موضوعات کد کننده آزمون دولتی واحد: پیوند شیمیایی کووالانسی، انواع و مکانیسم های تشکیل آن. مشخصات پیوند کووالانسی(قطبیت و انرژی اتصال). پیوند یونی. اتصال فلزی. پیوند هیدروژنی

پیوندهای شیمیایی درون مولکولی

ابتدا، بیایید به پیوندهایی که بین ذرات درون مولکول ها ایجاد می شود نگاه کنیم. چنین اتصالاتی نامیده می شود درون مولکولی.

پیوند شیمیایی بین اتم ها عناصر شیمیاییماهیت الکترواستاتیکی دارد و به دلیل تشکیل می شود برهمکنش الکترون های خارجی ( ظرفیت )، در درجه کم و بیش توسط هسته های دارای بار مثبت نگهداری می شوداتم های پیوند خورده

مفهوم کلیدی اینجاست نگاتیوی الکتریکی. این اوست که نوع را تعیین می کند پیوند شیمیاییبین اتم ها و خواص این پیوند.

توانایی یک اتم برای جذب (نگه داشتن) است خارجی(ظرفیت) الکترون ها. الکترونگاتیوی با درجه جذب الکترون های بیرونی به هسته تعیین می شود و در درجه اول به شعاع اتم و بار هسته بستگی دارد.

تعیین الکترونگاتیوی به طور واضح دشوار است. L. Pauling جدولی از الکترونگاتیوی نسبی (بر اساس انرژی پیوند مولکولهای دو اتمی) تهیه کرد. الکترونگاتیوترین عنصر است فلوئوربا معنی 4 .

توجه به این نکته ضروری است که در منابع مختلف می توانید مقیاس ها و جداول متفاوتی از مقادیر الکترونگاتیوی را پیدا کنید. این نباید نگران باشد، زیرا تشکیل یک پیوند شیمیایی نقش مهمی دارد اتم ها، و تقریباً در هر سیستمی یکسان است.

اگر یکی از اتم های پیوند شیمیایی A:B الکترون ها را با شدت بیشتری جذب کند، آنگاه جفت الکترون به سمت آن حرکت می کند. بیشتر اختلاف الکترونگاتیویاتم ها، جفت الکترون بیشتر جابجا می شود.

اگر الکترونگاتیوی اتم های برهم کنش مساوی یا تقریباً برابر باشد: EO(A)≈EO(B)، سپس جفت الکترون مشترک به هیچ یک از اتم ها تغییر نمی کند: الف: ب. این ارتباط نامیده می شود کووالانسی غیرقطبی

اگر الکترونگاتیوی اتم های برهم کنش متفاوت باشد، اما نه زیاد (تفاوت در الکترونگاتیوی تقریباً از 0.4 تا 2 است: 0,4<ΔЭО<2 ، سپس جفت الکترون به یکی از اتم ها جابه جا می شود. این ارتباط نامیده می شود قطبی کووالانسی .

اگر الکترونگاتیوی اتم های برهم کنش به طور قابل توجهی متفاوت باشد (تفاوت در الکترونگاتیوی بیشتر از 2 است: ΔEO>2) سپس یکی از الکترون ها با تشکیل تقریباً به طور کامل به اتم دیگری منتقل می شود یون ها. این ارتباط نامیده می شود یونی.

انواع پایه پیوندهای شیمیایی - کووالانسی, یونیو فلزارتباطات بیایید نگاهی دقیق تر به آنها بیندازیم.

پیوند شیمیایی کووالانسی

پیوند کووالانسی – این یک پیوند شیمیایی است ، شکل گرفته به دلیل تشکیل یک جفت الکترون مشترک A:B . علاوه بر این، دو اتم همپوشانیاوربیتال های اتمی یک پیوند کووالانسی از برهمکنش اتم ها با اختلاف الکترونگاتیوی کوچک (معمولاً بین دو نافلز) یا اتم های یک عنصر.

خواص اساسی پیوندهای کووالانسی

• تمرکز,
• اشباع پذیری,
• قطبیت,
• قطبی پذیری.

این خواص پیوندی بر خواص شیمیایی و فیزیکی مواد تأثیر می گذارد.

جهت ارتباط ساختار شیمیایی و شکل مواد را مشخص می کند. زوایای بین دو پیوند را زوایای پیوند می گویند. برای مثال، در یک مولکول آب، زاویه پیوند H-O-H 104.45 o است، بنابراین مولکول آب قطبی است، و در یک مولکول متان، زاویه پیوند H-C-H 108 o 28' است.

اشباع پذیری توانایی اتم ها برای تشکیل تعداد محدودی پیوند شیمیایی کووالانسی است. به تعداد پیوندهایی که یک اتم می تواند تشکیل دهد گفته می شود.

قطبیتپیوند به دلیل توزیع ناهموار چگالی الکترون بین دو اتم با الکترونگاتیوی متفاوت اتفاق می افتد. پیوندهای کووالانسی به دو دسته قطبی و غیرقطبی تقسیم می شوند.

قطبی پذیری اتصالات هستند توانایی الکترون های پیوند برای جابجایی تحت تأثیر میدان الکتریکی خارجی(به ویژه میدان الکتریکی یک ذره دیگر). قطبش پذیری به تحرک الکترون بستگی دارد. هر چه الکترون از هسته دورتر باشد، تحرک بیشتری دارد و بر این اساس مولکول قطبی پذیرتر است.

پیوند شیمیایی غیرقطبی کووالانسی

2 نوع پیوند کووالانسی وجود دارد - قطبیو غیر قطبی .

مثال . بیایید ساختار مولکول هیدروژن H2 را در نظر بگیریم. هر اتم هیدروژن در سطح انرژی بیرونی خود حامل 1 الکترون جفت نشده است. برای نمایش یک اتم، از ساختار لوئیس استفاده می کنیم - این نموداری از ساختار سطح انرژی بیرونی یک اتم است، زمانی که الکترون ها با نقطه نشان داده می شوند. مدل‌های ساختار نقطه‌ای لوئیس هنگام کار با عناصر دوره دوم کاملاً مفید هستند.

اچ. + . H = H: H

بنابراین، یک مولکول هیدروژن یک جفت الکترون مشترک و یک پیوند شیمیایی H-H دارد. این جفت الکترون به هیچ یک از اتم های هیدروژن جابجا نمی شود، زیرا اتم های هیدروژن الکترونگاتیوی یکسانی دارند. این ارتباط نامیده می شود کووالانسی غیرقطبی .

پیوند کووالانسی غیرقطبی (متقارن). یک پیوند کووالانسی است که توسط اتم هایی با الکترونگاتیوی برابر (معمولاً همان نافلزات) و بنابراین با توزیع یکنواخت چگالی الکترون بین هسته اتم ها تشکیل می شود.

گشتاور دوقطبی پیوندهای غیر قطبی 0 است.

مثال ها: H 2 (H-H)، O 2 (O=O)، S 8.

پیوند شیمیایی قطبی کووالانسی

پیوند قطبی کووالانسی یک پیوند کووالانسی است که بین اتم هایی با الکترونگاتیوی متفاوت (معمولا، انواع غیر فلزات) و مشخص می شود جابه جاییجفت الکترون مشترک به یک اتم الکترونگاتیو تر (قطبی شدن).

چگالی الکترون به اتم الکترونگاتیو تر منتقل می شود - بنابراین، یک بار منفی جزئی (δ-) روی آن ظاهر می شود و یک بار مثبت جزئی (δ+، دلتا +) روی اتم کمتر الکترونگاتیو ظاهر می شود.

هر چه اختلاف الکترونگاتیوی اتم ها بیشتر باشد، بیشتر است قطبیتاتصالات و موارد دیگر لحظه دوقطبی . نیروهای جاذبه اضافی بین مولکول های همسایه و بارهای علامت مخالف عمل می کنند که افزایش می یابد استحکام - قدرتارتباطات

قطبیت پیوند بر خواص فیزیکی و شیمیایی ترکیبات تأثیر می گذارد. مکانیسم واکنش و حتی واکنش پذیری پیوندهای همسایه به قطبیت پیوند بستگی دارد. قطبیت اتصال اغلب تعیین می کند قطبیت مولکولو بنابراین مستقیماً بر خواص فیزیکی مانند نقطه جوش و نقطه ذوب، حلالیت در حلال های قطبی تأثیر می گذارد.

مثال ها: HCl، CO 2، NH 3.

مکانیسم های تشکیل پیوند کووالانسی

پیوندهای شیمیایی کووالانسی می توانند با 2 مکانیسم ایجاد شوند:

1. مکانیسم مبادله تشکیل یک پیوند شیمیایی کووالانسی زمانی است که هر ذره یک الکترون جفت نشده برای تشکیل یک جفت الکترون مشترک فراهم می کند:

آ . + . B= A:B

2. تشکیل پیوند کووالانسی مکانیزمی است که در آن یکی از ذرات یک جفت الکترون تنها و ذره دیگر یک اوربیتال خالی برای این جفت الکترون فراهم می کند:

آ: + B= A:B

در این مورد، یکی از اتم ها یک جفت الکترون تنها ( اهدا کننده) و اتم دیگر یک مدار خالی برای آن جفت فراهم می کند ( پذیرنده). در نتیجه تشکیل هر دو پیوند، انرژی الکترون ها کاهش می یابد، یعنی. این برای اتم ها مفید است.

یک پیوند کووالانسی که توسط یک مکانیسم دهنده - گیرنده ایجاد می شود متفاوت نیستدر خواص از سایر پیوندهای کووالانسی که توسط مکانیسم تبادل ایجاد می شود. تشکیل پیوند کووالانسی توسط مکانیسم دهنده-گیرنده برای اتم هایی با تعداد زیادی الکترون در سطح انرژی خارجی (الکترون دهنده) یا برعکس، با تعداد بسیار کمی الکترون (پذیرنده های الکترون) معمول است. قابلیت های ظرفیت اتم ها با جزئیات بیشتری در بخش مربوطه مورد بحث قرار گرفته است.

یک پیوند کووالانسی توسط مکانیسم دهنده - گیرنده تشکیل می شود:

- در یک مولکول مونوکسید کربن CO(پیوند در مولکول سه گانه است، 2 پیوند توسط مکانیسم تبادل، یکی توسط مکانیسم دهنده - گیرنده ایجاد می شود): C≡O;

- V یون آمونیوم NH 4 +، در یون آمین های آلیبه عنوان مثال، در یون متیل آمونیوم CH 3 -NH 2 + ;

- V ترکیبات پیچیدهپیوند شیمیایی بین اتم مرکزی و گروه لیگاند، به عنوان مثال، در سدیم تتراهیدروکسوآلومینات سدیم پیوند بین یون های آلومینیوم و هیدروکسید.

- V اسید نیتریک و نمک های آن- نیترات ها: HNO 3، NaNO 3، در برخی از ترکیبات نیتروژن دیگر.

- در یک مولکول ازن O3.

ویژگی های اساسی پیوندهای کووالانسی

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

تعدد پیوند شیمیایی

تعدد پیوند شیمیایی - این تعداد جفت الکترون های مشترک بین دو اتم در یک ترکیب. تعدد یک پیوند را می توان به راحتی از روی مقادیر اتم هایی که مولکول را تشکیل می دهند تعیین کرد.

مثلا ، در مولکول هیدروژن H 2 تعدد پیوند 1 است، زیرا هر هیدروژن فقط 1 الکترون جفت نشده در سطح انرژی بیرونی خود دارد، بنابراین یک جفت الکترون مشترک تشکیل می شود.

در مولکول اکسیژن O 2، تعدد پیوند 2 است، زیرا هر اتم در سطح انرژی بیرونی دارای 2 الکترون جفت نشده است: O=O.

در مولکول نیتروژن N2، تعدد پیوند 3 است، زیرا بین هر اتم 3 الکترون جفت نشده در سطح انرژی بیرونی وجود دارد و اتم ها 3 جفت الکترون مشترک N≡N را تشکیل می دهند.

طول پیوند کووالانسی

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

طول یک پیوند شیمیایی را می توان تقریباً تخمین زد توسط شعاع اتمیتشکیل یک پیوند، یا با تعدد ارتباطات، اگر شعاع اتم ها خیلی متفاوت نباشد.

با افزایش شعاع اتم های تشکیل دهنده پیوند، طول پیوند افزایش می یابد.

مثلا

با افزایش تعدد پیوندهای بین اتم ها (شعاع های اتمی آن ها تفاوتی ندارند یا فقط اندکی با هم تفاوت دارند)، طول پیوند کاهش می یابد.

مثلا . در سری‌های C–C، C=C، C≡C، طول پیوند کاهش می‌یابد.

انرژی ارتباطی

معیار قدرت یک پیوند شیمیایی، انرژی پیوند است. انرژی ارتباطی با انرژی مورد نیاز برای شکستن یک پیوند و حذف اتم های تشکیل دهنده آن پیوند در فاصله بی نهایت زیادی از یکدیگر تعیین می شود.

پیوند کووالانسی است بسیار بادوامانرژی آن از چند ده تا چند صد کیلوژول بر مول متغیر است. هر چه انرژی پیوند بیشتر باشد، استحکام پیوند بیشتر است و بالعکس.

استحکام یک پیوند شیمیایی به طول پیوند، قطبیت پیوند و تعدد پیوند بستگی دارد. هر چه یک پیوند شیمیایی طولانی تر باشد، شکستن آن آسان تر است و هر چه انرژی پیوند کمتر باشد، استحکام آن کمتر می شود. هرچه پیوند شیمیایی کوتاه تر باشد، قوی تر است و انرژی پیوند بیشتر است.

مثلا، در سری ترکیبات HF، HCl، HBr از چپ به راست، استحکام پیوند شیمیایی کاهش می دهد، زیرا طول اتصال افزایش می یابد.

پیوند شیمیایی یونی

پیوند یونی یک پیوند شیمیایی است که بر اساس جاذبه الکترواستاتیکی یونها.

یون هادر فرآیند پذیرش یا اهدای الکترون توسط اتم ها تشکیل می شوند. به عنوان مثال، اتم های تمام فلزات به طور ضعیفی الکترون ها را از سطح انرژی بیرونی نگه می دارند. بنابراین، اتم های فلزی با خواص ترمیمی- توانایی اهدای الکترون

مثال. اتم سدیم دارای 1 الکترون در سطح انرژی 3 است. اتم سدیم با رها کردن آسان آن، یون Na + بسیار پایدارتر را با پیکربندی الکترونی گاز نجیب نئون Ne تشکیل می‌دهد. یون سدیم حاوی 11 پروتون و تنها 10 الکترون است، بنابراین بار کل یون -10+11 = +1 است:

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

مثال. یک اتم کلر در سطح انرژی بیرونی خود حاوی 7 الکترون است. برای به دست آوردن پیکربندی یک اتم آرگون بی اثر پایدار Ar، کلر باید 1 الکترون به دست آورد. پس از افزودن یک الکترون، یک یون کلر پایدار تشکیل می شود که از الکترون ها تشکیل شده است. بار کل یون -1 است:

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

توجه داشته باشید:

• خواص یون ها با خواص اتم ها متفاوت است!
• یون های پایدار نه تنها می توانند تشکیل شوند اتم ها، اما همچنین گروه های اتم. به عنوان مثال: یون آمونیوم NH 4 +، یون سولفات SO 4 2-، و غیره. پیوندهای شیمیایی تشکیل شده توسط چنین یون هایی نیز یونی در نظر گرفته می شوند.
• پیوندهای یونی معمولاً بین یکدیگر تشکیل می شوند فلزاتو غیر فلزات(گروه های غیر فلزی)؛

یون های حاصل به دلیل جاذبه الکتریکی جذب می شوند: Na + Cl -، Na 2 + SO 4 2-.

اجازه دهید به صورت بصری خلاصه کنیم تفاوت بین انواع پیوند کووالانسی و یونی:

اتصال فلزی ارتباطی است که به طور نسبی شکل می گیرد الکترون های آزادبین یون های فلزی، تشکیل یک شبکه کریستالی.

اتم های فلزات معمولا در سطح انرژی بیرونی قرار دارند یک تا سه الکترون. شعاع اتم های فلز، به عنوان یک قاعده، بزرگ است - بنابراین، اتم های فلز، بر خلاف غیر فلزات، الکترون های بیرونی خود را به راحتی از دست می دهند، یعنی. عوامل کاهنده قوی هستند.

با اهدای الکترون، اتم های فلز تبدیل می شوند یون های دارای بار مثبت . الکترون های جدا شده نسبتاً آزاد هستند در حال حرکت هستندبین یون های فلزی با بار مثبت بین این ذرات یک ارتباط بوجود می آید، زیرا الکترون‌های مشترک کاتیون‌های فلزی را که در لایه‌هایی کنار هم قرار گرفته‌اند، نگه می‌دارند ، بنابراین ایجاد یک نسبتا قوی است شبکه کریستالی فلزی . در این حالت، الکترون ها به طور پیوسته به صورت آشفته حرکت می کنند، یعنی. اتم های خنثی جدید و کاتیون های جدید دائما ظاهر می شوند.

فعل و انفعالات بین مولکولی

به طور جداگانه، ارزش در نظر گرفتن فعل و انفعالاتی که بین مولکول های فردی در یک ماده ایجاد می شود - فعل و انفعالات بین مولکولی . برهمکنش های بین مولکولی نوعی برهمکنش بین اتم های خنثی است که در آن هیچ پیوند کووالانسی جدیدی ظاهر نمی شود. نیروهای برهمکنش بین مولکول ها توسط ون دروالس در سال 1869 کشف شد و به نام او نامگذاری شد. نیروهای وان داروالس. نیروهای ون دروالس به دو دسته تقسیم می شوند گرایش, القاء و پراکنده . انرژی برهمکنش های بین مولکولی بسیار کمتر از انرژی پیوندهای شیمیایی است.

جهت گیری نیروهای جاذبه بین مولکول های قطبی (برهمکنش دوقطبی-دوقطبی) رخ می دهد. این نیروها بین مولکول های قطبی رخ می دهند. تعاملات استقرایی برهمکنش بین یک مولکول قطبی و یک مولکول غیر قطبی است. یک مولکول غیرقطبی به دلیل عمل یک مولکول قطبی قطبی می شود که جاذبه الکترواستاتیکی اضافی ایجاد می کند.

نوع خاصی از برهمکنش بین مولکولی پیوندهای هیدروژنی است. - اینها پیوندهای شیمیایی بین مولکولی (یا درون مولکولی) هستند که بین مولکول هایی که دارای پیوندهای کووالانسی بسیار قطبی هستند ایجاد می شوند - H-F، H-O یا H-N. اگر چنین پیوندهایی در یک مولکول وجود داشته باشد، بین مولکول ها وجود خواهد داشت نیروهای جذاب اضافی .

مکانیسم آموزش پیوند هیدروژنی تا حدی الکترواستاتیک و تا حدی گیرنده دهنده است. در این حالت، دهنده جفت الکترون اتم یک عنصر به شدت الکترونگاتیو (F، O، N) است و گیرنده اتم های هیدروژن متصل به این اتم ها است. پیوندهای هیدروژنی توسط تمرکز در فضا و اشباع

پیوندهای هیدروژنی را می توان با نقطه نشان داد: H ··· O. هرچه الکترونگاتیوی اتم متصل به هیدروژن بیشتر باشد و اندازه آن کوچکتر باشد، پیوند هیدروژنی قوی تر است. در درجه اول برای اتصالات معمولی است فلوئور با هیدروژن ، و همچنین به اکسیژن و هیدروژن ، کمتر نیتروژن با هیدروژن .

پیوندهای هیدروژنی بین مواد زیر ایجاد می شود:

— هیدروژن فلوراید HF(گاز، محلول هیدروژن فلوراید در آب - اسید هیدروفلوئوریک)، اب H 2 O (بخار، یخ، آب مایع):

— محلول آمونیاک و آمین های آلی- بین مولکول های آمونیاک و آب؛

— ترکیبات آلی که در آنها پیوند O-H یا N-H وجود دارد: الکل ها، اسیدهای کربوکسیلیک، آمین ها، اسیدهای آمینه، فنل ها، آنیلین و مشتقات آن، پروتئین ها، محلول های کربوهیدرات ها - مونوساکاریدها و دی ساکاریدها.

پیوند هیدروژنی بر خواص فیزیکی و شیمیایی مواد تأثیر می گذارد. بنابراین، جاذبه اضافی بین مولکول ها، جوشاندن مواد را دشوار می کند. مواد دارای پیوند هیدروژنی افزایش غیرعادی نقطه جوش را نشان می دهند.

مثلا به عنوان یک قاعده، با افزایش وزن مولکولی، افزایش در نقطه جوش مواد مشاهده می شود. با این حال، در تعدادی از مواد H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teما تغییر خطی در نقاط جوش مشاهده نمی کنیم.

یعنی در نقطه جوش آب به طور غیر طبیعی بالاست - همانطور که خط مستقیم به ما نشان می دهد کمتر از -61 درجه سانتیگراد نیست، اما بسیار بیشتر، +100 درجه سانتیگراد. این ناهنجاری با وجود پیوندهای هیدروژنی بین مولکول های آب توضیح داده می شود. بنابراین در شرایط عادی (0-20 درجه سانتیگراد) آب است مایعتوسط حالت فاز

تشکیل ترکیبات شیمیایی به دلیل پیدایش پیوندهای شیمیایی بین اتم ها در مولکول ها و کریستال ها است.

پیوند شیمیایی به چسبندگی متقابل اتم ها در یک مولکول و یک شبکه کریستالی در نتیجه عمل نیروهای جاذبه الکتریکی بین اتم ها گفته می شود.

پیوند کووالانسی.

یک پیوند کووالانسی به دلیل جفت های الکترونی مشترک که در پوسته اتم های پیوندی ظاهر می شوند، تشکیل می شود. می تواند توسط اتم های همان عنصر و سپس آن تشکیل شود غیر قطبی؛ به عنوان مثال، چنین پیوند کووالانسی در مولکول های گازهای تک عنصری H2، O2، N2، Cl2 و غیره وجود دارد.

یک پیوند کووالانسی می تواند توسط اتم های عناصر مختلف که از نظر خصوصیات شیمیایی مشابه هستند تشکیل شود و سپس آن قطبی؛ برای مثال، چنین پیوند کووالانسی در مولکول های H2O، NF3، CO2 وجود دارد. یک پیوند کووالانسی بین اتم های عناصر تشکیل می شود،

مشخصات کمی پیوندهای شیمیایی انرژی ارتباطات. طول پیوند. قطبیت یک پیوند شیمیایی زاویه پیوند. بارهای موثر بر اتم ها در مولکول ها. گشتاور دوقطبی یک پیوند شیمیایی. گشتاور دوقطبی یک مولکول چند اتمی. عواملی که بزرگی گشتاور دوقطبی یک مولکول چند اتمی را تعیین می کنند.

ویژگی های پیوند کووالانسی . ویژگی های کمی مهم یک پیوند کووالانسی انرژی پیوند، طول آن و گشتاور دوقطبی است.

انرژی ارتباطی- انرژی آزاد شده در طول تشکیل آن یا برای جدا کردن دو اتم پیوندی لازم است. انرژی پیوند مشخص کننده قدرت آن است.

طول پیوند- فاصله بین مراکز اتم های پیوند خورده. هر چه طول آن کوتاه تر باشد، پیوند شیمیایی قوی تر است.

لحظه دوقطبی جفت شدن(m) یک کمیت برداری است که قطبیت اتصال را مشخص می کند.

طول بردار برابر است با حاصلضرب طول پیوند l و بار موثر q که اتم ها با جابجایی چگالی الکترون به دست می آورند: | m | = lХ q. بردار گشتاور دوقطبی از بار مثبت به بار منفی هدایت می شود. با جمع برداری بردار گشتاورهای دوقطبی همه پیوندها، گشتاور دوقطبی مولکول به دست می آید.

ویژگی های اوراق قرضه تحت تأثیر تعدد آنها است:

انرژی اتصال در یک سری افزایش می یابد.

طول اتصال به ترتیب معکوس افزایش می یابد.

انرژی ارتباطی(برای یک حالت معین از سیستم) - تفاوت بین انرژی حالتی که در آن اجزای تشکیل دهنده سیستم بی نهایت از یکدیگر فاصله دارند و در حالت استراحت فعال هستند و انرژی کل حالت محدود سیستم: ،

که در آن E انرژی اتصال اجزا در سیستمی از N مولفه (ذره)، Ei انرژی کل مولفه i در حالت غیرمحدود (ذره ای بی نهایت دور در حالت سکون) و E انرژی کل یک کران است. سیستم. برای سیستمی متشکل از ذرات بی نهایت دور در حالت سکون، انرژی اتصال معمولاً برابر با صفر در نظر گرفته می شود، یعنی وقتی یک حالت محدود تشکیل می شود، انرژی آزاد می شود. انرژی اتصال برابر با حداقل کاری است که برای تجزیه سیستم به ذرات تشکیل دهنده آن باید صرف شود.

پایداری سیستم را مشخص می کند: هر چه انرژی اتصال بیشتر باشد، سیستم پایدارتر است. برای الکترون‌های ظرفیت (الکترون‌های لایه‌های الکترونی بیرونی) اتم‌های خنثی در حالت پایه، انرژی اتصال با انرژی یونیزاسیون منطبق است، برای یون‌های منفی - با میل الکترونی. انرژی پیوند شیمیایی یک مولکول دو اتمی مربوط به انرژی تفکیک حرارتی آن است که در حد صدها کیلوژول بر مول است. انرژی اتصال هادرون ها در هسته اتم عمدتاً توسط برهمکنش قوی تعیین می شود. برای هسته های سبک ~ 0.8 مگا ولت در هر نوکلئون است.

طول پیوند شیمیایی- فاصله بین هسته اتم های پیوند شیمیایی. طول یک پیوند شیمیایی یک کمیت فیزیکی مهم است که ابعاد هندسی یک پیوند شیمیایی و وسعت آن را در فضا تعیین می کند. روش های مختلفی برای تعیین طول پیوند شیمیایی استفاده می شود. پراش الکترون گاز، طیف سنجی مایکروویو، طیف رامان و طیف IR با وضوح بالا برای تخمین طول پیوند شیمیایی مولکول های جدا شده در فاز بخار (گاز) استفاده می شود. اعتقاد بر این است که طول یک پیوند شیمیایی یک کمیت افزایشی است که توسط مجموع شعاع های کووالانسی اتم های تشکیل دهنده پیوند شیمیایی تعیین می شود.

قطبیت پیوندهای شیمیایی- مشخصه یک پیوند شیمیایی که نشان دهنده تغییر در توزیع چگالی الکترون در فضای اطراف هسته ها در مقایسه با توزیع چگالی الکترون در اتم های خنثی تشکیل دهنده این پیوند است. می توان قطبیت یک پیوند در یک مولکول را تعیین کرد. دشواری یک ارزیابی کمی دقیق این است که قطبیت پیوند به عوامل متعددی بستگی دارد: اندازه اتم ها و یون های مولکول های اتصال. از تعداد و ماهیت اتصالاتی که اتم های اتصال قبلاً قبل از برهم کنش خود داشتند. در مورد نوع ساختار و حتی ویژگی های عیوب در شبکه های کریستالی آنها. این نوع محاسبات با روش های مختلفی انجام می شود که به طور کلی نتایج (مقادیر) تقریباً یکسانی را به دست می دهند.

به عنوان مثال، برای HCl ثابت شده است که هر یک از اتم های این مولکول دارای باری برابر با 0.17 بار یک الکترون کامل است. در اتم هیدروژن +0.17 و در اتم کلر -0.17 است. به اصطلاح بارهای مؤثر روی اتم ها اغلب به عنوان یک معیار کمی برای قطبیت پیوند استفاده می شود. بار موثر به عنوان تفاوت بین بار الکترون های واقع در ناحیه ای از فضا در نزدیکی هسته و بار هسته تعریف می شود. با این حال، این اندازه گیری فقط یک معنای مشروط و تقریبی [نسبی] دارد، زیرا غیرممکن است که به طور واضح منطقه ای در یک مولکول را که منحصراً به یک اتم منفرد و در مورد چندین پیوند، به یک پیوند خاص مربوط می شود، شناسایی کنیم.

زاویه پیوند- زاویه تشکیل شده توسط جهت پیوندهای شیمیایی (کووالانسی) که از یک اتم سرچشمه می گیرد. دانستن زوایای پیوند برای تعیین هندسه مولکول ها ضروری است. زوایای پیوند هم به ویژگی های فردی اتم های متصل و هم به هیبریداسیون اوربیتال های اتمی اتم مرکزی بستگی دارد. برای مولکول های ساده، زاویه پیوند مانند سایر پارامترهای هندسی مولکول را می توان با استفاده از روش های شیمی کوانتومی محاسبه کرد. آنها به طور تجربی از مقادیر گشتاورهای اینرسی مولکول ها به دست آمده از تجزیه و تحلیل طیف های چرخشی آنها تعیین می شوند. زاویه پیوند مولکول های پیچیده با روش های تجزیه ساختاری پراش تعیین می شود.

بار موثر یک اتم، تفاوت بین تعداد الکترون های متعلق به یک اتم معین را در یک ماده شیمیایی مشخص می کند. ارتباط، و تعداد الکترون های آزاد. اتم برای ارزیابی E. z. آ. آن‌ها از مدل‌هایی استفاده می‌کنند که در آن مقادیر تعیین‌شده تجربی به‌عنوان توابع بارهای غیرقابل قطبش نقطه‌ای که روی اتم‌ها موضعی شده‌اند نشان داده می‌شوند. به عنوان مثال، گشتاور دوقطبی یک مولکول دو اتمی به عنوان حاصلضرب E.z در نظر گرفته می شود. آ. به فاصله بین اتمی در چارچوب چنین مدل هایی، E. z. آ. را می توان با استفاده از داده های نوری محاسبه کرد. یا طیف سنجی اشعه ایکس.

گشتاورهای دوقطبی مولکول ها

پیوند کووالانسی ایده آل فقط در ذرات متشکل از اتم های یکسان (H2، N2 و غیره) وجود دارد. اگر پیوندی بین اتم‌های مختلف ایجاد شود، چگالی الکترون به یکی از هسته‌های اتمی تغییر می‌کند، یعنی قطبش پیوند رخ می‌دهد. قطبیت یک پیوند با گشتاور دوقطبی آن مشخص می شود.

گشتاور دوقطبی یک مولکول برابر است با مجموع بردار گشتاورهای دوقطبی پیوندهای شیمیایی آن. اگر پیوندهای قطبی به طور متقارن در یک مولکول قرار گیرند، بارهای مثبت و منفی یکدیگر را خنثی می کنند و مولکول به عنوان یک کل غیر قطبی است. این اتفاق می افتد، برای مثال، با یک مولکول دی اکسید کربن. مولکول های چند اتمی با آرایش نامتقارن پیوندهای قطبی عموماً قطبی هستند. این به ویژه در مورد مولکول آب صدق می کند.

گشتاور دوقطبی حاصل از یک مولکول می تواند تحت تأثیر جفت تک الکترون ها قرار گیرد. بنابراین، مولکول های NH3 و NF3 دارای هندسه چهار وجهی هستند (با در نظر گرفتن جفت تک الکترون ها). درجات یونیته پیوندهای نیتروژن-هیدروژن و نیتروژن-فلوئور به ترتیب 15 و 19 درصد و طول آنها به ترتیب 101 و 137 pm است. بر این اساس، می توان نتیجه گرفت که NF3 گشتاور دوقطبی بزرگتری دارد. با این حال، آزمایش خلاف این را نشان می دهد. برای پیش‌بینی دقیق‌تر گشتاور دوقطبی، جهت گشتاور دوقطبی جفت تنها باید در نظر گرفته شود (شکل 29).

مفهوم هیبریداسیون اوربیتال های اتمی و ساختار فضایی مولکول ها و یون ها. ویژگی های توزیع چگالی الکترونی اوربیتال های هیبریدی. انواع اصلی هیبریداسیون: sp، sp2، sp3، dsp2، sp3d، sp3d2. هیبریداسیون شامل جفت الکترون های تنها.

هیبریداسیون مدارهای اتمی.

برای توضیح ساختار برخی از مولکول ها، روش BC از مدل هیبریداسیون اوربیتال اتمی (AO) استفاده می کند. برای برخی از عناصر (بریلیوم، بور، کربن)، هر دو الکترون s و p در تشکیل پیوندهای کووالانسی شرکت می کنند. این الکترون ها روی AO هایی قرار دارند که از نظر شکل و انرژی متفاوت هستند. با وجود این، ارتباطاتی که با مشارکت آنها شکل می گیرد، ارزش برابری دارند و به صورت متقارن قرار دارند.

برای مثال، در مولکول های BeC12، BC13 و CC14، زاویه پیوند C1-E-C1 180، 120 و 109.28 درجه است. مقادیر و انرژی طول پیوند E-C1 برای هر یک از این مولکول ها یکسان است. اصل هیبریداسیون مداری این است که AOهای اصلی با اشکال و انرژی های مختلف، هنگامی که مخلوط می شوند، اوربیتال های جدیدی با همان شکل و انرژی می دهند. نوع هیبریداسیون اتم مرکزی شکل هندسی مولکول یا یون تشکیل شده توسط آن را تعیین می کند.

اجازه دهید ساختار مولکول را از نقطه نظر هیبریداسیون اوربیتال های اتمی در نظر بگیریم.

شکل فضایی مولکول ها.

فرمول‌های لوئیس چیزهای زیادی در مورد ساختار الکترونیکی و پایداری مولکول‌ها می‌گویند، اما تا کنون نمی‌توان در مورد ساختار فضایی آنها چیزی گفت. در نظریه پیوند شیمیایی، دو رویکرد خوب برای توضیح و پیش‌بینی هندسه مولکولی وجود دارد. آنها به خوبی با یکدیگر موافق هستند. اولین رویکرد، نظریه دافعه جفت الکترون ظرفیتی (VEP) نام دارد. با وجود نام "ترسناک"، جوهر این رویکرد بسیار ساده و واضح است: پیوندهای شیمیایی و جفت الکترون های تنها در مولکول ها تمایل دارند تا حد امکان از یکدیگر فاصله داشته باشند. اجازه دهید با مثال های خاص توضیح دهیم. دو پیوند Be-Cl در مولکول BeCl2 وجود دارد. شکل این مولکول باید به گونه ای باشد که هر دو این پیوندها و اتم های کلر در انتهای آنها تا حد امکان از هم دور باشند:

این تنها با شکل خطی مولکول ممکن است، زمانی که زاویه بین پیوندها (زاویه ClBeCl) 180 درجه باشد.

مثال دیگر: مولکول BF3 دارای 3 پیوند B-F است. آنها تا حد امکان از هم فاصله دارند و مولکول به شکل یک مثلث مسطح است که در آن همه زوایای بین پیوندها (زوایای FBF) برابر با 120 درجه است:

هیبریداسیون اوربیتال های اتمی

هیبریداسیون نه تنها شامل پیوند الکترون ها، بلکه شامل پیوند نیز می شود جفت الکترون های تنها . به عنوان مثال، یک مولکول آب حاوی دو پیوند شیمیایی کووالانسی بین یک اتم اکسیژن و دو اتم هیدروژن است (شکل 21).

علاوه بر دو جفت الکترون مشترک با اتم های هیدروژن، اتم اکسیژن دارای دو جفت الکترون بیرونی است که در تشکیل پیوند شرکت نمی کنند. جفت الکترون تنها). هر چهار جفت الکترون مناطق خاصی را در فضای اطراف اتم اکسیژن اشغال می کنند. از آنجایی که الکترون ها یکدیگر را دفع می کنند، ابرهای الکترونی تا حد امکان از هم فاصله دارند. در این حالت، در اثر هیبریداسیون، شکل اوربیتال‌های اتمی تغییر می‌کند؛ آنها کشیده شده و به سمت رئوس چهار وجهی هدایت می‌شوند. بنابراین، مولکول آب دارای شکل زاویه ای است و زاویه بین پیوندهای اکسیژن-هیدروژن 104.5 درجه است.

شکل مولکول ها و یون های نوع AB2، AB3، AB4، AB5، AB6. d-AOs در تشکیل پیوند σ در مولکول های مربع مسطح، در مولکول های هشت وجهی و در مولکول های ساخته شده به شکل دو هرم مثلثی نقش دارند. تأثیر دافعه جفت‌های الکترون بر پیکربندی فضایی مولکول‌ها (مفهوم مشارکت جفت‌های الکترون تنها KNEP).

شکل مولکول ها و یون های نوع AB2، AB3، AB4، AB5، AB6. هر نوع هیبریداسیون AO مربوط به یک شکل هندسی کاملاً تعریف شده است که به صورت تجربی تأیید شده است. اساس آن توسط پیوندهای σ ایجاد شده توسط اوربیتال‌های ترکیبی ایجاد می‌شود؛ جفت‌های غیرمحلی از الکترون‌های π (در مورد پیوندهای متعدد) در میدان الکترواستاتیک خود حرکت می‌کنند (جدول 5.3). هیبریداسیون sp. این نوع هیبریداسیون زمانی اتفاق می افتد که یک اتم به دلیل الکترون هایی که در اوربیتال های s و p قرار دارند و دارای انرژی های مشابه هستند، دو پیوند ایجاد می کند. این نوع هیبریداسیون مشخصه مولکول های نوع AB2 است (شکل 5.4). نمونه هایی از این مولکول ها و یون ها در جدول آورده شده است. 5.3 (شکل 5.4).

جدول 5.3

اشکال هندسی مولکول ها

E - جفت الکترون تنها.

ساختار مولکول BeCl2. یک اتم بریلیم در حالت عادی خود دارای دو الکترون s زوجی در لایه بیرونی خود است. در نتیجه تحریک، یکی از الکترون های s به حالت p می رود - دو الکترون جفت نشده ظاهر می شوند که از نظر شکل مداری و انرژی متفاوت هستند. هنگامی که یک پیوند شیمیایی تشکیل می شود، آنها به دو اوربیتال sp-hybrid یکسان تبدیل می شوند که با زاویه 180 درجه نسبت به یکدیگر هدایت می شوند.

Be 2s2 Be 2s1 2p1 - حالت برانگیخته اتم

برنج. 5.4. آرایش فضایی ابرهای هیبریدی sp

انواع اصلی برهمکنش های بین مولکولی ماده در حالت متراکم. عواملی که انرژی برهمکنش های بین مولکولی را تعیین می کنند. پیوند هیدروژنی. ماهیت پیوند هیدروژنی ویژگی های کمی پیوند هیدروژنی پیوند هیدروژنی بین و درون مولکولی.

برهمکنش های بین مولکولی- اثر متقابل مولکول ها بین خودشان، بدون اینکه منجر به پارگی یا تشکیل مواد شیمیایی جدید شوند. اتصالات M.v. تفاوت بین گازهای واقعی و گازهای ایده آل، وجود مایعات و مول را تعیین می کند. کریستال ها از M. v. به جمع بستگی دارد ساختاری، طیفی، ترمودینامیکی. و سایر مقدسین پیدایش مفهوم M. v. با نام ون دروالس مرتبط است، که در سال 1873 سطحی از حالت را پیشنهاد کرد که برای توضیح خواص گازها و مایعات واقعی، منیزیم ماده را در نظر می گیرد. بنابراین نیروهای M.v. اغلب واندروالس نامیده می شود.

اساس قرن M.تعامل نیروهای کولن را تشکیل می دهند. بین الکترون ها و هسته های یک مولکول و هسته ها و الکترون های یک مولکول دیگر. در خواص آزمایشی تعیین شده ماده، یک برهمکنش متوسط ​​آشکار می شود که به فاصله R بین مولکول ها، جهت گیری متقابل آنها، ساختار و خواص فیزیکی بستگی دارد. ویژگی ها (لمان دوقطبی، قطبش پذیری و غیره). در R بزرگ، که به طور قابل توجهی از ابعاد خطی خود مولکول ها فراتر می رود، در نتیجه لایه های الکترونی مولکول ها همپوشانی ندارند، نیروهای M.V. را می توان کاملاً منطقی به سه نوع تقسیم کرد - الکترواستاتیک، پلاریزه (القایی) و پراکنده. گاهی اوقات نیروهای الکترواستاتیک جهت گیری نامیده می شوند، اما این نادرست است، زیرا جهت گیری متقابل مولکول ها را نیز می توان با قطبش تعیین کرد. نیروها اگر مولکولها ناهمسانگرد باشند.

در فواصل کوچک بین مولکول ها (R ~ l)، بین انواع مختلف مولکول ها تمایز قائل شوید. فقط می توان تقریبی کرد و علاوه بر سه نوع نام برده، دو نوع دیگر نیز متمایز می شوند که مربوط به همپوشانی پوسته های الکترونیکی است - تعامل تبادل و برهمکنش های ناشی از انتقال بار الکترون. با وجود یک قرارداد خاص، چنین تقسیم بندی در هر مورد خاص، توضیح ماهیت قرن M. را ممکن می سازد. و انرژی آن را محاسبه کنید.

ساختار ماده در حالت متراکم.

بسته به فاصله بین ذرات سازنده ماده، و به ماهیت و انرژی تعامل بین آنها، این ماده می تواند در یکی از سه حالت تجمع قرار گیرد: جامد، مایع و گاز.

در دمای به اندازه کافی پایین، ماده در حالت جامد است. فواصل بین ذرات یک ماده کریستالی به اندازه خود ذرات است. میانگین انرژی پتانسیل ذرات بیشتر از میانگین انرژی جنبشی آنهاست. حرکت ذرات تشکیل دهنده کریستال ها بسیار محدود است. نیروهایی که بین ذرات وارد می شود آنها را در موقعیت های تعادل نزدیک نگه می دارد. این وجود اجسام کریستالی با شکل و حجم خاص خود و مقاومت برشی بالا را توضیح می دهد.

هنگام ذوب، جامدات به مایع تبدیل می شوند. از نظر ساختار، یک ماده مایع با ماده کریستالی تفاوت دارد زیرا همه ذرات در فواصل یکسانی مانند کریستال ها از یکدیگر قرار ندارند، برخی از مولکول ها در فواصل زیاد از یکدیگر دور هستند. میانگین انرژی جنبشی ذرات برای مواد در حالت مایع تقریباً برابر با میانگین انرژی پتانسیل آنها است.

حالت جامد و مایع اغلب تحت اصطلاح رایج حالت متراکم ترکیب می شوند.

انواع برهمکنش های بین مولکولی پیوند هیدروژنی درون مولکولی.اوراق قرضه ای که در شکل گیری آنها بازسازی پوسته های الکترونیکی رخ نمی دهد، نامیده می شوند برهمکنش بین مولکول ها . انواع اصلی فعل و انفعالات مولکولی شامل نیروهای واندروالس، پیوندهای هیدروژنی و برهمکنش های دهنده-گیرنده است.

هنگامی که مولکول ها به هم می رسند، جاذبه ظاهر می شود که باعث ظاهر شدن حالت متراکم ماده (مایع، جامد با شبکه کریستالی مولکولی) می شود. نیروهایی که باعث جذب مولکول ها می شوند، نیروهای واندروالسی نامیده می شوند.

آنها با سه نوع مشخص می شوند برهمکنش بین مولکولی :

الف) برهمکنش جهتی، که خود را بین مولکولهای قطبی نشان می دهد که تمایل به اشغال موقعیتی دارند که در آن دوقطبی های آنها با قطب های مخالف روبروی یکدیگر قرار می گیرند و بردارهای لحظه ای این دوقطبی ها در امتداد یک خط مستقیم قرار می گیرند (به روشی دیگر به آن می گویند. برهمکنش دوقطبی-دوقطبی)؛

ب) القایی که بین دوقطبی های القایی ایجاد می شود که دلیل تشکیل آن قطبش متقابل اتم های دو مولکول نزدیک به یکدیگر است.

ج) پراکنده، که در نتیجه برهمکنش میکرودوقطبی های تشکیل شده در اثر جابجایی های لحظه ای بارهای مثبت و منفی در مولکول ها در طول حرکت الکترون ها و ارتعاشات هسته ها ایجاد می شود.

نیروهای پراکندگی بین هر ذره ای عمل می کنند. فعل و انفعالات جهت گیری و القایی برای ذرات بسیاری از مواد رخ نمی دهد، به عنوان مثال: He، Ar، H2، N2، CH4. برای مولکول های NH3، برهمکنش پراکندگی 50٪، برهمکنش جهت گیری 44.6٪، و برهمکنش القایی 5.4٪ را تشکیل می دهد. انرژی قطبی نیروهای جاذبه واندروالس با مقادیر کم مشخص می شود. بنابراین، برای یخ 11 کیلوژول بر مول است، یعنی. 2.4% انرژی پیوند کووالانسی H-O (456 کیلوژول بر مول). نیروهای جذبی واندروالس، فعل و انفعالات فیزیکی هستند.

پیوند هیدروژنییک پیوند فیزیکوشیمیایی بین هیدروژن یک مولکول و عنصر EO یک مولکول دیگر است. تشکیل پیوندهای هیدروژنی با این واقعیت توضیح داده می شود که در مولکول ها یا گروه های قطبی اتم هیدروژن قطبی شده دارای خواص منحصر به فردی است: عدم وجود لایه های الکترونی داخلی، تغییر قابل توجه جفت الکترون به اتمی با EO بالا و اندازه بسیار کوچک. بنابراین، هیدروژن قادر است عمیقاً به لایه الکترونی یک اتم قطبی منفی همسایه نفوذ کند. همانطور که داده های طیفی نشان می دهد، برهمکنش دهنده-گیرنده اتم EO به عنوان دهنده و اتم هیدروژن به عنوان گیرنده نیز نقش مهمی در تشکیل پیوند هیدروژنی ایفا می کند. پیوند هیدروژنی می تواند باشد بین مولکولی یا درون مولکولی

پیوندهای هیدروژنی می تواند هم بین مولکول های مختلف و هم در داخل یک مولکول ایجاد شود اگر این مولکول دارای گروه هایی با توانایی های دهنده و پذیرنده باشد. بنابراین، پیوندهای هیدروژنی درون مولکولی هستند که نقش اصلی را در تشکیل زنجیره های پپتیدی ایفا می کنند که ساختار پروتئین ها را تعیین می کنند. یکی از معروف ترین نمونه های تأثیر پیوند هیدروژنی درون مولکولی بر ساختار، اسید دئوکسی ریبونوکلئیک (DNA) است. مولکول DNA به شکل یک مارپیچ دوتایی تا می شود. دو رشته این مارپیچ دوتایی توسط پیوندهای هیدروژنی به یکدیگر متصل شده اند. پیوند هیدروژنی از نظر ماهیت میانی بین برهمکنش های ظرفیتی و بین مولکولی است. این با خواص منحصر به فرد اتم هیدروژن قطبی شده، اندازه کوچک آن و عدم وجود لایه های الکترونیکی مرتبط است.

پیوند هیدروژنی بین مولکولی و درون مولکولی.

پیوندهای هیدروژنی در بسیاری از ترکیبات شیمیایی یافت می شود. آنها معمولاً بین اتم های فلوئور ، نیتروژن و اکسیژن (الکترونیگ ترین عناصر) بوجود می آیند ، کمتر - با مشارکت اتم های کلر ، گوگرد و سایر غیر فلزات. پیوندهای هیدروژنی قوی در مواد مایع مانند آب، هیدروژن فلوراید، اسیدهای معدنی حاوی اکسیژن، اسیدهای کربوکسیلیک، فنل ها، الکل ها، آمونیاک و آمین ها تشکیل می شوند. در طول تبلور، معمولاً پیوندهای هیدروژنی در این مواد حفظ می شود. بنابراین ساختار بلوری آنها به شکل زنجیره ای (متانول)، لایه های مسطح دوبعدی (اسید بوریک) یا شبکه های سه بعدی فضایی (یخ) است.

اگر یک پیوند هیدروژنی بخش هایی از یک مولکول را با هم متحد کند، در این صورت صحبت می کنیم درون مولکولی پیوند هیدروژنی. این به ویژه برای بسیاری از ترکیبات آلی صادق است (شکل 42). اگر بین یک اتم هیدروژن یک مولکول و یک اتم غیر فلزی یک مولکول دیگر پیوند هیدروژنی تشکیل شود. (پیوند هیدروژنی بین مولکولی) سپس مولکول ها جفت ها، زنجیره ها، حلقه های نسبتاً قوی تشکیل می دهند. بنابراین، اسید فرمیک به شکل دایمرها در هر دو حالت مایع و گاز وجود دارد:

و گاز فلوراید هیدروژن حاوی مولکول های پلیمری است که تا چهار ذره HF را شامل می شود. پیوندهای قوی بین مولکول ها را می توان در آب، آمونیاک مایع و الکل ها یافت. تمام کربوهیدرات ها، پروتئین ها و اسیدهای نوکلئیک حاوی اتم های اکسیژن و نیتروژن لازم برای تشکیل پیوندهای هیدروژنی هستند. برای مثال مشخص است که گلوکز، فروکتوز و ساکارز در آب بسیار محلول هستند. نقش مهمی در این امر توسط پیوندهای هیدروژنی ایجاد شده در محلول بین مولکول های آب و گروه های متعدد OH کربوهیدرات ها ایفا می شود.

قانون دوره ای فرمول مدرن قانون تناوبی. جدول تناوبی عناصر شیمیایی یک تصویر گرافیکی از قانون تناوبی است. نسخه مدرن جدول تناوبی. ویژگی های پر کردن اوربیتال های اتمی با الکترون و تشکیل دوره ها. s-, p-, d-, f- عناصر و چیدمان آنها در جدول تناوبی. گروه ها، دوره ها زیر گروه های اصلی و فرعی مرزهای سیستم تناوبی.

کشف قانون تناوبی.

قانون اساسی شیمی - قانون تناوبی توسط D.I. مندلیف در سال 1869 در زمانی که اتم غیرقابل تقسیم تلقی می شد و هیچ چیز در مورد ساختار داخلی آن شناخته شده نبود. اساس قانون تناوبی D.I. مندلیف جرم اتمی (وزن اتمی سابق) و خواص شیمیایی عناصر را تعیین کرد.

با مرتب کردن 63 عنصر شناخته شده در آن زمان به ترتیب افزایش جرم اتمی، D.I. مندلیف یک سری طبیعی (طبیعی) از عناصر شیمیایی را به دست آورد که در آنها تکرارپذیری دوره ای خواص شیمیایی را کشف کرد.

به عنوان مثال، خواص فلز معمولی لیتیوم Li در عناصر سدیم سدیم و پتاسیم K تکرار شد، خواص فلوئور غیرفلزی معمولی F در عناصر کلر Cl، برم Br، ید I تکرار شد.

برخی از عناصر دارای D.I. مندلیف آنالوگ های شیمیایی (به عنوان مثال، آلومینیوم Al و سیلیکون Si) را کشف نکرد، زیرا چنین آنالوگ هایی در آن زمان هنوز ناشناخته بودند. او برای آنها فضاهای خالی در سریال طبیعی باقی گذاشت و بر اساس تکرار دوره ای، خواص شیمیایی آنها را پیش بینی کرد. پس از کشف عناصر مربوطه (آنالوگ آلومینیوم - گالیم Ga، آنالوگ سیلیکون - ژرمانیوم Ge و غیره)، پیش‌بینی‌های D.I. مندلیف کاملا تایید شد.

برنج. 2.1.تشکیل مولکول ها از اتم ها همراه است توزیع مجدد الکترون های اوربیتال های ظرفیتیو منجر به افزایش انرژی،زیرا انرژی مولکول ها کمتر از انرژی اتم های غیر متقابل است. شکل، نموداری از تشکیل پیوند شیمیایی کووالانسی غیرقطبی بین اتم های هیدروژن را نشان می دهد.

§2 پیوند شیمیایی

در شرایط عادی، حالت مولکولی پایدارتر از حالت اتمی است (شکل 2.1). تشکیل مولکول ها از اتم ها با توزیع مجدد الکترون ها در اوربیتال های ظرفیتی همراه است و منجر به افزایش انرژی می شود، زیرا انرژی مولکول ها کمتر از انرژی اتم های غیر متقابل است.(پیوست 3). نیروهایی که اتم ها را در مولکول ها نگه می دارند مجموعاً نامیده می شوند پیوند شیمیایی.

پیوند شیمیایی بین اتم ها توسط الکترون های ظرفیت انجام می شود و ماهیتی الکتریکی دارد . چهار نوع اصلی پیوند شیمیایی وجود دارد: کووالانسی,یونی،فلزو هیدروژن.

1 پیوند کووالانسی

پیوند شیمیایی که توسط جفت الکترون انجام می شود اتمی یا کووالانسی نامیده می شود . به ترکیبات دارای پیوند کووالانسی اتمی یا کووالانسی می گویند .

هنگامی که یک پیوند کووالانسی رخ می دهد، همپوشانی ابرهای الکترونی اتم های برهم کنش رخ می دهد که با آزاد شدن انرژی همراه است (شکل 2.1). در این حالت، ابری با چگالی بار منفی افزایش یافته بین هسته های اتمی با بار مثبت ظاهر می شود. به دلیل عمل نیروهای جاذبه کولن بین بارهای غیرمشابه، افزایش چگالی بار منفی به نفع جمع شدن هسته ها است.

یک پیوند کووالانسی توسط الکترون های جفت نشده در لایه بیرونی اتم ها تشکیل می شود . در این حالت الکترون هایی با اسپین مخالف تشکیل می شوند جفت الکترون(شکل 2.2)، مشترک برای اتم های برهم کنش. اگر یک پیوند کووالانسی (یک جفت الکترون مشترک) بین اتم ها بوجود آمده باشد، آن را منفرد، دوتایی، دوگانه و غیره می نامند.

انرژی معیاری برای سنجش قدرت یک پیوند شیمیایی است. E sv صرف شکستن پیوند (به دست آوردن انرژی در هنگام تشکیل ترکیبی از اتم های منفرد) می شود. این انرژی معمولاً در هر 1 مول اندازه گیری می شود. موادو بر حسب کیلوژول در مول (kJ∙mol -1) بیان می شوند. انرژی یک پیوند کووالانسی منفرد در محدوده 200-2000 kJmol -1 قرار دارد.

برنج. 2.2.پیوند کووالانسی رایج ترین نوع پیوند شیمیایی است که به دلیل اشتراک یک جفت الکترون از طریق مکانیسم تبادل ایجاد می شود. (آ)، زمانی که هر یک از اتم های برهم کنش یک الکترون یا از طریق مکانیسم دهنده-گیرنده تامین می کند. (ب)، هنگامی که یک جفت الکترون برای استفاده مشترک توسط یک اتم (دهنده) به اتم دیگر (گیرنده) منتقل می شود.

پیوند کووالانسی دارای خواص است اشباع و تمرکز . اشباع یک پیوند کووالانسی به عنوان توانایی اتم ها برای ایجاد تعداد محدودی پیوند با همسایگان خود، که توسط تعداد الکترون های ظرفیت جفت نشده آنها تعیین می شود، درک می شود. جهت دار بودن یک پیوند کووالانسی نشان دهنده این واقعیت است که نیروهایی که اتم ها را نزدیک یکدیگر نگه می دارند در امتداد خط مستقیمی که هسته های اتمی را به هم متصل می کند هدایت می شوند. بعلاوه، پیوند کووالانسی می تواند قطبی یا غیر قطبی باشد .

چه زمانی غیر قطبیدر یک پیوند کووالانسی، ابر الکترونی تشکیل شده توسط یک جفت الکترون مشترک در فضا به طور متقارن نسبت به هسته هر دو اتم توزیع می شود. یک پیوند کووالانسی غیرقطبی بین اتم های مواد ساده، به عنوان مثال، بین اتم های یکسان گازهایی که مولکول های دو اتمی را تشکیل می دهند (O 2، H 2، N 2، Cl 2، و غیره) تشکیل می شود.

چه زمانی قطبیدر پیوند کووالانسی، ابر الکترونی پیوند به سمت یکی از اتم ها جابه جا می شود. تشکیل پیوندهای کووالانسی قطبی بین اتم ها از ویژگی های مواد پیچیده است. به عنوان مثال، مولکول های ترکیبات معدنی فرار: HCl، H 2 O، NH 3 و غیره است.

درجه جابجایی کل ابر الکترونی به سمت یکی از اتم ها در طول تشکیل یک پیوند کووالانسی (درجه قطبیت پیوند ) عمدتا توسط بار هسته های اتمی و شعاع اتم های برهم کنش تعیین می شود .

هرچه بار یک هسته اتم بیشتر باشد، ابری از الکترون ها را با قدرت بیشتری جذب می کند. در عین حال، هر چه شعاع اتم بزرگتر باشد، الکترون های بیرونی ضعیف تر در نزدیکی هسته اتم نگه داشته می شوند. اثر ترکیبی این دو عامل در توانایی متفاوت اتم های مختلف برای "کشیدن" ابر پیوندهای کووالانسی به سمت خود بیان می شود.

توانایی یک اتم در یک مولکول برای جذب الکترون به سمت خود الکترونگاتیوی نامیده می شود. . بنابراین، الکترونگاتیوی توانایی یک اتم را برای قطبی کردن یک پیوند کووالانسی مشخص می کند: هرچه الکترونگاتیوی یک اتم بیشتر باشد، ابر الکترونی پیوند کووالانسی با قدرت بیشتری به سمت آن جابه جا می شود. .

تعدادی روش برای تعیین کمیت الکترونگاتیوی پیشنهاد شده است. در این مورد، واضح ترین معنای فیزیکی روشی است که توسط شیمیدان آمریکایی رابرت اس. مولیکن ارائه شده است که الکترونگاتیوی را تعیین کرد.  یک اتم نصف مجموع انرژی آن است E همیل و انرژی الکترون E منیونیزاسیون اتم:

. (2.1)

انرژی یونیزاسیوناتم انرژی است که باید صرف شود تا یک الکترون را از آن جدا کند و آن را تا فاصله بی نهایت بردارد. انرژی یونیزاسیون با فوتیونیزاسیون اتم ها یا با بمباران اتم ها با الکترون های شتاب گرفته در میدان الکتریکی تعیین می شود. کوچکترین مقدار انرژی فوتون یا الکترون که برای یونیزه کردن اتم ها کافی است، انرژی یونیزاسیون آنها نامیده می شود. E من. این انرژی معمولاً در الکترون ولت (eV) بیان می شود: 1 eV = 1.610-19 J.

اتم ها بیشترین تمایل را دارند که الکترون های بیرونی را رها کنند فلزاتکه حاوی تعداد کمی الکترون جفت نشده (1، 2 یا 3) در لایه بیرونی هستند. این اتم ها کمترین انرژی یونیزاسیون را دارند. بنابراین، بزرگی انرژی یونیزاسیون می تواند به عنوان معیاری برای "فلزی" بیشتر یا کمتر یک عنصر عمل کند: هر چه انرژی یونیزاسیون کمتر باشد، مشخص تر است. فلزخواصعنصر

در همان زیر گروه از سیستم تناوبی عناصر D.I. مندلیف، با افزایش عدد اتمی یک عنصر، انرژی یونیزاسیون آن کاهش می یابد (جدول 2.1) که با افزایش شعاع اتمی (جدول 1.2) همراه است. در نتیجه، با ضعیف شدن پیوند الکترون های خارجی با یک هسته. برای عناصر همان دوره، انرژی یونش با افزایش عدد اتمی افزایش می یابد. این به دلیل کاهش شعاع اتمی و افزایش بار هسته ای است.

انرژی E هکه با افزودن الکترون به اتم آزاد آزاد می شود، نامیده می شود میل ترکیبی الکترون(همچنین به صورت eV بیان می شود). آزاد شدن (به جای جذب) انرژی هنگامی که یک الکترون باردار به برخی اتم های خنثی متصل می شود با این واقعیت توضیح داده می شود که پایدارترین اتم ها در طبیعت آنهایی هستند که پوسته بیرونی پر شده دارند. بنابراین، برای آن دسته از اتم هایی که در آنها این پوسته ها "کمی پر نشده" هستند (یعنی 1، 2 یا 3 الکترون قبل از پر شدن وجود ندارد)، از نظر انرژی مطلوب است که الکترون ها را به خود متصل کنند و به یون های دارای بار منفی 1 تبدیل شوند. چنین اتم هایی شامل، به عنوان مثال، اتم های هالوژن (جدول 2.1) - عناصر گروه هفتم (زیر گروه اصلی) سیستم تناوبی D.I. مندلیف است. میل ترکیبی الکترون اتم های فلز معمولاً صفر یا منفی است، یعنی. اتصال الکترون های اضافی از نظر انرژی برای آنها نامطلوب است؛ انرژی اضافی برای نگه داشتن آنها در داخل اتم ها لازم است. میل ترکیبی الکترون اتم های غیرفلز همیشه مثبت است و هر چه بیشتر باشد، نافلز به گاز نجیب (بی اثر) در جدول تناوبی نزدیک تر است. این نشان دهنده افزایش است خواص غیر فلزیبا نزدیک شدن به پایان دوره

از تمام آنچه گفته شد، مشخص است که الکترونگاتیوی (2.1) اتم ها در جهت از چپ به راست برای عناصر هر دوره افزایش می یابد و در جهت از بالا به پایین برای عناصر همان گروه از دوره مندلیف کاهش می یابد. سیستم. با این حال، درک این نکته دشوار نیست که برای مشخص کردن درجه قطبیت پیوند کووالانسی بین اتم‌ها، قدر مطلق الکترونگاتیوی مهم نیست، بلکه نسبت الکترونگاتیوی اتم‌های تشکیل‌دهنده پیوند مهم است. از همین رو در عمل از مقادیر الکترونگاتیوی نسبی استفاده می کنند(جدول 2.1)، الکترونگاتیوی لیتیوم را به عنوان واحد در نظر می گیرد.

برای مشخص کردن قطبیت یک پیوند شیمیایی کووالانسی، از تفاوت در الکترونگاتیوی نسبی اتم ها استفاده می شود.. به طور معمول، پیوند بین اتم‌های A و B در صورتی که |  آ – ب|0.5.

به لطف آن مولکول های مواد معدنی و آلی تشکیل می شوند. یک پیوند شیمیایی از طریق برهمکنش میدان های الکتریکی که توسط هسته ها و الکترون های اتم ایجاد می شود، ظاهر می شود. بنابراین، تشکیل یک پیوند شیمیایی کووالانسی با ماهیت الکتریکی همراه است.

اتصال چیست

این اصطلاح به نتیجه عمل دو یا چند اتم اشاره دارد که منجر به تشکیل یک سیستم چند اتمی قوی می شود. انواع اصلی پیوندهای شیمیایی زمانی تشکیل می شوند که انرژی اتم های واکنش دهنده کاهش یابد. در فرآیند تشکیل پیوند، اتم ها سعی می کنند پوسته الکترونی خود را کامل کنند.

انواع ارتباطات

در شیمی، چندین نوع پیوند وجود دارد: یونی، کووالانسی، فلزی. پیوندهای شیمیایی کووالانسی دارای دو نوع هستند: قطبی و غیرقطبی.

مکانیسم ایجاد آن چیست؟ یک پیوند شیمیایی غیرقطبی کووالانسی بین اتم های نافلزات یکسانی که دارای الکترونگاتیوی یکسان هستند تشکیل می شود. در این حالت جفت الکترون های مشترک تشکیل می شوند.

پیوند غیر قطبی

نمونه هایی از مولکول هایی که دارای پیوند شیمیایی کووالانسی غیرقطبی هستند عبارتند از هالوژن، هیدروژن، نیتروژن و اکسیژن.

این ارتباط اولین بار در سال 1916 توسط شیمیدان آمریکایی لوئیس کشف شد. در ابتدا او یک فرضیه را مطرح کرد و تنها پس از تأیید تجربی تأیید شد.

پیوند شیمیایی کووالانسی با الکترونگاتیوی مرتبط است. برای غیر فلزات ارزش بالایی دارد. در طول برهمکنش شیمیایی اتم ها، انتقال الکترون ها از یک اتم به اتم دیگر همیشه امکان پذیر نیست، در نتیجه آنها با هم ترکیب می شوند. یک پیوند شیمیایی کووالانسی واقعی بین اتم ها ظاهر می شود. کلاس هشتم برنامه درسی عادی مدرسه شامل بررسی دقیق چندین نوع ارتباط است.

موادی که در شرایط عادی دارای این نوع پیوند هستند مایعات، گازها و همچنین جامداتی هستند که نقطه ذوب پایینی دارند.

انواع پیوند کووالانسی

بیایید این موضوع را با جزئیات بیشتری بررسی کنیم. انواع پیوندهای شیمیایی کدامند؟ پیوندهای کووالانسی در نسخه های مبادله و اهداکننده-پذیرنده وجود دارد.

نوع اول با اهدای یک الکترون جفت نشده توسط هر اتم برای تشکیل یک پیوند الکترونیکی مشترک مشخص می شود.

الکترون هایی که در یک پیوند مشترک ترکیب می شوند باید اسپین های مخالف داشته باشند. به عنوان نمونه ای از این نوع پیوند کووالانسی، هیدروژن را در نظر بگیرید. وقتی اتم های آن به هم نزدیک می شوند، ابرهای الکترونی آنها به یکدیگر نفوذ می کنند که در علم به آن همپوشانی ابرهای الکترونی می گویند. در نتیجه چگالی الکترون بین هسته ها افزایش می یابد و انرژی سیستم کاهش می یابد.

در حداقل فاصله، هسته های هیدروژن یکدیگر را دفع می کنند و در نتیجه فاصله بهینه مشخصی ایجاد می شود.

در مورد پیوند کووالانسی نوع دهنده-پذیرنده، یک ذره دارای الکترون است و دهنده نامیده می شود. ذره دوم دارای یک سلول آزاد است که یک جفت الکترون در آن قرار خواهد گرفت.

مولکول های قطبی

پیوندهای شیمیایی قطبی کووالانسی چگونه تشکیل می شوند؟ آنها در شرایطی به وجود می آیند که اتم های غیر فلزی در حال پیوند دارای الکترونگاتیوی متفاوتی هستند. در چنین مواردی، الکترون‌های مشترک نزدیک‌تر به اتمی قرار می‌گیرند که مقدار الکترونگاتیوی آن بیشتر است. به عنوان مثالی از پیوند قطبی کووالانسی، می‌توان پیوندهایی را در نظر گرفت که در مولکول هیدروژن برومید ایجاد می‌شوند. در اینجا الکترون‌های عمومی که مسئول تشکیل پیوند کووالانسی هستند، به برم نزدیک‌تر هستند تا هیدروژن. دلیل این پدیده این است که برم الکترونگاتیوی بالاتری نسبت به هیدروژن دارد.

روشهای تعیین پیوندهای کووالانسی

چگونه پیوندهای شیمیایی قطبی کووالانسی را تعریف کنیم؟ برای این کار باید ترکیب مولکول ها را بدانید. اگر حاوی اتم های عناصر مختلف باشد، پیوند کووالانسی قطبی در مولکول وجود دارد. مولکول های غیرقطبی حاوی اتم های یک عنصر شیمیایی هستند. در میان کارهایی که به عنوان بخشی از یک دوره شیمی مدرسه ارائه می شود، مواردی وجود دارد که شامل شناسایی نوع اتصال است. وظایف این نوع در تکالیف گواهینامه نهایی شیمی پایه 9 و همچنین در آزمون های آزمون دولتی واحد شیمی در پایه 11 گنجانده شده است.

پیوند یونی

تفاوت بین پیوندهای شیمیایی کووالانسی و یونی چیست؟ اگر یک پیوند کووالانسی مشخصه نافلزات باشد، پیوند یونی بین اتم هایی تشکیل می شود که تفاوت های قابل توجهی در الکترونگاتیوی دارند. به عنوان مثال، این برای ترکیبات عناصر گروه اول و دوم از زیر گروه های اصلی PS (فلزات قلیایی و قلیایی خاکی) و عناصر گروه های 6 و 7 از زیر گروه های اصلی جدول تناوبی (کالکوژن ها و هالوژن ها) معمول است. ).

در نتیجه جاذبه الکترواستاتیکی یونهای با بارهای مخالف تشکیل می شود.

ویژگی های پیوند یونی

از آنجایی که میدان های نیروی یون های دارای بار مخالف به طور مساوی در همه جهات توزیع می شوند، هر یک از آنها قادر به جذب ذرات با علامت مخالف هستند. این ویژگی غیر جهتی بودن پیوند یونی است.

برهمکنش دو یون با علائم متضاد به معنای جبران کامل متقابل میدان های نیروی فردی نیست. این به حفظ توانایی جذب یون ها در جهات دیگر کمک می کند، بنابراین، غیر اشباع بودن پیوند یونی مشاهده می شود.

در یک ترکیب یونی، هر یون این توانایی را دارد که تعدادی دیگر با علامت مخالف را به سمت خود جذب کند تا یک شبکه کریستالی با ماهیت یونی تشکیل دهد. هیچ مولکولی در چنین کریستالی وجود ندارد. هر یون در یک ماده توسط تعداد معینی یون با علامت متفاوت احاطه شده است.

اتصال فلزی

این نوع پیوند شیمیایی ویژگی های فردی خاصی دارد. فلزات دارای تعداد زیادی اوربیتال ظرفیت و کمبود الکترون هستند.

هنگامی که اتم‌های منفرد به هم می‌رسند، اوربیتال‌های ظرفیت آن‌ها همپوشانی دارند، که حرکت آزاد الکترون‌ها را از یک اوربیتال به اوربیتال دیگر تسهیل می‌کند و پیوندی بین تمام اتم‌های فلز ایجاد می‌کند. این الکترون های آزاد ویژگی اصلی یک پیوند فلزی هستند. اشباع و جهت ندارد، زیرا الکترون های ظرفیت به طور مساوی در سراسر کریستال توزیع می شوند. وجود الکترون های آزاد در فلزات برخی از خواص فیزیکی آنها را توضیح می دهد: درخشندگی فلزی، شکل پذیری، چکش خواری، هدایت حرارتی، کدورت.

نوع پیوند کووالانسی

بین اتم هیدروژن و عنصری که الکترونگاتیوی بالایی دارد تشکیل می شود. پیوندهای هیدروژنی درون و بین مولکولی وجود دارد. این نوع پیوند کووالانسی ضعیف ترین است و به دلیل عمل نیروهای الکترواستاتیکی ظاهر می شود. اتم هیدروژن شعاع کوچکی دارد و هنگامی که این یک الکترون جابه‌جا می‌شود یا از بین می‌رود، هیدروژن به یک یون مثبت تبدیل می‌شود و با الکترونگاتیوی بالا روی اتم عمل می‌کند.

از جمله خصوصیات مشخصه پیوند کووالانسی عبارتند از: اشباع، جهت، قطبش پذیری، قطبیت. هر یک از این شاخص ها معنای خاصی برای ترکیب در حال تشکیل دارند. به عنوان مثال، جهت گیری توسط شکل هندسی مولکول تعیین می شود.

پیوند شیمیایی- برهمکنش الکترواستاتیکی بین الکترون ها و هسته ها که منجر به تشکیل مولکول ها می شود.

پیوندهای شیمیایی توسط الکترون های ظرفیتی تشکیل می شوند. برای عناصر s و p، الکترون های ظرفیت الکترون های لایه بیرونی هستند، برای عناصر d - الکترون های s لایه بیرونی و الکترون های d لایه پیش بیرونی. هنگامی که یک پیوند شیمیایی تشکیل می شود، اتم ها پوسته الکترونی بیرونی خود را به پوسته گاز نجیب مربوطه کامل می کنند.

طول پیوند- فاصله متوسط ​​بین هسته دو اتم با پیوند شیمیایی.

انرژی پیوند شیمیایی- مقدار انرژی مورد نیاز برای شکستن یک پیوند و پرتاب قطعات یک مولکول در فاصله بی نهایت زیاد.

زاویه پیوند- زاویه بین خطوطی که اتم های با پیوند شیمیایی را به هم متصل می کنند.

انواع اصلی پیوندهای شیمیایی زیر شناخته شده است: کووالانسی (قطبی و غیر قطبی)، یونی، فلزی و هیدروژنی.

کووالانسیپیوند شیمیایی نامیده می شود که در اثر تشکیل یک جفت الکترون مشترک ایجاد می شود.

اگر یک پیوند توسط یک جفت الکترون مشترک که به طور مساوی به هر دو اتم متصل هستند تشکیل شود، آنگاه نامیده می شود. پیوند غیرقطبی کووالانسی. این پیوند، به عنوان مثال، در مولکول های H 2، N 2، O 2، F 2، Cl 2، Br 2، I 2 وجود دارد. یک پیوند غیرقطبی کووالانسی بین اتم های یکسان ایجاد می شود و ابر الکترونی که آنها را به هم متصل می کند به طور مساوی بین آنها توزیع می شود.

در مولکول های بین دو اتم، تعداد متفاوتی پیوند کووالانسی می تواند تشکیل شود (به عنوان مثال، یکی در مولکول های هالوژن F 2، Cl 2، Br 2، I 2، سه در مولکول نیتروژن N 2).

پیوند قطبی کووالانسیبین اتم هایی با الکترونگاتیوی متفاوت رخ می دهد. جفت الکترونی که آن را تشکیل می دهد به سمت اتم الکترونگاتیو تر منتقل می شود، اما با هر دو هسته مرتبط می ماند. نمونه هایی از ترکیبات با پیوند قطبی کووالانسی: HBr، HI، H 2 S، N 2 O و غیره.

یونیحالت محدود کننده پیوند قطبی نامیده می شود که در آن یک جفت الکترون به طور کامل از یک اتم به اتم دیگر منتقل می شود و ذرات پیوند شده به یون تبدیل می شوند.

به بیان دقیق، تنها ترکیباتی که اختلاف الکترونگاتیوی آنها بیشتر از 3 است را می توان به عنوان ترکیبات دارای پیوند یونی طبقه بندی کرد، اما تعداد کمی از این ترکیبات شناخته شده است. اینها شامل فلوریدهای فلزات قلیایی و قلیایی خاکی است. به طور متعارف اعتقاد بر این است که پیوند یونی بین اتم های عناصری که اختلاف الکترونگاتیوی آنها بیشتر از 1.7 در مقیاس پالینگ است رخ می دهد.. نمونه هایی از ترکیبات با پیوندهای یونی: NaCl، KBr، Na 2 O. مقیاس پالینگ در درس بعدی با جزئیات بیشتر مورد بحث قرار خواهد گرفت.

فلزپیوند شیمیایی بین یون‌های مثبت در کریستال‌های فلزی را که در نتیجه جذب الکترون‌هایی که آزادانه در کریستال فلزی حرکت می‌کنند، ایجاد می‌شود.

اتم‌های فلز به کاتیون‌ها تبدیل می‌شوند و یک شبکه کریستالی فلزی تشکیل می‌دهند. آنها در این شبکه توسط الکترون های مشترک برای کل فلز (گاز الکترون) نگه داشته می شوند.

وظایف آموزشی

1. هر یک از موادی که فرمول آنها توسط یک پیوند غیرقطبی کووالانسی تشکیل شده است

1) O 2، H 2، N 2
2) Al، O 3، H 2 SO 4
3) Na، H 2، NaBr
4) H 2 O، O 3، Li 2 SO 4

2. هر یک از موادی که فرمول آنها توسط یک پیوند قطبی کووالانسی تشکیل شده است

1) O 2، H 2 SO 4، N 2
2) H 2 SO 4، H 2 O، HNO 3
3) NaBr، H 3 PO 4، HCl
4) H 2 O، O 3، Li 2 SO 4

3. هر یک از موادی که فرمول آنها فقط توسط پیوندهای یونی تشکیل می شود

1) CaO، H2SO4، N2
2) BaSO 4، BaCl 2، BaNO 3
3) NaBr، K 3 PO 4، HCl
4) RbCl، Na 2 S، LiF

4. اتصال فلزی برای عناصر لیست معمولی است

1) Ba، Rb، Se
2) Cr، Ba، Si
3) Na، P، Mg
4) Rb، Na، Cs

5. ترکیباتی که فقط پیوندهای قطبی یونی دارند و فقط پیوندهای کووالانسی دارند

1) HCl و Na 2 S
2) Cr و Al(OH) 3
3) NaBr و P 2 O 5
4) P 2 O 5 و CO 2

6. پیوندهای یونی بین عناصر تشکیل می شود

1) کلر و برم
2) برم و گوگرد
3) سزیم و برم
4) فسفر و اکسیژن

7. یک پیوند قطبی کووالانسی بین عناصر تشکیل می شود

1) اکسیژن و پتاسیم
2) گوگرد و فلوئور
3) برم و کلسیم
4) روبیدیم و کلر

8. در ترکیبات هیدروژنی فرار عناصر گروه VA دوره سوم، پیوند شیمیایی

1) قطبی کووالانسی
2) کووالانسی غیرقطبی
3) یونی
4) فلز

9. در اکسیدهای بالاتر عناصر دوره سوم، با افزایش عدد اتمی عنصر، نوع پیوند شیمیایی تغییر می کند.

1) از پیوند یونی به پیوند قطبی کووالانسی
2) از فلزی به غیر قطبی کووالانسی
3) از پیوند قطبی کووالانسی به پیوند یونی
4) از پیوند قطبی کووالانسی به پیوند فلزی

10. طول پیوند شیمیایی E-H در تعدادی از مواد افزایش می یابد

1) HI – PH 3 – HCl
2) PH 3 – HCl – H 2 S
3) HI – HCl – H 2 S
4) HCl – H 2 S – PH 3

11. طول پیوند شیمیایی E-H در تعدادی از مواد کاهش می یابد

1) NH 3 – H 2 O – HF
2) PH 3 – HCl – H 2 S
3) HF – H 2 O – HCl
4) HCl – H 2 S – HBr

12. تعداد الکترون هایی که در تشکیل پیوندهای شیمیایی در یک مولکول هیدروژن کلرید شرکت می کنند

1) 4
2) 2
3) 6
4) 8

13. تعداد الکترون هایی که در تشکیل پیوندهای شیمیایی در مولکول P 2 O 5 شرکت می کنند، برابر است با

1) 4
2) 20
3) 6
4) 12

14. در کلرید فسفر (V) پیوند شیمیایی است

1) یونی
2) قطبی کووالانسی
3) کووالانسی غیرقطبی
4) فلز

15. قطبی ترین پیوند شیمیایی در یک مولکول

1) هیدروژن فلوراید
2) کلرید هیدروژن
3) آب
4) سولفید هیدروژن

16. کمترین پیوند شیمیایی قطبی در یک مولکول

1) کلرید هیدروژن
2) هیدروژن برومید
3) آب
4) سولفید هیدروژن

17. به دلیل یک جفت الکترون مشترک، پیوندی در یک ماده تشکیل می شود

1) Mg
2) H2
3) NaCl
4) CaCl2

18. یک پیوند کووالانسی بین عناصری که اعداد اتمی آنها تشکیل می شود

1) 3 و 9
2) 11 و 35
3) 16 و 17
4) 20 و 9

19. یک پیوند یونی بین عناصری که اعداد اتمی آنها تشکیل می شود

1) 13 و 9
2) 18 و 8
3) 6 و 8
4) 7 و 17

20. در فهرست موادی که فرمول آنها ترکیباتی با پیوندهای یونی است، این است

1) NaF، CaF 2
2) NaNO 3، N 2
3) O 2، SO 3
4) Ca(NO 3) 2، AlCl3