Ποιες ουσίες έχουν ομοιοπολικό δεσμό; Ομοιοπολικός δεσμός

Ομοιοπολικός δεσμός(από το λατινικό "co" μαζί και "vales" που έχουν δύναμη) πραγματοποιείται λόγω του ζεύγους ηλεκτρονίων που ανήκει και στα δύο άτομα. Σχηματίζεται μεταξύ ατόμων μη μετάλλου.

Η ηλεκτραρνητικότητα των αμέταλλων είναι αρκετά υψηλή, έτσι ώστε κατά τη χημική αλληλεπίδραση δύο ατόμων αμέταλλου, η πλήρης μεταφορά ηλεκτρονίων από το ένα στο άλλο (όπως στην περίπτωση) είναι αδύνατη. Σε αυτή την περίπτωση, απαιτείται συγκέντρωση ηλεκτρονίων για να ολοκληρωθεί.

Για παράδειγμα, ας συζητήσουμε την αλληλεπίδραση ατόμων υδρογόνου και χλωρίου:

H 1s 1 - ένα ηλεκτρόνιο

Cl 1s 2 2s 2 2 σελ 6 3 s 2 3 σελ5 - επτά ηλεκτρόνια στο εξωτερικό επίπεδο

Σε κάθε ένα από τα δύο άτομα λείπει ένα ηλεκτρόνιο για να έχουμε ένα πλήρες εξωτερικό περίβλημα ηλεκτρονίων. Και καθένα από τα άτομα διαθέτει ένα ηλεκτρόνιο «για κοινή χρήση». Έτσι, ο κανόνας της οκτάδας ικανοποιείται. Αυτό αντιπροσωπεύεται καλύτερα χρησιμοποιώντας τους τύπους Lewis:

Σχηματισμός ομοιοπολικού δεσμού

Τα κοινά ηλεκτρόνια ανήκουν πλέον και στα δύο άτομα. Το άτομο υδρογόνου έχει δύο ηλεκτρόνια (το δικό του και το κοινό ηλεκτρόνιο του ατόμου χλωρίου) και το άτομο χλωρίου έχει οκτώ ηλεκτρόνια (το δικό του συν το κοινό ηλεκτρόνιο του ατόμου του υδρογόνου). Αυτά τα δύο κοινά ηλεκτρόνια σχηματίζουν έναν ομοιοπολικό δεσμό μεταξύ των ατόμων υδρογόνου και χλωρίου. Το σωματίδιο που σχηματίζεται από τη σύνδεση δύο ατόμων ονομάζεται μόριο.

Μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός

Ένας ομοιοπολικός δεσμός μπορεί επίσης να σχηματιστεί μεταξύ δύο απαράλλακτοςάτομα. Για παράδειγμα:

Αυτό το διάγραμμα εξηγεί γιατί το υδρογόνο και το χλώριο υπάρχουν ως διατομικά μόρια. Χάρη στη σύζευξη και την κοινή χρήση δύο ηλεκτρονίων, είναι δυνατό να εκπληρωθεί ο κανόνας της οκτάδας και για τα δύο άτομα.

Εκτός από απλούς δεσμούς, μπορεί να σχηματιστεί διπλός ή τριπλός ομοιοπολικός δεσμός, όπως, για παράδειγμα, σε μόρια οξυγόνου O 2 ή αζώτου N 2. Τα άτομα αζώτου έχουν πέντε ηλεκτρόνια σθένους, επομένως απαιτούνται άλλα τρία ηλεκτρόνια για να ολοκληρωθεί το κέλυφος. Αυτό επιτυγχάνεται με την κοινή χρήση τριών ζευγών ηλεκτρονίων, όπως φαίνεται παρακάτω:

Οι ομοιοπολικές ενώσεις είναι συνήθως αέρια, υγρά ή σχετικά χαμηλό σημείο τήξης στερεά. Μία από τις σπάνιες εξαιρέσεις είναι το διαμάντι, το οποίο λιώνει πάνω από τους 3.500 °C. Αυτό εξηγείται από τη δομή του διαμαντιού, το οποίο είναι ένα συνεχές πλέγμα ομοιοπολικά συνδεδεμένων ατόμων άνθρακα και όχι μια συλλογή μεμονωμένων μορίων. Στην πραγματικότητα, κάθε κρύσταλλος διαμαντιού, ανεξάρτητα από το μέγεθός του, είναι ένα τεράστιο μόριο.

Ένας ομοιοπολικός δεσμός προκύπτει όταν συνδυάζονται τα ηλεκτρόνια δύο ατόμων μη μετάλλου. Η δομή που προκύπτει ονομάζεται μόριο.

Πολικός ομοιοπολικός δεσμός

Στις περισσότερες περιπτώσεις, δύο άτομα με ομοιοπολικό δεσμό έχουν διαφορετικόςη ηλεκτραρνητικότητα και τα κοινά ηλεκτρόνια δεν ανήκουν σε δύο άτομα εξίσου. Τις περισσότερες φορές είναι πιο κοντά σε ένα άτομο παρά σε ένα άλλο. Σε ένα μόριο υδροχλωρίου, για παράδειγμα, τα ηλεκτρόνια που σχηματίζουν έναν ομοιοπολικό δεσμό βρίσκονται πιο κοντά στο άτομο του χλωρίου επειδή η ηλεκτραρνητικότητα του είναι υψηλότερη από αυτή του υδρογόνου. Ωστόσο, η διαφορά στην ικανότητα προσέλκυσης ηλεκτρονίων δεν είναι αρκετά μεγάλη για να συμβεί πλήρης μεταφορά ηλεκτρονίων από το άτομο υδρογόνου στο άτομο χλωρίου. Επομένως, ο δεσμός μεταξύ ατόμων υδρογόνου και χλωρίου μπορεί να θεωρηθεί ως διασταύρωση μεταξύ ενός ιοντικού δεσμού (πλήρης μεταφορά ηλεκτρονίων) και ενός μη πολικού ομοιοπολικού δεσμού (μια συμμετρική διάταξη ενός ζεύγους ηλεκτρονίων μεταξύ δύο ατόμων). Το μερικό φορτίο των ατόμων συμβολίζεται με το ελληνικό γράμμα δ. Αυτή η σύνδεση ονομάζεται πολικό ομοιοπολικό δεσμός, και το μόριο υδροχλωρίου λέγεται ότι είναι πολικό, δηλαδή έχει θετικά φορτισμένο άκρο (άτομο υδρογόνου) και αρνητικά φορτισμένο άκρο (άτομο χλωρίου).

Ο παρακάτω πίνακας παραθέτει τους κύριους τύπους δεσμών και παραδείγματα ουσιών:

Μηχανισμός ανταλλαγής και δότη-δέκτη σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού

1) Μηχανισμός ανταλλαγής. Κάθε άτομο συνεισφέρει ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο σε ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων.

2) Μηχανισμός δότη-δέκτη. Ένα άτομο (δότης) παρέχει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων και το άλλο άτομο (δέκτης) παρέχει ένα κενό τροχιακό για αυτό το ζεύγος.

Ορισμός

Ο ομοιοπολικός δεσμός είναι ένας χημικός δεσμός που σχηματίζεται από άτομα που μοιράζονται τα ηλεκτρόνια σθένους τους. Απαιτούμενη προϋπόθεσηΟ σχηματισμός ενός ομοιοπολικού δεσμού είναι η επικάλυψη ατομικών τροχιακών (AO) στα οποία βρίσκονται τα ηλεκτρόνια σθένους. Στην απλούστερη περίπτωση, η επικάλυψη δύο AOs οδηγεί στο σχηματισμό δύο μοριακών τροχιακών (MO): ενός δεσμευτικού MO και ενός antibonding (antibonding) MO. Τα κοινά ηλεκτρόνια βρίσκονται στον δεσμό χαμηλότερης ενέργειας MO:

Εκπαιδευτικές Επικοινωνίες

Ομοιοπολικός δεσμός (ατομικός δεσμός, homeo πολική σύνδεση) - μια σύνδεση μεταξύ δύο ατόμων λόγω της κοινής χρήσης ηλεκτρονίων δύο ηλεκτρονίων - ένα από κάθε άτομο:

Α. + Β. -> Α: Β

Για το λόγο αυτό, η ομοιοπολική σχέση είναι κατευθυντική. Το ζεύγος ηλεκτρονίων που εκτελεί τον δεσμό ανήκει ταυτόχρονα και στα δύο συνδεδεμένα άτομα, για παράδειγμα:

Τύποι ομοιοπολικού δεσμού

Υπάρχουν τρεις τύποι ομοιοπολικών χημικός δεσμός, που διαφέρει στον μηχανισμό σχηματισμού του:

1. Απλός ομοιοπολικός δεσμός. Για το σχηματισμό του, κάθε άτομο παρέχει ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο. Όταν σχηματίζεται ένας απλός ομοιοπολικός δεσμός, τα τυπικά φορτία των ατόμων παραμένουν αμετάβλητα. Εάν τα άτομα που σχηματίζουν έναν απλό ομοιοπολικό δεσμό είναι τα ίδια, τότε τα αληθινά φορτία των ατόμων στο μόριο είναι επίσης τα ίδια, καθώς τα άτομα που σχηματίζουν τον δεσμό διαθέτουν εξίσου ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων, ένας τέτοιος δεσμός ονομάζεται μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός. Εάν τα άτομα είναι διαφορετικά, τότε ο βαθμός κατοχής ενός κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων καθορίζεται από τη διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων, το άτομο με μεγαλύτερη ηλεκτραρνητικότητα σε σε μεγαλύτερο βαθμόέχει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων σύνδεσης και επομένως το πραγματικό του φορτίο έχει αρνητικό πρόσημο ένα άτομο με χαμηλότερη ηλεκτραρνητικότητα αποκτά φορτίο ίδιου μεγέθους, αλλά με θετικό πρόσημο.

Οι δεσμοί σίγμα (σ)-, π (π) είναι μια κατά προσέγγιση περιγραφή των τύπων ομοιοπολικών δεσμών σε μόρια οργανικών ενώσεων ο δεσμός σ χαρακτηρίζεται από το γεγονός ότι η πυκνότητα του νέφους ηλεκτρονίων είναι μέγιστη κατά μήκος του άξονα σύνδεσης. τους πυρήνες των ατόμων. Όταν σχηματίζεται ένας δεσμός π, εμφανίζεται η λεγόμενη πλευρική επικάλυψη των νεφών ηλεκτρονίων και η πυκνότητα του νέφους ηλεκτρονίων είναι μέγιστη «πάνω» και «κάτω» από το επίπεδο του δεσμού σ. Για παράδειγμα, πάρτε αιθυλένιο, ακετυλένιο και βενζόλιο.

Στο μόριο αιθυλενίου C 2 H 4 υπάρχει διπλός δεσμός CH 2 = CH 2, ο ηλεκτρονικός του τύπος: H:C::C:H. Οι πυρήνες όλων των ατόμων αιθυλενίου βρίσκονται στο ίδιο επίπεδο. Τα τρία νέφη ηλεκτρονίων κάθε ατόμου άνθρακα σχηματίζουν τρεις ομοιοπολικούς δεσμούς με άλλα άτομα στο ίδιο επίπεδο (με γωνίες μεταξύ τους περίπου 120°). Το νέφος του τέταρτου ηλεκτρονίου σθένους του ατόμου άνθρακα βρίσκεται πάνω και κάτω από το επίπεδο του μορίου. Τέτοια νέφη ηλεκτρονίων και των δύο ατόμων άνθρακα, που επικαλύπτονται μερικώς πάνω και κάτω από το επίπεδο του μορίου, σχηματίζουν έναν δεύτερο δεσμό μεταξύ των ατόμων άνθρακα. Ο πρώτος, ισχυρότερος ομοιοπολικός δεσμός μεταξύ ατόμων άνθρακα ονομάζεται δεσμός σ. ο δεύτερος, ασθενέστερος ομοιοπολικός δεσμός ονομάζεται δεσμός π.

Σε γραμμικό μόριο ακετυλενίου

N-S≡S-N (N: S::: S: N)

υπάρχουν σ δεσμοί μεταξύ ατόμων άνθρακα και υδρογόνου, ένας δεσμός σ μεταξύ δύο ατόμων άνθρακα και δύο δεσμοί π μεταξύ των ίδιων ατόμων άνθρακα. Δύο π-δεσμοί βρίσκονται πάνω από τη σφαίρα δράσης του σ-δεσμού σε δύο αμοιβαία κάθετα επίπεδα.

Και τα έξι άτομα άνθρακα του μορίου του κυκλικού βενζολίου C 6 H 6 βρίσκονται στο ίδιο επίπεδο. Υπάρχουν σ δεσμοί μεταξύ των ατόμων άνθρακα στο επίπεδο του δακτυλίου. Κάθε άτομο άνθρακα έχει τους ίδιους δεσμούς με τα άτομα υδρογόνου. Τα άτομα άνθρακα ξοδεύουν τρία ηλεκτρόνια για να δημιουργήσουν αυτούς τους δεσμούς. Νέφη ηλεκτρονίων τετάρτου σθένους ατόμων άνθρακα, με σχήμα οκτώ, βρίσκονται κάθετα στο επίπεδο του μορίου του βενζολίου. Κάθε τέτοιο νέφος επικαλύπτεται εξίσου με τα νέφη ηλεκτρονίων γειτονικών ατόμων άνθρακα. Σε ένα μόριο βενζολίου δεν σχηματίζονται τρεις ξεχωριστοί δεσμοί π, αλλά ένα μοναδικό σύστημα ηλεκτρονίων π έξι ηλεκτρονίων, κοινό για όλα τα άτομα άνθρακα. Οι δεσμοί μεταξύ των ατόμων άνθρακα στο μόριο του βενζολίου είναι ακριβώς οι ίδιοι.

Ένας ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται ως αποτέλεσμα της κοινής χρήσης ηλεκτρονίων (για να σχηματιστούν κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων), που συμβαίνει κατά τη διάρκεια της επικάλυψης των νεφών ηλεκτρονίων. Ο σχηματισμός ενός ομοιοπολικού δεσμού περιλαμβάνει τα νέφη ηλεκτρονίων δύο ατόμων. Υπάρχουν δύο κύριοι τύποι ομοιοπολικών δεσμών:

• Ένας ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ ατόμων ενός μη μετάλλου του ίδιου χημικό στοιχείο. Οι απλές ουσίες, για παράδειγμα O 2, έχουν μια τέτοια σύνδεση. Ν 2; Γ 12.
• Ένας πολικός ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ ατόμων διαφορετικών μη μετάλλων.

Δείτε επίσης

Λογοτεχνία

• "Χημική ουσία εγκυκλοπαιδικό λεξικό", Μ., " Σοβιετική εγκυκλοπαίδεια", 1983, σελ. 264.

Ίδρυμα Wikimedia.

2010.

Ομοιοπολικοί δεσμοί υπάρχουν μεταξύ των ατόμων και στα μόρια και στους κρυστάλλους. Εμφανίζεται τόσο μεταξύ πανομοιότυπων ατόμων (για παράδειγμα, σε μόρια H2, Cl2, O2, σε κρύσταλλο διαμαντιού) όσο και μεταξύ διαφορετικών ατόμων (για παράδειγμα, σε μόρια H2O και NH3, σε κρυστάλλους SiC). Σχεδόν όλοι οι δεσμοί στα μόρια των οργανικών ενώσεων είναι ομοιοπολικοί (C-C, C-H, C-N κ.λπ.).

Υπάρχουν δύο μηχανισμοί για το σχηματισμό ομοιοπολικών δεσμών:

1) ανταλλαγή?

2) δότης-δέκτης.

Μηχανισμός ανταλλαγής σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμούέγκειται στο γεγονός ότι κάθε ένα από τα συνδετικά άτομα παρέχει ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο για το σχηματισμό ενός κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων (δεσμού). Τα ηλεκτρόνια των αλληλεπιδρώντων ατόμων πρέπει να έχουν αντίθετα σπιν.

Ας εξετάσουμε, για παράδειγμα, το σχηματισμό ενός ομοιοπολικού δεσμού σε ένα μόριο υδρογόνου. Όταν τα άτομα υδρογόνου έρχονται πιο κοντά, τα ηλεκτρονιακά τους νέφη διεισδύουν το ένα μέσα στο άλλο, κάτι που ονομάζεται επικάλυψη των νεφών ηλεκτρονίων (Εικ. 3.2), η πυκνότητα ηλεκτρονίων μεταξύ των πυρήνων αυξάνεται. Οι πυρήνες ελκύουν ο ένας τον άλλον. Ως αποτέλεσμα, η ενέργεια του συστήματος μειώνεται. Όταν τα άτομα έρχονται πολύ κοντά μεταξύ τους, η απώθηση των πυρήνων αυξάνεται. Επομένως, υπάρχει μια βέλτιστη απόσταση μεταξύ των πυρήνων (μήκος δεσμού l), στην οποία το σύστημα έχει ελάχιστη ενέργεια. Σε αυτή την κατάσταση, απελευθερώνεται ενέργεια, που ονομάζεται ενέργεια δέσμευσης E St.

Ρύζι. 3.2. Διάγραμμα επικάλυψης νέφους ηλεκτρονίων κατά το σχηματισμό ενός μορίου υδρογόνου

Σχηματικά, ο σχηματισμός ενός μορίου υδρογόνου από άτομα μπορεί να αναπαρασταθεί ως εξής (μια τελεία σημαίνει ένα ηλεκτρόνιο, μια γραμμή σημαίνει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων):

N + N→N: N ή N + N→N - N.

ΣΕ γενική άποψηγια μόρια ΑΒ άλλων ουσιών:

Α + Β = Α: Β.

Μηχανισμός δότη-δέκτη σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμούέγκειται στο γεγονός ότι ένα σωματίδιο - ο δότης - αντιπροσωπεύει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων για να σχηματίσει έναν δεσμό και το δεύτερο - ο δέκτης - αντιπροσωπεύει ένα ελεύθερο τροχιακό:

Α: + Β = Α: Β.

δωρητής δέκτης

Ας εξετάσουμε τους μηχανισμούς σχηματισμού χημικών δεσμών στο μόριο της αμμωνίας και στο ιόν αμμωνίου.

1. Εκπαίδευση

Το άτομο αζώτου έχει στο εξωτερικό του επίπεδο ενέργειαςδύο ζεύγη και τρία ασύζευκτα ηλεκτρόνια:

Το άτομο υδρογόνου στο υποεπίπεδο s έχει ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο.

Στο μόριο της αμμωνίας, τα ασύζευκτα ηλεκτρόνια 2p του ατόμου του αζώτου σχηματίζουν τρία ζεύγη ηλεκτρονίων με τα ηλεκτρόνια 3 ατόμων υδρογόνου:

.

Στο μόριο NH 3, σχηματίζονται 3 ομοιοπολικοί δεσμοί σύμφωνα με τον μηχανισμό ανταλλαγής.

2. Σχηματισμός συμπλόκου ιόντος - ιόντος αμμωνίου.

NH 3 + HCl = NH 4 Cl ή NH 3 + H + = NH 4 +

Το άτομο αζώτου παραμένει με ένα μόνο ζεύγος ηλεκτρονίων, δηλαδή δύο ηλεκτρόνια με αντιπαράλληλα σπιν σε ένα ατομικό τροχιακό. Το ατομικό τροχιακό του ιόντος υδρογόνου δεν περιέχει ηλεκτρόνια (κενό τροχιακό). Όταν ένα μόριο αμμωνίας και ένα ιόν υδρογόνου πλησιάζουν το ένα το άλλο, εμφανίζεται μια αλληλεπίδραση μεταξύ του μοναδικού ζεύγους ηλεκτρονίων του ατόμου του αζώτου και του κενού τροχιακού του ιόντος υδρογόνου. Το μοναχικό ζεύγος ηλεκτρονίων γίνεται κοινό με τα άτομα αζώτου και υδρογόνου και εμφανίζεται ένας χημικός δεσμός σύμφωνα με τον μηχανισμό δότη-δέκτη. Το άτομο αζώτου του μορίου της αμμωνίας είναι ο δότης και το ιόν υδρογόνου είναι ο δέκτης:

.

Πρέπει να σημειωθεί ότι στο ιόν NH 4 + και οι τέσσερις δεσμοί είναι ισοδύναμοι και δυσδιάκριτοι, επομένως, στο ιόν το φορτίο είναι μετατοπισμένο (διασπαρμένο) σε όλο το σύμπλεγμα.

Τα εξεταζόμενα παραδείγματα δείχνουν ότι η ικανότητα ενός ατόμου να σχηματίζει ομοιοπολικούς δεσμούς καθορίζεται όχι μόνο από τα νέφη ενός ηλεκτρονίου, αλλά και από τα νέφη των 2 ηλεκτρονίων ή την παρουσία ελεύθερων τροχιακών.

Σύμφωνα με τον μηχανισμό δότη-δέκτη, οι δεσμοί σχηματίζονται σε σύνθετες ενώσεις: - ;

2+ ;

2- κτλ.

Ένας ομοιοπολικός δεσμός έχει τις ακόλουθες ιδιότητες:

- κορεσμός

- κατευθυντικότητα

- πολικότητα και πολικότητα.

Χάρη στα οποία σχηματίζονται μόρια ανόργανων και οργανικών ουσιών. Ένας χημικός δεσμός εμφανίζεται μέσω της αλληλεπίδρασης των ηλεκτρικών πεδίων που δημιουργούνται από τους πυρήνες και τα ηλεκτρόνια των ατόμων. Επομένως, ο σχηματισμός ενός ομοιοπολικού χημικού δεσμού συνδέεται με την ηλεκτρική φύση.

Τι είναι μια σύνδεση

Αυτός ο όρος αναφέρεται στο αποτέλεσμα της δράσης δύο ή περισσότερων ατόμων, τα οποία οδηγούν στο σχηματισμό ενός ισχυρού πολυατομικού συστήματος. Οι κύριοι τύποι χημικών δεσμών σχηματίζονται όταν μειώνεται η ενέργεια των ατόμων που αντιδρούν. Κατά τη διαδικασία σχηματισμού δεσμού, τα άτομα προσπαθούν να ολοκληρώσουν το ηλεκτρονικό τους κέλυφος.

Είδη επικοινωνίας

Στη χημεία, υπάρχουν διάφοροι τύποι δεσμών: ιοντικοί, ομοιοπολικοί, μεταλλικοί. Οι ομοιοπολικοί χημικοί δεσμοί έχουν δύο τύπους: πολικούς, μη πολικούς.

Ποιος είναι ο μηχανισμός δημιουργίας του; Ένας ομοιοπολικός μη πολικός χημικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ ατόμων πανομοιότυπων αμετάλλων που έχουν την ίδια ηλεκτραρνητικότητα. Στην περίπτωση αυτή, σχηματίζονται κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων.

Μη πολικός δεσμός

Ο ομοιοπολικός χημικός δεσμός σχετίζεται με την ηλεκτραρνητικότητα. Για τα μη μέταλλα έχει υψηλή αξία. Κατά τη διάρκεια της χημικής αλληλεπίδρασης των ατόμων, η μεταφορά ηλεκτρονίων από το ένα άτομο στο άλλο δεν είναι πάντα δυνατή, ως αποτέλεσμα, συνδυάζονται. Ένας γνήσιος ομοιοπολικός χημικός δεσμός εμφανίζεται μεταξύ των ατόμων. 8η τάξη τακτική σχολικό πρόγραμμα σπουδώνπεριλαμβάνει μια λεπτομερή εξέταση πολλών τύπων επικοινωνίας.

Ουσίες που έχουν αυτόν τον τύπο δεσμού υπό κανονικές συνθήκες είναι υγρά, αέρια, καθώς και στερεά που έχουν χαμηλό σημείο τήξης.

Τύποι ομοιοπολικού δεσμού

Ας δούμε πιο αναλυτικά αυτό το θέμα. Ποιοι είναι οι τύποι των χημικών δεσμών; Ομοιοπολικοί δεσμοί υπάρχουν σε εκδοχές ανταλλαγής και δότη-αποδέκτη.

Ο πρώτος τύπος χαρακτηρίζεται από τη δωρεά ενός μη ζευγαρωμένου ηλεκτρονίου από κάθε άτομο για το σχηματισμό ενός κοινού ηλεκτρονικού δεσμού.

Τα ηλεκτρόνια που συνδυάζονται σε έναν κοινό δεσμό πρέπει να έχουν αντίθετα σπιν. Ως παράδειγμα αυτού του τύπου ομοιοπολικού δεσμού, εξετάστε το υδρογόνο. Όταν τα άτομά του έρχονται πιο κοντά, τα ηλεκτρονιακά τους νέφη διεισδύουν το ένα μέσα στο άλλο, κάτι που στην επιστήμη ονομάζεται επικάλυψη νεφών ηλεκτρονίων. Ως αποτέλεσμα, η πυκνότητα ηλεκτρονίων μεταξύ των πυρήνων αυξάνεται και η ενέργεια του συστήματος μειώνεται.

Σε ελάχιστη απόσταση, οι πυρήνες του υδρογόνου απωθούνται μεταξύ τους, με αποτέλεσμα μια ορισμένη βέλτιστη απόσταση.

Στην περίπτωση του τύπου ομοιοπολικού δεσμού δότη-δέκτη, ένα σωματίδιο έχει ηλεκτρόνια και ονομάζεται δότης. Το δεύτερο σωματίδιο έχει ένα ελεύθερο κύτταρο στο οποίο θα βρίσκεται ένα ζεύγος ηλεκτρονίων.

Πολικά μόρια

Πώς σχηματίζονται ομοιοπολικοί πολικοί χημικοί δεσμοί; Προκύπτουν σε καταστάσεις όπου τα άτομα μη μετάλλου που συνδέονται έχουν διαφορετική ηλεκτραρνητικότητα. ΣΕ παρόμοιες περιπτώσειςΤα κοινά ηλεκτρόνια βρίσκονται πιο κοντά στο άτομο του οποίου η τιμή ηλεκτραρνητικότητας είναι μεγαλύτερη. Ως παράδειγμα ομοιοπολικού πολικού δεσμού, μπορούμε να θεωρήσουμε τους δεσμούς που προκύπτουν στο μόριο υδροβρωμίου. Εδώ τα δημόσια ηλεκτρόνια, τα οποία είναι υπεύθυνα για το σχηματισμό ενός ομοιοπολικού δεσμού, είναι πιο κοντά στο βρώμιο παρά στο υδρογόνο. Ο λόγος για αυτό το φαινόμενο είναι ότι το βρώμιο έχει υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα από το υδρογόνο.

Μέθοδοι προσδιορισμού ομοιοπολικών δεσμών

Πώς να ορίσετε τους ομοιοπολικούς χημικούς δεσμούς; Για να γίνει αυτό, πρέπει να γνωρίζετε τη σύνθεση των μορίων. Αν περιέχει άτομα διαφορετικά στοιχεία, υπάρχει ένας πολικός ομοιοπολικός δεσμός στο μόριο. Τα μη πολικά μόρια περιέχουν άτομα ενός χημικού στοιχείου. Μεταξύ των εργασιών που προσφέρονται ως μέρος του σχολικό μάθημαχημεία, υπάρχουν και εκείνα που περιλαμβάνουν τον προσδιορισμό του τύπου σύνδεσης. Εργασίες αυτού του τύπου περιλαμβάνονται στις τελικές εργασίες πιστοποίησης στη χημεία στην τάξη 9, καθώς και στις δοκιμές της ενιαίας κρατικής εξέτασης στη χημεία στην τάξη 11.

Ιωνικός δεσμός

Ποια είναι η διαφορά μεταξύ ομοιοπολικών και ιοντικών χημικών δεσμών; Εάν οι ομοιοπολικοί δεσμοί είναι χαρακτηριστικοί των μη μετάλλων, τότε ιοντικός δεσμόςσχηματίζεται μεταξύ ατόμων που έχουν σημαντικές διαφορέςμε ηλεκτραρνητικότητα. Για παράδειγμα, αυτό είναι χαρακτηριστικό για ενώσεις στοιχείων της πρώτης και της δεύτερης ομάδας των κύριων υποομάδων του PS (μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών) και στοιχεία της 6ης και 7ης ομάδας των κύριων υποομάδων του περιοδικού πίνακα (χαλκογόνα και αλογόνα ).

Σχηματίζεται ως αποτέλεσμα της ηλεκτροστατικής έλξης ιόντων με αντίθετα φορτία.

Χαρακτηριστικά ιοντικού δεσμού

Δεδομένου ότι τα πεδία δύναμης των αντίθετα φορτισμένων ιόντων κατανέμονται ομοιόμορφα προς όλες τις κατευθύνσεις, καθένα από αυτά είναι ικανό να προσελκύει σωματίδια αντίθετου πρόσημου. Αυτό χαρακτηρίζει τη μη κατευθυντικότητα του ιοντικού δεσμού.

Η αλληλεπίδραση δύο ιόντων με αντίθετα πρόσημα δεν συνεπάγεται πλήρη αμοιβαία αντιστάθμιση μεμονωμένων πεδίων δύναμης. Αυτό βοηθά στη διατήρηση της ικανότητας έλξης ιόντων προς άλλες κατευθύνσεις, επομένως, παρατηρείται ακόρεστος του ιοντικού δεσμού.

Σε μια ιοντική ένωση, κάθε ιόν έχει την ικανότητα να προσελκύει στον εαυτό του έναν αριθμό άλλων αντίθετου πρόσημου για να σχηματίσει ένα κρυσταλλικό πλέγμα ιοντικής φύσης. Δεν υπάρχουν μόρια σε έναν τέτοιο κρύσταλλο. Κάθε ιόν περιβάλλεται σε μια ουσία από έναν ορισμένο αριθμό ιόντων διαφορετικού σημείου.

Μεταλλική σύνδεση

Αυτός ο τύποςΟ χημικός δεσμός έχει ορισμένους ατομικά χαρακτηριστικά. Τα μέταλλα έχουν υπερβολικό αριθμό τροχιακών σθένους και ανεπάρκεια ηλεκτρονίων.

Όταν μεμονωμένα άτομα ενώνονται, τα τροχιακά σθένους τους επικαλύπτονται, γεγονός που διευκολύνει την ελεύθερη κίνηση των ηλεκτρονίων από το ένα τροχιακό στο άλλο, δημιουργώντας έναν δεσμό μεταξύ όλων των ατόμων μετάλλου. Αυτά τα ελεύθερα ηλεκτρόνια είναι το κύριο χαρακτηριστικό ενός μεταλλικού δεσμού. Δεν έχει κορεσμό και κατευθυντικότητα, αφού τα ηλεκτρόνια σθένους κατανέμονται ομοιόμορφα σε όλο τον κρύσταλλο. Η παρουσία ελεύθερων ηλεκτρονίων στα μέταλλα εξηγεί μερικά από αυτά φυσικές ιδιότητες: μεταλλική λάμψη, ολκιμότητα, ελατότητα, θερμική αγωγιμότητα, αδιαφάνεια.

Τύπος ομοιοπολικού δεσμού

Σχηματίζεται μεταξύ ενός ατόμου υδρογόνου και ενός στοιχείου που έχει υψηλή ηλεκτραρνητικότητα. Υπάρχουν ενδο- και διαμοριακούς δεσμούς υδρογόνου. Αυτός ο τύπος ομοιοπολικού δεσμού είναι ο πιο αδύναμος που εμφανίζεται λόγω της δράσης των ηλεκτροστατικών δυνάμεων. Το άτομο υδρογόνου έχει μικρή ακτίνα και όταν αυτό το ένα ηλεκτρόνιο εκτοπίζεται ή χαρίζεται, το υδρογόνο γίνεται θετικό ιόν, ενεργώντας στο άτομο με υψηλή ηλεκτραρνητικότητα.

Αναμεταξύ χαρακτηριστικές ιδιότητεςΟι ομοιοπολικοί δεσμοί διακρίνονται: κορεσμός, κατευθυντικότητα, πολικότητα, πολικότητα. Κάθε ένας από αυτούς τους δείκτες έχει μια συγκεκριμένη σημασία για την ένωση που σχηματίζεται. Για παράδειγμα, η κατευθυντικότητα καθορίζεται από το γεωμετρικό σχήμα του μορίου.

Ο ίδιος ο όρος "ομοιοπολικός δεσμός" προέρχεται από δύο λατινικές λέξεις: "co" - μαζί και "vales" - με δύναμη, καθώς αυτός είναι ένας δεσμός που προκύπτει λόγω ενός ζεύγους ηλεκτρονίων που ανήκουν ταυτόχρονα και στα δύο (ή με απλούστερους όρους, σε έναν δεσμό μεταξύ ατόμων λόγω ζευγών ηλεκτρονίων που είναι κοινά σε αυτά). Ο σχηματισμός ενός ομοιοπολικού δεσμού συμβαίνει αποκλειστικά μεταξύ ατόμων μη μετάλλου και μπορεί να εμφανιστεί τόσο στα άτομα των μορίων όσο και στα άτομα των κρυστάλλων.

Το Covalent ανακαλύφθηκε για πρώτη φορά το 1916 από τον Αμερικανό χημικό J. Lewis και υπήρχε για κάποιο διάστημα ως υπόθεση, μια ιδέα, μόνο τότε επιβεβαιώθηκε πειραματικά. Τι ανακάλυψαν οι χημικοί για αυτό; Και το γεγονός ότι η ηλεκτραρνητικότητα των μη μετάλλων μπορεί να είναι αρκετά μεγάλη και κατά τη χημική αλληλεπίδραση δύο ατόμων η μεταφορά ηλεκτρονίων από το ένα στο άλλο μπορεί να είναι αδύνατη, είναι αυτή τη στιγμή που τα ηλεκτρόνια και των δύο ατόμων ενώνονται, ένα πραγματικό ομοιοπολικό μεταξύ τους δημιουργείται δεσμός ατόμων.

Τύποι ομοιοπολικού δεσμού

Γενικά, υπάρχουν δύο τύποι ομοιοπολικών δεσμών:

• ανταλλαγή,
• δωρητής-αποδοχή.

Στον ανταλλακτικό τύπο ομοιοπολικού δεσμού μεταξύ των ατόμων, καθένα από τα συνδετικά άτομα συνεισφέρει ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο για να σχηματίσει έναν ηλεκτρονικό δεσμό. Σε αυτή την περίπτωση, αυτά τα ηλεκτρόνια πρέπει να έχουν αντίθετα φορτία (σπιν).

Ένα παράδειγμα τέτοιου ομοιοπολικού δεσμού είναι ο δεσμός που εμφανίζεται σε ένα μόριο υδρογόνου. Όταν τα άτομα υδρογόνου ενώνονται, τα νέφη ηλεκτρονίων τους διαπερνούν το ένα το άλλο, στην επιστήμη αυτό ονομάζεται επικάλυψη ηλεκτρονίων. Ως αποτέλεσμα, η πυκνότητα ηλεκτρονίων μεταξύ των πυρήνων αυξάνεται, οι ίδιοι έλκονται μεταξύ τους και η ενέργεια του συστήματος μειώνεται. Ωστόσο, όταν πλησιάζουν πολύ κοντά, οι πυρήνες αρχίζουν να απωθούνται μεταξύ τους και έτσι εμφανίζεται μια ορισμένη βέλτιστη απόσταση μεταξύ τους.

Αυτό φαίνεται πιο καθαρά στην εικόνα.

Όσον αφορά τον τύπο ομοιοπολικού δεσμού δότη-δέκτη, εμφανίζεται όταν ένα σωματίδιο, μέσα σε αυτή την περίπτωσηο δότης αντιπροσωπεύει το ζεύγος ηλεκτρονίων του για σύνδεση και ο δεύτερος, ο δέκτης, αντιπροσωπεύει ένα ελεύθερο τροχιακό.

Μιλώντας επίσης για τους τύπους ομοιοπολικών δεσμών, μπορούμε να διακρίνουμε τους μη πολικούς και τους πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς, θα γράψουμε για αυτούς λεπτομερέστερα παρακάτω.

Ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός

Ο ορισμός ενός ομοιοπολικού μη πολικού δεσμού είναι απλός, είναι ένας δεσμός που σχηματίζεται μεταξύ δύο όμοιων ατόμων. Για ένα παράδειγμα του σχηματισμού ενός μη πολικού ομοιοπολικού δεσμού, δείτε το παρακάτω διάγραμμα.

Σχέδιο ομοιοπολικού μη πολικού δεσμού.

Σε μόρια με ομοιοπολικό μη πολικό δεσμό, κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων βρίσκονται σε ίσες αποστάσεις από τους ατομικούς πυρήνες. Για παράδειγμα, σε ένα μόριο (στο παραπάνω διάγραμμα), τα άτομα αποκτούν διαμόρφωση οκτώ ηλεκτρονίων, ενώ μοιράζονται τέσσερα ζεύγη ηλεκτρονίων.

Ουσίες με ομοιοπολικούς μη πολικούς δεσμούς είναι συνήθως αέρια, υγρά ή στερεά σχετικά χαμηλής τήξης.

Ομοιοπολικός πολικός δεσμός

Τώρα ας απαντήσουμε στην ερώτηση: ποιος δεσμός είναι πολικός ομοιοπολικός; Έτσι, σχηματίζεται ένας πολικός ομοιοπολικός δεσμός όταν τα άτομα με ομοιοπολικό δεσμό έχουν διαφορετική ηλεκτραρνητικότητα και τα κοινά ηλεκτρόνια δεν μοιράζονται εξίσου τα δύο άτομα. Τις περισσότερες φορές, τα δημόσια ηλεκτρόνια είναι πιο κοντά σε ένα άτομο παρά σε ένα άλλο. Ένα παράδειγμα ομοιοπολικού πολικού δεσμού είναι οι δεσμοί που προκύπτουν στο μόριο του υδροχλωρίου, όπου τα δημόσια ηλεκτρόνια που είναι υπεύθυνα για το σχηματισμό του ομοιοπολικού δεσμού βρίσκονται πιο κοντά στο άτομο του χλωρίου παρά στο άτομο του υδρογόνου. Το θέμα είναι ότι η ηλεκτραρνητικότητα του χλωρίου είναι μεγαλύτερη από αυτή του υδρογόνου.

Έτσι φαίνεται το διάγραμμα ενός πολικού ομοιοπολικού δεσμού.

Ένα εντυπωσιακό παράδειγμα ουσίας με πολικό ομοιοπολικό δεσμό είναι το νερό.

Πώς να ορίσετε έναν ομοιοπολικό δεσμό

Λοιπόν, τώρα ξέρετε την απάντηση στο ερώτημα πώς να προσδιορίσετε έναν πολικό ομοιοπολικό δεσμό και έναν μη πολικό, για αυτό αρκεί να γνωρίζετε τις ιδιότητες και χημικός τύποςμόρια, αν αυτό το μόριο αποτελείται από άτομα διαφορετικών στοιχείων, τότε ο δεσμός θα είναι πολικός, αν από ένα στοιχείο, τότε μη πολικός. Είναι επίσης σημαντικό να θυμόμαστε ότι οι ομοιοπολικοί δεσμοί γενικά μπορούν να εμφανιστούν μόνο μεταξύ των μη μετάλλων, αυτό οφείλεται στον ίδιο τον μηχανισμό των ομοιοπολικών δεσμών που περιγράφηκε παραπάνω.

Βίντεο ομοιοπολικού δεσμού

Και τέλος, μια βιντεοδιάλεξη για το θέμα του άρθρου μας, τους ομοιοπολικούς δεσμούς.