Si formohet një lidhje kovalente. Lidhja kovalente, polare dhe jo polare, karakteristika, formula dhe skema

Dhe komunikimi me dy elektrone me tre qendra.

Duke marrë parasysh interpretimin statistikor të funksionit të valës M. Born, dendësia e probabilitetit të gjetjes së elektroneve lidhëse është e përqendruar në hapësirën midis bërthamave të molekulës (Fig. 1). Në teorinë e zmbrapsjes së çifteve të elektroneve, merren parasysh dimensionet gjeometrike të këtyre çifteve. Pra, për elementët e secilës periudhë, ekziston një rreze mesatare e caktuar e çiftit elektronik (Å):

0,6 për elementët deri në neon; 0,75 për elementët deri në argon; 0.75 për elementët deri në kripton dhe 0.8 për elementët deri në ksenon.

Karakteristikat karakteristike të një lidhje kovalente

Karakteristikat karakteristike të një lidhje kovalente - drejtimi, ngopja, polariteti, polarizimi - përcaktojnë vetitë kimike dhe fizike të përbërjeve.

Drejtimi i lidhjes është për shkak të strukturës molekulare të substancës dhe formës gjeometrike të molekulës së tyre.

Këndet midis dy lidhjeve quhen kënde të lidhjes.

Ngopja është aftësia e atomeve për të formuar një numër të kufizuar lidhjesh kovalente. Numri i lidhjeve të formuara nga një atom është i kufizuar nga numri i orbitaleve të tij të jashtme atomike.

Polariteti i lidhjes është për shkak të shpërndarjes së pabarabartë të densitetit të elektroneve për shkak të ndryshimeve në elektronegativitetet e atomeve.

Sipas kësaj veçorie, lidhjet kovalente ndahen në jo polare dhe polare (jo polare-një molekulë diatomike përbëhet nga atome identikë (H2, Cl 2, N 2) dhe retë elektronike të secilit atom shpërndahen në mënyrë simetrike në lidhje me këto atomet; polare - një molekulë diatomike përbëhet nga atome të elementeve të ndryshëm kimikë, dhe reja elektronike e zakonshme zhvendoset drejt njërit prej atomeve, duke formuar kështu një asimetri në shpërndarjen e ngarkesës elektrike në molekulë, duke krijuar momentin dipole të molekula).

Polarizueshmëria e një lidhjeje shprehet në zhvendosjen e elektroneve të lidhjes nën ndikimin e një fushe elektrike të jashtme, duke përfshirë një grimcë tjetër reaguese. Polarizueshmëria përcaktohet nga lëvizshmëria e elektroneve. Polariteti dhe polarizimi i lidhjeve kovalente përcakton reaktivitetin e molekulave në lidhje me reagentët polarë.

Sidoqoftë, dy herë nobelisti L. Pauling vuri në dukje se "në disa molekula ka lidhje kovalente të shkaktuara nga një ose tre elektrone në vend të një çifti të zakonshëm". Lidhja kimike një elektronike realizohet në jonin molekular të hidrogjenit H 2 +.

Joni molekular i hidrogjenit H 2 + përmban dy protone dhe një elektron. Një elektron i vetëm në sistemin molekular kompenson zmbrapsjen elektrostatike të dy protoneve dhe i mban ato në një distancë prej 1.06 Å (gjatësia e lidhjes kimike H 2 +). Qendra e dendësisë së elektroneve të reve elektronike të sistemit molekular është e baraslarguar nga të dy protonet nga rrezja e Bohr α 0 = 0.53 A dhe është qendra e simetrisë së jonit molekular të hidrogjenit H 2 +.

Historia e termit

Termi "lidhje kovalente" u krijua për herë të parë nga nobelisti Irving Langmuir në 1919. Ky term i referohej një lidhje kimike për shkak të posedimit të përbashkët të elektroneve, në krahasim me një lidhje metalike në të cilën elektronet ishin të lira, ose një lidhje jonike në të cilën një nga atomet dhuroi një elektron dhe u bë një kation, dhe një atom tjetër mori një elektron dhe u bë një anion.

Formimi i komunikimit

Një lidhje kovalente formohet nga një palë elektrone të ndara midis dy atomeve, dhe këto elektrone duhet të zënë dy orbitale të qëndrueshme, një nga secili atom.

A + B → A: B

Si rezultat i shoqërizimit, elektronet formojnë një nivel të mbushur të energjisë. Një lidhje formohet nëse energjia e tyre totale në këtë nivel është më e vogël se në gjendjen fillestare (dhe ndryshimi në energji nuk do të jetë asgjë më shumë se energjia e lidhjes).

Sipas teorisë së orbitaleve molekulare, mbivendosja e dy orbitaleve atomike çon në rastin më të thjeshtë në formimin e dy orbitaleve molekulare (MO): lidh MO dhe anti-lidhës (lirues) MO... Elektronet e përbashkëta janë të vendosura në lidhjen MO, e cila është më e ulët në energji.

Formimi i lidhjes me rikombinimin e atomeve

Sidoqoftë, mekanizmi i ndërveprimit ndërratomik mbeti i panjohur për një kohë të gjatë. Vetëm në vitin 1930 F. Londra prezantoi konceptin e tërheqjes dispersive - ndërveprimin midis dipoleve të menjëhershëm dhe të induktuar (të induktuar). Aktualisht, forcat tërheqëse për shkak të ndërveprimit midis dipoleve elektrike të luhatshme të atomeve dhe molekulave quhen "forcat e Londrës".

Energjia e një ndërveprimi të tillë është drejtpërdrejt proporcionale me katrorin e polarizimit elektronik α dhe është anasjelltas proporcionale me distancën midis dy atomeve ose molekulave në fuqinë e gjashtë.

Formimi i lidhjes me mekanizmin donator-pranues

Përveç mekanizmit homogjen të formimit të lidhjeve kovalente të përshkruar në seksionin e mëparshëm, ekziston një mekanizëm heterogjen - ndërveprimi i joneve të ngarkuar në kundërshtim - protoni H + dhe joni negativ i hidrogjenit H -, i quajtur jon hidrid:

H + + H - → H 2

Kur jonet i afrohen njëri-tjetrit, reja me dy elektrone (çifti elektronik) e jonit të hidridit tërhiqet nga protoni dhe përfundimisht bëhet e zakonshme për të dy bërthamat e hidrogjenit, domethënë, kthehet në një palë elektroni lidhëse. Një grimcë që furnizon një çift elektronesh quhet dhurues, dhe një grimcë që merr këtë çift elektronik quhet pranues. Ky mekanizëm i formimit të një lidhje kovalente quhet donator-pranues.

H + + H 2 O → H 3 O +

Protoni sulmon palën e vetme të molekulës së ujit dhe formon një kation të qëndrueshëm që ekziston në tretësira ujore të acideve.

Shtimi i një protoni në një molekulë amoniaku ndodh në mënyrë të ngjashme për të formuar një kation kompleks amoniumi:

NH 3 + H + → NH 4 +

Në këtë mënyrë (nga mekanizmi donator-pranues i formimit të lidhjes kovalente) merret një klasë e madhe e komponimeve të oniumit, e cila përfshin amonium, oksonium, fosfonium, sulfonium dhe komponime të tjera.

Një molekulë hidrogjeni mund të veprojë si dhurues i një çifti elektronesh, i cili pas kontaktit me një proton çon në formimin e një joni molekular hidrogjeni H 3 +:

H 2 + H + → H 3 +

Çifti elektronik lidhës i jonit molekular të hidrogjenit H 3 + i përket njëkohësisht tre protoneve.

Llojet e lidhjeve kovalente

Ekzistojnë tre lloje të lidhjeve kimike kovalente, të ndryshme në mekanizmin e formimit:

1. Lidhje e thjeshtë kovalente... Për formimin e tij, secili prej atomeve siguron një elektron të paçiftuar. Kur formohet një lidhje e thjeshtë kovalente, ngarkesat formale të atomeve mbeten të pandryshuara.

Nëse atomet që formojnë një lidhje të thjeshtë kovalente janë të njëjta, atëherë ngarkesat e vërteta të atomeve në molekulë janë gjithashtu të njëjta, pasi atomet që formojnë lidhjen zotërojnë në mënyrë të barabartë çiftin e ndarë elektronik. Kjo lidhje quhet lidhje kovalente jo polare... Substancat e thjeshta kanë një lidhje të tillë, për shembull: 2, 2, 2. Por jo vetëm jo-metalet e të njëjtit lloj mund të formojnë një lidhje jo polare kovalente. Elementet jo metalike gjithashtu mund të formojnë një lidhje jo polare kovalente, elektronegativiteti i së cilës ka një rëndësi të barabartë, për shembull, në molekulën PH 3, lidhja është jo-polare kovalente, pasi EO i hidrogjenit është i barabartë me EO të fosforit.

Nëse atomet janë të ndryshëm, atëherë shkalla e pronësisë së çiftit të ndarë të elektroneve përcaktohet nga ndryshimi në elektronegativitetet e atomeve. Një atom me më shumë elektronegativitet tërheq më shumë një palë elektrone lidhjesh dhe ngarkesa e tij e vërtetë bëhet negative. Një atom me një elektronegativitet më të ulët fiton, përkatësisht, të njëjtën ngarkesë pozitive. Nëse krijohet një lidhje midis dy jometaleve të ndryshme, atëherë një lidhje e tillë quhet lidhje polare kovalente.

Në molekulën e etilenit C 2 H 4 ekziston një lidhje e dyfishtë CH 2 = CH 2, formula e tij elektronike: H: C :: C: H. Bërthamat e të gjithë atomeve të etilenit janë të vendosura në të njëjtin plan. Tre re elektronike të secilit atom karboni formojnë tre lidhje kovalente me atome të tjerë në të njëjtin plan (me kënde midis tyre rreth 120 °). Reja e elektronit të katërt të valencës së atomit të karbonit ndodhet mbi dhe poshtë rrafshit të molekulës. Retë e tilla elektronike të të dy atomeve të karbonit, që mbivendosen pjesërisht mbi dhe poshtë rrafshit të molekulës, formojnë një lidhje të dytë midis atomeve të karbonit. Lidhja e parë, më e fortë kovalente midis atomeve të karbonit quhet σ-lidhje; quhet lidhja e dytë, më pak e fortë kovalente π (\ stil i shfaqjes \ pi)- komunikimi.

Formimi i komponimeve kimike është për shkak të shfaqjes së një lidhje kimike midis atomeve në molekula dhe kristale.

Lidhja kimike është ngjitja reciproke e atomeve në një molekulë dhe një grilë kristali si rezultat i veprimit midis atomeve të forcave elektrike tërheqëse.

LIDHJE KOVALENT.

Një lidhje kovalente formohet për shkak të çifteve të zakonshme elektronike që lindin në guaskat e atomeve të lidhura. Mund të formohet nga atomet e një totali të të njëjtit element, dhe pastaj ai jo polare; për shembull, një lidhje e tillë kovalente ekziston në molekulat e gazeve me një element të vetëm H2, O2, N2, Cl2, etj.

Një lidhje kovalente mund të formohet nga atomet e elementeve të ndryshëm që janë të ngjashëm në natyrën kimike, dhe pastaj ajo polare; për shembull, një lidhje e tillë kovalente ekziston në molekulat H2O, NF3, CO2. Një lidhje kovalente formohet midis atomeve të elementeve,

Karakteristikat sasiore të lidhjeve kimike. Energjia e komunikimit. Gjatësia e lidhjes. Polariteti i lidhjes kimike. Këndi i valencës. Ngarkesa efektive për atomet në molekula. Momenti dipol i lidhjes kimike. Momenti dipol i një molekule poliatomike. Faktorët që përcaktojnë madhësinë e momentit dipole të një molekule poliatomike.

Karakteristikat e lidhjes kovalente . Karakteristikat sasiore të rëndësishme të një lidhje kovalente janë energjia e lidhjes, gjatësia e saj dhe momenti dipol.

Energjia e komunikimit- energjia e lëshuar gjatë formimit të saj, ose e nevojshme për ndarjen e dy atomeve të lidhur. Energjia e lidhjes karakterizon forcën e saj.

Gjatësia e lidhjesështë distanca midis qendrave të atomeve të lidhur. Sa më e shkurtër të jetë gjatësia, aq më e fortë është lidhja kimike.

Momenti dipol i bashkimit(m) është një madhësi vektoriale që karakterizon polaritetin e lidhjes.

Gjatësia e vektorit është e barabartë me produktin e gjatësisë së lidhjes l me ngarkesën efektive q, të cilën atomet e fitojnë kur dendësia e elektroneve zhvendoset: | m | = lХ q. Vektori i momentit dipole drejtohet nga një ngarkesë pozitive në një negative. Me shtimin vektorial të momenteve dipole të të gjitha lidhjeve, fitohet momenti dipol i molekulës.

Karakteristikat e lidhjeve ndikohen nga shumësia e tyre.:

Energjia lidhëse rritet me radhë;

Gjatësia e lidhjes rritet në rendin e kundërt.

Energjia e komunikimit(për një gjendje të caktuar të sistemit) - ndryshimi midis energjisë së gjendjes në të cilën pjesët përbërëse të sistemit janë pafundësisht të largëta nga njëra -tjetra dhe janë në një gjendje pushimi aktiv dhe energjisë totale të gjendjes së lidhur të sistemi :,

ku E është energjia lidhëse e përbërësve në një sistem N përbërës (grimca), Ei është energjia totale e përbërësit ith në një gjendje të pakufizuar (një grimcë pushimi pafundësisht e largët) dhe E është energjia totale e sistemit të lidhur. Për një sistem të përbërë nga grimca pushimi pafundësisht të largëta, energjia lidhëse konsiderohet të jetë zero, domethënë kur formohet një gjendje e lidhur, energjia lirohet. Energjia lidhëse është e barabartë me punën minimale që duhet shpenzuar në mënyrë që të dekompozohet sistemi në grimcat përbërëse të tij.

Karakterizon stabilitetin e sistemit: sa më e lartë të jetë energjia lidhëse, aq më i qëndrueshëm është sistemi. Për elektronet e valencës (elektronet e guaskave të jashtme të elektroneve) të atomeve neutrale në gjendjen themelore, energjia lidhëse përkon me energjinë e jonizimit, për jonet negative - me një prirje elektronike. Energjia e lidhjes kimike të një molekule diatomike korrespondon me energjinë e shkëputjes së saj termike, e cila është në rendin e qindra kJ / mol. Energjia lidhëse e hadroneve të një bërthame atomike përcaktohet kryesisht nga ndërveprimi i fortë. Për bërthamat e lehta, është 8 0.8 MeV për nukleon.

Gjatësia e lidhjes kimike- distanca midis bërthamave të atomeve të lidhur kimikisht. Gjatësia e një lidhjeje kimike është një sasi e rëndësishme fizike që përcakton dimensionet gjeometrike të një lidhjeje kimike, gjatësinë e saj në hapësirë. Metoda të ndryshme përdoren për të përcaktuar gjatësinë e një lidhjeje kimike. Difraksioni i elektroneve të gazit, spektroskopia me mikrovalë, spektrat Raman dhe spektrat IR me rezolucion të lartë përdoren për të vlerësuar gjatësinë e lidhjeve kimike të molekulave të izoluara në fazën e avullit (gazit). Besohet se gjatësia e një lidhjeje kimike është një vlerë shtesë e përcaktuar nga shuma e rrezeve kovalente të atomeve që përbëjnë lidhjen kimike.

Polariteti i lidhjeve kimike- karakteristikë e një lidhjeje kimike, që tregon ndryshimin në shpërndarjen e densitetit të elektroneve në hapësirë rreth bërthamave në krahasim me shpërndarjen e densitetit të elektroneve në atomet neutrale që formojnë këtë lidhje. Ju mund të kuantifikoni polaritetin e një lidhjeje në një molekulë. Vështirësia e një vlerësimi të saktë sasior është se polariteti i lidhjes varet nga disa faktorë: madhësia e atomeve dhe joneve të molekulave lidhëse; nga numri dhe natyra e lidhjes tashmë ekzistuese në atomet lidhës deri te ndërveprimi i tyre i dhënë; mbi llojin e strukturës dhe madje edhe veçoritë e defekteve në grilat e tyre kristalore. Llogaritjet e këtij lloji kryhen me metoda të ndryshme, të cilat, në përgjithësi, japin afërsisht të njëjtat rezultate (vlera).

Për shembull, për HCl u zbulua se në secilin nga atomet në këtë molekulë ka një ngarkesë të barabartë me 0.17 të ngarkesës së një elektroni të tërë. Në atomin e hidrogjenit +0.17, dhe në atomin e klorit -0.17. Të ashtuquajturat ngarkesa efektive për atomet përdoren më shpesh si një masë sasiore e polaritetit të një lidhjeje. Ngarkesa efektive përcaktohet si ndryshimi midis ngarkesës së elektroneve të vendosura në një zonë të caktuar të hapësirës pranë bërthamës dhe ngarkesës së bërthamës. Sidoqoftë, kjo masë ka vetëm një kuptim të kushtëzuar dhe të përafërt [relativ], pasi është e pamundur të dallosh pa mëdyshje një zonë në një molekulë që i përket ekskluzivisht një atomi të vetëm, dhe me disa lidhje, një lidhje specifike.

Këndi i valencës- këndi i formuar nga drejtimet e lidhjeve kimike (kovalente) që dalin nga një atom. Njohja e këndeve të lidhjeve është e nevojshme për të përcaktuar gjeometrinë e molekulave. Këndet e lidhjes varen si nga karakteristikat individuale të atomeve të bashkangjitur, ashtu edhe nga hibridizimi i orbitaleve atomike të atomit qendror. Për molekulat e thjeshta, këndi i lidhjes, si parametrat e tjerë gjeometrikë të molekulës, mund të llogaritet duke përdorur metodat e kimisë kuantike. Në mënyrë eksperimentale, ato përcaktohen nga vlerat e momenteve të inercisë së molekulave të marra duke analizuar spektrat e tyre rrotullues. Këndi i lidhjes së molekulave komplekse përcaktohet nga analiza strukturore e difraksionit.

NGARKIMI ETF EFICIENT I ATOMIT, karakterizon ndryshimin midis numrit të elektroneve që i përkasin një atomi të caktuar në kimikate. Comm., Dhe numri i elektroneve pa pagesë. atom Për vlerësimet e E. z. a përdorin modele në të cilat vlerat e përcaktuara në mënyrë eksperimentale përfaqësohen si funksione të ngarkesave pikë jo të polarizueshme të lokalizuara në atome; për shembull, momenti dipol i një molekule diatomike konsiderohet si produkt i E. z. a në distancën ndëratomike. Brenda kuadrit të modeleve të tilla, E. z. a mund të llogaritet duke përdorur të dhëna optike. ose spektroskopia me rreze X.

Momentet dipole të molekulave.

Një lidhje ideale kovalente ekziston vetëm në grimca që përbëhen nga atome identikë (H2, N2, etj.). Nëse formohet një lidhje midis atomeve të ndryshëm, atëherë dendësia e elektroneve zhvendoset në njërën prej bërthamave të atomeve, pra lidhja polarizohet. Karakteristika e polaritetit të një lidhjeje është momenti i saj dipole.

Momenti dipol i një molekule është i barabartë me shumën vektoriale të momenteve dipole të lidhjeve të tij kimike. Nëse lidhjet polare janë rregulluar në mënyrë simetrike në një molekulë, atëherë ngarkesat pozitive dhe negative anulojnë njëra-tjetrën dhe molekula në tërësi është jo polare. Kjo ndodh, për shembull, me një molekulë dioksidi të karbonit. Molekulat poliatomike me një rregullim asimetrik të lidhjeve polare janë përgjithësisht polare. Kjo vlen veçanërisht për molekulën e ujit.

Vlera që rezulton e momentit dipole të molekulës mund të ndikohet nga çifti i vetëm i elektroneve. Pra, molekulat NH3 dhe NF3 kanë një gjeometri katërkëndore (duke marrë parasysh palën e vetme të elektroneve). Shkallët e jonizmit të lidhjeve të nitrogjenit - hidrogjenit dhe nitrogjenit - fluorit janë përkatësisht 15 dhe 19%, dhe gjatësia e tyre janë 101 dhe 137 pasdite, respektivisht. Bazuar në këtë, mund të konkludohet se NF3 ka një moment dipole më të madh. Sidoqoftë, eksperimenti tregon të kundërtën. Një parashikim më i saktë i momentit dipol duhet të marrë parasysh drejtimin e momentit dipol të çiftit të vetëm (Fig. 29).

Koncepti i hibridizimit të orbitaleve atomike dhe struktura hapësinore e molekulave dhe joneve. Karakteristikat e shpërndarjes së densitetit të elektroneve të orbitaleve hibride. Llojet kryesore të hibridizimit janë sp, sp2, sp3, dsp2, sp3d, sp3d2. Hibridizimi që përfshin çifte të vetme elektronike.

HYBRIDIZIMI I ORBITALEVE ATOMIKE.

Për të shpjeguar strukturën e disa molekulave në metodën VS, përdoret modeli i hibridizimit të orbitaleve atomike (AO). Për disa elementë (beril, bor, karbon), të dy elektronet s dhe p marrin pjesë në formimin e lidhjeve kovalente. Këto elektrone janë të vendosura në AO, të ndryshme në formë dhe energji. Përkundër kësaj, obligacionet e formuara me pjesëmarrjen e tyre rezultojnë të jenë ekuivalente dhe janë të vendosura në mënyrë simetrike.

Në molekulat BeC12, BC13 dhe CC14, për shembull, këndi i lidhjes C1-E-C1 është 180, 120 dhe 109.28 °. Vlerat dhe energjitë e gjatësisë së lidhjes E-C1 kanë të njëjtën vlerë për secilën nga këto molekula. Parimi i hibridizimit orbital është që AO -të fillestare të formave dhe energjive të ndryshme gjatë përzierjes japin orbitale të reja të së njëjtës formë dhe energji. Lloji i hibridizimit të atomit qendror përcakton formën gjeometrike të molekulës ose jonit të formuar prej tij.

Le të shqyrtojmë strukturën e molekulës nga pikëpamja e hibridizimit të orbitaleve atomike.

Forma hapësinore e molekulave.

Formulat e Lewis thonë shumë për strukturën elektronike dhe qëndrueshmërinë e molekulave, por deri më tani ato nuk mund të thonë asgjë për strukturën e tyre hapësinore. Në teorinë e lidhjeve kimike, ekzistojnë dy qasje të mira për të shpjeguar dhe parashikuar gjeometrinë e molekulave. Ata pajtohen mirë me njëri -tjetrin. Qasja e parë quhet teoria e zmbrapsjes së çifteve elektronike të valencës (VEPP). Pavarësisht nga emri "i frikshëm", thelbi i kësaj qasjeje është shumë i thjeshtë dhe i qartë: lidhjet kimike dhe çiftet e vetme të elektroneve në molekula priren të vendosen sa më larg njëri -tjetrit. Le të shpjegojmë me shembuj specifikë. Ekzistojnë dy lidhje Be-Cl në molekulën BeCl2. Forma e kësaj molekule duhet të jetë e tillë që të dyja këto lidhje dhe atomet e klorit në skajet e tyre të vendosen sa më shumë që të jetë e mundur nga njëri -tjetri:

Kjo është e mundur vetëm me formën lineare të molekulës, kur këndi midis lidhjeve (këndi ClBeCl) është 180 °.

Një shembull tjetër: ka 3 lidhje B-F në molekulën BF3. Ato janë të vendosura sa më shumë nga njëra -tjetra dhe molekula ka formën e një trekëndëshi të sheshtë, ku të gjitha këndet midis lidhjeve (këndet FBF) janë të barabarta me 120 °:

Hibridizimi i orbitaleve atomike.

Hibridizimi përfshin jo vetëm elektronet lidhës, por edhe çifte të vetme elektronike ... Për shembull, një molekulë uji përmban dy lidhje kimike kovalente midis një atomi oksigjeni dhe Figura 21 me dy atome hidrogjeni (Figura 21).

Përveç dy palë elektrone të përbashkëta me atomet e hidrogjenit, atomi i oksigjenit ka dy palë elektrone të jashtme që nuk marrin pjesë në formimin e një lidhjeje ( çifte të vetme elektronike). Të katër çiftet e elektroneve zënë zona të veçanta në hapësirë rreth atomit të oksigjenit. Meqenëse elektronet zmbrapsen njëri -tjetrin, retë elektronike janë të vendosura sa më larg që të jetë e mundur. Në këtë rast, si rezultat i hibridizimit, forma e orbitaleve atomike ndryshon, ato zgjaten dhe drejtohen në kulmet e katërkëndëshit. Prandaj, molekula e ujit ka një formë këndore, dhe këndi midis lidhjeve të oksigjenit-hidrogjenit është 104.5 o.

Forma e molekulave dhe joneve të tipit AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. d-AO të përfshira në formimin e lidhjeve σ në molekulat katrore të sheshta, në molekulat tetëkëndore dhe në molekulat e ndërtuara në formën e një bipyramidi trigonal. Ndikimi i zmbrapsjes së çifteve të elektroneve në konfigurimin hapësinor të molekulave (koncepti i pjesëmarrjes së çifteve të vetme të elektroneve KNEP).

Forma e molekulave dhe joneve të tipit AB2, AB3, AB4, AB5, AB6... Çdo lloj hibridizimi AO korrespondon me një formë gjeometrike të përcaktuar rreptësisht, të konfirmuar në mënyrë eksperimentale. Ajo bazohet në lidhjet σ-të të formuara nga orbitalet hibride; çifte të delokalizuara të π-elektroneve (në rastin e lidhjeve të shumta) lëvizin në fushën e tyre elektrostatike (Tabela 5.3). hibridizimi sp... Një lloj i ngjashëm i hibridizimit ndodh kur një atom formon dy lidhje për shkak të elektroneve të vendosura në orbitalet s dhe p dhe që kanë energji të ngjashme. Ky lloj hibridizimi është tipik për molekulat e tipit AB2 (Fig. 5.4). Shembuj të molekulave dhe joneve të tilla janë dhënë në tabelë. 5.3 (fig.5.4).

Tabela 5.3

Format gjeometrike të molekulave

E është një çift elektronesh i vetëm.

Struktura e molekulës BeCl2. Atomi i berylit ka dy elektrone të çiftuara në shtresën e jashtme në gjendje normale. Si rezultat i ngacmimit, një prej elektroneve s kalon në gjendjen p - shfaqen dy elektrone të palidhura, të ndryshme në formën e orbitës dhe në energji. Kur formohet një lidhje kimike, ato shndërrohen në dy orbitale identike sp-hibride, të drejtuara në një kënd prej 180 gradë ndaj njëri-tjetrit.

Bëhu 2s2 Bëhu 2s1 2p1 - gjendje e ngacmuar e atomit

Oriz. 5.4 Rregullimi hapësinor i reve sp-hibride

Llojet kryesore të ndërveprimeve ndërmolekulare. Substancë në gjendje të kondensuar. Faktorët që përcaktojnë energjinë e ndërveprimeve ndërmolekulare. Lidhja e hidrogjenit. Natyra e lidhjes së hidrogjenit. Karakteristikat sasiore të lidhjes së hidrogjenit. Lidhja hidrogjenore ndër- dhe intramolekulare.

NDTERRTYRJET NDTERRMOLEKULARE- bashkëveprimi. molekulat midis tyre, duke mos çuar në këputje ose në formimin e një kimikati të ri. lidhjet. M. në përcakton ndryshimin midis gazeve reale dhe atyre ideale, ekzistencës së lëngjeve dhe një skelë. kristale. Nga M. tek. varet nga shumë. strukturore, spektrale, termodinamike. dhe sv-va të tjera në-v. Shfaqja e konceptit të M. në. i lidhur me emrin e Van der Waals, për të shpjeguar sv-në gazrat dhe lëngjet reale të propozuara në 1873 ekuacionin e gjendjes, duke marrë parasysh shekullin M. Prandaj, forcat e M. në. i quajtur shpesh van der Waals.

Baza e M. në përbëjnë forcat e bashkëveprimit Coulomb. midis elektroneve dhe bërthamave të një molekule dhe bërthamave dhe elektroneve të një tjetre. Në sv-vah in-va të përcaktuar në mënyrë eksperimentale, shfaqet një ndërveprim mesatar, i cili varet nga distanca R midis molekulave, orientimi i tyre reciprok, struktura dhe fizika. karakteristikat (momenti dipol, polarizueshmëria, etj.). Në R të madhe, duke tejkaluar ndjeshëm dimensionet lineare të vetë molekulave, si rezultat i të cilave predhat elektronike të molekulave nuk mbivendosen, forcat e M. në. mund të ndahet në mënyrë të arsyeshme në tre lloje - elektrostatike, polarizuese (induksion) dhe shpërndarëse. Forcat elektrostatike nganjëherë quhen forca orientuese, por kjo është e pasaktë, pasi orientimi reciprok i molekulave gjithashtu mund të jetë për shkak të polarizimit. forcat nëse molekulat janë anizotropike.

Në distanca të vogla midis molekulave (R ~ l), bëni dallimin midis llojeve individuale të M. c. është e mundur vetëm afërsisht, ndërsa, përveç tre llojeve të mësipërm, ka edhe dy të tjera, të lidhura me mbivendosjen e predhave të elektroneve, - ndërveprimin dhe ndërveprimet e shkëmbimit për shkak të transferimit të ngarkesës elektronike. Pavarësisht nga disa konvencionalitete, një ndarje e tillë në secilin rast specifik bën të mundur shpjegimin e natyrës së M. në. dhe llogarit energjinë e tij.

Struktura e materies në një gjendje të kondensuar.

Në varësi të distancës midis grimcave që përbëjnë substancën, dhe nga natyra dhe energjia e ndërveprimit midis tyre, substanca mund të jetë në njërën nga tre gjendjet e grumbullimit: në të ngurta, të lëngëta dhe të gazta.

Në një temperaturë mjaft të ulët, substanca është në një gjendje të ngurtë. Distancat midis grimcave të substancës kristalore janë të rendit të madhësisë së vetë grimcave. Energjia mesatare potenciale e grimcave është më e madhe se energjia mesatare kinetike e tyre. Lëvizja e grimcave që përbëjnë kristalet është shumë e kufizuar. Forcat që veprojnë midis grimcave i mbajnë ato pranë pozicioneve të ekuilibrit. Kjo shpjegon praninë e trupave kristalorë të formës dhe vëllimit të tyre dhe një rezistencë të lartë të prerjes.

Kur shkrihen, trupat e ngurtë kthehen në një lëng. Në strukturë, një substancë e lëngshme ndryshon nga një substancë kristalore në atë që jo të gjitha grimcat janë në të njëjtat distanca nga njëra -tjetra si në kristale; disa nga molekulat janë të largëta nga njëra -tjetra në distanca të mëdha. Energjia mesatare kinetike e grimcave për substancat në gjendje të lëngët është afërsisht e barabartë me energjinë mesatare të tyre potenciale.

Gjendjet e ngurta dhe të lëngëta shpesh kombinohen me një term të përbashkët - gjendjen e kondensuar.

Llojet e ndërveprimeve ndërmolekulare lidhja intramolekulare e hidrogjenit. Lidhjet, gjatë formimit të të cilave nuk ndodh rirregullimi i predhave të elektroneve, quhen ndërveprimet midis molekulave ... Llojet kryesore të ndërveprimeve molekulare përfshijnë forcat e van der Waals, lidhjet e hidrogjenit dhe ndërveprimet donator-pranues.

Kur molekulat i afrohen njëra -tjetrës, shfaqet tërheqja, e cila shkakton shfaqjen e një gjendjeje të kondensuar të materies (të lëngshme, të ngurta me një grilë kristali molekulare). Forcat që lehtësojnë tërheqjen e molekulave quhen forca van der Waals.

Ato karakterizohen nga tre lloje ndërveprimi ndërmolekulare :

a) ndërveprimi orientues, i cili shfaqet midis molekulave polare që përpiqen të zënë një pozicion në të cilin dipolet e tyre do të përballen me njëra -tjetrën me pole të kundërta, dhe momenti kur vektorët e këtyre dipoleve do të orientoheshin përgjatë një vije të drejtë (në një mënyrë tjetër quhet ndërveprimi dipol-dipol);

b) induksioni, i cili lind midis dipoleve të induktuara, arsyeja e formimit të të cilit është polarizimi reciprok i atomeve të dy molekulave që afrohen;

c) shpërndarëse, e cila lind si rezultat i ndërveprimit të mikrodipoleve të formuara për shkak të zhvendosjeve të menjëhershme të ngarkesave pozitive dhe negative në molekula gjatë lëvizjes së elektroneve dhe dridhjeve të bërthamave.

Forcat e shpërndarjes veprojnë midis çdo grimce. Ndërveprimet e orientimit dhe induksionit për grimcat e shumë substancave, për shembull: Ai, Ar, H2, N2, CH4, nuk kryhen. Për molekulat NH3, ndërveprimi i shpërndarjes përbën 50%, orientues - 44.6%, dhe induksioni - 5.4%. Energjia polare e forcave tërheqëse të van der Waals karakterizohet nga vlera të ulëta. Pra, për akullin është 11 kJ / mol, d.m.th. 2.4% të energjisë së lidhjes kovalente H-O (456 kJ / mol). Forcat gravitacionale të Van der Waals janë ndërveprime fizike.

Lidhja e hidrogjenitështë një lidhje fiziko -kimike midis hidrogjenit të një molekule dhe elementit EO të një molekule tjetër. Formimi i lidhjeve të hidrogjenit shpjegohet me faktin se në molekulat ose grupet polare një atom hidrogjeni i polarizuar ka veti unike: mungesa e guaskave të brendshme të elektroneve, një zhvendosje e konsiderueshme e çiftit të elektroneve në një atom me një EO të lartë dhe një madhësi shumë të vogël Me Prandaj, hidrogjeni është në gjendje të depërtojë thellë në guaskën e elektroneve të një atomi fqinj të polarizuar negativisht. Siç tregojnë të dhënat spektrale, ndërveprimi donator-pranues i atomit OE si dhurues dhe atomi i hidrogjenit si pranues gjithashtu luan një rol të rëndësishëm në formimin e një lidhje hidrogjeni. Lidhja e hidrogjenit mund të jetë ndërmolekulare ose intramolekulare

Lidhjet e hidrogjenit mund të lindin si midis molekulave të ndryshme ashtu edhe brenda një molekule nëse kjo molekulë përmban grupe me aftësi dhuruese dhe pranuese. Pra, janë lidhjet intramolekulare të hidrogjenit ato që luajnë rolin kryesor në formimin e zinxhirëve peptidikë që përcaktojnë strukturën e proteinave. Një nga shembujt më të famshëm të efektit të lidhjeve intramolekulare të hidrogjenit në strukturë është acidi deoksiribonukleik (ADN). Molekula e ADN -së është e mbështjellë në formën e një spirale të dyfishtë. Dy fillesat e kësaj spirale të dyfishtë janë të lidhura me hidrogjen me njëra -tjetrën. Lidhja e hidrogjenit është e ndërmjetme midis valencës dhe ndërveprimeve ndërmolekulare. Ajo shoqërohet me vetitë unike të atomit të polarizuar të hidrogjenit, madhësinë e tij të vogël dhe mungesën e shtresave elektronike.

Lidhjet hidrogjenore ndërmolekulare dhe intramolekulare.

Lidhjet e hidrogjenit gjenden në shumë komponime kimike. Ato lindin, si rregull, midis atomeve të fluorit, azotit dhe oksigjenit (elementët më elektronegativë), më rrallë - me pjesëmarrjen e atomeve të klorit, squfurit dhe jometaleve të tjera. Lidhjet e forta të hidrogjenit formohen në substanca të tilla të lëngshme si uji, fluori hidrogjen, acidet inorganike që përmbajnë oksigjen, acidet karboksilike, fenolët, alkoolet, amoniaku dhe aminat. Gjatë kristalizimit, lidhjet e hidrogjenit në këto substanca zakonisht mbahen. Prandaj, strukturat e tyre kristalore kanë formën e zinxhirëve (metanol), shtresa të sheshta dy-dimensionale (acid borik), rrjete tre-dimensionale tre-dimensionale (akull).

Nëse një lidhje hidrogjeni bashkon pjesë të një molekule, atëherë ata flasin për intramolekulare lidhje hidrogjeni. Kjo është veçanërisht e vërtetë për shumë komponime organike (Fig. 42). Nëse formohet një lidhje hidrogjeni midis një atomi hidrogjeni të një molekule dhe një atome jo metalike të një molekule tjetër (lidhje hidrogjenore ndërmolekulare), atëherë molekulat formojnë çifte, zinxhirë, unaza mjaft të fortë. Pra, acidi formik në të dy gjendjet e lëngëta dhe të gazta ekziston në formën e dimerëve:

dhe gazi i fluorit hidrogjen përmban molekula polimer deri në katër grimca HF. Lidhje të forta midis molekulave mund të gjenden në ujë, amoniak të lëngshëm dhe alkoole. Atomet e oksigjenit dhe nitrogjenit të nevojshëm për formimin e lidhjeve të hidrogjenit përmbajnë të gjitha karbohidratet, proteinat, acidet nukleike. Dihet, për shembull, që glukoza, fruktoza dhe saharoza janë krejtësisht të tretshme në ujë. Një rol të rëndësishëm në këtë luajnë lidhjet e hidrogjenit të formuara në tretësirë midis molekulave të ujit dhe grupeve të shumta OH të karbohidrateve.

Ligji periodik. Formulimi modern i ligjit periodik. Tabela periodike e elementeve kimike është një ilustrim grafik i ligjit periodik. Versioni modern i tabelës periodike. Karakteristikat e mbushjes së orbitaleve atomike me elektrone dhe formimit të periodave. s-, p-, d-, f- Elementet dhe renditja e tyre në tabelën periodike. Grupet, periudhat. Nëngrupet kryesore dhe të vogla. Kufijtë e sistemit periodik.

Zbulimi i Ligjit Periodik.

Ligji bazë i kimisë - Ligji periodik u zbulua nga D.I. Mendeleev në 1869 në një kohë kur atomi konsiderohej i pandashëm dhe asgjë nuk dihej për strukturën e tij të brendshme. Baza e Ligjit Periodik të D.I. Mendeleev vendosi masat atomike (peshat e mëparshme atomike) dhe vetitë kimike të elementeve.

Duke rregulluar 63 elementë të njohur në atë kohë në rendin rritës të masave të tyre atomike, D.I. Mendeleev mori një seri elementesh kimike natyrore (natyrore), në të cilat zbuloi përsëritjen periodike të vetive kimike.

Për shembull, vetitë e një litiumi tipik Li Li u përsëritën për elementët natriumi Na dhe kalium K, vetitë e një fluori tipik jo metalik F - për elementët klor Cl, brom Br, jod I.

Disa elementë të D.I. Mendeleev nuk gjeti analoge kimike (për shembull, në alumin Al dhe silic Si), pasi analoge të tilla ishin ende të panjohura në atë kohë. Për ta, ai la hapësira boshe në seritë natyrore dhe parashikoi vetitë e tyre kimike në bazë të përsëritjes periodike. Pas zbulimit të elementeve përkatëse (analog i aluminit - galium Ga, analog i silikonit - germanium Ge, etj.), D.I. Mendeleev u konfirmua plotësisht.

Në të cilën njëri prej atomeve dhuroi një elektron dhe u bë një kation, dhe atomi tjetër mori një elektron dhe u bë një anion.

Karakteristikat karakteristike të një lidhje kovalente - drejtimi, ngopja, polariteti, polarizimi - përcaktojnë vetitë kimike dhe fizike të përbërjeve.

Drejtimi i lidhjes është për shkak të strukturës molekulare të substancës dhe formës gjeometrike të molekulës së tyre. Këndet midis dy lidhjeve quhen kënde të lidhjes.

Ngopja është aftësia e atomeve për të formuar një numër të kufizuar lidhjesh kovalente. Numri i lidhjeve të formuara nga një atom është i kufizuar nga numri i orbitaleve të tij të jashtme atomike.

Polariteti i lidhjes është për shkak të shpërndarjes së pabarabartë të densitetit të elektroneve për shkak të ndryshimeve në elektronegativitetet e atomeve. Sipas kësaj veçorie, lidhjet kovalente ndahen në jo polare dhe polare (jo polare-një molekulë diatomike përbëhet nga atome identikë (H 2, Cl 2, N 2) dhe retë elektronike të secilit atom shpërndahen në mënyrë simetrike në lidhje me këto atome; polare - një molekulë diatomike përbëhet nga atome të elementeve të ndryshëm kimikë, dhe reja elektronike e zakonshme zhvendoset drejt njërit prej atomeve, duke formuar kështu një asimetri në shpërndarjen e ngarkesës elektrike në molekulë, duke krijuar momentin dipole të molekulës).

Polarizueshmëria e një lidhjeje shprehet në zhvendosjen e elektroneve të lidhjes nën ndikimin e një fushe elektrike të jashtme, duke përfshirë një grimcë tjetër reaguese. Polarizueshmëria përcaktohet nga lëvizshmëria e elektroneve. Polariteti dhe polarizimi i lidhjeve kovalente përcakton reaktivitetin e molekulave në lidhje me reagentët polarë.

Kolegjial YouTube

1 / 5
Një lidhje kovalente formohet nga një palë elektrone të ndara midis dy atomeve, dhe këto elektrone duhet të zënë dy orbitale të qëndrueshme, një nga secili atom.
A + B → A: B
Si rezultat i shoqërizimit, elektronet formojnë një nivel të mbushur të energjisë. Një lidhje formohet nëse energjia e tyre totale në këtë nivel është më e vogël se në gjendjen fillestare (dhe ndryshimi në energji nuk do të jetë asgjë më shumë se energjia e lidhjes).

Sipas teorisë së orbitaleve molekulare, mbivendosja e dy orbitaleve atomike çon në rastin më të thjeshtë në formimin e dy orbitaleve molekulare (MO): lidh MO dhe anti-lidhës (lirues) MO... Elektronet e përbashkëta janë të vendosura në lidhjen MO, e cila është më e ulët në energji.

Formimi i lidhjes me rikombinimin e atomeve

Sidoqoftë, mekanizmi i ndërveprimit ndërratomik mbeti i panjohur për një kohë të gjatë. Vetëm në vitin 1930 F. Londra prezantoi konceptin e tërheqjes dispersive - ndërveprimin midis dipoleve të menjëhershëm dhe të induktuar (të induktuar). Aktualisht, forcat tërheqëse për shkak të ndërveprimit midis dipoleve elektrike të luhatshme të atomeve dhe molekulave quhen "forcat e Londrës".
Energjia e një ndërveprimi të tillë është drejtpërdrejt proporcionale me katrorin e polarizimit elektronik α dhe është anasjelltas proporcionale me distancën midis dy atomeve ose molekulave në fuqinë e gjashtë.

Formimi i lidhjes me mekanizmin donator-pranues

Përveç mekanizmit homogjen të formimit të lidhjeve kovalente të përshkruar në seksionin e mëparshëm, ekziston një mekanizëm heterogjen - ndërveprimi i joneve të ngarkuar në kundërshtim - protoni H + dhe joni negativ i hidrogjenit H -, i quajtur jon hidrid:
H + + H - → H 2
Kur jonet i afrohen njëri-tjetrit, reja me dy elektrone (çifti elektronik) e jonit të hidridit tërhiqet nga protoni dhe përfundimisht bëhet e zakonshme për të dy bërthamat e hidrogjenit, domethënë, kthehet në një palë elektroni lidhëse. Një grimcë që furnizon një çift elektronesh quhet dhurues, dhe një grimcë që merr këtë çift elektronik quhet pranues. Ky mekanizëm i formimit të një lidhje kovalente quhet donator-pranues.
H + + H 2 O → H 3 O +
Protoni sulmon palën e vetme të molekulës së ujit dhe formon një kation të qëndrueshëm që ekziston në tretësira ujore të acideve.
Shtimi i një protoni në një molekulë amoniaku ndodh në mënyrë të ngjashme për të formuar një kation kompleks amoniumi:
NH 3 + H + → NH 4 +
Në këtë mënyrë (nga mekanizmi donator-pranues i formimit të lidhjes kovalente) merret një klasë e madhe e komponimeve të oniumit, e cila përfshin amonium, oksonium, fosfonium, sulfonium dhe komponime të tjera.
Një molekulë hidrogjeni mund të veprojë si dhurues i një çifti elektronesh, i cili pas kontaktit me një proton çon në formimin e një joni molekular hidrogjeni H 3 +:
H 2 + H + → H 3 +
Çifti elektronik lidhës i jonit molekular të hidrogjenit H 3 + i përket njëkohësisht tre protoneve.

Llojet e lidhjeve kovalente

Ekzistojnë tre lloje të lidhjeve kimike kovalente, të ndryshme në mekanizmin e formimit:
1. Lidhje e thjeshtë kovalente... Për formimin e tij, secili prej atomeve siguron një elektron të paçiftuar. Kur formohet një lidhje e thjeshtë kovalente, ngarkesat formale të atomeve mbeten të pandryshuara.
- Nëse atomet që formojnë një lidhje të thjeshtë kovalente janë të njëjta, atëherë ngarkesat e vërteta të atomeve në molekulë janë gjithashtu të njëjta, pasi atomet që formojnë lidhjen zotërojnë në mënyrë të barabartë çiftin e ndarë elektronik. Kjo lidhje quhet lidhje kovalente jo polare... Substancat e thjeshta kanë një lidhje të tillë, për shembull: 2, 2, 2. Por jo vetëm jo-metalet e të njëjtit lloj mund të formojnë një lidhje jo polare kovalente. Elementet jo metalike gjithashtu mund të formojnë një lidhje jo polare kovalente, elektronegativiteti i së cilës ka një rëndësi të barabartë, për shembull, në molekulën PH 3, lidhja është jo-polare kovalente, pasi EO i hidrogjenit është i barabartë me EO të fosforit.
- Nëse atomet janë të ndryshëm, atëherë shkalla e pronësisë së çiftit të ndarë të elektroneve përcaktohet nga ndryshimi në elektronegativitetet e atomeve. Një atom me më shumë elektronegativitet tërheq më shumë një palë elektrone lidhjesh dhe ngarkesa e tij e vërtetë bëhet negative. Një atom me një elektronegativitet më të ulët fiton, përkatësisht, të njëjtën ngarkesë pozitive. Nëse krijohet një lidhje midis dy jometaleve të ndryshme, atëherë një lidhje e tillë quhet lidhje polare kovalente.
Në molekulën e etilenit C 2 H 4 ekziston një lidhje e dyfishtë CH 2 = CH 2, formula e tij elektronike: H: C :: C: H. Bërthamat e të gjithë atomeve të etilenit janë të vendosura në të njëjtin plan. Tre re elektronike të secilit atom karboni formojnë tre lidhje kovalente me atome të tjerë në të njëjtin plan (me kënde midis tyre rreth 120 °). Reja e elektronit të katërt të valencës së atomit të karbonit ndodhet mbi dhe poshtë rrafshit të molekulës. Retë e tilla elektronike të të dy atomeve të karbonit, që mbivendosen pjesërisht mbi dhe poshtë rrafshit të molekulës, formojnë një lidhje të dytë midis atomeve të karbonit. Lidhja e parë, më e fortë kovalente midis atomeve të karbonit quhet σ-lidhje; quhet lidhja e dytë, më pak e fortë kovalente π (\ stil i shfaqjes \ pi)- komunikimi.
Në një molekulë lineare të acetilenit
N-S≡S-N (N: S ::: S: N)
ka σ-lidhje midis atomeve të karbonit dhe hidrogjenit, një σ-lidhje midis dy atomeve të karbonit dhe dy π (\ stil i shfaqjes \ pi)-lidhje midis të njëjtave atome karboni. Dy π (\ stil i shfaqjes \ pi)-lidhjet janë të vendosura mbi sferën e veprimit të lidhjes σ në dy plane reciprokisht pingul.
Të gjashtë atomet e karbonit të molekulës ciklike të benzenit C6H6 shtrihen në të njëjtin plan. Lidhjet Σ veprojnë midis atomeve të karbonit në rrafshin e unazës; ekzistojnë të njëjtat lidhje për secilin atom karboni me atome hidrogjeni. Atomet e karbonit shpenzojnë tre elektrone për të krijuar këto lidhje. Retë e elektroneve të valencës së katërt të atomeve të karbonit, të cilat kanë formën e tetë, ndodhen pingul me rrafshin e molekulës së benzenit. Çdo re e tillë mbivendoset në mënyrë të barabartë me retë elektronike të atomeve të karbonit fqinj. Në molekulën e benzenit, jo tre të ndara π (\ stil i shfaqjes \ pi)-lidhje, por një e vetme π (\ stylestyle \ pi) dielektrikë ose gjysmëpërçues. Shembuj tipikë të kristaleve atomikë (atomet në të cilët lidhen me lidhje kovalente (atomike) janë

Temat e kodifikuesit USE: Lidhja kimike kovalente, varietetet e saj dhe mekanizmat e formimit. Karakteristikat e lidhjes kovalente (polariteti dhe energjia e lidhjes). Lidhje jonike. Lidhje metalike. Lidhja e hidrogjenit

Lidhjet kimike intramolekulare

Së pari, merrni parasysh lidhjet që lindin midis grimcave brenda molekulave. Lidhje të tilla quhen intramolekulare.

Lidhje kimike midis atomeve të elementeve kimike ka një natyrë elektrostatike dhe formohet për shkak të ndërveprimet e elektroneve të jashtëm (valencë), në një shkallë pak a shumë mbahen nga bërthama me ngarkesë pozitive atomet e lidhura.

Koncepti kryesor këtu është NEGATIVITETI ELEKTRIK. Sheshtë ajo që përcakton llojin e lidhjes kimike midis atomeve dhe vetitë e kësaj lidhjeje.

A është aftësia e një atomi për të tërhequr (mbajtur) e jashtme(valence) elektronet... Elektronegativiteti përcaktohet nga shkalla e tërheqjes së elektroneve të jashtëm në bërthamë dhe varet kryesisht nga rrezja e atomit dhe ngarkesa e bërthamës.

Elektronegativiteti është i vështirë të përcaktohet në mënyrë të qartë. L. Pauling përpiloi një tabelë të elektronegativiteteve relative (bazuar në energjitë e lidhjes së molekulave diatomike). Elementi më elektronegativ është fluori me kuptimin 4 .

Importantshtë e rëndësishme të theksohet se në burime të ndryshme mund të gjeni shkallë dhe tabela të ndryshme të vlerave të elektronegativitetit. Kjo nuk duhet të ketë frikë, pasi ajo luan një rol në formimin e një lidhjeje kimike atomet, dhe është pothuajse e njëjtë në çdo sistem.

Nëse një nga atomet në lidhjen kimike A: B tërheq elektronet më fort, atëherë çifti elektronik zhvendoset drejt tij. Më shumë ndryshimi i elektronegativitetit atomet, aq më shumë zhvendoset çifti elektronik.

Nëse vlerat e elektronegativiteteve të atomeve ndërveprues janë të barabarta ose afërsisht të barabarta: ZA (A) ≈EO (B), atëherë çifti total elektronik nuk zhvendoset në asnjë prej atomeve: A: B... Kjo lidhje quhet kovalente jo polare.

Nëse elektronegativitetet e atomeve ndërveprues ndryshojnë, por jo shumë (ndryshimi në elektronegativitetet është rreth 0.4 në 2: 0,4<ΔЭО<2 ), atëherë çifti elektronik zhvendoset në një nga atomet. Kjo lidhje quhet polare kovalente .

Nëse elektronegativitetet e atomeve ndërveprues ndryshojnë ndjeshëm (ndryshimi në elektronegativitetet është më i madh se 2: ΔEO> 2), atëherë njëri prej elektroneve transferohet pothuajse plotësisht në atomin tjetër, me formimin jonet... Kjo lidhje quhet jonike.

Llojet kryesore të lidhjeve kimike janë - kovalente, jonike dhe metalike komunikimi. Le t'i konsiderojmë ato në më shumë detaje.

Lidhja kimike kovalente

Lidhje kovalente – është një lidhje kimike formuar nga formimi i një çifti elektronik të përbashkët A: B ... Në këtë rast, dy atome mbivendosen orbitale atomike. Një lidhje kovalente formohet nga bashkëveprimi i atomeve me një ndryshim të vogël në elektronegativitetet (si rregull, midis dy jometaleve) ose atomet e një elementi.

Vetitë themelore të lidhjeve kovalente
- fokusimi,
- ngopshmëria,
- polariteti,
- polarizueshmëria.
Këto veti lidhëse ndikojnë në vetitë kimike dhe fizike të substancave.

Drejtimi i komunikimit karakterizon strukturën dhe formën kimike të substancave. Këndet midis dy lidhjeve quhen kënde të lidhjes. Për shembull, në një molekulë uji këndi i lidhjes H-O-H është 104.45 о, prandaj molekula e ujit është polare, dhe në një molekulë metani këndi i lidhjes H-C-H është 108 о 28.

Ngopshmëria Theshtë aftësia e atomeve për të formuar një numër të kufizuar të lidhjeve kimike kovalente. Numri i lidhjeve që mund të krijojë një atom quhet.

Polariteti lidhja lind nga shpërndarja e pabarabartë e dendësisë së elektroneve midis dy atomeve me elektronegativitet të ndryshëm. Lidhjet kovalente ndahen në polare dhe jo polare.

Polarizueshmëria lidhjet janë aftësia e lidhjes së elektroneve nën ndikimin e një fushe elektrike të jashtme(në veçanti, fusha elektrike e një grimce tjetër). Polarizueshmëria varet nga lëvizshmëria e elektroneve. Sa më larg që elektroni të jetë nga bërthama, aq më i lëvizshëm është dhe, në përputhje me rrethanat, molekula është më e polarizueshme.

Lidhja kimike jo polare kovalente

Ekzistojnë 2 lloje të lidhjeve kovalente - POLAR dhe JO POLARE .

Shembull . Konsideroni strukturën e molekulës së hidrogjenit H 2. Çdo atom hidrogjeni në nivelin e jashtëm të energjisë mbart 1 elektron të paçiftuar. Për të shfaqur atomin, ne përdorim strukturën Lewis - ky është një diagram i strukturës së nivelit të energjisë së jashtme të atomit, kur elektronet shënohen me pika. Modelet e strukturës së pikës Lewis janë të dobishme kur punoni me elementë të periudhës së dytë.

H. + H = H: H

Kështu, molekula e hidrogjenit ka një palë elektronike të zakonshme dhe një lidhje kimike H - H. Kjo çift elektronesh nuk zhvendoset në asnjë prej atomeve të hidrogjenit, sepse elektronegativiteti i atomeve të hidrogjenit është i njëjtë. Kjo lidhje quhet kovalente jo polare .

Lidhja jo polare (simetrike) kovalente Isshtë një lidhje kovalente e formuar nga atomet me elektronegativitet të barabartë (si rregull, të njëjtat jo-metale) dhe, prandaj, me një shpërndarje uniforme të densitetit të elektroneve midis bërthamave të atomeve.

Momenti dipol i lidhjeve jo polare është 0.

Shembuj të: H2 (H-H), O2 (O = O), S8.

Lidhja kimike polare kovalente

Lidhje polare kovalente Ashtë një lidhje kovalente që ndodh midis atome me elektronegativitet të ndryshëm (zakonisht, jometale të ndryshme) dhe karakterizohet nga zhvendosje një çift elektronik i zakonshëm në një atom më elektronegativ (polarizim).

Dendësia e elektroneve zhvendoset në një atom më elektronegativ - prandaj, një ngarkesë negative e pjesshme (δ-) lind mbi të, dhe një ngarkesë e pjesshme pozitive (δ +, delta +) lind në një atom më pak elektronegativ.

Sa më i madh të jetë ndryshimi në elektronegativitetet e atomeve, aq më i lartë polariteti lidhje dhe aq më tepër moment dipole ... Forca shtesë tërheqëse veprojnë midis molekulave fqinje dhe ngarkesave të shenjës së kundërt, e cila rritet forcë komunikimi.

Polariteti i një lidhjeje ndikon në vetitë fizike dhe kimike të përbërjeve. Mekanizmat e reagimit dhe madje reaktiviteti i lidhjeve fqinje varen nga polariteti i lidhjes. Polariteti i lidhjes shpesh përcakton polariteti i molekulës dhe kështu ndikon drejtpërdrejt në vetitë fizike të tilla si pika e vlimit dhe pika e shkrirjes, tretshmëria në tretësit polarë.

Shembuj: HCl, CO 2, NH 3.

Mekanizmat e formimit të lidhjes kovalente

Një lidhje kimike kovalente mund të ndodhë përmes 2 mekanizmave:

1. Mekanizmi i shkëmbimit Formimi i një lidhjeje kimike kovalente është kur secila grimcë siguron një elektron të palidhur për formimin e një çifti elektronik të përbashkët:

A . + . B = A: B

2. formimi i lidhjes kovalente është një mekanizëm në të cilin njëra prej grimcave siguron një palë elektronike të vetme, dhe grimca tjetër siguron një orbital të lirë për këtë çift elektronik:

A: + B = A: B

Në këtë rast, një nga atomet siguron një palë elektronike të vetme ( donator), dhe një atom tjetër siguron një orbital të lirë për këtë palë ( pranues) Si rezultat i formimit të lidhjes, të dyja energjitë e elektroneve zvogëlohen, d.m.th. është e dobishme për atomet.

Një lidhje kovalente e formuar nga mekanizmi donator-pranues nuk eshte ndryshe në vetitë nga lidhjet e tjera kovalente të formuara nga mekanizmi i shkëmbimit. Formimi i një lidhje kovalente nga mekanizmi dhurues-pranues është karakteristikë e atomeve me ose një numër të madh elektronesh në nivelin e energjisë së jashtme (dhuruesit e elektroneve), ose anasjelltas, me një numër shumë të vogël elektronesh (pranues elektronesh). Aftësitë e valencës së atomeve diskutohen më hollësisht në pjesën përkatëse.

Formohet një lidhje kovalente nga mekanizmi donator-pranues:

- në një molekulë monoksidi i karbonit CO(lidhja në molekulë është e trefishtë, 2 lidhje formohen nga mekanizmi i shkëmbimit, një nga mekanizmi donator-pranues): C≡O;

- v jon amoniumi NH 4 +, në jone amine organike, për shembull, në jonin metilamonium CH3 -NH 2 +;

- v komponimet komplekse, një lidhje kimike midis atomit qendror dhe grupeve ligand, për shembull, në natriumin tetrahidroksoaluminat Na, lidhja midis joneve të aluminit dhe hidroksidit;

- v acid nitrik dhe kripërat e tij- nitratet: HNO 3, NaNO 3, në disa komponime të tjera të azotit;

- në një molekulë ozoni O 3

Karakteristikat kryesore të një lidhje kovalente

Një lidhje kovalente zakonisht formohet midis atomeve jometalë. Karakteristikat kryesore të një lidhje kovalente janë gjatësia, energjia, shumësia dhe drejtimi.

Shumëllojshmëria e lidhjeve kimike

Shumëllojshmëria e lidhjeve kimike - kjo është numri i çifteve të zakonshme elektronike midis dy atomeve në një përbërje... Shumëllojshmëria e lidhjes mund të përcaktohet lehtësisht nga vlera e atomeve që formojnë molekulën.

Për shembull , në molekulën e hidrogjenit H 2, shumëzimi i lidhjeve është 1, meqë secili hidrogjen ka vetëm 1 elektron të palidhur në nivelin e energjisë së jashtme, prandaj, formohet një palë elektronike e zakonshme.

Në molekulën e oksigjenit O 2, shumëzimi i lidhjeve është 2, meqenëse secili atom në nivelin e jashtëm të energjisë ka 2 elektrone të palidhura: O = O.

Në molekulën e azotit N 2, shumëzimi i lidhjeve është 3, meqenëse midis secilit atom ka 3 elektrone të palidhura në nivelin e energjisë së jashtme, dhe atomet formojnë 3 çifte të përbashkëta elektronike N≡N.

Gjatësia e lidhjes kovalente

Gjatësia e lidhjes kimike A është distanca midis qendrave të bërthamave të atomeve që formojnë lidhjen. Përcaktohet me metoda eksperimentale fizike. Gjatësia e lidhjes mund të vlerësohet përafërsisht sipas rregullit të aditivitetit, sipas të cilit gjatësia e lidhjes në molekulën AB është afërsisht e barabartë me gjysmën e shumës së gjatësisë së lidhjes në molekulat A2 dhe B2:

Gjatësia e lidhjes kimike mund të vlerësohet përafërsisht përgjatë rrezeve të atomeve formimi i një lidhjeje, ose nga frekuenca e komunikimit nëse rrezet e atomeve nuk janë shumë të ndryshme.

Me një rritje të rrezeve të atomeve që formojnë një lidhje, gjatësia e lidhjes do të rritet.

Për shembull

Me një rritje të shumëfishtë të lidhjes midis atomeve (rrezet atomike të të cilëve nuk ndryshojnë, ose ndryshojnë në mënyrë të parëndësishme), gjatësia e lidhjes do të ulet.

Për shembull ... Në serinë: C - C, C = C, C≡C, gjatësia e lidhjes zvogëlohet.

Energjia e komunikimit

Energjia e lidhjes është një masë e fuqisë së një lidhjeje kimike. Energjia e komunikimit përcaktohet nga energjia e kërkuar për të thyer një lidhje dhe për të hequr atomet që formojnë këtë lidhje në një distancë pafundësisht të madhe nga njëri -tjetri.

Një lidhje kovalente është shume e qendrueshme. Energjia e tij varion nga disa dhjetëra në disa qindra kJ / mol. Sa më e lartë të jetë energjia e lidhjes, aq më e madhe është forca e lidhjes, dhe anasjelltas.

Fuqia e një lidhjeje kimike varet nga gjatësia e lidhjes, polariteti i lidhjes dhe shumëzimi i lidhjes. Sa më gjatë të jetë lidhja kimike, aq më e lehtë është ta prishësh atë, dhe sa më e ulët energjia e lidhjes, aq më e ulët është forca e saj. Sa më e shkurtër të jetë lidhja kimike, aq më e fortë është dhe aq më e madhe është energjia e lidhjes.

Për shembull, në serinë e komponimeve HF, HCl, HBr, nga e majta në të djathtë, forca e lidhjes kimike zvogëlohet meqë gjatësia e lidhjes rritet.

Lidhja kimike jonike

Lidhje jonike Isshtë një lidhje kimike e bazuar në tërheqja elektrostatike e joneve.

Jona formohen në procesin e pranimit ose heqjes dorë të elektroneve nga atomet. Për shembull, atomet e të gjithë metaleve ruajnë dobët elektronet e nivelit të jashtëm të energjisë. Prandaj, atomet e metaleve karakterizohen nga vetitë restauruese- aftësia për të dhuruar elektrone.

Shembull. Atomi i natriumit përmban 1 elektron në nivelin e tretë të energjisë. Duke e hequr lehtë, atomi i natriumit formon një jon Na + shumë më të qëndrueshëm, me konfigurimin elektronik të gazit neon fisnik Ne. Joni i natriumit përmban 11 protone dhe vetëm 10 elektrone, kështu që ngarkesa totale e jonit është -10 + 11 = +1:

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

Shembull. Atomi i klorit në nivelin e jashtëm të energjisë përmban 7 elektrone. Për të fituar konfigurimin e një atomi argon të qëndrueshëm inert Ar, klorit i duhet të bashkojë 1 elektron. Pas lidhjes së një elektroni, formohet një jon i qëndrueshëm i klorit, i përbërë nga elektrone. Ngarkesa totale e jonit është -1:

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

Shënim:
- Vetitë e joneve janë të ndryshme nga vetitë e atomeve!
- Jonet e qëndrueshme mund të formohen jo vetëm atomet, por gjithashtu grupet e atomeve... Për shembull: joni i amonit NH 4 +, joni sulfat SO 4 2-, etj. Lidhjet kimike të formuara nga jone të tilla konsiderohen gjithashtu jonike;
- Lidhja jonike, si rregull, formohet me njëri -tjetrin metale dhe jometalet(grupet e jo-metaleve);
Jonet që rezultojnë tërhiqen nga tërheqja elektrike: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Le të përmbledhim dallimi midis llojeve të lidhjeve kovalente dhe jonike:

Lidhje metalike Shtë një lidhje që formohet relativisht elektronet e lira ndërmjet jonet metalike duke formuar një grilë kristali.

Atomet e metaleve në nivelin e jashtëm të energjisë zakonisht gjenden një deri në tre elektrone... Rrezet e atomeve metalikë, si rregull, janë të mëdha - prandaj, atomet e metaleve, në kontrast me jo -metalet, dhurojnë elektrone të jashtme mjaft lehtë, d.m.th. janë agjentë të fortë reduktues.

Duke dhuruar elektrone, atomet metalikë shndërrohen në jonet e ngarkuara pozitivisht ... Elektronet e shkëputura janë relativisht të lira lëviz midis joneve metalike me ngarkesë pozitive. Midis këtyre grimcave ka një lidhje meqë elektronet e përbashkëta mbajnë së bashku kationet metalike të shtresuara , duke krijuar kështu një mjaft të fortë grilë kristali metalike ... Në këtë rast, elektronet lëvizin vazhdimisht në mënyrë kaotike, d.m.th. atomet e reja neutrale dhe kationet e reja po shfaqen vazhdimisht.

Ndërveprimet ndërmolekulare

Më vete, vlen të merren parasysh ndërveprimet që lindin midis molekulave individuale në një substancë - ndërveprimet ndërmolekulare ... Ndërveprimet ndërmolekulare janë një lloj ndërveprimi midis atomeve neutrale në të cilat nuk shfaqen lidhje të reja kovalente. Forcat e ndërveprimit midis molekulave u zbuluan nga van der Waals në 1869, dhe u emëruan pas tij Forcat Van Dar Waals... Forcat e van der Waals ndahen në orientim, induksioni dhe shpërndarës ... Energjia e ndërveprimeve ndërmolekulare është shumë më pak se energjia e një lidhjeje kimike.

Forcat orientuese të gravitetit ndodhin midis molekulave polare (bashkëveprimi dipol-dipol). Këto forca lindin midis molekulave polare. Ndërveprimet e induksionit Theshtë ndërveprimi midis një molekule polare dhe një jopolare. Një molekulë jo polare është e polarizuar për shkak të veprimit të një polare, e cila gjeneron tërheqje shtesë elektrostatike.

Një lloj i veçantë i ndërveprimit ndër -molekular janë lidhjet e hidrogjenit. - këto janë lidhje kimike ndërmolekulare (ose intramolekulare) që lindin midis molekulave në të cilat ka lidhje kovalente fort polare - H-F, H-O ose H-N... Nëse ka lidhje të tilla në një molekulë, atëherë midis molekulave do të ketë forca shtesë të gravitetit .

Mekanizmi i formimit lidhja e hidrogjenit, pjesërisht elektrostatike, dhe pjesërisht donator-pranuese. Në këtë rast, dhuruesi i çiftit elektronik është atomi i një elementi fuqishëm elektronegativ (F, O, N), dhe pranuesi janë atomet e hidrogjenit të lidhur me këto atome. Lidhja hidrogjenike karakterizohet nga fokusimi në hapësirë dhe ngopja

Lidhja e hidrogjenit mund të shënohet me pika: Н ··· O. Sa më e madhe të jetë elektronegativiteti i atomit, i kombinuar me hidrogjenin, dhe sa më e vogël të jetë madhësia e tij, aq më e fortë është lidhja hidrogjenike. Characteristicshtë karakteristikë kryesisht për komponimet fluori me hidrogjen dhe gjithashtu te oksigjen me hidrogjen , më pak azot me hidrogjen .

Lidhjet hidrogjenike lindin midis substancave të mëposhtme:

— hidrogjen fluori HF(gaz, tretësirë e fluoridit të hidrogjenit në ujë - acid hidrofluorik), ujë H 2 O (avull, akull, ujë i lëngshëm):

— zgjidhje e amoniakut dhe amineve organike- midis molekulave të amoniakut dhe ujit;

— komponimet organike në të cilat lidhen O-H ose N-H: alkoole, acide karboksilike, amina, aminoacide, fenole, anilinë dhe derivatet e saj, proteina, tretësira karbohidratesh - monosakaride dhe disakaride.

Lidhja hidrogjenore ndikon në vetitë fizike dhe kimike të substancave. Kështu, tërheqja shtesë midis molekulave e bën të vështirë që substancat të vlojnë. Për substancat me lidhje hidrogjeni, vërehet një rritje jonormale e pikës së vlimit.

Për shembull , si rregull, me një rritje të peshës molekulare, vërehet një rritje në pikën e vlimit të substancave. Sidoqoftë, në një numër substancash H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te ne nuk vërejmë një ndryshim linear në pikat e vlimit.

Gjegjësisht, në pika e vlimit të ujit anormalisht e lartë - jo më pak se -61 o C, siç na tregon vija e drejtë, por shumë më tepër, +100 o C. Kjo anomali shpjegohet me praninë e lidhjeve të hidrogjenit midis molekulave të ujit. Prandaj, në kushte normale (0-20 o C), uji është të lëngshme sipas gjendjes fazore.

Substancat e strukturës molekulare formohen duke përdorur një lloj marrëdhënieje të veçantë. Një lidhje kovalente në një molekulë, polare dhe jo polare, quhet gjithashtu atomike. Ky emër vjen nga latinishtja "co" - "së bashku" dhe "vales" - "e vlefshme". Me këtë metodë të formimit të komponimeve, një palë elektrone ndahet midis dy atomeve.

Çfarë është një lidhje polare dhe jo polare kovalente? Nëse një lidhje e re formohet në këtë mënyrë, atëherësocializimi i çifteve elektronike. Zakonisht substanca të tilla kanë një strukturë molekulare: H 2, O 3, HCl, HF, CH 4.

Ekzistojnë gjithashtu substanca jo-molekulare në të cilat atomet janë të lidhura në këtë mënyrë. Këto janë të ashtuquajturat kristale atomike: diamant, dioksid silikoni, karabit silikoni. Në to, secila grimcë shoqërohet me katër të tjera, rezultati është një kristal shumë i fortë. Kristalet me një strukturë molekulare zakonisht nuk janë shumë të forta.

Karakteristikat e kësaj metode të formimit të komponimeve:
- shumësia;
- fokus;
- shkalla e polaritetit;
- polarizueshmëria;
- çiftimi
Shumëllojshmëria është numri i çifteve elektronike të ndara. Mund të ketë nga një në tre. Oksigjenit i mungojnë dy elektrone para se të mbushni guaskën, kështu që do të jetë e dyfishtë. Në azot në molekulën N 2, është i trefishtë.

Polarizueshmëria - aftësia për të formuar një lidhje polare kovalente dhe jo polare. Për më tepër, mund të jetë pak a shumë polare, më afër jonike ose anasjelltas - kjo është pronë e shkallës së polaritetit.

Drejtueshmëria do të thotë që atomet priren të lidhen në atë mënyrë që dendësia më e lartë e mundshme e elektroneve të mbetet midis tyre. Ka kuptim të flasim për drejtimin kur p ose d-orbitalet janë të lidhura. S-orbitalet janë sferike simetrike, për ta të gjitha drejtimet janë ekuivalente. Në p-orbitalet, një lidhje kovalente jo polare ose polare drejtohet përgjatë boshtit të tyre, kështu që dy "tetë" mbivendosen me kulme. Kjo është një lidhje σ. Ka edhe lidhje π më pak të forta. Në rastin e p-orbitaleve, "tetë" mbivendosen nga anët e tyre anësore jashtë boshtit të molekulës. Në rastin e dyfishtë ose të trefishtë, orbitalet p formojnë një lidhje σ, dhe pjesa tjetër do të jetë e tipit π.

Konjugimi është alternimi i kryeministrit dhe shumëfishit, gjë që e bën molekulën më të qëndrueshme. Kjo pronë është tipike për komponimet organike komplekse.

Llojet dhe metodat e formimit të lidhjeve kimike

Polariteti

E rëndësishme! Si të përcaktoni nëse substancat me një lidhje kovalente ose polare jo polare janë para nesh? Isshtë shumë e thjeshtë: e para lind gjithmonë midis të njëjtave atome, dhe e dyta - midis atyre të ndryshme që kanë elektronegativitet të pabarabartë.

Shembuj të lidhjeve kovalente jo polare janë substanca të thjeshta:
- hidrogjen H2;
- azot N2;
- oksigjen O2;
- klori Cl 2.
Skema për formimin e një lidhjeje jo-polare kovalente tregon se duke kombinuar një çift elektronesh, atomet priren të plotësojnë guaskën e jashtme me deri në 8 ose 2 elektrone. Për shembull, fluorit i mungon një elektron në një guaskë tetë-elektronesh. Pas formimit të çiftit elektronik të ndarë, ai do të mbushet. Një formulë e zakonshme për një substancë me një lidhje jo polare kovalente është një molekulë diatomike.

Polariteti zakonisht shoqërohet vetëm me:
- H2O;
- CH 4
Por ka përjashtime të tilla si AlCl 3. Alumini ka vetinë e amfoteritetit, domethënë, në disa komponime sillet si një metal, dhe në të tjerat sillet si një jo metal. Dallimi në elektronegativitetin në këtë përbërje është i vogël, prandaj, alumini kombinohet me klorin në këtë mënyrë, dhe jo sipas llojit jonik.

Në këtë rast, molekula formohet nga elementë të ndryshëm, por ndryshimi në elektronegativitetin nuk është aq i madh saqë elektroni kalon plotësisht nga një atom në tjetrin, si në substancat me strukturë jonike.

Skemat për formimin e një strukture kovalente të këtij lloji tregojnë se dendësia e elektroneve zhvendoset në një atom më elektronegativ, domethënë, çifti elektronik i ndarë është më afër njërit prej tyre sesa me të dytin. Pjesë të molekulës fitojnë një ngarkesë, e cila shënohet me shkronjën greke delta. Në klorur hidrogjeni, për shembull, klori bëhet më i ngarkuar negativisht dhe hidrogjeni ngarkohet më pozitivisht. Ngarkesa do të jetë e pjesshme, dhe jo e plotë, si jonet.

E rëndësishme! Polariteti i lidhjes nuk duhet ngatërruar me polaritetin e molekulës. Në metanin CH4, për shembull, atomet janë të lidhur në mënyrë polare, dhe vetë molekula është jo-polare.

Video e dobishme: lidhje kovalente polare dhe jo polare

Mekanizmi i formimit

Formimi i substancave të reja mund të vazhdojë përmes një mekanizmi shkëmbimi ose donator-pranuesi. Kjo bashkon orbitalet atomike. Shfaqen një ose më shumë orbitale molekulare. Ato ndryshojnë në atë që mbulojnë të dy atomet. Ashtu si në atë atomik, nuk mund të ketë më shumë se dy elektrone mbi të, dhe rrotullimet e tyre gjithashtu duhet të drejtohen në mënyrë të kundërt.

Si të përcaktoni se cili mekanizëm është i përfshirë? Kjo mund të bëhet nga numri i elektroneve në orbitalet e jashtme.

Shkëmbim

Në këtë rast, një çift elektronesh në një orbital molekular formohet nga dy elektrone të palidhura, secila prej të cilave i përket atomit të vet. Secila prej tyre kërkon të mbushë guaskën e saj të jashtme elektronike, për ta bërë atë të qëndrueshme tetë ose dy elektrone. Kështu formohen zakonisht substancat me strukturë jo polare.

Për shembull, merrni parasysh acidin klorhidrik HCl. Hidrogjeni ka një elektron në nivelin e jashtëm. Klori ka shtatë. Pasi të kemi vizatuar skemat për formimin e një strukture kovalente për të, do të shohim që secilit prej tyre i mungon një elektron për të mbushur guaskën e jashtme. Duke ndarë çiftin elektronik midis tyre, ata do të jenë në gjendje të përfundojnë guaskën e jashtme. Molekulat diatomike të substancave të thjeshta, për shembull, hidrogjeni, oksigjeni, klori, azoti dhe jometalet e tjera, formohen sipas të njëjtit parim.

Mekanizmi i formimit

Donator-pranues

Në rastin e dytë, të dy elektronet janë një çift i vetëm dhe i përkasin të njëjtit atom (dhurues). Tjetri (pranuesi) ka një orbital falas.

Formula e një substance me një lidhje polare kovalente të formuar në këtë mënyrë është, për shembull, joni i amonit NH 4 +. Shtë formuar nga një jon hidrogjeni, i cili ka një orbital të lirë, dhe amoniaku NH3, i cili përmban një elektron "shtesë". Avulli elektronik nga amoniaku është i socializuar.

Hibridizimi

Kur një çift elektronesh shoqërohet midis orbitaleve të formave të ndryshme, për shembull, s dhe p, formohet një re elektronike hibride sp. Këto orbitale mbivendosen më fort, kështu që ato lidhen më fort.

Kështu janë rregulluar molekulat e metanit dhe amoniakut. Në molekulën e metanit CH 4, tre lidhje duhet të jenë formuar përgjatë p-orbitaleve dhe një përgjatë s. Në vend të kësaj, orbitalet hibridizohen me tre p-orbitale, duke rezultuar në tre hibride sp3-orbitale në formën e pikave të zgjatura. Kjo ndodh sepse elektronet 2s dhe 2p kanë energji të ngushta, ato ndërveprojnë me njëri -tjetrin kur bashkohen me një atom tjetër. Pastaj mund të formohet një orbital hibrid. Molekula që rezulton ka formën e një katërkëndëshi, me hidrogjen të vendosur në majat e tij.

Shembuj të tjerë të substancave me hibridizim:
- acetilen;
- benzen;
- diamant;
- ujë
Hibridizimi Sp3 është karakteristikë e karbonit; prandaj, shpesh gjendet në komponimet organike.

Video e dobishme: lidhje polare kovalente

Dalje

Një lidhje kovalente, polare ose jo polare, është karakteristikë e substancave të strukturës molekulare. Atomet e të njëjtit element janë të lidhur jo polarisht, dhe atomet e të njëjtit element janë të lidhur polarisht, por me elektronegativitet paksa të ndryshëm. Zakonisht, elementët jo metalikë janë të lidhur në këtë mënyrë, por ka përjashtime, siç është alumini.