Lidhja kimike.

përcaktimi i lidhjes kimike;

llojet e lidhjeve kimike;

metoda e lidhjes së valencës;

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 LIDHJEVE 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 elektron (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 prej atomeve. Nëse një lidhje kovalente formohet nga dy atome të ndryshme, atëherë çifti i përbashkët elektronik zhvendoset në atomin më elektronegativ, ky lidhje kovalente polare.

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 dy-elektronike 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 vijë 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 i tij 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-ve 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 i barabartë me 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 ndërbërthamor (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 kripërat anhidër me ujin.

4. Komplekset acide - ligande të anioneve 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.

METODA E ORBITALEVE MOLEKULARE.

MBC shpjegon mjaft mirë formimin dhe strukturën e shumë molekulave, por kjo metodë nuk është universale. Për shembull, metoda e lidhjes së valencës nuk ofron një shpjegim të kënaqshëm për ekzistencën e jonit
, 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 figura 26 rezulton se molekula e oksigjenit ka dy elektrone të paçiftëzuara. Për shkak të këtyre dy elektroneve, molekula e oksigjenit është paramagnetike.

Kështu, metoda orbitale molekulare shpjegon vetitë magnetike të molekulave.

BASHKËVEPRIMI NDËRMOLEKULAR.

Të gjitha ndërveprimet ndërmolekulare mund të ndahen në dy grupe: universale Dhe specifike. 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 ndodh nëse ka kontakt ndërmjet molekulave polare dhe jopolare në një substancë. 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 bashkëveprimit 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.

LIDHJA KIMIKE

Lidhja kimike është bashkëveprimi i dy atomeve i kryer nga shkëmbimi i elektroneve. Kur formohet një lidhje kimike, atomet priren të fitojnë një shtresë të jashtme të qëndrueshme me tetë elektron (ose dy elektrone), që korrespondon me strukturën e atomit të gazit inert më të afërt. Dallohen llojet e mëposhtme të lidhjeve kimike: kovalente(polare dhe jopolare; shkëmbim dhe donator-pranues), jonike, hidrogjeni Dhe metalike.

LIDHJA KOVALENTE

Ajo kryhet për shkak të çiftit elektronik që u përket të dy atomeve. Ekzistojnë mekanizma shkëmbimi dhe dhurues-pranues për formimin e lidhjeve kovalente.

1) Mekanizmi i shkëmbimit . Çdo atom kontribuon me një elektron të paçiftuar në një çift elektronik të përbashkët:

2) Mekanizmi dhurues-pranues . Një atom (dhurues) siguron një çift elektronik, dhe atomi tjetër (pranuesi) siguron një orbital bosh për atë çift;

Dy atome nuk mund të shoqërohen c sa çifte elektronesh? Në këtë rast ata flasin për shumëfisha lidhjet:

Nëse dendësia e elektroneve ndodhet në mënyrë simetrike ndërmjet atomeve, quhet lidhja kovalente jo polare.

Nëse densiteti i elektronit zhvendoset drejt njërit prej atomeve, atëherë quhet lidhja kovalente polare.

Sa më i madh të jetë ndryshimi në elektronegativitetin e atomeve, aq më i madh është polariteti i lidhjes.

Elektronegativiteti është aftësia e një atomi për të tërhequr densitetin e elektroneve nga atomet e tjerë. Elementi më elektronegativ është fluori, më elektropozitivi është franciumi.

LIDHJA JONIKE

Jonet- këto janë grimca të ngarkuara në të cilat atomet kthehen si rezultat i humbjes ose shtimit të elektroneve.

(fluoridi i natriumit përbëhet nga jone natriumi Na+ dhe jonet e fluorit F - )

Nëse ndryshimi në elektronegativitetin e atomeve është i madh, atëherë çifti elektronik që kryen lidhjen shkon në një nga atomet dhe të dy atomet kthehen në jone.

Lidhja kimike ndërmjet joneve për shkak të tërheqjes elektrostatike quhetlidhje jonike.

LIDHJA E HIDROGJENIT

Lidhja hidrogjenore - Kjo është një lidhje midis një atomi hidrogjeni të ngarkuar pozitivisht të një molekule dhe një atomi të ngarkuar negativisht të një molekule tjetër. Lidhja hidrogjenore është pjesërisht elektrostatike dhe pjesërisht dhuruese-pranuese në natyrë.

Prania e lidhjeve hidrogjenore shpjegon temperaturat e larta të vlimit të ujit, alkooleve dhe acideve karboksilike.

LIDHJE METALIKE

Elektronet e valencës së metaleve janë mjaft të lidhura dobët me bërthamat e tyre dhe mund të shkëputen lehtësisht prej tyre. Prandaj, metali përmban një numër jonesh pozitive të vendosura në pozicione të caktuara në rrjetën kristalore dhe një numër të madh elektronesh që lëvizin lirshëm në të gjithë kristalin. Elektronet në një metal sigurojnë lidhje midis të gjithë atomeve të metalit.

HIBRIDIZIMI ORBITAL

Hibridizimi orbital është një ndryshim në formën e disa orbitaleve gjatë formimit të një lidhjeje kovalente për të arritur mbivendosje më efikase të orbitaleve.

A

sp 3 - Hibridizimi. Një s orbitale dhe tre p - orbitalet kthehen në katër orbitale identike "hibride", këndi midis boshteve të të cilave është 109° 28".

sp 3 - hibridizimi, kanë gjeometri tetraedrale ( CH 4, NH 3).

B

sp 2 - Hibridizimi. Një orbitale s dhe dy orbitale p kthehen në tre orbitale identike "hibride", këndi midis boshteve të tyre është 120°.

Molekulat në të cilat zhvillohet sp

Dy sp - orbitalet mund të formojnë dy s - lidhjet (BeH 2, ZnCl 2). Edhe dy fq - lidhjet mund të krijohen nëse dy fq - orbitalet që nuk përfshihen në hibridizim përmbajnë elektrone (acetileni C2H2).

Molekulat në të cilat zhvillohet sp - hibridizimi, kanë gjeometri lineare.

FUNDI I SEKSIONIT

Është një nga themelet e një shkence interesante të quajtur kimia. Në këtë artikull do të analizojmë të gjitha aspektet e lidhjeve kimike, rëndësinë e tyre në shkencë, do të japim shembuj dhe shumë më tepër.

Çfarë është një lidhje kimike

Në kimi, një lidhje kimike kuptohet si ngjitja e ndërsjellë e atomeve në një molekulë dhe, si rezultat i forcës së tërheqjes që ekziston midis tyre. Është falë lidhjeve kimike që formohen komponime të ndryshme kimike, kjo është natyra e një lidhjeje kimike.

Llojet e lidhjeve kimike

Mekanizmi i formimit të një lidhjeje kimike varet shumë nga lloji ose lloji i saj në përgjithësi, llojet kryesore të lidhjeve kimike të mëposhtme ndryshojnë:

• Lidhja kimike kovalente (e cila nga ana tjetër mund të jetë polare ose jopolare)
• Lidhja jonike
• Lidhja kimike

si njerëzit.

Sa i përket, një artikull i veçantë i kushtohet asaj në faqen tonë të internetit, dhe ju mund të lexoni më në detaje në lidhjen. Më tej, ne do të shqyrtojmë më në detaje të gjitha llojet e tjera kryesore të lidhjeve kimike.

Lidhja kimike jonike

Formimi i një lidhjeje kimike jonike ndodh për shkak të tërheqjes reciproke elektrike të dy joneve që kanë ngarkesa të ndryshme. Jonet në lidhje të tilla kimike janë zakonisht të thjeshta, të përbërë nga një atom i substancës.

Skema e lidhjes kimike jonike.

Një tipar karakteristik i llojit jonik të lidhjes kimike është mungesa e ngopjes së tij, dhe si rezultat, një numër shumë i ndryshëm i joneve të ngarkuar në mënyrë të kundërt mund të bashkohet me një jon apo edhe një grup të tërë jonesh. Një shembull i një lidhjeje kimike jonike është komponimi fluorid cezium CsF, në të cilin niveli i "jonicitetit" është pothuajse 97%.

Lidhja kimike e hidrogjenit

Shumë kohë përpara ardhjes së teorisë moderne të lidhjeve kimike në formën e saj moderne, kimistët vunë re se përbërjet e hidrogjenit me jometale kanë veti të ndryshme mahnitëse. Le të themi se pika e vlimit të ujit dhe së bashku me fluorin e hidrogjenit është shumë më e lartë se sa mund të jetë, këtu është një shembull i gatshëm i lidhjes kimike të hidrogjenit.

Fotografia tregon një diagram të formimit të një lidhje kimike hidrogjeni.

Natyra dhe vetitë e një lidhjeje kimike të hidrogjenit përcaktohen nga aftësia e atomit të hidrogjenit H për të formuar një lidhje tjetër kimike, prandaj emri i kësaj lidhjeje. Arsyeja për formimin e një lidhjeje të tillë janë vetitë e forcave elektrostatike. Për shembull, reja totale e elektroneve në një molekulë fluori hidrogjeni zhvendoset aq shumë drejt fluorit sa hapësira rreth një atomi të kësaj substance është e ngopur me një fushë elektrike negative. Rreth një atomi hidrogjeni, veçanërisht ai i privuar nga elektroni i tij i vetëm, gjithçka është pikërisht e kundërta, fusha e tij elektronike është shumë më e dobët dhe, si rezultat, ka një ngarkesë pozitive. Dhe ngarkesat pozitive dhe negative, siç e dini, tërheqin dhe në këtë mënyrë të thjeshtë lind një lidhje hidrogjeni.

Lidhja kimike e metaleve

Cila lidhje kimike është karakteristike e metaleve? Këto substanca kanë llojin e tyre të lidhjes kimike - atomet e të gjitha metaleve nuk janë gjithsesi të renditura, por në një mënyrë të caktuar, rendi i renditjes së tyre quhet një rrjetë kristalore. Elektrone të atomeve të ndryshme formojnë një re të përbashkët elektronike dhe ato ndërveprojnë dobët me njëri-tjetrin.

Kështu duket një lidhje kimike metalike.

Një shembull i një lidhjeje kimike metalike mund të jetë çdo metal: natriumi, hekuri, zinku, etj.

Si të përcaktohet lloji i lidhjes kimike

Në varësi të substancave që marrin pjesë në të, nëse ka një metal dhe një jometal, atëherë lidhja është jonike, nëse ka dy metale, atëherë është metalike, nëse ka dy jometale, atëherë është kovalente.

Vetitë e lidhjeve kimike

Për të krahasuar reaksione të ndryshme kimike, përdoren karakteristika të ndryshme sasiore, si p.sh.

• gjatësia,
• energji,
• polariteti,
• renditja e lidhjeve.

Le t'i shikojmë ato në mënyrë më të detajuar.

Gjatësia e lidhjes është distanca e ekuilibrit midis bërthamave të atomeve që lidhen me një lidhje kimike. Zakonisht matet eksperimentalisht.

Energjia e një lidhjeje kimike përcakton forcën e saj. Në këtë rast, energjia i referohet forcës së nevojshme për të thyer një lidhje kimike dhe për të ndarë atomet.

Polariteti i një lidhjeje kimike tregon se sa densitet elektroni zhvendoset drejt njërit prej atomeve. Aftësia e atomeve për të zhvendosur densitetin e elektroneve drejt vetes, ose me fjalë të thjeshta "për të tërhequr batanijen mbi vete", quhet elektronegativitet në kimi.

Rendi i një lidhjeje kimike (me fjalë të tjera, shumësia e një lidhjeje kimike) është numri i çifteve të elektroneve që hyjnë në një lidhje kimike. Rendi mund të jetë ose i plotë ose i pjesshëm sa më i lartë të jetë, aq më i madh është numri i elektroneve që kryejnë lidhjen kimike dhe aq më e vështirë është thyerja e saj.

Lidhja kimike, video

Dhe së fundi, një video edukative rreth llojeve të ndryshme të lidhjeve kimike.

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 lidhura janë shumë të ndryshme nga njëra-tjetra: disa atome janë të mëdha, të tjerët janë të vegjël - domethënë, disa atome heqin dorë lehtësisht nga elektronet, ndërsa të tjerët priren të pranojini 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 hidrogjenore është një rend i madhësisë më pak.

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, ku përfshihen: 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 përçojnë 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 (“rrjetat 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.

Të gjithë elementët kimikë të njohur aktualisht të vendosur në tabelën periodike ndahen në dy grupe të mëdha: metale dhe jometale. Në mënyrë që ato të bëhen jo vetëm elemente, por komponime, substanca kimike dhe të jenë në gjendje të ndërveprojnë me njëri-tjetrin, ato duhet të ekzistojnë në formën e substancave të thjeshta dhe komplekse.

Kjo është arsyeja pse disa elektrone përpiqen të pranojnë, ndërsa të tjerët përpiqen të japin. Duke e rimbushur njëri-tjetrin në këtë mënyrë, elementët formojnë molekula të ndryshme kimike. Por çfarë i mban ata së bashku? Pse ekzistojnë substanca të një forte të tillë që as instrumentet më serioze nuk mund të shkatërrohen? Të tjerët, përkundrazi, shkatërrohen nga ndikimi më i vogël. E gjithë kjo shpjegohet me formimin e llojeve të ndryshme të lidhjeve kimike midis atomeve në molekula, formimin e një rrjete kristalore të një strukture të caktuar.

Llojet e lidhjeve kimike në përbërje

Në total, ekzistojnë 4 lloje kryesore të lidhjeve kimike.

1. Kovalente jopolare. Formohet midis dy jometaleve identike për shkak të ndarjes së elektroneve, formimit të çifteve të përbashkëta elektronike. Në formimin e tij marrin pjesë grimcat e paçiftuara të valencës. Shembuj: halogjenet, oksigjeni, hidrogjeni, azoti, squfuri, fosfori.
2. polare kovalente. Formohet midis dy jometaleve të ndryshëm ose midis një metali me veti shumë të dobëta dhe një jometali me elektronegativitet të dobët. Ai bazohet gjithashtu në çiftet e zakonshme të elektroneve dhe tërheqjen e tyre drejt vetes nga atomi, afiniteti elektronik i të cilit është më i lartë. Shembuj: NH 3, SiC, P 2 O 5 dhe të tjerë.
3. Lidhja hidrogjenore. Më e paqëndrueshme dhe më e dobëta, ajo formohet midis një atomi shumë elektronegativ të një molekule dhe një atomi pozitiv të një atomi tjetër. Më shpesh kjo ndodh kur substancat treten në ujë (alkooli, amoniaku, etj.). Falë kësaj lidhjeje mund të ekzistojnë makromolekulat e proteinave, acidet nukleike, karbohidratet komplekse etj.
4. Lidhja jonike. Formohet për shkak të forcave të tërheqjes elektrostatike të joneve metalike dhe jometale të ngarkuara ndryshe. Sa më i fortë të jetë ndryshimi në këtë tregues, aq më qartë shprehet natyra jonike e ndërveprimit. Shembuj të përbërjeve: kripëra binare, përbërje komplekse - baza, kripëra.
5. Një lidhje metalike, mekanizmi i formimit të së cilës, si dhe vetitë e tij, do të diskutohet më tej. Formohet në metale dhe lidhje të tyre të llojeve të ndryshme.

Ekziston një gjë e tillë si uniteti i një lidhjeje kimike. Thjesht thotë se është e pamundur të konsiderohet çdo lidhje kimike si një standard. Ato janë të gjitha vetëm njësi të përcaktuara në mënyrë konvencionale. Në fund të fundit, të gjitha ndërveprimet bazohen në një parim të vetëm - ndërveprimi elektron-statik. Prandaj, lidhjet jonike, metalike, kovalente dhe hidrogjenore kanë të njëjtën natyrë kimike dhe janë vetëm raste kufitare të njëra-tjetrës.

Metalet dhe vetitë e tyre fizike

Metalet gjenden në shumicën dërrmuese të të gjithë elementëve kimikë. Kjo është për shkak të vetive të tyre të veçanta. Një pjesë e konsiderueshme e tyre është marrë nga njerëzit përmes reaksioneve bërthamore në kushte laboratorike, ato janë radioaktive me një gjysmë jetë të shkurtër.

Megjithatë, shumica janë elementë natyrorë që formojnë shkëmbinj dhe xehe të tëra dhe janë pjesë e përbërjeve më të rëndësishme. Ishte prej tyre që njerëzit mësuan të derdhnin lidhje dhe të bënin shumë produkte të bukura dhe të rëndësishme. Këto janë bakri, hekuri, alumini, argjendi, ari, kromi, mangani, nikeli, zinku, plumbi dhe shumë të tjera.

Për të gjitha metalet, mund të identifikohen vetitë fizike të përbashkëta, të cilat shpjegohen me formimin e një lidhjeje metalike. Cilat janë këto veti?

1. lakueshmëria dhe duktiliteti. Dihet se shumë metale mund të rrokullisen deri në gjendje petë (ari, alumini). Të tjerët prodhojnë tela, fletë metalike fleksibël dhe produkte që mund të deformohen nën ndikimin fizik, por menjëherë e rivendosin formën e tyre pasi ndalon. Janë këto cilësi të metaleve që quhen lakueshmëri dhe duktilitet. Arsyeja për këtë veçori është lloji i lidhjes metalike. Jonet dhe elektronet në kristal rrëshqasin në lidhje me njëri-tjetrin pa u thyer, gjë që lejon ruajtjen e integritetit të të gjithë strukturës.
2. Shkëlqim metalik. Ai gjithashtu shpjegon lidhjen metalike, mekanizmin e formimit, karakteristikat dhe veçoritë e tij. Kështu, jo të gjitha grimcat janë në gjendje të thithin ose reflektojnë valët e dritës me të njëjtën gjatësi vale. Atomet e shumicës së metaleve reflektojnë rrezet me valë të shkurtra dhe marrin pothuajse të njëjtën ngjyrë të argjendit, të bardhë dhe të zbehtë të kaltërosh. Përjashtim bëjnë bakri dhe ari, ngjyrat e tyre janë përkatësisht e kuqe-e kuqe dhe e verdhë. Ata janë në gjendje të reflektojnë rrezatimin me gjatësi vale më të gjatë.
3. Përçueshmëria termike dhe elektrike. Këto veti shpjegohen edhe me strukturën e rrjetës kristalore dhe me faktin se në formimin e saj realizohet lloji metalik i lidhjes. Për shkak të "gazit elektronik" që lëviz brenda kristalit, rryma elektrike dhe nxehtësia shpërndahen menjëherë dhe në mënyrë të barabartë midis të gjithë atomeve dhe joneve dhe përcillen përmes metalit.
4. Gjendja e ngurtë e grumbullimit në kushte normale. Përjashtimi i vetëm këtu është merkuri. Të gjitha metalet e tjera janë domosdoshmërisht përbërje të forta, të ngurta, si dhe lidhjet e tyre. Kjo është gjithashtu rezultat i lidhjes metalike të pranishme në metale. Mekanizmi i formimit të këtij lloji të lidhjes së grimcave konfirmon plotësisht vetitë.

Këto janë karakteristikat kryesore fizike të metaleve, të cilat shpjegohen dhe përcaktohen pikërisht nga skema e formimit të një lidhjeje metalike. Kjo metodë e lidhjes së atomeve është e rëndësishme veçanërisht për elementët metalikë dhe lidhjet e tyre. Kjo është, për ta në gjendje të ngurtë dhe të lëngët.

Lidhje kimike e tipit metalik

Cila është veçantia e saj? Gjë është se një lidhje e tillë formohet jo për shkak të joneve të ngarkuar ndryshe dhe tërheqjes së tyre elektrostatike dhe jo për shkak të ndryshimit në elektronegativitetin dhe pranisë së çifteve të elektroneve të lira. Kjo do të thotë, lidhjet jonike, metalike, kovalente kanë natyra paksa të ndryshme dhe veçori dalluese të grimcave që lidhen.

Të gjitha metalet kanë karakteristikat e mëposhtme:

• një numër i vogël elektronesh për (me përjashtim të disa përjashtimeve, të cilat mund të kenë 6,7 dhe 8);
• rreze e madhe atomike;
• energji e ulët jonizuese.

E gjithë kjo kontribuon në ndarjen e lehtë të elektroneve të jashtme të paçiftëzuara nga bërthama. Në të njëjtën kohë, atomi ka shumë orbitale të lira. Diagrami i formimit të një lidhjeje metalike do të tregojë saktësisht mbivendosjen e qelizave të shumta orbitale të atomeve të ndryshme me njëra-tjetrën, të cilat si rezultat formojnë një hapësirë ​​të përbashkët intrakristaline. Elektrone futen në të nga çdo atom, të cilat fillojnë të enden lirshëm nëpër pjesë të ndryshme të grilës. Periodikisht, secila prej tyre ngjitet në një jon në një vend në kristal dhe e kthen atë në një atom, pastaj shkëputet përsëri për të formuar një jon.

Kështu, një lidhje metalike është lidhja midis atomeve, joneve dhe elektroneve të lira në një kristal metalik të zakonshëm. Një re elektronike që lëviz lirshëm brenda një strukture quhet "gaz elektronik". Kjo është ajo që shpjegon shumicën e metaleve dhe lidhjeve të tyre.

Si realizohet saktësisht një lidhje kimike metalike? Mund të jepen shembuj të ndryshëm. Le të përpiqemi ta shikojmë atë në një copë litium. Edhe nëse e merrni në madhësinë e një bizele, do të ketë mijëra atome. Pra, le të imagjinojmë që secili prej këtyre mijëra atomeve të lëshojë elektronin e tij të vetëm valencë në hapësirën e përbashkët kristalore. Në të njëjtën kohë, duke ditur strukturën elektronike të një elementi të caktuar, mund të shihni numrin e orbitaleve boshe. Litiumi do të ketë 3 prej tyre (p-orbitale të nivelit të dytë të energjisë). Tre për çdo atom nga dhjetëra mijëra - kjo është hapësira e zakonshme brenda kristalit në të cilin "gazi elektronik" lëviz lirshëm.

Një substancë me një lidhje metalike është gjithmonë e fortë. Në fund të fundit, gazi elektronik nuk e lejon kristalin të shembet, por vetëm zhvendos shtresat dhe i rikthen ato menjëherë. Shkëlqen, ka një densitet të caktuar (zakonisht të lartë), shkrirje, lakueshmëri dhe plasticitet.

Ku tjetër shitet lidhja metalike? Shembuj të substancave:

• metale në formën e strukturave të thjeshta;
• të gjitha lidhjet metalike me njëra-tjetrën;
• të gjitha metalet dhe lidhjet e tyre në gjendje të lëngët dhe të ngurtë.

Ka thjesht një numër të pabesueshëm shembujsh specifik, pasi ka më shumë se 80 metale në tabelën periodike!

Lidhja metalike: mekanizmi i formimit

Nëse e konsiderojmë atë në terma të përgjithshëm, ne kemi përshkruar tashmë pikat kryesore më lart. Prania e elektroneve të lira dhe elektroneve që shkëputen lehtësisht nga bërthama për shkak të energjisë së ulët të jonizimit janë kushtet kryesore për formimin e kësaj lloj lidhjeje. Kështu, rezulton se ajo realizohet midis grimcave të mëposhtme:

• atomet në vendet e rrjetës kristalore;
• elektrone të lira që ishin elektrone valente në metal;
• jonet në vendet e rrjetës kristalore.

Rezultati është një lidhje metalike. Mekanizmi i formimit përgjithësisht shprehet me shënimin e mëposhtëm: Me 0 - e - ↔ Me n+. Nga diagrami është e qartë se çfarë grimcash janë të pranishme në kristalin metalik.

Vetë kristalet mund të kenë forma të ndryshme. Kjo varet nga substanca specifike me të cilën kemi të bëjmë.

Llojet e kristaleve metalike

Kjo strukturë e një metali ose aliazhi i tij karakterizohet nga një paketim shumë i dendur i grimcave. Ai sigurohet nga jonet në nyjet kristalore. Vetë grilat mund të kenë forma të ndryshme gjeometrike në hapësirë.

1. Rrjetë kubike me qendër trupore - metale alkali.
2. Struktura kompakte gjashtëkëndore - të gjitha tokat alkaline përveç bariumit.
3. Kub me qendër në fytyrë - alumini, bakri, zinku, shumë metale në tranzicion.
4. Mërkuri ka një strukturë romboedrale.
5. Tetragonal - indium.

Sa më i ulët dhe më i ulët të jetë i vendosur në sistemin periodik, aq më kompleks është paketimi i tij dhe organizimi hapësinor i kristalit. Në këtë rast, lidhja kimike metalike, shembuj të së cilës mund të jepen për çdo metal ekzistues, është vendimtare në ndërtimin e kristalit. Lidhjet kanë organizime shumë të ndryshme në hapësirë, disa prej të cilave ende nuk janë studiuar plotësisht.

Karakteristikat e komunikimit: jo-drejtues

Lidhjet kovalente dhe metalike kanë një veçori dalluese shumë të theksuar. Ndryshe nga e para, lidhja metalike nuk është e drejtuar. Çfarë do të thotë? Kjo do të thotë, reja e elektroneve brenda kristalit lëviz plotësisht lirshëm brenda kufijve të saj në drejtime të ndryshme, secili elektron është i aftë të bashkohet me absolutisht çdo jon në nyjet e strukturës. Kjo do të thotë, ndërveprimi kryhet në drejtime të ndryshme. Prandaj ata thonë se lidhja metalike është jo-drejtuese.

Mekanizmi i lidhjes kovalente përfshin formimin e çifteve të përbashkëta të elektroneve, domethënë reve të atomeve të mbivendosura. Për më tepër, ajo ndodh rreptësisht përgjatë një linje të caktuar që lidh qendrat e tyre. Prandaj, ata flasin për drejtimin e një lidhjeje të tillë.

Ngopshmëria

Kjo karakteristikë pasqyron aftësinë e atomeve për të pasur ndërveprim të kufizuar ose të pakufizuar me të tjerët. Kështu, lidhjet kovalente dhe ato metalike sipas këtij treguesi janë përsëri të kundërta.

E para është e ngopshme. Atomet që marrin pjesë në formimin e tij kanë një numër të përcaktuar rreptësisht të elektroneve të jashtme të valencës, të cilat janë të përfshira drejtpërdrejt në formimin e përbërjes. Nuk do të ketë më shumë elektrone sesa ka. Prandaj, numri i lidhjeve të formuara është i kufizuar nga valenca. Prandaj ngopja e lidhjes. Për shkak të kësaj karakteristike, shumica e komponimeve kanë një përbërje kimike konstante.

Lidhjet metalike dhe hidrogjenore, përkundrazi, janë të pangopura. Kjo është për shkak të pranisë së elektroneve dhe orbitaleve të shumta të lira brenda kristalit. Jonet gjithashtu luajnë një rol në vendet e rrjetës kristalore, secila prej të cilave mund të bëhet një atom dhe përsëri një jon në çdo kohë.

Një karakteristikë tjetër e lidhjes metalike është delokalizimi i resë së brendshme të elektroneve. Ajo manifestohet në aftësinë e një numri të vogël elektronesh të përbashkëta për të lidhur së bashku shumë bërthama atomike të metaleve. Kjo do të thotë, dendësia është, si të thuash, e delokalizuar, e shpërndarë në mënyrë të barabartë midis të gjitha pjesëve të kristalit.

Shembuj të formimit të lidhjeve në metale

Le të shohim disa opsione specifike që ilustrojnë se si formohet një lidhje metalike. Shembuj të substancave janë:

• zink;
• alumini;
• kalium;
• krom.

Formimi i një lidhjeje metalike ndërmjet atomeve të zinkut: Zn 0 - 2e - ↔ Zn 2+. Atomi i zinkut ka katër nivele energjie. Bazuar në strukturën elektronike, ai ka 15 orbitale të lira - 3 në orbitale p, 5 në 4 d dhe 7 në 4f. Struktura elektronike është si më poshtë: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 0 4d 0 4f 0, gjithsej 30 elektrone në atom. Kjo do të thotë, dy grimca negative me valencë të lirë janë në gjendje të lëvizin brenda 15 orbitaleve të bollshme dhe të pabanuara. Dhe kështu është për çdo atom. Rezultati është një hapësirë ​​e madhe e përbashkët e përbërë nga orbitale boshe dhe një numër i vogël elektronesh që lidhin të gjithë strukturën së bashku.

Lidhja metalike ndërmjet atomeve të aluminit: AL 0 - e - ↔ AL 3+. Trembëdhjetë elektronet e një atomi alumini janë të vendosura në tre nivele energjetike, të cilat i kanë qartësisht me bollëk. Struktura elektronike: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Orbitalet e lira - 7 copë. Natyrisht, reja e elektroneve do të jetë e vogël në krahasim me hapësirën totale të brendshme të lirë në kristal.

Lidhje metalike kromi. Ky element është i veçantë në strukturën e tij elektronike. Në të vërtetë, për të stabilizuar sistemin, elektroni bie nga 4s në orbitalin 3d: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 4p 0 4d 0 4f 0 . Gjithsej janë 24 elektrone, nga të cilat gjashtë janë elektrone valente. Janë ata që shkojnë në hapësirën e përbashkët elektronike për të formuar një lidhje kimike. Ka 15 orbitale të lira, të cilat janë ende shumë më tepër se sa kërkohet për t'u mbushur. Prandaj, kromi është gjithashtu një shembull tipik i një metali me një lidhje përkatëse në molekulë.

Një nga metalet më aktive që reagon edhe me ujin e zakonshëm me zjarr është kaliumi. Çfarë i shpjegon këto veti? Përsëri, në shumë mënyra - nga një lloj lidhjeje metalike. Ky element ka vetëm 19 elektrone, por ato janë të vendosura në 4 nivele energjetike. Domethënë në 30 orbitale të nënniveleve të ndryshme. Struktura elektronike: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0 4p 0 4d 0 4f 0 . Vetëm dy me energji shumë të ulët jonizimi. Ata shkëputen lirshëm dhe shkojnë në hapësirën e përbashkët elektronike. Ekzistojnë 22 orbitale për lëvizje për atom, domethënë një hapësirë ​​​​e lirë shumë e madhe për "gazin elektronik".

Ngjashmëritë dhe ndryshimet me llojet e tjera të lidhjeve

Në përgjithësi, kjo çështje tashmë është diskutuar më lart. Mund vetëm të përgjithësohet dhe të nxirret një përfundim. Karakteristikat kryesore të kristaleve metalike që i dallojnë ato nga të gjitha llojet e tjera të lidhjeve janë:

• disa lloje grimcash që marrin pjesë në procesin e lidhjes (atome, jone ose atom-jone, elektrone);
• struktura të ndryshme gjeometrike hapësinore të kristaleve.

Lidhjet metalike kanë të përbashkët me lidhjet hidrogjenore dhe jonike të pangopur dhe jo-drejtim. Me tërheqje të fortë elektrostatike polare kovalente midis grimcave. Më vete nga jonike - një lloj grimcash në nyjet e një grilë kristalore (joneve). Me atome kovalente jopolare - në nyjet e kristalit.

Llojet e lidhjeve në metale të gjendjeve të ndryshme të grumbullimit

Siç u përmend më lart, një lidhje kimike metalike, shembuj të së cilës janë dhënë në artikull, formohet në dy gjendje të grumbullimit të metaleve dhe lidhjeve të tyre: të ngurtë dhe të lëngët.

Shtrohet pyetja: çfarë lloj lidhjeje ka në avujt metalikë? Përgjigje: polare dhe jopolare kovalente. Ashtu si me të gjitha përbërjet që janë në formën e një gazi. Kjo do të thotë, kur metali nxehet për një kohë të gjatë dhe transferohet nga një gjendje e ngurtë në një gjendje të lëngshme, lidhjet nuk prishen dhe struktura kristalore ruhet. Sidoqoftë, kur bëhet fjalë për transferimin e lëngut në një gjendje avulli, kristali shkatërrohet dhe lidhja metalike shndërrohet në një kovalente.