تعداد جفت الکترون های مشترک در یک مولکول گوگرد. مقدمه ای بر شیمی عمومی. چرا فرمول اکسید گوگرد چهار ظرفیتی SO2 است

همانطور که قبلا ذکر شد، یک جفت الکترون مشترک که یک پیوند کووالانسی را انجام می دهد، می تواند به دلیل وجود الکترون های جفت نشده در اتم های برهم کنش تحریک نشده تشکیل شود. این اتفاق می افتد، به عنوان مثال، در هنگام تشکیل مولکول هایی مانند. در اینجا، هر اتم یک الکترون جفت نشده دارد. هنگامی که دو چنین اتم برهم کنش می کنند، یک جفت الکترون مشترک ایجاد می شود - a پیوند کووالانسی.

یک اتم نیتروژن تحریک نشده دارای سه الکترون جفت نشده است:

در نتیجه، به دلیل جفت نشدن الکترون ها، اتم نیتروژن می تواند در تشکیل سه پیوند کووالانسی شرکت کند. این اتفاق می افتد، به عنوان مثال، در مولکول ها یا در آنها کووالانسی نیتروژن 3 است.

با این حال، تعداد پیوندهای کووالانسی ممکن است بیشتر از تعداد الکترون های تبخیر شده در دسترس یک اتم تحریک نشده باشد. بنابراین، در در شرایط خوبخارجی لایه الکترونیاتم کربن دارای ساختاری است که در نمودار نشان داده شده است:

با توجه به الکترون های جفت نشده موجود، یک اتم کربن می تواند دو پیوند کووالانسی تشکیل دهد. در این میان، کربن با ترکیباتی مشخص می شود که در آن هر یک از اتم های آن با چهار پیوند کووالانسی (مثلا و غیره) به اتم های همسایه متصل است. این امر به این دلیل امکان پذیر است که با صرف مقداری انرژی، یکی از الکترون های موجود در اتم می تواند به یک سطح فرعی منتقل شود، در نتیجه اتم به حالت برانگیخته می رود الکترون های جفت نشده افزایش می یابد. چنین فرآیند تحریکی همراه با "جفت شدن" الکترون ها را می توان با نمودار زیر نشان داد که در آن حالت برانگیخته با یک ستاره در کنار نماد عنصر مشخص شده است:

اکنون چهار الکترون جفت نشده در لایه الکترونی بیرونی اتم کربن وجود دارد. بنابراین، اتم کربن برانگیخته می تواند در تشکیل چهار پیوند کووالانسی شرکت کند. در این حالت افزایش تعداد پیوندهای کووالانسی ایجاد شده با آزاد شدن همراه است بیشترانرژی که برای انتقال اتم به حالت برانگیخته صرف می شود.

اگر تحریک یک اتم، که منجر به افزایش تعداد الکترون های جفت نشده، با هزینه های انرژی بسیار زیادی همراه باشد، این هزینه ها با انرژی تشکیل جبران نمی شود. اتصالات جدید; سپس چنین فرآیندی به عنوان یک کل معلوم می شود که از نظر انرژی نامطلوب است. بنابراین، اتم های اکسیژن و فلوئور دارای اوربیتال های آزاد در لایه الکترونی بیرونی نیستند:

در اینجا، افزایش تعداد الکترون های جفت نشده تنها با انتقال یکی از الکترون ها به سطح انرژی بعدی، یعنی به حالت امکان پذیر است. با این حال، چنین انتقالی با هزینه بسیار زیادی انرژی همراه است که با انرژی آزاد شده در هنگام ظهور پیوندهای جدید پوشش داده نمی شود. بنابراین، به دلیل الکترون های جفت نشده، یک اتم اکسیژن نمی تواند بیش از دو پیوند کووالانسی تشکیل دهد و یک اتم فلوئور تنها می تواند یک پیوند ایجاد کند. در واقع، این عناصر با یک کووالانسی ثابت برابر با دو برای اکسیژن و یک برای فلوئور مشخص می شوند.

اتم‌های عناصر دوره سوم و بعدی دارای یک سطح فرعی در لایه الکترونیکی بیرونی هستند که الکترون‌های s و p لایه بیرونی می‌توانند با تحریک به سمت آن حرکت کنند. به همین دلیل آنها در اینجا ظاهر می شوند ویژگی های اضافیافزایش تعداد الکترون های جفت نشده بنابراین، یک اتم کلر که در حالت تحریک نشده دارای یک الکترون جفت نشده است،

می تواند با صرف مقداری انرژی به حالت های برانگیخته منتقل شود که با سه، پنج یا هفت الکترون جفت نشده مشخص می شود.

بنابراین، بر خلاف اتم فلوئور، اتم کلر می تواند در تشکیل نه تنها یک، بلکه سه، پنج یا هفت پیوند کووالانسی شرکت کند. بنابراین، در اسید کلرو کووالانسی کلر سه، در اسید پرکلریک پنج است و در اسید پرکلریک- هفت به طور مشابه، یک اتم گوگرد، که دارای یک سطح فرعی غیر اشغالی نیز است، می تواند با چهار یا شش الکترون جفت نشده به حالت های برانگیخته برود و بنابراین، در تشکیل نه تنها دو، مانند اکسیژن، بلکه چهار یا شش پیوند کووالانسی نیز شرکت کند. این ممکن است وجود ترکیباتی را توضیح دهد که گوگرد دارای کووالانسی چهار یا شش است.

در بسیاری از موارد، پیوندهای کووالانسی نیز به دلیل الکترون های جفتی موجود در میدان الکترونیکی خارجی اتم به وجود می آیند. برای مثال در نظر بگیرید ساختار الکترونیکیمولکول های آمونیاک:

در اینجا، نقطه ها الکترون هایی را نشان می دهند که در اصل متعلق به اتم نیتروژن بوده اند و ضربدرها نشان دهنده الکترون هایی هستند که در ابتدا متعلق به اتم های هیدروژن هستند. از هشت الکترون بیرونی اتم نیتروژن، شش الکترون سه پیوند کووالانسی تشکیل می دهند و با اتم نیتروژن و اتم هیدروژن مشترک هستند. اما دو الکترون فقط متعلق به نیتروژن هستند و یک جفت الکترون تنها را تشکیل می دهند. اگر اوربیتال آزاد در لایه الکترونی بیرونی این اتم وجود داشته باشد، چنین جفت الکترونی می تواند در تشکیل پیوند کووالانسی با اتم دیگر نیز شرکت کند. یک اوربیتال پر نشده وجود دارد، برای مثال، در غیر هیدروژنی، که عموماً فاقد الکترون است:

بنابراین، هنگامی که یک مولکول با یک یون هیدروژن برهمکنش می کند، یک پیوند کووالانسی بین آنها ایجاد می شود. جفت تک الکترون روی اتم نیتروژن بین دو اتم تقسیم می شود و در نتیجه یک یون آمونیوم تشکیل می شود:

در اینجا، یک پیوند کووالانسی به دلیل یک جفت الکترون (جفت الکترون) و یک اوربیتال آزاد اتم دیگر (پذیرنده جفت الکترون) که در اصل به یک اتم (دهنده جفت الکترون) تعلق داشت، به وجود آمد.

به این روش پیوند کووالانسی، دهنده-گیرنده می گویند. در مثال مورد بررسی، دهنده جفت الکترون یک اتم نیتروژن است و گیرنده یک اتم هیدروژن است.

تجربه ثابت کرده است که چهار پیوند در یون آمونیوم از همه نظر معادل هستند. از این نتیجه می شود که پیوندی که با روش دهنده-گیرنده تشکیل می شود، از نظر خواص با پیوند کووالانسی ایجاد شده توسط الکترون های جفت نشده اتم های متقابل تفاوتی ندارد.

نمونه دیگری از مولکولی که در آن پیوندهایی به روش دهنده-پذیرنده تشکیل شده است، مولکول اکسید نیتریک است.

پیش از این، فرمول ساختاری این ترکیب به شرح زیر نشان داده شده بود:

طبق این فرمول، اتم نیتروژن مرکزی با پنج پیوند کووالانسی به اتم های همسایه متصل می شود، به طوری که لایه الکترونی بیرونی آن حاوی ده الکترون (پنج) است. جفت الکترون). اما این نتیجه گیری با ساختار الکترونیکی اتم نیتروژن در تضاد است، زیرا لایه L بیرونی آن فقط شامل چهار اوربیتال (یک اوربیتال s و سه اوربیتال p) است و نمی تواند بیش از هشت الکترون را در خود جای دهد. بنابراین، فرمول ساختاری داده شده را نمی توان صحیح در نظر گرفت.

ساختار الکترونیکی اکسید نیتریک را با الکترون ها در نظر بگیرید اتم های منفردما به طور متناوب آنها را با نقطه یا ضربدر نشان خواهیم داد. اتم اکسیژن که دارای دو الکترون جفت نشده است، با اتم نیتروژن مرکزی دو پیوند کووالانسی تشکیل می دهد:

به دلیل باقی ماندن الکترون جفت نشده روی اتم نیتروژن مرکزی، دومی با اتم نیتروژن دوم پیوند کووالانسی تشکیل می دهد:

بنابراین، لایه‌های الکترونیکی بیرونی اتم اکسیژن و اتم نیتروژن مرکزی پر می‌شوند: پیکربندی‌های هشت الکترونی پایدار در اینجا شکل می‌گیرند. اما بیرونی ترین لایه الکترونی خارجی ترین اتم نیتروژن فقط شش الکترون دارد. بنابراین این اتم می تواند پذیرنده یک جفت الکترون دیگر باشد. اتم نیتروژن مرکزی مجاور آن دارای یک جفت الکترون تک است و می تواند به عنوان دهنده عمل کند.

این منجر به تشکیل یک پیوند کووالانسی دیگر بین اتم‌های نیتروژن با روش دهنده-گیرنده می‌شود:

اکنون هر یک از سه اتم تشکیل دهنده مولکول دارای ساختار هشت الکترونی پایدار لایه بیرونی است. اگر یک پیوند کووالانسی که با روش دهنده-گیرنده تشکیل شده است، طبق معمول، با فلشی که از اتم دهنده به اتم گیرنده هدایت می شود، مشخص شود، فرمول ساختاری اکسید نیتریک (I) را می توان به صورت زیر نشان داد:

بنابراین، در اکسید نیتریک، کووالانسی اتم نیتروژن مرکزی چهار و خارجی ترین اتم دو است.

مثال های در نظر گرفته شده نشان می دهد که اتم ها دارای امکانات متنوعی برای تشکیل پیوندهای کووالانسی هستند. دومی می تواند به دلیل الکترون های جفت نشده یک اتم تحریک نشده و به دلیل الکترون های جفت نشده که در نتیجه تحریک اتم ظاهر می شوند ("جفت شدن" جفت الکترون ها) و در نهایت با روش دهنده-پذیرنده ایجاد شود. با این اوصاف، تعداد کلپیوندهای کووالانسی که می تواند تشکیل دهد اتم داده شده، محدود. با تعداد کل اوربیتال های ظرفیت تعیین می شود، یعنی اوربیتال هایی که استفاده از آنها برای تشکیل پیوندهای کووالانسی از نظر انرژی مطلوب است. محاسبات مکانیکی کوانتومی نشان می‌دهد که اوربیتال‌های مشابه شامل اوربیتال‌های s و p لایه الکترونی بیرونی و اوربیتال‌های لایه قبلی است. در برخی موارد، همانطور که در مثال‌هایی از اتم‌های کلر و گوگرد دیدیم، اوربیتال‌های لایه بیرونی نیز می‌توانند به عنوان اوربیتال ظرفیت استفاده شوند.

اتم های تمام عناصر دوره دوم دارای چهار اوربیتال در لایه الکترونی بیرونی هستند، بدون اوربیتال در لایه قبلی. در نتیجه، اوربیتال‌های ظرفیت این اتم‌ها نمی‌توانند بیش از هشت الکترون را در خود جای دهند. به این معنی که حداکثر کووالانسی عناصر در دوره دوم چهار است.

اتم های عناصر دوره سوم و بعدی می توانند نه تنها از s- و اوربیتال ها، بلکه از اوربیتال ها نیز برای تشکیل پیوندهای کووالانسی استفاده کنند. ترکیبات شناخته شده ای از عناصر وجود دارد که در آنها اوربیتال های s و p لایه الکترونیکی بیرونی و هر پنج اوربیتال لایه قبلی در تشکیل پیوندهای کووالانسی شرکت می کنند. V موارد مشابهکووالانسی عنصر مربوطه به نه می رسد.

توانایی اتم ها برای مشارکت در تشکیل تعداد محدودی پیوند کووالانسی را اشباع پیوند کووالانسی می گویند.

انتخاب 1.

1. اتم های یک عنصر شیمیایی دارای بار هسته یک اتم +8 هستند:
ب. اکسیژن.

2. تعداد جفت الکترون های مشترک در یک مولکول کلر:
ساعت سه.

3. پیوند قطبی کووالانسی در مولکول ماده ای وجود دارد که فرمول آن این است:
ب. CO2.

4. درجه اکسیداسیون نیتروژن در یک سری مواد که فرمول آنها N2-NO-NO2-HNO3 است:
A. از 0 به +5 افزایش می یابد.

5. فرمول ساختاریترکیب هیدروژنی عنصر E زیر گروه اصلیگروه ششم جدول تناوبی:
V. N-E-N.

6. معادله واکنش شیمیایی H2S + C12 = 2HC1 + S مربوط به طرح تبدیل کلر است:
A.Cl0→Cl-1

7. ماده X در سری تبدیلات CO2 → X → Ca(HCO3) 2 → CO2 دارای فرمول است:
ب. CaCO3.

8. کاتیونی که به آنیون کلرید واکنش می دهد:
B. Ag+.

D. H2SO4 و MgO.

10. اکسید نیتریک (IV) از برهمکنش موادی که فرمول آنها عبارتند از:
B. HNO3 (conc) و Ag.

2P + 3Zn = Zn3P2
Zn3P2 + 3H2O + 4O2 = 3Zn(OH)2 + P2O5
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
2H3PO4 + 6Na = 2Na3PO4 + 3H2
Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓+ 3NaNO3

Zn3P2-3 + 3H2O + 4O20 = 3Zn(OH)2 + P2+5O5-2
O2 0 → 2O -2 +2 e، عامل اکسید کننده
P -3 → P +5 - 8 e، عامل کاهنده

Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓ + 3NaNO3
3Na+ + PO4 3-+ 3Ag+ + 3NO3- = Ag3PO4↓+ 3Na+ + 3NO3-
PO4 3-+ 3Ag+= Ag3PO4↓

14. جرم (بر حسب کیلوگرم) هیدروژن کلرید را که از واکنش 48/4 متر مکعب کلر با هیدروژن اضافی بدست می آید محاسبه کنید.
n(Cl2) = 4480 dm3/22.4 dm3/mol = 200 mol
n (HCl) = 2n (Cl2) = 400 مول
m (HCl) = 400 مول * 36.5 گرم بر مول = 14600 گرم = 14.6 کیلوگرم

15- عنصر شیمیایی را نام ببرید که ایزوتوپ آن فاقد نوترون باشد.
هیدروژن

گزینه 2.

بخش A. وظایف تستچند گزینه ای

1. اتم های عنصر شیمیایی دارای بار هسته ای +17 هستند:
G. کلر.

2. تعداد جفت الکترون های مشترک در یک مولکول هیدروژن:
الف. 1.

3. پیوند کووالانسی غیرقطبی در مولکول ماده ای وجود دارد که فرمول آن عبارت است از:
A. N2.

4. حالت اکسیداسیون فسفر در یک سری مواد که فرمول آنها Ca3P2-P-P2O3-P2O5 است:
ب- از 3- به 5+ افزایش می یابد.

5. فرمول ساختاری ترکیب هیدروژنی عنصر E زیر گروه اصلی گروه V جدول تناوبی:
ز.ن-ه-ن.
ن

6. معادله واکنش شیمیایی 2SO2 + O2 = 2SO3 با طرح تبدیل گوگرد مطابقت دارد:
ب. S+4→ S+6.

7. ماده X در سری تبدیلات N2 → NH3 → X → NO2 دارای فرمول است:
B. NO.

8. واکنش دهنده برای آنیون کربنات کاتیون است:
A. N+.

9. یک واکنش شیمیایی بین موادی که فرمول آنها عبارتند از:
B. P2O5 و NaOH.

10. اکسید گوگرد (IV) در اثر متقابل موادی که فرمول آنها عبارتند از:
G. CaCO3 و H2SO4.

بخش B. سوالات بدون پاسخ

1. Mg + S = MgS
2. 2 MgS + 3O2 = 2MgO + 2SO2،
3. 2SO2 + O2 = 2SO3
4. SO3 + Na2O = Na2SO4
5. Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓+ 2NaCl

12. تبدیل 2 را از وظیفه 11 از نظر OVR در نظر بگیرید.
2 MgS-2 + 3O20 = 2MgO-2 + 2S+4O2-2،
S-2 → S+4، -6e، عامل کاهنده
O20 → 2O-2 +2*2е، عامل اکسید کننده

13. از کار 11، یک واکنش تبادل یونی را انتخاب کرده و به شکل یونی بنویسید.
Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓+ 2NaCl
SO42- + Ba2 + = BaSO4 ↓

14. جرم (به کیلوگرم) آمونیاک را که از واکنش 2 کیلومتر مول نیتروژن با هیدروژن اضافی به دست می آید، محاسبه کنید.
N2 + 3H2 = 2NH3
n(NH3) = 2n(N2) = 4kmol = 4000 مول
m(NH3) = 4000 مول * 17 گرم بر مول = 68000 گرم = 68 کیلوگرم.

15- عنصر شیمیایی را که هرگز نشان نمی دهد نام ببرید درجه مثبتاکسیداسیون
فلوئور

گزینه 3.

بخش A. تست های چند گزینه ای

1. اتم های عنصر شیمیایی دارای بار هسته یک اتم +14 هستند:
V. سیلیکون.

2. تعداد جفت الکترون های مشترک در یک مولکول برم:
الف. 1.

3. پیوند قطبی کووالانسی در ماده ای وجود دارد که فرمول آن عبارت است از:
ب. H2S.

4. درجه اکسیداسیون گوگرد در یک سری از مواد که فرمول آنها SO3-SO2-S-H2S است:
د. از 6+ به 2- کاهش می یابد.

5. فرمول ساختاری ترکیب هیدروژنی عنصر E زیر گروه اصلی گروه VII سیستم تناوبی:
A.N-E.

6. معادله واکنش شیمیایی 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O با طرح تبدیل نیتروژن مطابقت دارد:
B. N-3→ N+2.

7. ماده X در سری تبدیلات РН3→ Р2О5 → X→ Ca3(РО4)2 دارای فرمول است:
الف. H3PO4.

8. واکنش دهنده کاتیونی آنیون سولفات عبارت است از:
B. Ba2+.

9. یک واکنش شیمیایی بین موادی که فرمول آنها عبارتند از:
الف. CO2 و NaOH.

10. مونوکسید کربن (IV) از برهمکنش موادی که فرمول آنها عبارتند از:
ب. CaCO3 و HC1.

بخش B. سوالات بدون پاسخ

11. معادلات واکنشی را بنویسید که می توان از آنها برای انجام تبدیل ها مطابق این طرح استفاده کرد:
SiH4 → SiO2 → Na2SiO3 → H2SiO3 → SiO2 → Si.
1. SiH4 + 2O2 = SiO2 + 2H2O
2. SiO2 + Na2O = Na2SiO3
3. Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl
4. H2SiO3 = SiO2 + H2O
5. SiO2+2C---> Si + 2CO

12. تبدیل 5 را از وظیفه 11 از نظر OVR در نظر بگیرید.
Si+4O2+2C0---> Si0 + 2C+2O
Si+4 → Si0 +4e، عامل اکسید کننده
C0 → C+2 -2e، عامل کاهنده

13. از کار 11، یک واکنش تبادل یونی را انتخاب کرده و به شکل یونی بنویسید.
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl
SiO32- + 2H+ = H2SiO3↓

14. جرم (به کیلوگرم) کلرید آمونیوم را که از برهمکنش 2/11 متر مکعب هیدروژن کلرید با آمونیاک اضافی تشکیل می شود، محاسبه کنید.
HCl + NH3 = NH4Cl
n(HCl) = n(NH4Cl) = 11200 dm3/ 22.4 dm3/mol = 500 mol
m(NH4Cl) = 500 مول * 56.5 گرم بر مول = 28250 گرم = 28.250 کیلوگرم.

15. عناصر شیمیایی فسفر، اکسیژن، گوگرد، کلر را به ترتیب افزایش خواص غیرفلزی ترتیب دهید.
فسفر، گوگرد، اکسیژن، کلر

گزینه 4.

بخش A. تست های چند گزینه ای

1. اتم های یک عنصر شیمیایی دارای بار هسته یک اتم +16 هستند:
V. گوگرد.

2. تعداد جفت الکترون های مشترک در یک مولکول نیتروژن:
در ساعت 3.

3. پیوند غیرقطبی کووالانسی در ماده ای وجود دارد که فرمول آن عبارت است از:
B. O2.

4. درجه اکسیداسیون کربن در یک سری مواد که فرمول آنها CH4-C-CO-CO2 است:
ب. از -4 به +4 افزایش می یابد.

5. فرمول ساختاری ترکیب هیدروژنی عنصر E زیر گروه اصلی گروه IV سیستم تناوبی:
V. N-E-N

6. معادله واکنش شیمیایی Cu + 4HNO3 = CU(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O با طرح تبدیل نیتروژن مطابقت دارد:
G. N+5 →N+4.

7. ماده X در سری تبدیلات S← S02← X← Na2SO3 دارای فرمول است:
G. H2SO3.

8. واکنش دهنده کاتیونی برای آنیون فسفات عبارت است از:
G. Ag+.

9. یک واکنش شیمیایی بین موادی که فرمول آنها عبارتند از:
ب- CO2 و Ca(OH)2.

10. اسید سیلیسیکاز اثر متقابل موادی که فرمول آنها عبارتند از:
ب. Na2SiO3 و HC1.

بخش B. سوالات بدون پاسخ

11. معادلات واکنشی را بنویسید که می توان از آنها برای انجام تبدیل ها مطابق این طرح استفاده کرد:
N2 →NH3 →NO→NO2→HNO3→KNO3.
1. N2 + 3H2 =2NH3
2. 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
3. 2NO + O2 = 2NO2
4. 4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3
5. HNO3 + KOH =KNO3 + H2O

12. تبدیل 2 را در وظیفه 11 از نظر OVR در نظر بگیرید.
4N-3H3 + 5O20 = 4N+2O-2 + 6H2O
N-3 ->N+2، -5e، عامل کاهنده
O20-> 2O-2، + 2*2e، عامل اکسید کننده

13. از کار 11، یک واکنش تبادل یونی را انتخاب کرده و به شکل یونی بنویسید.
HNO3 + KOH =KNO3 + H2O
H+ + OH- = H2O

14. جرم (بر حسب کیلوگرم) اکسید گوگرد (IV) تشکیل شده در حین احتراق 4.48 متر مکعب سولفید هیدروژن در اکسیژن اضافی را محاسبه کنید.
2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O
n(H2S) = n(SO2) = 44800 dm3/ 22.4 dm3/mol = 2000 مول
m(SO2) = 2000 مول * 64 گرم بر مول = 128000 گرم = 128 کیلوگرم

15- متداول ترین عنصر شیمیایی را نام ببرید:
الف) در پوسته زمین:
اکسیژن
ب) در کیهان:
هیدروژن

در نتیجه مطالعه این مبحث، یاد خواهید گرفت: چرا مولکول آب قطبی است؟ دی اکسید کربن- نه چیست حداکثر ظرفیتنیتروژن در ترکیبات چرا آب نقطه ذوب و جوش غیرعادی بالایی دارد؟ در نتیجه مطالعه این مبحث، یاد خواهید گرفت: ماهیت پیوند شیمیایی (کووالانسی قطبی و غیرقطبی، یونی، هیدروژنی، فلزی) در ترکیبات مختلف را تعیین کنید. تعیین شکل هندسی مولکول ها بر اساس تجزیه و تحلیل ساختار الکترونیکی آنها با استفاده از ایده هایی در مورد هیبریداسیون اوربیتال های اتمی. پیش بینی خواص مواد بر اساس اطلاعات مربوط به ماهیت پیوندهای شیمیایی و انواع شبکه های کریستالی. سوالات مطالعه:

5.1. پیوند کووالانسی

یک پیوند شیمیایی زمانی تشکیل می شود که دو یا بیشتراگر اتم ها در نتیجه برهم کنش آنها، انرژی کل سیستم کاهش یابد. پایدارترین پیکربندی‌های الکترونیکی لایه‌های الکترونی بیرونی اتم‌ها، اتم‌های گاز نجیب هستند که از دو یا هشت الکترون تشکیل شده‌اند. خارجی پوسته های الکترونیاتم های عناصر دیگر شامل یک تا هفت الکترون هستند، یعنی. ناتمام هستند. هنگامی که یک مولکول تشکیل می شود، اتم ها تمایل دارند یک پوسته دو الکترونی یا هشت الکترونی پایدار به دست آورند. در تشکیل پیوندهای شیمیایی شرکت کنید الکترون های ظرفیتاتم ها

کووالانسی یک پیوند شیمیایی بین دو اتم است که توسط جفت های الکترونی که به طور همزمان متعلق به این دو اتم هستند تشکیل می شود.

دو مکانیسم برای تشکیل پیوندهای کووالانسی وجود دارد: تبادل و گیرنده دهنده.

5.1.1. مکانیسم تبادل تشکیل پیوند کووالانسی

مکانیسم مبادلهتشکیل یک پیوند کووالانسی به دلیل همپوشانی ابرهای الکترونی الکترون های متعلق به اتم های مختلف تحقق می یابد. به عنوان مثال، هنگامی که دو اتم هیدروژن به یکدیگر نزدیک می شوند، 1s همپوشانی ایجاد می کند اوربیتال های الکترونی. در نتیجه، بوجود می آید زوج مشترکالکترون ها که به طور همزمان به هر دو اتم تعلق دارند. در این مورد، یک پیوند شیمیایی توسط الکترون‌هایی که اسپین‌های ضد موازی دارند تشکیل می‌شود. 5.1.

برنج. 5.1. تشکیل یک مولکول هیدروژن از دو اتم H

5.1.2. مکانیسم دهنده-پذیرنده برای تشکیل پیوندهای کووالانسی

با مکانیسم دهنده-گیرنده تشکیل پیوند کووالانسی، پیوند نیز با استفاده از جفت الکترون تشکیل می شود. اما در این حالت یک اتم (دهنده) جفت الکترون خود را فراهم می کند و اتم دیگر (پذیرنده) با اوربیتال آزاد خود در تشکیل پیوند شرکت می کند. نمونه ای از اجرای پیوند دهنده-پذیرنده، تشکیل یون آمونیوم NH 4 + در طی برهمکنش آمونیاک NH 3 با کاتیون هیدروژن H + است.

در مولکول NH 3، سه جفت الکترون سه پیوند N - H تشکیل می دهند، جفت الکترون چهارم متعلق به اتم نیتروژن تنها است. این جفت الکترون می تواند با یک یون هیدروژن که دارای یک اوربیتال خالی است، پیوند ایجاد کند. نتیجه یون آمونیوم NH 4 + است، شکل. 5.2.

برنج. 5.2. ظهور پیوند دهنده-گیرنده در طول تشکیل یون آمونیوم

لازم به ذکر است که چهار پیوند کووالانسی N-H موجود در یون NH 4 + معادل هستند. در یون آمونیوم، شناسایی پیوند ایجاد شده توسط مکانیسم دهنده-گیرنده غیرممکن است.

5.1.3. پیوند کووالانسی قطبی و غیر قطبی

اگر پیوند کووالانسی تشکیل شود اتم های یکسان، سپس جفت الکترون در همان فاصله بین هسته های این اتم ها قرار می گیرد. چنین پیوند کووالانسی غیرقطبی نامیده می شود. نمونه هایی از مولکول های با پیوند کووالانسی غیر قطبی عبارتند از H2، Cl2، O2، N2 و غیره.

در مورد پیوند کووالانسی قطبی، جفت الکترون مشترک به اتمی با الکترونگاتیوی بالاتر منتقل می شود. این نوع پیوند در مولکول های تشکیل شده تحقق می یابد اتم های مختلف. پیوند کووالانسی قطبی در مولکول های HCl، HBr، CO، NO و غیره رخ می دهد. برای مثال، تشکیل پیوند کووالانسی قطبی در یک مولکول HCl را می توان با نمودار نشان داد، شکل. 5.3:

برنج. 5.3. تشکیل پیوند قطبی کووالانسی در مولکول HC1

در مولکول مورد بررسی، جفت الکترون به اتم کلر منتقل می شود، زیرا الکترونگاتیوی آن (2.83) بیشتر از الکترونگاتیوی اتم هیدروژن (2.1) است.

5.1.4. گشتاور دوقطبی و ساختار مولکولی

معیار قطبیت یک پیوند، گشتاور دوقطبی μ است:

μ = e l,

جایی که ه- بار الکترون، ل- فاصله بین مراکز بارهای مثبت و منفی.

لحظه دوقطبی است کمیت برداری. مفاهیم "لمان دوقطبی پیوند" و "لمان دوقطبی مولکولی" فقط برای مولکول های دو اتمی منطبق است. گشتاور دوقطبی یک مولکول برابر است با مجموع بردار گشتاورهای دوقطبی همه پیوندها. بنابراین، گشتاور دوقطبی یک مولکول چند اتمی به ساختار آن بستگی دارد.

برای مثال، در یک مولکول CO 2 خطی، هر یک از پیوندهای C-O قطبی هستند. با این حال، مولکول CO2 عموماً غیرقطبی است، زیرا گشتاورهای دوقطبی پیوندها یکدیگر را خنثی می کنند (شکل 5.4). گشتاور دوقطبی مولکول دی اکسید کربن m = 0 است.

در مولکول زاویه ای H2O، پیوندهای قطبی H–O در زاویه 104.5 o قرار دارند. جمع برداریگشتاورهای دوقطبی دو پیوند H-O با قطر متوازی الاضلاع بیان می شوند (شکل 5.4). در نتیجه ممان دوقطبی مولکول آب m برابر با صفر نیست.

برنج. 5.4. لحظات دوقطبیمولکول های CO 2 و H 2 O

5.1.5. ظرفیت عناصر در ترکیبات با پیوند کووالانسی

ظرفیت اتم ها با تعداد الکترون های جفت نشده ای که در تشکیل جفت الکترون های مشترک با الکترون های اتم های دیگر شرکت می کنند تعیین می شود. با داشتن یک الکترون جفت نشده در لایه الکترونی بیرونی، اتم های هالوژن در مولکول های F 2، HCl، PBr 3 و CCl 4 تک ظرفیتی هستند. عناصر زیر گروه اکسیژن حاوی دو الکترون جفت نشده در لایه بیرونی هستند، بنابراین در ترکیباتی مانند O 2، H 2 O، H 2 S و SCl 2 دو ظرفیتی هستند.

از آنجایی که علاوه بر پیوندهای کووالانسی معمولی، پیوند می تواند در مولکول ها توسط مکانیسم دهنده-پذیرنده ایجاد شود، ظرفیت اتم ها به وجود جفت الکترون های تک و اوربیتال های الکترون آزاد نیز بستگی دارد. اندازه گیری کمی ظرفیت تعداد پیوندهای شیمیایی است که از طریق آنها یک اتم معین به اتم های دیگر متصل می شود.

حداکثر ظرفیت عناصر، به عنوان یک قاعده، نمی تواند از تعداد گروهی که در آن قرار دارند تجاوز کند. استثناء عناصر زیرگروه ثانویه گروه اول Cu، Ag، Au است که ظرفیت آنها در ترکیبات برابر است. بیش از یکی. الکترون‌های ظرفیت عمدتاً شامل الکترون‌های لایه‌های بیرونی هستند، اما برای عناصر زیر گروه های جانبیالکترون های لایه های ماقبل آخر (خارجی) نیز در تشکیل یک پیوند شیمیایی شرکت می کنند.

5.1.6. ظرفیت عناصر در حالت عادی و برانگیخته

ارزش اکثریت عناصر شیمیاییبستگی به این دارد که آیا این عناصر در حالت عادی یا برانگیخته هستند. پیکربندی الکترونیکی اتم لی: 1s 2 2s 1. اتم لیتیوم در سطح بیرونی دارای یک الکترون جفت نشده است، یعنی. لیتیوم یک ظرفیتی است. برای به دست آوردن لیتیوم سه ظرفیتی، هزینه بسیار زیادی انرژی در ارتباط با انتقال الکترون 1s به اوربیتال 2p مورد نیاز است. این مصرف انرژی آنقدر زیاد است که با انرژی آزاد شده در طول تشکیل پیوندهای شیمیایی جبران نمی شود. از این نظر، ترکیبات لیتیوم سه ظرفیتی وجود ندارد.

پیکربندی لایه الکترونیکی خارجی عناصر زیرگروه بریلیم ns 2. این بدان معناست که در لایه الکترونی بیرونی این عناصر در مدار سلول ns دو الکترون با اسپین مخالف وجود دارد. عناصر زیرگروه بریلیوم حاوی الکترون های جفت نشده نیستند، بنابراین ظرفیت آنها در حالت عادی صفر است. در حالت هیجانی پیکربندی الکترونیکیعناصر زیرگروه بریلیوم ns 1 nр 1، یعنی. عناصر ترکیباتی را تشکیل می دهند که در آنها دو ظرفیتی هستند.

احتمالات ظرفیتاتم بور

بیایید پیکربندی الکترونیکی اتم بور را در حالت پایه در نظر بگیریم: 1s 2 2s 2 2p 1. اتم بور در حالت پایه حاوی یک الکترون جفت نشده است (شکل 5.5)، یعنی. تک ظرفیتی است. با این حال، بور با تشکیل ترکیباتی که در آنها تک ظرفیتی است مشخص نمی شود. هنگامی که یک اتم بور برانگیخته می شود، یک الکترون 2 ثانیه به یک اوربیتال 2p تبدیل می شود (شکل 5.5). یک اتم بور در حالت برانگیخته دارای 3 الکترون جفت نشده است و می تواند ترکیباتی را تشکیل دهد که ظرفیت آن 3 باشد.

برنج. 5.5. حالات والانساتم بور در حالت عادی و برانگیخته

انرژی صرف شده برای انتقال یک اتم به حالت برانگیخته در یک سطح انرژی، به عنوان یک قاعده، بیش از انرژی آزاد شده در طول تشکیل پیوندهای اضافی جبران می شود.

به دلیل وجود یک اوربیتال 2p آزاد در اتم بور، بور موجود در ترکیبات می تواند چهارمین پیوند کووالانسی را تشکیل دهد که به عنوان گیرنده جفت الکترون عمل می کند. شکل 5.6 نحوه تعامل مولکول BF با یون F را نشان می دهد که منجر به تشکیل یون - می شود که در آن بور چهار پیوند کووالانسی را تشکیل می دهد.

برنج. 5.6. مکانیسم دهنده-پذیرنده برای تشکیل چهارمین پیوند کووالانسی در اتم بور

احتمالات ظرفیت اتم نیتروژن

در نظر بگیریم ساختار الکترونیکیاتم نیتروژن (شکل 5.7).

برنج. 5.7. توزیع الکترون ها در اوربیتال های اتم نیتروژن

از نمودار ارائه شده مشخص است که نیتروژن دارای سه الکترون جفت نشده است، می تواند سه پیوند شیمیایی تشکیل دهد و ظرفیت آن سه است. انتقال اتم نیتروژن به حالت برانگیخته غیرممکن است، زیرا سطح انرژی دوم حاوی اوربیتال های d نیست. در همان زمان، اتم نیتروژن می‌تواند یک جفت الکترون تنها از الکترون‌های بیرونی 2s 2 را به اتمی که دارای یک مدار آزاد (پذیرنده) است، ارائه دهد. در نتیجه، چهارمین پیوند شیمیایی اتم نیتروژن ظاهر می شود، به عنوان مثال، در یون آمونیوم (شکل 5.2). بنابراین، حداکثر کووالانسی (تعداد پیوندهای کووالانسی تشکیل شده) یک اتم نیتروژن چهار است. نیتروژن در ترکیبات خود بر خلاف سایر عناصر گروه پنجم نمی تواند پنج ظرفیتی باشد.

امکانات ظرفیت اتم های فسفر، گوگرد و هالوژن

بر خلاف اتم های نیتروژن، اکسیژن و فلوئور، اتم های فسفر، گوگرد و کلر واقع در دوره سوم دارای سلول های سه بعدی آزاد هستند که الکترون ها می توانند به آنها منتقل شوند. هنگامی که یک اتم فسفر برانگیخته می شود (شکل 5.8)، 5 الکترون جفت نشده در لایه الکترونی بیرونی خود دارد. در نتیجه، در ترکیبات، اتم فسفر می تواند نه تنها سه ظرفیتی، بلکه پنج ظرفیتی نیز باشد.

برنج. 5.8. توزیع الکترون های ظرفیت در اوربیتال ها برای اتم فسفر در حالت برانگیخته

در حالت برانگیخته، گوگرد علاوه بر ظرفیت دو، ظرفیت چهار و شش را نیز نشان می دهد. در این مورد، الکترون های 3p و 3s به صورت متوالی جفت می شوند (شکل 5.9).

برنج. 5.9. احتمالات ظرفیت یک اتم گوگرد در حالت برانگیخته

در حالت برانگیخته، برای همه عناصر زیرگروه اصلی گروه V، به جز فلوئور، جفت شدن متوالی، ابتدا با p- و سپس با جفت الکترون s. در نتیجه، این عناصر سه ظرفیتی، پنج ظرفیتی و هفت ظرفیتی می شوند (شکل 5.10).

برنج. 5.10. امکان ظرفیت اتم های کلر، برم و ید در حالت برانگیخته

5.1.7. طول، انرژی و جهت یک پیوند کووالانسی

پیوندهای کووالانسی معمولاً بین اتم های غیرفلز تشکیل می شود. ویژگی های اصلی پیوند کووالانسی طول، انرژی و جهت است.

طول پیوند کووالانسی

طول یک پیوند فاصله بین هسته اتم های تشکیل دهنده این پیوند است. به صورت تجربی تعیین می شود با روش های فیزیکی. طول پیوند را می توان با استفاده از قانون افزایشی تخمین زد که طبق آن طول پیوند در مولکول AB تقریباً برابر با نصف مجموع طول های پیوند در مولکول های A 2 و B 2 است:

.

از بالا به پایین بر اساس زیر گروه ها جدول تناوبیعناصر، طول پیوند شیمیایی افزایش می یابد زیرا شعاع اتم ها در این جهت افزایش می یابد (جدول 5.1). با افزایش تعدد پیوند، طول آن کاهش می یابد.

جدول 5.1.

طول برخی پیوندهای شیمیایی

پیوند شیمیایی	طول لینک، pm	پیوند شیمیایی	طول لینک، pm
		ج – ج

انرژی ارتباطی

معیار قدرت پیوند، انرژی پیوند است. انرژی ارتباطیبا انرژی مورد نیاز برای شکستن یک پیوند و حذف اتم های تشکیل دهنده آن پیوند در فاصله بی نهایت زیاد از یکدیگر تعیین می شود. پیوند کووالانسی بسیار قوی است. انرژی آن از چند ده تا چند صد کیلوژول بر مول متغیر است. برای مثال، برای یک مولکول IСl 3، Ebond ≈40 است، و برای مولکول های N 2 و CO، Ebond ≈1000 kJ/mol است.

از بالا به پایین در امتداد زیر گروه های سیستم تناوبی عناصر، انرژی یک پیوند شیمیایی کاهش می یابد، زیرا طول پیوند در این جهت افزایش می یابد (جدول 5.1). با افزایش تعدد پیوند، انرژی آن افزایش می یابد (جدول 5.2).

جدول 5.2.

انرژی برخی پیوندهای شیمیایی

پیوند شیمیایی	انرژی ارتباطی،	پیوند شیمیایی	انرژی ارتباطی،
		ج – ج

اشباع و جهت پیوندهای کووالانسی

مهمترین ویژگی پیوند کووالانسی اشباع و جهت آن است. اشباع پذیری را می توان به عنوان توانایی اتم ها برای تشکیل تعداد محدودی پیوند کووالانسی تعریف کرد. بنابراین، یک اتم کربن می تواند تنها چهار پیوند کووالانسی و یک اتم اکسیژن می تواند دو پیوند را تشکیل دهد. حداکثر تعدادپیوندهای کووالانسی معمولی که یک اتم می تواند تشکیل دهد (بدون در نظر گرفتن پیوندهای تشکیل شده توسط مکانیسم دهنده-گیرنده) برابر با تعداد الکترون های جفت نشده است.

پیوندهای کووالانسی دارای جهت گیری فضایی هستند، زیرا همپوشانی اوربیتال ها در طول تشکیل یک پیوند واحد در امتداد خط اتصال هسته های اتمی رخ می دهد. آرایش فضاییاوربیتال های الکترونی یک مولکول، هندسه آن را تعیین می کنند. زوایای بین پیوندهای شیمیایی را زوایای پیوند می گویند.

اشباع بودن و جهت دار بودن پیوند کووالانسی این پیوند را از پیوند یونی متمایز می کند که بر خلاف پیوند کووالانسی غیراشباع و غیر جهت دار است.

ساختار فضایی مولکول های H 2 O و NH 3

اجازه دهید جهت یک پیوند کووالانسی را با استفاده از مثال مولکول های H 2 O و NH 3 در نظر بگیریم.

مولکول H 2 O از یک اتم اکسیژن و دو اتم هیدروژن تشکیل شده است. اتم اکسیژن دارای دو الکترون p جفت نشده است که دو اوربیتال در زاویه قائمه با یکدیگر را اشغال می کنند. اتم های هیدروژن دارای الکترون های 1s جفت نشده هستند. زاویه بین پیوندهای ایجاد شده توسط الکترون‌های p باید نزدیک به زاویه بین اوربیتال‌های الکترون‌های p باشد. با این حال، به طور تجربی، مشخص شد که زاویه بین پیوندهای O-H در یک مولکول آب 104.50 است. افزایش زاویه نسبت به زاویه 90 درجه را می توان با نیروهای دافعه ای که بین اتم های هیدروژن عمل می کنند توضیح داد. 5.11. بنابراین، مولکول H 2 O شکلی زاویه ای دارد.

سه الکترون p جفت نشده اتم نیتروژن، که اوربیتال های آنها در سه جهت عمود بر هم قرار دارند، در تشکیل مولکول NH 3 شرکت می کنند. بنابراین، سه پیوند N-H باید در زوایایی نزدیک به 90 درجه قرار گیرند (شکل 5.11). مقدار تجربی زاویه بین پیوندها در مولکول NH 3 107.3 درجه است. تفاوت بین زوایای پیوندها و مقادیر نظری، مانند مورد مولکول آب، به دلیل دفع متقابل اتم های هیدروژن است. علاوه بر این، طرح های ارائه شده امکان مشارکت دو الکترون در اوربیتال های 2s در تشکیل پیوندهای شیمیایی را در نظر نمی گیرند.

برنج. 5.11. همپوشانی اوربیتال های الکترونیکی در طول تشکیل پیوندهای شیمیایی در مولکول های H 2 O (a) و NH 3 (b)

اجازه دهید شکل گیری مولکول BeC1 2 را در نظر بگیریم. یک اتم بریلیم در حالت برانگیخته دارای دو الکترون جفت نشده است: 2s و 2p. می توان فرض کرد که اتم بریلیم باید دو پیوند تشکیل دهد: یک پیوند توسط الکترون s و یک پیوند تشکیل شده توسط الکترون p. این پیوندها باید انرژی و طول متفاوت داشته باشند. مولکول BeCl 2 در این مورد نباید خطی باشد، بلکه زاویه ای باشد. با این حال، تجربه نشان می دهد که مولکول BeC1 2 دارد ساختار خطیو هر دو پیوند شیمیایی در آن معادل هستند. وضعیت مشابهی هنگام در نظر گرفتن ساختار مولکول های BCl 3 و CCl 4 مشاهده می شود - همه پیوندهای موجود در این مولکول ها معادل هستند. مولکول BC1 3 دارای ساختار مسطح است، CC1 4 دارای ساختار چهار وجهی است.

برای توضیح ساختار مولکول هایی مانند BeC1 2، BCl 3 و CCl 4، پاولینگ و اسلیتر(ایالات متحده آمریکا) مفهوم هیبریداسیون اوربیتال های اتمی را معرفی کرد. آنها پیشنهاد کردند که چندین اوربیتال اتمی را که از نظر انرژی تفاوت چندانی با هم ندارند، با همان تعداد اوربیتال معادل به نام اوربیتال های ترکیبی جایگزین کنند. این اوربیتال های ترکیبی از اوربیتال های اتمی در نتیجه ترکیب خطی آنها تشکیل شده اند.

به گفته L. Pauling، هنگامی که پیوندهای شیمیایی توسط اتمی تشکیل می شود که دارای الکترون هایی با انواع مختلف در یک لایه است و بنابراین از نظر انرژی تفاوت چندانی ندارد (مثلاً s و p)، می توان پیکربندی اوربیتال ها را تغییر داد. از انواع مختلف، که در آن تراز شکل و انرژی آنها رخ می دهد. در نتیجه اوربیتال های هیبریدی تشکیل می شوند که شکل نامتقارن دارند و در یک طرف هسته به شدت کشیده شده اند. تاکید بر این نکته مهم است که مدل هیبریداسیون زمانی استفاده می شود که الکترون هایی از انواع مختلف، به عنوان مثال s و p، در تشکیل پیوندها دخالت دارند.

5.1.8.2. انواع مختلفهیبریداسیون مداری اتمی

هیبریداسیون sp

هیبریداسیون یکی س- و یکی آر- اوربیتال ها ( sp- هیبریداسیون)به عنوان مثال، در طول تشکیل کلرید بریلیم تحقق می یابد. همانطور که در بالا نشان داده شد، در حالت برانگیخته، اتم Be دارای دو الکترون جفت نشده است که یکی از آنها اوربیتال 2s و دیگری اوربیتال 2p را اشغال می کند. هنگامی که یک پیوند شیمیایی تشکیل می شود، این دو اوربیتال مختلف به دو اوربیتال هیبریدی یکسان تبدیل می شوند که با زاویه 180 درجه نسبت به یکدیگر هدایت می شوند (شکل 5.12). آرایش خطیدو اوربیتال های ترکیبیمربوط به حداقل دافعه آنها از یکدیگر است. در نتیجه، مولکول BeCl 2 دارای ساختار خطی است - هر سه اتم در یک خط قرار دارند.

برنج. 5.12. نمودار همپوشانی مداری الکترون در طول تشکیل یک مولکول BeCl 2

ساختار مولکول استیلن؛ پیوندهای سیگما و پی

بیایید نموداری از همپوشانی اوربیتال های الکترونیکی در طول تشکیل یک مولکول استیلن را در نظر بگیریم. در یک مولکول استیلن، هر اتم کربن در حالت هیبرید sp-هیبرید قرار دارد. دو اوربیتال هیبرید sp در زاویه 1800 نسبت به یکدیگر قرار دارند. آنها یک پیوند σ بین اتم های کربن و دو پیوند σ با اتم های هیدروژن تشکیل می دهند (شکل 5.13).

برنج. 5.13. طرح تشکیل پیوندهای s در یک مولکول استیلن

پیوند σ پیوندی است که در نتیجه همپوشانی اوربیتال های الکترونی در امتداد خطی که هسته اتم ها را به هم متصل می کند، ایجاد می شود.

هر اتم کربن در مولکول استیلن حاوی دو الکترون p دیگر است که در تشکیل پیوند σ شرکت نمی کنند. ابرهای الکترونی این الکترون ها به صورت متقابل مرتب شده اند صفحات عمود بر همو به دلیل همپوشانی جانبی غیرهیبرید، دو پیوند π دیگر بین اتم‌های کربن تشکیل می‌دهند. آر-ابرها (شکل 5.14).

پیوند π یک پیوند شیمیایی کووالانسی است که در نتیجه افزایش چگالی الکترون در دو طرف خطی که هسته اتم ها را به هم متصل می کند، ایجاد می شود.

برنج. 5.14. طرح تشکیل پیوندهای σ - و π - در مولکول استیلن.

بنابراین، در مولکول استیلن بین اتم های کربن تشکیل می شود باند سه گانهکه از یک پیوند σ و دو پیوند π تشکیل شده است. σ -پیوندها قویتر از پیوندهای π هستند.

هیبریداسیون sp2

ساختار مولکول BCl 3 را می توان بر حسب توضیح داد sp 2- هیبریداسیون. یک اتم بور در حالت برانگیخته در لایه الکترونی بیرونی حاوی یک الکترون s و دو الکترون p است، یعنی. سه الکترون جفت نشده این سه ابر الکترونی را می توان به سه اوربیتال هیبریدی معادل تبدیل کرد. حداقل دافعه سه اوربیتال هیبریدی از یکدیگر مربوط به موقعیت آنها در یک صفحه در زاویه 120 درجه نسبت به یکدیگر است (شکل 5.15). بنابراین، مولکول BCl 3 دارای شکل تخت.

برنج. 5.15. ساختار مسطحمولکول های BCl 3

sp 3 - هیبریداسیون

اوربیتال های ظرفیت اتم کربن (s, р x, р y, р z) را می توان به چهار اوربیتال هیبریدی معادل تبدیل کرد که در فضا با زاویه 109.5 درجه نسبت به یکدیگر قرار دارند و به سمت رئوس چهار وجهی هدایت می شوند. ، که در مرکز آن هسته اتم کربن قرار دارد (شکل 5.16).

برنج. 5.16. ساختار چهار وجهی مولکول متان

5.1.8.3. هیبریداسیون شامل جفت الکترون های تنها

از مدل هیبریداسیون می توان برای توضیح ساختار مولکول هایی استفاده کرد که علاوه بر پیوند، دارای جفت های تک الکترون نیز هستند. در مولکول های آب و آمونیاک، تعداد کل جفت الکترون های اتم مرکزی (O و N) چهار است. در عین حال، یک مولکول آب دارای دو و یک مولکول آمونیاک دارای یک جفت تک الکترون است. شکل‌گیری پیوندهای شیمیایی در این مولکول‌ها را می‌توان با این فرض توضیح داد که جفت‌های تک الکترون‌ها نیز می‌توانند اوربیتال‌های هیبریدی را پر کنند. جفت الکترون های تنها فضای قابل توجهی را اشغال می کنند فضای بیشتراز کلاسورها در نتیجه دافعه ای که بین جفت الکترون های تک و پیوندی رخ می دهد، کاهش رخ می دهد زوایای پیونددر مولکول های آب و آمونیاک که کمتر از 109.5 درجه است.

برنج. 5.17. sp 3 - هیبریداسیون شامل جفت الکترون های تنها در مولکول های H 2 O (A) و NH 3 (B)

5.1.8.4. تعیین نوع هیبریداسیون و تعیین ساختار مولکولها

برای تعیین نوع هیبریداسیون و در نتیجه ساختار مولکول ها باید از قوانین زیر استفاده کرد.

1. نوع هیبریداسیون اتم مرکزی که شامل جفت های تک الکترون نیست، با تعداد پیوندهای سیگما تعیین می شود. اگر دو چنین پیوندی وجود داشته باشد، هیبریداسیون sp رخ می دهد، سه - هیبریداسیون sp 2، چهار - هیبریداسیون sp 3. جفت الکترون های تنها (در غیاب پیوندهای تشکیل شده توسط مکانیسم دهنده-گیرنده) در مولکول ها وجود ندارند. توسط اتم ها تشکیل شده استبریلیم، بور، کربن، سیلیکون، به عنوان مثال. در عناصر زیر گروه های اصلی گروه های II - IV.

2. اگر اتم مرکزی شامل جفت الکترون های تک باشد، تعداد اوربیتال های هیبریدی و نوع هیبریداسیون با مجموع تعداد پیوندهای سیگما و تعداد جفت الکترون های تک تعیین می شود. هیبریداسیون شامل جفت الکترون های تنها در مولکول های تشکیل شده توسط اتم های نیتروژن، فسفر، اکسیژن، گوگرد، به عنوان مثال رخ می دهد. عناصر زیر گروه های اصلی گروه های V و VI.

3. شکل هندسی مولکول ها بر اساس نوع هیبریداسیون اتم مرکزی تعیین می شود (جدول 5.3).

جدول 5.3.

زوایای پیوند، شکل هندسیمولکول ها بسته به تعداد اوربیتال های هیبریدی و نوع هیبریداسیون اتم مرکزی

5.2. پیوند یونی

پیوند یونی از طریق جاذبه الکترواستاتیکی بین یون های دارای بار مخالف اتفاق می افتد. این یون ها در نتیجه انتقال الکترون ها از یک اتم به اتم دیگر تشکیل می شوند. یک پیوند یونی بین اتم‌هایی تشکیل می‌شود که تفاوت‌های زیادی در الکترونگاتیوی دارند (معمولاً بیشتر از 1.7 در مقیاس پالینگ)، به عنوان مثال. فلزات قلیاییو هالوژن ها

اجازه دهید با استفاده از مثال تشکیل NaCl، وقوع پیوند یونی را در نظر بگیریم. از جانب فرمول های الکترونیکیاتمهای Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 and Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 واضح است که برای تکمیل سطح بیرونی، برای یک اتم سدیم راحت تر است که یک الکترون را از جمع کردن هفت الکترون رها کند. برای یک اتم کلر اضافه کردن یک اتم راحت تر از رها کردن هفت اتم است. که در واکنش های شیمیاییاتم سدیم یک الکترون می دهد و اتم کلر آن را می پذیرد. در نتیجه، پوسته های الکترونیکی اتم های سدیم و کلر به پوسته های الکترونیکی پایدار گازهای نجیب تبدیل می شوند (پیکربندی الکترونیکی کاتیون سدیم Na + 1s 2 2s 2 2p 6 است و پیکربندی الکترونیکی آنیون کلر Cl - - است. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). برهمکنش الکترواستاتیکی یون ها منجر به تشکیل یک مولکول NaCl می شود.

ویژگی های اساسی پیوند یونی و خواص ترکیبات یونی

1. پیوند یونی یک پیوند شیمیایی قوی است. انرژی این پیوند در حدود 300 تا 700 کیلوژول بر مول است.

2. بر خلاف پیوند کووالانسی، پیوند یونی است غیر جهت دار، از آنجایی که یون می تواند یون ها را به سمت خود جذب کند علامت مخالفدر هر جهت

3. بر خلاف پیوند کووالانسی، پیوند یونی است غیر اشباع، از آنجایی که برهمکنش یونهای علامت مخالف منجر به جبران کامل میدان نیروی آنها نمی شود.

4. در حین تشکیل مولکول های دارای پیوند یونی، انتقال کامل الکترون ها صورت نمی گیرد، بنابراین، پیوند یونی صد در صد در طبیعت وجود ندارد. در مولکول NaCl، پیوند شیمیایی تنها 80 درصد یونی است.

5. ترکیبات دارای پیوند یونی جامد هستند مواد کریستالی، دارای نقطه ذوب و جوش بالا.

6. بیشتر ترکیبات یونی در آب محلول هستند. محلول ها و ذوب ترکیبات یونی انجام می شود برق.

5.3. اتصال فلزی

اتم های فلز در سطح انرژی بیرونی حاوی عدد کوچکالکترون های ظرفیت از آنجایی که انرژی یونیزاسیون اتم‌های فلز کم است، الکترون‌های ظرفیت ضعیف در این اتم‌ها حفظ می‌شوند. در نتیجه، یون های دارای بار مثبت و الکترون های آزاد در شبکه کریستالی فلزات ظاهر می شوند. در این حالت، کاتیون های فلزی در گره های شبکه کریستالی خود قرار دارند و الکترون ها آزادانه در میدان مراکز مثبت حرکت می کنند و به اصطلاح "گاز الکترون" را تشکیل می دهند. وجود یک الکترون با بار منفی بین دو کاتیون باعث برهمکنش هر کاتیون با این الکترون می شود. بنابراین، پیوند فلزی، پیوند بین یون‌های مثبت در کریستال‌های فلزی است که از طریق جذب الکترون‌هایی که آزادانه در سراسر کریستال حرکت می‌کنند، اتفاق می‌افتد.

از آنجایی که الکترون های ظرفیت در یک فلز به طور مساوی در سراسر کریستال توزیع شده اند، یک پیوند فلزی، مانند یک پیوند یونی، یک پیوند غیر جهت دار است. برخلاف پیوند کووالانسی، پیوند فلزی یک پیوند غیراشباع است. از پیوند کووالانسی اتصال فلزیاز نظر قدرت نیز متفاوت است. انرژی اتصال فلزیتقریباً سه تا چهار بار انرژی کمترپیوند کووالانسی.

به دلیل تحرک زیاد گاز الکترون، فلزات دارای رسانایی الکتریکی و حرارتی بالایی هستند.

5.4. پیوند هیدروژنی

در مولکول های ترکیبات HF، H 2 O، NH 3، پیوندهای هیدروژنی با یک عنصر به شدت الکترونگاتیو (H-F، H-O، H-N) وجود دارد. بین مولکول های چنین ترکیباتی می تواند تشکیل شود بین مولکولی پیوند های هیدروژنی . در برخی مولکول های آلی، که حاوی پیوندهای H-O، H-N است، می تواند ایجاد شود پیوندهای هیدروژنی درون مولکولی.

مکانیسم تشکیل پیوند هیدروژنی تا حدی الکترواستاتیک و تا حدی گیرنده دهنده است. در این حالت دهنده جفت الکترون اتم یک عنصر شدیداً الکترونگاتیو (F, O, N) است و گیرنده اتم های هیدروژن متصل به این اتم ها است. پیوندهای هیدروژنی مانند پیوندهای کووالانسی با مشخصه مشخص می شوند تمرکزدر فضا و اشباع پذیری.

پیوندهای هیدروژنی معمولاً با نقطه نشان داده می شوند: H ··· و) هرچه پیوند هیدروژنی قوی تر باشد، الکترونگاتیوی اتم شریک بیشتر و اندازه آن کوچکتر است. این مشخصه در درجه اول ترکیبات فلوئور و همچنین اکسیژن است به میزان کمترنیتروژن، و حتی کمتر برای کلر و گوگرد. انرژی پیوند هیدروژنی نیز بر این اساس تغییر می کند (جدول 5.4).

جدول 5.4.

مقادیر متوسط ​​انرژی های پیوند هیدروژنی

پیوند هیدروژنی بین مولکولی و درون مولکولی

به لطف پیوندهای هیدروژنی، مولکول ها به دایمرها و پیوندهای پیچیده تر تبدیل می شوند. به عنوان مثال، تشکیل دایمر اسید فرمیکرا می توان با نمودار زیر نشان داد (شکل 5.18).

برنج. 5.18. تشکیل پیوندهای هیدروژنی بین مولکولی در اسید فرمیک

زنجیره های بلند (H2O) n وابسته می تواند در آب ظاهر شود (شکل 5.19).

برنج. 5.19. تشکیل زنجیره ای از پیوندها در آب مایع به دلیل پیوندهای هیدروژنی بین مولکولی

هر مولکول H2O می تواند چهار پیوند هیدروژنی ایجاد کند، اما یک مولکول HF می تواند تنها دو پیوند ایجاد کند.

پیوندهای هیدروژنی می تواند هم بین مولکول های مختلف (پیوند هیدروژنی بین مولکولی) و هم در داخل یک مولکول (پیوند هیدروژنی درون مولکولی) ایجاد شود. نمونه هایی از تشکیل پیوند درون مولکولی برای برخی مواد آلیدر شکل ارائه شده اند. 5.20.

برنج. 5.20. تشکیل پیوندهای هیدروژنی درون مولکولی در مولکول های مختلف ترکیبات آلی

تأثیر پیوند هیدروژنی بر خواص مواد

راحت ترین شاخص وجود پیوندهای هیدروژنی بین مولکولی، نقطه جوش یک ماده است. نقطه جوش بالاتر آب (100 درجه سانتیگراد نسبت به ترکیبات هیدروژنیعناصر زیر گروه اکسیژن (H2S، H2Se، H2Te) با حضور پیوندهای هیدروژنی توضیح داده می شود: انرژی اضافی باید صرف شود تا پیوندهای هیدروژنی بین مولکولی در آب از بین برود.

پیوند هیدروژنی می تواند به طور قابل توجهی بر ساختار و خواص مواد تأثیر بگذارد. وجود پیوندهای هیدروژنی بین مولکولی باعث افزایش نقطه ذوب و جوش مواد می شود. وجود یک پیوند هیدروژنی درون مولکولی باعث می شود که مولکول دی اکسی ریبونوکلئیک اسید (DNA) به شکل یک مارپیچ دوگانه در آب تا شود.

پیوند هیدروژنی نیز نقش دارد نقش مهمدر فرآیندهای انحلال، از آنجایی که حلالیت به توانایی ترکیب برای تشکیل پیوند هیدروژنی با حلال نیز بستگی دارد. در نتیجه، مواد حاوی گروه های OH مانند قند، گلوکز، الکل ها، اسیدهای کربوکسیلیکمعمولاً در آب بسیار محلول هستند.

5.5. انواع شبکه های کریستالی

جامدات معمولاً ساختار کریستالی دارند. ذراتی که کریستال ها را می سازند (اتم ها، یون ها یا مولکول ها) در نقاط کاملاً مشخصی در فضا قرار دارند و یک شبکه کریستالی را تشکیل می دهند. سلول کریستالیشامل سلول های ابتدایی است که ویژگی های ساختاری مشخصه یک شبکه معین را حفظ می کند. نقاطی که ذرات در آنها قرار دارند نامیده می شوند گره های شبکه کریستالی. بسته به نوع ذرات واقع در محل های شبکه و ماهیت اتصال بین آنها، 4 نوع شبکه کریستالی متمایز می شود.

5.5.1. شبکه کریستالی اتمی

در گره های شبکه های کریستالی اتمی اتم هایی وجود دارد که توسط پیوندهای کووالانسی به یکدیگر متصل هستند. موادی که دارای شبکه اتمی هستند عبارتند از الماس، سیلیکون، کاربیدها، سیلیسیدها و غیره. در ساختار کریستال اتمیجداسازی تک تک مولکول ها غیرممکن است. ساختار الماس در شکل نشان داده شده است. 5.21. الماس از اتم های کربن تشکیل شده است که هر کدام به چهار اتم همسایه پیوند دارند. با توجه به اینکه پیوندهای کووالانسی قوی هستند، تمام موادی که دارند شبکه های اتمی، نسوز، سخت و کم فرار هستند. آنها کمی در آب محلول هستند.

برنج. 5.21. شبکه کریستال الماس

5.5.2. شبکه کریستالی مولکولی

در گره های شبکه های کریستالی مولکولی مولکول هایی وجود دارد که توسط نیروهای بین مولکولی ضعیف به یکدیگر متصل شده اند. بنابراین، مواد با شبکه مولکولیسختی پایینی دارند، قابل ذوب هستند، با فرار قابل توجه مشخص می شوند، کمی در آب حل می شوند و محلول های آنها، به عنوان یک قاعده، جریان الکتریکی را هدایت نمی کنند. بسیاری از مواد با شبکه کریستالی مولکولی شناخته شده اند. اینها هیدروژن جامد، کلر، مونوکسید کربن (IV) و سایر موادی هستند که در آنها وجود دارد حالت گازی. اکثر ترکیبات آلی کریستالی دارای یک شبکه مولکولی هستند.

5.5.3. شبکه کریستالی یونی

شبکه های کریستالی حاوی یون در گره های خود نامیده می شوند یونی. آنها توسط موادی با پیوندهای یونی، به عنوان مثال، هالیدهای فلز قلیایی تشکیل می شوند. در بلورهای یونی، مولکول های منفرد را نمی توان متمایز کرد، کل کریستال را می توان به عنوان یک ماکرومولکول در نظر گرفت. پیوندهای بین یون ها قوی هستند، بنابراین مواد با شبکه یونی فراریت کمی دارند. دمای بالاذوب شدن و جوشیدن شبکه کریستالی کلرید سدیم در شکل نشان داده شده است. 5.22.

برنج. 5.22. شبکه کریستالی از کلرید سدیم

در این شکل، گوی های روشن یون های Na + و توپ های تیره یون های کلر هستند. در سمت چپ در شکل شکل 5.22 سلول واحد NaCI را نشان می دهد.

5.5.4. شبکه کریستالی فلزی

فلزات در حالت جامد شبکه های کریستالی فلزی را تشکیل می دهند. محل چنین شبکه هایی حاوی یون های فلزی مثبت است و الکترون های ظرفیت آزادانه بین آنها حرکت می کنند. الکترون ها به صورت الکترواستاتیکی کاتیون ها را جذب می کنند و در نتیجه پایداری ایجاد می کنند کوره فلزی. این ساختار شبکه هدایت حرارتی بالا، رسانایی الکتریکی و پلاستیسیته فلزات را تعیین می کند - در هنگام تغییر شکل مکانیکی هیچ شکستگی پیوندها و تخریب کریستال وجود ندارد، زیرا به نظر می رسد یون های تشکیل دهنده آن در ابری از گاز الکترونی شناور هستند. در شکل شکل 5.23 شبکه کریستالی سدیم را نشان می دهد.

برنج. 5.23. شبکه کریستالی سدیم

پیوند کووالانسیاز برهمکنش نافلزات تشکیل شده است. اتم های غیر فلزی دارای الکترونگاتیوی بالایی هستند و تمایل دارند لایه الکترونی بیرونی را با الکترون های خارجی پر کنند. دو اتم از این قبیل اگر الکترون های خود را با هم ترکیب کنند می توانند به حالت پایدار بروند .

اجازه دهید شکل گیری پیوند کووالانسی را در نظر بگیریم ساده مواد

1.تشکیل یک مولکول هیدروژن.

هر اتم هیدروژن یک الکترون دارد برای انتقال به حالت پایدار، به یک الکترون دیگر نیاز دارد.

وقتی دو اتم به هم نزدیک می شوند، ابرهای الکترونی روی هم قرار می گیرند. یک جفت الکترون مشترک تشکیل می شود که اتم های هیدروژن را به یک مولکول پیوند می دهد.

در فضای بین دو هسته الکترون های مشترکبیشتر از جاهای دیگر اتفاق می افتد. منطقه ای با افزایش چگالی الکترونو بار منفی. هسته هایی با بار مثبت به سمت آن جذب می شوند و یک مولکول تشکیل می شود.

در این حالت، هر اتم یک سطح بیرونی دو الکترونی تکمیل شده را دریافت می کند و به حالت پایدار می رود.

پیوند کووالانسی به دلیل تشکیل یک جفت الکترون مشترک، منفرد نامیده می شود.

جفت الکترون های مشترک (پیوندهای کووالانسی) به دلیل تشکیل می شوند الکترون های جفت نشده, واقع در خارجی سطوح انرژیاتم های برهم کنش

هیدروژن یک الکترون جفت نشده دارد. برای سایر عناصر، تعداد آنها 8 است - شماره گروه.

غیر فلزات VIIو گروه ها (هالوژن ها) یک الکترون جفت نشده در لایه بیرونی دارند.

در غیر فلزات VIآگروه ها (اکسیژن، گوگرد) دارای دو الکترون هستند.

در غیر فلزات Vو گروه ها (نیتروژن، فسفر) دارای سه الکترون جفت نشده هستند.

2.تشکیل یک مولکول فلوئور

اتم فلوراید دارای هفت الکترون در سطح بیرونی است. شش نفر از آنها جفت تشکیل می دهند و هفتمین جفت نیست.

هنگامی که اتم ها به یکدیگر می پیوندند، یک جفت الکترون مشترک تشکیل می شود، یعنی یک پیوند کووالانسی رخ می دهد. هر اتم یک لایه بیرونی هشت الکترونی تکمیل شده دریافت می کند. پیوند موجود در مولکول فلوئور نیز منفرد است. همان پیوندهای منفرد در مولکول ها وجود دارد کلر، برم و ید .

اگر اتم ها دارای چندین الکترون جفت نشده باشند، دو یا سه جفت مشترک تشکیل می شوند.

3.تشکیل یک مولکول اکسیژن.

در اتم اکسیژندر سطح بیرونی دو الکترون جفت نشده وجود دارد.

وقتی دو اتم برهم کنش می کنند اکسیژن دو جفت الکترون مشترک بوجود می آیند. هر اتم سطح بیرونی خود را با حداکثر هشت الکترون پر می کند. مولکول اکسیژن دارای پیوند دوگانه است.