Γιατί τα άτομα μπορούν να ενωθούν μεταξύ τους για να σχηματίσουν μόρια; Ποιος είναι ο λόγος για την πιθανή ύπαρξη ουσιών, που περιλαμβάνουν άτομα εντελώς διαφορετικών χημικών στοιχείων; Αυτά είναι παγκόσμια ζητήματα που επηρεάζουν τις θεμελιώδεις έννοιες της σύγχρονης φυσικής και χημικής επιστήμης. Μπορείτε να τους απαντήσετε, έχοντας μια ιδέα για την ηλεκτρονική δομή των ατόμων και γνωρίζοντας τα χαρακτηριστικά του ομοιοπολικού δεσμού, που είναι η βασική βάση για τις περισσότερες κατηγορίες ενώσεων. Σκοπός του άρθρου μας είναι να γνωρίσουμε τους μηχανισμούς σχηματισμού διαφόρων τύπων χημικών δεσμών και τα χαρακτηριστικά των ιδιοτήτων των ενώσεων που τους περιέχουν στα μόριά τους.
Ηλεκτρονική δομή του ατόμου
Τα ηλεκτροουδέτερα σωματίδια της ύλης, που είναι τα δομικά της στοιχεία, έχουν δομή που αντικατοπτρίζει τη δομή του ηλιακού συστήματος. Καθώς οι πλανήτες περιστρέφονται γύρω από το κεντρικό αστέρι - τον Ήλιο, έτσι και τα ηλεκτρόνια στο άτομο κινούνται γύρω από τον θετικά φορτισμένο πυρήνα. Να χαρακτηρίσειΣε έναν ομοιοπολικό δεσμό, τα ηλεκτρόνια που βρίσκονται στο τελευταίο ενεργειακό επίπεδο και στο πιο απομακρυσμένο από τον πυρήνα θα είναι σημαντικά. Δεδομένου ότι η σύνδεσή τους με το κέντρο του δικού τους ατόμου είναι ελάχιστη, μπορούν εύκολα να έλκονται από τους πυρήνες άλλων ατόμων. Αυτό είναι πολύ σημαντικό για την εμφάνιση διατομικών αλληλεπιδράσεων που οδηγούν στο σχηματισμό μορίων. Γιατί η μοριακή μορφή είναι ο κύριος τύπος ύπαρξης ύλης στον πλανήτη μας; Ας μάθουμε.
Βασική ιδιότητα των ατόμων
Η ικανότητα των ηλεκτρικά ουδέτερων σωματιδίων να αλληλεπιδρούν, που οδηγεί σε αύξηση της ενέργειας, είναι το πιο σημαντικό χαρακτηριστικό τους. Πράγματι, υπό κανονικές συνθήκες, η μοριακή κατάσταση της ύλης είναι πιο σταθερή από την ατομική κατάσταση. Οι κύριες διατάξεις της σύγχρονης ατομικής και μοριακής θεωρίας εξηγούν τόσο τις αρχές του σχηματισμού μορίων όσο και τα χαρακτηριστικά ενός ομοιοπολικού δεσμού. Θυμηθείτε ότι το εξωτερικό επίπεδο ενέργειας ενός ατόμου μπορεί να περιέχει από 1 έως 8 ηλεκτρόνια, στην τελευταία περίπτωση το στρώμα θα είναι πλήρες, πράγμα που σημαίνει ότι θα είναι πολύ σταθερό. Τα άτομα ευγενών αερίων έχουν μια τέτοια δομή εξωτερικού επιπέδου: αργό, κρυπτό, ξένο - αδρανή στοιχεία που ολοκληρώνουν κάθε περίοδο στο σύστημα του D. I. Mendeleev. Η εξαίρεση εδώ είναι το ήλιο, το οποίο δεν έχει 8, αλλά μόνο 2 ηλεκτρόνια στο τελευταίο επίπεδο. Ο λόγος είναι απλός: στην πρώτη περίοδο υπάρχουν μόνο δύο στοιχεία των οποίων τα άτομα έχουν ένα μόνο στρώμα ηλεκτρονίων. Όλα τα άλλα χημικά στοιχεία έχουν από 1 έως 7 ηλεκτρόνια στο τελευταίο, ημιτελές στρώμα. Στη διαδικασία της αλληλεπίδρασης μεταξύ τους, τα άτομα θαΠροσπαθήστε να γεμίσετε με ηλεκτρόνια μέχρι μια οκτάδα και αποκαταστήστε τη διαμόρφωση ενός ατόμου ενός αδρανούς στοιχείου. Μια τέτοια κατάσταση μπορεί να επιτευχθεί με δύο τρόπους: με την απώλεια των δικών του ή με την αποδοχή ξένων αρνητικά φορτισμένων σωματιδίων. Αυτές οι μορφές αλληλεπίδρασης εξηγούν πώς να προσδιορίσετε εάν ένας ιοντικός ή ομοιοπολικός δεσμός θα σχηματιστεί μεταξύ των ατόμων που αντιδρούν.
Μηχανισμοί για το σχηματισμό μιας σταθερής ηλεκτρονικής διαμόρφωσης
Ας φανταστούμε ότι δύο απλές ουσίες εισέρχονται στην αντίδραση της ένωσης: μεταλλικό νάτριο και αέριο χλώριο. Σχηματίζεται μια ουσία της κατηγορίας των αλάτων - χλωριούχο νάτριο. Έχει ιοντικό τύπο χημικού δεσμού. Γιατί και πώς προέκυψε; Ας στραφούμε ξανά στη δομή των ατόμων των αρχικών ουσιών. Το νάτριο έχει μόνο ένα ηλεκτρόνιο στην τελευταία στιβάδα, ασθενώς συνδεδεμένο με τον πυρήνα λόγω της μεγάλης ακτίνας του ατόμου. Η ενέργεια ιοντισμού όλων των αλκαλιμετάλλων, στα οποία περιλαμβάνεται το νάτριο, είναι χαμηλή. Επομένως, το ηλεκτρόνιο του εξωτερικού επιπέδου φεύγει από το ενεργειακό επίπεδο, έλκεται από τον πυρήνα του ατόμου του χλωρίου και παραμένει στο χώρο του. Αυτό δημιουργεί ένα προηγούμενο για τη μετάβαση του ατόμου Cl στη μορφή ενός αρνητικά φορτισμένου ιόντος. Τώρα δεν έχουμε πλέον να κάνουμε με ηλεκτρικά ουδέτερα σωματίδια, αλλά με φορτισμένα κατιόντα νατρίου και ανιόντα χλωρίου. Σύμφωνα με τους νόμους της φυσικής, μεταξύ τους προκύπτουν ηλεκτροστατικές δυνάμεις έλξης και η ένωση σχηματίζει ένα ιοντικό κρυσταλλικό πλέγμα. Ο μηχανισμός σχηματισμού του ιοντικού τύπου ενός χημικού δεσμού που εξετάζουμε θα βοηθήσει να διευκρινιστούν με μεγαλύτερη σαφήνεια οι ιδιαιτερότητες και τα κύρια χαρακτηριστικά ενός ομοιοπολικού δεσμού.
Κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων
Εάν δημιουργηθεί ένας ιοντικός δεσμός μεταξύ ατόμων στοιχείων που είναι πολύ διαφορετικά σε ηλεκτραρνητικότητα, δηλαδή μετάλλων και μη μετάλλων, τότε ο ομοιοπολικός τύπος εμφανίζεται όταν αλληλεπιδρούν άτομα ίδιων ή διαφορετικών μη μεταλλικών στοιχείων. Στην πρώτη περίπτωση, συνηθίζεται να μιλάμε για μη πολικό, και στην άλλη, για την πολική μορφή ενός ομοιοπολικού δεσμού. Ο μηχανισμός σχηματισμού τους είναι κοινός: καθένα από τα άτομα δίνει εν μέρει ηλεκτρόνια για κοινή χρήση, τα οποία συνδυάζονται σε ζεύγη. Αλλά η χωρική διάταξη των ζευγών ηλεκτρονίων σε σχέση με τους πυρήνες των ατόμων θα είναι διαφορετική. Σε αυτή τη βάση, διακρίνονται οι τύποι ομοιοπολικών δεσμών - μη πολικοί και πολικοί. Τις περισσότερες φορές, σε χημικές ενώσεις που αποτελούνται από άτομα μη μεταλλικών στοιχείων, υπάρχουν ζεύγη που αποτελούνται από ηλεκτρόνια με αντίθετα σπιν, δηλαδή που περιστρέφονται γύρω από τους πυρήνες τους σε αντίθετες κατευθύνσεις. Δεδομένου ότι η κίνηση αρνητικά φορτισμένων σωματιδίων στο διάστημα οδηγεί στο σχηματισμό νεφών ηλεκτρονίων, που τελικά καταλήγει στην αμοιβαία επικάλυψη τους. Ποιες είναι οι συνέπειες αυτής της διαδικασίας για τα άτομα και σε τι οδηγεί;
Φυσικές ιδιότητες ενός ομοιοπολικού δεσμού
Αποδεικνύεται ότι ανάμεσα στα κέντρα δύο αλληλεπιδρώντων ατόμων υπάρχει ένα νέφος δύο ηλεκτρονίων με υψηλή πυκνότητα. Οι ηλεκτροστατικές δυνάμεις έλξης μεταξύ του ίδιου του αρνητικά φορτισμένου νέφους και των πυρήνων των ατόμων αυξάνονται. Ένα μέρος της ενέργειας απελευθερώνεται και οι αποστάσεις μεταξύ των ατομικών κέντρων μειώνονται. Για παράδειγμα, στην αρχή του σχηματισμού ενός μορίου H2 η απόσταση μεταξύ των πυρήνων των ατόμων υδρογόνουείναι 1,06 Α, μετά την επικάλυψη των νεφών και το σχηματισμό κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων - 0,74 Α. Παραδείγματα ομοιοπολικού δεσμού που σχηματίζεται σύμφωνα με τον παραπάνω μηχανισμό μπορούν να βρεθούν τόσο μεταξύ απλών όσο και σύνθετων ανόργανων ουσιών. Το κύριο χαρακτηριστικό του είναι η παρουσία κοινών ζευγών ηλεκτρονίων. Ως αποτέλεσμα, μετά την εμφάνιση ενός ομοιοπολικού δεσμού μεταξύ ατόμων, για παράδειγμα, του υδρογόνου, καθένα από αυτά αποκτά την ηλεκτρονική διαμόρφωση του αδρανούς ηλίου και το μόριο που προκύπτει έχει μια σταθερή δομή.
Χωρικό σχήμα ενός μορίου
Μια άλλη πολύ σημαντική φυσική ιδιότητα ενός ομοιοπολικού δεσμού είναι η κατευθυντικότητα. Εξαρτάται από τη χωρική διαμόρφωση του μορίου της ουσίας. Για παράδειγμα, όταν δύο ηλεκτρόνια επικαλύπτονται με ένα σφαιρικό νέφος, η εμφάνιση του μορίου είναι γραμμική (υδροχλώριο ή υδροβρώμιο). Το σχήμα των μορίων του νερού, στα οποία τα σύννεφα s και p υβριδίζονται, είναι γωνιακό και τα πολύ ισχυρά σωματίδια αερίου αζώτου μοιάζουν με πυραμίδα.
Δομή απλών ουσιών - αμέταλλα
Αφού ανακαλύψαμε τι είδους δεσμός ονομάζεται ομοιοπολικός, τι σημάδια έχει, τώρα ήρθε η ώρα να ασχοληθούμε με τις ποικιλίες του. Εάν τα άτομα του ίδιου αμέταλλου - χλώριο, άζωτο, οξυγόνο, βρώμιο κ.λπ., αλληλεπιδρούν μεταξύ τους, τότε σχηματίζονται οι αντίστοιχες απλές ουσίες. Τα κοινά τους ζεύγη ηλεκτρονίων βρίσκονται στην ίδια απόσταση από τα κέντρα των ατόμων, χωρίς μετατόπιση. Για ενώσεις με μη πολικό τύπο ομοιοπολικού δεσμού, είναι εγγενή τα ακόλουθα χαρακτηριστικά: χαμηλά σημεία βρασμού καιτήξη, αδιαλυτότητα στο νερό, διηλεκτρικές ιδιότητες. Στη συνέχεια, θα μάθουμε ποιες ουσίες χαρακτηρίζονται από έναν ομοιοπολικό δεσμό, στον οποίο συμβαίνει μια μετατόπιση κοινών ζευγών ηλεκτρονίων.
Ηλεκτραρνητικότητα και η επίδρασή της στον τύπο του χημικού δεσμού
Η ιδιότητα ενός συγκεκριμένου στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια από ένα άτομο άλλου στοιχείου στη χημεία ονομάζεται ηλεκτραρνητικότητα. Η κλίμακα τιμών για αυτήν την παράμετρο, που προτείνεται από τον L. Pauling, βρίσκεται σε όλα τα εγχειρίδια για την ανόργανη και τη γενική χημεία. Η υψηλότερη τιμή του - 4,1 eV - έχει φθόριο, η μικρότερη - άλλα ενεργά αμέταλλα και ο χαμηλότερος δείκτης είναι χαρακτηριστικός για τα αλκαλικά μέταλλα. Εάν τα στοιχεία που διαφέρουν ως προς την ηλεκτραρνητικότητα τους αντιδρούν μεταξύ τους, τότε αναπόφευκτα ένα, πιο ενεργό, θα προσελκύσει αρνητικά φορτισμένα σωματίδια ενός ατόμου ενός πιο παθητικού στοιχείου στον πυρήνα του. Έτσι, οι φυσικές ιδιότητες ενός ομοιοπολικού δεσμού εξαρτώνται άμεσα από την ικανότητα των στοιχείων να δωρίζουν ηλεκτρόνια για κοινή χρήση. Τα κοινά ζεύγη που προκύπτουν δεν βρίσκονται πλέον συμμετρικά ως προς τους πυρήνες, αλλά μετατοπίζονται προς το πιο ενεργό στοιχείο.
Χαρακτηριστικά ενώσεων με πολικό δεσμό
Ουσίες σε μόρια των οποίων τα ζεύγη ηλεκτρονίων των συνδέσμων είναι ασύμμετρα ως προς τους πυρήνες των ατόμων περιλαμβάνουν υδραλογονίδια, οξέα, ενώσεις χαλκογόνων με υδρογόνο και οξείδια οξέος. Αυτά είναι θειικά και νιτρικά οξέα, οξείδια θείου και φωσφόρου, υδρόθειο κ.λπ. Για παράδειγμα, ένα μόριο υδροχλωρίου περιέχει ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων,σχηματίζεται από ασύζευκτα ηλεκτρόνια υδρογόνου και χλωρίου. Μετατοπίζεται πιο κοντά στο κέντρο του ατόμου Cl, το οποίο είναι ένα πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο. Όλες οι ουσίες με πολικό δεσμό σε υδατικά διαλύματα διασπώνται σε ιόντα και μεταφέρουν ηλεκτρικό ρεύμα. Οι ενώσεις που έχουν πολικό ομοιοπολικό δεσμό, παραδείγματα των οποίων δώσαμε, έχουν επίσης υψηλότερα σημεία τήξης και βρασμού σε σύγκριση με απλές μη μεταλλικές ουσίες.
Μέθοδοι για το σπάσιμο χημικών δεσμών
Στην οργανική χημεία, οι αντιδράσεις υποκατάστασης κορεσμένων υδρογονανθράκων με αλογόνα ακολουθούν έναν ριζικό μηχανισμό. Ένα μείγμα μεθανίου και χλωρίου στο φως και σε κανονική θερμοκρασία αντιδρά με τέτοιο τρόπο ώστε τα μόρια του χλωρίου αρχίζουν να διασπώνται σε σωματίδια που μεταφέρουν ασύζευκτα ηλεκτρόνια. Παρατηρείται δηλαδή η καταστροφή του κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων και ο σχηματισμός πολύ ενεργών ριζών -Cl. Είναι σε θέση να επηρεάσουν τα μόρια του μεθανίου με τέτοιο τρόπο ώστε να διασπούν τον ομοιοπολικό δεσμό μεταξύ των ατόμων άνθρακα και υδρογόνου. Σχηματίζεται ένα ενεργό σωματίδιο –Η και το ελεύθερο σθένος του ατόμου άνθρακα παίρνει μια ρίζα χλωρίου και το χλωρομεθάνιο γίνεται το πρώτο προϊόν της αντίδρασης. Ένας τέτοιος μηχανισμός για τη διάσπαση των μορίων ονομάζεται ομολυτικός. Εάν το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων περάσει εντελώς στην κατοχή ενός από τα άτομα, τότε μιλούν για έναν ετερολυτικό μηχανισμό που είναι χαρακτηριστικός των αντιδράσεων που λαμβάνουν χώρα σε υδατικά διαλύματα. Σε αυτήν την περίπτωση, τα πολικά μόρια νερού θα αυξήσουν τον ρυθμό καταστροφής των χημικών δεσμών της διαλυμένης ένωσης.
Διπλό και τριπλόσύνδεσμοι
Η συντριπτική πλειοψηφία των οργανικών ουσιών και ορισμένων ανόργανων ενώσεων περιέχουν στα μόριά τους όχι ένα, αλλά πολλά κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων. Η πολλαπλότητα του ομοιοπολικού δεσμού μειώνει την απόσταση μεταξύ των ατόμων και αυξάνει τη σταθερότητα των ενώσεων. Συνήθως αναφέρονται ως χημικά ανθεκτικά. Για παράδειγμα, σε ένα μόριο αζώτου υπάρχουν τρία ζεύγη ηλεκτρονίων, υποδεικνύονται στον δομικό τύπο με τρεις παύλες και καθορίζουν την ισχύ του. Η απλή ουσία άζωτο είναι χημικά αδρανής και μπορεί να αντιδράσει με άλλες ενώσεις, όπως υδρογόνο, οξυγόνο ή μέταλλα, μόνο όταν θερμαίνεται ή σε υψηλή πίεση, καθώς και παρουσία καταλυτών.
Διπλοί και τριπλοί δεσμοί είναι εγγενείς σε τέτοιες κατηγορίες οργανικών ενώσεων όπως οι ακόρεστοι υδρογονάνθρακες διενίου, καθώς και ουσίες της σειράς αιθυλενίου ή ακετυλενίου. Οι πολλαπλοί δεσμοί καθορίζουν τις κύριες χημικές ιδιότητες: αντιδράσεις προσθήκης και πολυμερισμού που συμβαίνουν στα σημεία της διάσπασής τους.
Στο άρθρο μας, δώσαμε μια γενική περιγραφή του ομοιοπολικού δεσμού και εξετάσαμε τους κύριους τύπους του.
