lidhje kovalente(lidhja atomike, lidhja homeopolare) - lidhje kimike, i formuar nga mbivendosja (socializimi) i reve elektronike paravalente. Retë elektronike (elektronet) që ofrojnë komunikim quhen çift elektronik i përbashkët.
Vetitë karakteristike të një lidhjeje kovalente - drejtimi, ngopja, polariteti, polarizimi - përcaktojnë kimikatet dhe vetitë fizike lidhjet.
Drejtimi i lidhjes është për shkak të strukturës molekulare të substancës dhe formës gjeometrike të molekulës së tyre. Këndet ndërmjet dy lidhjeve quhen kënde lidhjeje.
Saturation - 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 jashtme atomike të tij.
Polariteti i lidhjes është për shkak të shpërndarjes së pabarabartë të densitetit të elektroneve për shkak të ndryshimeve në elektronegativitetin e atomeve. Mbi këtë bazë, lidhjet kovalente ndahen në jo polare dhe polare (jo polare - një molekulë diatomike përbëhet nga atome identike (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 ndryshme elementet kimike, dhe reja e përgjithshme e elektroneve zhvendoset drejt njërit prej atomeve, duke formuar kështu një asimetri të shpërndarjes ngarkesë elektrike në molekulë, duke gjeneruar një moment dipoli të molekulës).
Polarizueshmëria e një lidhjeje shprehet në zhvendosjen e elektroneve të lidhjes nën ndikimin e një lidhjeje të jashtme. fushe elektrike, duke përfshirë një grimcë tjetër reaguese. Polarizimi përcaktohet nga lëvizshmëria e elektroneve. Polariteti dhe polarizueshmëria e lidhjeve kovalente përcaktojnë reaktivitetin e molekulave në lidhje me reagentët polare.
Edukimi për komunikim
Një lidhje kovalente formohet nga një palë elektronesh të ndarë midis dy atomeve dhe këto elektrone duhet të zënë dy orbitale të qëndrueshme, një nga secili atom.
A + B → A: B
Si rezultat i socializimit, elektronet formojnë një nivel energjie të mbushur. Një lidhje formohet nëse energjia totale e tyre 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).
Mbushja elektronike e orbitaleve atomike (në skajet) dhe molekulare (në qendër) në molekulën H 2. Boshti vertikal korrespondon me nivelin e energjisë, elektronet tregohen me shigjeta që pasqyrojnë rrotullimet e tyre.
Sipas teorisë së orbitaleve molekulare, mbivendosja e dy orbitaleve atomike çon në rastin më të thjeshtë në formimin e dy orbitaleve molekulare (MOs): MO detyruese dhe antilidhja (lirimi) MO. Elektronet e përbashkëta janë të vendosura në një MO të lidhjes me energji më të ulët.
Llojet e lidhjeve kovalente
Ekzistojnë tre lloje të lidhjeve kimike kovalente që ndryshojnë 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 janë në në mënyrë të barabartë zotërojnë një çift elektronik të përbashkët. Një lidhje e tillë quhet lidhje kovalente jopolare. Një lidhje e tillë ka substanca të thjeshta, për shembull: O 2, N 2, Cl 2. Por jo vetëm jometalet e të njëjtit lloj mund të formojnë një lidhje kovalente jopolare. Elementët jometalë, elektronegativiteti i të cilëve është me vlerë të barabartë, mund të formojnë gjithashtu një lidhje kovalente jopolare, për shembull, në molekulën PH 3, lidhja është kovalente jopolare, pasi EO e hidrogjenit është e barabartë me EO e fosforit.
· Nëse atomet janë të ndryshëm, atëherë shkalla e zotërimit të një çifti elektronesh të socializuar përcaktohet nga ndryshimi në elektronegativitetin e atomeve. Një atom me elektronegativitet më të madh tërheq një palë elektrone lidhjesh drejt vetes më fort, dhe ngarkesa e tij e vërtetë bëhet negative. Një atom me më pak elektronegativitet fiton, përkatësisht, të njëjtën ngarkesë pozitive. Nëse një përbërje formohet midis dy jometaleve të ndryshme, atëherë një përbërje e tillë quhet lidhje kovalente polare.
2. Lidhja donator-pranues. Për të formuar këtë lloj lidhjeje kovalente, të dy elektronet sigurojnë një nga atomet - donator. I dyti nga atomet e përfshirë në formimin e një lidhje quhet pranues. Në molekulën që rezulton, ngarkesa formale e dhuruesit rritet me një, ndërsa ngarkesa formale e pranuesit zvogëlohet me një.
3. Lidhje gjysmëpolare. Mund të konsiderohet si një lidhje polare donator-pranues. Kjo lloj lidhjeje kovalente formohet midis një atomi që ka një çift elektronesh të pandarë (azoti, fosfor, squfur, halogjene etj.) dhe një atomi me dy elektrone të paçiftëzuara (oksigjen, squfur). Formimi i një lidhjeje gjysmëpolare zhvillohet në dy faza:
1. Transferimi i një elektroni nga një atom me një çift elektronesh të pandarë në një atom me dy elektrone të paçiftuara. Si rezultat, një atom me një palë elektronesh të pandarë shndërrohet në një kation radikal (një grimcë e ngarkuar pozitivisht me një elektron të paçiftuar), dhe një atom me dy elektrone të paçiftuar në një anion radikal (një grimcë e ngarkuar negativisht me një elektron të paçiftuar).
2. Socializimi i elektroneve të paçiftuara (si në rastin e një lidhjeje të thjeshtë kovalente).
Kur formohet një lidhje gjysmëpolare, një atom me një çift elektronesh të pandarë rrit ngarkesën e tij formale me një, dhe një atom me dy elektrone të paçiftëzuara ul ngarkesën e tij formale me një.
lidhja σ dhe lidhja π
Lidhjet sigma (σ)-, pi (π) - një përshkrim i përafërt i llojeve të lidhjeve kovalente në molekulat e komponimeve të ndryshme, lidhja σ karakterizohet nga fakti se dendësia e resë elektronike është maksimale përgjatë boshtit lidhës. bërthamat e atomeve. Kur formohet një lidhje, ndodh e ashtuquajtura mbivendosje anësore e reve elektronike dhe dendësia e resë elektronike është maksimale "mbi" dhe "poshtë" rrafshin e lidhjes σ. Për shembull, merrni etilenin, acetilenin dhe benzenin.
Në molekulën e etilenit C 2 H 4 ekziston një lidhje e dyfishtë CH 2 \u003d CH 2, formula e saj elektronike është: H: C:: C: H. Bërthamat e të gjithë atomeve të etilenit janë të vendosura në të njëjtin rrafsh. Tre re elektronike të secilit atom karboni formojnë tre lidhje kovalente me atome të tjera në të njëjtin rrafsh (me kënde ndërmjet tyre prej rreth 120°). Reja e elektronit të katërt të valencës së atomit të karbonit ndodhet sipër dhe nën rrafshin e molekulës. Retë e tilla elektronike të të dy atomeve të karbonit, të mbivendosura pjesërisht mbi dhe nën rrafshin e molekulës, formojnë një lidhje të dytë midis atomeve të karbonit. Lidhja e parë kovalente më e fortë ndërmjet atomeve të karbonit quhet lidhje σ; lidhja e dytë, më pak e fortë kovalente quhet lidhje.
Në një molekulë lineare të acetilenit
H-S≡S-N (N: S::: S: N)
ka lidhje σ midis atomeve të karbonit dhe hidrogjenit, një lidhje σ midis dy atomeve të karbonit dhe dy lidhje σ midis atomeve të njëjta të karbonit. Dy lidhje janë të vendosura mbi sferën e veprimit të lidhjes σ në dy rrafshe pingul reciprokisht.
Të gjashtë atomet e karbonit të molekulës ciklike të benzenit C 6 H 6 shtrihen në të njëjtin rrafsh. σ-lidhjet veprojnë ndërmjet atomeve të karbonit në rrafshin e unazës; të njëjtat lidhje ekzistojnë për çdo atom karboni me atomet e hidrogjenit. Çdo atom karboni shpenzon tre elektrone për të krijuar këto lidhje. Retë e elektroneve të valencës së katërt të atomeve të karbonit, që kanë formën e tetëve, janë të vendosura pingul me rrafshin e molekulës së benzenit. Çdo re e tillë mbivendoset në mënyrë të barabartë me retë elektronike të atomeve fqinje të karbonit. Në molekulën e benzenit, nuk formohen tre lidhje të veçanta, por një sistem elektronik i vetëm me gjashtë elektrone, i përbashkët për të gjithë atomet e karbonit. Lidhjet midis atomeve të karbonit në molekulën e benzenit janë saktësisht të njëjta.
Shembuj të substancave me një lidhje kovalente
Atomet në molekula janë të lidhura me një lidhje të thjeshtë kovalente gaze të thjeshta(H 2, Cl 2, etj.) dhe komponimet (H 2 O, NH 3, CH 4, CO 2, HCl, etj.). Komponimet me një lidhje dhuruese-pranuese -amoniumi NH 4 +, anion tetrafluoroborat BF 4 - dhe të tjerë Komponimet me një lidhje gjysmëpolare - oksidi i azotit N 2 O, O - -PCl 3 +.
Kristalet me një lidhje kovalente janë dielektrikë ose gjysmëpërçues. Shembuj tipikë të kristaleve atomike (atomet në të cilat janë të ndërlidhura me lidhje kovalente (atomike) janë diamanti, germaniumi dhe silikoni.
E vetmja substancë e njohur për njeriun me një shembull të një lidhjeje kovalente midis një metali dhe karbonit është cianokobalamina, e njohur si vitamina B12.
Lidhja jonike- një lidhje kimike shumë e fortë e formuar midis atomeve me një diferencë të madhe (> 1,5 në shkallën Pauling) të elektronegativitetit, në të cilën çifti elektronik i përbashkët kalon plotësisht në një atom me një elektronegativitet më të lartë.Kjo është tërheqja e joneve si trupa të ngarkuar në mënyrë të kundërt. . Një shembull është përbërja CsF, në të cilën "shkalla e jonikitetit" është 97%. Konsideroni metodën e formimit duke përdorur shembullin e klorurit të natriumit NaCl. Konfigurimi elektronik i atomeve të natriumit dhe klorit mund të përfaqësohet si: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Këto janë atome me nivele jo të plota të energjisë. Natyrisht, për t'i plotësuar ato, është më e lehtë për një atom natriumi të heqë dorë nga një elektron sesa të shtojë shtatë, dhe është më e lehtë për një atom klori të shtojë një elektron sesa të heqë dorë nga shtatë. Në një ndërveprim kimik, atomi i natriumit heq plotësisht një elektron, dhe atomi i klorit e pranon atë. Skematikisht kjo mund të shkruhet si: Na. - l e -> Na + jon natriumi, guaskë e qëndrueshme me tetë elektron 1s2 2s2 2p6 për shkak të nivelit të dytë të energjisë. :Cl + 1e --> .Cl - jon klori, predhë e qëndrueshme tetë elektronike. Forcat e tërheqjes elektrostatike lindin midis joneve Na+ dhe Cl-, si rezultat i të cilave formohet një përbërje. Një lidhje jonike është një rast ekstrem i polarizimit të një lidhjeje polare kovalente. Formohet midis metalit tipik dhe jometalit. Në këtë rast, elektronet nga metali kalojnë plotësisht në jometal. Formohen jone.
Nëse formohet një lidhje kimike midis atomeve që kanë një ndryshim shumë të madh elektronegativiteti (EO > 1.7 sipas Pauling), atëherë çifti elektronik i përbashkët transferohet plotësisht në atomin me një EO më të madh. Rezultati i kësaj është formimi i një përbërjeje të joneve të ngarkuar në mënyrë të kundërt:
Midis joneve të formuara ekziston një tërheqje elektrostatike, e cila quhet lidhje jonike. Përkundrazi, një pamje e tillë është e përshtatshme. Në fakt, lidhja jonike midis atomeve në formën e saj të pastër nuk realizohet askund ose pothuajse askund; zakonisht, në fakt, lidhja është pjesërisht jonike dhe pjesërisht kovalente. Në të njëjtën kohë, lidhja e joneve molekulare komplekse shpesh mund të konsiderohet thjesht jonike. Dallimet më të rëndësishme midis lidhjeve jonike dhe llojeve të tjera të lidhjeve kimike janë jo-drejtimi dhe mosngopja. Kjo është arsyeja pse kristalet e formuara për shkak të lidhjes jonike gravitojnë drejt paketimeve të ndryshme të afërta të joneve përkatëse.
karakteristike e komponimeve të tilla është tretshmëri e mirë në tretës polare (ujë, acide, etj.). Kjo është për shkak të pjesëve të ngarkuara të molekulës. Në këtë rast, dipolet e tretësit tërhiqen nga skajet e ngarkuara të molekulës dhe, si rezultat i lëvizjes Brownian, ato "tërheqin" molekulën e substancës në pjesë dhe i rrethojnë ato, duke i penguar ato të ribashkohen. Rezultati është jonet të rrethuara nga dipole të tretësit.
Kur komponime të tilla treten, si rregull, lirohet energji, pasi energjia totale e lidhjeve tretës-jon të formuar është më e madhe se energjia e lidhjes anion-kation. Përjashtim bëjnë shumë kripëra acid nitrik(nitratet), të cilat thithin nxehtësinë kur treten (tretësirat ftohen). Fakti i fundit shpjegohet në bazë të ligjeve që merren parasysh në kiminë fizike.
Një lidhje kimike është bashkëveprimi i grimcave (joneve ose atomeve), i cili kryhet në procesin e shkëmbimit të elektroneve të vendosura në nivelin e fundit elektronik. Ekzistojnë disa lloje të një lidhjeje të tillë: kovalente (ajo ndahet në jopolare dhe polare) dhe jonike. Në këtë artikull, ne do të ndalemi më në detaje në llojin e parë të lidhjeve kimike - kovalente. Dhe për të qenë më të saktë, në formën e tij polare.
Një lidhje polare kovalente është një lidhje kimike midis reve elektronike valente të atomeve fqinje. Parashtesa "ko-" - do të thotë në këtë rast "së bashku", dhe baza e "valencës" përkthehet si forcë ose aftësi. Ato dy elektrone që lidhen me njëri-tjetrin quhen çift elektronik.
Histori
Termi u përdor për herë të parë në një kontekst shkencor nga kimisti fitues i çmimit Nobel, Irving Lenngryum. Ndodhi në vitin 1919. Në punën e tij, shkencëtari shpjegoi se lidhja në të cilën vërehen elektronet e përbashkëta të dy atomeve ndryshon nga ajo metalike ose jonike. Pra, kërkon një emër të veçantë.Më vonë, tashmë në vitin 1927, F. London dhe W. Heitler, duke marrë si shembull molekulën e hidrogjenit si modelin më të thjeshtë kimikisht dhe fizikisht, përshkruan një lidhje kovalente. Ata iu nisën biznesit nga ana tjetër dhe i vërtetuan vëzhgimet e tyre duke përdorur mekanikën kuantike.
Thelbi i reagimit
Procesi i shndërrimit të hidrogjenit atomik në hidrogjen molekular është një reaksion kimik tipik, tipari cilësor i të cilit është një çlirim i madh i nxehtësisë kur bashkohen dy elektrone. Duket diçka si kjo: dy atome helium po i afrohen njëri-tjetrit, duke pasur një elektron në orbitën e tyre. Pastaj këto dy re i afrohen njëra-tjetrës dhe formojnë një të re, të ngjashme me një shtresë heliumi, në të cilën dy elektrone tashmë rrotullohen.
Predha elektronike të kompletuara janë më të qëndrueshme se ato jo të plota, kështu që energjia e tyre është dukshëm më e ulët se ajo e dy atomeve të veçanta. Gjatë formimit të një molekule, nxehtësia e tepërt shpërndahet në mjedis.
Klasifikimi
Në kimi, ekzistojnë dy lloje të lidhjeve kovalente:
- Një lidhje kovalente jopolare e formuar midis dy atomeve të të njëjtit element jometalik, si oksigjeni, hidrogjeni, azoti, karboni.
- Një lidhje polare kovalente ndodh midis atomeve të jometaleve të ndryshëm. shembull i mirë mund të shërbejë si një molekulë e klorurit të hidrogjenit. Kur atomet e dy elementeve bashkohen me njëri-tjetrin, elektroni i paçiftuar nga hidrogjeni kalon pjesërisht në nivelin e fundit elektronik të atomit të klorit. Kështu, një ngarkesë pozitive formohet në atomin e hidrogjenit, dhe një ngarkesë negative në atomin e klorit.
Lidhja donator-pranuesështë gjithashtu një lloj lidhjeje kovalente. Ai konsiston në faktin se një atom nga një çift siguron të dy elektronet, duke u bërë dhurues, dhe atomi që i pranon ato, përkatësisht, konsiderohet pranues. Kur formohet një lidhje midis atomeve, ngarkesa e dhuruesit rritet me një dhe ngarkesa e pranuesit zvogëlohet.
Lidhja gjysmëpolare - e Mund të konsiderohet një nënspecie e dhuruesit-pranues. Vetëm në këtë rast, atomet bashkohen, njëri prej të cilëve ka një orbital të plotë elektronik (halogjene, fosfor, azot), dhe i dyti ka dy elektrone të paçiftuar (oksigjen). Komunikimi zhvillohet në dy faza:
- së pari, një elektron hiqet nga çifti i vetëm dhe bashkohet me ato të paçiftuara;
- bashkimi i elektrodave të mbetura të paçiftuara, domethënë formohet një lidhje polare kovalente.
Vetitë
Lidhja kovalente polare ka fiziken e saj Vetitë kimike të tilla si drejtimi, ngopja, polariteti, polarizimi. Ato përcaktojnë karakteristikat e molekulave që rezultojnë.
Drejtimi i lidhjes varet nga struktura e ardhshme molekulare e substancës që rezulton, përkatësisht, nga forma gjeometrike që formojnë dy atome pas mbledhjes.
Ngopja tregon se sa lidhje kovalente mund të formojë një atom i një lënde. Ky numër kufizohet nga numri i orbitaleve të jashtme atomike.
Polariteti i molekulës lind sepse reja e elektroneve, e formuar nga dy elektrone të ndryshme, është e pabarabartë përgjatë gjithë perimetrit të saj. Kjo është për shkak të ndryshimit në ngarkesën negative në secilën prej tyre. Është kjo veti që përcakton nëse një lidhje është polare apo jopolare. Kur kombinohen dy atome të të njëjtit element, reja e elektroneve është simetrike, që do të thotë se lidhja është kovalente jopolare. Dhe nëse atomet e elementeve të ndryshëm kombinohen, atëherë formohet një re elektronike asimetrike, i ashtuquajturi moment dipol i molekulës.
Polarizimi pasqyron se sa aktivisht zhvendosen elektronet në një molekulë nën veprimin e agjentëve të jashtëm fizikë ose kimikë, të tillë si elektrikë ose fushë magnetike, grimca të tjera.
Dy vetitë e fundit të molekulës që rezulton përcaktojnë aftësinë e saj për të reaguar me reagentë të tjerë polare.
Lidhja sigma dhe lidhja pi
Formimi i këtyre lidhjeve varet nga dendësia e shpërndarjes së elektroneve në renë elektronike gjatë formimit të molekulës.
Lidhja sigma karakterizohet nga prania e një akumulimi të dendur elektronesh përgjatë boshtit që lidh bërthamat e atomeve, domethënë në rrafshin horizontal.
Lidhja pi karakterizohet nga ngjeshja e reve elektronike në pikën e kryqëzimit të tyre, domethënë sipër dhe nën bërthamën e një atomi.
Vizualizimi i marrëdhënieve në një hyrje në formulë
Le të marrim si shembull atomin e klorit. Niveli i tij elektronik i jashtëm përmban shtatë elektrone. Në formulë, ato janë rregulluar në tre çifte dhe një elektron të paçiftuar rreth përcaktimit të elementit në formën e pikave.
Nëse molekula e klorit shkruhet në të njëjtën mënyrë, do të shihet se dy elektrone të paçiftëzuara kanë formuar një çift të përbashkët për dy atome, ai quhet i përbashkët. Përveç kësaj, secili prej tyre mori tetë elektrone.
Rregulla tetëshe-dyshe
Kimisti Lewis, i cili propozoi se si formohet një lidhje kovalente polare, ishte i pari nga kolegët e tij që formuloi një rregull që shpjegon stabilitetin e atomeve kur ato kombinohen në molekula. Thelbi i saj qëndron në faktin se lidhjet kimike midis atomeve krijohen në rastin kur socializohen mjaft elektronet për të marrë një konfigurim elektronik që përsëritet i ngjashëm me atomet e elementeve fisnike.
Kjo do të thotë, kur formohen molekulat, për stabilizimin e tyre është e nevojshme që të gjithë atomet të kenë një nivel elektronik të jashtëm të plotë. Për shembull, atomet e hidrogjenit, duke u bashkuar në një molekulë, përsërisin shtresën elektronike të heliumit, atomet e klorit, fitojnë ngjashmëri në nivelin elektronik me atomin e argonit.
Gjatësia e lidhjes
Një lidhje polare kovalente, ndër të tjera, karakterizohet nga një distancë e caktuar midis bërthamave të atomeve që formojnë molekulën. Ato janë të vendosura në një distancë të tillë nga njëra-tjetra në të cilën energjia e molekulës është minimale. Për të arritur këtë, është e nevojshme që retë elektronike të atomeve të mbivendosen sa më shumë të jetë e mundur. Ekziston një model drejtpërdrejt proporcional midis madhësisë së atomeve dhe lidhjes së gjatë. Sa më i madh të jetë atomi, aq më e gjatë është lidhja midis bërthamave.
Një variant është i mundur kur një atom nuk formon një, por disa kovalente lidhjet polare. Pastaj midis bërthamave formohen të ashtuquajturat kënde valente. Ato mund të jenë nga nëntëdhjetë në njëqind e tetëdhjetë gradë. Ata përcaktojnë formulën gjeometrike të molekulës.
Për herë të parë për një koncept të tillë si lidhje kovalente Shkencëtarët kimikë filluan të flasin pas zbulimit të Gilbert Newton Lewis, i cili e përshkroi atë si shoqërizim të dy elektroneve. Studimet e mëvonshme bënë të mundur përshkrimin e vetë parimit të lidhjes kovalente. fjalë kovalente mund të konsiderohet në kuadrin e kimisë si aftësia e një atomi për të krijuar lidhje me atome të tjera.
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 ato që janë sa më afër strukturës së shtresës 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 nuk mbivendosen thjesht me njëra-tjetrën, si në rastin e një lidhjeje kovalente, e cila siguron një lidhje të besueshme të dy atomeve për faktin se dendësia e elektroneve rishpërndahet dhe energjia e sistemit ndryshon, e cila. shkaktohet nga "tërheqja" e një atomi të resë elektronike të një tjetri në hapësirën ndërbërthamore. Sa më e gjerë të jetë mbivendosja e ndërsjellë e reve elektronike, aq më e fortë konsiderohet lidhja.
Nga këtu, lidhje kovalente- ky është një formacion që ka lindur nga shoqërizimi i ndërsjellë i dy elektroneve që i përkasin dy atomeve.
Si rregull, substancat me një rrjetë kristalore molekulare formohen përmes një lidhje kovalente. Tipike për janë shkrirja dhe zierja në temperaturat e ulëta, tretshmëri e dobët në ujë dhe përçueshmëri e ulët elektrike. Nga kjo mund të konkludojmë: baza e strukturës së elementëve të tillë si germaniumi, silikoni, klori, hidrogjeni është një lidhje kovalente.
Karakteristikat karakteristike të këtij lloji të lidhjes:
- Ngopshmëria. 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. Valenca e një atomi, nga ana tjetër, mund të përcaktohet nga numri i orbitaleve të përdorura tashmë për këtë qëllim.
- Orientim. Të gjithë atomet priren të formojnë lidhjet më të forta të mundshme. Forca më e madhe arrihet në rastin e rastësisë së orientimit hapësinor të reve elektronike të dy atomeve, pasi ato mbivendosen me njëra-tjetrën. Për më tepër, është pikërisht një pronë e tillë e një lidhjeje kovalente si drejtimi që ndikon në rregullimin hapësinor të molekulave, domethënë është përgjegjës për "formën gjeometrike" të tyre.
- Polarizueshmëria. Ky pozicion bazohet në idenë se ekzistojnë dy lloje të lidhjeve kovalente:
- polare ose asimetrike. Një lidhje e këtij lloji mund të formohet vetëm nga atome të llojeve të ndryshme, d.m.th. ato elektronegativiteti i të cilëve ndryshon ndjeshëm, ose në rastet kur çifti elektronik i përbashkët nuk është i ndarë në mënyrë simetrike.
- lind midis atomeve, elektronegativiteti i të cilave është pothuajse i barabartë, dhe shpërndarja e densitetit të elektroneve është uniforme.
Përveç kësaj, ka disa sasiore:
- Energjia e lidhjes. Ky parametër karakterizon lidhjen polare për nga forca e saj. Energjia kuptohet si sasia e nxehtësisë që ishte e nevojshme për të thyer lidhjen e dy atomeve, si dhe sasia e nxehtësisë që lirohet kur ato u bashkuan.
- Nën gjatësia e lidhjes dhe në kiminë molekulare kuptohet gjatësia e një vije të drejtë ndërmjet bërthamave të dy atomeve. Ky parametër karakterizon gjithashtu forcën e lidhjes.
- Momenti dipol- një vlerë që karakterizon polaritetin e lidhjes së valencës.
lidhje kovalente(nga latinishtja "me" së bashku dhe "vales" valide) kryhet nga një çift elektronik që u përket të dy atomeve. Formohet midis atomeve të jometaleve.
Elektronegativiteti i jometaleve është mjaft i madh, kështu që gjatë bashkëveprimit kimik të dy atomeve jometale, transferimi i plotë i elektroneve nga njëri në tjetrin (si në rastin) është i pamundur. Në këtë rast, është e nevojshme të kryhet bashkimi i elektroneve.
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 s2 3 p5 - shtatë elektrone në nivelin e jashtëm
Secilit prej dy atomeve i mungon një elektron në mënyrë që të ketë një shtresë të plotë elektronike të jashtme. Dhe secili prej atomeve alokon "në përdorim të përbashkët” me një elektron. Kështu, rregulli oktet është i kënaqur. Mënyra më e mirë për ta përfaqësuar këtë është me formulat Lewis:
Formimi i një lidhje kovalente
Elektronet e përbashkëta tani u përkasin të dy atomeve. Atomi i hidrogjenit ka dy elektrone (të vetin dhe elektronin e përbashkët të atomit të klorit), dhe atomi i klorit ka tetë elektrone (të tijat plus elektronin e përbashkët të atomit të hidrogjenit). Këto dy elektrone të përbashkëta formojnë një lidhje kovalente midis atomeve të hidrogjenit dhe klorit. Grimca e formuar kur thirret lidhja e dy atomeve molekulë.
Lidhja kovalente jopolare
Një lidhje kovalente mund të formohet midis dy e njëjta atomet. Për shembull:
Ky diagram shpjegon pse hidrogjeni dhe klori ekzistojnë si molekula diatomike. Falë çiftëzimit dhe socializimit të dy elektroneve, është e mundur të përmbushet rregulli i oktetit për të dy atomet.
Përveç lidhjeve të vetme, mund të formohet një lidhje kovalente e dyfishtë ose e trefishtë, si, për shembull, në molekulat e oksigjenit O 2 ose të azotit N 2. Atomet e azotit kanë secili nga pesë elektrone valente, kështu që nevojiten tre elektrone të tjera për të përfunduar shtresën. Kjo arrihet duke ndarë tre palë elektrone, siç tregohet më poshtë:
Përbërjet kovalente - zakonisht gaze, lëngje ose pika shkrirjeje relativisht të ulëta të ngurta. Një nga përjashtimet e rralla është diamanti, i cili shkrihet mbi 3500°C. Kjo është për shkak të strukturës së diamantit, i cili është një rrjetë e vazhdueshme e atomeve të karbonit të lidhura në mënyrë kovalente, dhe jo 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 elektronet e dy atomeve jometale bashkohen së bashku. Struktura që rezulton quhet molekulë.
Lidhja kovalente polare
Në shumicën e rasteve, dy atome të lidhura kovalente kanë të ndryshme elektronegativiteti dhe elektronet e përbashkëta nuk i përkasin në mënyrë të barabartë dy atomeve. Shumicën e kohës ata janë më afër një atomi sesa me një tjetër. Në një molekulë të klorurit të hidrogjenit, për shembull, elektronet që formojnë një lidhje kovalente janë të vendosura më afër atomit të klorit, pasi 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 ketë një transferim të plotë të një elektroni nga një atom hidrogjeni në një atom klori. Prandaj, lidhja midis atomeve të hidrogjenit dhe klorit mund të shihet si një kryqëzim midis një lidhjeje jonike (transferim i plotë i elektroneve) dhe një lidhje kovalente jopolare (rregullimi simetrik i një çifti elektronesh midis dy atomeve). Ngarkesa e pjesshme e atomeve shënohet me shkronjën greke δ. Një lidhje e tillë 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 klori).
Tabela më poshtë rendit llojet kryesore të lidhjeve dhe shembuj të substancave:
Shkëmbimi dhe mekanizmi donator-pranues i formimit të lidhjes kovalente
1) Mekanizmi i shkëmbimit. Çdo atom kontribuon me një elektron të paçiftuar në një çift elektronik të përbashkët.
2) Mekanizmi dhurues-pranues. Një atom (dhurues) siguron një çift elektronik, dhe një atom tjetër (pranues) siguron një orbital bosh për këtë çift.
Formimi i komponimeve kimike është për shkak të shfaqjes së një lidhjeje kimike midis atomeve në molekula dhe kristale.
Një lidhje kimike është ngjitja e ndërsjellë e atomeve në një molekulë dhe një rrjetë kristalore si rezultat i veprimit të forcave elektrike të tërheqjes midis atomeve.
LIDHJA KOVALENTE.
Një lidhje kovalente formohet për shkak të çifteve të zakonshme të elektroneve që lindin në guaskat e atomeve të lidhura. Mund të formohet nga atomet e të njëjtit element, dhe më pas ai jo polare; për shembull, një lidhje e tillë kovalente ekziston në molekulat e gazeve me një element H2, O2, N2, Cl2, etj.
Një lidhje kovalente mund të formohet nga atome të elementeve të ndryshëm që janë të ngjashëm në natyrën kimike, dhe më pas ajo polare; për shembull, një lidhje e tillë kovalente ekziston në molekulat H2O, NF3, CO2. Ndërmjet atomeve të elementeve formohet një lidhje kovalente,
Karakteristikat sasiore të lidhjeve kimike. Energjia e komunikimit. Gjatësia e lidhjes. Polariteti i një lidhjeje kimike. Këndi i valencës. Ngarkesat efektive në atomet në molekula. Momenti dipol i një lidhjeje kimike. Momenti dipol i një molekule poliatomike. Faktorët që përcaktojnë madhësinë e momentit dipol të një molekule poliatomike.
Karakteristikat e lidhjes kovalente . Karakteristikat sasiore të rëndësishme të një lidhjeje kovalente janë energjia e lidhjes, gjatësia e saj dhe momenti dipol.
Energjia e lidhjes- energjia e çliruar gjatë formimit të saj, ose e nevojshme për të ndarë dy atome të lidhura. Energjia e lidhjes karakterizon forcën e saj.
Gjatësia e lidhjesështë distanca ndërmjet qendrave të atomeve të lidhura. Sa më e shkurtër të jetë gjatësia, aq më e fortë është lidhja kimike.
Momenti dipol i lidhjes(m) - sasia vektoriale duke karakterizuar polaritetin e lidhjes.
Gjatësia e vektorit është e barabartë me produktin e gjatësisë së lidhjes l dhe ngarkesës efektive q, të cilën atomet e fitojnë kur densiteti i elektronit zhvendoset: | m | = lh q. Vektori i momentit të dipolit drejtohet nga ngarkesë pozitive në negativ. Me mbledhjen vektoriale të momenteve dipole të të gjitha lidhjeve fitohet momenti dipol i molekulës.
Karakteristikat e lidhjeve ndikohen nga shumëfishimi i tyre:
Energjia e lidhjes rritet me radhë;
Gjatësia e lidhjes rritet në rend të kundërt.
Energjia e lidhjes(për një gjendje të caktuar të sistemit) është diferenca midis energjisë së gjendjes në të cilën pjesët përbërëse të sistemit janë pafundësisht të largëta nga njëra-tjetra dhe janë në gjendje pushimi aktiv dhe energjisë totale të gjendjes së lidhur të sistemi:
ku E është energjia e lidhjes së komponentëve në një sistem prej N komponentësh (grimcash), Еi është energjia totale e komponentit të i-të në një gjendje të palidhur (grimcë pafundësisht e largët në pushim) dhe E është energjia totale sistemi i lidhur. Për një sistem të përbërë nga grimca në qetësi në pafundësi, energjia lidhëse konsiderohet të jetë zero, domethënë kur formohet një gjendje e lidhur, energjia çlirohet. Energjia lidhëse është e barabartë me punën minimale që duhet shpenzuar për të zbërthyer sistemin në grimcat e tij përbërëse.
Karakterizon qëndrueshmërinë e sistemit: sa më e lartë të jetë energjia e lidhjes, aq më i qëndrueshëm është sistemi. Për elektronet e valencës (elektronet e predhave të jashtme të elektroneve) të atomeve neutrale në gjendjen bazë, energjia e lidhjes përkon me energjinë e jonizimit, për jonet negative me afinitetin e elektroneve. Energjia e lidhjes kimike të një molekule diatomike korrespondon me energjinë e shpërbërjes termike të saj, e cila është e rendit të qindra kJ/mol. Energjia e lidhjes së Hadronit bërthama atomike përcaktohet kryesisht nga ndërveprimi i fortë. Për bërthamat e lehta është ~0.8 MeV për nukleon.
Gjatësia e lidhjes kimikeështë distanca ndërmjet bërthamave të atomeve të lidhura kimikisht. Gjatësia e një lidhjeje kimike është një sasi e rëndësishme fizike që përcakton dimensionet gjeometrike të një lidhjeje kimike dhe shtrirjen e saj në hapësirë. Metoda të ndryshme përdoren për të përcaktuar gjatësinë e një lidhjeje kimike. Difraksioni i elektroneve të gazit, spektroskopia mikrovalore, spektri Raman dhe spektri 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 sasi shtesë e përcaktuar nga shuma e rrezeve kovalente të atomeve që përbëjnë lidhjen kimike.
Polariteti i lidhjeve kimike- një karakteristikë e një lidhjeje kimike, që tregon një ndryshim në shpërndarjen e densitetit të elektroneve në hapësirën rreth bërthamave në krahasim me shpërndarjen e densitetit të elektroneve në atomet neutrale që formojnë këtë lidhje. Është e mundur të përcaktohet sasia e polaritetit të një lidhjeje në një molekulë. Vështirësia e një vlerësimi të saktë sasior qëndron në faktin se polariteti i lidhjes varet nga disa faktorë: nga madhësia e atomeve dhe joneve të molekulave lidhëse; nga numri dhe natyra e lidhjes që atomet lidhëse kishin tashmë përpara ndërveprimit të tyre të dhënë; në llojin e strukturës dhe madje edhe në veçoritë e defekteve në rrjetat e tyre kristalore. Llogaritjet e tilla bëhen metoda të ndryshme, të cilat përgjithësisht japin përafërsisht të njëjtat rezultate (vlera).
Për shembull, për HCl, u zbulua se secili prej atomeve 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 mbi atomet përdoren më shpesh si një masë sasiore e polaritetit të lidhjes. Ngarkesa efektive përcaktohet si ndryshimi midis ngarkesës së elektroneve të vendosura në një zonë të hapësirës afër bërthamës dhe ngarkesës së bërthamës. Sidoqoftë, kjo masë ka vetëm një kuptim [relativ] të kushtëzuar dhe të përafërt, pasi është e pamundur të veçohet pa mëdyshje një rajon në një molekulë që i përket ekskluzivisht një atomi të vetëm, dhe në rastin e disa lidhjeve, një lidhje specifike.
Këndi i valencës- këndi i formuar nga drejtimet e lidhjeve kimike (kovalente) që dalin nga një atom. Njohja e këndeve të lidhjes është e nevojshme për të përcaktuar gjeometrinë e molekulave. Këndet e valencës varen nga të dyja veçoritë individuale atomet e bashkangjitura dhe nga hibridizimi i orbitaleve atomike të atomit qendror. Për molekulat e thjeshta, këndi i lidhjes, si dhe parametrat e tjerë gjeometrikë të molekulës, mund të llogariten me metoda të kimisë kuantike. Eksperimentalisht, 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 me metodat e analizës strukturore të difraksionit.
NGARIKIMI EFEKTIV I ATOMIT, karakterizon ndryshimin midis numrit të elektroneve që i përkasin një atomi të caktuar në një kimikat. Kom., dhe numri i elektroneve të lira. atom. Për vlerësimet E. z. a. përdoren modele në të cilat sasitë e përcaktuara eksperimentalisht paraqiten si funksione të ngarkesave pika të papolarizuara të lokalizuara në atome; për shembull, momenti dipol i një molekule diatomike konsiderohet si produkt i E. z. a. në distancën ndëratomike. Brenda kufijve të modeleve të ngjashme E. z. a. mund të llogaritet duke përdorur të dhëna optike. ose spektroskopia me rreze X.
Momentet dipole të molekulave.
Një lidhje kovalente ideale ekziston vetëm në grimcat që përbëhen nga atome identike (H2, N2, etj.). Nëse formohet një lidhje midis atomeve të ndryshme, atëherë dendësia e elektroneve zhvendoset në një nga bërthamat e atomeve, domethënë lidhja polarizohet. Polariteti i një lidhjeje karakterizohet nga momenti i saj dipol.
Momenti dipol i një molekule është i barabartë me shumën vektoriale të momenteve dipole të lidhjeve të saj kimike. Nëse lidhjet polare janë të vendosura në mënyrë simetrike në molekulë, atëherë ngarkesat pozitive dhe negative kompensojnë njëra-tjetrën, dhe molekula në tërësi është jopolare. Kjo ndodh, për shembull, me molekulën e dioksidit të karbonit. Molekulat poliatomike me një rregullim asimetrik të lidhjeve polare janë përgjithësisht polare. Kjo vlen veçanërisht për molekulën e ujit.
Vlera rezultuese e momentit të dipolit të molekulës mund të ndikohet nga çifti i vetëm i elektroneve. Kështu, molekulat NH3 dhe NF3 kanë një gjeometri tetraedrale (duke marrë parasysh çiftin e vetëm të elektroneve). Shkallët e jonikitetit të lidhjeve azot-hidrogjen dhe azot-fluor janë përkatësisht 15 dhe 19%, dhe gjatësia e tyre është përkatësisht 101 dhe 137 pm. Bazuar në këtë, mund të konkludohet se momenti dipol i NF3 është më i madh. Megjithatë, eksperimenti tregon të kundërtën. Me një parashikim më të saktë të momentit të dipolit, duhet të merret parasysh drejtimi i momentit të dipolit të çiftit të vetëm (Fig. 29).
Koncepti i hibridizimit të orbitaleve atomike dhe struktura hapësinore e molekulave dhe joneve. Veçoritë e shpërndarjes së densitetit elektronik të orbitaleve hibride. Llojet kryesore të hibridizimit: sp, sp2, sp3, dsp2, sp3d, sp3d2. Hibridizimi që përfshin çifte të vetme elektronesh.
HIBRIDIZIMI I ORBITALEVE ATOMIKE.
Për të shpjeguar strukturën e disa molekulave në metodën VS, përdoret modeli i hibridizimit të orbitaleve atomike (AO). Për disa elementë (berilium, bor, karbon), të dy elektronet s dhe p marrin pjesë në formimin e lidhjeve kovalente. Këto elektrone janë të vendosura në AO që ndryshojnë në formë dhe energji. Pavarësisht kësaj, lidhjet e formuara me pjesëmarrjen e tyre rezultojnë të jenë ekuivalente dhe janë të vendosura në mënyrë simetrike.
Në molekulat e BeC12, BC13 dhe CC14, për shembull, këndi i lidhjes C1-E-C1 është 180, 120 dhe 109,28 o. Vlerat dhe energjitë e gjatësisë së lidhjes E-C1 janë për secilën prej këtyre molekulave të njëjtën vlerë. Parimi i hibridizimit të orbitaleve është se AO origjinale forma të ndryshme dhe energjitë, kur përzihen, japin orbitale të reja me të njëjtën 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 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 shpjegimin dhe parashikimin e gjeometrisë së molekulave. Ata janë në marrëveshje të mirë me njëri-tjetrin. Qasja e parë quhet teoria e zmbrapsjes së çiftit elektronik të valencës (OVEP). Pavarësisht nga emri "i tmerrshëm", thelbi i kësaj qasjeje është shumë i thjeshtë dhe i kuptueshëm: lidhjet kimike dhe çiftet e vetme të elektroneve në molekula priren të vendosen sa më larg që të jetë e mundur nga njëra-tjetra. Le të shpjegojmë shembuj konkretë. 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 larg që të jetë e mundur:
Kjo është e mundur vetëm me një formë lineare të molekulës, kur këndi ndërmjet lidhjeve (këndi ClBeCl) është i barabartë me 180o.
Një shembull tjetër: molekula BF3 ka 3 lidhjet B-F. Ato janë të vendosura sa më larg nga njëra-tjetra dhe molekula ka formën e një trekëndëshi të sheshtë, ku të gjitha këndet ndërmjet lidhjeve (këndet FBF) janë të barabarta me 120 o:
Hibridizimi i orbitaleve atomike.
Hibridizimi përfshin jo vetëm lidhjen e elektroneve, por edhe çifte të vetme elektronike . Për shembull, një molekulë uji përmban dy lidhje kimike kovalente midis një atomi oksigjeni dhe Figura 21 dy atomeve të hidrogjenit (Figura 21).
Përveç dy palëve të elektroneve të përbashkëta me atomet e hidrogjenit, atomi i oksigjenit ka dy palë elektrone të jashtme që nuk marrin pjesë në formimin e lidhjes ( çifte elektronike të pandarë). Të katër palët e elektroneve zënë zona të caktuara në hapësirën rreth atomit të oksigjenit. Meqenëse elektronet sprapsin 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 drejt kulmeve të tetraedrit. Prandaj, molekula e ujit ka formë këndore, dhe këndi ndërmjet lidhjeve oksigjen-hidrogjen është 104,5 o.
Forma e molekulave dhe joneve si AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. d-AO përfshihet në formimin e lidhjeve σ në molekulat katrore planare, në molekulat tetëedrale dhe në molekulat e ndërtuara në formën e një bipiramide trigonale. Ndikimi i zmbrapsjes së çifteve elektronike në konfigurimin hapësinor të molekulave (koncepti i pjesëmarrjes së çifteve elektronike të pandarë të KNEP).
Forma e molekulave dhe joneve si AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. Çdo lloj hibridizimi AO korrespondon me një të përcaktuar rreptësisht formë gjeometrike, e konfirmuar eksperimentalisht. Baza e saj krijohet nga lidhje-σ të formuara nga orbitalet hibride; në fushën e tyre elektrostatike lëvizin çifte të delokalizuara të π-elektroneve (në rastin e lidhjeve të shumta) (Tabela 5.3). hibridizimi sp. Lloji i ngjashëm hibridizimi 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 karakteristik për molekulat e tipit AB2 (Fig. 5.4). Shembuj të molekulave dhe joneve të tilla janë dhënë në Tabelën. 5.3 (Fig. 5.4).
Tabela 5.3
Format gjeometrike të molekulave
E është një çift elektronik i pandarë.
Struktura e molekulës BeCl2. Atomi i beriliumit në gjendje normale ka dy elektrone s të çiftëzuara në shtresën e jashtme. Si rezultat i ngacmimit, një nga elektronet s shkon në gjendjen p - shfaqen dy elektrone të paçiftëzuara, që ndryshojnë në formën e orbitalit dhe energjisë. Kur formohet një lidhje kimike, ato shndërrohen në dy orbitale identike sp-hibride të drejtuara në një kënd prej 180 gradë me njëra-tjetrën.
Be 2s2 Be 2s1 2p1 - gjendje e ngacmuar e atomit
Oriz. 5.4. Rregullimi hapësinor i reve sp-hibride
Llojet kryesore të ndërveprimeve ndërmolekulare. Lënda në gjendje të kondensuar. Faktorët që përcaktojnë energjinë e ndërveprimeve ndërmolekulare. Lidhja hidrogjenore. Natyra e lidhjes hidrogjenore. Karakteristikat sasiore të lidhjes hidrogjenore. Lidhja hidrogjenore ndër- dhe intramolekulare.
NDËRVEPRIMET NDËRMOLEKULARE- ndërveprim. molekulat ndërmjet tyre, duke mos çuar në këputje ose në formimin e një kimikati të ri. lidhjet. M. v. përcakton dallimin ndërmjet gazeve reale dhe gazeve ideale, ekzistencën e lëngjeve dhe thonë. kristalet. Nga M. në. shumë varen. strukturore, spektrale, termodinamike. dhe etj. sv-va v-v. Shfaqja e konceptit të M. shek. lidhur me emrin e Van der Waals, i cili, për të shpjeguar St. në gaze dhe lëngje reale, propozoi në 1873 një ekuacion të gjendjes që merr parasysh M. v. Prandaj, forcat e M. në. i quajtur shpesh van der Waals.
Baza e M. shek. përbëjnë forcat e ndërveprimit të Kulonit. ndërmjet elektroneve dhe bërthamave të një molekule dhe bërthamave dhe elektroneve të një molekule tjetër. Në St.-vahs in-va të përcaktuara eksperimentalisht, manifestohet një ndërveprim mesatar, i cili varet nga distanca R ndërmjet molekulave, orientimi i tyre reciprok, struktura dhe fizike. karakteristikat (momenti dipol, polarizimi, etj.). Në R të madh, i cili tejkalon ndjeshëm dimensionet lineare të vetë molekulave, si rezultat i të cilit predha elektronike të molekulave nuk mbivendosen, forcat e M. v. në mënyrë të arsyeshme mund të ndahet në tre lloje - elektrostatike, polarizuese (induksioni) dhe dispersioni. Forcat elektrostatike nganjëherë quhen orientuese, por kjo është e pasaktë, pasi orientimi i ndërsjellë i molekulave mund të përcaktohet edhe nga polarizimi. forcat nëse molekulat janë anizotropike.
Në distanca të vogla ndërmjet molekulave (R ~ l) për të dalluar llojet individuale të M. shek. është e mundur vetëm përafërsisht, ndërsa, përveç tre llojeve të përmendura, dallohen dy të tjera të lidhura me mbivendosjen e predhave elektronike - ndërveprimi i shkëmbimit dhe ndërveprimet për shkak të transferimit të ngarkesës elektronike. Pavarësisht nga disa konvencionale, një ndarje e tillë në çdo rast specifik na lejon të shpjegojmë natyrën e M. shek. dhe llogaritni energjinë e tij.
Struktura e materies në gjendje të kondensuar.
Në varësi të distancës midis grimcave që përbëjnë substancën, dhe nga natyra dhe energjia e bashkëveprimit midis tyre, substanca mund të jetë në një nga tre gjendjet agregate: në të ngurtë, të lëngët dhe të gaztë.
Në një temperaturë mjaft të ulët, substanca është në gjendje të ngurtë. Distancat midis grimcave substancë 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 afër pozicioneve të tyre të ekuilibrit. Kjo shpjegon praninë e trupave kristalorë të formës dhe vëllimit të tyre dhe rezistencës së lartë në prerje.
Kur shkrihen, lëndët e ngurta kthehen në lëngje. Për sa i përket strukturës, një substancë e lëngshme ndryshon nga ajo kristalore në atë që jo të gjitha grimcat janë të vendosura në të njëjtat distanca nga njëra-tjetra si tek kristalet, disa nga molekulat janë të ndara nga njëra-tjetra me distanca të gjata. 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 nën termin e përgjithshëm - gjendja e kondensuar.
Llojet e ndërveprimeve ndërmolekulare Lidhja hidrogjenore intramolekulare. Lidhjet, gjatë formimit të të cilave nuk ndodh rirregullimi i predhave elektronike, quhen ndërveprimi ndërmjet molekulave . Llojet kryesore të ndërveprimeve molekulare përfshijnë forcat van der Waals, lidhjet e hidrogjenit dhe ndërveprimin dhurues-pranues.
Kur molekulat afrohen me njëra-tjetrën, shfaqet tërheqja, e cila shkakton shfaqjen e një gjendje të kondensuar të materies (të lëngët, të ngurtë me një rrjetë kristalore molekulare). Forcat që kontribuojnë në tërheqjen e molekulave quhen forcat van der Waals.
Ato karakterizohen nga tre lloje ndërveprim ndërmolekular :
a) ndërveprimi orientues që manifestohet ndërmjet molekulave polare që tentojnë të marrin një pozicion në të cilin dipolet e tyre do të jenë përballë njëri-tjetrit me pole të kundërta, dhe vektorët e momenteve të këtyre dipoleve do të orientohen përgjatë një vije të drejtë (me fjalë të tjera, quhet ndërveprimi dipol-dipol );
b) induksioni, i cili ndodh midis dipoleve të induktuara, arsyeja e formimit të të cilave është polarizimi i ndërsjellë i atomeve të dy molekulave që afrohen;
c) dispersive, e cila lind si rezultat i bashkëveprimit 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. Ndërveprimi orientues dhe induksioni për grimcat e shumë substancave, për shembull: He, Ar, H2, N2, CH4, nuk kryhet. Për molekulat NH3, ndërveprimi i dispersionit përbën 50%, ndërveprimi i orientimit 44.6% dhe ndërveprimi i induksionit 5.4%. Energjia polare e forcave tërheqëse të van der Waals karakterizohet nga vlera të ulëta. Kështu, për akullin është 11 kJ/mol, d.m.th. 2.4% energji kovalente Lidhjet H-O(456 kJ/mol). Forcat e tërheqjes së van der Waals janë ndërveprime fizike.
lidhje hidrogjenore- Kjo është një lidhje fiziko-kimike ndërmjet 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 predhave të brendshme elektronike, një zhvendosje e konsiderueshme e një çifti elektronik në një atom me një EO të lartë dhe një shumë të vogël. madhësia. Prandaj, hidrogjeni është në gjendje të depërtojë thellë në shtresën elektronike të një atomi fqinj të polarizuar negativisht. Siç tregojnë të dhënat spektrale, ndërveprimi dhurues-pranues i atomit EO si dhurues dhe atomit të hidrogjenit si pranues luan gjithashtu një rol të rëndësishëm në formimin e një lidhjeje hidrogjeni. Lidhja hidrogjenore mund të jetë ndërmolekulare ose intramolekulare.
Lidhjet e hidrogjenit mund të ndodhin si midis molekulave të ndryshme ashtu edhe brenda një molekule nëse kjo molekulë përmban grupe me aftësi dhuruese dhe pranuese. Kështu, janë lidhjet hidrogjenore intramolekulare që luajnë rolin kryesor në formimin e zinxhirëve peptidikë që përcaktojnë strukturën e proteinave. Një nga më shembuj të famshëm ndikimi i lidhjes hidrogjenore intramolekulare në strukturë është acidi deoksiribonukleik (ADN). Molekula e ADN-së paloset në një spirale të dyfishtë. Dy fijet e kësaj spirale të dyfishtë janë të lidhura me njëra-tjetrën me lidhje hidrogjenore. Lidhja hidrogjenore ka një karakter të ndërmjetëm midis ndërveprimeve valore dhe ndërmolekulare. Ajo shoqërohet me vetitë unike të atomit të polarizuar të hidrogjenit, madhësinë e tij të vogël dhe mungesën e shtresave elektronike.
Lidhja hidrogjenore ndërmolekulare dhe intramolekulare.
Lidhjet e hidrogjenit gjenden në shumë komponimet 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. Lidhje të forta hidrogjeni formohen në substanca të lëngshme si uji, fluori i hidrogjenit, që përmbajnë oksigjen acidet inorganike, acidet karboksilike, fenolet, alkoolet, amoniaku, aminat. Gjatë kristalizimit, lidhjet hidrogjenore në këto substanca zakonisht ruhen. Prandaj, strukturat e tyre kristalore kanë formën e zinxhirëve (metanol), shtresave të sheshta dy-dimensionale ( acid borik), rrjete hapësinore tredimensionale (akulli).
Nëse një lidhje hidrogjeni bashkon pjesë të një molekule, atëherë ata flasin për intramolekulare lidhje hidrogjenore. Kjo është veçanërisht karakteristike për shumë përbërje organike (Fig. 42). Nëse formohet një lidhje hidrogjeni midis një atomi hidrogjeni të një molekule dhe një atomi jometal të një molekule tjetër (lidhja ndërmolekulare hidrogjenore), atëherë molekulat formojnë çifte, zinxhirë, unaza mjaft të forta. Kështu, acidi formik ekziston si në gjendje të lëngshme ashtu edhe në gjendje të gaztë në formën e dimerëve:
dhe fluori i gaztë i hidrogjenit përmban molekula polimerike, duke përfshirë deri në katër grimca të HF. Lidhjet e forta midis molekulave mund të gjenden në ujë, amoniak të lëngshëm, alkoole. Atomet e oksigjenit dhe azotit të nevojshëm për formimin e lidhjeve hidrogjenore përmbajnë të gjitha karbohidratet, proteinat, acidet nukleike. Dihet, për shembull, se glukoza, fruktoza dhe saharoza janë krejtësisht të tretshme në ujë. Një rol të rëndësishëm në këtë luajnë lidhjet hidrogjenore të formuara në tretësirë midis molekulave të ujit dhe grupeve të shumta OH të karbohidrateve.
Ligji periodik. Formulimi modern ligji periodik. Sistemi periodik i elementeve kimike - ilustrim grafik i ligjit periodik. Version modern Sistemi periodik. Karakteristikat e mbushjes së orbitaleve atomike me elektrone dhe formimi i periodave. s-, p-, d-, f- Elementet dhe vendndodhja e tyre në sistemi periodik. Grupet, periudhat. Nëngrupet kryesore dhe dytësore. 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 rreth tij strukturën e brendshme asgjë nuk dihej. Baza e Ligjit Periodik D.I. Mendeleev vendos masat atomike (më parë - peshat atomike) dhe vetitë kimike të elementeve.
Duke renditur 63 elementë të njohur në atë kohë në rendin rritës të masave të tyre atomike, D.I. Mendeleev mori një seri natyrore (natyrore) të elementeve kimike, në të cilat ai zbuloi përsëritjen periodike të vetive kimike.
Për shembull, vetitë e një metali tipik të litiumit Li u përsëritën për elementët natriumi Na dhe kaliumi K, vetitë e një fluori tipik jometal F u përsëritën për elementët klor Cl, brom Br, jod I.
Disa elementë të D.I. Mendeleev nuk gjeti analoge kimike (për shembull, alumini Al dhe silikoni Si), pasi analoge të tilla ishin ende të panjohura në atë kohë. Për ta, ai la vende boshe në serinë natyrore dhe, në bazë të përsëritjes periodike, parashikoi vetitë e tyre kimike. Pas zbulimit të elementeve përkatës (një analog i aluminit - galium Ga, një analog i silikonit - germanium Ge, etj.), parashikimet e D.I. Mendeleev u konfirmua plotësisht.