Për herë të parë në lidhje me një koncept të tillë si lidhje kovalente kimistët filluan të flasin pas zbulimit të Gilbert Newton Lewis, i cili e përshkroi atë si shoqërizimin e dy elektroneve. Studimet e mëvonshme bënë të mundur përshkrimin e vetë parimit të lidhjeve kovalente. Fjala kovalentemund të konsiderohet brenda kornizës së kimisë si aftësia e një atomi për të krijuar lidhje me atomet e tjerë.
Le të shpjegojmë me një shembull:
Ekzistojnë dy atome me ndryshime të vogla në elektronegativitet (C dhe CL, C dhe H). Si rregull, këto janë sa më afër strukturës së guaskës elektronike të gazeve fisnike.
Kur plotësohen këto kushte, bërthamat e këtyre atomeve tërhiqen nga çifti elektronik i përbashkët për ta. Në këtë rast, retë elektronike thjesht nuk mbivendosen njëra me tjetrën, pasi në rastin e lidhjes Kovalente siguron një lidhje të besueshme të dy atomeve për shkak të faktit se dendësia e elektronit është rishpërndarë dhe energjia e sistemit ndryshon, gjë që shkaktohet nga "tërheqja" e një atomi të resë elektronike të një tjetri në hapësirën ndër-bërthamore. Sa më e gjerë të jetë mbivendosja reciproke e reve të elektronit, aq më e fortë konsiderohet lidhja.
Prandaj, lidhje kovalente - Ky është një formacion që lindi përmes shoqërizimit të ndërsjellë të dy elektroneve që u përkasin dy atomeve.
Si rregull, substancat me një rrjet kristal molekular formohen pikërisht përmes një lidhje kovalente. Shkrirja dhe vlimi në temperatura të ulëta, tretshmëria e dobët e ujit dhe përçueshmëria e ulët elektrike janë karakteristike. Prandaj, mund të konkludojmë se struktura e elementeve të tilla si germanium, silic, klor, hidrogjen bazohet në një lidhje kovalente.
Karakteristikat tipike për këtë lloj lidhjeje:
- Ngopja.Kjo veti zakonisht kuptohet si numri maksimal i lidhjeve që ata mund të krijojnë atome specifike. Ky numër përcaktohet nga numri i përgjithshëm i atyre orbitaleve në atom që mund të marrin pjesë në formimin e lidhjeve kimike. Nga ana tjetër, valenca e një atomi mund të përcaktohet nga numri i orbitaleve të përdorura tashmë për këtë qëllim.
- Fokusimi... Të gjithë atomet përpiqen të formojnë lidhjet më të forta të mundshme. Forca më e madhe arrihet kur drejtimi hapësinor i reve elektronike të dy atomeve përkon, pasi ato mbivendosen njëra me tjetrën. Përveç kësaj, është pikërisht një veti e tillë e një lidhje kovalente si drejtimi që ndikon në rregullimin hapësinor të molekulave, domethënë, është përgjegjës për "formën gjeometrike" të tyre.
- Polarizueshmëria.Kjo dispozitë bazohet në idenë se ekzistojnë dy lloje të lidhjeve kovalente:
- polare ose e paekuilibruar. Një lidhje e këtij lloji mund të formohet vetëm nga atome të llojeve të ndryshme, d.m.th. ata, elektronegativiteti i të cilëve është dukshëm i ndryshëm, ose në rastet kur çifti i përbashkët elektronik është i ndarë në mënyrë asimetrike.
- lind midis atomeve, elektronegativiteti i të cilave është praktikisht i barabartë, dhe shpërndarja e dendësisë së elektronit është e njëtrajtshme.
Përveç kësaj, ka disa sasiore të caktuara:
- Energjia e komunikimit... Ky parametër karakterizon lidhjen polare për sa i përket forcës së saj. Energjia kuptohet si sasia e nxehtësisë që ishte e nevojshme për të thyer lidhjen midis dy atomeve, si dhe sasia e nxehtësisë që lirohet kur ato kombinohen.
- Nën gjatësia e lidhjesdhe në kiminë molekulare kuptohet gjatësia e vijës së drejtë midis bërthamave të dy atomeve. Ky parametër karakterizon gjithashtu forcën e lidhjes.
- Momenti i dipolit - një vlerë që karakterizon polaritetin e lidhjes së valencës.
Extremelyshtë jashtëzakonisht e rrallë që kimikatet përbëhen nga atome të ndara, të palidhura të elementeve kimike. Vetëm një numër i vogël i gazrave të quajtura gaz fisnikë kanë një strukturë të tillë në kushte normale: helium, neon, argon, kripton, ksenon dhe radon. Më shpesh sesa jo, substancat kimike nuk përbëhen nga atome të shpërndara, por nga kombinimet e tyre në grupe të ndryshme. Shoqatat e tilla të atomeve mund të numërojnë disa njësi, qindra, mijëra, apo edhe më shumë atome. Quhet forca që i mban këto atome në përbërjen e grupeve të tilla lidhje kimike.
Me fjalë të tjera, mund të themi se një lidhje kimike është një bashkëveprim që siguron një lidhje midis atomeve individualë në struktura më komplekse (molekula, jone, radikale, kristale, etj.).
Arsyeja për formimin e një lidhje kimike është se energjia e strukturave më komplekse është më e vogël se energjia totale e atomeve individuale që e formojnë atë.
Pra, në veçanti, nëse një molekulë XY formohet gjatë bashkëveprimit të atomeve X dhe Y, kjo do të thotë që energjia e brendshme e molekulave të kësaj substance është më e ulët se energjia e brendshme e atomeve individuale nga të cilët është formuar:
E (XY)< E(X) + E(Y)
Për këtë arsye, energjia çlirohet kur krijohen lidhje kimike midis atomeve individualë.
Elektronet e shtresës së jashtme të elektronit me energjinë më të ulët të lidhjes me bërthamën, quhen valenca... Për shembull, në bor, këto janë elektrone me 2 nivele energjie - 2 elektrone për 2 s-orbitalet dhe 1 me 2 f-orbitalet:
Kur formohet një lidhje kimike, secili atom kërkon të marrë një konfigurim elektronik të atomeve të gazrave fisnikë, d.m.th. kështu që ka 8 elektrone në shtresën e saj të jashtme elektronike (2 për elementet e periudhës së parë). Ky fenomen quhet rregulli oktet.
Arritja e konfigurimit elektronik të një gazi fisnik nga atomet është e mundur nëse fillimisht atomet e vetëm bëjnë pjesë të elektroneve të tyre të valencës të përbashkët për atomet e tjera. Në këtë rast, formohen çifte elektronike të zakonshme.
Në varësi të shkallës së socializimit të elektronit, mund të dallohen lidhjet kovalente, jonike dhe metalike.
Lidhja kovalente
Një lidhje kovalente ndodh më shpesh midis atomeve të elementeve jometale. Nëse atomet e jometaleve që formojnë një lidhje kovalente i përkasin elementeve të ndryshëm kimikë, një lidhje e tillë quhet pola kovalente. Arsyeja për këtë emër qëndron në faktin se atomet e elementeve të ndryshëm gjithashtu kanë një aftësi të ndryshme për të tërhequr një çift elektronik të përbashkët. Padyshim, kjo çon në një zhvendosje të çiftit të përbashkët elektronik drejt njërit prej atomeve, si rezultat i së cilës formohet një ngarkesë e pjesshme negative mbi të. Nga ana tjetër, një ngarkesë e pjesshme pozitive formohet në atomin tjetër. Për shembull, në një molekulë klorur hidrogjeni, një çift elektronësh zhvendoset nga një atom hidrogjen në një atom klor:
Shembuj të substancave me një lidhje polare kovalente:
СCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2, etj.
Formohet një lidhje kovalente jopolare midis atomeve të jometaleve me të njëjtin element kimik. Meqenëse atomet janë identikë, aftësia e tyre për të tërhequr elektronet e ndara është e njëjtë. Në këtë drejtim, zhvendosja e çiftit elektron nuk vërehet:
Mekanizmi i mësipërm për formimin e një lidhje kovalente, kur të dy atomet sigurojnë elektrone për formimin e çifteve të përbashkëta elektronike, quhet shkëmbim.
Ekziston edhe një mekanizëm donator-pranues.
Kur një lidhje kovalente formohet nga mekanizmi donator-pranues, formohet një çift elektronik i zakonshëm për shkak të orbitës së mbushur të një atomi (me dy elektrone) dhe orbitës së zbrazët të një atomi tjetër. Një atom që siguron një çift elektroni të vetëm quhet dhurues, dhe një atom me një orbital të lirë quhet pranues. Atomet me elektron të çiftuar veprojnë si dhurues të çifteve elektronike, për shembull, N, O, P, S.
Për shembull, sipas mekanizmit donator-pranues, lidhja e katërt kovalente N-H formohet në kationin e amonit NH 4 +:
Përveç polaritetit, lidhjet kovalente karakterizohen edhe nga energjia. Energjia e lidhjes është energjia minimale e nevojshme për të thyer një lidhje midis atomeve.
Energjia e lidhjes zvogëlohet me rritjen e rrezeve të atomeve të lidhur. Meqenëse, siç e dimë, rrezet atomike rriten poshtë përgjatë nëngrupeve, për shembull, mund të konkludohet se forca e lidhjes halogjen-hidrogjen rritet në seri:
HI< HBr < HCl < HF
Gjithashtu, energjia e lidhjes varet nga shumëfishimi i saj - sa më e madhe shumëzimi i lidhjes, aq më shumë energjia e saj. Shumësia e lidhjes i referohet numrit të çifteve të përbashkëta elektronike midis dy atomeve.
Lidhja jonike
Lidhja jonike mund të konsiderohet si rasti kufizues i lidhjes polare kovalente. Nëse në një lidhje kovalente-polare çifti i plotë elektronik zhvendoset pjesërisht në njërin nga çiftet e atomeve, atëherë në jonik pothuajse plotësisht i është "dhënë" njërit prej atomeve. Atomi që dhuroi elektronin (et) merr një ngarkesë pozitive dhe bëhet kation, dhe atomi që mori elektronet prej tij fiton një ngarkesë negative dhe bëhet anion.
Kështu, një lidhje jonike është një lidhje e formuar për shkak të tërheqjes elektrostatike të kationeve në anione.
Formimi i këtij lloji të lidhjes është karakteristikë e ndërveprimit të atomeve të metaleve tipike dhe jometaleve tipike.
Për shembull, fluor kaliumi. Kationi i kaliumit merret si rezultat i abstraksionit të një elektroni nga atomi neutral, dhe joni i fluorit formohet kur një elektron është i bashkangjitur në atomin e fluorit:
Një forcë tërheqëse elektrostatike lind midis joneve që rezultojnë, duke rezultuar në formimin e një përbërje jonike.
Gjatë formimit të një lidhje kimike, elektronet nga atomi i natriumit kaluan tek atomi i klorit dhe u formuan jone të ngarkuara në mënyrë të kundërt, të cilat kanë një nivel të plotë të energjisë së jashtme.
U zbulua se elektronet nga atomi i metalit nuk janë shkëputur plotësisht, por janë zhvendosur vetëm drejt atomit të klorit, si në një lidhje kovalente.
Shumica e përbërjeve binare që përmbajnë atome metalike janë jonike. Për shembull, okside, halide, sulfide, nitride.
Lidhja jonike ndodh gjithashtu midis kationeve të thjeshta dhe anioneve të thjeshta (F -, Cl -, S 2-), si dhe midis kationeve të thjeshta dhe anioneve komplekse (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -) . Prandaj, përbërjet jonike përfshijnë kripëra dhe baza (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH)
Lidhje metalike
Ky lloj i lidhjes formohet në metale.
Atomet e të gjitha metaleve në shtresën e jashtme elektronike kanë elektron që kanë një energji të ulët lidhëse me bërthamën atomike. Për shumicën e metaleve, procesi i humbjes së elektroneve të jashtme është energjikisht i favorshëm.
Në funksion të një bashkëveprimi kaq të dobët me bërthamën, këta elektronë në metale janë shumë të lëvizshëm dhe procesi i mëposhtëm ndodh vazhdimisht në secilin kristal metalik:
М 0 - ne - \u003d M n +,
ku M 0 është një atom metalik neutral, dhe M n + një kation i të njëjtit metal. Figura më poshtë ofron një ilustrim të proceseve në vazhdim.
Kjo është, elektronet "mbajnë" përgjatë kristalit metalik, duke u shkëputur nga një atom metali, duke formuar një kation prej tij, duke u bashkuar me një kation tjetër, duke formuar një atom neutral. Ky fenomen u quajt "erë elektronike", dhe bashkësia e elektroneve të lira në një kristal të një atomi jo-metalik u quajt "gaz elektron". Ky lloj bashkëveprimi midis atomeve të metaleve u quajt një lidhje metalike.
Lidhje hidrogjeni
Nëse një atom hidrogjeni në ndonjë substancë shoqërohet me një element me elektronegativitet të lartë (azot, oksigjen ose fluor), një substancë e tillë karakterizohet nga një fenomen i tillë si një lidhje hidrogjeni.
Meqenëse një atom hidrogjeni është i lidhur me një atom elektronegativ, një ngarkesë e pjesshme pozitive formohet në atomin e hidrogjenit dhe një ngarkesë e pjesshme negative në elementin elektronegativ. Në këtë drejtim, bëhet tërheqja e mundshme elektrostatike midis atomit të hidrogjenit pjesërisht të ngarkuar pozitivisht të një molekule dhe atomit elektronegativ të një tjetre. Për shembull, një lidhje hidrogjeni vërehet për molekulat e ujit:
Bondshtë lidhja e hidrogjenit që shpjegon pikën e shkrirjes anormalisht të lartë të ujit. Përveç ujit, lidhje të forta hidrogjeni formohen edhe në substanca të tilla si fluor hidrogjeni, amoniak, acide që përmbajnë oksigjen, fenole, alkoole dhe amina.
Lidhje kimike - bashkëveprimi elektrostatik midis elektroneve dhe bërthamave, duke çuar në formimin e molekulave.
Lidhja kimike formohet nga elektronet valente. Për elementët s dhe p, valenca janë elektronet e shtresës së jashtme, për elementet d - elektronet s të shtresës së jashtme dhe elektronet d të shtresës para-jashtme. Kur formohet një lidhje kimike, atomet plotësojnë predhën e tyre të jashtme elektronike në predhën e gazit fisnik përkatës.
Gjatësia e lidhjes është distanca mesatare midis bërthamave të dy atomeve të lidhur kimikisht.
Energjia e lidhjes kimike - sasia e energjisë së nevojshme për të thyer lidhjen dhe për të hedhur fragmente të molekulës në një distancë pafundësisht të madhe.
Këndi i valencës - këndi midis vijave që lidhin atome të lidhura kimikisht.
Njihen llojet kryesore të mëposhtme të lidhjeve kimike: kovalente (polare dhe jo polare), jonike, metalike dhe hidrogjen.
Kovalente quhet një lidhje kimike e formuar për shkak të formimit të një çifti elektronik të përbashkët.
Nëse një lidhje formohet nga një palë elektronesh të zakonshëm, që i përkasin të dy atomeve lidhës, atëherë ajo quhet lidhje kovalente jo polare... Kjo lidhje ekziston, për shembull, në molekulat H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2. Një lidhje kovalente jopolare lind midis atomeve identikë, dhe reja elektron që i lidh ato shpërndahet në mënyrë të barabartë midis tyre.
Në molekula, një numër tjetër i lidhjeve kovalente mund të formohet midis dy atomeve (për shembull, një në molekulat e halogjeneve F 2, Cl 2, Br 2, I 2, tre në molekulën e azotit N 2).
Lidhje polare kovalente lind midis atomeve me elektronegativitet të ndryshëm. Çifti elektron që formon atë është zhvendosur drejt atomit më elektronegativ, por mbetet i lidhur me të dy bërthamat. Shembuj të përbërjeve me një lidhje polare kovalente: HBr, HI, H 2 S, N 2 O, etj.
Jonik quhet rasti kufizues i një lidhje polare, në të cilën një çift elektroni kalon plotësisht nga një atom në tjetrin dhe grimcat e lidhura kthehen në jone.
Duke folur në mënyrë rigoroze, vetëm përbërjet për të cilat ndryshimi në elektronegativitet është më i madh se 3 mund të klasifikohen si përbërje me një lidhje jonike, por shumë pak përbërje të tilla janë të njohura. Këto përfshijnë fluoride të metaleve alkaline dhe alkaline të tokës. Konvencionalisht, besohet se lidhja jonike ndodh midis atomeve të elementeve, ndryshimi në elektronegativitet i të cilave është më i madh se 1.7 në shkallën Pauling... Shembuj të përbërjeve me lidhje jonike: NaCl, KBr, Na 2 O. Më shumë informacion rreth shkallës Pauling do të diskutohet në mësimin tjetër.
Metali quhet lidhje kimike midis joneve pozitive në kristalet metalike, e cila kryhet si rezultat i tërheqjes së elektroneve që lëvizin lirisht përmes kristalit metalik.
Atomet e metaleve shndërrohen në katione, duke formuar një rrjetë kristali metalik. Në këtë rrjetë, ato mbahen nga elektronet e zakonshëm për të gjithë metalin (gazi elektron).
Detyrat e trajnimit
1. Secila prej substancave formohet nga një lidhje kovalente jopolare, formulat e së cilës
1) O 2, H 2, N 2
2) Al, O 3, H 2 SO 4
3) Na, H 2, NaBr
4) H 2 O, O 3, Li 2 SO 4
2. Secila prej substancave formohet nga një lidhje polare kovalente, formula e së cilës
1) O 2, H 2 SO 4, N 2
2) H 2 SO 4, H 2 O, HNO 3
3) NaBr, H 3 PO 4, HCl
4) H 2 O, O 3, Li 2 SO 4
3. Secila prej substancave formohet vetëm nga lidhja jonike, formulat e së cilës
1) CaO, H 2 SO 4, N 2
2) BaSO 4, BaCl 2, BaNO 3
3) NaBr, K 3 PO 4, HCl
4) RbCl, Na 2 S, LiF
4. Lidhja metalike është tipike për artikujt e listës
1) Ba, Rb, Se
2) Cr, Ba, Si
3) Na, P, Mg
4) Rb, Na, Cs
5. Përbërjet me lidhje polare vetëm jonike dhe kovalente janë përkatësisht
1) HCl dhe Na 2 S
2) Cr dhe Al (OH) 3
3) NaBr dhe P 2 O 5
4) P 2 O 5 dhe CO 2
6. Lidhja jonike formohet midis elementeve
1) klor dhe brom
2) brom dhe squfur
3) cezium dhe brom
4) fosfor dhe oksigjen
7. Midis elementeve formohet një lidhje polare kovalente
1) oksigjen dhe kalium
2) squfuri dhe fluori
3) brom dhe kalcium
4) rubidium dhe klor
8. Në përbërjet e paqëndrueshme të hidrogjenit të elementeve të grupit VA të periudhës së 3-të, lidhja kimike
1) pola kovalente
2) kovalente jopolare
3) jonik
4) metal
9. Në oksidet më të larta të elementeve të periudhës së 3-të, lloji i lidhjes kimike ndryshon me një rritje në numrin rendor të elementit
1) nga lidhja jonike tek lidhja polare kovalente
2) nga jo-polare në atë kovalente
3) nga lidhja polare kovalente në lidhjen jonike
4) nga lidhja polare kovalente në lidhjen metalike
10. Gjatësia e lidhjes kimike E - N rritet në seri
1) HI - PH 3 - HCl
2) PH 3 - HCl - H 2 S
3) HI - HCl - H 2 S
4) HCl - H 2 S - PH 3
11. Gjatësia e lidhjes kimike E - N zvogëlohet në një numër substancash
1) NH 3 - H 2 O - HF
2) PH 3 - HCl - H 2 S
3) HF - H 2 O - HCl
4) HCl - H 2 S - HBr
12. Numri i elektroneve që marrin pjesë në formimin e lidhjeve kimike në molekulën e klorurit të hidrogjenit është
1) 4
2) 2
3) 6
4) 8
13. Numri i elektroneve të përfshira në formimin e lidhjeve kimike në molekulën P 2 O 5 është
1) 4
2) 20
3) 6
4) 12
14. Në klorur fosfori (V), lidhja kimike
1) jonik
2) pola kovalente
3) kovalente jopolare
4) metal
15. Lidhja kimike më polare në një molekulë
1) fluor hidrogjen
2) klorur hidrogjeni
3) ujë
4) sulfur hidrogjeni
16. Lidhje kimike më pak polare në një molekulë
1) klorur hidrogjeni
2) hidrogjen bromur
3) ujë
4) sulfur hidrogjeni
17. Për shkak të çiftit të përbashkët elektronik, në substancë formohet një lidhje
1) Mg
2) H 2
3) NaCl
4) CaCl 2
18. Formohet një lidhje kovalente midis elementeve numrat rendorë të të cilave janë
1) 3 dhe 9
2) 11 dhe 35
3) 16 dhe 17
4) 20 dhe 9
19. Një lidhje jonike formohet midis elementeve numrat rendorë të të cilave janë
1) 13 dhe 9
2) 18 dhe 8
3) 6 dhe 8
4) 7 dhe 17
20. Në listën e substancave, formulat e të cilave janë përbërje vetëm me një lidhje jonike, këto janë
1) NaF, CaF 2
2) NaNO 3, N 2
3) O 2, SO 3
4) Ca (NO 3) 2, AlCl 3
Përkufizimi
Një lidhje kovalente është një lidhje kimike e formuar për shkak të ndarjes së elektroneve të tyre valente nga atomet. Një parakusht për formimin e një lidhje kovalente është mbivendosja e orbitaleve atomike (AO), në të cilën ndodhen elektronet e valencës. Në rastin më të thjeshtë, mbivendosja e dy AO çon në formimin e dy orbitaleve molekulare (MO): një MO lidhës dhe një MO antibonding (antibonding). Elektronet e ndara janë të vendosura në lidhjen MO, e cila është më e ulët në energji:
Formimi i komunikimit
Një lidhje kovalente (lidhje atomike, lidhje homeopolare) është një lidhje midis dy atomeve për shkak të ndarjes së elektronit të dy elektroneve - një nga secili atom:
A. + B. -\u003e A: B
Për këtë arsye, marrëdhënia homeopolare është e drejtuar. Çifti i elektroneve që bëjnë një lidhje i përket të dy atomeve që lidhen njëkohësisht, për shembull:
| .. | .. | .. | |||||||||
| : | Cl | : | Cl | : | H | : | O | : | H | ||
| .. | .. | .. |
Llojet e lidhjeve kovalente
Ekzistojnë tre lloje të lidhjeve kimike kovalente, të cilat ndryshojnë në mekanizmin e formimit të saj:
1. Lidhje e thjeshtë kovalente... Për formimin e tij, secili prej atomeve siguron një elektron të çiftuar. 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 njëjtë, atëherë ngarkesat e vërteta të atomeve në molekulë janë gjithashtu të njëjta, pasi që atomet që formojnë lidhjen zotërojnë në mënyrë të barabartë çiftin elektronik të përbashkët, një lidhje e tillë quhet kovalente jo-polare lidhje Nëse atomet janë të ndryshëm, atëherë shkalla e pronësisë së çiftit të socializuar të elektroneve përcaktohet nga ndryshimi në elektronegativitetet e atomeve, atomi me një elektronegativitet më të madh ka një shkallë më të madhe të një çifti elektronesh lidhje, dhe për këtë arsye është e vërtetë ngarkesa ka një shenjë negative, një atom me një elektronegativitet më të vogël fiton të njëjtën ngarkesë, përkatësisht, por me një shenjë pozitive.
Lidhjet Sigma (σ) -, pi (π) - një përshkrim i përafërt i llojeve të lidhjeve kovalente në molekulat e përbërjeve organike, lidhja σ karakterizohet nga fakti se dendësia e reve të elektronit është maksimale përgjatë boshtit që lidh bërthamat e atomeve. Kur formohet një lidhje π, ndodh e ashtuquajtura mbivendosje anësore e reve elektronike, dhe dendësia e reve elektron është maksimale "sipër" dhe "nën" planin e lidhjes σ. Le të marrim etilenin, acetilenin dhe benzenin si shembuj.
Në molekulën etilenit C 2 H 4 ekziston një lidhje e dyfishtë CH 2 \u003d CH 2, formula elektronike e saj: H: C :: C: H. Bërthamat e të gjithë atomeve të etilenit janë të vendosura në të njëjtin plan. Tri retë elektronike të secilit atom karboni formojnë tre lidhje kovalente me atome të tjerë në të njëjtën plan (me kënde ndërmjet tyre rreth 120 °). Reja e elektronit të katërt të valencës së atomit të karbonit ndodhet mbi dhe nën planin e molekulës. Re të tilla elektronike të të dy atomeve të karbonit, pjesërisht të mbivendosur mbi dhe nën planin e molekulës, formojnë një lidhje të dytë midis atomeve të karbonit. Lidhja e parë, më e fortë kovalente midis atomeve të karbonit quhet lidhje σ; lidhja kovalente e dytë, më pak e fortë quhet π -lidhje.
Në një molekulë lineare të acetilenit
N-S≡S-N (N: S ::: S: N)
ekzistojnë lidhjet σ ndërmjet atomeve të karbonit dhe hidrogjenit, një lidhja σ mes dy atomeve të karbonit dhe dy lidhje π ndërmjet të njëjtave atome karboni. Dy π-lidhje janë të vendosura mbi sferën e veprimit të lidhjes σ në dy plane reciprokisht pingule.
Të gjashtë atomet e karbonit të molekulës benzene ciklike C 6 H 6 shtrihen në të njëjtin plan. Lidhjet Σ veprojnë ndërmjet atomeve të karbonit në planin e unazës; të njëjtat lidhje ekzistojnë për secilin atom karboni me atomet e hidrogjenit. Atomet e karbonit harxhojnë tre elektrone për të bërë këto lidhje. Retë e elektroneve të valës së katërt të atomeve të karbonit, të cilat kanë formën e tetë, ndodhen pingul me planin e molekulës së benzenit. Secila re e tillë mbivendoset në mënyrë të barabartë me retë elektronike të atomeve të karbonit fqinj. Në molekulën e benzenit, nuk formohen tre lidhje të ndara π, por një sistem i vetëm π -elektronik prej gjashtë elektronesh, i përbashkët për të gjithë atomet e karbonit. Lidhjet midis atomeve të karbonit në një molekulë benzeni janë saktësisht të njëjta.
Një lidhje kovalente formohet si rezultat i ndarjes së elektroneve (me formimin e çifteve të përbashkëta elektronike), e cila ndodh gjatë mbivendosjes së reve të elektronit. Formimi i një lidhje kovalente përfshin retë elektronike të dy atomeve. Ekzistojnë dy lloje kryesore të lidhjeve kovalente:
- Një lidhje kovalente jo-polare formohet midis atomeve jo-metalikë të të njëjtit element kimik. Substancat e thjeshta kanë një lidhje të tillë, për shembull O 2; N 2; C 12
- Një lidhje polare kovalente është formuar midis atomeve të jometaleve të ndryshme.
Shiko gjithashtu
Letërsi
- "Fjalor Enciklopedik Kimik", M., "Enciklopedia Sovjetike", 1983, f. 264.
| Kimi organike |
|---|
| Lista e përbërjeve organike |
| Kimi strukturore | |
|---|---|
| Lidhja kimike: | Aromatizëm | Lidhja kovalente | Lidhja Jonike | Lidhje metalike | Lidhje hidrogjeni | Lidhja donator-pranues | Tautomerizëm |
| Ekrani i strukturës: | Grupi funksional | Formula strukturore | Formula kimike | Ligand |
| Karakteristikat elektronike: | Elektronegativiteti | Lidhje elektronike | Energjia e jonizimit | Dipol | Rregulli oktet |
| Stereokimia: | Atom asimetrik | Izomeria | Konfigurimi | Kiraliteti | Konformimi |
Fondacioni Wikimedia. 2010
Lidhja kovalente (nga latinishtja "co" së bashku dhe "vales" që kanë forcë) kryhet në kurriz të çiftit elektron që u përket të dy atomeve. Formuar midis atomeve jometale.
Elektronegativiteti i jometaleve është mjaft i madh, kështu që gjatë ndërveprimit kimik të dy atomeve të jometaleve, transferimi i plotë i elektroneve nga njëri në tjetrin (si në rastin) është i pamundur. Në këtë rast, është e nevojshme të kombinohen elektronet për të kryer.
Si shembull, le të diskutojmë ndërveprimin e atomeve të hidrogjenit dhe klorit:
H 1s 1 - një elektron
Cl 1s 2 2s 2 2 f. 6 3 s 2 3 f. 5 - shtatë elektrone në nivelin e jashtëm
Secilit prej dy atomeve i mungon një elektron në mënyrë që të ketë një guaskë elektronike të plotë të jashtme. Dhe secili prej atomeve cakton "për përdorim të përgjithshëm" një elektron. Kjo zbaton rregullin oktet. Kjo portretizohet më së miri duke përdorur formulat e Lewis:
Formimi i një lidhje kovalente
Elektronet e përbashkëta tani u përkasin të dy atomeve. Atomi i hidrogjenit ka dy elektrone (elektronin e tij dhe të përbashkët të atomit të klorit), dhe atomi i klorit ka tetë elektrone (vet plus elektronin e përbashkët të atomit të hidrogjenit). Këta dy elektronë të përbashkët formojnë një lidhje kovalente midis atomeve të hidrogjenit dhe klorit. Thërrmija e formuar nga lidhja e dy atomeve quhet molekulë.
Lidhje kovalente jopolare
Një lidhje kovalente mund të formohet gjithashtu midis dy e njëjta atomeve. Për shembull:
Kjo diagram shpjegon pse hidrogjeni dhe klori ekzistojnë si molekula diatomike. Me çiftimin dhe ndarjen e dy elektroneve, rregulli i oktetit plotësohet për të dy atomet.
Përveç lidhjeve të vetme, mund të formohet një lidhje kovalente dy ose trefishe, si, për shembull, në molekulat e oksigjenit O 2 ose azotit N 2. Atomet e azotit kanë pesë elektrone valence, prandaj, tre elektrone të tjerë kërkohen për të përfunduar lëvozhgën. Kjo arrihet duke ndarë tre palë elektronesh siç tregohet më poshtë:
Përbërjet kovalente janë zakonisht gazra, lëngje ose lëndë të ngurta relativisht të ulëta të shkrirjes. Një nga përjashtimet e rralla është diamanti, i cili shkrihet mbi 3.500 ° C. Kjo është për shkak të strukturës së diamantit, i cili është një rrjetë e vazhdueshme e atomeve të karbonit të lidhur kovalente, në vend se një koleksion i molekulave individuale. Në fakt, çdo kristal diamanti, pavarësisht nga madhësia e tij, është një molekulë e madhe.
Një lidhje kovalente ndodh kur bashkohen elektronet e dy atomeve jometale. Struktura që rezulton quhet molekulë.
Lidhje kovalente polare
Në shumicën e rasteve, dy atome të lidhura kovalente kanë të ndryshme elektronegativiteti dhe elektronet e përbashkët nuk u përkasin dy atomeve në mënyrë të barabartë. Shumicën e kohës ato janë më afër një atomi sesa një tjetri. Në një molekulë të klorurit të hidrogjenit, për shembull, elektronet që formojnë një lidhje kovalente janë të vendosura më afër atomit të klorit, pasi që elektronegativiteti i tij është më i lartë se ai i hidrogjenit. Sidoqoftë, ndryshimi në aftësinë për të tërhequr elektrone nuk është aq i madh sa të ndodhë një transferim i plotë i një elektroni nga një atom hidrogjeni në një atom klor. Prandaj, lidhja midis atomeve të hidrogjenit dhe klorit mund të konsiderohet si një kryqëzim midis një lidhje jonike (transferimi i plotë i elektroneve) dhe një lidhje kovalente jo-polare (rregullimi simetrik i një çifti elektronesh midis dy atomeve). Ngarkesa e pjesshme në atome shënohet me shkronjën greke δ. Kjo lidhje quhet kovalente polare lidhje, dhe molekula e klorurit të hidrogjenit thuhet se është polare, domethënë ka një fund të ngarkuar pozitivisht (atom hidrogjeni) dhe një fund të ngarkuar negativisht (atom klor).
Tabela më poshtë rendit llojet kryesore të lidhjeve dhe shembuj të substancave:
Shkëmbimi dhe mekanizmi donator-pranues i formimit të lidhjeve kovalente
1) Mekanizmi i shkëmbimit. Secili atom i jep një elektron të çiftuar një çifti elektronik të përbashkët.
2) Mekanizmi donator-pranues. Njëri atom (dhuruesi) siguron një palë elektronike, dhe tjetri atom (pranues) ofron një orbital falas për këtë çift.