169338 0
Κάθε άτομο έχει έναν ορισμένο αριθμό ηλεκτρονίων.
Όταν εισέρχονται σε χημικές αντιδράσεις, τα άτομα δωρίζουν, αποκτούν ή μοιράζονται ηλεκτρόνια, επιτυγχάνοντας την πιο σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση. Η διαμόρφωση με τη χαμηλότερη ενέργεια (όπως στα άτομα ευγενών αερίων) αποδεικνύεται η πιο σταθερή. Αυτό το μοτίβο ονομάζεται «κανόνας οκτάδας» (Εικ. 1).
Ρύζι. 1.
Αυτός ο κανόνας ισχύει για όλους τύπους συνδέσεων. Οι ηλεκτρονικές συνδέσεις μεταξύ των ατόμων τους επιτρέπουν να σχηματίζουν σταθερές δομές, από τους απλούστερους κρυστάλλους έως τα πολύπλοκα βιομόρια που τελικά σχηματίζουν ζωντανά συστήματα. Διαφέρουν από τους κρυστάλλους στον συνεχή μεταβολισμό τους. Ταυτόχρονα πολλές χημικές αντιδράσεις προχωρούν σύμφωνα με τους μηχανισμούς ηλεκτρονική μεταφορά, που παίζουν κρίσιμο ρόλο στις ενεργειακές διεργασίες στο σώμα.
Ένας χημικός δεσμός είναι η δύναμη που συγκρατεί μαζί δύο ή περισσότερα άτομα, ιόντα, μόρια ή οποιονδήποτε συνδυασμό αυτών.
Η φύση ενός χημικού δεσμού είναι καθολική: είναι μια ηλεκτροστατική δύναμη έλξης μεταξύ αρνητικά φορτισμένων ηλεκτρονίων και θετικά φορτισμένων πυρήνων, που καθορίζεται από τη διαμόρφωση των ηλεκτρονίων του εξωτερικού κελύφους των ατόμων. Η ικανότητα ενός ατόμου να σχηματίζει χημικούς δεσμούς ονομάζεται σθένος, ή κατάσταση οξείδωσης. Η εννοια του ηλεκτρόνια σθένους- ηλεκτρόνια που σχηματίζουν χημικούς δεσμούς, δηλαδή βρίσκονται στα υψηλότερα ενεργειακά τροχιακά. Κατά συνέπεια, το εξωτερικό κέλυφος του ατόμου που περιέχει αυτά τα τροχιακά ονομάζεται κέλυφος σθένους. Επί του παρόντος, δεν αρκεί να υποδείξουμε την παρουσία ενός χημικού δεσμού, αλλά είναι απαραίτητο να διευκρινίσουμε τον τύπο του: ιοντικό, ομοιοπολικό, δίπολο-δίπολο, μεταλλικό.
Ο πρώτος τύπος σύνδεσης είναιιωνικός σύνδεση
Σύμφωνα με τη θεωρία ηλεκτρονικού σθένους των Lewis και Kossel, τα άτομα μπορούν να επιτύχουν μια σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση με δύο τρόπους: πρώτον, χάνοντας ηλεκτρόνια, γίνονται κατιόντα, δεύτερον, την απόκτησή τους, τη μετατροπή σε ανιόντα. Ως αποτέλεσμα της μεταφοράς ηλεκτρονίων, λόγω της ηλεκτροστατικής δύναμης έλξης μεταξύ ιόντων με φορτία αντίθετων σημάτων, σχηματίζεται ένας χημικός δεσμός, που ονομάζεται Kossel " ηλεκτροσθενής"(τώρα ονομάζεται ιωνικός).
Σε αυτή την περίπτωση, τα ανιόντα και τα κατιόντα σχηματίζουν μια σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση με ένα γεμάτο εξωτερικό κέλυφος ηλεκτρονίων. Τυπικοί ιοντικοί δεσμοί σχηματίζονται από ομάδες κατιόντων Τ και II του περιοδικού συστήματος και ανιόντα μη μεταλλικών στοιχείων των ομάδων VI και VII (16 και 17 υποομάδες, αντίστοιχα, χαλκογόναΚαι αλογόνα). Οι δεσμοί των ιοντικών ενώσεων είναι ακόρεστοι και μη κατευθυντικοί, επομένως διατηρούν τη δυνατότητα ηλεκτροστατικής αλληλεπίδρασης με άλλα ιόντα. Στο Σχ. Τα σχήματα 2 και 3 δείχνουν παραδείγματα ιοντικών δεσμών που αντιστοιχούν στο μοντέλο μεταφοράς ηλεκτρονίων Kossel.
Ρύζι. 2.
Ρύζι. 3.Ιωνικός δεσμός σε μόριο επιτραπέζιου αλατιού (NaCl)
Εδώ είναι σκόπιμο να υπενθυμίσουμε ορισμένες ιδιότητες που εξηγούν τη συμπεριφορά των ουσιών στη φύση, ιδίως, εξετάστε την ιδέα του οξέαΚαι αιτιολογικό.
Τα υδατικά διαλύματα όλων αυτών των ουσιών είναι ηλεκτρολύτες. Αλλάζουν χρώμα διαφορετικά δείκτες. Ο μηχανισμός δράσης των δεικτών ανακαλύφθηκε από τον F.V. Ostwald. Έδειξε ότι οι δείκτες είναι αδύναμα οξέα ή βάσεις, το χρώμα των οποίων διαφέρει στις αδιάσπαστες και διαχωριζόμενες καταστάσεις.
Οι βάσεις μπορούν να εξουδετερώσουν τα οξέα. Δεν είναι όλες οι βάσεις διαλυτές στο νερό (για παράδειγμα, ορισμένες οργανικές ενώσεις που δεν περιέχουν ομάδες ΟΗ είναι αδιάλυτες, ιδίως τριαιθυλαμίνη N(C 2 H 5) 3); ονομάζονται διαλυτές βάσεις αλκάλια.
Τα υδατικά διαλύματα οξέων υφίστανται χαρακτηριστικές αντιδράσεις:
α) με οξείδια μετάλλων - με το σχηματισμό αλατιού και νερού.
β) με μέταλλα - με το σχηματισμό αλατιού και υδρογόνου.
γ) με ανθρακικά - με το σχηματισμό αλατιού, CO 2 και Ν 2 Ο.
Οι ιδιότητες των οξέων και των βάσεων περιγράφονται από διάφορες θεωρίες. Σύμφωνα με τη θεωρία της Α.Ε. Το Arrhenius, ένα οξύ είναι μια ουσία που διασπάται για να σχηματίσει ιόντα Ν+ , ενώ η βάση σχηματίζει ιόντα ΑΥΤΟΣ- . Αυτή η θεωρία δεν λαμβάνει υπόψη την ύπαρξη οργανικών βάσεων που δεν έχουν υδροξυλομάδες.
Συμφωνώς προς πρωτόνιοΣύμφωνα με τη θεωρία των Brønsted και Lowry, ένα οξύ είναι μια ουσία που περιέχει μόρια ή ιόντα που δίνουν πρωτόνια ( δωρητέςπρωτόνια), και μια βάση είναι μια ουσία που αποτελείται από μόρια ή ιόντα που δέχονται πρωτόνια ( αποδέκτεςπρωτόνια). Σημειώστε ότι στα υδατικά διαλύματα, τα ιόντα υδρογόνου υπάρχουν σε ένυδρη μορφή, δηλαδή με τη μορφή ιόντων υδρονίου H3O+ . Αυτή η θεωρία περιγράφει αντιδράσεις όχι μόνο με ιόντα νερού και υδροξειδίου, αλλά και εκείνες που πραγματοποιούνται απουσία διαλύτη ή με μη υδατικό διαλύτη.
Για παράδειγμα, στην αντίδραση μεταξύ αμμωνίας N.H. 3 (ασθενής βάση) και υδροχλώριο στην αέρια φάση, σχηματίζεται στερεό χλωριούχο αμμώνιο και σε ένα μείγμα ισορροπίας δύο ουσιών υπάρχουν πάντα 4 σωματίδια, δύο από τα οποία είναι οξέα και τα άλλα δύο είναι βάσεις:
Αυτό το μείγμα ισορροπίας αποτελείται από δύο συζευγμένα ζεύγη οξέων και βάσεων:
1)N.H. 4+ και N.H. 3
2) HClΚαι Cl ‑
Εδώ, σε κάθε συζυγές ζεύγος, το οξύ και η βάση διαφέρουν κατά ένα πρωτόνιο. Κάθε οξύ έχει μια συζυγή βάση. Ένα ισχυρό οξύ έχει μια ασθενή συζυγή βάση και ένα ασθενές οξύ έχει μια ισχυρή συζυγή βάση.
Η θεωρία Brønsted-Lowry βοηθά στην εξήγηση του μοναδικού ρόλου του νερού για τη ζωή της βιόσφαιρας. Το νερό, ανάλογα με την ουσία που αλληλεπιδρά με αυτό, μπορεί να εμφανίσει τις ιδιότητες είτε ενός οξέος είτε μιας βάσης. Για παράδειγμα, σε αντιδράσεις με υδατικά διαλύματα οξικού οξέος, το νερό είναι μια βάση και σε αντιδράσεις με υδατικά διαλύματα αμμωνίας, είναι ένα οξύ.
1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Εδώ, ένα μόριο οξικού οξέος δίνει ένα πρωτόνιο σε ένα μόριο νερού.
2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + ΑΥΤΟΣ- . Εδώ, ένα μόριο αμμωνίας δέχεται ένα πρωτόνιο από ένα μόριο νερού.
Έτσι, το νερό μπορεί να σχηματίσει δύο συζυγή ζεύγη:
1) H2O(οξύ) και ΑΥΤΟΣ- (συζευγμένη βάση)
2) H 3 O+ (οξύ) και H2O(συζυγική βάση).
Στην πρώτη περίπτωση το νερό δίνει ένα πρωτόνιο και στη δεύτερη το δέχεται.
Αυτή η ιδιότητα ονομάζεται αμφιπρωτονισμός. Οι ουσίες που μπορούν να αντιδράσουν και ως οξέα και ως βάσεις ονομάζονται αμφοτερικός. Τέτοιες ουσίες βρίσκονται συχνά στη ζωντανή φύση. Για παράδειγμα, τα αμινοξέα μπορούν να σχηματίσουν άλατα τόσο με οξέα όσο και με βάσεις. Επομένως, τα πεπτίδια σχηματίζουν εύκολα ενώσεις συντονισμού με τα μεταλλικά ιόντα που υπάρχουν.
Έτσι, μια χαρακτηριστική ιδιότητα ενός ιοντικού δεσμού είναι η πλήρης κίνηση των ηλεκτρονίων που συνδέονται σε έναν από τους πυρήνες. Αυτό σημαίνει ότι μεταξύ των ιόντων υπάρχει μια περιοχή όπου η πυκνότητα των ηλεκτρονίων είναι σχεδόν μηδενική.
Ο δεύτερος τύπος σύνδεσης είναιομοιοπολική σύνδεση
Τα άτομα μπορούν να σχηματίσουν σταθερές ηλεκτρονικές διαμορφώσεις μοιράζοντας ηλεκτρόνια.
Ένας τέτοιος δεσμός σχηματίζεται όταν ένα ζεύγος ηλεκτρονίων μοιράζεται ένα κάθε φορά από όλουςάτομο. Σε αυτή την περίπτωση, τα κοινά ηλεκτρόνια του δεσμού κατανέμονται εξίσου μεταξύ των ατόμων. Παραδείγματα ομοιοπολικών δεσμών περιλαμβάνουν ομοπυρηνικήδιατονικός μόρια Η 2 , Ν 2 , φά 2. Ο ίδιος τύπος σύνδεσης συναντάται στα αλλότροπα Ο 2 και το όζον Ο 3 και για πολυατομικό μόριο μικρό 8 και επίσης ετεροπυρηνικά μόριαυδροχλώριο HCl, διοξείδιο του άνθρακα CO 2, μεθάνιο CH 4, αιθανόλη ΜΕ 2 Ν 5 ΑΥΤΟΣ, εξαφθοριούχο θείο SF 6, ακετυλένιο ΜΕ 2 Ν 2. Όλα αυτά τα μόρια μοιράζονται τα ίδια ηλεκτρόνια και οι δεσμοί τους είναι κορεσμένοι και κατευθύνονται με τον ίδιο τρόπο (Εικ. 4).
Είναι σημαντικό για τους βιολόγους οι διπλοί και τριπλοί δεσμοί να έχουν μειωμένες ομοιοπολικές ατομικές ακτίνες σε σύγκριση με έναν απλό δεσμό.
Ρύζι. 4.Ομοιοπολικός δεσμός σε μόριο Cl 2.
Οι ιοντικοί και οι ομοιοπολικοί τύποι δεσμών είναι δύο ακραίες περιπτώσεις των πολλών υπαρχόντων τύπων χημικών δεσμών και στην πράξη οι περισσότεροι δεσμοί είναι ενδιάμεσοι.
Οι ενώσεις δύο στοιχείων που βρίσκονται σε αντίθετα άκρα της ίδιας ή διαφορετικών περιόδων του περιοδικού συστήματος σχηματίζουν κυρίως ιοντικούς δεσμούς. Καθώς τα στοιχεία πλησιάζουν μεταξύ τους μέσα σε μια περίοδο, η ιοντική φύση των ενώσεων τους μειώνεται και ο ομοιοπολικός χαρακτήρας αυξάνεται. Για παράδειγμα, τα αλογονίδια και τα οξείδια των στοιχείων στην αριστερή πλευρά του περιοδικού πίνακα σχηματίζουν κυρίως ιοντικούς δεσμούς ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), και οι ίδιες ενώσεις στοιχείων στη δεξιά πλευρά του πίνακα είναι ομοιοπολικές ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, φαινόλη C6H5OH, γλυκόζη C 6 H 12 O 6αιθανόλη C 2 H 5 OH).
Ο ομοιοπολικός δεσμός, με τη σειρά του, έχει μια ακόμη τροποποίηση.
Σε πολυατομικά ιόντα και σε πολύπλοκα βιολογικά μόρια, και τα δύο ηλεκτρόνια μπορούν να προέρχονται μόνο από έναςάτομο. Ονομάζεται δότηςζεύγος ηλεκτρονίων. Ένα άτομο που μοιράζεται αυτό το ζεύγος ηλεκτρονίων με έναν δότη ονομάζεται αποδέκτηςζεύγος ηλεκτρονίων. Αυτός ο τύπος ομοιοπολικού δεσμού ονομάζεται συντονισμός (δότης-δέκτης, ήδοτική πτώση) επικοινωνία(Εικ. 5). Αυτός ο τύπος δεσμού είναι πιο σημαντικός για τη βιολογία και την ιατρική, καθώς η χημεία των d-στοιχείων που είναι πιο σημαντικά για το μεταβολισμό περιγράφεται σε μεγάλο βαθμό από τους δεσμούς συντονισμού.
Σύκο. 5.
Κατά κανόνα, σε μια σύνθετη ένωση το άτομο μετάλλου δρα ως δέκτης ενός ζεύγους ηλεκτρονίων. Αντίθετα, στους ιοντικούς και ομοιοπολικούς δεσμούς το άτομο του μετάλλου είναι δότης ηλεκτρονίων.
Η ουσία του ομοιοπολικού δεσμού και η ποικιλία του - ο δεσμός συντονισμού - μπορεί να αποσαφηνιστεί με τη βοήθεια μιας άλλης θεωρίας οξέων και βάσεων που προτείνει ο GN. Λουδοβίκος. Διεύρυνε κάπως τη σημασιολογική έννοια των όρων «οξύ» και «βάση» σύμφωνα με τη θεωρία Brønsted-Lowry. Η θεωρία του Lewis εξηγεί τη φύση του σχηματισμού σύνθετων ιόντων και τη συμμετοχή ουσιών σε αντιδράσεις πυρηνόφιλης υποκατάστασης, δηλαδή στον σχηματισμό CS.
Σύμφωνα με τον Lewis, ένα οξύ είναι μια ουσία ικανή να σχηματίσει έναν ομοιοπολικό δεσμό με την αποδοχή ενός ζεύγους ηλεκτρονίων από μια βάση. Μια βάση Lewis είναι μια ουσία που έχει ένα μοναχικό ζεύγος ηλεκτρονίων, το οποίο, δωρίζοντας ηλεκτρόνια, σχηματίζει έναν ομοιοπολικό δεσμό με το οξύ Lewis.
Δηλαδή, η θεωρία του Lewis επεκτείνει το εύρος των αντιδράσεων οξέος-βάσης και σε αντιδράσεις στις οποίες τα πρωτόνια δεν συμμετέχουν καθόλου. Επιπλέον, το ίδιο το πρωτόνιο, σύμφωνα με αυτή τη θεωρία, είναι επίσης οξύ, αφού είναι ικανό να δεχθεί ένα ζεύγος ηλεκτρονίων.
Επομένως, σύμφωνα με αυτή τη θεωρία, τα κατιόντα είναι οξέα Lewis και τα ανιόντα είναι βάσεις Lewis. Ένα παράδειγμα θα ήταν οι ακόλουθες αντιδράσεις:
Σημειώθηκε παραπάνω ότι η διαίρεση των ουσιών σε ιοντικά και ομοιοπολικά είναι σχετική, καθώς η πλήρης μεταφορά ηλεκτρονίων από τα άτομα μετάλλου στα άτομα αποδέκτη δεν λαμβάνει χώρα σε ομοιοπολικά μόρια. Σε ενώσεις με ιοντικούς δεσμούς, κάθε ιόν βρίσκεται στο ηλεκτρικό πεδίο των ιόντων του αντίθετου πρόσημου, επομένως είναι αμοιβαία πολωμένα και τα κελύφη τους παραμορφώνονται.
Πολωσιμότητακαθορίζεται από την ηλεκτρονική δομή, το φορτίο και το μέγεθος του ιόντος. για τα ανιόντα είναι υψηλότερο από ότι για τα κατιόντα. Η υψηλότερη πόλωση μεταξύ των κατιόντων είναι για κατιόντα μεγαλύτερου φορτίου και μικρότερου μεγέθους, για παράδειγμα, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Έχει ισχυρό πολωτικό αποτέλεσμα Ν+ . Δεδομένου ότι η επίδραση της πόλωσης ιόντων είναι αμφίδρομη, αλλάζει σημαντικά τις ιδιότητες των ενώσεων που σχηματίζουν.
Ο τρίτος τύπος σύνδεσης είναιδίπολο-δίπολο σύνδεση
Εκτός από τα αναφερόμενα είδη επικοινωνίας, υπάρχουν και δίπολο-δίπολο διαμοριακήαλληλεπιδράσεις, που ονομάζονται επίσης van der Waals .
Η ισχύς αυτών των αλληλεπιδράσεων εξαρτάται από τη φύση των μορίων.
Υπάρχουν τρεις τύποι αλληλεπιδράσεων: μόνιμο δίπολο - μόνιμο δίπολο ( δίπολο-δίπολοαξιοθεατο); μόνιμο δίπολο - επαγόμενο δίπολο ( επαγωγήαξιοθεατο); στιγμιαίο δίπολο - επαγόμενο δίπολο ( διασκορπιστικόςέλξη, ή δυνάμεις του Λονδίνου? ρύζι. 6).
Ρύζι. 6.
Μόνο τα μόρια με πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς έχουν ροπή διπόλου-διπόλου ( HCl, NH3, SO2, H2O, C6H5Cl), και η αντοχή του δεσμού είναι 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10-30 μέτρα κουλόμπ - C × m).
Στη βιοχημεία, υπάρχει ένας άλλος τύπος σύνδεσης - υδρογόνο σύνδεση που είναι περιοριστική περίπτωση δίπολο-δίπολοαξιοθεατο. Αυτός ο δεσμός σχηματίζεται από την έλξη μεταξύ ενός ατόμου υδρογόνου και ενός μικρού ηλεκτραρνητικού ατόμου, πιο συχνά οξυγόνου, φθορίου και αζώτου. Με μεγάλα άτομα που έχουν παρόμοια ηλεκτραρνητικότητα (όπως το χλώριο και το θείο), ο δεσμός υδρογόνου είναι πολύ πιο αδύναμος. Το άτομο υδρογόνου διακρίνεται από ένα σημαντικό χαρακτηριστικό: όταν τα συνδετικά ηλεκτρόνια απομακρύνονται, ο πυρήνας του - το πρωτόνιο - εκτίθεται και δεν καλύπτεται πλέον από ηλεκτρόνια.
Επομένως, το άτομο μετατρέπεται σε μεγάλο δίπολο.
Ένας δεσμός υδρογόνου, σε αντίθεση με τον δεσμό van der Waals, σχηματίζεται όχι μόνο κατά τη διάρκεια διαμοριακών αλληλεπιδράσεων, αλλά και μέσα σε ένα μόριο - ενδομοριακήδεσμός υδρογόνου. Οι δεσμοί υδρογόνου παίζουν σημαντικό ρόλο στη βιοχημεία, για παράδειγμα, για τη σταθεροποίηση της δομής των πρωτεϊνών με τη μορφή μιας α-έλικας ή για το σχηματισμό μιας διπλής έλικας DNA (Εικ. 7).
Εικ.7.
Οι δεσμοί υδρογόνου και van der Waals είναι πολύ πιο αδύναμοι από τους ιοντικούς, ομοιοπολικούς και συντονιστικούς δεσμούς. Η ενέργεια των διαμοριακών δεσμών φαίνεται στον πίνακα. 1.
Τραπέζι 1.Ενέργεια διαμοριακών δυνάμεων
Σημείωση: Ο βαθμός των διαμοριακών αλληλεπιδράσεων αντανακλάται από την ενθαλπία της τήξης και της εξάτμισης (βρασμός). Οι ιοντικές ενώσεις απαιτούν σημαντικά περισσότερη ενέργεια για τον διαχωρισμό των ιόντων παρά για τον διαχωρισμό των μορίων. Η ενθαλπία της τήξης των ιοντικών ενώσεων είναι πολύ μεγαλύτερη από αυτή των μοριακών ενώσεων.
Ο τέταρτος τύπος σύνδεσης είναιμεταλλική σύνδεση
Τέλος, υπάρχει ένας άλλος τύπος διαμοριακών δεσμών - μέταλλο: σύνδεση θετικών ιόντων ενός μεταλλικού πλέγματος με ελεύθερα ηλεκτρόνια. Αυτός ο τύπος σύνδεσης δεν συμβαίνει σε βιολογικά αντικείμενα.
Από μια σύντομη ανασκόπηση των τύπων δεσμών, μια λεπτομέρεια γίνεται σαφής: μια σημαντική παράμετρος ενός ατόμου ή ιόντος μετάλλου - ένας δότης ηλεκτρονίων, καθώς και ένα άτομο - ένας δέκτης ηλεκτρονίων, είναι Μέγεθος.
Χωρίς να υπεισέλθουμε σε λεπτομέρειες, σημειώνουμε ότι οι ομοιοπολικές ακτίνες των ατόμων, οι ιοντικές ακτίνες των μετάλλων και οι ακτίνες van der Waals των αλληλεπιδρώντων μορίων αυξάνονται καθώς αυξάνεται ο ατομικός τους αριθμός σε ομάδες του περιοδικού συστήματος. Σε αυτή την περίπτωση, οι τιμές των ακτίνων ιόντων είναι οι μικρότερες και οι ακτίνες van der Waals είναι οι μεγαλύτερες. Κατά κανόνα, όταν κινείται προς τα κάτω στην ομάδα, οι ακτίνες όλων των στοιχείων αυξάνονται, τόσο των ομοιοπολικών όσο και των van der Waals.
Η μεγαλύτερη σημασία για τους βιολόγους και τους γιατρούς είναι συντονισμός(δότης-δέκτης) δεσμούς που εξετάζονται από τη χημεία συντονισμού.
Ιατρικά βιοοργανικά. Ο Γ.Κ. Μπαράσκοφ
Χημικός δεσμός.
Γυμνάσια.
1. Προσδιορίστε τον τύπο του χημικού δεσμού στις ακόλουθες ουσίες:
Ουσία | Χλωριούχος φώσφορος | Θειικό οξύ | |||
Τύπος επικοινωνίας | |||||
Ουσία | Οξείδιο του βαρίου | ||||
Τύπος επικοινωνίας |
2. Τονίζω ουσίες στις οποίες ΜΕΤΑΞΥ μορίωνυπάρχει δεσμός υδρογόνου:
διοξείδιο του θείου; πάγος; όζο; αιθανόλη; αιθυλένιο; οξικό οξύ; υδροφθόριο.
3. Πώς επηρεάζουν μήκος δεσμού, δύναμη και πολικότητα- ατομικές ακτίνες, η ηλεκτραρνητικότητα τους, η πολλαπλότητα των δεσμών;
ΕΝΑ) Όσο μεγαλύτερες είναι οι ακτίνες άτομα που σχηματίζουν δεσμό, άρα μήκος συνδέσμου _______
σι) Όσο μεγαλύτερη είναι η πολλαπλότητα (απλοί, διπλοί ή τριπλοί) δεσμοί, άρα είναι δύναμη ____________________
V) Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ δύο ατόμων, η πολικότητα του δεσμού ____________
4. Συγκρίνω μήκος, δύναμη και πολικότητα δεσμών σε μόρια:
α) μήκος δεσμού: HCl ___HBr
β) αντοχή δεσμού PH3_______NH3
γ) πολικότητα του δεσμού CCl4 ______CH4
δ) αντοχή δεσμού: N2 _______O2
ε) μήκος δεσμού μεταξύ ατόμων άνθρακα σε αιθυλένιο και ακετυλένιο: __________
στ) πολικότητα δεσμών σε NH3_________H2O
Δοκιμές. Α4. Χημικός δεσμός.
1. Το σθένος ενός ατόμου είναι
1) ο αριθμός των χημικών δεσμών που σχηματίζονται από ένα δεδομένο άτομο σε μια ένωση
2) κατάσταση οξείδωσης του ατόμου
3) τον αριθμό των ηλεκτρονίων που δόθηκαν ή ελήφθησαν
4) ο αριθμός των ηλεκτρονίων που λείπουν για να ληφθεί η διαμόρφωση ηλεκτρονίων του πλησιέστερου αδρανούς αερίου
Α. Όταν σχηματίζεται ένας χημικός δεσμός, πάντα απελευθερώνεται ενέργεια
Β. Η ενέργεια ενός διπλού δεσμού είναι μικρότερη από αυτή ενός απλού δεσμού.
1) μόνο το Α είναι αληθές 2) μόνο το Β είναι αληθές 3) και οι δύο κρίσεις είναι σωστές 4) και οι δύο κρίσεις είναι λανθασμένες
3. Σε ουσίες που σχηματίζονται με συνδυασμό πανομοιότυποάτομα, χημικός δεσμός
1) ιοντικό 2) ομοιοπολικό πολικό 3) υδρογόνο 4) ομοιοπολικό μη πολικό
4. Οι ενώσεις με ομοιοπολικό πολικό και ομοιοπολικό μη πολικό δεσμό είναι αντίστοιχα
1) νερό και υδρόθειο 2) βρωμιούχο κάλιο και άζωτο
5. Λόγω του κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων, σχηματίζεται ένας χημικός δεσμός στην ένωση
1) KI 2) HBr 3) Li2O 4) NaBr
6. Επιλέξτε ένα ζεύγος ουσιών στο οποίο όλοι οι δεσμοί είναι ομοιοπολικοί:
1) NaCl, HCl 2) CO2, BaO 3) CH3Cl, CH3Na 4) SO2, NO2
7. Μια ουσία με πολικό ομοιοπολικό δεσμό έχει τον τύπο
1)KCl 2)HBr 3)P4 4)CaCl2
8. Ένωση με ιοντικό χημικό δεσμό
1) χλωριούχος φώσφορος 2) βρωμιούχο κάλιο 3) οξείδιο του αζώτου (II) 4) βάριο
9. Στην αμμωνία και στο χλωριούχο βάριο, ο χημικός δεσμός είναι αντίστοιχα
1) ιοντικό και ομοιοπολικό πολικό 2) ομοιοπολικό μη πολικό και ιοντικό 3) ομοιοπολικό πολικό και ιονικό 4) ομοιοπολικό μη πολικό και μεταλλικό
10. Ουσίες με ομοιοπολικό πολικό δεσμό είναι
1) οξείδιο του θείου (IV) 2) οξυγόνο 3) υδρίδιο ασβεστίου 4) διαμάντι
11. Ποια σειρά απαριθμεί ουσίες με μόνο πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς:
1) CH4 H2 Cl2 2) NH3 HBr CO2 3) PCl3 KCl CCl4 4) H2S SO2 LiF
12. Ποια σειρά απαριθμεί ουσίες με μόνο ιοντικούς δεσμούς:
1) F2O LiF SF4 2) PCl3 NaCl CO2 3) KF Li2O BaCl2 4) CaF2 CH4 CCl4
13. Σχηματίζεται ένωση με ιοντικό δεσμό όταν αλληλεπιδρούν
1) CH4 και O2 2) NH3 και HCl 3) C2H6 και HNO3 4) SO3 και H2O
14. Σε ποια ουσία όλοι οι χημικοί δεσμοί είναι ομοιοπολικοί μη πολικοί;
1) Διαμάντι 2) Μονοξείδιο του άνθρακα (IV) 3) Χρυσός 4) Μεθάνιο
15. Η σύνδεση που σχηματίζεται μεταξύ στοιχείων με σειριακούς αριθμούς 15 και 53
1) ιοντικό 2) μέταλλο
3) ομοιοπολικό μη πολικό 4) ομοιοπολικό πολικό
16. Δεσμός υδρογόνουσχηματίζεται μεταξύμόρια
1) αιθάνιο 2) βενζόλιο 3) υδρογόνο 4) αιθανόλη
17. Τι ουσία περιέχει δεσμούς υδρογόνου?
1) Υδρόθειο 2) Πάγος 3) Υδροβρώμιο 4) Βενζόλιο
18.Ποια ουσία περιέχει και ιοντικούς και ομοιοπολικούς χημικούς δεσμούς;
1) Χλωριούχο νάτριο 2) Υδροχλώριο 3) Θειικό νάτριο 4) Φωσφορικό οξύ
19. Ο χημικός δεσμός στο μόριο έχει πιο έντονο ιοντικό χαρακτήρα
1) βρωμιούχο λίθιο 2) χλωριούχος χαλκός 3) καρβίδιο ασβεστίου 4) φθοριούχο κάλιο
20. Τρία κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων σχηματίζουν ομοιοπολικό δεσμό στο μόριο 1) αζώτου 2) υδρόθειου 3) μεθανίου 4) χλωρίου
21. Πόσα ηλεκτρόνια συμμετέχουν στο σχηματισμό χημικών δεσμών σε ένα μόριο νερού;4) 18
22. Το μόριο περιέχει τέσσερις ομοιοπολικούς δεσμούς: 1) CO2 2) C2H4 3) P4 4) C3H4
23. Ο αριθμός των δεσμών στα μόρια αυξάνεται σε μια σειρά
1) CHCl3, CH4 2) CH4, SO3 3) CO2, CH4 4) SO2, NH3
24. Σε ποια ένωση σχηματίζεται ομοιοπολικός δεσμός μεταξύ ατόμων; με μηχανισμό δότη-δέκτη? 1) KCl 2) CCl4 3) NH4Cl 4) CaCl2
25. Ποιο από τα παρακάτω μόρια απαιτεί τη μικρότερη ποσότητα ενέργειας για να αποσυντεθεί σε άτομα; 1) HI 2) H2 3) O2 4) CO
26. Να αναφέρετε το μόριο στο οποίο η ενέργεια δέσμευσης είναι η μεγαλύτερη:
1) N≡N 2) H-H 3) O=O 4) H-F
27. Να αναφέρετε το μόριο στο οποίο ο χημικός δεσμός είναι ο ισχυρότερος:
1) HF 2) HCl 3) HBr 4) HI
28. Να αναφέρετε μια σειρά που χαρακτηρίζεται από αύξηση του μήκους ενός χημικού δεσμού
1)O2, N2, F2, Cl2 2)N2, O2, F2, Cl2 3)F2, N2, O2, Cl2 4)N2, O2, Cl2, F2
29. Το μήκος του δεσμού E-O αυξάνεται στη σειρά
1) οξείδιο του πυριτίου (IV), οξείδιο του άνθρακα (IV)
2) οξείδιο θείου (IV), οξείδιο τελλουρίου (IV).
3) οξείδιο στροντίου, οξείδιο βηρυλλίου
4) οξείδιο του θείου (IV), μονοξείδιο του άνθρακα (IV)
30. Στη σειρά εμφανίζεται CH4 – SiH4 αυξάνουν
1) αντοχή δεσμού 2) οξειδωτικές ιδιότητες
3) μήκη δεσμού 4) πολικότητες δεσμών
31. Σε ποια σειρά είναι διατεταγμένα τα μόρια κατά σειρά αυξανόμενης πολικότητας των δεσμών;
1) HF, HCl, HBr 2) H2Se, H2S, H2O 3) NH3, PH3, AsH3 4) CO2, CS2, CSe2
32. Ο πιο πολικός ομοιοπολικός δεσμός σε ένα μόριο είναι:
1) CH4 2) CF4 3) CCl4 4) CBr4
33.Να αναφέρετε τη σειρά στην οποία αυξάνεται η πολικότητα:
1)AgF, F2, HF 2)Cl2, HCl, NaCl 3)CuO, CO, O2 4) KBr, NaCl, KF
Ομοιοπολικός χημικός δεσμός, οι ποικιλίες και οι μηχανισμοί σχηματισμού του. Χαρακτηριστικά ομοιοπολικών δεσμών (πολικότητα και ενέργεια δεσμού). Ιοντικός δεσμός. Μεταλλική σύνδεση. Δεσμός υδρογόνου.
1. Στην αμμωνία και στο χλωριούχο βάριο, ο χημικός δεσμός είναι αντίστοιχα
1) ιοντικό και ομοιοπολικό πολικό
2) ομοιοπολική πολική και ιοντική
3) ομοιοπολική μη πολική και μεταλλική
4) ομοιοπολική μη πολική και ιοντική
2. Ουσίες με μόνο ιοντικούς δεσμούς παρατίθενται στην ακόλουθη σειρά:
1) F2, CCl4, KS1
2) NaBr, Na2O, ΚΙ
3. Μια ένωση με ιοντικό δεσμό σχηματίζεται με αλληλεπίδραση
3) C2H6 και HNO3
4. Σε ποια σειρά έχουν όλες οι ουσίες πολικό ομοιοπολικό δεσμό;
1) HCl, NaCl. Cl2
4) NaBr. HBr. CO
5. Σε ποια σειρά βρίσκονται οι τύποι των ουσιών με μόνο ομοιοπολικό πολικό
1) C12, NO2, HC1
6. Ο ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός είναι χαρακτηριστικός του
1) C12 2) SO3 3) CO 4) SiO2
7. Μια ουσία με πολικό ομοιοπολικό δεσμό είναι
1) C12 2) NaBr 3) H2S 4) MgCl2
8. Μια ουσία με ομοιοπολικό δεσμό είναι
1) CaC12 2) MgS 3) H2S 4) NaBr
9. Μια ουσία με ομοιοπολικό μη πολικό δεσμό έχει τον τύπο
1) NH3 2) Cu 3) H2S 4) I2
10. Ουσίες με μη πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς είναι
1) νερό και διαμάντι
2) υδρογόνο και χλώριο
3) χαλκό και άζωτο
4) βρώμιο και μεθάνιο
11. Σχηματίζεται χημικός δεσμός μεταξύ ατόμων με την ίδια σχετική ηλεκτραρνητικότητα
2) ομοιοπολική πολική
3) ομοιοπολική μη πολική
4) υδρογόνο
12. Οι ομοιοπολικοί πολικοί δεσμοί είναι χαρακτηριστικοί του
1) KC1 2) HBr 3) P4 4) CaCl2
13. Ένα χημικό στοιχείο στο άτομο του οποίου τα ηλεκτρόνια είναι κατανεμημένα μεταξύ των στιβάδων ως εξής: 2, 8, 8, 2 σχηματίζει χημικό δεσμό με το υδρογόνο
1) ομοιοπολική πολική
2) ομοιοπολική μη πολική
4) μέταλλο
14. Στο μόριο ποιας ουσίας ο δεσμός μεταξύ των ατόμων άνθρακα έχει το μεγαλύτερο μήκος;
1) ακετυλένιο 2) αιθάνιο 3) αιθένιο 4) βενζόλιο
15. Τρία κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων σχηματίζουν ομοιοπολικό δεσμό σε ένα μόριο
2) υδρόθειο
16. Μεταξύ των μορίων σχηματίζονται δεσμοί υδρογόνου
1) διμεθυλαιθέρας
2) μεθανόλη
3) αιθυλένιο
4) οξικός αιθυλεστέρας
17. Η πολικότητα του δεσμού είναι πιο έντονη στο μόριο
1) HI 2) HC1 3) HF 4) NVg
18. Ουσίες με μη πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς είναι
1) νερό και διαμάντι
2) υδρογόνο και χλώριο
3) χαλκό και άζωτο
4) βρώμιο και μεθάνιο
19. Ο δεσμός υδρογόνου δεν είναι τυπικός για την ουσία
1) H2O 2) CH4 3) NH3 4) CH3OH
20. Ένας ομοιοπολικός πολικός δεσμός είναι χαρακτηριστικός για καθεμία από τις δύο ουσίες των οποίων οι τύποι είναι
2) CO2 και K2O
4) CS2 και RS15
21. Ο πιο αδύναμος χημικός δεσμός σε ένα μόριο
1) φθόριο 2) χλώριο 3) βρώμιο 4) ιώδιο
22. Ποια ουσία έχει τον μεγαλύτερο χημικό δεσμό στο μόριό της;
1) φθόριο 2) χλώριο 3) βρώμιο 4) ιώδιο
23. Κάθε μία από τις ουσίες που υποδεικνύονται στη σειρά έχει ομοιοπολικούς δεσμούς:
1) C4H10, NO2, NaCl
2) CO, CuO, CH3Cl
4) C6H5NO2, F2, CC14
24. Κάθε μία από τις ουσίες που υποδεικνύονται στη σειρά έχει έναν ομοιοπολικό δεσμό:
1) CaO, C3H6, S8
2) Fe. NaNO3, CO
3) N2, CuCO3, K2S
4) C6H5N02, SO2, CHC13
25. Κάθε μία από τις ουσίες που υποδεικνύονται στη σειρά έχει έναν ομοιοπολικό δεσμό:
1) C3H4, NO, Na2O
2) CO, CH3C1, PBr3
3) Р2Оз, NaHSO4, Cu
4) C6H5NO2, NaF, CC14
26. Κάθε μία από τις ουσίες που υποδεικνύονται στη σειρά έχει ομοιοπολικούς δεσμούς:
1) C3Ha, NO2, NaF
2) KS1, CH3Cl, C6H12O6
3) P2O5, NaHSO4, Ba
4) C2H5NH2, P4, CH3OH
27. Η πολικότητα του δεσμού είναι πιο έντονη στα μόρια
1) υδρόθειο
3) φωσφίνη
4) υδροχλώριο
28. Στο μόριο ποιας ουσίας είναι οι ισχυρότεροι χημικοί δεσμοί;
29. Μεταξύ των ουσιών NH4Cl, CsCl, NaNO3, PH3, HNO3 - ο αριθμός των ενώσεων με ιοντικούς δεσμούς είναι ίσος
30. Μεταξύ των ουσιών (NH4)2SO4, Na2SO4, CaI2, I2, CO2 - ο αριθμός των ενώσεων με ομοιοπολικό δεσμό είναι ίσος
Απαντήσεις: 1-2, 2-2, 3-4, 4-3, 5-4, 6-1, 7-3, 8-3, 9-4, 10-2, 11-3, 12-2, 13-3, 14-2, 15-1, 16-2, 17-3, 18-2, 19-2, 20-4, 21-4, 22-4, 23-4, 24-4, 25- 2, 26-4, 27-4, 28-1, 29-3, 30-4
Χαρακτηριστικά των χημικών δεσμών
Το δόγμα των χημικών δεσμών αποτελεί τη βάση όλης της θεωρητικής χημείας. Ως χημικός δεσμός νοείται η αλληλεπίδραση ατόμων που τα συνδέει σε μόρια, ιόντα, ρίζες και κρυστάλλους. Υπάρχουν τέσσερις τύποι χημικών δεσμών: ιοντικό, ομοιοπολικό, μεταλλικό και υδρογόνο. Διαφορετικοί τύποι δεσμών μπορούν να βρεθούν στις ίδιες ουσίες.
1. Σε βάσεις: μεταξύ των ατόμων οξυγόνου και υδρογόνου στις υδροξοομάδες ο δεσμός είναι πολικός ομοιοπολικός και μεταξύ του μετάλλου και της υδροξοομάδας είναι ιοντικός.
2. Σε άλατα οξέων που περιέχουν οξυγόνο: μεταξύ του ατόμου μη μετάλλου και του οξυγόνου του όξινου υπολείμματος - ομοιοπολικό πολικό, και μεταξύ του μετάλλου και του όξινου υπολείμματος - ιοντικό.
3. Στα άλατα αμμωνίου, μεθυλαμμωνίου κ.λπ., μεταξύ των ατόμων αζώτου και υδρογόνου υπάρχει ένα πολικό ομοιοπολικό, και μεταξύ ιόντων αμμωνίου ή μεθυλαμμωνίου και του υπολείμματος οξέος - ιοντικό.
4. Στα υπεροξείδια μετάλλων (για παράδειγμα, Na 2 O 2), ο δεσμός μεταξύ των ατόμων οξυγόνου είναι ομοιοπολικός, μη πολικός και μεταξύ του μετάλλου και του οξυγόνου είναι ιοντικός κ.λπ.
Ο λόγος για την ενότητα όλων των τύπων και τύπων χημικών δεσμών είναι η πανομοιότυπη χημική φύση τους - η αλληλεπίδραση ηλεκτρονίου-πυρηνικής. Ο σχηματισμός ενός χημικού δεσμού σε κάθε περίπτωση είναι το αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης ηλεκτρονίων-πυρηνικών ατόμων, που συνοδεύεται από την απελευθέρωση ενέργειας.
Μέθοδοι σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού
Ομοιοπολικός χημικός δεσμόςείναι ένας δεσμός που προκύπτει μεταξύ των ατόμων λόγω του σχηματισμού κοινών ζευγών ηλεκτρονίων.
Οι ομοιοπολικές ενώσεις είναι συνήθως αέρια, υγρά ή στερεά σχετικά χαμηλής τήξης. Μία από τις σπάνιες εξαιρέσεις είναι το διαμάντι, το οποίο λιώνει πάνω από τους 3.500 °C. Αυτό εξηγείται από τη δομή του διαμαντιού, το οποίο είναι ένα συνεχές πλέγμα ομοιοπολικά συνδεδεμένων ατόμων άνθρακα και όχι μια συλλογή μεμονωμένων μορίων. Στην πραγματικότητα, κάθε κρύσταλλος διαμαντιού, ανεξάρτητα από το μέγεθός του, είναι ένα τεράστιο μόριο.
Ένας ομοιοπολικός δεσμός προκύπτει όταν συνδυάζονται τα ηλεκτρόνια δύο ατόμων μη μετάλλου. Η δομή που προκύπτει ονομάζεται μόριο.
Ο μηχανισμός σχηματισμού ενός τέτοιου δεσμού μπορεί να είναι ανταλλαγή ή δότης-δέκτης.
Στις περισσότερες περιπτώσεις, δύο άτομα με ομοιοπολικό δεσμό έχουν διαφορετική ηλεκτραρνητικότητα και τα κοινά ηλεκτρόνια δεν ανήκουν εξίσου στα δύο άτομα. Τις περισσότερες φορές είναι πιο κοντά σε ένα άτομο παρά σε ένα άλλο. Σε ένα μόριο υδροχλωρίου, για παράδειγμα, τα ηλεκτρόνια που σχηματίζουν έναν ομοιοπολικό δεσμό βρίσκονται πιο κοντά στο άτομο του χλωρίου επειδή η ηλεκτραρνητικότητα του είναι υψηλότερη από αυτή του υδρογόνου. Ωστόσο, η διαφορά στην ικανότητα προσέλκυσης ηλεκτρονίων δεν είναι αρκετά μεγάλη για να συμβεί πλήρης μεταφορά ηλεκτρονίων από το άτομο υδρογόνου στο άτομο χλωρίου. Επομένως, ο δεσμός μεταξύ ατόμων υδρογόνου και χλωρίου μπορεί να θεωρηθεί ως διασταύρωση μεταξύ ενός ιοντικού δεσμού (πλήρης μεταφορά ηλεκτρονίων) και ενός μη πολικού ομοιοπολικού δεσμού (μια συμμετρική διάταξη ενός ζεύγους ηλεκτρονίων μεταξύ δύο ατόμων). Το μερικό φορτίο των ατόμων συμβολίζεται με το ελληνικό γράμμα δ. Ένας τέτοιος δεσμός ονομάζεται πολικός ομοιοπολικός δεσμός και το μόριο υδροχλωρίου λέγεται ότι είναι πολικό, δηλαδή έχει ένα θετικά φορτισμένο άκρο (άτομο υδρογόνου) και ένα αρνητικά φορτισμένο άκρο (άτομο χλωρίου).
1. Ο μηχανισμός ανταλλαγής λειτουργεί όταν τα άτομα σχηματίζουν κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων συνδυάζοντας ασύζευκτα ηλεκτρόνια.
1) Η2 - υδρογόνο.
Ο δεσμός προκύπτει λόγω του σχηματισμού ενός κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων από τα s-ηλεκτρόνια των ατόμων υδρογόνου (επικαλυπτόμενα s-τροχιακά).
2) HCl - υδροχλώριο.
Ο δεσμός προκύπτει λόγω του σχηματισμού ενός κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων s- και p-ηλεκτρονίων (επικαλυπτόμενα τροχιακά s-p).
3) Cl 2: Σε ένα μόριο χλωρίου, σχηματίζεται ομοιοπολικός δεσμός λόγω μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων p (επικαλυπτόμενα τροχιακά p-p).
4) N 2: Στο μόριο του αζώτου, σχηματίζονται τρία κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων.
Μηχανισμός δότη-δέκτη σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού
Δότηςέχει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων αποδέκτης- ελεύθερο τροχιακό που μπορεί να καταλάβει αυτό το ζεύγος. Στο ιόν αμμωνίου, και οι τέσσερις δεσμοί με άτομα υδρογόνου είναι ομοιοπολικοί: τρεις σχηματίστηκαν λόγω της δημιουργίας κοινών ζευγών ηλεκτρονίων από το άτομο αζώτου και τα άτομα υδρογόνου σύμφωνα με τον μηχανισμό ανταλλαγής, ένας - μέσω του μηχανισμού δότη-δέκτη. Οι ομοιοπολικοί δεσμοί ταξινομούνται από τον τρόπο επικάλυψης των τροχιακών ηλεκτρονίων, καθώς και από τη μετατόπισή τους προς ένα από τα συνδεδεμένα άτομα. Οι χημικοί δεσμοί που σχηματίζονται ως αποτέλεσμα επικαλυπτόμενων τροχιακών ηλεκτρονίων κατά μήκος μιας γραμμής δεσμού ονομάζονται σ - συνδέσεις(ομόλογα sigma). Ο δεσμός σίγμα είναι πολύ ισχυρός.
Τα τροχιακά p μπορούν να επικαλύπτονται σε δύο περιοχές, σχηματίζοντας έναν ομοιοπολικό δεσμό μέσω της πλευρικής επικάλυψης.
Οι χημικοί δεσμοί που σχηματίζονται ως αποτέλεσμα της «πλευρικής» επικάλυψης τροχιακών ηλεκτρονίων έξω από τη γραμμή δεσμού, δηλαδή σε δύο περιοχές, ονομάζονται δεσμοί π.
Σύμφωνα με το βαθμό μετατόπισης των κοινών ζευγών ηλεκτρονίων σε ένα από τα άτομα που συνδέουν, ένας ομοιοπολικός δεσμός μπορεί να είναι πολικός ή μη πολικός. Ένας ομοιοπολικός χημικός δεσμός που σχηματίζεται μεταξύ ατόμων με την ίδια ηλεκτραρνητικότητα ονομάζεται μη πολικός. Τα ζεύγη ηλεκτρονίων δεν μετατοπίζονται προς κανένα από τα άτομα, καθώς τα άτομα έχουν την ίδια ηλεκτραρνητικότητα - την ιδιότητα να προσελκύουν ηλεκτρόνια σθένους από άλλα άτομα. Για παράδειγμα,
δηλαδή, μόρια απλών μη μεταλλικών ουσιών σχηματίζονται μέσω ενός ομοιοπολικού μη πολικού δεσμού. Ένας ομοιοπολικός χημικός δεσμός μεταξύ ατόμων στοιχείων των οποίων η ηλεκτραρνητικότητα διαφέρει ονομάζεται πολικός.
Για παράδειγμα, το NH 3 είναι αμμωνία. Το άζωτο είναι πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο από το υδρογόνο, επομένως τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων μετατοπίζονται προς το άτομό του.
Χαρακτηριστικά ενός ομοιοπολικού δεσμού: μήκος και ενέργεια δεσμού
Οι χαρακτηριστικές ιδιότητες ενός ομοιοπολικού δεσμού είναι το μήκος και η ενέργειά του. Το μήκος του δεσμού είναι η απόσταση μεταξύ των ατομικών πυρήνων. Όσο μικρότερο είναι το μήκος ενός χημικού δεσμού, τόσο ισχυρότερος είναι. Ωστόσο, ένα μέτρο της αντοχής του δεσμού είναι η ενέργεια του δεσμού, η οποία καθορίζεται από την ποσότητα ενέργειας που απαιτείται για τη διάσπαση του δεσμού. Συνήθως μετριέται σε kJ/mol. Έτσι, σύμφωνα με πειραματικά δεδομένα, τα μήκη δεσμών των μορίων H 2, Cl 2 και N 2, αντίστοιχα, είναι 0,074, 0,198 και 0,109 nm, και οι ενέργειες των δεσμών, αντίστοιχα, είναι 436, 242 και 946 kJ/mol.
Ιόντα. Ιοντικός δεσμός
Υπάρχουν δύο κύριες δυνατότητες για ένα άτομο να υπακούσει στον κανόνα της οκτάδας. Το πρώτο από αυτά είναι ο σχηματισμός ιοντικών δεσμών. (Το δεύτερο είναι ο σχηματισμός ομοιοπολικού δεσμού, ο οποίος θα συζητηθεί παρακάτω). Όταν σχηματίζεται ένας ιονικός δεσμός, ένα άτομο μετάλλου χάνει ηλεκτρόνια και ένα άτομο μη μετάλλου αποκτά ηλεκτρόνια.
Ας φανταστούμε ότι δύο άτομα «συναντιούνται»: ένα άτομο ενός μετάλλου της ομάδας Ι και ένα άτομο μη μετάλλου της ομάδας VII. Ένα άτομο μετάλλου έχει ένα μόνο ηλεκτρόνιο στο εξωτερικό ενεργειακό του επίπεδο, ενώ ένα μη μεταλλικό άτομο δεν έχει απλώς ένα ηλεκτρόνιο για να είναι πλήρες το εξωτερικό του επίπεδο. Το πρώτο άτομο θα δώσει εύκολα στο δεύτερο το ηλεκτρόνιό του, το οποίο βρίσκεται μακριά από τον πυρήνα και είναι ασθενώς συνδεδεμένο με αυτόν, και το δεύτερο θα του παρέχει μια ελεύθερη θέση στο εξωτερικό του ηλεκτρονικό επίπεδο. Τότε το άτομο, που στερείται ένα από τα αρνητικά του φορτία, θα γίνει θετικά φορτισμένο σωματίδιο και το δεύτερο θα μετατραπεί σε αρνητικά φορτισμένο σωματίδιο λόγω του ηλεκτρονίου που προκύπτει. Τέτοια σωματίδια ονομάζονται ιόντα.
Αυτός είναι ένας χημικός δεσμός που εμφανίζεται μεταξύ ιόντων. Οι αριθμοί που δείχνουν τον αριθμό των ατόμων ή των μορίων ονομάζονται συντελεστές και οι αριθμοί που δείχνουν τον αριθμό των ατόμων ή ιόντων σε ένα μόριο ονομάζονται δείκτες.
Μεταλλική σύνδεση
Τα μέταλλα έχουν συγκεκριμένες ιδιότητες που διαφέρουν από τις ιδιότητες άλλων ουσιών. Τέτοιες ιδιότητες είναι οι σχετικά υψηλές θερμοκρασίες τήξης, η ικανότητα ανάκλασης του φωτός και η υψηλή θερμική και ηλεκτρική αγωγιμότητα. Αυτά τα χαρακτηριστικά οφείλονται στην ύπαρξη ενός ειδικού τύπου δεσμού στα μέταλλα - ενός μεταλλικού δεσμού.
Ο μεταλλικός δεσμός είναι ένας δεσμός μεταξύ θετικών ιόντων σε μεταλλικούς κρυστάλλους, που πραγματοποιείται λόγω της έλξης ηλεκτρονίων που κινούνται ελεύθερα σε όλο τον κρύσταλλο. Τα άτομα των περισσότερων μετάλλων στο εξωτερικό επίπεδο περιέχουν μικρό αριθμό ηλεκτρονίων - 1, 2, 3. Αυτά τα ηλεκτρόνια ξεκολλάει εύκολακαι τα άτομα μετατρέπονται σε θετικά ιόντα. Τα αποσπασμένα ηλεκτρόνια μετακινούνται από το ένα ιόν στο άλλο, δεσμεύοντάς τα σε ένα ενιαίο σύνολο. Συνδέοντας με ιόντα, αυτά τα ηλεκτρόνια σχηματίζουν προσωρινά άτομα, μετά αποσπώνται ξανά και συνδυάζονται με ένα άλλο ιόν, κ.λπ. Μια διαδικασία εμφανίζεται ατελείωτα, η οποία μπορεί να απεικονιστεί σχηματικά ως εξής:
Κατά συνέπεια, στον όγκο του μετάλλου, τα άτομα μετατρέπονται συνεχώς σε ιόντα και αντίστροφα. Ο δεσμός σε μέταλλα μεταξύ ιόντων μέσω κοινών ηλεκτρονίων ονομάζεται μεταλλικός. Ο μεταλλικός δεσμός έχει κάποιες ομοιότητες με τον ομοιοπολικό δεσμό, αφού βασίζεται στην κοινή χρήση εξωτερικών ηλεκτρονίων. Ωστόσο, με έναν ομοιοπολικό δεσμό, τα εξωτερικά ασύζευκτα ηλεκτρόνια μόνο δύο γειτονικών ατόμων μοιράζονται, ενώ με έναν μεταλλικό δεσμό, όλα τα άτομα συμμετέχουν στην κοινή χρήση αυτών των ηλεκτρονίων. Γι' αυτό οι κρύσταλλοι με ομοιοπολικό δεσμό είναι εύθραυστοι, αλλά με μεταλλικό δεσμό, κατά κανόνα, είναι όλκιμοι, ηλεκτρικά αγώγιμοι και έχουν μεταλλική λάμψη.
Η μεταλλική συγκόλληση είναι χαρακτηριστική τόσο των καθαρών μετάλλων όσο και των μιγμάτων διαφόρων μετάλλων - κραμάτων σε στερεά και υγρή κατάσταση. Ωστόσο, στην κατάσταση ατμού, τα άτομα μετάλλου συνδέονται μεταξύ τους με έναν ομοιοπολικό δεσμό (για παράδειγμα, ο ατμός νατρίου γεμίζει λαμπτήρες κίτρινου φωτός για να φωτίσει τους δρόμους των μεγάλων πόλεων). Τα ζεύγη μετάλλων αποτελούνται από μεμονωμένα μόρια (μονατομικά και διατομικά).
Ένας μεταλλικός δεσμός διαφέρει επίσης από έναν ομοιοπολικό δεσμό σε ισχύ: η ενέργειά του είναι 3-4 φορές μικρότερη από την ενέργεια ενός ομοιοπολικού δεσμού.
Η ενέργεια του δεσμού είναι η ενέργεια που απαιτείται για τη διάσπαση ενός χημικού δεσμού σε όλα τα μόρια που αποτελούν ένα γραμμομόριο μιας ουσίας. Οι ενέργειες των ομοιοπολικών και ιοντικών δεσμών είναι συνήθως υψηλές και ανέρχονται σε τιμές της τάξης των 100-800 kJ/mol.
Δεσμός υδρογόνου
Χημικός δεσμός μεταξύ θετικά πολωμένα άτομα υδρογόνου ενός μορίου(ή μέρη αυτού) και αρνητικά πολωμένα άτομα άκρως ηλεκτραρνητικά στοιχείαέχοντας κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων (F, O, N και λιγότερο συχνά S και Cl), ένα άλλο μόριο (ή μέρη του) ονομάζεται υδρογόνο. Ο μηχανισμός σχηματισμού δεσμού υδρογόνου είναι εν μέρει ηλεκτροστατικός, εν μέρει δ τιμητικός-αποδέκτης χαρακτήρας.
Παραδείγματα διαμοριακών δεσμών υδρογόνου:
Με την παρουσία μιας τέτοιας σύνδεσης, ακόμη και ουσίες χαμηλού μοριακού βάρους μπορεί, υπό κανονικές συνθήκες, να είναι υγρά (οινόπνευμα, νερό) ή αέρια που υγροποιούνται εύκολα (αμμωνία, υδροφθόριο). Στα βιοπολυμερή - πρωτεΐνες (δευτερεύουσα δομή) - υπάρχει ένας ενδομοριακός δεσμός υδρογόνου μεταξύ του καρβονυλικού οξυγόνου και του υδρογόνου της αμινομάδας:
Τα μόρια πολυνουκλεοτιδίων - DNA (δεοξυριβονουκλεϊκό οξύ) - είναι διπλές έλικες στις οποίες δύο αλυσίδες νουκλεοτιδίων συνδέονται μεταξύ τους με δεσμούς υδρογόνου. Σε αυτή την περίπτωση, λειτουργεί η αρχή της συμπληρωματικότητας, δηλαδή, αυτοί οι δεσμοί σχηματίζονται μεταξύ ορισμένων ζευγών που αποτελούνται από βάσεις πουρίνης και πυριμιδίνης: η θυμίνη (Τ) βρίσκεται απέναντι από το νουκλεοτίδιο αδενίνης (Α) και η κυτοσίνη (C) βρίσκεται απέναντι. η γουανίνη (G).
Οι ουσίες με δεσμούς υδρογόνου έχουν μοριακά κρυσταλλικά πλέγματα.
