Një mesazh mbi temën e lidhjes kovalente. Lidhja kimike kovalente

Dhe komunikim me tre qendra me dy elektrone.

Duke marrë parasysh interpretimin statistikor funksioni i valës M. Born, dendësia e probabilitetit të gjetjes së elektroneve lidhëse është e përqendruar në hapësirën midis bërthamave të molekulës (Fig. 1). Teoria e zmbrapsjes së çiftit elektronik merr në konsideratë dimensionet gjeometrike të këtyre çifteve. Pra, për elementet e çdo periudhe ka një të caktuar rreze mesatareçifti elektronik (Å):

0.6 për elementë deri në neoni; 0,75 për elementë deri në argon; 0,75 për elementë deri në krypton dhe 0,8 për elementë deri në ksenon.

Vetitë karakteristike të një lidhje kovalente

Vetitë karakteristike lidhja kovalente - drejtimi, ngopja, polariteti, polarizimi - përcaktojnë kimike dhe vetitë fizike lidhjet.

• Përcaktohet drejtimi i lidhjes struktura molekulare substancave dhe formë gjeometrike molekulat e tyre.

Këndet ndërmjet dy lidhjeve quhen kënde lidhjeje.

• Saturability - aftësia e atomeve për t'u formuar numër i kufizuar lidhje kovalente. Numri i lidhjeve të formuara nga një atom është i kufizuar nga numri i orbitaleve të jashtme atomike të tij.

• Polariteti i lidhjes është për shkak të shpërndarjes së pabarabartë të densitetit të elektroneve për shkak të ndryshimeve në elektronegativitetin e atomeve.

Mbi këtë bazë, lidhjet kovalente ndahen në jo polare dhe polare (jo polare - molekula diatomike përbëhet nga atome identike (H 2, Cl 2, N 2) dhe retë elektronike të secilit atom janë të shpërndara në mënyrë simetrike në lidhje me këto atome; polare - një molekulë diatomike përbëhet nga atome të ndryshme elementet kimike, dhe reja e përgjithshme e elektroneve zhvendoset drejt një prej atomeve, duke formuar kështu një asimetri në shpërndarjen e ngarkesës elektrike në molekulë, duke gjeneruar një moment dipoli të molekulës).

• Polarizimi i lidhjes shprehet në zhvendosjen e elektroneve të lidhjes nën ndikimin e jashtme fushe elektrike, duke përfshirë një grimcë tjetër reaguese. Polarizueshmëria përcaktohet nga lëvizshmëria e elektroneve. Polariteti dhe polarizueshmëria e lidhjeve kovalente përcakton reaktivitetin e molekulave ndaj reagentëve polare.

Megjithatë, dy herë fitues Çmimi Nobël L. Pauling vuri në dukje se «në disa molekula ka lidhje kovalente për shkak të një ose tre elektroneve në vend të një çifti të përbashkët». Një lidhje kimike me një elektron realizohet në jonin molekular të hidrogjenit H 2 +.

Joni molekular i hidrogjenit H2+ përmban dy protone dhe një elektron. Elektroni i vetëm i sistemit molekular kompenson zmbrapsjen elektrostatike të dy protoneve dhe i mban ato në një distancë prej 1,06 Å (gjatësia e lidhjes kimike H 2+). Qendra e densitetit elektronik të resë elektronike të sistemit molekular është e barabartë nga të dy protonet në rrezen e Bohr α 0 = 0,53 A dhe është qendra e simetrisë jon molekular hidrogjen H 2 + .

Historia e termit

Termi "lidhje kovalente" u krijua për herë të parë nga fituesi i çmimit Nobel, Irving Langmuir në 1919. Termi i referohej një lidhjeje kimike për shkak të zotërimit të përbashkët të elektroneve, në krahasim me një lidhje metalike, në të cilën elektronet ishin të lira, ose një lidhje jonike, në të cilën njëri prej atomeve hoqi dorë nga një elektron dhe u bë një kation, dhe atomi tjetër pranoi një elektron dhe u bë një anion.

Komunikimet e Arsimit

Një lidhje kovalente formohet nga një palë elektronesh të ndarë midis dy atomeve dhe këto elektrone duhet të zënë dy orbitale të qëndrueshme, një nga secili atom.

A + + B → A: B

Si rezultat i socializimit, elektronet formojnë një nivel energjie të mbushur. Një lidhje formohet nëse energjia totale e tyre në këtë nivel është më e vogël se në gjendjen fillestare (dhe ndryshimi në energji nuk do të jetë asgjë më shumë se energjia e lidhjes).

Sipas teorisë orbitalet molekulare, mbivendosja e dy orbitaleve atomike çon në rastin më të thjeshtë në formimin e dy orbitaleve molekulare (MO): duke lidhur MO Dhe MO kundër lidhjes (lidhjes).. Elektronet e përbashkëta janë të vendosura në lidhjen MO të energjisë më të ulët.

Formimi i lidhjes gjatë rikombinimit të atomeve

Megjithatë, mekanizmi i ndërveprimit ndëratomik për një kohë të gjatë mbeti i panjohur. Vetëm në vitin 1930 F. London prezantoi konceptin e tërheqjes së dispersionit - ndërveprimin midis dipoleve të menjëhershme dhe të induktuara (të induktuara). Aktualisht, forcat tërheqëse të shkaktuara nga ndërveprimi midis dipoleve elektrike luhatëse të atomeve dhe molekulave quhen "forcat e Londrës".

Energjia e një ndërveprimi të tillë është drejtpërdrejt proporcionale me katrorin e polarizimit elektronik α dhe në përpjesëtim të zhdrejtë me distancën ndërmjet dy atomeve ose molekulave me fuqinë e gjashtë.

Formimi i lidhjes nga mekanizmi dhurues-pranues

Përveç mekanizmit homogjen të formimit të lidhjes kovalente të përshkruar në seksionin e mëparshëm, ekziston një mekanizëm heterogjen - ndërveprimi i joneve të ngarkuar në mënyrë të kundërt - protoni H + dhe jon negativ hidrogjen H -, i quajtur jon hidridi:

H + + H - → H 2

Me afrimin e joneve, reja me dy elektrone (çifti elektronik) i jonit të hidridit tërhiqet nga protoni dhe përfundimisht bëhet i përbashkët për të dy bërthamat e hidrogjenit, domethënë shndërrohet në një çift elektronik lidhës. Grimca që furnizon një çift elektronik quhet dhurues dhe grimca që pranon këtë çift elektronik quhet pranues. Ky mekanizëm i formimit të lidhjes kovalente quhet donator-akceptor.

H + + H 2 O → H 3 O +

Një proton sulmon çiftin e vetëm elektronik të një molekule uji dhe formon një kation të qëndrueshëm që ekziston në tretësirat ujore acidet

Në mënyrë të ngjashme, një proton i shtohet një molekule amoniaku për të formuar një kation kompleks të amonit:

NH 3 + H + → NH 4 +

Në këtë mënyrë (sipas mekanizmit dhurues-pranues të formimit të lidhjes kovalente) fitohet një klasë e madhe e përbërjeve të oniumit, e cila përfshin amoniumin, oksoniumin, fosfonin, sulfoniumin dhe përbërje të tjera.

Një molekulë hidrogjeni mund të veprojë si dhurues i një çifti elektronik, i cili, pas kontaktit me një proton, çon në formimin e një joni molekular të hidrogjenit H 3 +:

H 2 + H + → H 3 +

Çifti elektronik i lidhjes së jonit molekular të hidrogjenit H 3 + u përket njëkohësisht tre protoneve.

Llojet e lidhjeve kovalente

Ekzistojnë tre lloje të kovalentëve lidhje kimike, të ndryshme në mekanizmin e formimit:

1. Lidhje e thjeshtë kovalente. Për formimin e tij, çdo atom siguron një elektron të paçiftuar. Kur formohet një lidhje e thjeshtë kovalente, ngarkesat formale të atomeve mbeten të pandryshuara.

• Nëse atomet që formojnë një lidhje të thjeshtë kovalente janë të njëjta, atëherë ngarkesat e vërteta të atomeve në molekulë janë gjithashtu të njëjta, pasi atomet që formojnë lidhjen janë në mënyrë të barabartë zotërojnë një çift elektronik të socializuar. Kjo lidhje quhet lidhje kovalente jopolare. Substancat e thjeshta kanë një lidhje të tillë, për shembull: 2, 2, 2. Por jo vetëm jometalet e të njëjtit lloj mund të formojnë një lidhje kovalente jopolare. Elementët jometalë, elektronegativiteti i të cilëve është i një rëndësie të njëjtë, mund të formojnë gjithashtu një lidhje kovalente jopolare, për shembull, në molekulën PH 3 lidhja është kovalente jopolare, pasi EO e hidrogjenit është e barabartë me EO të fosforit.

• Nëse atomet janë të ndryshëm, atëherë shkalla e zotërimit të një çifti të përbashkët elektronesh përcaktohet nga ndryshimi në elektronegativitetin e atomeve. Një atom me elektronegativitet më të madh tërheq një palë elektrone lidhëse më fort drejt vetes, dhe ngarkesa e tij e vërtetë bëhet negative. Një atom me elektronegativitet më të ulët fiton, në përputhje me rrethanat, të njëjtën madhësi ngarkesë pozitive. Nëse një përbërje formohet midis dy jometaleve të ndryshme, atëherë një përbërje e tillë quhet lidhje polare kovalente.

Në molekulën e etilenit C 2 H 4 ekziston një lidhje e dyfishtë CH 2 = CH 2, ajo formula elektronike: N:S::S:N. Bërthamat e të gjithë atomeve të etilenit janë të vendosura në të njëjtin rrafsh. Tre retë elektronike të secilit atom karboni formojnë tre lidhje kovalente me atome të tjera në të njëjtin rrafsh (me kënde ndërmjet tyre afërsisht 120°). Reja e elektronit të katërt të valencës së atomit të karbonit ndodhet sipër dhe nën rrafshin e molekulës. Retë e tilla elektronike të të dy atomeve të karbonit, pjesërisht të mbivendosura mbi dhe nën rrafshin e molekulës, formojnë një lidhje të dytë midis atomeve të karbonit. Lidhja e parë kovalente më e fortë ndërmjet atomeve të karbonit quhet lidhje σ; quhet lidhja e dytë kovalente më e dobët π (\displaystyle \pi)- komunikimi.

Rrallë substancave kimike përbëhet nga atome individuale, të palidhura të elementeve kimike. Në kushte normale, vetëm një numër i vogël i gazrave të quajtur gazra fisnikë e kanë këtë strukturë: helium, neoni, argon, kripton, ksenon dhe radoni. Më shpesh, substancat kimike nuk përbëhen nga atome të izoluar, por nga kombinime të tyre në grupe të ndryshme. Asociacione të tilla atomesh mund të numërojnë disa njësi, qindra, mijëra ose madje më shumë atome. Forca që i mban këto atome në grupe të tilla quhet lidhje kimike.

Me fjalë të tjera, mund të themi se një lidhje kimike është një ndërveprim që siguron lidhjen e atomeve individuale në struktura më komplekse (molekula, jone, radikale, kristale, etj.).

Arsyeja për formimin e një lidhjeje kimike është se energjia e strukturave më komplekse është më e vogël se energjia totale e atomeve individuale që e formojnë atë.

Pra, në veçanti, nëse ndërveprimi i atomeve X dhe Y prodhon një molekulë XY, kjo do të thotë që energjia e brendshme molekulat e kësaj substance janë më të ulëta se energjia e brendshme e atomeve individuale nga të cilat është formuar:

E(XY)< E(X) + E(Y)

Për këtë arsye, kur formohen lidhje kimike midis atomeve individuale, lirohet energji.

Elektrone të shtresës së jashtme elektronike me energjinë më të ulët të lidhjes me bërthamën, të quajtura valencë. Për shembull, në bor këto janë elektrone të nivelit të dytë të energjisë - 2 elektrone për 2 s- orbitalet dhe 1 me 2 fq-orbitalet:

Kur formohet një lidhje kimike, çdo atom tenton të marrë konfigurimin elektronik të atomeve të gazit fisnik, d.m.th. në mënyrë që të ketë 8 elektrone në shtresën e jashtme elektronike të saj (2 për elementet e periudhës së parë). Ky fenomen quhet rregulli oktet.

Arritja me atome konfigurim elektronik gazi fisnik është i mundur nëse fillimisht atome të vetme ndajnë disa nga elektronet e tyre të valencës me atome të tjera. Në këtë rast, e zakonshme çifte elektronike.

Në varësi të shkallës së ndarjes së elektroneve, mund të dallohen lidhjet kovalente, jonike dhe metalike.

Lidhja kovalente

Lidhjet kovalente më së shpeshti ndodhin midis atomeve të elementeve jometalike. Nëse atomet jometale që formojnë një lidhje kovalente i përkasin elementeve të ndryshme kimike, një lidhje e tillë quhet lidhje kovalente polare. Arsyeja e këtij emri qëndron në faktin se atomet elemente të ndryshme kanë dhe aftësi të ndryshme tërheqin një çift elektronik të përbashkët. Natyrisht, kjo çon në një zhvendosje të çiftit të përbashkët elektronik drejt një prej atomeve, si rezultat i të cilit formohet një formim i pjesshëm mbi të. ngarkesë negative. Nga ana tjetër, një ngarkesë e pjesshme pozitive formohet në atomin tjetër. Për shembull, në një molekulë të klorurit të hidrogjenit, çifti elektronik zhvendoset nga atomi i hidrogjenit në atomin e klorit:

Shembuj të substancave me lidhje kovalente polare:

CCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2, etj.

Një lidhje kovalente jopolare formohet midis atomeve jometale të të njëjtit element kimik. Meqenëse atomet janë identike, aftësia e tyre për të tërhequr elektrone të përbashkëta. Në këtë drejtim, nuk vërehet zhvendosje e çiftit elektronik:

Mekanizmi i mësipërm për formimin e një lidhjeje kovalente, kur të dy atomet ofrojnë elektrone për të formuar çifte të përbashkëta elektronike, quhet shkëmbim.

Ekziston edhe një mekanizëm dhurues-pranues.

Kur një lidhje kovalente formohet nga mekanizmi dhurues-pranues, formohet një çift elektronik i përbashkët për shkak të orbitalës së mbushur të një atomi (me dy elektrone) dhe orbitalës së zbrazët të një atomi tjetër. Një atom që siguron një palë të vetme elektronesh quhet dhurues dhe një atom me një orbitale të zbrazët quhet pranues. Atomet që kanë elektrone të çiftëzuara, për shembull N, O, P, S, veprojnë si dhurues të çifteve elektronike.

Për shembull, sipas mekanizmit dhurues-pranues, formimi i kovalentit të katërt Lidhjet N-H në kationin e amonit NH 4 +:

Përveç polaritetit, lidhjet kovalente karakterizohen edhe nga energjia. Energjia e lidhjes është energjia minimale e nevojshme për të thyer një lidhje midis atomeve.

Energjia e lidhjes zvogëlohet me rritjen e rrezeve të atomeve të lidhura. Mënyra se si ne njohim rrezet atomike duke rritur nëngrupet, për shembull, mund të konkludojmë se forca e lidhjes halogjen-hidrogjen rritet në seri:

HI< HBr < HCl < HF

Gjithashtu, energjia e lidhjes varet nga shumëfishimi i saj - sa më i madh të jetë shumëfishimi i lidhjes, aq më e madhe është energjia e saj. Shumëfishimi i lidhjes i referohet numrit të çifteve të përbashkëta të elektroneve midis dy atomeve.

Lidhja jonike

Një lidhje jonike mund të mendohet si rast kufizues lidhje polare kovalente. Nëse në një lidhje kovalente-polare çifti i përbashkët elektronik zhvendoset pjesërisht në një nga çiftet e atomeve, atëherë në një lidhje jonike ai pothuajse plotësisht "i jepet" njërit prej atomeve. Atomi që dhuron elektron(et) fiton një ngarkesë pozitive dhe bëhet kation, dhe atomi që ka marrë elektrone prej tij merr një ngarkesë negative dhe bëhet anion.

Kështu, lidhje jonikeështë një lidhje e formuar për shkak të tërheqjes elektrostatike të kationeve ndaj anioneve.

Formimi i kësaj lloj lidhjeje është tipik gjatë bashkëveprimit të atomeve të metaleve tipike dhe jometaleve tipike.

Për shembull, fluori i kaliumit. Kationi i kaliumit formohet nga heqja e një elektroni nga një atom neutral, dhe joni i fluorit formohet nga shtimi i një elektroni në atomin e fluorit:

Një forcë tërheqëse elektrostatike lind midis joneve që rezultojnë, duke rezultuar në formimin e një përbërjeje jonike.

Kur u formua një lidhje kimike, elektronet nga atomi i natriumit kaluan në atomin e klorit dhe u formuan jone të ngarkuar në mënyrë të kundërt, të cilët kanë një nivel të plotë të energjisë së jashtme.

Është vërtetuar se elektronet nga atomi i metalit nuk janë shkëputur plotësisht, por zhvendosen vetëm drejt atomit të klorit, si në një lidhje kovalente.

Shumica komponimet binare, të cilat përmbajnë atome metalike, janë jonike. Për shembull, oksidet, halogjenët, sulfidet, nitridet.

Lidhja jonike ndodh edhe ndërmjet katione të thjeshta dhe anioneve të thjeshta (F −, Cl −, S 2-), si dhe ndërmjet kationeve të thjeshta dhe anioneve komplekse (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Prandaj, komponimet jonike përfshijnë kripërat dhe bazat (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH)

Lidhje metalike

Kjo lloj lidhjeje formohet në metale.

Atomet e të gjitha metaleve kanë elektrone në shtresën e jashtme elektronike të tyre që kanë një energji të ulët lidhëse me bërthamën e atomit. Për shumicën e metaleve, procesi i humbjes së elektroneve të jashtme është energjikisht i favorshëm.

Në funksion të kësaj ndërveprim i dobët Me bërthamën, këto elektrone në metale janë shumë të lëvizshme dhe procesi i mëposhtëm ndodh vazhdimisht në çdo kristal metalik:

М 0 — ne − = M n + ,

ku M 0 është një atom metalik neutral dhe M n + një kation i të njëjtit metal. Figura më poshtë ofron një ilustrim të proceseve që po ndodhin.

Kjo do të thotë, elektronet "nguten" nëpër një kristal metalik, duke u shkëputur nga një atom metalik, duke formuar një kation prej tij, duke u bashkuar me një kation tjetër, duke formuar një atom neutral. Ky fenomen u quajt "erë elektronike" dhe grumbullimi i elektroneve të lira në një kristal të një atomi jometal u quajt "gaz elektron". Ky lloj ndërveprimi ndërmjet atomeve metalike quhet lidhje metalike.

Lidhja hidrogjenore

Nëse një atom hidrogjeni në një substancë është i lidhur me një element me elektronegativitet të lartë (azot, oksigjen ose fluor), kjo substancë karakterizohet nga një fenomen i quajtur lidhje hidrogjenore.

Meqenëse një atom hidrogjeni është i lidhur me një atom elektronegativ, një ngarkesë e pjesshme pozitive formohet në atomin e hidrogjenit dhe një ngarkesë e pjesshme negative formohet në atomin e elementit elektronegativ. Në këtë drejtim, tërheqja elektrostatike bëhet e mundur midis një atomi hidrogjeni të ngarkuar pjesërisht pozitivisht të një molekule dhe një atomi elektronegativ të një tjetri. Për shembull, lidhja hidrogjenore vërehet për molekulat e ujit:

Është lidhja hidrogjenore që shpjegon anomalinë ngrohjes ujë të shkrirë. Përveç ujit, lidhje të forta hidrogjeni krijohen edhe në substanca të tilla si fluori i hidrogjenit, amoniaku, acidet që përmbajnë oksigjen, fenolet, alkoolet dhe aminet.

Lidhja kimike kovalente ndodh ndërmjet atomeve me afër ose vlera të barabarta elektronegativiteti. Supozoni se klori dhe hidrogjeni priren të marrin elektrone dhe të marrin strukturën e gazit fisnik më të afërt, që do të thotë se asnjëri prej tyre nuk do t'i japë një elektron tjetrit. Si janë ende të lidhur? Është e thjeshtë - ata ndajnë me njëri-tjetrin, formohet një çift elektronik i përbashkët.

Tani le të shqyrtojmë tipare dalluese lidhje kovalente.

Ndryshe nga komponimet jonike, molekulat e përbërjeve kovalente mbahen së bashku nga "forcat ndërmolekulare", të cilat janë shumë më të dobëta se lidhjet kimike. Në këtë drejtim karakterizohen lidhjet kovalente ngopshmëria– formimi i një numri të kufizuar lidhjesh.

Dihet se orbitalet atomike janë të orientuara në hapësirë në një mënyrë të caktuar, pra, kur krijohet një lidhje, mbivendosja e reve elektronike ndodh në një drejtim të caktuar. Ato. një veti e tillë e një lidhje kovalente realizohet si drejtimin.

Nëse një lidhje kovalente në një molekulë formohet nga atome identike ose atome me elektronegativitet të barabartë, atëherë një lidhje e tillë nuk ka polaritet, domethënë, densiteti i elektronit shpërndahet në mënyrë simetrike. Quhet lidhje kovalente jopolare ( H2, Cl2, O2 ). Lidhjet mund të jenë të vetme, të dyfishta ose të trefishta.

Nëse elektronegativiteti i atomeve ndryshon, atëherë kur ato kombinohen, dendësia e elektroneve shpërndahet në mënyrë të pabarabartë midis atomeve dhe formave lidhje polare kovalente(HCl, H 2 O, CO), shumësia e të cilave mund të jetë gjithashtu e ndryshme. Gjatë edukimit të këtij lloji lidhje, atomi më elektronegativ fiton një ngarkesë të pjesshme negative dhe atomi me më pak elektronegativitet fiton një ngarkesë të pjesshme pozitive (δ- dhe δ+). Formohet një dipol elektrik në të cilin ngarkesat me shenjë të kundërt ndodhen në një distancë të caktuar nga njëra-tjetra. Si masë e polaritetit të lidhjes, përdorni moment dipol:

Polariteti i përbërjes është më i theksuar sa më i madh të jetë momenti dipol. Molekulat do të jenë jopolare nëse momenti dipol është zero.

Në lidhje me karakteristikat e mësipërme, mund të konkludojmë se komponimet kovalente i paqëndrueshëm, kanë temperaturat e ulëta shkrirja dhe zierja. Elektricitet nuk mund të kalojnë nëpër këto lidhje, prandaj janë përçues të dobët dhe izolues të mirë. Kur aplikohet nxehtësia, shumë përbërës me lidhje kovalente ndizen. Në pjesën më të madhe këto janë hidrokarbure, si dhe okside, sulfide, halogjene të jometaleve dhe metale në tranzicion.

Lidhja kovalente të formuara nga bashkëveprimi i jometaleve. Atomet jometale kanë elektronegativitet të lartë dhe priren të mbushin shtresën e jashtme elektronike me elektrone të huaj. Dy atome të tilla mund të hyjnë gjendje të qëndrueshme, nëse bashkojnë elektronet e tyre .

Le të shqyrtojmë formimin e një lidhje kovalente në thjeshtë substancave.

1.Formimi i një molekule hidrogjeni.

Çdo atom hidrogjeni ka një elektron. Për të kaluar në një gjendje të qëndrueshme, i duhet një elektron më shumë.

Kur dy atome afrohen, retë elektronike mbivendosen. Formohet një çift elektronik i përbashkët që lidh atomet e hidrogjenit në një molekulë.

Hapësira midis dy bërthamave ndan më shumë elektrone se vendet e tjera. Një zonë me rritja e densitetit të elektroneve dhe ngarkesë negative. Bërthamat e ngarkuara pozitivisht tërhiqen nga ajo dhe formohet një molekulë.

Në këtë rast, çdo atom merr një nivel të jashtëm të përfunduar me dy elektrone dhe shkon në një gjendje të qëndrueshme.

Një lidhje kovalente për shkak të formimit të një çifti elektronik të përbashkët quhet e vetme.

Çiftet e përbashkëta të elektroneve (lidhjet kovalente) formohen për shkak të elektrone të paçiftuara, të vendosura në nivelet e jashtme të energjisë së atomeve që ndërveprojnë.

Hidrogjeni ka një elektron të paçiftuar. Për elementët e tjerë, numri i tyre është 8 - numri i grupit.

jometalet VII Dhe grupet (halogjenet) kanë një elektron të paçiftuar në shtresën e jashtme.

Në jometalet VI A grupet (oksigjen, squfur) kanë dy elektrone të tilla.

Në jometalet V Dhe grupet (azoti, fosfori) kanë tre elektrone të paçiftëzuara.

2.Formimi i një molekule fluori.

Atomi fluori ka shtatë elektrone në nivelin e jashtëm. Gjashtë prej tyre formojnë çifte, dhe i shtati është i paçiftuar.

Kur atomet bashkohen, formohet një çift elektronik i përbashkët, domethënë ndodh një lidhje kovalente. Çdo atom merr një tetë elektron të plotësuar shtresa e jashtme. Lidhja në molekulën e fluorit është gjithashtu e vetme. E njëjta obligacione të vetme ekzistojnë në molekula klor, brom dhe jod .

Nëse atomet kanë disa elektrone të paçiftuar, atëherë formohen dy ose tre çifte të përbashkëta.

3.Formimi i një molekule oksigjeni.

Në atom oksigjen në nivelin e jashtëm ka dy elektrone të paçiftuar.

Kur bashkëveprojnë dy atome oksigjen lindin dy çifte elektronike të përbashkëta. Çdo atom mbush nivelin e tij të jashtëm me deri në tetë elektrone. Molekula e oksigjenit ka një lidhje të dyfishtë.

Atomet e shumicës së elementeve nuk ekzistojnë veçmas, pasi ato mund të ndërveprojnë me njëri-tjetrin. Ky ndërveprim prodhon grimca më komplekse.

Natyra e një lidhjeje kimike është veprimi i forcave elektrostatike, të cilat janë forcat e bashkëveprimit midis ngarkesave elektrike. Elektronet dhe bërthamat atomike kanë ngarkesa të tilla.

Elektronet e vendosura në nivelet e jashtme elektronike (elektronet e valencës), duke qenë më larg nga bërthama, ndërveprojnë me të më të dobëtit, dhe për këtë arsye janë në gjendje të shkëputen nga bërthama. Ata janë përgjegjës për lidhjen e atomeve me njëri-tjetrin.

Llojet e ndërveprimeve në kimi

Llojet e lidhjeve kimike mund të paraqiten në tabelën e mëposhtme:

Karakteristikat e lidhjes jonike

Ndërveprimi kimik që formohet për shkak të tërheqje jonike duke pasur tarifa të ndryshme, quhet jonik. Kjo ndodh nëse atomet që lidhen kanë një ndryshim domethënës në elektronegativitet (d.m.th., aftësinë për të tërhequr elektrone) dhe çifti elektronik shkon te elementi më elektronegativ. Rezultati i këtij transferimi të elektroneve nga një atom në tjetrin është formimi i grimcave të ngarkuara - joneve. Mes tyre lind një tërheqje.

Ata kanë indekset më të ulëta të elektronegativitetit metale tipike, dhe më të mëdhenjtë janë jometalet tipike. Kështu, jonet formohen nga bashkëveprimi midis metaleve tipike dhe jometaleve tipike.

Atomet e metaleve bëhen jone të ngarkuar pozitivisht (katione), duke dhuruar elektrone në nivelet e tyre të jashtme të elektroneve, dhe jometalet pranojnë elektrone, duke u shndërruar kështu në e ngarkuar negativisht jonet (anionet).

Atomet kalojnë në një gjendje energjie më të qëndrueshme, duke përfunduar konfigurimin e tyre elektronik.

Lidhja jonike është jo-drejtuese dhe e pangopshme, pasi ndërveprimi elektrostatik ndodh në të gjitha drejtimet, në përputhje me rrethanat joni mund të tërheqë jone shenjë e kundërt në të gjitha drejtimet.

Rregullimi i joneve është i tillë që rreth secilit ka një numër të caktuar jonet me ngarkesë të kundërt. Koncepti i "molekulës" për komponimet jonike nuk ka kuptim.

Shembuj të edukimit

Formimi i një lidhjeje në klorur natriumi (nacl) është për shkak të transferimit të një elektroni nga atomi Na në atomin Cl për të formuar jonet përkatëse:

Na 0 - 1 e = Na + (kation)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anion)

Në klorurin e natriumit, ka gjashtë anione kloruri rreth kationeve të natriumit dhe gjashtë jone natriumi rreth secilit jon kloruri.

Kur formohet ndërveprimi midis atomeve në sulfurin e bariumit, ndodhin proceset e mëposhtme:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba i dhuron dy elektronet e tij squfurit, duke rezultuar në formimin e anioneve të squfurit S 2- dhe kationeve të bariumit Ba 2+.

Lidhja kimike metalike

Numri i elektroneve të jashtme nivelet e energjisë Ka pak metale, ato ndahen lehtësisht nga thelbi. Si rezultat i kësaj shkëputjeje, formohen jonet metalike dhe elektronet e lira. Këto elektrone quhen "gaz elektron". Elektronet lëvizin lirshëm në të gjithë vëllimin e metalit dhe janë vazhdimisht të lidhur dhe të ndarë nga atomet.

Struktura e substancës metalike është si më poshtë: qelizë kristaloreështë skeleti i materies dhe ndërmjet nyjeve të tij elektronet mund të lëvizin lirshëm.

Shembujt e mëposhtëm mund të jepen:

Mg - 2е<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Kovalente: polare dhe jopolare

Lloji më i zakonshëm ndërveprimi kimikështë një lidhje kovalente. Vlerat e elektronegativitetit të elementeve që ndërveprojnë nuk ndryshojnë ndjeshëm, prandaj, ndodh vetëm një zhvendosje e çiftit të përbashkët elektronik në një atom më elektronegativ.

Ndërveprimet kovalente mund të formohen nga mekanizmi i shkëmbimit ose donator-pranues.

Mekanizmi i shkëmbimit realizohet nëse secili prej atomeve ka elektrone të paçiftuara në nivelet e jashtme elektronike dhe mbivendosja e orbitaleve atomike çon në shfaqjen e një çifti elektronesh që tashmë i përkasin të dy atomeve. Kur njëri prej atomeve ka një palë elektrone në pjesën e jashtme nivel elektronik, dhe tjetra ka një orbital të lirë, atëherë kur orbitalet atomike mbivendosen, çifti elektronik ndahet dhe ndërveprimi ndodh sipas mekanizmit dhurues-pranues.

Ato kovalente ndahen me shumësi në:

• e thjeshtë ose e vetme;
• dyfishtë;
• trefishohet.

Ato të dyfishta sigurojnë ndarjen e dy palëve të elektroneve në të njëjtën kohë, dhe ato të trefishta - tre.

Sipas shpërndarjes së densitetit (polaritetit) të elektroneve ndërmjet atomeve të lidhura, një lidhje kovalente ndahet në:

• jo polare;
• polare.

Formohet një lidhje jopolare atome identike, dhe polare - të ndryshme në elektronegativitet.

Ndërveprimi i atomeve me elektronegativitet të ngjashëm quhet lidhje jopolare. Çifti i përbashkët i elektroneve në një molekulë të tillë nuk tërhiqet nga asnjë atom, por u përket njëlloj të dyve.

Ndërveprimi i elementeve që ndryshojnë në elektronegativitet çon në formim lidhjet polare. Në këtë lloj ndërveprimi, çiftet e përbashkëta të elektroneve tërhiqen nga elementi më elektronegativ, por nuk transferohen plotësisht tek ai (d.m.th., formimi i joneve nuk ndodh). Si rezultat i këtij ndryshimi në densitetin e elektroneve, ngarkesat e pjesshme shfaqen në atome: në ato më elektronegative - një ngarkesë negative, dhe në më pak elektronegative - një ngarkesë pozitive.

Vetitë dhe karakteristikat e kovalencës

Karakteristikat kryesore të një lidhje kovalente:

• Gjatësia përcaktohet nga distanca midis bërthamave të atomeve që ndërveprojnë.
• Polariteti përcaktohet nga zhvendosja e resë elektronike drejt njërit prej atomeve.
• Drejtimi është vetia e formimit të lidhjeve të orientuara në hapësirë ​​dhe, në përputhje me rrethanat, molekulave që kanë forma të caktuara gjeometrike.
• Ngopja përcaktohet nga aftësia për të formuar një numër të kufizuar lidhjesh.
• Polarizimi përcaktohet nga aftësia për të ndryshuar polaritetin nën ndikimin e një fushe elektrike të jashtme.
• Energjia e nevojshme për të thyer një lidhje përcakton forcën e saj.

Një shembull i një ndërveprimi kovalent jopolar mund të jenë molekulat e hidrogjenit (H2), klorit (Cl2), oksigjenit (O2), azotit (N2) dhe shumë të tjera.

H· + ·H → molekula H-H ka një lidhje të vetme jopolare,

O: + :O → O=O molekula ka një jopolare të dyfishtë,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekula është trefish jopolare.

Shembuj të lidhjeve kovalente të elementeve kimike përfshijnë molekulat e dioksidit të karbonit (CO2) dhe monoksidit të karbonit (CO), sulfurit të hidrogjenit (H2S), të acidit klorhidrik(HCL), ujë (H2O), metan (CH4), oksid squfuri (SO2) dhe shumë të tjerë.

Në molekulën e CO2, marrëdhënia midis atomeve të karbonit dhe oksigjenit është polare kovalente, pasi hidrogjeni më elektronegativ tërheq densitetin e elektroneve. Oksigjeni ka dy elektrone të paçiftuara në shtresën e tij të jashtme, ndërsa karboni mund të sigurojë katër elektrone për të formuar një ndërveprim. elektron valent. Si rezultat, formohen lidhje dyfishe dhe molekula duket kështu: O=C=O.

Për të përcaktuar llojin e lidhjes në një molekulë të caktuar, mjafton të merren parasysh atomet e saj përbërëse. Substancat e thjeshta metalet formohen metalike, metalet me jometalet formojnë jonike, substanca të thjeshta jometalet janë jopolare kovalente dhe molekulat e përbëra nga jometale të ndryshëm formohen nëpërmjet një lidhjeje polare kovalente.