Si formohet një lidhje e dyfishtë? Çfarë do të thotë "lidhje e dyfishtë"?

Lidhje e dyfishtë

një lidhje kovalente me katër elektrone midis dy atomeve ngjitur në një molekulë. D. s. zakonisht tregohet me dy numra të thjeshtë valence: >C=C<, >C=N ≈, >C=O, >C=S, ≈ N=N ≈, ≈ H=O, etj. Kjo nënkupton që një palë elektrone me orbitale të hibridizuara sp2 ose sp formon një lidhje s (shih. oriz. 1), densiteti elektronik i të cilit është i përqendruar përgjatë boshtit ndëratomik; Një lidhje s është e ngjashme me një lidhje të thjeshtë. Një çift tjetër elektronesh me orbitale p formon një lidhje p, dendësia e elektroneve të së cilës është e përqendruar jashtë boshtit ndëratomik. Nëse në arsim D. s. marrin pjesë atomet e grupit IV ose V të sistemit periodik, atëherë këto atome dhe atomet e lidhura drejtpërdrejt me to ndodhen në të njëjtin rrafsh; këndet e lidhjes janë të barabarta me 120╟. Në rastin e sistemeve asimetrike, shtrembërimet e strukturës molekulare janë të mundshme. D. s. më e shkurtër se një lidhje e thjeshtë dhe e karakterizuar nga një pengesë e lartë energjie ndaj rrotullimit të brendshëm; Prandaj, pozicionet e zëvendësuesve në atomet e lidhur me lidhjen nuk janë ekuivalente, dhe kjo shkakton fenomenin e izomerizmit gjeometrik. Komponimet që përmbajnë D. janë të afta për reaksione shtimi. Nëse D. s. është elektronikisht simetrik, atëherë reaksionet kryhen si me radikal (me homolizë të lidhjes p) ashtu edhe me mekanizma jonikë (për shkak të efektit polarizues të mediumit). Nëse elektronegativitetet e atomeve të lidhura me lidhjen janë të ndryshme ose nëse me to janë të lidhur zëvendësues të ndryshëm, atëherë lidhja p është shumë e polarizuar. Komponimet që përmbajnë D. polare janë të prirura për shtim nga një mekanizëm jonik: për tërheqjen e elektroneve D. me. Reagentët nukleofilë ngjiten lehtësisht, dhe reagentë që dhurojnë elektron. ≈ elektrofil. Drejtimi i zhvendosjes së elektroneve gjatë polarizimit D.. Është e zakonshme të tregohen me shigjeta në formula, dhe tarifat e tepërta që rezultojnë me simbole d- Dhe d+. Kjo e bën më të lehtë për të kuptuar mekanizmat radikale dhe jonike të reaksioneve të shtimit:

Në përbërjet me dy lidhje dinamike të ndara nga një lidhje e thjeshtë, lidhjet p janë të konjuguara dhe formohet një re e vetme p-elektroni, qëndrueshmëria e së cilës manifestohet përgjatë gjithë zinxhirit ( oriz. 2, majtas). Pasoja e këtij konjugimi është aftësia për t'iu nënshtruar reaksioneve të shtimit 1,4:

Nëse tre D. s. janë konjuguar në një unazë me gjashtë anëtarë, atëherë seksteti i p-elektroneve bëhet i zakonshëm për të gjithë ciklin dhe formohet një sistem aromatik relativisht i qëndrueshëm (shih. oriz. 2, drejtë). Shtimi i reagentëve elektrofilë dhe nukleofilë në komponime të tilla pengohet energjikisht. (Shih gjithashtu Lidhja kimike.)

G. A. Sokolsky.

Wikipedia

Lidhje e dyfishtë (paqartësi)

Lidhje e dyfishtë:

• Një lidhje e dyfishtë është një lidhje kimike midis dy atomeve të formuara nga dy palë elektrone; rast i veçantë lidhje e shumëfishtë.
• Lidhja e dyfishtë - e njëjtë si mesazh i dyfishtë, një koncept psikologjik në teorinë e skizofrenisë së Gregory Bateson.

Lidhje e dyfishtë

Lidhje e dyfishtë- një lidhje kovalente midis dy atomeve në një molekulë përmes dy çifteve elektronike të përbashkëta. Struktura e një lidhjeje të dyfishtë pasqyrohet në teorinë e lidhjeve të valencës. Në këtë teori, besohej se një lidhje e dyfishtë formohet nga një kombinim i lidhjeve sigma (Fig. 1) dhe pi (Fig. 2).

Në simpoziumin mbi kiminë organike teorike (Londër, shtator 1958), u prezantua një raport nga L. Pauling, dy herë fitues i çmimit Nobel. Raporti i Pauling iu kushtua natyrës së lidhjes së dyfishtë. Është propozuar një mënyrë e re për të përshkruar një lidhje të dyfishtë si një kombinim i dy lidhjeve identike të përkulura.

Përshkrimi i lidhjeve të dyfishta dhe të trefishta duke përdorur konceptin e lidhjeve të lakuara shpjegon disa nga vetitë e tyre në një mënyrë të habitshme. Kështu, nëse lidhjet e shumta kanë formën e harqeve me gjatësi 1,54 Å (gjatësia e një lidhjeje të vetme karbon-karbon) dhe drejtimi fillestar i tyre përkon me atë tetraedral, atëherë gjatësia e tyre e llogaritur rezulton të jetë e barabartë me 1,32 Å për një lidhje dyfishe dhe 1,18 Å për një të trefishtë, e cila është në përputhje të mirë me vlerat eksperimentale të 1,33 dhe 1,20 Å."

Zhvillimi i mëtejshëm i ideve për zmbrapsjen elektrostatike të elektroneve u ndërmor në teorinë e zmbrapsjes së çifteve elektronike nga R. Gillespie.

Lidhja kimike.

përcaktimi i lidhjes kimike;

llojet e lidhjeve kimike;

metoda e lidhjes valente;

karakteristikat themelore të lidhjeve kovalente;

mekanizmat e formimit të lidhjeve kovalente;

komponimet komplekse;

metoda orbitale molekulare;

ndërveprimet ndërmolekulare.

PËRKUFIZIMI I LIDHJES KIMIKE

Lidhja kimike quhet bashkëveprimi ndërmjet atomeve, që çon në formimin e molekulave ose joneve dhe mbajtjen e fortë të atomeve pranë njëri-tjetrit.

Një lidhje kimike është e një natyre elektronike, domethënë kryhet për shkak të ndërveprimit të elektroneve të valencës. Në varësi të shpërndarjes së elektroneve të valencës në molekulë, dallohen këto lloje të lidhjeve: jonike, kovalente, metalike, etj. Një lidhje jonike mund të konsiderohet si një rast ekstrem i një lidhjeje kovalente midis atomeve që ndryshojnë ndjeshëm në natyrë.

LLOJET E LIDHJES KIMIKE

Lidhja jonike.

Dispozitat themelore të teorisë moderne të lidhjes jonike.

Një lidhje jonike formohet gjatë bashkëveprimit të elementeve që ndryshojnë ndjeshëm nga njëri-tjetri në veti, domethënë midis metaleve dhe jometaleve.

Formimi i një lidhjeje kimike shpjegohet me dëshirën e atomeve për të arritur një shtresë të jashtme të qëndrueshme me tetë elektrone (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 fq 6

Cl: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 5

Cl – : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 fq 6

Jonet që rezultojnë të ngarkuara në mënyrë të kundërt mbahen pranë njëri-tjetrit për shkak të tërheqjes elektrostatike.

Lidhja jonike nuk është e drejtuar.

Nuk ka asnjë lidhje thjesht jonike. Meqenëse energjia e jonizimit është më e madhe se energjia e afinitetit të elektroneve, një transferim i plotë i elektroneve nuk ndodh edhe në rastin e një çifti atomesh me një ndryshim të madh në elektronegativitet. Prandaj, mund të flasim për fraksionin e jonikitetit të lidhjes. Jonikiteti më i lartë i lidhjes ndodh në fluoridet dhe kloruret e elementeve s.

Kështu, në kristalet RbCl, KCl, NaCl dhe NaF është përkatësisht 99, 98, 90 dhe 97%.

Lidhja kovalente.

Dispozitat themelore të teorisë moderne të lidhjeve kovalente.

Një lidhje kovalente formohet midis elementeve me veti të ngjashme, domethënë jometaleve.

Çdo element siguron 1 elektron për formimin e lidhjeve, dhe rrotullimet e elektroneve duhet të jenë antiparalele. Nëse një lidhje kovalente formohet nga atomet e të njëjtit element, atëherë kjo lidhje nuk është polare, domethënë çifti i përbashkët elektronik nuk zhvendoset në asnjë nga atomet..

Kur formohet një lidhje kovalente, retë elektronike të atomeve që ndërveprojnë mbivendosen, si rezultat, një zonë me densitet elektronik të rritur shfaqet në hapësirën midis atomeve, duke tërhequr bërthamat e ngarkuara pozitivisht të atomeve ndërvepruese dhe duke i mbajtur ato pranë njëri-tjetrit. Si rezultat, energjia e sistemit zvogëlohet (Fig. 14). Megjithatë, kur atomet janë shumë afër njëri-tjetrit, zmbrapsja e bërthamave rritet. Prandaj, ekziston një distancë optimale midis bërthamave ( gjatësia e lidhjes,l sv), në të cilën sistemi ka energji minimale. Në këtë gjendje, lirohet energji, e quajtur energji lidhëse - E St.

Oriz. 14. Varësia e energjisë së sistemeve të dy atomeve të hidrogjenit me rrotullime paralele (1) dhe antiparalele (2) nga distanca midis bërthamave (E është energjia e sistemit, E është energjia e lidhjes, r është distanca midis bërthamat, l– gjatësia e komunikimit).

Për të përshkruar lidhjet kovalente përdoren dy metoda: metoda e lidhjes valente (VB) dhe metoda orbitale molekulare (MMO).

METODA E LIDHJEVE VALENCE.

Metoda BC bazohet në dispozitat e mëposhtme:

1. Një lidhje kimike kovalente formohet nga dy elektrone me rrotullime të kundërta dhe ky çift elektronik u përket dy atomeve. Kombinimet e lidhjeve të tilla me dy elektrone me dy qendra, që pasqyrojnë strukturën elektronike të molekulës, quhen skemat e valencës.

2. Sa më e fortë të jetë lidhja kovalente, aq më shumë mbivendosen retë elektronike ndërvepruese.

Për të përshkruar vizualisht skemat e valencës, zakonisht përdoret metoda e mëposhtme: elektronet e vendosura në shtresën e jashtme të elektroneve përcaktohen me pika të vendosura rreth simbolit kimik të atomit. Elektronet e ndarë nga dy atome tregohen me pika të vendosura midis simboleve të tyre kimike; një lidhje e dyfishtë ose e trefishtë tregohet nga dy ose tre palë pika të përbashkëta, përkatësisht:

N: 1s 2 2s 2 fq 3 ;

C: 1s 2 2s 2 fq 4

Nga diagramet e mësipërme është e qartë se çdo palë elektrone që lidh dy atome korrespondon me një linjë që përshkruan një lidhje kovalente në formulat strukturore:

Numri i çifteve të përbashkëta elektronike që lidhin një atom të një elementi të caktuar me atome të tjera, ose, me fjalë të tjera, numri i lidhjeve kovalente të formuara nga një atom, quhet kovalencë sipas metodës BC. Kështu, kovalenca e hidrogjenit është 1, ajo e azotit është 3.

Sipas metodës së mbivendosjes së reve elektronike, lidhjet janë dy llojesh:  - lidhje dhe  - lidhje.

 - një lidhje ndodh kur dy re elektronike mbivendosen përgjatë boshtit që lidh bërthamat e atomeve.

Oriz. 15. Skema e formimit të  - lidhjeve.

 - një lidhje formohet kur retë elektronike mbivendosen në të dyja anët e vijës që lidh bërthamat e atomeve që ndërveprojnë.

Oriz. 16. Skema e formimit të  - lidhjeve.

KARAKTERISTIKAT THEMELORE TË LIDHJES KOVALENTE.

1. Gjatësia e lidhjes, ℓ. Kjo është distanca minimale midis bërthamave të atomeve që ndërveprojnë, e cila korrespondon me gjendjen më të qëndrueshme të sistemit.

2. Energjia e lidhjes, E min - kjo është sasia e energjisë që duhet shpenzuar për të thyer një lidhje kimike dhe për të hequr atomet përtej kufijve të ndërveprimit.

3. Momenti dipol i lidhjes, ,=qℓ. Momenti dipol shërben si masë sasiore e polaritetit të një molekule. Për molekulat jopolare, momenti dipol është 0, për molekulat jopolare nuk është i barabartë me 0. Momenti dipol i një molekule poliatomike është i barabartë me shumën vektoriale të dipoleve të lidhjeve individuale:

4. Një lidhje kovalente karakterizohet nga drejtimi. Drejtimi i një lidhje kovalente përcaktohet nga nevoja për mbivendosje maksimale në hapësirën e reve elektronike të atomeve ndërvepruese, të cilat çojnë në formimin e lidhjeve më të forta.

Meqenëse këto lidhje  janë të orientuara rreptësisht në hapësirë, në varësi të përbërjes së molekulës, ato mund të jenë në një kënd të caktuar me njëra-tjetrën - një kënd i tillë quhet valencë.

Molekulat diatomike kanë një strukturë lineare. Molekulat poliatomike kanë një konfigurim më kompleks. Le të shqyrtojmë gjeometrinë e molekulave të ndryshme duke përdorur shembullin e formimit të hidrideve.

1. Grupi VI, nëngrupi kryesor (përveç oksigjenit), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te.

S1s 2 2s 2 r 6 3s 2 r 4

Për hidrogjenin, një elektron me një s-AO merr pjesë në formimin e një lidhjeje, për squfurin - 3p y dhe 3p z. Molekula H2S ka një strukturë të sheshtë me një kënd midis lidhjeve prej 90 0. .

Figura 17. Struktura e molekulës H 2 E

2. Hidridet e elementeve të grupit V, nëngrupi kryesor: PH 3, AsH 3, SbH 3.

Р 1s 2 2s 2 р 6 3s 2 р 3 .

Në formimin e lidhjeve marrin pjesë: për hidrogjenin s-AO, për fosforin - p y, p x dhe p z AO.

Molekula PH 3 ka formën e një piramide trigonale (në bazë ka një trekëndësh).

Figura 18. Struktura e molekulës EN 3

5. Ngopshmëria Lidhja kovalente është numri i lidhjeve kovalente që mund të formojë një atom. Është i kufizuar sepse një element ka një numër të kufizuar elektronesh valente. Numri maksimal i lidhjeve kovalente që një atom i caktuar mund të formojë në gjendjen tokësore ose të ngacmuar quhet kovalencë.

Shembull: hidrogjeni është monokovalent, oksigjeni është bikovalent, azoti është trikovalent, etj.

Disa atome mund të rrisin kovalencën e tyre në gjendjen e ngacmuar duke shkëputur elektronet e çiftëzuara.

Shembull. Bëhu 0 1s 2 2s 2

Një atom beriliumi në gjendje të ngacmuar ka një elektron valencë në 2p-AO dhe një elektron në 2s-AO, domethënë kovalencë Be 0 = 0 dhe kovalencë Be* = 2. Gjatë bashkëveprimit ndodh hibridizimi i orbitaleve.

Hibridizimi- ky është barazimi i energjisë së AO të ndryshme si rezultat i përzierjes para ndërveprimit kimik. Hibridizimi është një teknikë e kushtëzuar që lejon dikë të parashikojë strukturën e një molekule duke përdorur një kombinim të AOs. Ato AO, energjitë e të cilëve janë afër, mund të marrin pjesë në hibridizim.

Çdo lloj hibridizimi korrespondon me një formë të caktuar gjeometrike të molekulave.

Në rastin e hidrideve të elementeve të grupit II të nëngrupit kryesor, në formimin e lidhjes marrin pjesë dy orbitale identike sp-hibride. Ky lloj lidhjeje quhet sp-hibridizimi.

Figura 19. Molekula BeH 2 .sp-Hibridizimi.

Orbitalet sp-Hybride kanë formë asimetrike, pjesët e zgjatura të AO janë të drejtuara drejt hidrogjenit me kënd lidhjeje 180 o. Prandaj, molekula BeH 2 ka një strukturë lineare (Fig.).

Le të shqyrtojmë strukturën e molekulave të hidrideve të elementeve të grupit III të nëngrupit kryesor duke përdorur shembullin e formimit të molekulës BH 3.

B 0 1s 2 2s 2 fq 1

Kovalenca B 0 = 1, kovalenca B* = 3.

Në formimin e lidhjeve marrin pjesë tre orbitale sp-hibride, të cilat krijohen si rezultat i rishpërndarjes së densitetit të elektroneve të s-AO dhe dy p-AO. Ky lloj lidhjeje quhet sp 2 - hibridizimi. Këndi i lidhjes në sp 2 - hibridizimi është 120 0, prandaj molekula BH 3 ka një strukturë trekëndore të sheshtë.

Fig.20. molekula BH 3. sp 2 -Hibridizimi.

Duke përdorur shembullin e formimit të molekulës CH 4, le të shqyrtojmë strukturën e molekulave të hidrideve të elementeve të grupit IV të nëngrupit kryesor.

C 0 1s 2 2s 2 fq 2

Kovalenca C0 = 2, kovalenca C* = 4.

Në karbon, katër orbitale sp-hibride marrin pjesë në formimin e një lidhjeje kimike, e formuar si rezultat i rishpërndarjes së densitetit të elektroneve midis s-AO dhe tre p-AO. Forma e molekulës CH 4 është një tetraedron, këndi i lidhjes është 109°28`.

Oriz. 21. Molekula CH 4 .sp 3 -Hibridizimi.

Përjashtim nga rregulli i përgjithshëm janë molekulat H 2 O dhe NH 3.

Në një molekulë uji, këndet midis lidhjeve janë 104.5 gradë. Ndryshe nga hidridet e elementeve të tjerë të këtij grupi, uji ka veti të veçanta: është polar dhe diamagnetik. E gjithë kjo shpjegohet me faktin se lloji i lidhjes në një molekulë uji është sp 3. Kjo do të thotë, katër orbitale hibride sp - marrin pjesë në formimin e një lidhje kimike. Dy orbitale përmbajnë nga një elektron secila, këto orbitale ndërveprojnë me hidrogjenin dhe dy orbitalet e tjera përmbajnë një palë elektrone. Prania e këtyre dy orbitaleve shpjegon vetitë unike të ujit.

Në molekulën e amoniakut, këndet midis lidhjeve janë afërsisht 107.3 o, domethënë, forma e molekulës së amoniakut është një tetraedron, lloji i lidhjes është sp 3. Katër orbitale hibride sp 3 marrin pjesë në formimin e një lidhjeje në një molekulë azoti. Tre orbitale përmbajnë nga një elektron secila, këto orbitale janë të lidhura me hidrogjenin;

MEKANIZMAT E FORMIMIT TË LIDHJES KOVALENTE.

MBC ju lejon të dalloni tre mekanizma të formimit të lidhjes kovalente: shkëmbim, dhurues-pranues dhe dativ.

Mekanizmi i shkëmbimit. Ai përfshin ato raste të formimit të një lidhjeje kimike kur secili nga dy atomet e lidhur cakton një elektron për ndarje, sikur i shkëmben ato. Për të lidhur bërthamat e dy atomeve, elektronet duhet të jenë në hapësirën midis bërthamave. Ky rajon në molekulë quhet rajoni lidhës (rajoni ku një çift elektronik ka më shumë gjasa të banojë në molekulë). Në mënyrë që të ndodhë shkëmbimi i elektroneve të paçiftuara ndërmjet atomeve, orbitalet atomike duhet të mbivendosen (Fig. 10,11). Ky është veprimi i mekanizmit të shkëmbimit për formimin e një lidhjeje kimike kovalente. Orbitalet atomike mund të mbivendosen vetëm nëse kanë të njëjtat veti simetrie në lidhje me boshtin ndërnuklear (Fig. 10, 11, 22).

Oriz. 22. Mbivendosja e AO, e cila nuk çon në formimin e një lidhjeje kimike.

Mekanizmat dhurues-pranues dhe dhanor.

Mekanizmi dhurues-pranues përfshin transferimin e një çifti të vetëm elektronesh nga një atom në një orbitale atomike të zbrazët të një atomi tjetër. Për shembull, formimi i jonit - :

P-AO vakant në atomin e borit në molekulën BF 3 pranon një çift elektronesh nga joni i fluorit (dhuruesi). Në anionin që rezulton, katër lidhje kovalente B-F janë të barabarta në gjatësi dhe energji. Në molekulën origjinale, të tre lidhjet B-F u formuan nga mekanizmi i shkëmbimit.

Atomet, shtresa e jashtme e të cilëve përbëhet vetëm nga s- ose p-elektrone, mund të jenë ose dhurues ose pranues të një çifti të vetëm elektronesh. Atomet, elektronet e valencës së të cilëve ndodhen mbi d-AO, mund të veprojnë njëkohësisht si dhurues dhe si pranues. Për të bërë dallimin midis këtyre dy mekanizmave, u prezantuan konceptet e mekanizmit dhanor të formimit të lidhjes.

Shembulli më i thjeshtë i një mekanizmi dativ është bashkëveprimi i dy atomeve të klorit.

Dy atome klori në një molekulë klori formojnë një lidhje kovalente nga një mekanizëm shkëmbimi, duke kombinuar elektronet e tyre të paçiftuara 3p. Përveç kësaj, atomi Cl-1 transferon një palë të vetme elektronesh 3р 5 - AO në atomin Cl-2 në 3d-AO vakant, dhe atomi Cl-2 transferon të njëjtin palë elektronesh në 3d-AO vakant të atomi Cl-1 kryen njëkohësisht funksionet e një pranuesi dhe dhuruesi. Ky është mekanizmi dhanor. Veprimi i mekanizmit dativ rrit forcën e lidhjes, kështu që molekula e klorit është më e fortë se molekula e fluorit.

LIDHJE KOMPLEKSE.

Sipas parimit të mekanizmit dhurues-pranues, formohet një klasë e madhe e komponimeve kimike komplekse - komponime komplekse.

Komponimet komplekse janë komponime që përmbajnë jone komplekse të aftë të ekzistojnë si në formë kristalore ashtu edhe në tretësirë, duke përfshirë një jon qendror ose atom të lidhur me jone të ngarkuar negativisht ose molekula neutrale nga lidhje kovalente të formuara nga një mekanizëm dhurues-pranues.

Struktura e komponimeve komplekse sipas Werner.

Komponimet komplekse përbëhen nga një sferë e brendshme (jon kompleks) dhe një sferë e jashtme. Lidhja midis joneve të sferës së brendshme ndodh nëpërmjet një mekanizmi dhurues-pranues. Pranuesit quhen agjentë kompleksë, ata shpesh mund të jenë jone metalikë pozitivë (përveç metaleve të grupit IA) që kanë orbitale të zbrazëta. Aftësia për të formuar komplekse rritet me rritjen e ngarkesës së jonit dhe zvogëlimin e madhësisë së tij.

Dhuruesit e çifteve të elektroneve quhen ligandë ose shtesa. Ligandët janë molekula neutrale ose jone të ngarkuar negativisht. Numri i ligandëve përcaktohet nga numri i koordinimit të agjentit kompleks, i cili, si rregull, është i barabartë me dyfishin e valencës së jonit kompleks. Ligandët mund të jenë monodentant ose polidentant. Dendësia e një ligandi përcaktohet nga numri i vendeve të koordinimit që ligandi zë në sferën e koordinimit të agjentit kompleks. Për shembull, F - është një ligand monodentate, S 2 O 3 2- është një ligand bident. Ngarkesa e sferës së brendshme është e barabartë me shumën algjebrike të ngarkesave të joneve të saj përbërëse. Nëse sfera e brendshme ka një ngarkesë negative, ajo është një kompleks anionik nëse është pozitive, është një kompleks kationik. Komplekset kationike quhen me emrin e jonit kompleks në rusisht në komplekset anionike agjenti kompleks quhet në latinisht me shtimin e prapashtesës -; në.

Lidhja midis sferave të jashtme dhe të brendshme në një përbërje komplekse është jonike.

Shembull: K 2 – tetrahidroksozinkat i kaliumit, kompleks anionik.

2- - sfera e brendshme

2K+ - sfera e jashtme

Zn 2+ - agjent kompleks

OH – - ligandë

numri i koordinimit – 4

lidhja midis sferave të jashtme dhe të brendshme është jonike:

K 2 = 2K + + 2- .

lidhja ndërmjet grupeve të joneve Zn 2+ dhe hidroksilit është kovalente, e formuar sipas mekanizmit dhurues-pranues: OH - dhurues, Zn 2+ - pranues.

Zn 0: … 3d 10 4s 2

Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0:

Llojet e komponimeve komplekse

1. Komponimet e amoniakut janë ligandë të molekulës së amoniakut.

Cl 2 – klorur tetraamine bakri (II). Komponimet e amoniakut prodhohen nga veprimi i amoniakut në përbërjet që përmbajnë një agjent kompleks.

2. Komponimet hidrokso - OH - ligandët.

Na – tetrahidroksialuminat natriumi. Komplekset hidrokso përftohen nga veprimi i alkalit të tepërt në hidroksidet e metaleve, të cilat kanë veti amfoterike.

3. Komplekset ujore janë ligandë të molekulave të ujit.

Cl 3 – klorur hekzaakrokrom (III).

Komplekset akua fitohen duke reaguar me ujë të kripërave anhidër.

4. Komplekset acide - ligande anionet acidike - Cl - , F - , CN - , SO 3 2- , I – , NO 2 – , C 2 O 4 – etj.

K 4 – hekscianoferrat kaliumi (II). Përgatitet duke reaguar një tepricë të një kripe që përmban një ligand me një kripë që përmban një agjent kompleks.
, megjithëse në fund të shekullit të 19-të u krijua ekzistenca e një joni molekular mjaft të fortë të hidrogjenit
: Energjia e thyerjes së lidhjes këtu është 2.65 eV. Sidoqoftë, në këtë rast nuk mund të formohet asnjë çift elektronik, pasi përbërja e jonit
përfshihet vetëm një elektron.

Metoda orbitale molekulare (MMO) lejon që dikush të shpjegojë një sërë kontradiktash që nuk mund të shpjegohen duke përdorur metodën e lidhjes valore.

Dispozitat themelore të MMO.

Kur dy orbitale atomike ndërveprojnë, formohen dy orbitale molekulare.

Prandaj, kur orbitalet n-atomike ndërveprojnë, formohen orbitale n-molekulare.

Elektronet në një molekulë u përkasin njëlloj të gjitha bërthamave të molekulës. Nga dy orbitalet molekulare të formuara, njëra ka energji më të ulët se ajo origjinale, kjo është orbitalja molekulare lidhëse , tjetri ka energji me te larte se origjinali, kjo.

orbitale molekulare antilidhëse

MMO-të përdorin diagrame të energjisë që nuk janë në shkallë.

Kur mbushni nënnivelet e energjisë me elektrone, përdoren të njëjtat rregulla si për orbitalet atomike:

parimi i energjisë minimale, d.m.th. nënnivelet me energji më të ulët mbushen së pari;

Parimi Pauli: në çdo nënnivel energjetik nuk mund të ketë më shumë se dy elektrone me rrotullime antiparalele;

Rregulli i Hundit: mbushja e nënniveleve të energjisë ndodh në atë mënyrë që rrotullimi total të jetë maksimal. Shumëllojshmëria e komunikimit. Shumëllojshmëria e komunikimit

në MMO përcaktohet nga formula:

, kur K p = 0, nuk krijohet lidhje.

Shembuj.

1. A mund të ekzistojë një molekulë H2?

Oriz. 23. Skema e formimit të molekulës së hidrogjenit H2.

Përfundim: molekula H2 do të ekzistojë, pasi shumëfishimi i lidhjes Kp > 0.

2. A mund të ekzistojë një molekulë He 2?

Oriz. 24. Skema e formimit të një molekule heliumi He 2.

Përfundim: molekula He 2 nuk do të ekzistojë, pasi shumëfishimi i lidhjes Kp = 0.

3. A mund të ekzistojë një grimcë H 2 +?

Oriz. 25. Skema e formimit të një grimce H 2 +.

Grimca H 2 + mund të ekzistojë, pasi shumëfishimi i lidhjes Kp > 0.

4. A mund të ekzistojë një molekulë O2?

Oriz. 26. Skema e formimit të molekulës O 2.

Molekula O 2 ekziston. Nga Fig. 26 rrjedh se molekula e oksigjenit ka dy elektrone të paçiftëzuara. Për shkak të këtyre dy elektroneve, molekula e oksigjenit është paramagnetike.

Kështu, metoda molekulare orbitale shpjegon vetitë magnetike të molekulave.

BASHKËVEPRIMI NDËRMOLEKULAR. Të gjitha ndërveprimet ndërmolekulare mund të ndahen në dy grupe: universale Dhe. Ato universale shfaqen në të gjitha molekulat pa përjashtim. Këto ndërveprime shpesh quhen lidhje ose forcat van der Waals. Edhe pse këto forca janë të dobëta (energjia nuk i kalon tetë kJ/mol), ato janë shkaku i kalimit të shumicës së substancave nga gjendja e gaztë në gjendje të lëngët, përthithja e gazeve në sipërfaqet e trupave të ngurtë dhe fenomene të tjera. Natyra e këtyre forcave është elektrostatike.

Forcat kryesore të ndërveprimit:

1). Dipol – bashkëveprim dipol (orientues). ekziston midis molekulave polare.

Sa më të mëdha të jenë momentet e dipolit, aq më e vogël është distanca midis molekulave dhe sa më e ulët të jetë temperatura, aq më i madh është ndërveprimi orientues. Prandaj, sa më e madhe të jetë energjia e këtij ndërveprimi, aq më e lartë është temperatura që substanca duhet të nxehet në mënyrë që ajo të vlojë.

2). Ndërveprimi induktiv kryhet nëse në një substancë ka kontakt ndërmjet molekulave polare dhe jopolare. Një dipol induktohet në një molekulë jopolare si rezultat i ndërveprimit me një molekulë polare.

Cl  + - Cl  - … Al  + Cl  - 3

Energjia e këtij ndërveprimi rritet me rritjen e polarizimit molekular, domethënë aftësinë e molekulave për të formuar një dipol nën ndikimin e një fushe elektrike. Energjia e ndërveprimit induktiv është dukshëm më e vogël se energjia e bashkëveprimit dipol-dipol.

3). Ndërveprimi i dispersionit- ky është ndërveprimi i molekulave jopolare për shkak të dipoleve të menjëhershme që lindin për shkak të luhatjeve të densitetit të elektroneve në atome.

Në një seri substancash të të njëjtit lloj, ndërveprimi i dispersionit rritet me rritjen e madhësive të atomeve që përbëjnë molekulat e këtyre substancave.

4) Forcat repulsive shkaktohen nga bashkëveprimi i reve elektronike të molekulave dhe shfaqen ndërsa afrohen më tej.

Ndërveprimet specifike ndërmolekulare përfshijnë të gjitha llojet e ndërveprimeve të natyrës dhuruese-pranuese, domethënë të lidhura me transferimin e elektroneve nga një molekulë në tjetrën. Lidhja ndërmolekulare e formuar në këtë rast ka të gjitha tiparet karakteristike të një lidhjeje kovalente: ngopje dhe drejtim.

Një lidhje kimike e formuar nga një hidrogjen i polarizuar pozitivisht që është pjesë e një grupi ose molekule polar dhe një atom elektronegativ i një molekule tjetër ose të njëjtë quhet lidhje hidrogjeni. Për shembull, molekulat e ujit mund të përfaqësohen si më poshtë:

Linjat e ngurta janë lidhje polare kovalente brenda molekulave të ujit ndërmjet atomeve të hidrogjenit dhe oksigjenit; Arsyeja për formimin e lidhjeve të hidrogjenit është se atomet e hidrogjenit janë praktikisht të lirë nga predha elektronike: elektronet e tyre të vetme janë zhvendosur në atomet e oksigjenit të molekulave të tyre. Kjo lejon që protonet, ndryshe nga kationet e tjera, t'i afrohen bërthamave të atomeve të oksigjenit të molekulave fqinje pa përjetuar zmbrapsje nga predha elektronike të atomeve të oksigjenit.

Një lidhje hidrogjeni karakterizohet nga një energji lidhëse prej 10 deri në 40 kJ/mol. Megjithatë, kjo energji është e mjaftueshme për të shkaktuar bashkimi i molekulave, ato. bashkimi i tyre në dimere ose polimere, të cilat në disa raste ekzistojnë jo vetëm në gjendje të lëngshme të substancës, por ruhen edhe kur ajo kalon në avull.

Për shembull, fluori i hidrogjenit në fazën e gazit ekziston në formën e një dimeri.

Në molekulat organike komplekse, ekzistojnë edhe lidhje hidrogjenore ndërmolekulare dhe lidhje hidrogjenore intramolekulare.

Molekulat me lidhje hidrogjenore intramolekulare nuk mund të formojnë lidhje hidrogjenore ndërmolekulare. Prandaj, substancat me lidhje të tilla nuk formojnë lidhje, janë më të paqëndrueshme dhe kanë viskozitete, pika shkrirjeje dhe vlimi më të ulëta sesa izomerët e tyre të aftë për të formuar lidhje hidrogjenore ndërmolekulare.

Etileni për kiminë organike nuk është, ndoshta, një tullë, por një bllok i tërë. Molekula e etilenit përbëhet nga dy atome karboni dhe katër atome hidrogjeni.
Si ndërtohet etileni? Në të vërtetë, në të gjitha përbërjet organike karboni duhet të jetë katërvalent, dhe në molekulën e etilenit çdo atom karboni është i lidhur me një karbon tjetër dhe dy hidrogjene, d.m.th., sikur trevalent.
Jo, në molekulën e etilenit nuk vërehet asnjë shkelje e parimit të tetravalencës së karbonit: dy atome karboni janë të lidhur jo nga një i thjeshtë, si në etan, por nga një lidhje e dyfishtë. Çdo valencë tregohet me një vijë, dhe nëse lidhim dy atome karboni me dy rreshta, e mbajmë karbonin katërvalent:
Por çfarë fshihet pas emërtimeve të tilla, si ndryshon lidhja e përshkruar nga një linjë nga lidhja e përshkruar nga dy rreshta?
Le të kujtojmë se si formohet molekula e etanit. Rreth çdo atomi të karbonit, si rezultat i hibridizimit, d.m.th. i përzierjes, mesatarja e një orbitale 5- dhe tre p, formohen katër orbitale 5p3 të hibridizuara plotësisht identike të drejtuara në drejtime të ndryshme.

Në rastin e etilenit, lidhjet midis atomeve të karbonit ndërtohen ndryshe. Këtu, vetëm dy orbitale përzihen me një orbitale 5. Si rezultat, formohen tre orbitale të hibridizuara 5p2, të cilat shtrihen në të njëjtin rrafsh: dy prej tyre mbivendosen me 5 orbitalet e dy atomeve të hidrogjenit dhe lidhin këto hidrogjene me karbonin. orbitalja e tretë $p2 mbivendoset saktësisht me të njëjtën orbitale të atomit të dytë të karbonit. Kjo lidhje përbën një nga linjat midis dy atomeve të karbonit. Çfarë simbolizon rreshti i dytë?
Le të kujtojmë: kemi ende një p-elektron më shumë. Ajo formon një re në formën e një figure vëllimore tetë, e cila drejtohet pingul me rrafshin e tre orbitaleve. pasi dy orbitale $p2 mbivendosen, por "anash". Kjo mbivendosje tregohet nga viza e dytë. Një lidhje e llojit të parë ("kokat") shënohet me shkronjën greke a (sigma), dhe një lidhje në të cilën retë elektronike mbivendosen "anët" quhet një lidhje I (dhe vetë elektronet e tilla quhen I-elektrone) . E gjithë kjo së bashku është një lidhje e dyfishtë. Lidhja e dyfishtë është më e shkurtër se lidhja e vetme, gjatësia e saj është 0.133 mm.
Pra, ne kemi çmontuar strukturën e një pjese tjetër nga e cila mund të ndërtojmë "ndërtesa" të përbërjeve organike. Çfarë lloj ndërtesash janë këto?
Le të marrim së pari kombinimet e mëposhtme: një molekulë etilen dhe disa molekula metani. Nëse një atom hidrogjeni në një molekulë etileni zëvendësohet nga një grup metil (d.m.th., një mbetje metani), marrim propileni (i quajtur ndryshe propen) CH2=CH-CH3.
Tani le të ndërtojmë anëtarin tjetër të serisë homologe (d.m.th., anëtarin me një grup më shumë CH2). Për ta bërë këtë, ne zëvendësojmë një nga atomet e hidrogjenit në propilen me një grup metil. Ekzistojnë disa mundësi për një zëvendësim të tillë, si rezultat, marrim tre butilene (butenet).
Duke zëvendësuar hidrogjenin e grupit metil, arrijmë në buten-1 normal: CH2=CH—CH2—CH3. Zëvendësimi i hidrogjenit në skajin tjetër do të japë buten-2: CH3—€H=CH—CH3. Së fundi, duke zëvendësuar hidrogjenin e vetëm në lidhjen dyfishe, marrim mso-butilen: CH2=C(CH3)2. Këto janë tre substanca të ndryshme që kanë pika të ndryshme vlimi dhe shkrirjeje. Përbërja e të gjitha këtyre hidrokarbureve pasqyrohet me formulën e përgjithshme XaH2n. Në mënyrë të ngjashme, ju mund të nxirrni formulat e të gjitha penteneve, hekseneve, etj.
Pra, ne kemi mësuar se si të prodhojmë hidrokarbure të pangopura në letër. Si i merrni ato në të vërtetë?
Burimi kryesor i alkeneve më të thjeshta (d.m.th., hidrokarburet e pangopura) janë produktet e naftës, nga të cilat etilen izolohet pas ngrohjes dhe distilimit.
propileni, butilenet... Nëse ngrohni një alkan (hidrokarbon të ngopur) në 500-600 °C nën presion të lartë në prani të një katalizatori, atëherë dy atome hidrogjeni ndahen dhe formohet një alken. Nga n-butani, për shembull, merret një përzierje e buten-1 dhe buten-2.
Në laborator, hidrokarburet e pangopura (për shembull, etilen) merren duke hequr ujin nga alkoolet; Për ta bërë këtë, ato nxehen me një sasi katalitike të acidit:
IDO 200 °C CH3—CH2—OH ----- CH2=CH2
Është gjithashtu e mundur të ndahet një molekulë halidi hidrogjeni me një alkali nga derivatet halogjene të hidrokarbureve të ngopura:
NaON
СНз-СНз-СН2С1 Ш СНз-СН=СН2-НС!
Gama e reaksioneve në të cilat hyjnë komponimet me një lidhje të dyfishtë është shumë më e larmishme dhe më e gjerë se grupi i transformimeve të alkaneve. Le të shqyrtojmë një nga këto reagime të përbërjeve të pangopura.
Substancat e pangopura shtojnë halogjen-hidrogjene në lidhjen e dyfishtë dhe krijohen hidrokarbure të ngopura të zëvendësuara me halogjen (d.m.th., ndodh reagimi i kundërt me atë që sapo është shkruar). Por nëse shtoni një halorgjen hidrogjeni në një alken josimetrik. (për atë në të cilën ka grupe të ndryshme në të dy anët e lidhjes dyfishe), atëherë mund të merren dy derivate të ndryshëm, për shembull, në rastin e propenit, ose CH3CHHCH2C1 ose CH3CHHCN3.
Ky reagim u studiua nga kimisti rus V.V. Markovnikov në shekullin e kaluar. Ai vendosi rregullin që tani mban emrin e tij: një halogjen i bashkohet atomit të karbonit më pak të hidrogjenizuar (d.m.th., atij që është i lidhur me numrin më të vogël të atomeve të hidrogjenit). Kjo do të thotë se kryesisht kloruri izopropil CH3CHC1CH3 formohet nga propyleni. Por pse reagimi ndodh në këtë mënyrë? Teoria moderne ofron një shpjegim të rregullit të Markovikov. Ne do ta paraqesim këtë teori në një formë disi të thjeshtuar.
Fakti është se mekanizmat e reaksioneve kimike edhe në dukje të thjeshta janë mjaft komplekse dhe përfshijnë disa faza. Kështu ndodh edhe me reaksionin e shtimit të halogjenit të hidrogjenit. Një molekulë e klorurit të hidrogjenit nuk ngjitet menjëherë me një molekulë alkeni, por në pjesë. Hidrogjeni shtohet fillimisht në formën e protonit P1+. Një proton i ngarkuar pozitivisht i afrohet një molekule propileni. Cilin atom karboni të lidhur me një lidhje të dyfishtë do të sulmojë? Rezulton se është më i jashtmi, sepse përmban një ngarkesë të vogël negative, të caktuar b- (delta minus). Por si lindi kjo ngarkesë, kjo tepricë e lehtë e densitetit të elektroneve?
Grupi metil është fajtor për këtë. Duket sikur i largon elektronet nga vetja, të cilat për këtë arsye grumbullohen në atomin e kundërt të karbonit, larg grupit metil. Le të theksojmë edhe një herë se ky ndryshim në densitetin e elektroneve është shumë i vogël. Është shumë më pak se nëse një elektron i tërë lëviz nga atomi i mesëm i karbonit në atë të jashtëm. Atëherë do të duhet të vendosim një plus mbi atomin e mesëm dhe një minus mbi atë ekstrem (ne vendosim shenjën d—, që do të thotë një pjesë e vogël e ngarkesës totale negative të elektronit).
Pra, tani është e qartë se një proton i ngarkuar pozitivisht do t'i afrohet shumë më lehtë atomit më të jashtëm të karbonit, i cili mbart një densitet elektronik të tepërt.
Një proton i ngarkuar pozitivisht ngjitet në një molekulë të pa ngarkuar dhe transferon ngarkesën e tij në të. Ku do të vendoset kjo tarifë? Nëse një proton do të lidhej me atomin e mesëm të karbonit, një ngarkesë do të shfaqej në karbonin më të jashtëm. Në fakt, protoni i afrohet atomit më të jashtëm të karbonit dhe ngarkesa shfaqet në karbonin e mesëm. Po, dhe ka një ndryshim të madh. Të dy karbokacionet (d.m.th., grimcat organike që mbajnë një ngarkesë pozitive në atomin e karbonit) janë të paqëndrueshme dhe kanë një jetëgjatësi shumë të shkurtër. Por megjithatë, kationi i dytë është më i qëndrueshëm: fakti është se ai është i rrethuar nga të dyja anët nga grupe metil; dhe ne tashmë e dimë se grupet metil janë të afta të dhurojnë elektrone dhe t'i zmbrapsin ato. Rezulton se grupet metil kompensojnë pjesërisht ngarkesën pozitive që rezulton. Dhe sa më e vogël kjo ngarkesë, aq më i qëndrueshëm është karbokacioni. Në rastin e parë, ngarkesa pozitive shuhet nga vetëm një grup etilik, ky karbokacion do të jetë më pak i qëndrueshëm se i dyti.
Si rregull, sa më e qëndrueshme të jetë një grimcë, aq më e lehtë është të formohet. Kjo do të thotë që karbokacioni i dytë do të merret shumë më shpesh se i pari. Faza e dytë e reaksionit është shtimi i një joni klori të ngarkuar negativisht në karbokacion. Meqenëse karbokacioni i tipit të dytë mbizotëron në produktet e fazës së parë, si rezultat i të gjithë reaksionit, një molekulë e 1-kloropropanit prodhon mijëra molekula të izomerit në të cilin klori është ngjitur me karbonin e mesëm. Prandaj themi se aderimi shkon kryesisht sipas rregullit Markovnikov. Dy faktorë - vendndodhja e sulmit të protonit në fazën e parë dhe qëndrueshmëria e karbokacionit që rezulton - përcaktojnë përmbushjen e këtij rregulli.
Komponimet e pangopura shtojnë lehtësisht jo vetëm klorur hidrogjeni, por edhe... shumë molekula të tjera. Shembuj tipikë të transformimeve kimike të etilenit janë paraqitur në diagram.
Lexuesi mund të ketë një pyetje: a ka molekula organike të ndërtuara vetëm nga blloqet e etilenit? Po, ato ekzistojnë. Dhe përfaqësuesi më i thjeshtë është butadieni CH2=CH-CH=CH2. Ky përbërës përdoret gjerësisht në prodhimin e gomës sintetike. Likopeni i hidrokarbureve - kristalet e kuqe - u gjet në domate dhe fruta. Ka 13 lidhje të dyfishta në zinxhirin e karbonit të kësaj substance.

Lidhja kimike

Të gjitha ndërveprimet që çojnë në kombinimin e grimcave kimike (atomeve, molekulave, joneve, etj.) në substanca ndahen në lidhje kimike dhe lidhje ndërmolekulare (ndërveprimet ndërmolekulare).

Lidhjet kimike- lidhjet drejtpërdrejt ndërmjet atomeve. Ka lidhje jonike, kovalente dhe metalike.

Lidhjet ndërmolekulare- lidhjet ndërmjet molekulave. Këto janë lidhje hidrogjeni, lidhje jon-dipol (për shkak të formimit të kësaj lidhjeje, për shembull, ndodh formimi i një guaskë hidratimi të joneve), dipol-dipol (për shkak të formimit të kësaj lidhjeje, kombinohen molekulat e substancave polare , për shembull, në aceton të lëngshëm), etj.

Lidhja jonike- një lidhje kimike e formuar për shkak të tërheqjes elektrostatike të joneve me ngarkesë të kundërt. Në përbërjet binare (përbërjet e dy elementeve), ajo formohet kur madhësitë e atomeve të lidhur ndryshojnë shumë nga njëra-tjetra: disa atome janë të mëdha, të tjera janë të vogla - domethënë, disa atome heqin dorë lehtësisht nga elektronet, ndërsa të tjerët priren të pranojnë ato (zakonisht këto janë atome të elementeve që formojnë metale tipike dhe atome të elementeve që formojnë jometale tipike); elektronegativiteti i atomeve të tilla është gjithashtu shumë i ndryshëm.
Lidhja jonike është jo-drejtuese dhe e pangopshme.

Lidhja kovalente- një lidhje kimike që ndodh për shkak të formimit të një çifti të përbashkët elektronesh. Një lidhje kovalente formohet midis atomeve të vogla me rreze të njëjta ose të ngjashme. Një kusht i domosdoshëm është prania e elektroneve të paçiftuara në të dy atomet e lidhur (mekanizmi i shkëmbimit) ose një çift i vetëm në një atom dhe një orbital i lirë në tjetrin (mekanizmi dhurues-pranues):

Në bazë të numrit të çifteve të përbashkëta të elektroneve, lidhjet kovalente ndahen në
• e thjeshtë (e vetme)- një palë elektrone,
• dyfishtë- dy palë elektrone,
• trefishohet- tre çifte elektronesh.

Lidhjet e dyfishta dhe të trefishta quhen lidhje të shumëfishta.

Sipas shpërndarjes së densitetit të elektroneve midis atomeve të lidhura, një lidhje kovalente ndahet në jo polare Dhe polare. Një lidhje jo polare formohet midis atomeve identike, një polare - midis atomeve të ndryshme.

Elektronegativiteti- një masë e aftësisë së një atomi në një substancë për të tërhequr çifte të zakonshme elektronike.
Çiftet elektronike të lidhjeve polare zhvendosen drejt elementëve më elektronegativë. Vetë zhvendosja e çifteve të elektroneve quhet polarizim i lidhjes. Ngarkesat e pjesshme (te tepërta) të formuara gjatë polarizimit caktohen + dhe -, për shembull: .

Bazuar në natyrën e mbivendosjes së reve elektronike ("orbitalet"), një lidhje kovalente ndahet në -lidhje dhe -lidhje.
-Krijohet një lidhje për shkak të mbivendosjes së drejtpërdrejtë të reve elektronike (përgjatë vijës së drejtë që lidh bërthamat atomike), -formohet një lidhje për shkak të mbivendosjes anësore (në të dy anët e rrafshit në të cilin shtrihen bërthamat atomike).

Një lidhje kovalente është e drejtuar dhe e ngopur, si dhe e polarizueshme.
Modeli i hibridizimit përdoret për të shpjeguar dhe parashikuar drejtimin e ndërsjellë të lidhjeve kovalente.

Hibridizimi i orbitaleve atomike dhe reve elektronike- shtrirja e supozuar e orbitaleve atomike në energji dhe e reve elektronike në formë kur një atom formon lidhje kovalente.
Tre llojet më të zakonshme të hibridizimit janë: sp-, sp 2 dhe sp 3 -hibridizimi. Për shembull:
sp-hibridizimi - në molekulat C 2 H 2, BeH 2, CO 2 (struktura lineare);
sp 2-hibridizimi - në molekulat C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 (formë trekëndore e sheshtë);
sp 3-hibridizimi - në molekulat CCl 4, SiH 4, CH 4 (formë tetraedrale); NH 3 (formë piramidale); H 2 O (formë këndore).

Lidhje metalike- një lidhje kimike e formuar nga ndarja e elektroneve të valencës së të gjithë atomeve të lidhura të një kristali metalik. Si rezultat, formohet një re e vetme elektronike e kristalit, e cila lëviz lehtësisht nën ndikimin e tensionit elektrik - prandaj përçueshmëria e lartë elektrike e metaleve.
Një lidhje metalike formohet kur atomet që lidhen janë të mëdhenj dhe për këtë arsye priren të heqin dorë nga elektronet. Substancat e thjeshta me lidhje metalike janë metalet (Na, Ba, Al, Cu, Au etj.), substanca komplekse janë komponime ndërmetalike (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 etj.).
Lidhja metalike nuk ka drejtim ose ngopje. Ruhet edhe në shkrirjet e metaleve.

Lidhja hidrogjenore- një lidhje ndërmolekulare e formuar për shkak të pranimit të pjesshëm të një çifti elektronesh nga një atom shumë elektronegativ nga një atom hidrogjeni me një ngarkesë të madhe të pjesshme pozitive. Ajo formohet në rastet kur një molekulë përmban një atom me një palë elektronesh të vetme dhe elektronegativitet të lartë (F, O, N), dhe tjetra përmban një atom hidrogjeni të lidhur nga një lidhje shumë polare me një prej atomeve të tillë. Shembuj të lidhjeve ndërmolekulare të hidrogjenit:

H—O—H OH 2, H—O—H NH 3, H—O—H F—H, H—F H—F.

Lidhjet hidrogjenore intramolekulare ekzistojnë në molekulat e polipeptideve, acideve nukleike, proteinave, etj.

Një masë e forcës së çdo lidhjeje është energjia e lidhjes.
Energjia e komunikimit- energjia e nevojshme për të thyer një lidhje të caktuar kimike në 1 mol të një substance. Njësia matëse është 1 kJ/mol.

Energjitë e lidhjeve jonike dhe kovalente janë të rendit të njëjtë të madhësisë, energjia e lidhjeve të hidrogjenit është një rend i madhësisë më i ulët.

Energjia e një lidhjeje kovalente varet nga madhësia e atomeve të lidhura (gjatësia e lidhjes) dhe nga shumësia e lidhjes. Sa më të vegjël të jenë atomet dhe sa më i madh të jetë shumëfishimi i lidhjes, aq më e madhe është energjia e saj.

Energjia e lidhjes jonike varet nga madhësia e joneve dhe ngarkesat e tyre. Sa më të vogla të jenë jonet dhe sa më e madhe ngarkesa e tyre, aq më e madhe është energjia e lidhjes.

Struktura e materies

Sipas llojit të strukturës, të gjitha substancat ndahen në molekulare Dhe jo molekulare. Ndër substancat organike, mbizotërojnë substancat molekulare;

Sipas llojit të lidhjes kimike, substancat ndahen në substanca me lidhje kovalente, substanca me lidhje jonike (substanca jonike) dhe substanca me lidhje metalike (metale).

Substancat me lidhje kovalente mund të jenë molekulare ose jo molekulare. Kjo ndikon ndjeshëm në vetitë e tyre fizike.

Substancat molekulare përbëhen nga molekula të lidhura me njëra-tjetrën me lidhje të dobëta ndërmolekulare, këto përfshijnë: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 dhe substanca të tjera të thjeshta; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, polimere organike dhe shumë substanca të tjera. Këto substanca nuk kanë forcë të lartë, kanë pika të ulëta shkrirjeje dhe vlimi, nuk përcjellin rrymën elektrike dhe disa prej tyre janë të tretshme në ujë ose në tretës të tjerë.

Substancat jo molekulare me lidhje kovalente ose substanca atomike (diamanti, grafiti, Si, SiO 2, SiC dhe të tjera) formojnë kristale shumë të forta (me përjashtim të grafitit me shtresa), ato janë të patretshme në ujë dhe tretës të tjerë, kanë shkrirje të lartë dhe pikat e vlimit, shumica e tyre nuk përçojnë rrymë elektrike (përveç grafitit, i cili është elektrik përçues, dhe gjysmëpërçuesve - silic, germanium, etj.)

Të gjitha substancat jonike janë natyrisht jo molekulare. Këto janë substanca të ngurta, zjarrduruese, tretësira dhe shkrirje të të cilave përçojnë rrymë elektrike. Shumë prej tyre janë të tretshëm në ujë. Duhet të theksohet se në substancat jonike, kristalet e të cilave përbëhen nga jone komplekse, ekzistojnë edhe lidhje kovalente, për shembull: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-), etj Atomet që përbëjnë jonet komplekse janë të lidhur me lidhje kovalente.

Metalet (substancat me lidhje metalike) shumë të ndryshme në vetitë e tyre fizike. Midis tyre ka metale të lëngshme (Hg), shumë të buta (Na, K) dhe shumë të forta (W, Nb).

Vetitë fizike karakteristike të metaleve janë përçueshmëria e tyre e lartë elektrike (ndryshe nga gjysmëpërçuesit, zvogëlohet me rritjen e temperaturës), kapaciteti i lartë i nxehtësisë dhe duktiliteti (për metalet e pastra).

Në gjendje të ngurtë, pothuajse të gjitha substancat përbëhen nga kristale. Në bazë të llojit të strukturës dhe llojit të lidhjes kimike, kristalet (“grilat kristalore”) ndahen në atomike(kristalet e substancave jo molekulare me lidhje kovalente), jonike(kristalet e substancave jonike), molekulare(kristalet e substancave molekulare me lidhje kovalente) dhe metalike(kristalet e substancave me lidhje metalike).

Detyra dhe teste me temën “Tema 10. “Lidhja kimike. Struktura e materies”.

• Llojet e lidhjeve kimike - Struktura e materies klasa 8–9

  Mësime: 2 Detyra: 9 Teste: 1

• Detyrat: 9 Teste: 1

Pasi të keni punuar në këtë temë, duhet të kuptoni konceptet e mëposhtme: lidhje kimike, lidhje ndërmolekulare, lidhje jonike, lidhje kovalente, lidhje metalike, lidhje hidrogjenore, lidhje e thjeshtë, lidhje dyfishe, lidhje trefishe, lidhje të shumëfishta, lidhje jopolare, lidhje polare , elektronegativiteti, polarizimi i lidhjes , - dhe -lidhja, hibridizimi i orbitaleve atomike, energjia e lidhjes.

Duhet të dini klasifikimin e substancave sipas llojit të strukturës, sipas llojit të lidhjes kimike, varësinë e vetive të substancave të thjeshta dhe komplekse nga lloji i lidhjes kimike dhe lloji i "rrjetës kristalore".

Duhet të jeni në gjendje: të përcaktoni llojin e lidhjes kimike në një substancë, llojin e hibridizimit, të hartoni diagrame të formimit të lidhjes, të përdorni konceptin e elektronegativitetit, një numër elektronegativiteti; di se si ndryshon elektronegativiteti në elementet kimike të së njëjtës periudhë dhe një grup për të përcaktuar polaritetin e një lidhje kovalente.

Pasi të siguroheni që gjithçka që ju nevojitet është mësuar, vazhdoni me përfundimin e detyrave. Ju urojmë suksese.

• O. S. Gabrielyan, G. G. Lysova. Kimia e klasës së 11-të. M., Bustard, 2002.
• G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kimia e klasës së 11-të. M., Edukimi, 2001.