Lidhja kovalente të formuara nga bashkëveprimi i jometaleve. Atomet jometale kanë elektronegativitet të lartë dhe priren të mbushin shtresën e jashtme elektronike me elektrone të huaj. Dy atome të tilla mund të kalojnë në një gjendje të qëndrueshme nëse kombinojnë elektronet e tyre .

Le të shqyrtojmë formimin e një lidhje kovalente në thjeshtë substancave.

1.Formimi i një molekule hidrogjeni.

Çdo atom hidrogjeni ka një elektron. Për të kaluar në një gjendje të qëndrueshme, i duhet edhe një elektron.

Kur dy atome afrohen, retë elektronike mbivendosen. Formohet një çift elektronik i përbashkët, i cili lidh atomet e hidrogjenit në një molekulë.

Hapësira midis dy bërthamave ndan më shumë elektrone se vendet e tjera. Një zonë me rritja e densitetit të elektroneve dhe ngarkesë negative. Bërthamat e ngarkuara pozitivisht tërhiqen nga ajo dhe formohet një molekulë.

Në këtë rast, çdo atom merr një nivel të jashtëm të përfunduar me dy elektrone dhe shkon në një gjendje të qëndrueshme.

Një lidhje kovalente për shkak të formimit të një çifti elektronik të përbashkët quhet e vetme.

Çiftet e përbashkëta të elektroneve (lidhjet kovalente) formohen për shkak të elektrone të paçiftuara, të vendosura në nivelet e jashtme të energjisë së atomeve që ndërveprojnë.

Hidrogjeni ka një elektron të paçiftuar. Për elementët e tjerë, numri i tyre është 8 - numri i grupit.

jometalet VII Dhe grupet (halogjenet) kanë një elektron të paçiftuar në shtresën e jashtme.

Në jometalet VI A grupet (oksigjen, squfur) kanë dy elektrone të tilla.

Në jometalet V Dhe grupet (azoti, fosfori) kanë tre elektrone të paçiftëzuara.

2.Formimi i një molekule fluori.

Atomi fluori ka shtatë elektrone në nivelin e jashtëm. Gjashtë prej tyre formojnë çifte, dhe i shtati është i paçiftuar.

Kur atomet bashkohen, formohet një çift elektronik i përbashkët, domethënë ndodh një lidhje kovalente. Çdo atom merr një shtresë të jashtme të plotësuar me tetë elektrone. Lidhja në molekulën e fluorit është gjithashtu e vetme. Të njëjtat lidhje të vetme ekzistojnë në molekula klor, brom dhe jod .

Nëse atomet kanë disa elektrone të paçiftëzuara, atëherë formohen dy ose tre çifte të përbashkëta.

3.Formimi i një molekule oksigjeni.

Në atom oksigjen në nivelin e jashtëm ka dy elektrone të paçiftuar.

Kur dy atome bashkëveprojnë oksigjen lindin dy çifte elektronike të përbashkëta. Çdo atom mbush nivelin e tij të jashtëm me deri në tetë elektrone. Molekula e oksigjenit ka një lidhje të dyfishtë.

Përgjigje në pyetjen 1 (1).

Meqenëse vlerat EO të hidrogjenit dhe fosforit janë të njëjta, lidhja kimike në molekulën PH 3 do të jetë kovalente jopolare.

Përgjigje në pyetjen 2 (2).

I. a) në molekulën S2 lidhja është kovalente jopolare, sepse ajo formohet nga atomet e të njëjtit element. Skema e formimit të lidhjes do të jetë si më poshtë:
Squfuri është një element i nëngrupit kryesor të grupit VI. Atomet e squfurit kanë 6 elektrone në shtresën e jashtme. Do të ketë dy elektrone të paçiftuar (8-6=2).
Le t'i shënojmë elektronet e jashtme me , atëherë skema për formimin e një molekule squfuri do të duket si kjo:

ose S=S
b) në molekulën K 2 O lidhja është jonike, sepse ajo formohet nga atomet e elementeve metalike dhe jometale.
Kaliumi është një element i grupit të parë të nëngrupit kryesor, një metal. Është më e lehtë për atomin e tij të japë 1 elektron sesa të pranojë 7 elektronet që mungojnë:

2. Oksigjeni është një jometal, element i nëngrupit kryesor të grupit VI. Është më e lehtë për atomin e tij të pranojë 2 elektrone, të cilat nuk mjaftojnë për të përfunduar nivelin e jashtëm, sesa të heqë dorë nga 6 elektrone nga niveli i jashtëm:

Le të gjejmë shumëfishin më të vogël të përbashkët ndërmjet ngarkesave të joneve të formuara është e barabartë me 2(2.1). Në mënyrë që atomet e kaliumit të heqin dorë nga 2 elektrone, ju duhet të merrni 2 atome, në mënyrë që atomet e oksigjenit të marrin 2 elektrone, ju duhet të merrni 1 atom, kështu që skema për formimin e oksidit të kaliumit do të duket si:

c) në molekulën H 2 S lidhja është polare kovalente, sepse ajo formohet nga atome elementësh me EO të ndryshme. Formimi i një lidhjeje kimike do të jetë si më poshtë:
Squfuri është një element i nëngrupit kryesor të grupit VI. Atomet e tij kanë 6 elektrone në shtresën e jashtme. Do të ketë 2 elektrone të paçiftuar (8-6=2).
Hidrogjeni është një element i nëngrupit kryesor të grupit 1. Atomet e tij përmbajnë 1 elektron në shtresën e jashtme. Një elektron është i paçiftuar (për një atom hidrogjeni, niveli me dy elektroda është i plotë).
Le të shënojmë përkatësisht elektronet e jashtme të atomeve të squfurit dhe hidrogjenit:

Në molekulën e sulfurit të hidrogjenit, çiftet e zakonshme të elektroneve zhvendosen drejt atomit më elektronegativ - squfurit:

1. a) në molekulën N2 lidhja kovalente është jopolare, sepse ajo formohet nga atomet e të njëjtit element. Skema e formimit të lidhjes është si më poshtë:
Azoti është një element i nëngrupit kryesor të grupit V. Atomet e tij kanë 5 elektrone në shtresën e jashtme. Ka tre elektrone të paçiftuar (8 -5 = 3).
Le të shënojmë elektronet e jashtme të atomit të azotit me pika:

b) në molekulën Li 3 H lidhja është jonike, sepse ajo formohet nga atomet e elementeve metalike dhe jometale.
Litiumi është një element i nëngrupit kryesor të grupit I, një metal. Është më e lehtë për atomin e tij të japë 1 elektron sesa të pranojë 7 elektronet që mungojnë:

Azoti është një element i nëngrupit kryesor të grupit V, një jometal. Është më e lehtë për atomin e tij të pranojë 3 elektrone, të cilat nuk mjaftojnë për të përfunduar nivelin e jashtëm, sesa të heqë dorë nga pesë elektrone nga niveli i jashtëm:

Le të gjejmë shumëfishin më të vogël të përbashkët midis ngarkesave të joneve të formuara është e barabartë me 3(3: 1 = 3). Në mënyrë që atomet e litiumit të heqin dorë nga 3 elektrone, nevojiten 3 atome, në mënyrë që atomet e azotit të pranojnë 3 elektrone, nevojitet vetëm një atom:

c) në molekulën NCl 3 lidhja është polare kovalente, sepse ajo formohet nga atome të elementeve jometalike me vlera të ndryshme EO. Skema e formimit të lidhjes është si më poshtë:
Azoti është një element i nëngrupit kryesor të grupit V. Atomet e tij kanë 5 elektrone në shtresën e jashtme. Do të ketë tre elektrone të paçiftuar (8-5=3).
Klori është një element i nëngrupit kryesor të grupit VII. Atomet e tij përmbajnë 7 elektrone në shtresën e jashtme. 1 elektron mbetet i paçiftuar (8 – 7 = 1). Le të shënojmë përkatësisht elektronet e jashtme të atomeve të azotit dhe klorit:

Çiftet e zakonshme të elektroneve zhvendosen në atomin e azotit, pasi ai është më elektronegativ:

Përgjigje në pyetjen 3 (3).

Lidhja në molekulën e HCl është më pak polare se në molekulën HF sepse në serinë EO, klori dhe hidrogjeni janë më pak të largëta nga njëri-tjetri sesa fluori dhe hidrogjeni.

Përgjigje në pyetjen 4 (4).

Një lidhje kimike kovalente formohet duke ndarë elektronet e jashtme. Sipas numrit të përbashkët çifte elektronike mund të jetë i vetëm, i dyfishtë ose i trefishtë, dhe sipas elektronegativitetit të atomeve që e formojnë atë - polare kovalente dhe jopolare kovalente.

5.1. Lidhja kovalente

Lidhja kimike formohet kur dy ose më shumë atome bashkohen nëse, si rezultat i bashkëveprimit të tyre, energjia totale e sistemit zvogëlohet. Konfigurimet elektronike më të qëndrueshme të predhave të jashtme elektronike të atomeve janë ato të atomeve të gazit fisnik, të përbërë nga dy ose tetë elektrone. Predhat e jashtme elektronike të atomeve të elementeve të tjerë përmbajnë nga një deri në shtatë elektrone, d.m.th. janë të papërfunduara. Kur formohet një molekulë, atomet priren të fitojnë një shtresë të qëndrueshme me dy elektrone ose tetë elektrone. Elektronet e valencës së atomeve marrin pjesë në formimin e një lidhjeje kimike.

Kovalente është një lidhje kimike midis dy atomeve, e cila formohet nga çifte elektronesh që u përkasin njëkohësisht këtyre dy atomeve.

Ekzistojnë dy mekanizma për formimin e lidhjeve kovalente: shkëmbimi dhe dhurues-pranues.

5.1.1. Mekanizmi i shkëmbimit të formimit të lidhjes kovalente

Mekanizmi i shkëmbimit Formimi i një lidhje kovalente realizohet për shkak të mbivendosjes së reve elektronike të elektroneve që i përkasin atomeve të ndryshme. Për shembull, kur dy atome hidrogjeni i afrohen njëri-tjetrit, orbitalet e elektroneve 1s mbivendosen. Si rezultat, shfaqet një çift i përbashkët elektronesh, që u përkasin njëkohësisht të dy atomeve. Në këtë rast, një lidhje kimike formohet nga elektronet që kanë rrotullime antiparalele, Fig. 5.1.

Oriz. 5.1. Formimi i një molekule hidrogjeni nga dy atome H

5.1.2. Mekanizmi dhurues-pranues për formimin e lidhjeve kovalente

Me mekanizmin dhurues-pranues të formimit të lidhjes kovalente, lidhja formohet gjithashtu duke përdorur çifte elektronike. Sidoqoftë, në këtë rast, një atom (dhurues) siguron çiftin e tij elektronik, dhe atomi tjetër (pranuesi) merr pjesë në formimin e lidhjes me orbitalin e tij të lirë. Një shembull i zbatimit të një lidhje dhuruese-pranuese është formimi i jonit të amonit NH 4 + gjatë ndërveprimit të amoniakut NH 3 me kationin e hidrogjenit H +.

Në molekulën NH 3, tre çifte elektronike formojnë tre lidhje N - H, çifti i katërt elektronik që i përket atomit të azotit është i vetëm. Ky çift elektronik mund të formojë një lidhje me një jon hidrogjeni që ka një orbital të zbrazët. Rezultati është joni i amonit NH 4 +, Fig. 5.2.

Oriz. 5.2. Shfaqja e një lidhje dhuruese-pranuese gjatë formimit të jonit të amonit

Duhet të theksohet se katër lidhjet kovalente N – H që ekzistojnë në jonin NH 4 + janë ekuivalente. Në jonin e amonit është e pamundur të izolohet një lidhje e formuar nga mekanizmi dhurues-pranues.

5.1.3. Lidhja kovalente polare dhe jopolare

Nëse një lidhje kovalente formohet nga atome identike, atëherë çifti elektronik ndodhet në të njëjtën distancë midis bërthamave të këtyre atomeve. Një lidhje e tillë kovalente quhet jopolare. Shembuj të molekulave me një lidhje kovalente jopolare janë H2, Cl2, O2, N2, etj.

Në rastin e një lidhjeje kovalente polare, çifti elektronik i përbashkët zhvendoset në atomin me elektronegativitet më të lartë. Kjo lloj lidhjeje realizohet në molekula të formuara nga atome të ndryshme. Një lidhje kovalente polare ndodh në molekulat e HCl, HBr, CO, NO, etj. Për shembull, formimi i një lidhjeje kovalente polare në një molekulë HCl mund të përfaqësohet nga një diagram, Fig. 5.3:

Oriz. 5.3. Formimi i një lidhjeje polare kovalente në molekulën HC1

Në molekulën në shqyrtim, çifti elektronik zhvendoset në atomin e klorit, pasi elektronegativiteti i tij (2.83) është më i madh se elektronegativiteti i atomit të hidrogjenit (2.1).

5.1.4. Momenti dipol dhe struktura molekulare

Një masë e polaritetit të një lidhjeje është momenti i saj dipol μ:

μ = e l,

Ku e- ngarkesa elektronike, l– distanca ndërmjet qendrave të ngarkesave pozitive dhe negative.

Momenti dipol është një sasi vektoriale. Konceptet e "momentit të dipolit të lidhjes" dhe "momentit të dipolit të molekulës" përkojnë vetëm për molekulat diatomike. Momenti dipol i një molekule është i barabartë me shumën vektoriale të momenteve dipole të të gjitha lidhjeve. Kështu, momenti dipol i një molekule poliatomike varet nga struktura e saj.

Në një molekulë lineare të CO 2, për shembull, secila prej lidhjeve C–O është polare. Megjithatë, molekula CO 2 është përgjithësisht jopolare, pasi momentet dipole të lidhjeve anulojnë njëra-tjetrën (Fig. 5.4). Momenti dipol i molekulës së dioksidit të karbonit është m = 0.

Në molekulën këndore H2O, lidhjet polare H–O janë të vendosura në një kënd prej 104,5 o. Shuma vektoriale e momenteve dipole të dy lidhjeve H–O shprehet me diagonalen e paralelogramit (Fig. 5.4). Si rezultat, momenti dipol i molekulës së ujit m nuk është i barabartë me zero.

Oriz. 5.4. Momentet dipole të molekulave CO 2 dhe H 2 O

5.1.5. Valenca e elementeve në përbërjet me lidhje kovalente

Valenca e atomeve përcaktohet nga numri i elektroneve të paçiftëzuara që marrin pjesë në formimin e çifteve të përbashkëta elektronike me elektronet e atomeve të tjera. Duke pasur një elektron të paçiftuar në shtresën e jashtme të elektroneve, atomet e halogjenit në molekulat F 2, HCl, PBr 3 dhe CCl 4 janë njëvalente. Elementet e nëngrupit të oksigjenit përmbajnë dy elektrone të paçiftuara në shtresën e jashtme, prandaj në përbërje të tilla si O 2, H 2 O, H 2 S dhe SCl 2 ato janë dyvalente.

Meqenëse, përveç lidhjeve të zakonshme kovalente, një lidhje mund të formohet në molekula nga një mekanizëm dhurues-pranues, valenca e atomeve varet gjithashtu nga prania e çifteve të vetme të elektroneve dhe orbitaleve të elektroneve të lira. Një masë sasiore e valencës është numri i lidhjeve kimike përmes të cilave një atom i caktuar lidhet me atome të tjera.

Valenca maksimale e elementeve, si rregull, nuk mund të kalojë numrin e grupit në të cilin ndodhen. Përjashtim bëjnë elementet e nëngrupit dytësor të grupit të parë Cu, Ag, Au, valenca e të cilëve në përbërje është më e madhe se një. Elektronet e valencës përfshijnë kryesisht elektronet e shtresave të jashtme, megjithatë, për elementët e nëngrupeve anësore, elektronet e shtresave të parafundit (para të jashtme) gjithashtu marrin pjesë në formimin e një lidhjeje kimike.

5.1.6. Valenca e elementeve në gjendje normale dhe të ngacmuara

Valenca e shumicës së elementeve kimike varet nëse këta elementë janë në gjendje normale apo të ngacmuar. Konfigurimi elektronik i atomit Li: 1s 2 2s 1. Atomi i litiumit në nivelin e jashtëm ka një elektron të paçiftuar, d.m.th. litiumi është njëvalent. Kërkohet një shpenzim shumë i madh energjie lidhur me kalimin e elektronit 1s në orbitalin 2p për të marrë litiumin trevalent. Ky shpenzim i energjisë është aq i madh sa nuk kompensohet nga energjia e çliruar gjatë formimit të lidhjeve kimike. Në këtë drejtim, nuk ka komponime litium trivalente.

Konfigurimi i shtresës së jashtme elektronike të elementeve të nëngrupit të beriliumit ns 2. Kjo do të thotë se në shtresën e jashtme elektronike të këtyre elementeve në orbitalin e qelizës ns ka dy elektrone me rrotullime të kundërta. Elementet e nëngrupit të beriliumit nuk përmbajnë elektrone të paçiftëzuara, kështu që valenca e tyre në gjendje normale është zero. Në gjendjen e ngacmuar, konfigurimi elektronik i elementeve të nëngrupit të beriliumit është ns 1 nр 1, d.m.th. elementet formojnë komponime në të cilat janë dyvalente.

Mundësitë e valencës së atomit të borit

Le të shqyrtojmë konfigurimin elektronik të atomit të borit në gjendjen bazë: 1s 2 2s 2 2p 1. Atomi i borit në gjendjen bazë përmban një elektron të paçiftuar (Fig. 5.5), d.m.th. është njëvalente. Megjithatë, bori nuk karakterizohet nga formimi i komponimeve në të cilat është njëvalent. Kur një atom bori ngacmohet, ndodh një kalim i një elektroni 2s në një orbitale 2p (Fig. 5.5). Një atom bori në gjendje të ngacmuar ka 3 elektrone të paçiftëzuara dhe mund të formojë komponime në të cilat valenca e tij është tre.

Oriz. 5.5. Gjendjet e valencës së atomit të borit në gjendje normale dhe të ngacmuara

Energjia e shpenzuar për kalimin e një atomi në një gjendje të ngacmuar brenda një niveli energjetik, si rregull, kompensohet më shumë nga energjia e lëshuar gjatë formimit të lidhjeve shtesë.

Për shkak të pranisë së një orbitale të lirë 2p në atomin e borit, bor në komponime mund të formojë një lidhje të katërt kovalente, duke vepruar si një pranues i çiftit elektronik. Figura 5.6 tregon se si molekula BF ndërvepron me jonin F, duke rezultuar në formimin e jonit -, në të cilin bori formon katër lidhje kovalente.

Oriz. 5.6. Mekanizmi dhurues-pranues për formimin e lidhjes së katërt kovalente në atomin e borit

Mundësitë e valencës së atomit të azotit

Le të shqyrtojmë strukturën elektronike të atomit të azotit (Fig. 5.7).

Oriz. 5.7. Shpërndarja e elektroneve në orbitalet e atomit të azotit

Nga diagrami i paraqitur është e qartë se azoti ka tre elektrone të paçiftëzuara, mund të formojë tre lidhje kimike dhe valenca e tij është tre. Kalimi i një atomi të azotit në një gjendje të ngacmuar është i pamundur, pasi niveli i dytë i energjisë nuk përmban d-orbitale. Në të njëjtën kohë, atomi i azotit mund të sigurojë një çift elektronik të vetëm të elektroneve të jashtme 2s 2 për një atom që ka një orbital të lirë (pranues). Si rezultat, ndodh një lidhje e katërt kimike e atomit të azotit, siç ndodh, për shembull, në jonin e amonit (Fig. 5.2). Kështu, kovalenca maksimale (numri i lidhjeve kovalente të formuara) të një atomi të azotit është katër. Në përbërjet e tij, azoti, ndryshe nga elementët e tjerë të grupit të pestë, nuk mund të jetë pesëvalent.

Mundësitë e valencës së atomeve të fosforit, squfurit dhe halogjenit

Ndryshe nga atomet e azotit, oksigjenit dhe fluorit, atomet e fosforit, squfurit dhe klorit të vendosura në periudhën e tretë kanë qeliza të lira 3d në të cilat mund të transferohen elektronet. Kur një atom fosfori ngacmohet (Fig. 5.8), ai ka 5 elektrone të paçiftëzuara në shtresën e jashtme elektronike. Si rezultat, në komponimet atomi i fosforit mund të jetë jo vetëm tre-, por edhe pesëvalent.

Oriz. 5.8. Shpërndarja e elektroneve të valencës në orbitale për një atom fosfori në një gjendje të ngacmuar

Në gjendjen e ngacmuar, squfuri, përveç një valence prej dy, shfaq edhe një valencë prej katër dhe gjashtë. Në këtë rast, elektronet 3p dhe 3s çiftohen në mënyrë sekuenciale (Fig. 5.9).

Oriz. 5.9. Mundësitë e valencës së një atomi squfuri në gjendje të ngacmuar

Në gjendjen e ngacmuar, për të gjithë elementët e nëngrupit kryesor të grupit V, përveç fluorit, është i mundur çiftëzimi sekuencial i çifteve të elektroneve në fillim p- dhe më pas s. Si rezultat, këta elementë bëhen tre-, penta- dhe shtatëvalent (Fig. 5.10).

Oriz. 5.10. Mundësitë e valencës së atomeve të klorit, bromit dhe jodit në gjendje të ngacmuar

5.1.7. Gjatësia, energjia dhe drejtimi i një lidhje kovalente

Lidhjet kovalente zakonisht formohen midis atomeve jometale. Karakteristikat kryesore të një lidhje kovalente janë gjatësia, energjia dhe drejtimi.

Gjatësia e lidhjes kovalente

Gjatësia e një lidhjeje është distanca midis bërthamave të atomeve që formojnë këtë lidhje. Përcaktohet në mënyrë eksperimentale me metoda fizike. Gjatësia e lidhjes mund të vlerësohet duke përdorur rregullin e aditivitetit, sipas të cilit gjatësia e lidhjes në molekulën AB është afërsisht e barabartë me gjysmën e shumës së gjatësive të lidhjes në molekulat A 2 dhe B 2:

.

Nga lart poshtë përgjatë nëngrupeve të sistemit periodik të elementeve, gjatësia e lidhjes kimike rritet, pasi rrezet e atomeve rriten në këtë drejtim (Tabela 5.1). Ndërsa shumëzimi i lidhjes rritet, gjatësia e saj zvogëlohet.

Tabela 5.1.

Gjatësia e disa lidhjeve kimike

Energjia e komunikimit

Një masë e forcës së lidhjes është energjia e lidhjes. Energjia e komunikimit përcaktohet nga energjia e nevojshme për të thyer një lidhje dhe për të hequr atomet që formojnë atë lidhje në një distancë pafundësisht të madhe nga njëri-tjetri. Lidhja kovalente është shumë e fortë. Energjia e tij varion nga disa dhjetëra në disa qindra kJ/mol. Për një molekulë IСl 3, për shembull, Ebond është ≈40, dhe për molekulat N 2 dhe CO Ebond është ≈1000 kJ/mol.

Nga lart poshtë përgjatë nëngrupeve të sistemit periodik të elementeve, energjia e një lidhjeje kimike zvogëlohet, pasi gjatësia e lidhjes rritet në këtë drejtim (Tabela 5.1). Ndërsa shumëzimi i lidhjes rritet, energjia e saj rritet (Tabela 5.2).

Tabela 5.2.

Energjitë e disa lidhjeve kimike

Ngopja dhe drejtimi i lidhjeve kovalente

Karakteristikat më të rëndësishme të një lidhjeje kovalente janë ngopja dhe drejtimi i saj. Ngopshmëria mund të përkufizohet si aftësia e atomeve për të formuar një numër të kufizuar lidhjesh kovalente. Kështu, një atom karboni mund të formojë vetëm katër lidhje kovalente, dhe një atom oksigjeni mund të formojë dy. Numri maksimal i lidhjeve kovalente të zakonshme që mund të formojë një atom (duke përjashtuar lidhjet e formuara nga mekanizmi dhurues-pranues) është i barabartë me numrin e elektroneve të paçiftëzuara.

Lidhjet kovalente kanë një orientim hapësinor, pasi mbivendosja e orbitaleve gjatë formimit të një lidhjeje të vetme ndodh përgjatë vijës që lidh bërthamat atomike. Rregullimi hapësinor i orbitaleve elektronike të një molekule përcakton gjeometrinë e saj. Këndet ndërmjet lidhjeve kimike quhen kënde lidhjeje.

Ngopja dhe drejtimi i një lidhje kovalente e dallon këtë lidhje nga një lidhje jonike, e cila, ndryshe nga një lidhje kovalente, është e pangopur dhe jo-drejtuese.

Struktura hapësinore e molekulave H 2 O dhe NH 3

Le të shqyrtojmë drejtimin e një lidhje kovalente duke përdorur shembullin e molekulave H 2 O dhe NH 3.

Molekula H 2 O formohet nga një atom oksigjeni dhe dy atome hidrogjeni. Atomi i oksigjenit ka dy elektrone p të paçiftuara, të cilat zënë dy orbitale të vendosura në kënde të drejta me njëra-tjetrën. Atomet e hidrogjenit kanë elektrone 1s të paçiftuar. Këndi ndërmjet lidhjeve të formuara nga p-elektronet duhet të jetë afër këndit midis orbitaleve të p-elektroneve. Sidoqoftë, eksperimentalisht u zbulua se këndi midis lidhjeve O-H në një molekulë uji është 104.50. Rritja e këndit në krahasim me këndin 90 o mund të shpjegohet me forcat refuzuese që veprojnë ndërmjet atomeve të hidrogjenit, Fig. 5.11. Kështu, molekula H 2 O ka një formë këndore.

Në formimin e molekulës NH 3 marrin pjesë tre p-elektrone të paçiftuara të atomit të azotit, orbitalet e të cilëve ndodhen në tre drejtime reciproke pingule. Prandaj, tre lidhjet N–H duhet të vendosen në kënde me njëra-tjetrën afër 90° (Fig. 5.11). Vlera eksperimentale e këndit ndërmjet lidhjeve në molekulën NH 3 është 107,3°. Dallimi midis këndeve midis lidhjeve dhe vlerave teorike, si në rastin e molekulës së ujit, është për shkak të zmbrapsjes së ndërsjellë të atomeve të hidrogjenit. Përveç kësaj, skemat e paraqitura nuk marrin parasysh mundësinë e pjesëmarrjes së dy elektroneve në orbitalet 2s në formimin e lidhjeve kimike.

Oriz. 5.11. Mbivendosja e orbitaleve elektronike gjatë formimit të lidhjeve kimike në molekulat H 2 O (a) dhe NH 3 (b)

Le të shqyrtojmë formimin e molekulës BeC1 2. Një atom beriliumi në gjendje të ngacmuar ka dy elektrone të paçiftuar: 2s dhe 2p. Mund të supozohet se atomi i beriliumit duhet të formojë dy lidhje: një lidhje e formuar nga s-elektroni dhe një lidhje e formuar nga p-elektroni. Këto lidhje duhet të kenë energji të ndryshme dhe gjatësi të ndryshme. Molekula BeCl 2 në këtë rast nuk duhet të jetë lineare, por këndore. Sidoqoftë, përvoja tregon se molekula BeCl 2 ka një strukturë lineare dhe të dy lidhjet kimike në të janë ekuivalente. Një situatë e ngjashme vërehet kur merret parasysh struktura e molekulave BCl 3 dhe CCl 4 - të gjitha lidhjet në këto molekula janë ekuivalente. Molekula BC1 3 ka një strukturë të sheshtë, CC1 4 ka një strukturë tetraedrale.

Për të shpjeguar strukturën e molekulave të tilla si BeCl 2, BCl 3 dhe CCl 4, Pauling dhe Slater(SHBA) prezantoi konceptin e hibridizimit të orbitaleve atomike. Ata propozuan zëvendësimin e disa orbitaleve atomike, të cilat nuk ndryshojnë shumë në energjinë e tyre, me të njëjtin numër orbitalesh ekuivalente, të quajtura ato hibride. Këto orbitale hibride përbëhen nga orbitale atomike si rezultat i kombinimit të tyre linear.

Sipas L. Pauling, kur lidhjet kimike formohen nga një atom që ka elektrone të llojeve të ndryshme në një shtresë dhe, për rrjedhojë, jo shumë të ndryshme në energjinë e tyre (për shembull, s dhe p), është e mundur të ndryshohet konfigurimi i orbitaleve. të llojeve të ndryshme, në të cilat ndodh përafrimi i tyre në formë dhe energji. Si rezultat, formohen orbitale hibride që kanë një formë asimetrike dhe janë shumë të zgjatura në njërën anë të bërthamës. Është e rëndësishme të theksohet se modeli i hibridizimit përdoret kur elektronet e llojeve të ndryshme, për shembull s dhe p, përfshihen në formimin e lidhjeve.

5.1.8.2. Llojet e ndryshme hibridizimi i orbitës atomike

hibridizimi sp

Hibridizimi i njërës s- dhe një r- orbitalet ( sp- hibridizimi) realizohet psh gjatë formimit të klorurit të beriliumit. Siç tregohet më sipër, në një gjendje të ngacmuar, një atom Be ka dy elektrone të paçiftëzuara, njëra prej të cilave zë orbitalën 2s dhe tjetra zë orbitalën 2p. Kur krijohet një lidhje kimike, këto dy orbitale të ndryshme shndërrohen në dy orbitale identike hibride, të drejtuara në një kënd prej 180° me njëra-tjetrën (Fig. 5.12). Rregullimi linear i dy orbitaleve hibride korrespondon me zmbrapsjen minimale të tyre nga njëra-tjetra. Si rezultat, molekula BeCl 2 ka një strukturë lineare - të tre atomet janë të vendosur në të njëjtën linjë.

Oriz. 5.12. Diagrami i mbivendosjes së orbitës së elektroneve gjatë formimit të një molekule BeCl 2

Struktura e molekulës së acetilenit; lidhjet sigma dhe pi

Le të shqyrtojmë një diagram të mbivendosjes së orbitaleve elektronike gjatë formimit të një molekule acetilen. Në një molekulë acetilen, çdo atom karboni është në një gjendje sp-hibride. Dy orbitale sp-hibride janë të vendosura në një kënd prej 1800 me njëra-tjetrën; ato formojnë një lidhje σ ndërmjet atomeve të karbonit dhe dy lidhje σ me atomet e hidrogjenit (Fig. 5.13).

Oriz. 5.13. Skema e formimit të lidhjeve s në një molekulë acetilen

Një lidhje σ është një lidhje e formuar si rezultat i mbivendosjes së orbitaleve të elektroneve përgjatë një linje që lidh bërthamat e atomeve.

Çdo atom karboni në molekulën e acetilenit përmban edhe dy p-elektrone të tjera, të cilat nuk marrin pjesë në formimin e lidhjeve σ. Retë elektronike të këtyre elektroneve janë të vendosura në plane reciproke pingul dhe, duke mbivendosur njëra-tjetrën, formojnë dy lidhje të tjera π midis atomeve të karbonit për shkak të mbivendosjes anësore të johibrideve. r–retë (Fig. 5.14).

Një lidhje π është një lidhje kimike kovalente e formuar si rezultat i një rritje të densitetit të elektroneve në të dyja anët e linjës që lidh bërthamat e atomeve.

Oriz. 5.14. Skema e formimit të lidhjeve σ - dhe π - në molekulën e acetilenit.

Kështu, në molekulën e acetilenit, midis atomeve të karbonit formohet një lidhje e trefishtë, e cila përbëhet nga një lidhje σ - dhe dy lidhje π -; σ -lidhjet janë më të forta se lidhjet π.

hibridizimi sp2

Struktura e molekulës BCl 3 mund të shpjegohet në terma të sp 2- hibridizimi. Një atom bori në gjendje të ngacmuar në shtresën e jashtme elektronike përmban një s-elektron dhe dy p-elektrone, d.m.th. tre elektrone të paçiftuara. Këto tre re elektronike mund të shndërrohen në tre orbitale hibride ekuivalente. Zmbrapsja minimale e tre orbitaleve hibride nga njëra-tjetra korrespondon me vendndodhjen e tyre në të njëjtin rrafsh në një kënd prej 120 o me njëra-tjetrën (Fig. 5.15). Kështu, molekula BCl 3 ka një formë të sheshtë.

Oriz. 5.15. Struktura e sheshtë e molekulës BCl 3

sp 3 - hibridizimi

Orbitalet e valencës së atomit të karbonit (s, р x, р y, р z) mund të shndërrohen në katër orbitale hibride ekuivalente, të cilat ndodhen në hapësirë ​​në një kënd prej 109,5 o me njëra-tjetrën dhe të drejtuara në kulmet e tetraedrit. , në qendër të së cilës ndodhet bërthama e atomit të karbonit (Fig. 5.16).

Oriz. 5.16. Struktura katërkëndore e molekulës së metanit

5.1.8.3. Hibridizimi që përfshin çifte të vetme elektronesh

Modeli i hibridizimit mund të përdoret për të shpjeguar strukturën e molekulave që, përveç atyre lidhëse, përmbajnë edhe çifte të vetme elektronesh. Në molekulat e ujit dhe amoniakut, numri i përgjithshëm i çifteve elektronike të atomit qendror (O dhe N) është katër. Në të njëjtën kohë, një molekulë uji ka dy, dhe një molekulë amoniaku ka një palë të vetme elektronesh. Formimi i lidhjeve kimike në këto molekula mund të shpjegohet duke supozuar se çifte të vetme elektronesh mund të mbushin gjithashtu orbitalet hibride. Çiftet e vetme të elektroneve zënë shumë më tepër hapësirë ​​në hapësirë ​​sesa ato lidhëse. Si pasojë e zmbrapsjes që ndodh ndërmjet çifteve të elektroneve të vetme dhe atyre të lidhjes, ulen këndet e lidhjes në molekulat e ujit dhe të amoniakut, të cilat rezultojnë të jenë më pak se 109,5 o.

Oriz. 5.17. sp 3 - hibridizimi që përfshin çifte të vetme elektronike në molekulat H 2 O (A) dhe NH 3 (B)

5.1.8.4. Përcaktimi i llojit të hibridizimit dhe përcaktimi i strukturës së molekulave

Për të përcaktuar llojin e hibridizimit dhe, rrjedhimisht, strukturën e molekulave, duhet të përdoren rregullat e mëposhtme.

1. Lloji i hibridizimit të atomit qendror, i cili nuk përmban çifte të vetme elektronike, përcaktohet nga numri i lidhjeve sigma. Nëse ka dy lidhje të tilla, ndodh sp-hibridizimi, tre - sp 2 -hibridizimi, katër - sp 3 -hibridizimi. Çiftet e vetme të elektroneve (në mungesë të lidhjeve të formuara nga mekanizmi dhurues-pranues) mungojnë në molekulat e formuara nga atomet e beriliumit, borit, karbonit, silikonit, d.m.th. në elementë të nëngrupeve kryesore II - IV grupe.

2. Nëse atomi qendror përmban çifte të vetme elektronike, atëherë numri i orbitaleve hibride dhe lloji i hibridizimit përcaktohen nga shuma e numrit të lidhjeve sigma dhe numri i çifteve të vetme të elektroneve. Hibridizimi që përfshin çifte të vetme elektronesh ndodh në molekulat e formuara nga atomet e azotit, fosforit, oksigjenit, squfurit, d.m.th. elementet e nëngrupeve kryesore të grupeve V dhe VI.

3. Forma gjeometrike e molekulave përcaktohet nga lloji i hibridizimit të atomit qendror (Tabela 5.3).

Tabela 5.3.

Këndet e lidhjes, forma gjeometrike e molekulave në varësi të numrit të orbitaleve hibride dhe llojit të hibridizimit të atomit qendror

5.2. Lidhja jonike

Lidhja jonike ndodh përmes tërheqjes elektrostatike midis joneve të ngarkuar në mënyrë të kundërt. Këto jone formohen si rezultat i transferimit të elektroneve nga një atom në tjetrin. Një lidhje jonike formohet midis atomeve që kanë dallime të mëdha në elektronegativitet (zakonisht më i madh se 1.7 në shkallën Pauling), për shembull, midis atomeve të metaleve alkali dhe halogjenit.

Le të shqyrtojmë shfaqjen e lidhjeve jonike duke përdorur shembullin e formimit të NaCl. Nga formulat elektronike të atomeve Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 dhe Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 është e qartë se për të përfunduar nivelin e jashtëm, është më e lehtë për atomin e natriumit të heqë dorë nga një elektron. se sa të shtosh shtatë, dhe është më e lehtë për atomin e klorit të shtojë një, sesa të japë shtatë. NË reaksionet kimike Atomi i natriumit heq dorë nga një elektron, dhe atomi i klorit e pranon atë. Si rezultat, predhat elektronike të atomeve të natriumit dhe klorit shndërrohen në predha elektronike të qëndrueshme të gazeve fisnike (konfigurimi elektronik i kationit të natriumit është Na + 1s 2 2s 2 2p 6, dhe konfigurimi elektronik i anionit të klorit Cl - - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Ndërveprimi elektrostatik i joneve çon në formimin e një molekule NaCl.

Karakteristikat themelore të lidhjeve jonike dhe vetitë e përbërjeve jonike

1. Një lidhje jonike është një lidhje e fortë kimike. Energjia e kësaj lidhjeje është e rendit 300 – 700 kJ/mol.

2. Ndryshe nga një lidhje kovalente, lidhje jonikeështë jodrejtues, pasi një jon mund të tërheqë jone të shenjës së kundërt drejt vetes në çdo drejtim.

3. Ndryshe nga një lidhje kovalente, një lidhje jonike është të pangopura, meqenëse bashkëveprimi i joneve me shenjë të kundërt nuk çon në kompensimin e plotë të ndërsjellë të fushave të tyre të forcës.

4. Gjatë formimit të molekulave me një lidhje jonike, transferimi i plotë i elektroneve nuk ndodh, prandaj, lidhjet jonike qind për qind nuk ekzistojnë në natyrë. Në molekulën NaCl, lidhja kimike është vetëm 80% jonike.

5. Komponimet me lidhje jonike janë të ngurta substanca kristalore, me pika të larta shkrirjeje dhe vlimi.

6. Shumica e përbërjeve jonike janë të tretshme në ujë. Tretësirat dhe shkrirjet e përbërjeve jonike përçojnë rrymë elektrike.

5.3. Lidhje metalike

Atomet e metaleve në nivelin e jashtëm të energjisë përmbajnë një numër të vogël elektronesh valente. Meqenëse energjia e jonizimit të atomeve metalike është e ulët, elektronet e valencës mbahen dobët në këto atome. Si rezultat, jonet e ngarkuara pozitivisht dhe elektronet e lira shfaqen në rrjetën kristalore të metaleve. Në këtë rast, kationet metalike janë të vendosura në nyjet e rrjetës së tyre kristalore, dhe elektronet lëvizin lirshëm në fushën e qendrave pozitive duke formuar të ashtuquajturin "gaz elektronik". Prania e një elektroni të ngarkuar negativisht midis dy kationeve bën që secili kation të ndërveprojë me këtë elektron. Kështu, lidhja metalike është lidhja midis joneve pozitive në kristalet metalike, e cila ndodh përmes tërheqjes së elektroneve që lëvizin lirshëm në të gjithë kristalin.

Meqenëse elektronet e valencës në një metal shpërndahen në mënyrë të barabartë në të gjithë kristalin, një lidhje metalike, si një lidhje jonike, është një lidhje jo-drejtuese. Ndryshe nga një lidhje kovalente, një lidhje metalike është një lidhje e pangopur. Nga lidhja kovalente lidhje metalike Ai gjithashtu ndryshon në forcë. Energjia e një lidhjeje metalike është afërsisht tre deri në katër herë më e vogël se energjia e një lidhjeje kovalente.

Për shkak të lëvizshmërisë së lartë të gazit elektronik, metalet karakterizohen nga përçueshmëri e lartë elektrike dhe termike.

5.4. Lidhja hidrogjenore

Në molekulat e komponimeve HF, H 2 O, NH 3, ekzistojnë lidhje hidrogjenore me një element fort elektronegativ (H–F, H–O, H–N). Ndërmjet molekulave të komponimeve të tilla mund të formohen lidhjet ndërmolekulare të hidrogjenit. Në disa molekula organike që përmbajnë lidhje H–O, H–N, lidhjet hidrogjenore intramolekulare.

Mekanizmi i formimit të lidhjes hidrogjenore është pjesërisht elektrostatik, pjesërisht dhurues-pranues në natyrë. Në këtë rast, dhuruesi i çiftit elektronik është një atom i një elementi fort elektronegativ (F, O, N), dhe pranuesi janë atomet e hidrogjenit të lidhur me këto atome. Ashtu si lidhjet kovalente, lidhjet hidrogjenore karakterizohen nga fokusi në hapësirë ​​dhe ngopshmëria.

Lidhjet hidrogjenore zakonisht shënohen me pika: H ··· F. Sa më e fortë të jetë lidhja hidrogjenore, aq më i madh është elektronegativiteti i atomit partner dhe aq më i vogël është madhësia e tij. Është karakteristike kryesisht për komponimet e fluorit, si dhe oksigjenin, në një masë më të vogël azotit, dhe në një masë edhe më të vogël klorit dhe squfurit. Edhe energjia e lidhjes hidrogjenore ndryshon në përputhje me rrethanat (Tabela 5.4).

Tabela 5.4.

Vlerat mesatare të energjive të lidhjeve hidrogjenore

Lidhja hidrogjenore ndërmolekulare dhe intramolekulare

Falë lidhjeve të hidrogjenit, molekulat kombinohen në dimerë dhe në lidhje më komplekse. Për shembull, formimi i një dimeri të acidit formik mund të përfaqësohet nga diagrami i mëposhtëm (Fig. 5.18).

Oriz. 5.18. Formimi i lidhjeve ndërmolekulare të hidrogjenit në acidin formik

Zinxhirët e gjatë të (H 2 O) n shoqëruese mund të shfaqen në ujë (Fig. 5.19).

Oriz. 5.19. Formimi i një zinxhiri shoqëruesish në ujë të lëngshëm për shkak të lidhjeve ndërmolekulare të hidrogjenit

Çdo molekulë H2O mund të formojë katër lidhje hidrogjeni, por një molekulë HF mund të formojë vetëm dy.

Lidhjet e hidrogjenit mund të ndodhin si midis molekulave të ndryshme (lidhja ndërmolekulare hidrogjenore) dhe brenda një molekule (lidhja hidrogjenore intramolekulare). Shembuj të formimit të lidhjeve intramolekulare për disa substanca organike janë paraqitur në Fig. 5.20.

Oriz. 5.20. Formimi i lidhjeve hidrogjenore intramolekulare në molekulat e përbërjeve të ndryshme organike

Ndikimi i lidhjes hidrogjenore në vetitë e substancave

Treguesi më i përshtatshëm i ekzistencës së lidhjeve ndërmolekulare të hidrogjenit është pika e vlimit të një substance. Pika më e lartë e vlimit të ujit (100 o C në krahasim me përbërjet e hidrogjenit të elementeve të nëngrupit të oksigjenit (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) shpjegohet me praninë e lidhjeve hidrogjenore: duhet shpenzuar energji shtesë për të shkatërruar ndërmolekulare. lidhjet hidrogjenore në ujë.

Lidhja e hidrogjenit mund të ndikojë ndjeshëm në strukturën dhe vetitë e substancave. Ekzistenca e lidhjeve ndërmolekulare të hidrogjenit rrit pikat e shkrirjes dhe vlimit të substancave. Prania e lidhjes hidrogjenore intramolekulare bën që molekula e acidit deoksiribonukleik (ADN) të paloset në një spirale të dyfishtë në ujë.

Lidhja e hidrogjenit gjithashtu luan një rol të rëndësishëm në proceset e tretjes, pasi tretshmëria varet gjithashtu nga aftësia e një përbërjeje për të formuar lidhje hidrogjeni me tretësin. Si rezultat, substancat që përmbajnë grupe OH si sheqeri, glukoza, alkoolet dhe acidet karboksilike, si rregull, janë shumë të tretshme në ujë.

5.5. Llojet e rrjetave kristalore

Lëndët e ngurta zakonisht kanë një strukturë kristalore. Grimcat që përbëjnë kristalet (atomet, jonet ose molekula) ndodhen në pika të përcaktuara rreptësisht në hapësirë, duke formuar një rrjetë kristalore. Rrjeta kristalore përbëhet nga qeliza elementare që ruajnë tiparet strukturore karakteristike të një rrjete të caktuar. Pikat në të cilat ndodhen grimcat quhen nyjet e rrjetës kristalore. Në varësi të llojit të grimcave të vendosura në vendet e grilave dhe nga natyra e lidhjes ndërmjet tyre, dallohen 4 lloje të rrjetave kristalore.

5.5.1. Rrjetë kristalore atomike

Në nyjet e rrjetave kristalore atomike ka atome të lidhura me njëri-tjetrin me lidhje kovalente. Substancat që kanë një grilë atomike përfshijnë diamantin, silicin, karbidet, silicide, etj. Në strukturën e një kristali atomik është e pamundur të izolohen molekulat individuale, i gjithë kristali konsiderohet si një molekulë gjigante. Struktura e diamantit është paraqitur në Fig. 5.21. Diamanti përbëhet nga atome karboni, secila prej të cilave është e lidhur me katër atome fqinje. Për shkak të faktit se lidhjet kovalente janë të forta, të gjitha substancat me rrjeta atomike janë zjarrduruese, të forta dhe të ulëta të avullueshme. Janë pak të tretshëm në ujë.

Oriz. 5.21. Grilë kristal diamanti

5.5.2. Rrjetë kristalore molekulare

Në nyjet e rrjetave kristalore molekulare ka molekula të lidhura me njëra-tjetrën me forca të dobëta ndërmolekulare. Prandaj, substancat me një grilë molekulare kanë fortësi të ulët, ato janë të shkrishme, të karakterizuara nga paqëndrueshmëri të konsiderueshme, janë pak të tretshme në ujë dhe zgjidhjet e tyre, si rregull, nuk përçojnë rrymë elektrike. Njihen shumë substanca me një rrjetë kristalore molekulare. Këto janë hidrogjeni i ngurtë, klori, monoksidi i karbonit (IV) dhe substanca të tjera që, kur temperaturë normale janë në gjendje të gaztë. Shumica e komponimeve organike kristalore kanë një rrjetë molekulare.

5.5.3. Rrjetë jonike kristalore

Grilat kristalore që përmbajnë jone në nyjet e tyre quhen jonike. Ato formohen nga substanca me lidhje jonike, për shembull, halidet e metaleve alkali. Në kristalet jonike, molekulat individuale nuk mund të dallohen i gjithë kristali mund të konsiderohet si një makromolekulë. Lidhjet midis joneve janë të forta, prandaj substancat me një rrjetë jonike kanë paqëndrueshmëri të ulët, temperaturat e larta shkrirja dhe zierja. Rrjeta kristalore e klorurit të natriumit është paraqitur në Fig. 5.22.

Oriz. 5.22. Rrjetë kristalore e klorurit të natriumit

Në këtë figurë, topat e lehta janë jonet Na +, topat e errët janë jonet Cl-. Në të majtë në Fig. Figura 5.22 tregon qelizën njësi të NaCI.

5.5.4. Rrjetë kristalore metalike

Metalet në gjendje të ngurtë formojnë rrjeta kristalore metalike. Vendet e grilave të tilla përmbajnë jone metalike pozitive, dhe elektronet e valencës lëvizin lirshëm ndërmjet tyre. Elektronet tërheqin elektrostatikisht katione, duke i dhënë kështu qëndrueshmëri rrjetës metalike. Kjo strukturë grilë përcakton përçueshmërinë e lartë termike, përçueshmërinë elektrike dhe plasticitetin e metaleve - gjatë deformimit mekanik nuk ka thyerje të lidhjeve dhe shkatërrim të kristalit, pasi jonet që e përbëjnë atë duket se notojnë në një re të gazit elektronik. Në Fig. Figura 5.23 tregon rrjetën kristalore të natriumit.

Oriz. 5.23. Grilë kristal natriumi

Siç është përmendur tashmë, një çift elektronik i zakonshëm që kryen një lidhje kovalente mund të formohet për shkak të elektroneve të paçiftuara të pranishme në atomet e pangacmuar ndërveprues. Kjo ndodh, për shembull, gjatë formimit të molekulave si p.sh. Këtu, çdo atom ka një elektron të paçiftuar; Kur dy atome të tilla ndërveprojnë, krijohet një çift elektronik i përbashkët - ndodh një lidhje kovalente.

Një atom azoti i pangacmuar ka tre elektrone të paçiftëzuara:

Rrjedhimisht, për shkak të elektroneve të paçiftuara, atomi i azotit mund të marrë pjesë në formimin e tre lidhjeve kovalente. Kjo ndodh, për shembull, në molekula ose në të cilat kovalenca e azotit është 3.

Megjithatë, numri i lidhjeve kovalente mund të jetë më i madh se numri i elektroneve të avulluara të disponueshme për një atom të pangacmuar. Kështu, në gjendje normale, shtresa e jashtme elektronike e atomit të karbonit ka një strukturë që përshkruhet nga diagrami:

Për shkak të elektroneve të disponueshme të paçiftuara, një atom karboni mund të formojë dy lidhje kovalente. Ndërkaq, karboni karakterizohet nga komponime në të cilat secili nga atomet e tij është i lidhur me atomet fqinje me katër lidhje kovalente (për shembull, etj.). Kjo rezulton të jetë e mundur për shkak të faktit se me shpenzimin e një pjese të energjisë, një nga elektronet e pranishme në atom mund të transferohet në një nënnivel, si rezultat, atomi kalon në një gjendje të ngacmuar dhe numri i të paçiftuarve elektronet rriten. Një proces i tillë ngacmimi, i shoqëruar nga "çiftimi" i elektroneve, mund të përfaqësohet nga diagrami i mëposhtëm, në të cilin gjendja e ngacmuar shënohet me një yll pranë simbolit të elementit:

Tani ka katër elektrone të paçiftëzuara në shtresën e jashtme elektronike të atomit të karbonit; prandaj, atomi i karbonit i ngacmuar mund të marrë pjesë në formimin e katër lidhjeve kovalente. Në këtë rast, rritja e numrit të lidhjeve kovalente të krijuara shoqërohet me lëshimin e më shumë energjisë sesa shpenzohet për transferimin e atomit në një gjendje të ngacmuar.

Nëse ngacmimi i një atomi, që çon në një rritje të numrit të elektroneve të paçiftuara, shoqërohet me kosto shumë të mëdha të energjisë, atëherë këto kosto nuk kompensohen nga energjia e formimit. lidhjet e reja; atëherë një proces i tillë në tërësi rezulton të jetë energjikisht i pafavorshëm. Kështu, atomet e oksigjenit dhe fluorit nuk kanë orbitale të lira në shtresën e jashtme të elektroneve:

Këtu, një rritje në numrin e elektroneve të paçiftuara është e mundur vetëm duke transferuar një nga elektronet në nivelin tjetër të energjisë, d.m.th., në gjendje. Megjithatë, një tranzicion i tillë shoqërohet me një shpenzim shumë të madh energjie, i cili nuk mbulohet nga energjia e çliruar kur lindin lidhje të reja. Prandaj, për shkak të elektroneve të paçiftuara, një atom oksigjeni mund të formojë jo më shumë se dy lidhje kovalente, dhe një atom fluor mund të formojë vetëm një. Në të vërtetë, këta elementë karakterizohen nga një kovalencë konstante e barabartë me dy për oksigjenin dhe një për fluorin.

Atomet e elementeve të periudhës së tretë dhe pasuese kanë një -nënnivel në shtresën e jashtme elektronike, në të cilën elektronet s- dhe p të shtresës së jashtme mund të lëvizin gjatë ngacmimit. Prandaj, këtu lindin mundësi shtesë për të rritur numrin e elektroneve të paçiftuara. Kështu, një atom klori, i cili në një gjendje të pangacmuar ka një elektron të paçiftuar,

mund të transferohet, me shpenzimin e një pjese të energjisë, në gjendje të ngacmuara të karakterizuara nga tre, pesë ose shtatë elektrone të paçiftuara;

Prandaj, ndryshe nga atomi i fluorit, atomi i klorit mund të marrë pjesë në formimin jo vetëm të një, por edhe të tre, pesë ose shtatë lidhjeve kovalente. Kështu, në acidin klorik kovalenca e klorit është tre, në acidin perklorik është pesë, dhe në acidin perklorik është shtatë. Në mënyrë të ngjashme, një atom squfuri, i cili gjithashtu ka një nënnivel të papushtuar, mund të shkojë në gjendje të ngacmuar me katër ose gjashtë elektrone të paçiftuara dhe, për rrjedhojë, të marrë pjesë në formimin e jo vetëm dy, si oksigjeni, por edhe katër ose gjashtë lidhje kovalente. Kjo mund të shpjegojë ekzistencën e komponimeve në të cilat squfuri shfaq një kovalencë prej katër ose gjashtë.

Në shumë raste, lidhjet kovalente lindin edhe për shkak të elektroneve të çiftëzuara të pranishme në fushën e jashtme elektronike të atomit. Konsideroni, për shembull, strukturën elektronike të molekulës së amoniakut:

Këtu, pikat tregojnë elektronet që fillimisht i përkisnin atomit të azotit, dhe kryqet tregojnë ato që fillimisht i përkisnin atomeve të hidrogjenit. Nga tetë elektronet e jashtme të atomit të azotit, gjashtë formojnë tre lidhje kovalente dhe janë të zakonshme për atomin e azotit dhe atomet e hidrogjenit. Por dy elektrone i përkasin vetëm azotit dhe formojnë një çift elektronik të vetëm. Një çift i tillë elektronesh mund të marrë pjesë edhe në formimin e një lidhjeje kovalente me një atom tjetër nëse ka një orbitale të lirë në shtresën e jashtme elektronike të këtij atomi. Një orbitale e paplotësuar gjendet, për shembull, në jo-hidrogjenin, i cili përgjithësisht nuk ka elektrone:

Prandaj, kur një molekulë ndërvepron me një jon hidrogjeni, midis tyre ndodh një lidhje kovalente; çifti i vetëm i elektroneve në atomin e azotit ndahet midis dy atomeve, duke rezultuar në formimin e një jon amoniumi:

Këtu, një lidhje kovalente u ngrit për shkak të një çifti elektronesh (çifti elektronik) dhe një orbitale të lirë të një atomi tjetër (pranuesi i çiftit elektronik) që fillimisht i përkiste një atomi (dhuruesi i çiftit elektronik).

Kjo metodë e formimit të një lidhje kovalente quhet donator-akceptor. Në shembullin e konsideruar, dhuruesi i çiftit elektronik është një atom azoti dhe pranuesi është një atom hidrogjeni.

Përvoja ka vërtetuar se katër lidhjet në jonin e amonit janë ekuivalente në të gjitha aspektet. Nga kjo rrjedh se një lidhje e formuar nga metoda dhurues-pranues nuk ndryshon në vetitë e saj nga një lidhje kovalente e krijuar nga elektronet e paçiftuara të atomeve ndërvepruese.

Një shembull tjetër i një molekule në të cilën ka lidhje të formuara në një mënyrë dhuruese-pranuese është molekula e oksidit nitrik.

Më herët formula strukturore Kjo lidhje u përshkrua si më poshtë:

Sipas kësaj formule, atomi qendror i azotit është i lidhur me atomet fqinje me pesë lidhje kovalente, në mënyrë që shtresa e jashtme e tij elektronike të përmbajë dhjetë elektrone (pesë çifte elektronike). Por një përfundim i tillë bie ndesh me strukturën elektronike të atomit të azotit, pasi shtresa e jashtme L e tij përmban vetëm katër orbitale (një s- dhe tre orbitale p) dhe nuk mund të strehojë më shumë se tetë elektrone. Prandaj, formula e dhënë strukturore nuk mund të konsiderohet e saktë.

Le të shqyrtojmë strukturën elektronike të oksidit të azotit, dhe elektronet e atomeve individuale do të caktohen në mënyrë alternative me pika ose kryqe. Atomi i oksigjenit, i cili ka dy elektrone të paçiftëzuara, formon dy lidhje kovalente me atomin qendror të azotit:

Për shkak të elektronit të paçiftuar që mbetet në atomin qendror të azotit, ky i fundit formon një lidhje kovalente me atomin e dytë të azotit:

Kështu, shtresat e jashtme elektronike të atomit të oksigjenit dhe atomit qendror të azotit janë të mbushura: këtu formohen konfigurime të qëndrueshme me tetë elektrone. Por shtresa elektronike më e jashtme e atomit më të jashtëm të azotit përmban vetëm gjashtë elektrone; Prandaj ky atom mund të jetë pranues i një çifti tjetër elektronik. Atomi qendror i azotit ngjitur me të ka një çift elektronik të vetëm dhe mund të veprojë si dhurues.

Kjo çon në formimin e një lidhjeje tjetër kovalente midis atomeve të azotit me metodën dhurues-pranues:

Tani secili nga tre atomet që përbëjnë molekulën ka një strukturë të qëndrueshme me tetë elektrone të shtresës së jashtme. Nëse një lidhje kovalente e formuar nga një metodë dhurues-pranues përcaktohet, siç është zakon, nga një shigjetë e drejtuar nga atomi dhurues te atomi pranues, atëherë formula strukturore e oksidit nitrik (I) mund të përfaqësohet si më poshtë:

Kështu, në oksidin nitrik, kovalenca e atomit qendror të azotit është katër, dhe ai më i jashtëm është dy.

Shembujt e shqyrtuar tregojnë se atomet kanë një sërë mundësish për formimin e lidhjeve kovalente. Kjo e fundit mund të krijohet për shkak të elektroneve të paçiftuara të një atomi të pangacmuar, dhe për shkak të elektroneve të paçiftuara që shfaqen si rezultat i ngacmimit të atomit ("çiftimi" i çifteve të elektroneve), dhe, së fundi, me metodën dhurues-pranues. Megjithatë, numri i përgjithshëm i lidhjeve kovalente që mund të formojë një atom i caktuar është i kufizuar. Përcaktohet nga numri i përgjithshëm i orbitaleve të valencës, pra nga ato orbitale, përdorimi i të cilave për formimin e lidhjeve kovalente rezulton të jetë energjikisht i favorshëm. Llogaritjet mekanike kuantike tregojnë se orbitalet e ngjashme përfshijnë orbitalet s dhe p të shtresës së jashtme elektronike dhe orbitalet - të shtresës së mëparshme; në disa raste, siç e pamë me shembujt e atomeve të klorit dhe squfurit, si orbitale valore mund të përdoren edhe -orbitalet e shtresës së jashtme.

Atomet e të gjithë elementëve të periudhës së dytë kanë katër orbitale në shtresën e jashtme elektronike, pa orbitale në shtresën e mëparshme. Rrjedhimisht, orbitalet e valencës së këtyre atomeve mund të strehojnë jo më shumë se tetë elektrone. Kjo do të thotë se kovalenca maksimale e elementeve në periudhën e dytë është katër.

Atomet e elementeve të periudhës së tretë dhe pasuese mund të përdorin jo vetëm s- dhe orbitale, por edhe - orbitale për të formuar lidhje kovalente. Janë të njohura komponime të -elementeve në të cilat orbitalet s dhe p të shtresës së jashtme elektronike dhe të pesë orbitalet e shtresës së mëparshme marrin pjesë në formimin e lidhjeve kovalente; në raste të tilla, kovalenca e elementit përkatës arrin nëntë.

Aftësia e atomeve për të marrë pjesë në formimin e një numri të kufizuar lidhjesh kovalente quhet ngopje e një lidhje kovalente.

Testi 4

Tema: Lidhja kovalente

Opsioni 1

1. Valenca e një atomi element kimik në kombinim me lidhjet kovalente është e barabartë me a) numrin e elektroneve të këtij atomi b) numrin e çifteve të përbashkëta të elektroneve të formuara nga ky atom c) ngarkesën e bërthamës së këtij atomi d) numrin e periudhës në të cilën kjo elementi ndodhet

2. Formula e molekulës së dyoksidit të karbonit CO 2 quhet

a) formula molekulare b) formula grafike c) formula elektronike d) formula fizike

3. Sa elektrone i mungojnë atomit të klorit para se të plotësojë shtresën e jashtme elektronike?

a) 1 b) 2 c) 3 d) 7

4. Një atom karboni lidhi dy atome oksigjeni, duke formuar kështu katër çifte të zakonshme elektronesh. Tregoni valencën e karbonit në këtë përbërje.

a) I b) II c) III d) IV

5. Lidhja kimike në molekulën e bromit Br 2

a) jonike b) metalike

c) kovalente jopolare d) kovalente polare

6. Në periudhën nga metali alkali në halogjen, elektronegativiteti i një atomi, si rregull,

a) nuk ndryshon

c) zvogëlohet

d) rritet

a) beriliumi b) natriumi

c) magnez d) litium

8. Në një seri elementësh elektronegativiteti i elementeve ndryshon (rrit ose zvogëlohet) në të njëjtën mënyrë si

a) vetitë e tyre metalike

b) rrezet e atomeve të tyre

c) vetitë e tyre jometalike

d) numrin e elektroneve në nivelin e jashtëm të atomeve

9. Çfarë ngarkese të pjesshme kanë atomet e azotit dhe oksigjenit përkatësisht në molekulën e NO?

a) N 2 b) NH 3 c) H 2 d) Cl 2

Opsioni 2

1. Një lidhje kovalente është një lidhje kimike e shkaktuar nga a) formimi i çifteve të përbashkëta të elektroneve

b) formimin e çifteve të vetme të elektroneve

c) tërheqja e joneve me ngarkesa të kundërta

d)) ndërveprimi ndërmjet joneve metalike dhe elektroneve të lira

2. Cila formulë e molekulës së sulfurit të hidrogjenit është formula elektronike e saj?

a) H 2 S b) H – S – H

c) H : : S : : H g) H : S : H

3. Sa elektrone i mungojnë atomit të fosforit para se të plotësojë shtresën e jashtme elektronike?

a) 5 b) 2 c) 3 d) 4

4. Atomi i squfurit lidhi tre atome oksigjeni, duke formuar kështu gjashtë çifte të zakonshme elektronesh. Tregoni valencën e squfurit në këtë përbërje.

a) II b) VI c) IV d) III

5. Formula e një lënde me një lidhje kovalente jopolare

a) SO 2 b) Br 2 c) H 2 O d) NaCl

6. Në një grup, në nëngrupin kryesor, nga lart poshtë, elektronegativiteti i një atomi është, si rregull,

a) nuk ndryshon

b) fillimisht rritet, pastaj zvogëlohet

c) zvogëlohet

d) rritet

7. Ndër elementët e listuar, zgjidhni elementin më pak elektronegativ

a) fluor b) oksigjen

c) squfuri d) klori

8. Çfarë ngarkese të pjesshme kanë atomet e borit dhe fluorit përkatësisht në molekulë?

a) pozitive dhe negative

b) negative dhe negative

c) pozitive dhe pozitive

d) negative dhe pozitive

9. Zgjidhni një molekulë që përmban një lidhje kovalente polare

a) NH 3 b) HCl c) F 2 d) SO 3

10. Lidhja kimike në molekulën e amoniakut NH 3

a) jonike

b) metali

c) kovalente jopolare

d) polare kovalente

Opsioni 3 1. Si rregull, një lidhje kovalente formohet midis:

a) atomet e një metali tipik dhe atomet e një jometali tipik

b) atomet e metaleve

c) atomet e një metali tipik dhe atomet e një gazi inert

d) atomet jometale

2. Formula e molekulës së klorit Cl : Cl quhet

a) formula molekulare

b) formula grafike

c) formula elektronike

d) formula fizike

3. Sa elektrone i mungojnë atomit të oksigjenit para se të plotësojë shtresën e jashtme elektronike?

a) 1 b) 2 c) 3 d) 6

4. Numri i lidhjeve kovalente të formuara nga një atom i një elementi kimik është i barabartë me

a) numri i çifteve të përbashkëta të elektroneve të formuara nga ky atom

c) numrin e elektroneve të çiftëzuara në nivelin e jashtëm të atomit

d) numrin e atomeve të tjera të lidhura nga ky atom

5. Në një grup, në nëngrupin kryesor, nga lart poshtë, rrezja e një atomi është zakonisht

6. Ndër elementët e listuar, zgjidhni elementin atomi i të cilit ka rrezen më të madhe

a) bor b) silic c) alumin d) karbon

7. Në rastin e një lidhje kovalente jopolare, një çift i përbashkët elektronesh

d) mungon

8. Çfarë ngarkese të pjesshme kanë atomet e oksigjenit dhe squfurit, përkatësisht, në molekulën SO 2

b) negative dhe negative

9. Zgjidhni një molekulë që përmban një lidhje kovalente jopolare:

a) NH 3 b) H 2 O c) NO 2 d) H 2

10. Lidhja kimike në molekulën e sulfurit të plumbit PbS

a) kovalente jopolare b) kovalente polare

c) jonike d) metalike

Opsioni 4

1. Cila është natyra e forcave që mbajnë dy atome hidrogjeni në një molekulë?

a) kimike b) fizike

c) elektrike d) bërthamore

2. Formula e një molekule uji H – O – H quhet

a) formula molekulare

b) formula grafike

c) formula elektronike

d) formula fizike

3. Sa elektrone i mungojnë atomit të silikonit përpara se të plotësojë shtresën e jashtme elektronike?

1) 1 b) 2 c) 3 d) 4

4. Numri i elektroneve të paçiftuara në një atom bori është

1) 1 b) 2 c) 3 d) 4

5. Numri i çifteve të përbashkëta të formuara nga një atom i një elementi kimik është i barabartë me

A) numri total elektronet në një atom

b) numrin e elektroneve në nivelin e jashtëm të atomit

c) numri i elektroneve të paçiftuara në nivelin e jashtëm të atomit

d) numrin e elektroneve të çiftëzuara në nivelin e jashtëm të atomit

6. Në periudhën nga metali alkalik në halogjen, rrezja atomike është zakonisht

a) rritet b) zvogëlohet

c) nuk ndryshon d) fillimisht rritet, pastaj zvogëlohet

7.Ndër elementët e listuar, zgjidhni elementin atomi i të cilit ka rrezen më të vogël:

1) karboni b) fosfor c) silic d) azoti

8. Në rastin e një lidhjeje polare kovalente, një çift elektronesh të përbashkët

a) zhvendosur drejt një atomi më elektronegativ

b) ndodhet në një distancë të barabartë nga bërthamat e atomeve

c) i përket tërësisht njërit prej atomeve

d) mungon

9. Çfarë ngarkese të pjesshme kanë përkatësisht atomet e hidrogjenit dhe azotit në molekulën e amoniakut NH 3?

a) pozitive dhe pozitive

b) negative dhe negative

c) pozitive dhe negative

d) negative dhe pozitive?

10. Zgjidhni një molekulë që përmban një lidhje kovalente polare

a) H 2 O b) H 2 c) O 2 d) F 2

Kodifikues

Opsioni

№ pyetje

1

2

3

4