Kuriame vienas iš atomų atsisakė elektrono ir tapo katijonu, o kitas atomas priėmė elektroną ir tapo anijonu.
Būdingos savybės kovalentinis ryšys- kryptingumas, sodrumas, poliškumas, poliarizacija - nustatyti cheminę ir fizines savybes jungtys.
Nustatoma ryšio kryptis molekulinė struktūra medžiagos ir geometrine forma jų molekulės. Kampai tarp dviejų jungčių vadinami jungties kampais.
Prisotinimas yra atomų gebėjimas sudaryti ribotą skaičių ko valentiniai ryšiai. Atomo sudarytų ryšių skaičių riboja jo išorinių jungčių skaičius atominės orbitalės.
Nustatomas jungties poliškumas netolygus pasiskirstymas elektronų tankis dėl atomų elektronegatyvumo skirtumų. Tuo remiantis kovalentiniai ryšiai skirstomi į nepolinius ir polinius (nepolinius - dviatomė molekulė susideda iš identiškų atomų (H 2, Cl 2, N 2) ir kiekvieno atomo elektronų debesys yra pasiskirstę simetriškai šių atomų atžvilgiu; poliarinė – dviatomė molekulė susideda iš skirtingų atomų cheminiai elementai, o bendras elektronų debesis pasislenka link vieno iš atomų ir taip susidaro pasiskirstymo asimetrija. elektros krūvis molekulėje, sukuriant molekulės dipolio momentą).
Ryšio poliarizuotumas išreiškiamas jungties elektronų poslinkiu veikiant išoriniams veiksniams elektrinis laukas, įskaitant kitą reaguojančią dalelę. Poliarizaciją lemia elektronų judrumas. Kovalentinių ryšių poliškumas ir poliarizuotumas lemia reaktyvumas molekulės poliarinių reagentų atžvilgiu.
Tačiau du kartus laimėjo Nobelio premija L. Paulingas pažymėjo, kad „kai kuriose molekulėse yra kovalentiniai ryšiai, atsirandantys dėl vieno ar trijų elektronų, o ne dėl bendros poros“. Vieno elektrono cheminis ryšys realizuojamas molekuliniame vandenilio jone H 2 +.
Molekuliniame vandenilio jone H 2 + yra du protonai ir vienas elektronas. Vienas molekulinės sistemos elektronas kompensuoja elektrostatinį dviejų protonų atstūmimą ir laiko juos 1,06 Å atstumu (H 2 + cheminės jungties ilgis). Molekulinės sistemos elektronų debesies elektronų tankio centras yra vienodu atstumu nuo abiejų protonų, esant Boro spinduliui α 0 = 0,53 A ir yra molekulinio vandenilio jono H 2 + simetrijos centras.
Enciklopedinis „YouTube“.
-
1 / 5
Kovalentinį ryšį sudaro elektronų pora, pasidalijusi tarp dviejų atomų, ir šie elektronai turi užimti dvi stabilias orbitales, po vieną iš kiekvieno atomo.
A + + B → A: B
Dėl socializacijos elektronai suformuoja užpildytą energijos lygis. Ryšys susidaro, jei jų bendra energija šiame lygyje yra mažesnė nei pradinėje būsenoje (ir energijos skirtumas bus ne kas kita, kaip ryšio energija).
Pagal teoriją molekulinės orbitos, dviejų atominių orbitalių sutapimas paprasčiausiu atveju lemia dviejų molekulinių orbitalių (MO) susidarymą: jungiantis MO Ir anti-pririšimas (atsipalaidavimas) MO. Bendri elektronai yra ant žemesnės energijos jungties MO.
Ryšių susidarymas atomų rekombinacijos metu
Tačiau tarpatominės sąveikos mechanizmas ilgą laiką liko nežinomi. Tik 1930 metais F. Londonas pristatė dispersinės traukos sampratą – momentinių ir indukuotų (indukuotų) dipolių sąveiką. Šiuo metu patrauklios jėgos, kurias sukelia sąveika tarp svyruojančių elektriniai dipoliai atomai ir molekulės vadinami „Londono jėgomis“.
Tokios sąveikos energija yra tiesiogiai proporcinga elektroninio poliarizuojamumo α kvadratui ir atvirkščiai proporcinga atstumui tarp dviejų atomų ar molekulių iki šeštojo laipsnio.
Ryšio susidarymas donoro-akceptoriaus mechanizmu
Be homogeninio kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmo, aprašyto ankstesniame skyriuje, yra ir nevienalytis mechanizmas – priešingai įkrautų jonų sąveika – H+ protonas ir neigiamas jonas vandenilis H - vadinamas hidrido jonu:
H + + H - → H 2
Artėjant jonams, hidrido jono dviejų elektronų debesis (elektronų pora) pritraukiamas prie protono ir galiausiai tampa bendras abiem vandenilio branduoliams, tai yra, virsta jungiančia elektronų pora. Dalelė, kuri tiekia elektronų porą, vadinama donore, o dalelė, kuri priima šią elektronų porą, vadinama akceptoriumi. Šis kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmas vadinamas donoru-akceptoriumi.
H + + H 2 O → H 3 O +
Protonas atakuoja vienišą vandens molekulės elektronų porą ir sudaro stabilų katijoną, kuris egzistuoja vandeniniai tirpalai rūgštys
Panašiai protonas pridedamas prie amoniako molekulės, kad susidarytų sudėtingas amonio katijonas:
NH 3 + H + → NH 4 +
Tokiu būdu (pagal donoro-akceptoriaus kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmą) gaunama didelė onio junginių klasė, kuriai priklauso amonio, oksonio, fosfonio, sulfonio ir kiti junginiai.
Kaip donoras elektronų pora gali veikti vandenilio molekulė, kuri, susilietus su protonu, sukelia molekulinio vandenilio jono H 3 + susidarymą:
H 2 + H + → H 3 +
Molekulinio vandenilio jono H 3 + jungiamoji elektronų pora priklauso trims protonams vienu metu.
Kovalentinio ryšio rūšys
Yra trijų tipų kovalentinės cheminės jungtys, kurios skiriasi susidarymo mechanizmu:
1. Paprastas kovalentinis ryšys. Jo susidarymui kiekvienas atomas suteikia vieną nesuporuotą elektroną. Susidarius paprastam kovalentiniam ryšiui, formalieji atomų krūviai išlieka nepakitę.
- Jei paprastą kovalentinį ryšį sudarantys atomai yra vienodi, tai ir tikrieji molekulės atomų krūviai yra vienodi, nes ryšį sudarantys atomai yra vienodai turi socializuotą elektronų porą. Šis ryšys vadinamas nepolinis kovalentinis ryšys. Paprastos medžiagos turi tokį ryšį, pavyzdžiui: 2, 2, 2. Tačiau ne tik to paties tipo nemetalai gali sudaryti kovalentinius junginius nepolinis ryšys. Nemetaliniai elementai, kurių elektronegatyvumas turi vienodos vertės Pavyzdžiui, PH 3 molekulėje ryšys yra kovalentinis nepolinis, nes vandenilio EO yra lygus fosforo EO.
- Jei atomai yra skirtingi, tada bendros elektronų poros turėjimo laipsnį lemia atomų elektronegatyvumo skirtumas. Didesnio elektronegatyvumo atomas stipriau pritraukia prie savęs jungiančių elektronų porą, o tikrasis jo krūvis tampa neigiamas. Mažesnio elektronegatyvumo atomas atitinkamai įgyja tokį patį dydį teigiamas krūvis. Jei junginys susidaro tarp dviejų skirtingų nemetalų, tai toks junginys vadinamas kovalentinis polinis ryšys.
Etileno molekulėje C 2 H 4 yra dviguba jungtis CH 2 = CH 2, jos elektroninė formulė: N:S::S:N. Visų etileno atomų branduoliai yra toje pačioje plokštumoje. Trys kiekvieno anglies atomo elektronų debesys sudaro tris kovalentinius ryšius su kitais atomais toje pačioje plokštumoje (kai kampai tarp jų yra maždaug 120°). Anglies atomo ketvirtojo valentinio elektrono debesis yra aukščiau ir žemiau molekulės plokštumos. Tokie abiejų anglies atomų elektronų debesys, iš dalies persidengiantys aukščiau ir žemiau molekulės plokštumos, sudaro antrąjį ryšį tarp anglies atomų. Pirmasis, stipresnis kovalentinis ryšys tarp anglies atomų vadinamas σ ryšiu; vadinamas antrasis, silpnesnis kovalentinis ryšys π (\displaystyle \pi )- bendravimas.
Linijinėje acetileno molekulėje
N-S≡S-N (N: S::: S: N)
yra σ ryšys tarp anglies ir vandenilio atomų, vienas σ ryšys tarp dviejų anglies atomų ir du π (\displaystyle \pi )-ryšiai tarp tų pačių anglies atomų. Du π (\displaystyle \pi )-ryšiai yra virš σ-jungties veikimo sferos dviejose viena kitai statmenose plokštumose.
Visi šeši ciklinės benzeno molekulės C 6 H 6 anglies atomai yra toje pačioje plokštumoje. Tarp anglies atomų žiedo plokštumoje yra σ ryšiai; Kiekvienas anglies atomas turi vienodus ryšius su vandenilio atomais. Anglies atomai išleidžia tris elektronus, kad sudarytų šias jungtis. Ketvirtas debesys valentiniai elektronai anglies atomai, sudaryti iš aštuonių skaičių, yra statmenai benzeno molekulės plokštumai. Kiekvienas toks debesis vienodai persidengia su kaimyninių anglies atomų elektronų debesimis. Benzeno molekulėje, o ne trys atskiri π (\displaystyle \pi )-ryšiai, bet vienas π (\displaystyle \pi) dielektrikai arba puslaidininkiai. Tipiški pavyzdžiai gali tarnauti atominiai kristalai (atomai, kurie yra tarpusavyje sujungti kovalentiniais (atominiais) ryšiais)
cheminio ryšio nustatymas;
cheminių jungčių tipai;
valentinio ryšio metodas;
pagrindinės kovalentinių ryšių charakteristikos;
kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmai;
sudėtingi junginiai;
molekulinės orbitos metodas;
tarpmolekulinės sąveikos.
CHEMINĖS RYŠIO APIBRĖŽIMAS
Cheminis ryšys vadinama atomų sąveika, dėl kurios susidaro molekulės arba jonai ir stipriai laikosi atomai vienas šalia kito.
Cheminis ryšys yra elektroninio pobūdžio, tai yra, jis vyksta dėl valentinių elektronų sąveikos. Priklausomai nuo valentinių elektronų pasiskirstymo molekulėje, išskiriami šie ryšių tipai: joniniai, kovalentiniai, metaliniai ir kt. Joninis ryšys gali būti laikomas ekstremaliu kovalentinių ryšių tarp atomų, kurie labai skiriasi savo prigimtimi, atveju.
CHEMINĖS RYŠIŲ RŪŠYS
Joninis ryšys.
Pagrindinės nuostatos šiuolaikinė teorija joninis ryšys.
Joninė jungtis susidaro sąveikaujant elementams, kurie labai skiriasi vienas nuo kito savybėmis, tai yra tarp metalų ir nemetalų.
Cheminio ryšio susidarymas paaiškinamas atomų noru pasiekti stabilų aštuonių elektronų išorinį apvalkalą (s 2 p 6).
Ca: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2
Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2
p 6
Cl: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 5
Cl – : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2
p 6
Susidarę priešingai įkrauti jonai laikomi šalia vienas kito dėl elektrostatinės traukos.
Jonų ryšys nėra kryptingas.
Nėra grynai joninės jungties. Kadangi jonizacijos energija yra didesnė už elektronų afiniteto energiją, visiškas elektronų perdavimas nevyksta net ir atomų poroje su didelis skirtumas elektronegatyvumas. Todėl galime kalbėti apie jungties joniškumo dalį. Didžiausias jungties joniškumas pasireiškia s-elementų fluoriduose ir chloriduose.
Taigi RbCl, KCl, NaCl ir NaF kristaluose jis yra atitinkamai 99, 98, 90 ir 97%.
Kovalentinis ryšys.
Pagrindinės šiuolaikinės kovalentinių ryšių teorijos nuostatos.
Kovalentinis ryšys susidaro tarp panašių savybių elementų, tai yra nemetalų.
Kiekvienas elementas ryšiams susidaryti suteikia po 1 elektroną, o elektronų sukiniai turi būti antilygiagretūs. Jei kovalentinį ryšį sudaro to paties elemento atomai, tai šis ryšys nėra polinis, tai yra, bendroji elektronų pora nėra perkelta į nė vieną atomą. Jei kovalentinį ryšį sudaro du skirtingi atomai.
, tada bendra elektronų pora perkeliama į labiausiai elektronegatyvų atomą, tai yra polinis kovalentinis ryšys Susidarius kovalentiniam ryšiui, sąveikaujančių atomų elektronų debesys persidengia, erdvėje tarp atomų atsiranda padidėjusio elektronų tankio zona, kuri pritraukia sąveikaujančių atomų teigiamo krūvio branduolius ir laiko juos šalia vienas kito. Dėl to sistemos energija mažėja (14 pav.). Tačiau kai atomai yra labai arti vienas kito, branduolių atstūmimas didėja. Todėl yra optimalus atstumas,tarp branduolių ( nuorodos ilgis
Ryžiai. 14. Dviejų vandenilio atomų, turinčių lygiagrečius (1) ir antilygiagrečius (2) sukimus, energijos priklausomybė nuo atstumo tarp branduolių (E – sistemos energija, E – surišimo energija, r – atstumas tarp branduoliai, tarp branduolių (– ryšio trukmė).
Kovalentiniam ryšiui apibūdinti naudojami du metodai: valentinio ryšio (VB) metodas ir molekulinės orbitos metodas (MMO).
VALENCINIŲ RYŠIŲ METODAS.
BC metodas pagrįstas šiomis nuostatomis:
1. Kovalentinį cheminį ryšį sudaro du elektronai su priešingais sukiniais, ir ši elektronų pora priklauso dviem atomams. Tokių dviejų elektronų dviejų centrų ryšių, atspindinčių elektroninę molekulės struktūrą, deriniai vadinami valentingumo schemos.
2. Kuo stipresnis kovalentinis ryšys, tuo labiau persidengia tarpusavyje sąveikaujantys elektronų debesys.
Norint vizualiai pavaizduoti valentingumo schemas, dažniausiai naudojamas toks metodas: elektronai, esantys išorėje elektroninis sluoksnisžymimas taškais, esančiais aplink cheminį atomo simbolį. Elektronai, kuriuos dalijasi du atomai, pažymėti taškais, esančiais tarp jų cheminių simbolių; dviguba arba triguba jungtis žymima atitinkamai dviem arba trimis bendrų taškų poromis:
N: 1s 2 2s 2 p 3 ;
C: 1s 2 2s 2 p 4
Iš aukščiau pateiktų diagramų aišku, kad kiekviena elektronų pora, jungianti du atomus, atitinka vieną liniją, vaizduojančią kovalentinį ryšį struktūrinėse formulėse:
Bendrų elektronų porų, jungiančių tam tikro elemento atomą su kitais atomais, skaičius arba, kitaip tariant, atomo sudarytų kovalentinių ryšių skaičius vadinamas kovalentiškumas pagal BC metodą. Taigi vandenilio kovalentiškumas yra 1, azoto - 3.
Pagal persidengiančių elektronų debesų metodą jungtys būna dviejų tipų: – ryšys ir – ryšys.
- ryšys atsiranda, kai du elektronų debesys persidengia išilgai ašies, jungiančios atomų branduolius.
Ryžiai. 15. - jungčių susidarymo schema.
- ryšys susidaro, kai elektronų debesys persidengia abipus linijos, jungiančios sąveikaujančių atomų branduolius.
Ryžiai. 16. - jungčių formavimo schema.
PAGRINDINĖS KOVALENTINIO RYŠIO CHARAKTERISTIKOS.
1. Nuorodos ilgis, ℓ. Tai mažiausias atstumas tarp sąveikaujančių atomų branduolių, atitinkantis stabiliausią sistemos būseną.
2. Ryšio energija, E min – tai energijos kiekis, kurį reikia sunaudoti, kad nutrūktų cheminis ryšys ir pašalintų atomus už sąveikos ribų.
3. Dipolio sujungimo momentas,
,=qℓ. Dipolio momentas yra kiekybinis molekulės poliškumo matas. Nepolinėms molekulėms dipolio momentas lygus 0, nepoliniams nelygus 0. Daugiaatominės molekulės dipolio momentas lygus atskirų ryšių dipolių vektorinei sumai:
4. Kovalentiniam ryšiui būdingas kryptingumas. Kovalentinio ryšio kryptį lemia būtinybė maksimaliai persidengti sąveikaujančių atomų elektronų debesyse, dėl kurių susidaro stipriausi ryšiai.
Kadangi šie -ryšiai yra griežtai orientuoti erdvėje, priklausomai nuo molekulės sudėties, jie gali būti tam tikru kampu vienas kito atžvilgiu – toks kampas vadinamas valentiškumu.
Dviatominės molekulės turi linijinę struktūrą. Poliatominės molekulės turi sudėtingesnę konfigūraciją. Panagrinėkime įvairių molekulių geometriją naudodamiesi hidridų susidarymo pavyzdžiu.
1. VI grupė, pagrindinis pogrupis (išskyrus deguonį), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te.
S1 s 2 2 2 r 6 3s 2 r 4
Vandeniliui elektronas su s-AO dalyvauja formuojant ryšį, sierai – 3p y ir 3p z. H2S molekulė turi plokščią struktūrą, kurios kampas tarp jungčių yra 90 0. .
17 pav. H 2 E molekulės struktūra
2. V grupės elementų hidridai, pagrindinis pogrupis: PH 3, AsH 3, SbH 3.
Р 1s 2 2s 2 р 6 3s 2 р 3 .
Sudarant ryšius dalyvauja: vandeniliui s-AO, fosforui - p y, p x ir p z AO.
PH 3 molekulė turi trikampės piramidės formą (pagrinde yra trikampis).
18 pav. EN 3 molekulės struktūra
5. Sotumas kovalentinis ryšys yra kovalentinių ryšių, kuriuos gali sudaryti atomas, skaičius. Jis yra ribotas, nes elementas turi ribotą valentinių elektronų skaičių. Didžiausias skaičius kovalentiniai ryšiai, kuriuos tam tikras atomas gali sudaryti pradinėje arba sužadintoje būsenoje, vadinami jo kovalentiškumas.
Pavyzdys: vandenilis yra monokovalentinis, deguonis yra dvivalentinis, azotas yra trivalentinis ir kt.
Kai kurie atomai gali padidinti savo kovalentiškumą sužadintoje būsenoje, atskirdami suporuotus elektronus.
Pavyzdys. Būk 0 1s 2 2s 2
Berilio atomas sužadintoje būsenoje turi vieną valentinį elektroną ant 2p-AO ir vieną elektroną ant 2s-AO, tai yra kovalentiškumas Be 0 = 0 ir kovalentiškumas Be* = 2. Sąveikos metu vyksta orbitų hibridizacija.
Hibridizacija- tai skirtingų AO energijos išlyginimas dėl maišymo prieš cheminę sąveiką. Hibridizacija yra sąlyginė technika, leidžianti nuspėti molekulės struktūrą naudojant AO derinį. Hibridizacijoje gali dalyvauti tie AO, kurių energijos yra artimos.
Kiekvienas hibridizacijos tipas atitinka tam tikrą molekulių geometrinę formą.
Pagrindinio pogrupio II grupės elementų hidridų atveju jungties formavime dalyvauja dvi identiškos sp-hibridinės orbitalės. Šis ryšio tipas vadinamas sp-hibridizacija.
19 pav. Molekulės BeH 2 .sp-hibridizacija.
sp-hibridinės orbitos turi asimetrinę formą, pailgos AO dalys yra nukreiptos į vandenilį, kurio jungties kampas yra 180 o. Todėl BeH 2 molekulė turi linijinę struktūrą (pav.).
Panagrinėkime pagrindinio pogrupio III grupės elementų hidridų molekulių struktūrą, naudodamiesi BH 3 molekulės susidarymo pavyzdžiu.
B 0 1 s 2 2s 2 p 1
Kovalencija B 0 = 1, kovalentė B* = 3.
Trys sp-hibridinės orbitos dalyvauja formuojant ryšius, kurie susidaro perskirstant s-AO ir dviejų p-AO elektronų tankius. Šis ryšio tipas vadinamas sp 2 – hibridizacija. Ryšio kampas sp 2 - hibridizacijoje lygus 120 0, todėl BH 3 molekulė turi plokščią trikampę struktūrą.
20 pav. BH3 molekulė. sp 2 - Hibridizacija.
Naudodamiesi CH 4 molekulės susidarymo pavyzdžiu, panagrinėkime pagrindinio pogrupio IV grupės elementų hidridų molekulių struktūrą.
C 0 1 s 2 2s 2 p 2
Kovalencija C0 = 2, kovalentiškumas C* = 4.
Anglyje keturios sp-hibridinės orbitalės, susidarančios dėl elektronų tankio perskirstymo tarp s-AO ir trijų p-AO, dalyvauja formuojant cheminį ryšį. CH 4 molekulės forma yra tetraedras, jungties kampas yra 109°28`.
Ryžiai. 21. Molekulė CH 4 .sp 3 -Hibridizacija.
Išimtys iš bendroji taisyklė yra H2O ir NH3 molekulės.
Vandens molekulėje kampai tarp jungčių yra 104,5 laipsnių. Skirtingai nuo kitų šios grupės elementų hidridų, vanduo turi ypatingų savybių: yra polinis ir diamagnetinis. Visa tai paaiškinama tuo, kad jungties tipas vandens molekulėje yra sp 3. Tai yra, keturios sp - hibridinės orbitalės dalyvauja formuojant cheminį ryšį. Dviejose orbitalėse yra po vieną elektroną, šios orbitalės sąveikauja su vandeniliu, o kitose dviejose orbitalėse yra elektronų pora. Šių dviejų orbitų buvimas paaiškina unikalias vandens savybes.
Amoniako molekulėje kampai tarp ryšių yra maždaug 107,3 o, tai yra, amoniako molekulės forma yra tetraedras, jungties tipas yra sp 3. Formuojant ryšį azoto molekulėje dalyvauja keturios hibridinės sp 3 orbitalės. Trijose orbitose yra po vieną elektroną, ketvirtoje AO yra viena elektronų pora, kuri lemia amoniako molekulės unikalumą.
KOVALENTINIŲ RYŠIŲ SUDARYMO MECHANIZMAI.
MBC leidžia išskirti tris kovalentinio ryšio formavimosi mechanizmus: mainų, donoro-akceptoriaus ir datyvų.
Keitimo mechanizmas. Tai apima tuos atvejus, kai susidaro cheminis ryšys, kai kiekvienas iš dviejų sujungtų atomų skiria po vieną elektroną pasidalijimui, tarsi jais apsikeisdamas. Norint surišti dviejų atomų branduolius, elektronai turi būti erdvėje tarp branduolių. Ši molekulės sritis vadinama rišamąja sritimi (sritimi, kurioje greičiausiai molekulėje yra elektronų pora). Kad tarp atomų vyktų neporinių elektronų mainai, atomų orbitalės turi sutapti (10,11 pav.). Tai yra mainų mechanizmo veikimas kovalentiniam cheminiam ryšiui susidaryti. Atominės orbitalės gali persidengti tik tuomet, kai turi tokias pačias simetrijos savybes tarpbranduolinės ašies atžvilgiu (10, 11, 22 pav.).
Ryžiai. 22. AO persidengimas, dėl kurio nesusidaro cheminis ryšys.
Donoras-akceptorius ir datyviniai mechanizmai.
Donoro-akceptoriaus mechanizmas apima vienišos elektronų poros perkėlimą iš vieno atomo į laisvą kito atomo atominę orbitą. Pavyzdžiui, jonų susidarymas - :
Laisvas p-AO boro atome BF 3 molekulėje priima elektronų porą iš fluoro jono (donoro). Gautame anijone keturi kovalentiniai B-F ryšiai yra vienodi ilgiu ir energija. Pradinėje molekulėje visi trys B-F ryšiai buvo suformuoti mainų mechanizmu.
Atomai, kurių išorinį apvalkalą sudaro tik s- arba p-elektronai, gali būti vienišos elektronų poros donorai arba akceptoriai. Atomai, kurių valentiniai elektronai yra virš d-AO, vienu metu gali veikti ir kaip donorai, ir kaip akceptoriai. Norint atskirti šiuos du mechanizmus, buvo įvestos datyvinio ryšio formavimo mechanizmo sąvokos.
Paprasčiausias datyvinio mechanizmo pavyzdys yra dviejų chloro atomų sąveika.
Du chloro atomai chloro molekulėje sudaro kovalentinį ryšį mainų mechanizmu, sujungdami savo nesuporuotus 3p elektronus. Be to, Cl-1 atomas perkelia vienišą elektronų porą 3р 5 - AO į Cl-2 atomą į laisvą 3d-AO, o Cl-2 atomas perkelia tą pačią elektronų porą į laisvą 3d-AO Cl- 1 atomas vienu metu atlieka akceptoriaus ir donoro funkcijas. Tai yra datyvinis mechanizmas. Datyvinio mechanizmo veikimas padidina ryšio stiprumą, todėl chloro molekulė yra stipresnė už fluoro molekulę.
KOMPLEKSINIAI RYŠYS.
Pagal donoro-akceptoriaus mechanizmo principą yra didžiulė komplekso klasė cheminiai junginiai- sudėtingi junginiai.
Kompleksiniai junginiai yra junginiai, kurių sudėtyje yra kompleksinių jonų, galinčių egzistuoti tiek kristalinėje formoje, tiek tirpale, įskaitant centrinį joną arba atomą, susietą su neigiamo krūvio jonais arba neutraliomis molekulėmis kovalentiniais ryšiais, suformuotais donoro-akceptoriaus mechanizmu.
Sudėtinių junginių sandara pagal Vernerį.
Sudėtingi junginiai susideda iš vidinės sferos (sudėtingo jono) ir išorinės sferos. Ryšys tarp vidinės sferos jonų vyksta donoro-akceptoriaus mechanizmu. Akceptoriai vadinami kompleksą sudarončiais agentais, jie dažnai gali būti teigiami metalų jonai (išskyrus IA grupės metalus), turintys laisvų orbitalių. Didėjant jono krūviui ir mažėjant jo dydžiui, didėja gebėjimas sudaryti kompleksus.
Elektronų porų donorai vadinami ligandais arba priedais. Ligandai yra neutralios molekulės arba neigiamo krūvio jonai. Ligandų skaičius nustatomas pagal kompleksą sudarančio agento koordinacinį skaičių, kuris paprastai yra lygus dvigubam kompleksą sudarančio jono valentiškumui. Ligandai gali būti monodentiniai arba polidentiniai. Ligando įdubimą lemia koordinavimo vietų, kurias ligandas užima kompleksą sudarančio agento koordinavimo sferoje, skaičius. Pavyzdžiui, F - yra vienadantis ligandas, S 2 O 3 2 - yra dvidantis ligandas. Vidinės sferos krūvis lygus algebrinė suma jį sudarančių jonų krūviai. Jei vidinė sfera turi neigiamas krūvis– tai anijoninis kompleksas, jei teigiamas – katijoninis. Katijoniniai kompleksai rusiškai vadinami kompleksuojančių jonų pavadinimu, anijoniniuose kompleksuose kompleksą sudarontis agentas vadinamas lotyniškai, pridedant priesagą - adresu. Ryšys tarp išorinės ir vidinės sferos sudėtingas ryšys
– joninis.
Pavyzdys: K 2 – kalio tetrahidroksocinkatas, anijoninis kompleksas.
2- - vidinė sfera
2K+ – išorinė sfera
Zn 2+ – komplekso formuotojas
OH – - ligandai
koordinacinis numeris – 4
ryšys tarp išorinės ir vidinės sferos yra joninis:
K 2 = 2K + + 2- . ryšys tarp Zn 2+ jono ir hidroksilo grupės
– kovalentinis, susidaręs pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą: OH – - donorai, Zn 2+ - akceptorius.
Zn 0: … 3d 10 4s 2
Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0:
Sudėtingų junginių tipai
1. Amoniako junginiai yra amoniako molekulės ligandai.
Cl 2 – tetraamino vario (II) chloridas. Amoniako junginiai gaminami amoniakui veikiant junginius, kurių sudėtyje yra kompleksą sudarančio agento.
Na – natrio tetrahidroksialiuminatas. Hidrokso kompleksai gaunami šarmų pertekliumi veikiant metalų hidroksidus, kurie turi amfoterinių savybių.
3. Vandens kompleksai yra vandens molekulių ligandai.
Cl 3 – heksaakvachromo (III) chloridas.
Vandens kompleksai gaunami reaguojant bevandenėms druskoms su vandeniu.
4. Rūgščių kompleksai - ligandai rūgščių anijonai - Cl - , F - , CN - , SO 3 2- , I – , NO 2 – , C 2 O 4 – ir kt.
K 4 – kalio heksacianoferatas (II). Pagaminta reaguojant druskos, turinčios ligandą, perteklių su druska, turinčia kompleksą sudarančio agento.
MOLEKULINIŲ ORBITALŲ METODAS.
MBC gana gerai paaiškina daugelio molekulių susidarymą ir struktūrą, tačiau šis metodas nėra universalus. Pavyzdžiui, valentinio ryšio metodas nepateikia patenkinamo jono egzistavimo paaiškinimo 
, nors XIX amžiaus pabaigoje buvo nustatytas gana stiprus molekulinis vandenilio jonas. 
: Ryšio nutraukimo energija čia yra 2,65 eV. Tačiau šiuo atveju elektronų poros negali susidaryti dėl jono sudėtiesįtrauktas tik vienas elektronas.
Molekulinės orbitos metodas (MMO) leidžia paaiškinti daugybę prieštaravimų, kurių negalima paaiškinti valentinio ryšio metodu.
Pagrindinės MMO nuostatos.
Kai sąveikauja dvi atominės orbitalės, susidaro dvi molekulinės orbitalės.
Atitinkamai, kai n-atominės orbitalės sąveikauja, susidaro n-molekulinės orbitalės. Molekulėje esantys elektronai vienodai priklauso visiems molekulės branduoliams. Iš dviejų susidariusių molekulinių orbitų viena turi mažesnę energiją nei pradinė, tai yra jungiamoji molekulinė orbita, kitas turi daugiau didelė energija.
nei originalus, tai
antijungimo molekulinė orbita
MMO naudoja energijos diagramas, kurios nėra tinkamo masto.
Užpildant energijos polygius elektronais, taikomos tos pačios taisyklės kaip ir atominėms orbitoms:
minimalios energijos principas, t.y. pirmiausia užpildomi žemesnės energijos polygiai;
Pauli principas: kiekviename energijos polygyje negali būti daugiau nei du elektronai su antilygiagrečiais sukiniais; Hundo taisyklė: energijos sublygiai užpildomi taip, kad bendras sukimasis būtų maksimalus. Bendravimo įvairovė.
Bendravimo daugialypiškumasMMO yra nustatoma pagal formulę:
, kai K p = 0, ryšys nesusidaro.
Pavyzdžiai.
1. Ar gali egzistuoti H2 molekulė?
Ryžiai. 23. Vandenilio molekulės H2 susidarymo schema.
Ryžiai. 24. Helio molekulės He 2 susidarymo schema.
Išvada: He 2 molekulės neegzistuoja, nes jungties daugialypė Kp = 0.
3. Ar gali egzistuoti H 2 + dalelė?
Ryžiai. 25. H 2 + dalelės susidarymo schema.
H2+ dalelė gali egzistuoti, nes jungties daugialypė Kp > 0.
4. Ar gali egzistuoti O2 molekulė?
Ryžiai. 26. O 2 molekulės susidarymo schema.
O 2 molekulė egzistuoja. Iš 26 pav. matyti, kad deguonies molekulė turi du nesuporuotus elektronus. Dėl šių dviejų elektronų deguonies molekulė yra paramagnetinė.
Taigi molekulinės orbitos metodas paaiškina magnetines savybes molekules.
TARPMolekulinė sąveika.
Visas tarpmolekulines sąveikas galima suskirstyti į dvi grupes: universalus Ir specifinis. Universalių yra visose be išimties molekulėse. Šios sąveikos dažnai vadinamos ryšį arba van der Waalso pajėgas. Nors šios jėgos yra silpnos (energija neviršija aštuonių kJ/mol), tai yra daugumos medžiagų perėjimo iš dujinės būsenos į skystą, dujų adsorbcijos ant kietųjų kūnų paviršių ir kitų reiškinių priežastis. Šių jėgų prigimtis yra elektrostatinė.
Pagrindinės sąveikos jėgos:
1). Dipolis – dipolio (orientacijos) sąveika egzistuoja tarp polinių molekulių.
Kuo didesni dipolio momentai, tuo mažesnis atstumas tarp molekulių ir kuo žemesnė temperatūra, tuo didesnė orientacinė sąveika. Todėl kuo didesnė šios sąveikos energija, tuo aukštesnėje temperatūroje medžiaga turi būti kaitinama, kad ji užvirtų.
2). Indukcinė sąveika atsiranda, jei medžiagoje kontaktuoja polinės ir nepolinės molekulės. Dipolis indukuojamas nepolinėje molekulėje dėl sąveikos su poline molekule.
Cl + - Cl - … Al + Cl - 3
Šios sąveikos energija didėja didėjant molekuliniam poliarizuojamumui, tai yra, molekulių gebėjimui sudaryti dipolį veikiant elektriniam laukui. Indukcinės sąveikos energija yra žymiai mažesnė už dipolio ir dipolio sąveikos energiją.
3). Dispersijos sąveika- tai nepolinių molekulių sąveika dėl momentinių dipolių, atsirandančių dėl elektronų tankio svyravimų atomuose.
To paties tipo medžiagų serijoje dispersinė sąveika didėja didėjant atomų, sudarančių šių medžiagų molekules, dydžiui.
4) Atstumiančios jėgos atsiranda dėl molekulių elektronų debesų sąveikos ir atsiranda jiems artėjant toliau.
Konkrečios tarpmolekulinės sąveikos apima visų tipų donoro-akceptoriaus pobūdžio sąveikas, ty susijusias su elektronų perkėlimu iš vienos molekulės į kitą. Šiuo atveju susidaręs tarpmolekulinis ryšys turi visus kovalentiniam ryšiui būdingus požymius: sodrumą ir kryptingumą.
Cheminė jungtis, kurią sudaro teigiamai poliarizuotas vandenilis, kuris yra polinės grupės ar molekulės dalis, ir kitos ar tos pačios molekulės elektronneigiamas atomas, vadinamas vandenilio ryšiu. Pavyzdžiui, vandens molekulės gali būti pavaizduotos taip:
Ištisinės linijos yra kovalentinės polinės jungtys vandens molekulėse tarp vandenilio ir deguonies atomų; Vandenilio jungčių susidarymo priežastis yra ta, kad vandenilio atomai praktiškai neturi elektroniniai apvalkalai: Vieninteliai jų elektronai yra priskirti jų molekulių deguonies atomams. Tai leidžia protonams, skirtingai nei kitiems katijonams, priartėti prie gretimų molekulių deguonies atomų branduolių, nepatiriant atstūmimo nuo deguonies atomų elektronų apvalkalo.
Vandeniliniam ryšiui būdinga 10–40 kJ/mol surišimo energija. Tačiau šios energijos pakanka sukelti molekulių asociacija, tie. jų susijungimas į dimerus arba polimerus, kurie kai kuriais atvejais egzistuoja ne tik skystoje medžiagos būsenoje, bet ir išsaugomi, kai ji pereina į garus.
Pavyzdžiui, vandenilio fluoridas dujų fazėje egzistuoja dimero pavidalu.
Sunkiame organinės molekulės Yra ir tarpmolekuliniai vandenilio ryšiai, ir intramolekuliniai vandenilio ryšiai.
Molekulės su intramolekuliniais vandeniliniais ryšiais negali sudaryti tarpmolekulinių vandenilio jungčių. Todėl medžiagos, turinčios tokius ryšius, nesudaro asocijuotųjų junginių, yra labiau lakios, jų klampumas, lydymosi ir virimo temperatūra yra mažesnė nei jų izomerai, galintys sudaryti tarpmolekulinius vandenilinius ryšius.
>C=C<, >= -, >C=O, > = , - = -, - H=O ir tt Tai reiškia, kad viena elektronų pora su sp 2 arba sp- hibridizuotos orbitos sudaro s-jungtį (žr. ryžių. 1 ), kurio elektronų tankis sutelktas išilgai tarpatominės ašies; S-jungtis yra panaši į paprastą jungtį. Kita elektronų pora su r-orbitals sudaro p-jungtį, kurios elektronų tankis yra sutelktas už tarpatominės ašies. Jei švietime Dvigubas ryšys dalyvauja atomai arba V grupės periodinė lentelė, tada šie atomai ir su jais tiesiogiai susiję atomai yra toje pačioje plokštumoje; sujungimo kampai yra 120°. Asimetriškų sistemų atveju galimas iškraipymas molekulinė struktūra. Dvigubas ryšys trumpesnis nei paprastas ryšys ir pasižymi dideliu energetiniu barjeru vidiniam sukimuisi; todėl pakaitų padėtis ant surištų atomų Dvigubas ryšys, nėra lygiaverčiai, ir tai sukelia geometrinį reiškinį izomerija. Junginiai, kurių sudėtyje yra Dvigubas ryšys, gali sukelti prisijungimo reakcijas. Jeigu Dvigubas ryšys yra elektroniškai simetriškas, tada reakcijos vyksta ir radikalais (p-ryšio homolize), ir joniniais mechanizmais (dėl terpės poliarizacinio poveikio). Jei atomų elektronegatyvumas surištas Dvigubas ryšys, yra skirtingi arba jei su jais yra susieti skirtingi pakaitai, tada p-jungtis yra labai poliarizuota. Junginiai, kurių sudėtyje yra polinių Dvigubas ryšys, yra linkę pridėti per joninį mechanizmą: elektronų ištraukimą Dvigubas ryšys lengvai pridedami nukleofiliniai reagentai ir jie dovanoja elektronus Dvigubas ryšys- elektrofilinis. Elektronų poslinkio kryptis poliarizacijos metu Dvigubas ryšys Formulėse įprasta nurodyti rodyklėmis, o susidariusius perteklinius mokesčius – simboliais d- Ir d+ . Taip lengviau suprasti radikalų ir jonų mechanizmai papildomos reakcijos:
Ryšium su dviem Dvigubas ryšys atskirtas viena paprasta jungtimi, vyksta p-jungčių konjugacija ir susidaro vienas p-elektronų debesis, kurio labilumas pasireiškia visoje grandinėje ( ryžių. 2 , kairėje). Šios konjugacijos pasekmė yra galimybė patirti 1,4 sudėjimo reakcijas:
Jei trys Dvigubas ryšys yra konjuguoti šešių narių žiede, tada p-elektronų sekstetas tampa bendras visam ciklui ir susidaro gana stabili aromatinė sistema (žr. ryžių. 2, teisingai). Elektrofilinių ir nukleofilinių reagentų pridėjimas prie tokių junginių yra energetiškai trukdomas. (Taip pat žr
