پیوند کووالانسی بین پیوند قطبی کووالانسی: فرمول، خواص، ویژگی ها

برای اولین بار در مورد چنین مفهومی به عنوان پیوند کووالانسیدانشمندان شیمی پس از کشف گیلبرت نیوتن لوئیس، که آن را اجتماعی شدن دو الکترون توصیف کرد، شروع به صحبت کردند. مطالعات بعدی امکان توصیف اصل پیوند کووالانسی را فراهم کرد. کلمه کووالانسیرا می توان در چارچوب شیمی به عنوان توانایی یک اتم برای ایجاد پیوند با اتم های دیگر در نظر گرفت.

بیایید با یک مثال توضیح دهیم:

دو اتم با تفاوت های جزئی در الکترونگاتیوی وجود دارد (C و CL، C و H). به عنوان یک قاعده، اینها تا حد امکان به ساختار پوسته الکترونی گازهای نجیب نزدیک هستند.

هنگامی که این شرایط برآورده می شود، هسته این اتم ها به جفت الکترون مشترک آنها جذب می شود. در همان زمان، ابرهای الکترونی فقط روی یکدیگر همپوشانی ندارند، همانطور که در این مورد وجود دارد پیوند کووالانسیبه دلیل اینکه چگالی الکترون دوباره توزیع می شود و انرژی سیستم تغییر می کند، اتصال قابل اعتماد دو اتم را فراهم می کند که این امر به دلیل "کشیدن" یک اتم از ابر الکترونی دیگری به فضای بین هسته ای ایجاد می شود. هرچه همپوشانی متقابل ابرهای الکترونی گسترده تر باشد، اتصال قوی تر در نظر گرفته می شود.

از اینجا، پیوند کووالانسی- این شکل گیری است که با اجتماعی شدن متقابل دو الکترون متعلق به دو اتم به وجود آمده است.

به عنوان یک قاعده، مواد با مولکولی شبکه کریستالیاز طریق یک پیوند کووالانسی تشکیل شده است. ذوب شدن و جوشیدن در دماهای پایین، حلالیت ضعیف در آب و رسانایی الکتریکی پایین از ویژگی های آن است. از این می توان نتیجه گرفت: اساس ساختار عناصری مانند ژرمانیوم، سیلیکون، کلر، هیدروژن یک پیوند کووالانسی است.

ویژگی های مشخصه این نوع اتصال:

1. اشباع پذیریاین ویژگی معمولاً به این صورت درک می شود بیشترین مقدارپیوندهایی که می توانند اتم های خاصی ایجاد کنند. این عدد با تعداد کل اوربیتال هایی در اتم تعیین می شود که می توانند در تشکیل پیوندهای شیمیایی شرکت کنند. از طرف دیگر، ظرفیت یک اتم را می توان با تعداد اوربیتال هایی که قبلاً برای این منظور استفاده شده است تعیین کرد.
2. گرایش. همه اتم ها تمایل دارند قوی ترین پیوندهای ممکن را تشکیل دهند. بیشترین قدرت در مورد همزمانی جهت گیری فضایی ابرهای الکترونی دو اتم به دست می آید، زیرا آنها روی یکدیگر همپوشانی دارند. علاوه بر این، دقیقاً چنین خاصیت پیوند کووالانسی به عنوان جهت است که بر آرایش فضایی مولکول ها تأثیر می گذارد، یعنی مسئول "شکل هندسی" آنها است.
3. قطبی پذیریاین موقعیت مبتنی بر این ایده است که دو نوع پیوند کووالانسی وجود دارد:

• قطبی یا نامتقارن پیوندی از این نوع فقط می تواند توسط اتم های انواع مختلف تشکیل شود، یعنی. آنهایی که الکترونگاتیوی آنها به طور قابل توجهی متفاوت است یا در مواردی که جفت الکترون مشترک به طور متقارن از هم جدا نشده است.
• بین اتم هایی ایجاد می شود که الکترونگاتیوی آنها تقریباً برابر است و توزیع چگالی الکترون یکنواخت است.

علاوه بر این، مقدار کمی وجود دارد:

• انرژی پیوند. این پارامتر پیوند قطبی را از نظر استحکام مشخص می کند. انرژی به عنوان مقدار گرمایی که برای شکستن پیوند دو اتم لازم است و همچنین مقدار گرمایی که هنگام ترکیب آنها آزاد می شود درک می شود.
• زیر طول پیوندو در شیمی مولکولیطول خط مستقیم بین هسته دو اتم است. این پارامتر همچنین استحکام باند را مشخص می کند.
• لحظه دوقطبی- مقداری که قطبیت پیوند ظرفیت را مشخص می کند.

طرح سخنرانی:

1. مفهوم پیوند کووالانسی.

2. الکترونگاتیوی.

3. پیوندهای کووالانسی قطبی و غیر قطبی.

یک پیوند کووالانسی به دلیل جفت‌های الکترون مشترکی که در پوسته اتم‌های پیوندی ایجاد می‌شوند تشکیل می‌شود.

می تواند توسط اتم های همان عنصر تشکیل شود و سپس غیر قطبی است. به عنوان مثال، چنین پیوند کووالانسی در مولکول های گازهای تک عنصری H 2، O 2، N 2، Cl 2 و غیره وجود دارد.

پیوند کووالانسی می تواند توسط اتم های عناصر مختلف که از نظر ماهیت شیمیایی مشابه هستند تشکیل شود و سپس قطبی است. برای مثال، چنین پیوند کووالانسی در مولکول های H 2 O , NF 3 , CO 2 وجود دارد.

معرفی مفهوم الکترونگاتیوی ضروری است.

الکترونگاتیوی توانایی اتم هاست عنصر شیمیاییجفت الکترون های مشترکی را که در تشکیل یک پیوند شیمیایی دخیل هستند به سمت خود بکشد.

سری الکترونگاتیوی

عناصر با الکترونگاتیوی بیشتر، الکترون های مشترک را از عناصر با الکترونگاتیوی کمتر دور می کنند.

برای نمایش بصری یک پیوند کووالانسی، از نقاط در فرمول‌های شیمیایی استفاده می‌شود (هر نقطه مربوط به یک الکترون ظرفیتی است، و یک نوار نیز مربوط به یک جفت الکترون مشترک است).

مثال.پیوندهای موجود در مولکول Cl 2 را می توان به صورت زیر نشان داد:

چنین ورودی هایی از فرمول ها معادل هستند. پیوندهای کووالانسی جهت گیری فضایی دارند. در نتیجه پیوند کووالانسی اتم ها، مولکول ها یا شبکه های کریستالی اتمی با آرایش هندسی کاملاً مشخصی از اتم ها تشکیل می شوند. هر ماده ساختار خاص خود را دارد.

از دیدگاه نظریه بور، تشکیل یک پیوند کووالانسی با تمایل اتم ها برای تبدیل لایه بیرونی خود به یک هشتگانه توضیح داده می شود (تا 8 الکترون را پر می کند). هر دو اتم نشان دهنده یک الکترون جفت نشده برای تشکیل پیوند کووالانسی هستند. ، و هر دو الکترون مشترک می شوند.
مثال. تشکیل یک مولکول کلر.

نقطه ها نشان دهنده الکترون ها هستند. هنگام مرتب کردن، باید از این قانون پیروی کنید: الکترون ها در یک دنباله خاص قرار می گیرند - چپ، بالا، راست، پایین، هر بار، سپس یکی یکی، الکترون های جفت نشده را اضافه کنید و در تشکیل یک پیوند شرکت کنید.

یک جفت الکترون جدید که از دو الکترون جفت نشده به وجود آمده است به دو اتم کلر مشترک می شود. راه های مختلفی برای تشکیل پیوندهای کووالانسی با همپوشانی ابرهای الکترونی وجود دارد.

σ - پیوند بسیار قویتر از پیوند π است و پیوند π فقط با پیوند σ می تواند باشد.به دلیل این پیوند پیوندهای چندگانه دو و سه گانه تشکیل می شود.

پیوندهای کووالانسی قطبی بین اتم هایی با الکترونگاتیوی متفاوت تشکیل می شود.

به دلیل جابجایی الکترون ها از هیدروژن به کلر، اتم کلر تا حدی بار منفی دارد، هیدروژن تا حدی بار مثبت دارد.

پیوند کووالانسی قطبی و غیر قطبی

اگر یک مولکول دو اتمی از اتم های یک عنصر تشکیل شده باشد، ابر الکترونی به طور متقارن با توجه به هسته اتم ها در فضا توزیع می شود. چنین پیوند کووالانسی غیرقطبی نامیده می شود. اگر یک پیوند کووالانسی بین اتم های عناصر مختلف تشکیل شود، ابر الکترونی مشترک به سمت یکی از اتم ها منتقل می شود. در این حالت پیوند کووالانسی قطبی است. برای ارزیابی توانایی یک اتم برای جذب یک جفت الکترون مشترک، از مقدار الکترونگاتیوی استفاده می شود.

در نتیجه تشکیل یک پیوند کووالانسی قطبی، یک اتم الکترونگاتیو بیشتر بار منفی جزئی و اتمی با الکترونگاتیوی پایین تر بار مثبت جزئی به دست می آورد. این بارها معمولاً به عنوان بارهای مؤثر اتم های موجود در مولکول نامیده می شوند. ممکن است کسری باشند. به عنوان مثال، در یک مولکول HCl، بار موثر 0.17e است (که e بار الکترون است. بار الکترون 1.602 است. 10 -19 C.):

به سیستمی با دو بار مساوی از نظر قدر اما در مقابل علامت که در فاصله معینی از یکدیگر قرار دارند، دوقطبی الکتریکی می گویند. بدیهی است که یک مولکول قطبی یک دوقطبی میکروسکوپی است. اگرچه بار کل دوقطبی صفر است، اما در فضای اطراف آن میدان الکتریکی وجود دارد که قدرت آن متناسب با گشتاور دوقطبی m است:

در سیستم SI، گشتاور دوقطبی بر حسب C×m اندازه‌گیری می‌شود، اما معمولاً برای مولکول‌های قطبی، debye به عنوان واحد اندازه‌گیری استفاده می‌شود (این واحد به نام P. Debye نامگذاری شده است):

1 D \u003d 3.33 × 10 -30 C × m

گشتاور دوقطبی به عنوان یک اندازه گیری کمی برای قطبیت یک مولکول عمل می کند. برای مولکول های چند اتمی، گشتاور دوقطبی مجموع بردار گشتاورهای دوقطبی پیوندهای شیمیایی است. بنابراین، اگر یک مولکول متقارن باشد، می تواند غیرقطبی باشد، حتی اگر هر یک از پیوندهای آن دارای یک گشتاور دوقطبی قابل توجه باشد. به عنوان مثال، در یک مولکول تخت BF 3 یا در یک مولکول خطی BeCl 2، مجموع گشتاورهای دوقطبی پیوند صفر است:

به طور مشابه، مولکول های چهار وجهی CH 4 و CBr 4 دارای گشتاور دوقطبی صفر هستند. با این حال، شکستن تقارن، به عنوان مثال در مولکول BF 2 Cl، باعث ایجاد یک گشتاور دوقطبی غیر صفر می شود.

مورد محدود کننده یک پیوند قطبی کووالانسی یک پیوند یونی است. این توسط اتم ها تشکیل می شود که الکترونگاتیوی آنها به طور قابل توجهی متفاوت است. هنگامی که یک پیوند یونی تشکیل می‌شود، انتقال تقریباً کامل جفت الکترون اتصال به یکی از اتم‌ها اتفاق می‌افتد و یون‌های مثبت و منفی تشکیل می‌شوند که توسط نیروهای الکترواستاتیکی نزدیک به یکدیگر نگه داشته می‌شوند. از آنجایی که جاذبه الکترواستاتیکی به یک یون معین روی هر یون با علامت مخالف، بدون توجه به جهت، عمل می کند، یک پیوند یونی، برخلاف پیوند کووالانسی، با غیر جهت دار بودنو سیری ناپذیری. مولکول هایی با برجسته ترین پیوند یونی از اتم های فلزات معمولی و غیر فلزات معمولی (NaCl، CsF، و غیره) تشکیل می شوند. زمانی که اختلاف الکترونگاتیوی اتم ها زیاد باشد.

کووالانسی، یونی و فلزی سه نوع اصلی پیوندهای شیمیایی هستند.

بیایید بیشتر بدانیم پیوند شیمیایی کووالانسی. بیایید مکانیسم وقوع آن را در نظر بگیریم. بیایید شکل گیری یک مولکول هیدروژن را به عنوان مثال در نظر بگیریم:

یک ابر کروی متقارن که توسط یک الکترون 1s تشکیل شده است، هسته یک اتم هیدروژن آزاد را احاطه کرده است. وقتی اتم‌ها تا فاصله معینی به یکدیگر نزدیک می‌شوند، اوربیتال‌های آنها تا حدی همپوشانی دارند (شکل را ببینید). در نتیجه، یک ابر مولکولی دو الکترونی بین مرکز هر دو هسته ظاهر می شود که دارای حداکثر چگالی الکترونی در فضای بین هسته است. با افزایش چگالی بار منفی، نیروی جاذبه بین ابر مولکولی و هسته افزایش می یابد.

بنابراین، می بینیم که یک پیوند کووالانسی با همپوشانی ابرهای الکترونی اتم ها تشکیل می شود که با آزاد شدن انرژی همراه است. اگر فاصله بین هسته اتم های نزدیک به لمس 0.106 نانومتر باشد، پس از همپوشانی ابرهای الکترونی 0.074 نانومتر خواهد بود. هرچه همپوشانی اوربیتال های الکترونی بیشتر باشد، پیوند شیمیایی قوی تر است.

کووالانسیتماس گرفت پیوند شیمیایی که توسط جفت الکترون انجام می شود. ترکیبات با پیوند کووالانسی نامیده می شوند هومیوپولاریا اتمی.

وجود داشته باشد دو نوع پیوند کووالانسی: قطبیو غیر قطبی.

با غیر قطبی پیوند کووالانسی که توسط یک جفت الکترون مشترک ایجاد می شود، ابر الکترونی به طور متقارن با توجه به هسته های هر دو اتم توزیع می شود. یک مثال می تواند مولکول های دو اتمی باشد که از یک عنصر تشکیل شده اند: Cl 2، N 2، H 2، F 2، O 2 و سایرین، که در آنها جفت الکترون به طور مساوی به هر دو اتم تعلق دارد.

در قطب در یک پیوند کووالانسی، ابر الکترونی به سمت اتم با الکترونگاتیوی نسبی بالاتر جابه‌جا می‌شود. به عنوان مثال، مولکول های ترکیبات معدنی فرار مانند H 2 S، HCl، H 2 O و غیره.

شکل گیری مولکول HCl را می توان به صورت زیر نشان داد:

زیرا الکترونگاتیوی نسبی اتم کلر (2.83) بیشتر از اتم هیدروژن (2.1) است، جفت الکترون به سمت اتم کلر منتقل می شود.

علاوه بر مکانیسم تبادل برای تشکیل پیوند کووالانسی - به دلیل همپوشانی، نیز وجود دارد اهدا کننده - پذیرندهمکانیسم تشکیل آن این مکانیسمی است که در آن تشکیل یک پیوند کووالانسی به دلیل ابر دو الکترونی یک اتم (دهنده) و یک مدار آزاد اتم دیگر (پذیرنده) اتفاق می‌افتد. بیایید به مثالی از مکانیسم تشکیل آمونیوم NH 4 + نگاه کنیم. در مولکول آمونیاک، اتم نیتروژن دارای یک ابر دو الکترونی است:

یون هیدروژن دارای اوربیتال 1s آزاد است، بیایید آن را به صورت .

در فرآیند تشکیل یون آمونیوم، ابر دو الکترونی نیتروژن برای اتم های نیتروژن و هیدروژن رایج می شود، به این معنی که به یک ابر الکترونی مولکولی تبدیل می شود. بنابراین، پیوند کووالانسی چهارم ظاهر می شود. فرآیند تشکیل آمونیوم را می توان به صورت زیر نشان داد:

بار یون هیدروژن بین همه اتم ها پراکنده می شود و ابر دو الکترونی که متعلق به نیتروژن است با هیدروژن مشترک می شود.

آیا هیچ سوالی دارید؟ نمی دانید چگونه تکالیف خود را انجام دهید؟
برای کمک گرفتن از یک معلم خصوصی - ثبت نام کنید.
درس اول رایگان است

سایت، با کپی کامل یا جزئی از مطالب، لینک به منبع الزامی است.

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

پیوند شیمیایی- این چسبندگی متقابل اتم ها در یک مولکول و یک شبکه کریستالی در نتیجه عمل نیروهای جاذبه الکتریکی بین اتم ها است.

پیوند کووالانسی.

یک پیوند کووالانسی به دلیل جفت الکترون های مشترکی که در پوسته اتم های پیوندی ایجاد می شود 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.

پیوند کووالانسی می تواند توسط اتم های عناصر مختلف که از نظر ماهیت شیمیایی مشابه هستند و سپس آن را تشکیل دهد قطبی؛ به عنوان 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 ارتباطی طول پیوند. قطبیت یک پیوند شیمیایی زاویه ظرفیت. 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 پیوند- انرژی آزاد شده در طول تشکیل آن یا برای جدا کردن دو اتم پیوندی لازم است. انرژی پیوند مشخص کننده قدرت آن است.

طول پیوندفاصله بین مراکز اتم های محدود شده است. چگونه طول کمترهر چه پیوند شیمیایی قوی تر باشد.

لحظه دوقطبی پیوند(m)- کمیت برداریمشخص کردن قطبیت پیوند

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 | = lh q. بردار گشتاور دوقطبی از بار مثبت به بار منفی هدایت می شود. با جمع بردار گشتاورهای دوقطبی همه پیوندها، گشتاور دوقطبی مولکول به دست می آید.

ویژگی های اوراق قرضه تحت تأثیر تعدد آنها است:

انرژی پیوند در یک ردیف افزایش می یابد.

طول پیوند به ترتیب معکوس رشد می کند.

انرژی پیوند(برای یک حالت معین از سیستم) تفاوت بین انرژی حالتی است 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 اجزاء در سیستمی از N مؤلفه (ذره) است، Ei انرژی کل جزء i در حالت غیرمحدود (ذره ای بی نهایت دور در حالت سکون) و E انرژی کل ذره است. سیستم محدود برای سیستمی متشکل از ذرات در حال سکون در بی نهایت، انرژی اتصال 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، برای یون‌های منفی، با میل الکترونی منطبق است. 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 های یک هسته اتمی عمدتاً توسط برهمکنش قوی تعیین می شود. برای هسته های سبک ~ 0.8 مگا ولت در هر نوکلئون است.

طول پیوند شیمیاییفاصله بین هسته اتم های پیوند شیمیایی است. طول پیوند شیمیایی مهم است کمیت فیزیکی، که ابعاد هندسی پیوند شیمیایی، وسعت آن در فضا را 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 کیفیت بالابرای تخمین طول پیوندهای 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. سختی دقیق کمی سازیاین واقعیت شامل این واقعیت است که قطبیت پیوند به عوامل مختلفی بستگی دارد: اندازه اتم ها و یون های مولکول های اتصال. از تعداد و ماهیت پیوندی که اتم های پیوند دهنده قبلاً قبل از برهم کنش خود داشتند. در مورد نوع ساختار و حتی بر روی ویژگی های نقص در شبکه های کریستالی آنها. چنین محاسباتی انجام می شود روش های مختلف، که به طور کلی نتایج (مقادیر) تقریباً یکسانی را ارائه می دهند.

به عنوان مثال، برای HCl، مشخص شد 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. 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 الکترون‌های واقع در ناحیه‌ای از فضا در نزدیکی هسته و بار هسته تعریف می‌شود. با این حال، این اندازه فقط یک معنای مشروط و تقریبی [نسبی] دارد، زیرا غیرممکن است که یک ناحیه را در یک مولکول که منحصراً متعلق به یک اتم است، و در مورد چندین پیوند، به یک پیوند خاص، به طور واضح مشخص کرد.

زاویه ظرفیت- 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 ظرفیت به هر دو بستگی دارد ویژگیهای فردیاتم های متصل، و از هیبریداسیون اوربیتال های اتمی اتم مرکزی. برای مولکول های ساده، زاویه پیوند و همچنین سایر پارامترهای هندسی مولکول را می توان با روش های شیمی کوانتومی محاسبه کرد. به طور تجربی، آنها از مقادیر گشتاورهای اینرسی مولکول ها به دست آمده با تجزیه و تحلیل طیف چرخشی آنها تعیین می شوند. زاویه پیوند مولکولهای پیچیده با روشهای تجزیه و تحلیل ساختاری پراش تعیین می شود.

بار موثر اتم، تفاوت بین تعداد الکترون های متعلق به یک اتم معین را در یک ماده شیمیایی مشخص می کند. Comm.، و تعداد الکترون های آزاد. اتم برای برآورد E. z. آ. مدل‌هایی استفاده می‌شوند که در آن مقادیر تعیین‌شده تجربی به‌عنوان توابع بارهای غیرقطبی نقطه‌ای موضعی بر روی اتم‌ها ارائه 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 محدوده مدل های مشابه 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 اتم‌ها منتقل می‌شود، یعنی پیوند قطبی می‌شود. 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 مولکول قرار گیرند، بارهای مثبت و منفی یکدیگر را جبران می کنند و مولکول به عنوان یک کل غیر قطبی است. این اتفاق می افتد، برای مثال، با 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.

مقدار حاصل از گشتاور دوقطبی مولکول را می توان تحت تأثیر جفت تک الکترون ها قرار داد. بنابراین، مولکول های NH3 و NF3 دارای هندسه چهار وجهی هستند (با در نظر گرفتن جفت تک الکترون ها). درجات یونیته پیوند 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 گشتاور دوقطبی NF3 بزرگتر است. با این حال، آزمایش خلاف آن را نشان می دهد. با 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 در روش VS از مدل هیبریداسیون اوربیتال های اتمی (AO) استفاده شده است. 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، اوراق قرضه تشکیل شده با مشارکت آنها معادل هستند و به صورت متقارن قرار می گیرند.

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 اوربیتال ها این است که AO اصلی اشکال مختلفو انرژی ها وقتی با هم مخلوط 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 تاکنون چیزی در مورد ساختار فضایی آنها نمی‌توان گفت. در نظریه پیوند شیمیایی، دو رویکرد خوب برای توضیح و پیش‌بینی هندسه مولکول‌ها وجود دارد. آنها با یکدیگر توافق خوبی دارند. اولین رویکرد، نظریه دافعه جفت الکترون ظرفیتی (OVEP) نامیده می شود. علیرغم نام "وحشتناک"، جوهر این رویکرد بسیار ساده و واضح است: پیوندهای شیمیایی و جفت های الکترون مشترک در مولکول ها تا حد امکان از یکدیگر فاصله دارند. بیایید 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 فرم خطی مولکول امکان پذیر است، زمانی که زاویه بین پیوندها (زاویه ClBeCl) برابر با 180 درجه باشد.

مثال دیگر: 3 پیوند B-F در مولکول BF3 وجود دارد. آنها تا حد امکان از یکدیگر فاصله دارند و مولکول به شکل یک مثلث مسطح است که در آن تمام 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 شکل 21 دو اتم هیدروژن است (شکل 21).

علاوه بر دو جفت الکترون مشترک با اتم های هیدروژن، اتم اکسیژن دارای دو جفت الکترون خارجی است که در تشکیل پیوند شرکت نمی کنند. جفت الکترون مشترک). 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 اوربیتال های اتمی تغییر می کند، کشیده شده و به سمت رئوس چهار وجهی هدایت می شوند. بنابراین، مولکول آب دارای شکل زاویه ای است و زاویه بین پیوندهای اکسیژن-هیدروژن 104.5 درجه است.

شکل مولکول ها و یون ها مانند AB2، AB3، AB4، AB5، AB6. d-AO در تشکیل پیوندهای σ در مولکول های مربع مسطح، در مولکول های هشت وجهی، و در مولکول هایی که به شکل دو هرم مثلثی ساخته شده اند، نقش دارد. تأثیر دافعه جفت‌های الکترون بر پیکربندی فضایی مولکول‌ها (مفهوم مشارکت جفت‌های الکترونی مشترک KNEP).

شکل مولکول ها و یون ها مانند AB2، AB3، AB4، AB5، AB6. هر نوع هیبریداسیون AO مربوط به یک شکل هندسی کاملاً تعریف شده است که به طور تجربی تأیید شده است. اساس آن توسط پیوندهای σ ایجاد شده توسط اوربیتال های ترکیبی ایجاد می شود؛ در میدان الکترواستاتیک آنها، جفت های غیرمحلی از الکترون های π حرکت می کنند (در مورد پیوندهای متعدد) (جدول 5.3). هیبریداسیون sp. نوع مشابهی از هیبریداسیون زمانی رخ می دهد 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 یک جفت الکترون مشترک نیست.

ساختار مولکول BeCl2. اتم بریلیم در حالت عادی دارای دو الکترون s جفتی در لایه بیرونی 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 مدار و انرژی متفاوت هستند. هنگامی که یک پیوند شیمیایی تشکیل می شود، آنها به دو اوربیتال هیبریدی sp-هیبرید 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 مشخصات کمی پیوند هیدروژنی پیوند هیدروژنی بین و درون مولکولی.

برهمکنش های بین مولکولی- اثر متقابل. مولکول ها در بین خود، منجر به پارگی یا تشکیل ماده شیمیایی جدید نمی شوند. اتصالات M. v. تفاوت بین گازهای واقعی و گازهای ایده آل را مشخص می کند، وجود مایعات را مشخص می کند و می گویند. کریستال ها از م تا بسیاری وابسته هستند ساختاری، طیفی، ترمودینامیکی. و غیره. sv-va v-v. ظهور مفهوم قرن M. مرتبط با نام ون دروالس، که برای توضیح سنت در گازها و مایعات واقعی، در سال 1873 معادله ای از حالت را پیشنهاد کرد که M. v. لذا نیروهای م. اغلب واندروالس نامیده می شود.

اساس قرن M.نیروهای برهم کنش کولن را تشکیل می دهند. بین الکترون ها و هسته های یک مولکول و هسته ها و الکترون های یک مولکول دیگر. در St.-vahs in-va که به طور تجربی تعیین شده است، یک برهمکنش متوسط ​​آشکار می شود که به فاصله R بین مولکول ها، جهت گیری متقابل، ساختار و فیزیکی آنها 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. به طور منطقی می توان به سه نوع تقسیم کرد - الکترواستاتیک، پلاریزه (القایی) و پراکندگی. 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) برای تشخیص انواع فردی از M. قرن. تنها تقریباً امکان پذیر است، در حالی که، علاوه بر سه نوع ذکر شده، دو نوع دیگر نیز با همپوشانی پوسته های الکترونی مرتبط هستند - تعامل تبادل و برهمکنش های ناشی از انتقال بار الکترونیکی. با وجود برخی قراردادها، چنین تقسیم بندی در هر مورد خاص به ما امکان می دهد ماهیت قرن M. را توضیح دهیم. و انرژی آن را محاسبه کنید.

ساختار ماده در حالت متراکم.

بسته به فاصله بین ذرات سازنده ماده و ماهیت و انرژی برهمکنش بین آنها، این ماده می تواند یکی از سه مورد باشد. حالت های کل: در حالت 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 شوند، آنها را به موقعیت تعادل خود نزدیک می کند. این وجود اجسام کریستالی با شکل و حجم خاص خود و مقاومت برشی بالا را توضیح می دهد.

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

حالت جامد و مایع اغلب با هم ترکیب می شوند اصطلاح کلی- حالت متراکم

انواع برهمکنش های بین مولکولی پیوند هیدروژنی درون مولکولی.پیوندهایی که در طی تشکیل آنها بازآرایی پوسته های الکترونی رخ نمی دهد، نامیده می شوند. تعامل بین مولکول ها . انواع اصلی برهمکنش های مولکولی شامل نیروهای واندروالس، پیوندهای هیدروژنی و برهمکنش دهنده-گیرنده است.

هنگامی که مولکول ها به یکدیگر نزدیک می شوند، جاذبه ظاهر می شود که باعث ظاهر شدن حالت متراکم ماده (مایع، جامد با شبکه کریستالی مولکولی) می شود. نیروهایی که در جذب مولکول ها نقش دارند 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، تمایل به گرفتن موقعیتی دارد که در آن دوقطبی های آنها با قطب های مخالف روبروی یکدیگر قرار می گیرند و بردارهای گشتاورهای این دوقطبی ها در امتداد یک خط مستقیم قرار می گیرند (به عبارت دیگر). ، به آن برهمکنش دوقطبی-دوقطبی می گویند).

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

ج) پراکنده، که در نتیجه برهم کنش میکرودوقطبی های تشکیل شده به دلیل 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. جهت گیری و برهمکنش القایی برای ذرات بسیاری از مواد، به عنوان مثال: He، Ar، H2، N2، CH4 انجام نمی شود. برای مولکول های NH3، برهمکنش پراکندگی 50٪، برهمکنش جهت گیری 44.6٪، و برهمکنش القایی 5.4٪ است. 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 جاذبه واندروالسی فعل و انفعالات فیزیکی هستند.

پیوند هیدروژنی- این یک 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، یک اتم هیدروژن قطبی شده است. خواص منحصر به فرد: عدم وجود لایه های الکترونی داخلی، جابجایی قابل توجه یک جفت الکترون به اتمی با EC 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 مهمترین نمونه های معروفتأثیر 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 یک ویژگی میانی بین برهمکنش های ظرفیتی و بین مولکولی دارد. این با خواص منحصر به فرد اتم هیدروژن قطبی شده، اندازه کوچک آن و عدم وجود لایه های الکترونی همراه است.

پیوند هیدروژنی بین مولکولی و درون مولکولی.

پیوندهای هیدروژنی در بسیاری از آنها یافت می شود ترکیبات شیمیایی. آنها معمولاً بین اتمهای فلوئور ، نیتروژن و اکسیژن (الکترونیگرترین عناصر) بوجود می آیند ، کمتر - با مشارکت اتمهای 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، آمین ها تشکیل می شود. در طول تبلور، معمولاً پیوندهای هیدروژنی در این مواد حفظ می شود. بنابراین ساختار بلوری آنها به صورت زنجیره ای (متانول)، لایه های مسطح دو بعدی (اسید بوریک)، شبکه های فضایی سه بعدی (یخ) است.

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

و هیدروژن فلوراید گازی حاوی مولکول های پلیمری، از جمله تا چهار ذره HF است. پیوندهای قوی بین مولکول ها را می توان در آب، آمونیاک مایع، الکل ها یافت. اتم های اکسیژن و نیتروژن لازم برای تشکیل پیوندهای هیدروژنی حاوی تمام کربوهیدرات ها، پروتئین ها، اسیدهای نوکلئیک هستند. برای مثال مشخص است که گلوکز، فروکتوز و ساکارز کاملاً در آب 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. سیستم تناوبی عناصر شیمیایی - تصویر گرافیکی قانون تناوبی. نسخه مدرنسیستم دوره ای ویژگی های پر شدن اوربیتال های اتمی با الکترون و تشکیل دوره ها. s-, p-, d-, f- عناصر و مکان آنها در سیستم 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 غیر قابل تقسیم و در مورد آن در نظر گرفته می شد ساختار داخلیهیچ چیز معلوم نبود مبانی قانون دوره ای DI. مندلیف جرم های اتمی (وزن اتمی سابق) و خواص شیمیاییعناصر.

ترتیب 63 عنصر شناخته شده در آن زمان به ترتیب صعودی جرم اتمی آنها، D.I. مندلیف یک سری طبیعی (طبیعی) از عناصر شیمیایی را دریافت کرد که در آنها تکرار دوره ای خواص شیمیایی را کشف کرد.

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

برخی از عناصر D.I. مندلیف آنالوگ های شیمیایی (به عنوان مثال، آلومینیوم Al و سیلیکون Si) پیدا نکرد، زیرا چنین آنالوگ هایی در آن زمان هنوز ناشناخته بودند. او برای آنها مکان های خالی در سریال های طبیعی باقی گذاشت و بر اساس عود 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.

تعریف

پیوند کووالانسی یک پیوند شیمیایی است که به دلیل اجتماعی شدن اتم های الکترون های ظرفیت آنها ایجاد می شود. یک شرط واجب برای تشکیل پیوند کووالانسی همپوشانی اوربیتال های اتمی (AO) است که الکترون های ظرفیت روی آن قرار دارند. در ساده ترین حالت، همپوشانی دو AOs منجر به تشکیل دو اوربیتال مولکولی (MOs) می شود: یک MO پیوندی و یک MO ضد پیوند (شل شدن). الکترون های مشترک روی یک MO با انرژی پایین تر قرار دارند:

آموزش ارتباطات

پیوند کووالانسی (پیوند اتمی، هومئو پیوند قطبی) - پیوند بین دو اتم به دلیل اجتماعی شدن (به اشتراک گذاری الکترون) دو الکترون - یکی از هر اتم:

A. + B. -> A: B

به همین دلیل رابطه هومیوپولار دارای ویژگی جهت دار است. یک جفت الکترون که یک پیوند ایجاد می کند، به طور همزمان به هر دو اتم پیوند تعلق دارد، برای مثال:

انواع پیوند کووالانسی

سه نوع پیوند شیمیایی کووالانسی وجود دارد که در مکانیسم تشکیل آنها متفاوت است:

1. پیوند کووالانسی ساده. برای تشکیل آن، هر یک از اتم ها یک الکترون جفت نشده فراهم می کند. هنگامی که یک پیوند کووالانسی ساده تشکیل می شود، بارهای رسمی اتم ها بدون تغییر باقی می مانند. اگر اتم های تشکیل دهنده یک پیوند کووالانسی ساده یکسان باشند، بارهای واقعی اتم های مولکول نیز یکسان است، زیرا اتم های تشکیل دهنده پیوند به طور مساوی دارای یک جفت الکترون اجتماعی هستند، چنین پیوندی کووالانسی غیر قطبی نامیده می شود. رابطه، رشته. اگر اتم ها متفاوت باشند، درجه مالکیت یک جفت الکترون اجتماعی شده با تفاوت در الکترونگاتیوی اتم ها تعیین می شود، یک اتم با الکترونگاتیوی بیشتر دارای یک جفت الکترون پیوندی به میزان بیشتری است، و بنابراین درست است. بار دارای علامت منفی است، اتمی با الکترونگاتیوی پایین تر، به ترتیب بار یکسان را به دست می آورد، اما با علامت مثبت.

پیوندهای سیگما (σ)-، پی (π) - شرح تقریبی انواع پیوندهای کووالانسی در مولکول های ترکیبات آلی، پیوند σ با این واقعیت مشخص می شود که چگالی ابر الکترونی در امتداد محور اتصال حداکثر است. هسته اتم ها هنگامی که یک پیوند π تشکیل می شود، به اصطلاح همپوشانی جانبی ابرهای الکترونی رخ می دهد، و چگالی ابر الکترونی حداکثر "بالا" و "زیر" صفحه پیوند σ است. به عنوان مثال، اتیلن، استیلن و بنزن را در نظر بگیرید.

در مولکول اتیلن C 2 H 4 یک پیوند دوگانه CH 2 \u003d CH 2 وجود دارد ، فرمول الکترونیکی آن این است: H: C:: C: H. هسته تمام اتم های اتیلن در یک صفحه قرار دارند. سه ابر الکترونی از هر اتم کربن سه پیوند کووالانسی با اتم های دیگر در همان صفحه (با زاویه بین آنها حدود 120 درجه) تشکیل می دهند. ابر چهارمین الکترون ظرفیتی اتم کربن در بالا و پایین صفحه مولکول قرار دارد. چنین ابرهای الکترونی از هر دو اتم کربن، که تا حدی در بالا و پایین صفحه مولکول همپوشانی دارند، پیوند دوم بین اتم‌های کربن را تشکیل می‌دهند. اولین پیوند کووالانسی قوی‌تر بین اتم‌های کربن، پیوند σ نامیده می‌شود. دومین پیوند کووالانسی کمتر قوی، پیوند π نامیده می شود.

در یک مولکول خطی استیلن

H-S≡S-N (N: S::: S: N)

پیوند σ بین اتم های کربن و هیدروژن، یک پیوند σ بین دو اتم کربن و دو پیوند π بین اتم های کربن مشابه وجود دارد. دو پیوند π در بالای حوزه عمل پیوند σ در دو صفحه متقابل عمود بر هم قرار دارند.

تمام شش اتم کربن مولکول بنزن حلقوی C 6 H 6 در یک صفحه قرار دارند. پیوند σ بین اتم های کربن در صفحه حلقه عمل می کند. پیوندهای مشابهی برای هر اتم کربن با اتم های هیدروژن وجود دارد. هر اتم کربن سه الکترون برای ایجاد این پیوندها صرف می کند. ابرهای الکترون چهارم ظرفیتی اتم‌های کربن که به شکل هشت هستند، عمود بر صفحه مولکول بنزن قرار دارند. هر یک از این ابرها به طور مساوی با ابرهای الکترونی اتم های کربن همسایه همپوشانی دارند. در مولکول بنزن، سه پیوند π جداگانه تشکیل نمی شود، بلکه یک سیستم تک الکترونی π متشکل از شش الکترون، مشترک برای همه اتم های کربن است. پیوندهای بین اتم های کربن در مولکول بنزن دقیقاً یکسان است.

یک پیوند کووالانسی در نتیجه اجتماعی شدن الکترون ها (با تشکیل جفت های الکترونی مشترک) تشکیل می شود که در هنگام همپوشانی ابرهای الکترونی رخ می دهد. ابرهای الکترونی دو اتمی در تشکیل پیوند کووالانسی شرکت می کنند. دو نوع اصلی پیوند کووالانسی وجود دارد:

• کووالانسی پیوند غیر قطبیبین اتم های غیر فلزی یک عنصر شیمیایی تشکیل شده است. مواد ساده چنین پیوندی دارند، به عنوان مثال، O 2; N 2 ; ج 12 .
• یک پیوند قطبی کووالانسی بین اتم های غیر فلزات مختلف تشکیل می شود.

همچنین ببینید

ادبیات

• "فرهنگ دایره المعارف شیمی"، م.، " دایره المعارف شوروی"، 1983، ص264.

بنیاد ویکی مدیا 2010 .

• دایره المعارف بزرگ پلی تکنیک

پیوند شیمیایی مکانیسمی که توسط آن اتم ها با هم ترکیب می شوند و مولکول ها را تشکیل می دهند. انواع مختلفی از چنین پیوندی وجود دارد که یا بر اساس جذب بارهای مخالف یا بر اساس تشکیل پیکربندی های پایدار از طریق تبادل الکترون ها است. فرهنگ دانشنامه علمی و فنی

پیوند شیمیایی- پیوند شیمیایی، برهمکنش اتم ها، که باعث اتصال آنها به مولکول ها و کریستال ها می شود. نیروهایی که در طول تشکیل یک پیوند شیمیایی وارد می‌شوند، عمدتاً ماهیت الکتریکی دارند. تشکیل یک پیوند شیمیایی با یک بازآرایی همراه است ... ... فرهنگ لغت دایره المعارف مصور

جذب متقابل اتم ها، منجر به تشکیل مولکول ها و کریستال ها می شود. مرسوم است که می گویند در یک مولکول یا در یک بلور بین اتم های همسایه ch وجود دارد. ظرفیت یک اتم (که در زیر با جزئیات بیشتر مورد بحث قرار گرفته است) تعداد پیوندها را نشان می دهد ... دایره المعارف بزرگ شوروی

پیوند شیمیایی- جذب متقابل اتم ها که منجر به تشکیل مولکول ها و کریستال ها می شود. ظرفیت یک اتم تعداد پیوندهای تشکیل شده توسط یک اتم معین با پیوندهای همسایه را نشان می دهد. عبارت " ساختار شیمیایی"معرفی شده توسط آکادمیک A. M. Butlerov در ... ... فرهنگ لغت دایره المعارفیدر متالورژی

پیوند یونی یک پیوند شیمیایی قوی است که بین اتم ها با اختلاف الکترونگاتیوی زیاد ایجاد می شود که در آن یک جفت الکترون مشترک به طور کامل به اتمی با الکترونگاتیوی بیشتر منتقل می شود. به عنوان مثال ترکیب CsF ... ویکی پدیا

پیوند شیمیایی پدیده برهمکنش اتم ها به دلیل همپوشانی ابرهای الکترونی، ذرات اتصال است که با کاهش انرژی کل سیستم همراه است. اصطلاح "ساختار شیمیایی" برای اولین بار توسط A. M. Butlerov در سال 1861 ... ... ویکی پدیا معرفی شد.