двойка не се измества към нито един от атомите: О: Б... Тази връзка се нарича ковалентен неполярен.

Ако електроотрицателността на взаимодействащите атоми се различава, но не много (разликата в електроотрицателността е около 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2 ), тогава електронната двойка се измества към един от атомите. Тази връзка се нарича ковалентен полярен .

Ако електроотрицателността на взаимодействащите атоми се различава значително (разликата в електроотрицателността е по -голяма от 2: ΔEO> 2), тогава един от електроните се прехвърля почти напълно към другия атом, с образуването йони... Тази връзка се нарича йонна.

Основните видове химически връзки са - ковалентен, йоннаи металкомуникация. Нека ги разгледаме по -подробно.

Ковалентна химическа връзка

Ковалентна връзка – това е химическа връзка образуван от образуване на обща електронна двойка A: B ... В този случай два атома припокриванеатомни орбитали. Ковалентна връзка се образува от взаимодействието на атоми с малка разлика в електроотрицателността (като правило, между два неметала) или атоми на един елемент.

Основни свойства на ковалентните връзки

• фокус,
• насищане,
• полярност,
• поляризуемост.

Тези свързващи свойства влияят върху химичните и физичните свойства на веществата.

Посока на комуникация характеризира химическата структура и форма на веществата. Ъглите между двете връзки се наричат ​​ъгли на свързване. Например, във водна молекула ъгълът на връзката Н-О-Н е 104,45 о, следователно молекулата на водата е полярна, а в молекулата на метана ъгълът на връзката Н-С-Н е 108 о 28 ′.

Насищане Това е способността на атомите да образуват ограничен брой ковалентни химични връзки. Броят на връзките, които един атом може да образува, се нарича.

Полярноствръзката възниква от неравномерното разпределение на електронната плътност между два атома с различна електроотрицателност. Ковалентните връзки се делят на полярни и неполярни.

Поляризация връзките са способността на свързващите електрони да се изместват под въздействието на външно електрическо поле(по -специално електрическото поле на друга частица). Поляризацията зависи от подвижността на електроните. Колкото по -далеч е електронът от ядрото, толкова е по -подвижен и съответно молекулата е по -поляризуема.

Ковалентна неполярна химическа връзка

Има 2 вида ковалентни връзки - POLARи НЕПОЛЯРНИ .

Пример . Помислете за структурата на молекулата на водорода H 2. Всеки водороден атом на външното енергийно ниво носи 1 недвоен електрон. За показване на атома използваме структурата на Луис - това е диаграма на структурата на външното енергийно ниво на атома, когато електроните се означават с точки. Моделите на точкова структура на Луис са полезни при работа с елементи от втория период.

Х. +. H = H: H

По този начин молекулата на водорода има една обща електронна двойка и една химическа връзка H - H. Тази електронна двойка не се измества към нито един от водородните атоми, тъй като електроотрицателността на водородните атоми е същата. Тази връзка се нарича ковалентен неполярен .

Ковалентна неполярна (симетрична) връзка Е ковалентна връзка, образувана от атоми с еднаква електроотрицателност (като правило, същите неметали) и следователно с равномерно разпределение на електронната плътност между ядрата на атомите.

Диполният момент на неполярните връзки е 0.

Примери за: Н2 (Н-Н), О2 (О = О), S8.

Ковалентна полярна химическа връзка

Ковалентна полярна връзка Това е ковалентна връзка, която възниква между атоми с различна електроотрицателност (обикновено, различни неметали) и се характеризира с изместванеобща електронна двойка към по -електроотрицателен атом (поляризация).

Електронната плътност се измества към по -електроотрицателен атом - следователно върху него възниква частичен отрицателен заряд (δ-) и частичен положителен заряд (δ +, делта +) възниква върху по -малко електроотрицателен атом.

Колкото по -голяма е разликата в електроотрицателността на атомите, толкова по -голяма е полярноствръзки и много повече диполен момент ... Допълнителни сили на привличане действат между съседните молекули и заряди с противоположен знак, което се увеличава силакомуникация.

Полярността на връзката влияе върху физичните и химичните свойства на съединенията. Реакционните механизми и дори реактивността на съседните връзки зависят от полярността на връзката. Полярността на връзката често определя полярност на молекулатаи по този начин пряко засяга физическите свойства като точка на кипене и точка на топене, разтворимост в полярни разтворители.

Примери: HCI, CO 2, NH 3.

Механизми на образуване на ковалентна връзка

Ковалентната химическа връзка може да възникне чрез 2 механизма:

1. Механизъм за обмен образуването на ковалентна химическа връзка е, когато всяка частица осигурява един недвоен електрон за образуването на обща електронна двойка:

НО . + . B = A: B

2. образуването на ковалентна връзка е механизъм, при който една от частиците осигурява единична електронна двойка, а другата частица осигурява свободна орбитала за тази електронна двойка:

НО: + B = A: B

В този случай един от атомите осигурява самотна електронна двойка ( донор), а друг атом осигурява свободна орбитала за тази двойка ( акцептор). В резултат на образуването на връзки и двете електронна енергия намалява, т.е. той е полезен за атомите.

Ковалентна връзка, образувана от донорно-акцепторния механизъм не е различнов свойства от други ковалентни връзки, образувани от обменния механизъм. Образуването на ковалентна връзка чрез донорно-акцепторния механизъм е типично за атоми с голям брой електрони на външно енергийно ниво (донори на електрони), или обратно, с много малък брой електрони (акцептори на електрони). Валентните възможности на атомите са разгледани по -подробно в съответния раздел.

Образува се ковалентна връзка чрез донорно-акцепторен механизъм:

- в молекула въглероден оксид CO(връзката в молекулата е тройна, 2 връзки се образуват от обменния механизъм, едната от донорно-акцепторния механизъм): C≡O;

- в амониев йон NH 4 +, в йони органични амини, например, в метиламониевия йон CH3 -NH2 +;

- в сложни съединения, химическа връзка между групите на централния атом и лиганда, например, в натриев тетрахидроксоалуминат Na връзката между алуминиеви и хидроксидни йони;

- в азотна киселина и нейните соли- нитрати: HNO 3, NaNO 3, в някои други азотни съединения;

- в молекула озонО 3.

Основни характеристики на ковалентната връзка

Обикновено между неметалните атоми се образува ковалентна връзка. Основните характеристики на ковалентната връзка са дължина, енергия, кратност и посока.

Множество химични връзки

Множество химични връзки - Това броят на общите електронни двойки между два атома в съединението... Множеството на връзката може лесно да се определи от стойността на атомите, които образуват молекулата.

Например , във водородната молекула H 2, множеството на връзките е 1, тъй като всеки водород има само 1 недвоен електрон на ниво външна енергия, следователно се образува една обща електронна двойка.

В кислородната молекула О 2 множеството на връзките е 2, тъй като всеки атом на външното енергийно ниво има 2 несдвоени електрона: O = O.

В азотна молекула N 2 множеството на връзките е 3, тъй като между всеки атом има 3 несдвоени електрона на външно енергийно ниво, а атомите образуват 3 общи електронни двойки N≡N.

Дължина на ковалентната връзка

Дължина на химическата връзка Е разстоянието между центровете на ядрата на атомите, които образуват връзката. Определя се чрез експериментални физични методи. Дължината на връзката може да бъде оценена приблизително според правилото за адитивност, според което дължината на връзката в молекулата АВ е приблизително равна на половината сума на дължините на връзките в молекулите А2 и В2:

Дължината на химическата връзка може да бъде приблизително оценена по радиусите на атомитеобразуване на връзка, или по честотата на комуникациятаако радиусите на атомите не са много различни.

С увеличаване на радиусите на атомите, образуващи връзка, дължината на връзката ще се увеличи.

Например

С увеличаване на множеството на връзката между атомите (чиито атомни радиуси не се различават или се различават незначително), дължината на връзката ще намалее.

Например ... В поредицата: C - C, C = C, C≡C, дължината на връзката намалява.

Комуникационна енергия

Енергията на връзката е мярка за силата на химическата връзка. Комуникационна енергия се определя от енергията, необходима за скъсване на връзка и премахване на атомите, които образуват тази връзка на безкрайно голямо разстояние един от друг.

Ковалентната връзка е много издръжлив.Енергията му варира от няколко десетки до няколкостотин kJ / mol. Колкото по -висока е енергията на свързване, толкова по -голяма е силата на връзката и обратно.

Силата на химическата връзка зависи от дължината на връзката, полярността на връзката и множеството на връзката. Колкото по -дълга е химическата връзка, толкова по -лесно е тя да се разруши и колкото по -ниска е енергията на връзката, толкова по -ниска е нейната здравина. Колкото по -къса е химическата връзка, толкова по -силна е тя и енергията на връзката е по -голяма.

Например, в поредицата от съединения HF, HCl, HBr, отляво надясно, силата на химическата връзка намаляваот дължината на връзката се увеличава.

Йонна химическа връзка

Йонна връзка Е химическа връзка, базирана на електростатично привличане на йони.

Йонасе образуват в процеса на приемане или отказване на електрони от атомите. Например, атомите на всички метали задържат слабо електроните на нивото на външната енергия. Следователно металните атоми се характеризират с възстановителни свойства- способността да се даряват електрони.

Пример. Натриевият атом съдържа 1 електрон на 3 енергийно ниво. Отказвайки го лесно, натриевият атом образува много по -стабилен Na + йон с електронната конфигурация на благородния неонов газ Ne. Натриевият йон съдържа 11 протона и само 10 електрона, така че общият заряд на йона е -10 + 11 = +1:

+11Na) 2) 8) 1 - 1д = +11 Na +) 2 ) 8

Пример. Хлорният атом на външното енергийно ниво съдържа 7 електрона. За да се придобие конфигурацията на стабилен инертен аргонов атом Ar, хлорът трябва да прикачи 1 електрон. След свързването на електрон се образува стабилен хлорен йон, състоящ се от електрони. Общият заряд на йона е -1:

+17Кл) 2) 8) 7 + 1е = +17 Кл — ) 2 ) 8 ) 8

Забележка:

• Свойствата на йони са различни от свойствата на атомите!
• Стабилните йони могат да се образуват не само атоми, но също групи атоми... Например: амониев йон NH 4 +, сулфатен йон SO 4 2- и др. Химическите връзки, образувани от такива йони, също се считат за йонни;
• Йонната връзка, като правило, се образува помежду си металии неметали(групи неметали);

Получените йони се привличат поради електрическо привличане: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Нека обобщим разграничение между типове ковалентна и йонна връзка:

Метална химическа връзка

Метална връзка Това е връзка, която се формира относително свободни електронимежду метални йониобразувайки кристална решетка.

Металните атоми на външното енергийно ниво обикновено са разположени един до три електрона... Радиусите на металните атоми по правило са големи - следователно металните атоми, за разлика от неметалите, доставят външни електрони доста лесно, т.е. са силни редуциращи агенти

Междумолекулни взаимодействия

Отделно си струва да се обмислят взаимодействията, които възникват между отделните молекули в дадено вещество - междумолекулни взаимодействия ... Междумолекулните взаимодействия са вид взаимодействие между неутрални атоми, при което не се появяват нови ковалентни връзки. Силите на взаимодействие между молекулите са открити от ван дер Ваалс през 1869 г. и са кръстени на него Силите на Ван Дар Ваалс... Силите на ван дер Ваалс са разделени на ориентация, индукция и разпръскващ ... Енергията на междумолекулните взаимодействия е много по -малка от енергията на химическата връзка.

Ориентационни сили на гравитацията възникват между полярни молекули (дипол-диполно взаимодействие). Тези сили възникват между полярните молекули. Индукционни взаимодействия Дали взаимодействието между полярна молекула и неполярна молекула. Неполярна молекула е поляризирана поради действието на полярна, която генерира допълнително електростатично привличане.

Специален вид междумолекулно взаимодействие са водородните връзки. - това са междумолекулни (или вътремолекулни) химични връзки, които възникват между молекули, в които има силно полярни ковалентни връзки - H-F, H-O или H-N... Ако в молекулата има такива връзки, тогава между молекулите ще има допълнителни сили на гравитацията .

Механизъм на формиране водородната връзка е частично електростатична и частично донорно -акцепторна. В този случай донорът на електронната двойка е атомът на силно електроотрицателен елемент (F, O, N), а акцепторът е водородните атоми, свързани с тези атоми. Водородната връзка се характеризира с фокус в космоса и насищане.

Водородната връзка може да се обозначи с точки: Н ··· О. Колкото по -голяма е електроотрицателността на атома, комбиниран с водород, и колкото по -малък е размерът му, толкова по -силна е водородната връзка. Той е характерен предимно за съединения флуор с водород а също и да кислород с водород , по-малко азот с водород .

Водородните връзки възникват между следните вещества:

— водороден флуорид HF(газ, разтвор на флуороводород във вода - флуороводородна киселина), вода H 2 O (пара, лед, течна вода):

— разтвор на амоняк и органични амини- между молекулите на амоняка и водата;

— органични съединения, в които O-H или N-H се свързват: алкохоли, карбоксилни киселини, амини, аминокиселини, феноли, анилин и неговите производни, протеини, разтвори на въглехидрати - монозахариди и дизахариди.

Водородната връзка влияе върху физичните и химичните свойства на веществата. По този начин допълнителното привличане между молекулите затруднява кипенето на веществата. За вещества с водородни връзки се наблюдава необичайно повишаване на точката на кипене.

Например като правило с увеличаване на молекулното тегло се наблюдава повишаване на точката на кипене на веществата. Въпреки това, в редица вещества H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teне наблюдаваме линейна промяна в точките на кипене.

А именно, при необичайно висока точка на кипене - не по -малко от -61 o C, както ни показва правата линия, но много повече, +100 o C. Тази аномалия се обяснява с наличието на водородни връзки между молекулите на водата. Следователно, при нормални условия (0-20 o C), водата е течностпо фазово състояние.

Силите, които свързват атомите помежду си, са от една и съща електрическа природа. Но поради разликата в механизма на образуване и проявление на тези сили, химическите връзки могат да бъдат от различен тип.

Разграничете триспециалност Типвалентност химическа връзка: ковалентни, йонни и метални.

В допълнение към тях от голямо значение и разпространение са: водородвръзка, която може да бъде валентност и необвързани, и необвързан химическа връзка - m ехмолекулен (или Ван дер Ваалс),образувайки относително малки асоциации на молекули и огромни молекулни сглобки - супер- и супрамолекулни наноструктури.

Ковалентна химическа връзка (атомна, хомеополярна) -

Това осъществена химическа връзка често срещани за взаимодействащи атоми един-триелектронни двойки .

Тази връзка - двуелектроннии двуцентрови(свързва 2 атомни ядра).

В този случай ковалентната връзка е най -често срещаните и най -често срещаните Тип валентни химични връзки в бинарни съединения - между а) атоми на неметали и б) атоми на амфотерни метали и неметали.

Примери за: Н-Н (в молекулата на водорода Н2); четири S-O връзки (в SO 4 2- йона); три Al-H връзки (в молекулата на AlH3); Fe-S (в молекулата на FeS) и др.

Особености ковалентна връзка - нейната фокуси насищане.

Съсредоточете се - най -важното свойство на ковалентна връзка, от

което зависи от структурата (конфигурацията, геометрията) на молекулите и химичните съединения. Пространствената ориентация на ковалентната връзка определя химическата и кристално-химичната структура на веществото. Ковалентна връзка винаги насочени към максималното припокриване на атомните орбитали на валентните електрони взаимодействащи атоми, с образуването на общ електронен облак и най -силната химическа връзка. Съсредоточете се изразени под формата на ъгли между посоките на свързване на атомите в молекули на различни вещества и кристали на твърди тела.

Насищане Е имот, което отличава ковалентната връзка от всички други видове взаимодействия на частици, проявяващи се в способността на атомите да образуват ограничен брой ковалентни връзки, тъй като всяка двойка свързващи електрони се формира само валентностелектрони с противоположно ориентирани завъртания, чийто брой в един атом е ограничен валентност, 1 - 8.В този случай е забранено да се използва една и съща атомна орбитала два пъти за образуване на ковалентна връзка (принцип на Паули).

Валентност Това е способността на атома да прикрепи или замени определен брой други атоми, за да образува валентни химически връзки.

Според теорията на спина ковалентна връзка валентност решен броя на несдвоените електрони в атом в основно или възбудено състояние .

По този начин, различни елементи способността да се образува определен брой ковалентни връзки ограничени до получаване максималният брой несдвоени електрони в възбудено състояние на техните атоми.

Възбудено състояние на атома Дали състоянието на атом с допълнителна енергия, получена отвън, причинява запарванеантипаралелни електрони, заемащи една атомна орбитала, т.е. преход на един от тези електрони от сдвоено състояние в свободна (свободна) орбитала същото или близо енергийно ниво.

Например, схеми пълнеж с-, р-АОи валентност (IN)при калциевия атом Ca по принцип и възбудено състояние следното:

Трябва да се отбележи, че атомите с наситени валентни връзкиможе да се образува допълнителни ковалентни връзкичрез донорно-акцепторен или друг механизъм (както, например, в сложни съединения).

Ковалентна връзка може биполярен инеполярен .

Ковалентна връзка неполярен , дако споделени валентни електрони равномерно са разпределени между ядрата на взаимодействащи атоми, припокриващата се област на атомните орбитали (електронни облаци) се привлича от двете ядра със същата сила и следователно максималната общата електронна плътност не е отклонена към нито един от тях.

Този вид ковалентна връзка се осъществява в случай на свързване на две същотоатоми на елемент. Ковалентна връзка между единични атоми също наричан атомна или хомеополярен .

Полярни Връзка възниква при взаимодействие на два атома от различни химични елементи, ако един от атомите се дължи на по -голяма стойностелектроотрицателност привлича по -силно валентните електрони и тогава общата електронна плътност се измества повече или по -малко към този атом.

При полярната връзка вероятността да се намери електрон в ядрото на един от атомите е по -висока от тази на другия.

Качествена характеристика на полярните комуникации -

разлика в относителните електроотрицателства (| ‌‌‌‌‌‌‌‌‌∆ОЭО |)‌‌‌ свързани атоми : колкото е по -голям, толкова по -полярна е ковалентната връзка.

Количествени характеристики на полярните комуникация,тези. мярка за полярността на една връзка и сложна молекула - електрически момент на дипол μ св равна на продуктефективен заряд δ от дължината на дипола l д : μ св = δ ∙ л д . мерна единица μ св- Сбогом. 1 Сбогом = 3,3.10 -30 Cl / m.

Електрически дипол Е електрически неутрална система от два равни и противоположни електрически заряда + δ и - δ .

Диполен момент (електрическият момент на дипола μ св ) – векторно количество ... Общоприето е, че посока на вектора от (+) до (-) мачове с посоката на изместване на областта на общата електронна плътност(общ електронен облак) поляризирани атоми.

Общият диполен момент на сложна многоатомна молекула зависи от броя и пространствената посока на полярните връзки в него. По този начин определянето на диполните моменти позволява да се прецени не само естеството на връзките в молекулите, но и тяхното разположение в пространството, т.е. за пространствената конфигурация на молекулата.

С увеличаване на разликата в електроотрицателностите | ‌‌‌‌‌‌‌‌‌∆ОЭО | ‌‌‌ атомите, образуващи връзка, електрическият момент на дипола се увеличава.

Трябва да се отбележи, че определянето на диполния момент на една връзка е труден и не винаги решим проблем (взаимодействие на връзките, неизвестна посока μ сви др.).

Квантовомеханични методи за описание на ковалентни връзки – обясни механизъм на образуване на ковалентна връзка.

Проведено от W. Geitler и F. London, то. учени (1927), изчисляването на енергийния баланс на образуването на ковалентна връзка в молекулата на водорода H 2 направи възможно да се направи заключение: естеството на ковалентната връзка, като всеки друг вид химическа връзка, се състои велектрическо взаимодействие, което се случва в условията на квантово -механична микросистема.

За да опишете механизма на образуване на ковалентна химическа връзка, използвайте два приближени квантово -механични метода :

валентни връзки и молекулярни орбитали – не изключителни, но взаимно допълващи се.

2.1. Метод на валентна връзка (MVS илилокализирани електронни двойки ), предложено от W. Geitler и F. London през 1927 г., се основава на следното провизии :

1) химическа връзка между два атома възниква в резултат на частично припокриване на атомни орбитали с образуването на обща електронна плътност на съвместна двойка електрони с противоположни завъртания, която е по -висока, отколкото в други области на пространството около всяко ядро;

2) ковалентен връзката се образува само когато електроните взаимодействат с антипаралелни завъртания, т.е. със спин квантови числа, противоположни по знак м С = + 1/2 ;

3) се определят характеристиките на ковалентната връзка (енергия, дължина, полярност и т.н.)мил връзки (σ –, π –, δ –), припокриваща се степен на АО(колкото по -голяма е, толкова по -силна е химическата връзка, т.е.колкото по -висока е енергията на връзката и толкова по -къса е дължината), електроотрицателноствзаимодействащи атоми;

4) може да се образува ковалентна връзка по протежение на MVC по два начина (два механизма) , коренно различни, но със същия резултат – социализация на двойка валентни електрони от двата взаимодействащи атома: а) обмен, поради припокриването на едноелектронни атомни орбитали с противоположни електронни спинове, кога всеки атом дава припокриване на един електрон на връзка - докато връзката може да бъде или полярна, или неполярна, б) донорно-акцепторен, поради двуелектронния АО на единия атом и свободната (свободна) орбитала на другия, На на кого един атом (донор) осигурява двойка електрони в орбиталата в сдвоено състояние за свързване, а другият атом (акцептор) осигурява свободна орбитала.Когато това се случи полярната връзка.

2.2. Комплекс (координационни) връзки, много молекулни йони, които са сложни,(амоний, боров тетрахидрид и др.) се образуват в присъствието на донорно -акцепторна връзка - в противен случай, координационна връзка.

Например, в реакцията на образуване на амониев йон NH 3 + H + = NH 4 +, амонячната молекула NH 3 е донорът на двойка електрони, а протонът H + е акцепторът.

В реакцията BH 3 + H - = BH 4 - ролята на донора на електронна двойка играе хидридният йон H -, а акцепторът е молекулата на борния хидрид BH 3, в която има свободен АО.

Множеството на химическата връзка. Връзки σ -, π – , δ –.

Максималното припокриване на различните видове АО (с установяването на най -силните химични връзки) се постига, когато те имат определена ориентация в пространството, поради различната форма на тяхната енергийна повърхност.

Видът на AO и посоката на тяхното припокриване определят σ -, π – , δ - комуникации:

σ (сигма) – Връзка – винаги е така Одинарова (проста) облигация произтичащи от частично припокриване една двойка с -, стр х -, д - АДпо оста , свързващо ядро взаимодействащи атоми.

Единични връзки винагиса σ - връзки.

Множество връзки – π (pi) - (същото δ (делта ) - Връзки),двойно или тройна ковалентни връзки, осъществени съответнодве илитри двойки електрони когато атомните им орбитали се припокриват.

π (pi) - Връзкаизвършва при припокриване R y -, стр z - и д - АДНа от двете страни на оста, свързваща ядрата атоми, във взаимно перпендикулярни равнини ;

δ (делта )- Връзкавъзниква при припокриване две d-орбитали разположен в паралелни равнини .

Най -трайният от σ -, π – , δ - връзкие σ - връзка , но π - връзки, насложени σ - връзка, форма още по -силна множество връзки: двойни и тройни.

Всякакви двойна връзка състои се от един σ – и един π – връзки, тройна - от единσ – и двеπ – връзки.

Ковалентна химическа връзкавъзниква в молекули между атомите поради образуването на общи електронни двойки. Видът на ковалентната връзка може да означава както механизма на нейното образуване, така и полярността на връзката. По принцип ковалентните връзки могат да бъдат класифицирани, както следва:

• Според механизма на образуване, ковалентна връзка може да се образува чрез обмен или донорно-акцепторен механизъм.
• По отношение на полярността, ковалентната връзка може да бъде неполярна или полярна.
• По отношение на множеството, ковалентната връзка може да бъде единична, двойна или тройна.

Това означава, че ковалентната връзка в молекулата има три характеристики. Например, в молекула на хлороводород (HCl), ковалентна връзка се образува чрез обменния механизъм, тя е полярна и единична. В амониевия катион (NH 4 +) ковалентната връзка между амоняка (NH 3) и водородния катион (Н +) се образува от донорно-акцепторния механизъм; освен това тази връзка е полярна и е единична. В азотна молекула (N 2) ковалентна връзка се образува чрез обменния механизъм, тя е неполярна и е тройна.

При механизъм за обменобразуването на ковалентна връзка, всеки атом има свободен електрон (или няколко електрона). Свободните електрони на различни атоми образуват двойки под формата на общ електронен облак.

При донорно-акцепторен механизъмобразуването на ковалентна връзка, един атом има двойка свободни електрони, а другият има празна орбитала. Първият (донор) споделя двойката с втория (акцептор). Така че в амониевия катион азотът има самотна двойка, а водородният йон има свободна орбитала.

Неполярна ковалентна връзкаобразувани между атомите на един химичен елемент. Така че в молекулите на водород (H 2), кислород (O 2) и т.н., връзката е неполярна. Това означава, че общата електронна двойка еднакво принадлежи и на двата атома, тъй като те имат една и съща електроотрицателност.

Полярна ковалентна връзкасе образува между атоми от различни химични елементи. По -електроотрицателен атом измества електронна двойка към себе си. Колкото по -голяма е разликата в електроотрицателността на атомите, толкова повече електроните ще бъдат изместени и връзката ще бъде по -полярна. Така че в CH 4 изместването на общите електронни двойки от водородни атоми към въглерод не е толкова голямо, тъй като въглеродът не е много по -електроотрицателен от водорода. Въпреки това, във флуороводорода HF, връзката е силно полярна, тъй като разликата в електроотрицателността между водород и флуор е значителна.

Единична ковалентна връзкаобразува се, ако атомите споделят една електронна двойка, двойно- ако две, тройна- ако три. Пример за единична ковалентна връзка могат да бъдат молекулите на водород (Н2), хлороводород (НС1). Пример за двойна ковалентна връзка е молекула кислород (О 2), където всеки кислороден атом има два неспарени електрона. Пример за тройна ковалентна връзка е азотна молекула (N 2).

Множество (двойни и тройни) връзки

В много молекули атомите са свързани чрез двойни и тройни връзки:

Възможността за образуване на множество връзки се дължи на геометричните характеристики на атомните орбитали. Водородният атом образува единствената си химическа връзка с участието на валентната 5-орбитала, която има сферична форма. Останалите атоми, включително дори атомите на 5-блоковите елементи, имат валентни р-орбитали, които имат пространствена ориентация по координатните оси.

В молекулата на водорода химическата връзка се осъществява от електронна двойка, чийто облак е концентриран между атомните ядра. Връзки от този тип се наричат ​​st -връзки (а - прочетете "сигма"). Те се образуват, когато и 5-, и ir-орбитали се припокриват (фиг. 6.3).

Ориз. 63

За още една двойка електрони няма място между атомите. Как тогава се образуват двойни и дори тройни връзки? Възможно е припокриване на електронни облаци, ориентирани перпендикулярно на оста, преминаваща през центровете на атомите (фиг. 6.4). Ако оста на молекулата е подравнена с координатата x yтогава орбитали са ориентирани перпендикулярно на него p lfи p 2.Припокриване по двойки RUи p 2орбитали на два атома дава химически връзки, чиято електронна плътност е концентрирана симетрично от двете страни на оста на молекулата. Те се наричат ​​l-облигации.

Ако атомите имат RUи / или p 2орбитали имат несдвоени електрони, тогава се образуват една или две n-връзки. Това обяснява възможността за съществуване на двойни (a + i) и тройни (a + i + i) връзки. Най -простата молекула с двойна връзка между атомите е етиленовата въглеводородна молекула C 2 H 4. На фиг. 6.5 показва облака на π-връзката в тази молекула, а σ-връзките са обозначени схематично с щрихи. Молекулата на етилен се състои от шест атома. Вероятно на читателите се случва, че двойната връзка между атомите е изобразена в по -проста двуатомна кислородна молекула (0 = 0). Всъщност електронната структура на кислородната молекула е по -сложна и нейната структура е обяснена само въз основа на молекулярно -орбиталния метод (виж по -долу). Пример за най -простата молекула с тройна връзка е азотът. На фиг. 6.6 показва р-връзките в тази молекула, точките показват самотните електронни двойки азот.

Ориз. 6.4.

Ориз. 6.5.

Ориз. 6.6.

Когато се образуват n-връзки, силата на молекулите се увеличава. Нека вземем някои примери за сравнение.

Като се имат предвид горните примери, могат да се направят следните изводи:

• - силата (енергията) на връзката се увеличава с увеличаване на множеството на връзката;
• - използвайки примера на водород, флуор и етан, може също така да се уверите, че силата на ковалентната връзка се определя не само от множеството, но и от естеството на атомите, между които е възникнала тази връзка.

В органичната химия е добре известно, че молекулите с много връзки са по-реактивни от така наречените наситени молекули. Причината за това става ясна, когато се разглежда формата на електронните облаци. Електронните облаци от а-връзки са концентрирани между ядрата на атомите и сякаш са екранирани (защитени) от тях от действието на други молекули. В случая на р-връзката електронните облаци не се екранират от атомни ядра и се изместват по-лесно, когато реагиращите молекули се доближат една до друга. Това улеснява последващото пренареждане и трансформация на молекули. Изключение сред всички молекули е азотната молекула, която се характеризира както с много висока якост, така и с изключително ниска реактивност. Следователно азотът ще бъде основният компонент на атмосферата.