Energjia e lidhjes c h. Energjia e thyerjes së lidhjeve kimike. Gjatësia e lidhjes kimike

Energjia Seksuale - Energjia e Parasë Fuqia është një afrodiziak. Seksi është i barabartë me fuqi. Michael Hutchinson Psikologu Carl Jung shpiku një model psikologjik për burrat dhe gratë, të cilin ai e quajti anima dhe animus. Ai pranoi se çdo njeri ka një të brendshme

Hibridizimi i orbitaleve atomike. Koncepti i metodës orbitale molekulare. Diagramet energjetike të formimit të orbitaleve molekulare për molekulat homonukleare binare. Kur formohet një lidhje kimike, ndryshojnë vetitë e atomeve që ndërveprojnë dhe, mbi të gjitha, energjia dhe zënia e orbitaleve të tyre të jashtme.

Nëse kjo punë nuk ju përshtatet në fund të faqes, ekziston një listë me vepra të ngjashme. Ju gjithashtu mund të përdorni butonin e kërkimit

FAQJA 13

Lebedev Yu.A. Leksioni 0 2

Leksioni numër 0 2

Lidhja kimike. Karakteristikat e lidhjes kimike: energjia, gjatësia, këndi i lidhjes. Llojet e lidhjeve kimike. Polariteti i komunikimit. Konceptet kuanto-mekanike të natyrës së lidhjeve kovalente. Koncepti i metodës së lidhjeve të valencës. Hibridizimi i orbitaleve atomike.- (c igma) dhe (pi) -lidhje. Konfigurimi gjeometrik i molekulave. Momenti elektrik i dipolit të molekulës. Koncepti i metodës orbitale molekulare. Diagramet energjetike të formimit të orbitaleve molekulare për molekulat homonukleare binare. Sigma () dhe Pi ( ) -orbitalet molekulare. Dia- dhe molekulat paramagnetike.

KUJTESA

ekuacioni i Shrodingerit. - funksioni i valës.

E = f (n, l, m, s).

Lidhja kimike. Karakteristikat e lidhjes kimike: energjia, gjatësia, këndi i lidhjes.

Ne ekzaminuam strukturën e niveleve elektronike të atomeve të izoluara. Këto janë objekte shumë të rralla në praktikë. Përjashtimi i vetëm është argoni i gazit inert me formulën elektronike 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 ... Dhe megjithëse është "vetëm" 0.93% vol në atmosferë, secili prej jush fjalë për fjalë "gëlltit" rreth treqind kuintilion copa atomesh argon me një frymë.

Të gjitha substancat dhe materialet e tjera me të cilat ne merremi përmbajnëtë lidhura kimikishtatomet. Ndërveprimi i atomeve të lira me njëri-tjetrin çon në formimin e molekulave, joneve dhe kristaleve. Këto janë objekte kimike "klasike". Sidoqoftë, kohët e fundit objekte të tilla si nanostrukturat, komponimet sipërfaqësore, bertolidet dhe një sërë objektesh të tjera kimike praktikisht të rëndësishme "jo klasike" kanë marrë një rol të rëndësishëm.

Lidhja kimike është për shkak të bashkëveprimit të elektroneve në shtresën e jashtme elektronike të atomeve.Ato orbitale që marrin pjesë në formimin e një lidhjeje kimike quhenorbitalet e valencës, dhe elektronet në tonat - elektrone valence.

Kur formohet një lidhje kimike, ndryshojnë vetitë e atomeve që ndërveprojnë dhe, para së gjithash, energjia dhe zënia e orbitaleve të tyre të jashtme.

Kur formohet një lidhje kimike, energjia totale e elektroneve në orbitalet e valencës është më e vogël se energjia e tyre në atomet e lira. Ky ndryshim energjetik quhet energjia e lidhjes kimike.

Energjitë tipike të lidhjeve kimike janë qindra kJ / mol.

Një karakteristikë e rëndësishme sasiore e një lidhjeje kimike është gjatësia e saj.Gjatësia e lidhjes është distanca midis bërthamave të atomeve të lidhura kimikisht në gjendjen e qëndrueshme të molekulës.

Gjatësitë tipike të lidhjeve kimike janë në të dhjetat e një nanometri. 1

Nëse dy ose më shumë atome të tjerë marrin pjesë në formimin e një molekule kur bashkëveprojnë me një atom të caktuar, atëherë lind pyetja për strukturën e saj gjeometrike ose strukturën kimike. Themelet e teorisë së strukturës kimike të molekulave u hodhën nga A.M. Butlerov 2

Një nga karakteristikat sasiore më të rëndësishme të strukturës së molekulave komplekse është këndi i lidhjes - këndi i formuar nga dy drejtime të lidhjeve kimike që dalin nga një atom.

Llojet e lidhjeve kimike. Polariteti i komunikimit.

Për nga natyra e ndërveprimit të elektroneve të valencës dhe llojit të orbitaleve të formuara gjatë bashkëveprimit,Lidhjet kimike klasifikohen në llojet kryesore të mëposhtme:kovalente (polare dhe jopolare), jonike, dhuruese-pranuese, hidrogjeni dhe ndërmolekulare (i quajtur edhe van der Waals).

Në vitin 1916, kimisti amerikan G.N. Lewis 3 shprehu idenë se një lidhje kimike formohet nga një çift elektronik, i cili përshkruhet grafikisht nga një vijë valence:

F + F = F 2 (F-F).

Nëse elektronegativitetet e atomeve janë të barabarta, atëherë një lidhje e tillë quhet jopolare. Nëse është e ndryshme - polare.

Kur formohet një lidhje kovalente polare, atomet fitojnë një ngarkesë shtesë - negative për një atom me një elektronegativitet më të lartë dhe pozitiv për një atom me një elektronegativitet më të ulët:

H + Cl = HCl (
–
)

Në rastin kur ndryshimi ndërmjet elektronegativiteteve të atomeve që ndërveprojnë është i madh, lidhja konsiderohet jonike:

Na + Cl = NaCl (Na + Cl -).

Nëse çifti elektronik që krijon një lidhje i përkiste njërit prej atomeve përpara ndërveprimit, atëherë një lidhje e tillë quhet dhurues-pranues. Atomi që siguroi çiftin elektronik quhet dhurues dhe ai që e pranoi atë në orbitalin e lirë quhet pranues.

Veçanërisht karakteristik është formimi i lidhjeve donator-pranues. d - metale të lira ose pjesërisht të mbushura d -orbitalet me formimin e komponimeve komplekse.

Për llojet e tjera të komunikimit do të flasim më vonë.

Konceptet kuanto-mekanike të natyrës së lidhjeve kovalente.

Nga pikëpamja moderne, një lidhje kovalente ndodh gjatë bashkëveprimit mekanik kuantik të të gjitha elektroneve të të gjitha atomeve ndërvepruese. Por, siç e thamë tashmë në leksionin nr. 1, nuk ka zgjidhje të saktë për ekuacionin e Shrodingerit që përshkruan orbitalet e shumë elektroneve në molekula. Problemi i përshkrimit kuanto-mekanik të një lidhjeje kimike lehtësohet nga fakti se gjatë formimit të tij, roli i elektroneve të vendosura në shtresën e brendshme dhe të jashtme të elektroneve është dukshëm i ndryshëm.

Prandaj, ishte e mundur të krijoheshin metoda të ndryshme të përafërta për përshkrimin e lidhjes kimike.

Kimia kuantike ka një arsenal të pasur programesh të aplikuara që bëjnë të mundur kryerjen e llogaritjeve me saktësi të lartë për një klasë të gjerë molekulash dhe jonesh. 4

Megjithatë, ende nuk ka një algoritëm kuantik-kimik universal dhe mjaftueshëm të saktë.

Për një kuptim cilësor të strukturës së përbërjeve kimike, përdoren dy metoda -Metoda e lidhjes së valencës (VBM) dhe metoda orbitale molekulare (MO).

Koncepti i metodës së lidhjeve të valencës. Konfigurimi gjeometrik i molekulave. Momenti elektrik i dipolit të molekulës.

Postulatet kryesore të metodës së lidhjes së valencës janë:

1. Një lidhje e vetme kimike kovalente kryhet nga dy elektrone valente, të cilat zënë dy orbitale - një nga secili prej atomeve që ndërveprojnë. Në këtë rast, rrotullimet e elektroneve që formojnë një çift valence duhet të jenë të kundërta (elektronet me rrotullime antiparalele formojnë një lidhje).

2. Orbitalet origjinale atomike (AO) ruajnë skicën e tyre në përbërjen e molekulës.

(3) Lidhja formohet për shkak të mbivendosjes së orbitaleve, gjë që çon në një rritje të densitetit të elektroneve midis bërthamave të atomeve ndërvepruese në drejtimin që siguron mbivendosjen maksimale.

Merrni parasysh formimin e një lidhjeje kimike përgjatë MVC në një molekulë të avullit të ujit - H 2 O.

Molekula përbëhet nga një atom oksigjeni O dhe dy atome hidrogjeni H ... Formula elektronike e atomit të oksigjenit 1 s 2 2 s 2 2 p 4 ... Ka 6 elektrone në nivelin e jashtëm të energjisë. Nënniveli 2 s është e mbushur. Në nënnivelin 2 p në një nga p -orbitalet (vënë p y ,) ekziston një çift elektronik, dhe në dy të tjerët ( p x dhe p z ) - nga një elektron të paçiftuar secili. Janë ata që do të marrin pjesë në formimin e lidhjeve kimike.

Formula elektronike e atomit të hidrogjenit 1 s 1 ... Hidrogjeni ka një s -elektroni, skica orbitale e të cilit është një sferë, dhe do të marrë pjesë në mbivendosje me fq -orbital i oksigjenit, duke formuar një lidhje kimike. Të gjitha të tilla sp - do të ketë dy mbivendosje në molekulën e ujit. Dhe struktura e molekulës do të duket kështu:

Siç shihet nga figura, molekula e ujit ka dy lidhje kimike kovalente të drejtuara përgjatë boshteve Z dhe X ... Prandaj, këndi i lidhjes në këtë model është 90 O ... Eksperimenti tregon se ky kënd është 104.5 o.

Jo një ndeshje e keqe për modelin më të thjeshtë cilësor pa asnjë llogaritje!

Elektronegativiteti i oksigjenit sipas Mulliken është 3,5, dhe ai i hidrogjenit është 2,1. Rrjedhimisht, secila prej lidhjeve do të jetë polare, dhe ngarkesa- do të jetë në oksigjen, dhe+ - në hidrogjen, d.m.th. formohen tri qendra të ngarkesës elektrike. Në molekulë formohen dy dipole elektrike.

Një dipol është dy ngarkesa të barabarta të vendosura në një distancë të kufizuar l veçmas. Një dipol karakterizohet nga një moment dipol

=

Një dipol është një vektor që tregon nga poli negativ në polin pozitiv. Në një molekulë uji, formohen dy momente dipole lidhjesh, të cilat, kur shtohen, japin momentin total të dipolit të molekulës. Diagrami i momenteve të dipolit të një molekule uji sipas modelit MBS ka formën:

Është e rëndësishme të theksohet se momentet dipole të lidhjeve shtohen në mënyrë vektoriale dhe momenti total i dipolit varet nga gjeometria e molekulës. Siç mund ta shihni, në këtë rast, për shkak të faktit se lidhjet janë të drejtuara në kënde të drejta me njëra-tjetrën, molekula në tërësi rezulton të jetë polare. Dhe eksperimenti e konfirmon këtë - momenti dipol i molekulës së ujit është 1.84 Debye. (1 Debye është e barabartë me 0.33 * 10-29 Cl * m)

Struktura gjeometrike e lidhjeve në molekula mund të jetë shumë e larmishme. Lidhjet mund të vendosen si në një plan ashtu edhe në hapësirë, duke formuar molekula në formën e trupave vëllimorë të konfigurimeve të ndryshme (piramidat trigonale, tetragonale, gjashtëkëndore, bipiramida, unaza të përbëra nga piramida, etj.)

Lexoni më shumë për marrëdhënien midis strukturës së lidhjeve kimike dhe gjeometrisë së molekulave në tekstin shkollor në faqet 119-128).

- (c igma) dhe (pi) -lidhje.

Le të kthehemi te mbivendosja e orbitaleve gjatë formimit të lidhjes. Në shembullin tonëzona e mbivendosjes maksimale s dhe p -orbitalet shtrihet në vijën që lidh qendrat e atomeve. Ky lloj mbivendosjeje quhet-lidhje.

Konsideroni një rast tjetër - një molekulë oksigjeni O 2 ... Siç e kemi parë tashmë, atomi i oksigjenit ka dy fq -orbitale që përmbajnë elektrone të afta për të formuar një lidhje kimike. Formula e njohur strukturore e oksigjenit O = O ... Ekziston një lidhje e dyfishtë në një molekulë oksigjeni. Njëri prej tyre është i sapo rishikuari-lidhje. Dhe e dyta? Rezulton se lidhja e dytë është formuar për shkak të një lloji tjetër të mbivendosjes orbitale, e cila quhet- komunikimi.

Koncepti i dhe lidhjet e parashtruara F.Hund.

Në arsim -lidhjet e orbitaleve mbivendosen në atë mënyrë që të formohen dy rajone të mbivendosura, dhe ato janë të vendosura në mënyrë simetrike në lidhje me rrafshin në të cilin shtrihen bërthamat e atomeve që ndërveprojnë.

Gjeometrikisht, duket kështu:

Ju lutemi vini re se-lidhja e formuar nga pjesë më të vogla fq -orbitalet, në të cilat dendësia e "resë elektronike" është më e madhe, prandaj kjo lidhje është më e fortë-lidhje. Në të vërtetë, eksperimenti tregon se në përbërjet e karbonit etani C 2 H 6 (CH 3 - CH 3 - një -lidhja), etilen C 2 H 4 (CH 2 = CH 2 - një -lidhja dhe një -lidhja) dhe acetilen C 2 H 2 (C НС H - një -lidhje dhe dy -lidhjet) energjia e tyre e thyerjes është përkatësisht 247, 419 dhe 515 kJ / mol.

Tani mund të plotësojmë listën e postulateve MCS:

4. Nëse në molekulë formohen lidhje të shumta (të dyfishta dhe të trefishta), atëherë njëra prej tyre do të jetë- komunikimi dhe të tjerët --lidhjet).

Vini re se në lidhjet d - dhe f -metalet, formimi i një lloji tjetër lidhjesh është i mundur --lidhjet, kur mbivendosja ndodh në katër rajone hapësinore dhe rrafshi i simetrisë është pingul me vijën që lidh bërthamat atomike.

Hibridizimi i orbitaleve atomike.

Kur krijohen lidhje kimike, mund të ndodhë një fenomen i rëndësishëm, i cili quhethibridizimi orbital.

Konsideroni një atom beriliumi Bëhuni ... Formula e tij elektronike është 1 s 2 2 s 2 ... Duke gjykuar nga fakti se të gjitha elektronet e beriliumit janë çiftuar, një atom i tillë duhet të sillet kimikisht si gaze inerte - të mos hyjë në ndërveprime kimike.

Sidoqoftë, le të hedhim një vështrim më të afërt në diagramin e difraksionit të elektronit të atomit të beriliumit:

Mund të shihet nga diagrami që ka atomi i beriliumit, përveç 2-it të mbushur s -Orbitale edhe tre të lira 2 fq -orbitale! Vërtetë, energjia e këtyre orbitaleve është më e madhe se energjia e 2 s -orbitalet sipas vlerësE ... Por kjo energji është e vogël dhe më e vogël se ajo që lirohet gjatë formimit të një lidhjeje kimike. Prandaj, atomi kërkon të riorganizojë orbitalet e tij gjatë ndërveprimit në mënyrë që të arrijë një gjendje përfundimtare të favorshme energjetike. Për një rirregullim të tillë, përdoret energjia kinetike e grimcave që ndërveprojnë me atomin e dhënë. Ne do të flasim më në detaje për këtë burim energjie kur diskutojmë çështjet e kinetikës kimike. 5

Një ristrukturim i tillë quhet hibridizim orbital, pasi gjatë këtij procesi një i ri lind nga "dy llojet" e orbitaleve.

Në gjuhën e funksioneve valore, kjo përshkruhet nga një ekuacion që lidh funksionin valor hibrid të orbitaleve rezultuese me funksionet valore origjinale.

Numri i orbitaleve hibride të formuara është i barabartë me numrin e orbitaleve që morën pjesë në procesin e hibridizimit.

Ky proces mund të përshkruhet grafikisht në diagramin e mëposhtëm:

Vini re se energjia e nevojshme për hibridizimin E hibrid më pak se diferenca në energjitë e orbitaleve hibridizuese E.

Orbitalet hibride ruajnë orbitalet e tyre origjinale. Pra, në këtë rast (atom Bëhuni ), një s dhe një p -orbitale, dhe të dyja orbitalet hibride shënohen si sp -orbitale. Nevoja për hibridizimin e vetëm dy orbitaleve është për faktin se atomi i beriliumit ka vetëm dy elektrone në nivelin e jashtëm të energjisë.

Në raste të tjera, kur disa orbitale identike përfshihen në hibridizim, numri i tyre tregohet nga eksponenti. Për shembull, kur hibridizoni një s dhe dy p -orbitalet janë tre sp 2 -orbitale, dhe kur hibridizon një s dhe tre p -orbitalet - katër sp 3 orbitalet.

Në këtë rast, në përputhje me rregullin e Hundit, atomi i beriliumit merr dy elektrone të paçiftëzuara dhe aftësinë për të formuar dy lidhje kimike kovalente.

U formuan orbitale hibride s, p dhe madje d -orbitalet ndryshojnë pak në formë dhe duken kështu ("trap asimetrik"):

Vini re se numri i orbitaleve hibride është i barabartë me numrin e orbitaleve të përfshira në krijimin e tyrepavarësisht nga numri dhe lloji i orbitaleve hibridizuese.

Vendndodhja e orbitaleve hibride në hapësirë ​​përcaktohet nga numri i tyre.

Në mënyrë të veçantë, atomi i beriliumit ka dy hibride sp -orbitalet janë të vendosura përgjatë një linje të drejtë (në një kënd prej 180 o ), që korrespondon me tendencën e elektroneve me ngarkesë të njëjtë që i zënë ato për t'u larguar sa më shumë nga njëri-tjetri:

Më shumë detaje mund të lexoni për metodën e lidhjeve valore dhe hibridizimit këtu:

http://center.fio.ru/method/resources/Alikberovalyu/2004/stroenie/gl_10.html#104

Molekulat shpesh përmbajnë orbitale të zëna nga një çift elektronik ("çift elektronik i vetëm"). Orbitale të tilla nuk marrin pjesë në formimin e lidhjeve kimike, por ndikojnë në strukturën gjeometrike të molekulës.

Modifikimi i MVS, duke marrë parasysh ndikimin e orbitaleve të tilla, quhet teoria e zmbrapsjes së çifteve elektronike të orbitaleve të valencës (OEPVO) dhe mund të njiheni me të nga libri shkollor në faqet 124 - 128.

Koncepti i metodës orbitale molekulare.

Ne kemi shqyrtuar fenomenin e hibridizimit të AO në kuadër të MFM. Doli se ideja e hibridizimit është gjithashtu e frytshme për modelimin më të thellë të lidhjeve kimike. Është baza e metodës së dytë të përshkrimit të tyre, e cila konsiderohet në kursin tonë - metodaorbitalet molekulare(MO).

Postulati kryesor i kësaj metode është pohimi se AO-të e atomeve që ndërveprojnë me njëri-tjetrin humbasin individualitetin e tyre dhe formojnë MO të përgjithësuara, d.m.th. se elektronet në molekula "i përkasin" jo ndonjë atomi të veçantë, por kuantike-mekanikisht lëvizin në të gjithë strukturën molekulare.

Ka disa varietete të metodës MO, duke marrë parasysh b O një numër më i madh ose më i vogël faktorësh dhe, në përputhje me rrethanat, pak a shumë të ndërlikuar matematikisht. Më e thjeshta është përafrimi që merr parasysh vetëm efektet lineare të bashkëveprimit të elektroneve. Ky përafrim quhet metoda MO LCAO (kombinimi linear i orbitaleve atomike).

Në gjuhën e mekanikës kuantike, kjo deklaratë për rastin më të thjeshtë të bashkëveprimit të dy orbitaleve shkruhet si më poshtë:

Ku është funksioni i valës MO,
është funksioni valor i AO të atomit të parë,
është funksioni valor i AO të atomit të dytë, a dhe b - koeficientët numerikë që karakterizojnë kontributin e këtij AO në strukturën e përgjithshme të OT.

Meqenëse polinomi linear është shkruar në anën e djathtë, ky modifikim i metodës MO u quajt LCAO.

Nga ekuacioni mund të shihet sekur dy AO ndërveprojnë, fitohen dy MO... Njëri prej tyre quhet MO lidhëse, dhe tjetra - MO liruese.

Pse ata morën këtë emër është e qartë nga figura, e cila tregon diagramin e energjisë së orbitaleve në molekulë:

Siç shihet nga figura, MO lidhëse ka një energji më të ulët se energjitë e AO-së fillestare dhe ajo antilidhëse është më e lartë. (Përkatësisht,). Natyrisht, në përputhje me parimin e energjisë minimale, elektronet në një molekulë para së gjithash do të zënë orbitalin e lidhjes gjatë formimit të lidhjes.

Në përgjithësi, kur ndërveproni N AO rezulton të jetë N MO.

Sigma ( ) dhe pi ( ) -orbitalet molekulare.

Si rezultat i llogaritjeve sasiore duke përdorur metodën MO LCAO, rezultoi se konceptet edhe llojet e simetrisë së orbitaleve ruhen në metodën MO LCAO.

Kështu duket skica-lidhja (e shënuar siose) dhe -lidhja (e shënuar si ose) orbitalet në metodën MO LCAO:

Dhe kështu duken skicat- lidhja ( ) dhe - lirim ( * ) orbitalet me metodën MO LCAO:

Diagramet energjetike të formimit të orbitaleve molekulare për molekulat homonukleare binare.

Llogaritja e energjisë së orbitaleve molekulare për molekulat komplekse që përfshijnë bërthamat e elementeve të ndryshëm (molekulat heteronukleare) është një detyrë komplekse llogaritëse edhe për kompjuterët modernë. Prandaj, çdo llogaritje e molekulave individuale është një punë krijuese e veçantë.

Sidoqoftë, doli që diagrami i energjisë për molekulat homonukleare binare të elementeve të periudhës së dytë të Tabelës Periodike të Mendelejevit është universal dhe ka formën:

Ndonjëherë literatura jep diagrame të ndryshme për elementet B , C, N dhe pasuese O, F, Ne , megjithatë, studimet e vetive magnetike të molekulës B 2 në temperatura shumë të ulëta nuk konfirmojnë në mënyrë të qartë nevojën për të ndërlikuar formën e diagrameve të energjisë për B, C, N.

Dia- dhe molekulat paramagnetike. Shumësia e lidhjeve sipas MO LCAO.

Një nga avantazhet serioze të metodës MO LCAO në krahasim me metodën VS është një përshkrim më i saktë i vetive magnetike të molekulave dhe, në veçanti, një shpjegim i paramagnetizmit të oksigjenit molekular. 6

Le të kujtojmë strukturën e molekulës së oksigjenit sipas MVC, të cilën e konsideruam më herët. Në përputhje me këtë strukturë, të gjitha elektronet valente dhedhe -lidhjet në molekulë O 2 formojnë çifte elektronike dhe spin-i total i molekulës është zero.

Struktura e orbitaleve të kësaj molekule me metodën MO LCAO, e marrë duke mbushur MO me elektrone në përputhje me diagramin e mësipërm të energjisë, ka formën:

Siç mund të shihet nga ky diagram, molekula e oksigjenit përmban dy elektrone të paçiftuara në antilidhje
dhe
orbitalet. Momentet e tyre magnetike mblidhen dhe japin momentin total magnetik të molekulës. Eksperimenti tregon se momenti magnetik i molekulës së oksigjenit është 2.8(Momenti magnetik i brendshëm i elektronit është 1). Duke marrë parasysh që momenti total magnetik, përveç momentit të vet elektronik, përfshin edhe atë orbital, rastësia sasiore është një dëshmi shumë bindëse në favor të vlefshmërisë së metodës MO.

Në prani të një momenti magnetik, substanca bëhetparamagnetike -është "tërhequr nga një magnet". 7 Në mungesë të një momenti magnetik, substanca diamagnetike - ajo “shtyhet” nga fusha magnetike. 8

Përveç vetive magnetike, analiza e diagrameve energjetike të MO LCAO bën të mundur përcaktiminshumësia (ose renditja) e lidhjes kimike (CS ose PS).

KS = ½ (N lidhje - N bit)

ku N lidhje - numri i përgjithshëm i elektroneve në orbitalet lidhëse; N bit Është numri i përgjithshëm i elektroneve në orbitalet antilidhëse).

Kemi shqyrtuar raste të ndryshme të shfaqjes dhe përshkrimit të lidhjeve kimike kovalente. Ky është lloji kryesor i lidhjes kimike, pasi shkaku i shfaqjes së tij - prania e elektroneve të valencës - është në shumicën dërrmuese të elementeve kimike.

Megjithatë, në disa raste të bashkëveprimit të atomeve, lindin kushte të veçanta që lindin lloje të veçanta komunikimi, të cilat do t'i shqyrtojmë në leksionin e ardhshëm.

Kur formohet një lidhje kimike, ndodh një rishpërndarje e densitetit të elektroneve në hapësirë, të cilat fillimisht u përkisnin atomeve të ndryshme. Meqenëse elektronet e nivelit të jashtëm janë më pak të lidhur fort me bërthamën, këto elektrone luajnë rolin kryesor në formimin e një lidhjeje kimike. Numri i lidhjeve kimike të formuara nga një atom i caktuar në një përbërje quhet valencë. Elektronet që marrin pjesë në formimin e një lidhjeje kimike quhen valencë: për elementët s dhe p, këto janë elektrone të jashtme, për elementet d, elektronet s të jashtme (të fundit) dhe elektronet d të parafundit. Nga pikëpamja e energjisë, më i qëndrueshëm është atomi, niveli i jashtëm i të cilit përmban numrin maksimal të elektroneve (2 dhe 8 elektrone). Ky nivel quhet i plotë. Nivelet e përfunduara janë shumë të qëndrueshme dhe janë karakteristike për atomet e gazeve fisnike, prandaj, në kushte normale, ato janë në gjendjen e një gazi monatomik kimikisht inert.

Atomet e elementeve të tjerë kanë nivele jo të plota të energjisë së jashtme. Në procesin e një reaksioni kimik, kryhet plotësimi i niveleve të jashtme, i cili arrihet ose me shtimin ose lëshimin e elektroneve, si dhe me formimin e çifteve të përbashkëta elektronike. Këto metoda çojnë në formimin e dy llojeve kryesore të lidhjeve: kovalente dhe jonike. Kështu, gjatë formimit të një molekule, çdo atom tenton të përvetësojë një shtresë elektronike të jashtme të qëndrueshme: ose me dy elektron (dyfish) ose tetë elektron (oktet). Kjo rregullsi është baza e teorisë së formimit të lidhjeve kimike. Formimi i një lidhjeje kimike për shkak të plotësimit të niveleve të jashtme në atomet që formojnë lidhjen shoqërohet me çlirimin e një sasie të madhe energjie, domethënë, shfaqja e një lidhjeje kimike vazhdon gjithmonë në mënyrë ekzotermike, pasi çon në shfaqja e grimcave (molekulave) të reja që janë më të qëndrueshme në kushte normale, dhe për këtë arsye ato janë më pak energji se origjinalja. Një nga treguesit thelbësorë që përcakton se çfarë lloj lidhjeje formohet midis atomeve është elektronegativiteti, domethënë aftësia e një atomi për të tërhequr elektrone nga atomet e tjerë në vetvete. Elektronegativiteti i atomeve të elementeve ndryshon gradualisht: në periudhat e tabelës periodike, nga e majta në të djathtë, vlera e tij rritet, dhe në grupe nga lart poshtë, zvogëlohet.

Lidhja kimike, e kryer për shkak të formimit të çifteve elektronike të përbashkëta (lidhëse), quhet kovalente 1) Le të shqyrtojmë një shembull të formimit të një lidhjeje kimike midis atomeve me të njëjtin elektronegativitet, për shembull, një molekulë hidrogjeni H2. Formimi i një lidhjeje kimike në një molekulë hidrogjeni mund të përfaqësohet në formën e dy pikave: + -H -> H: H ose një vizë që simbolizon një çift elektronesh: HH Një lidhje kovalente e formuar nga atome me të njëjtin elektronegativitet është quhet jopolare. Një lidhje e tillë formohet nga molekula diatomike të përbëra nga atomet e një elementi kimik: H 2, Cl 2 etj. 2) Formimi i një lidhje kovalente midis atomeve, elektronegativiteti i së cilës ndryshon pak. Një lidhje kovalente e formuar nga atome me elektronegativitet të ndryshëm quhet polare. Me një lidhje polare kovalente, dendësia e elektroneve nga një palë e zakonshme elektronesh zhvendoset në një atom me elektronegativitet më të madh. Shembuj janë molekulat H2O, NH3, H2S, CH3Cl. Lidhja kovalente (polare dhe jopolare) në shembujt tanë u formua për shkak të elektroneve të paçiftuara të atomeve të lidhjes. Ky mekanizëm i formimit të një lidhje kovalente quhet shkëmbim. Një mekanizëm tjetër për formimin e një lidhje kovalente është donator-akceptor. Në këtë rast, lidhja lind për shkak të dy elektroneve të çiftëzuara të një atomi (dhuruesi) dhe orbitalit të lirë të një atomi tjetër (pranuesi). Një shembull i njohur është formimi i një joni të amonit: H ++: NH 3 -> [H: NH3 | +<=====>NH4 + jon amoniumi elektron dhurues pranues. Kur formohet joni i amonit, çifti elektronik i azotit bëhet i zakonshëm për atomet N dhe H, domethënë shfaqet një lidhje e katërt, e cila nuk ndryshon nga tre të tjerat. Ato përshkruhen në të njëjtën mënyrë:

Ndërmjet atomeve lind një lidhje jonike, elektronegativiteti i të cilave është shumë i ndryshëm. Le të shqyrtojmë metodën e formimit duke përdorur shembullin e klorurit të natriumit NaCl. Konfigurimi elektronik i atomeve të natriumit dhe klorit mund të përfaqësohet: 11 Na ls2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl ls2 2p 6 Зs2 3p5 Si janë atomet me nivele jo të plota energjetike. Natyrisht, për përfundimin e tyre, është më e lehtë për një atom natriumi të dhurojë një elektron sesa të bashkojë shtatë, dhe është më e lehtë për një atom klori të bashkojë një elektron sesa të dhurojë shtatë. Në ndërveprimin kimik, atomi i natriumit dhuron plotësisht një elektron, dhe atomi i klorit e pranon atë. Skematikisht mund të shkruhet kështu: Na. - l е -> Na + jon natriumi, guaskë e qëndrueshme me tetë elektron 1s2 2s2 2p6 për shkak të nivelit të dytë të energjisë. : Cl + 1e -> Cl është një jon klori, një shtresë e qëndrueshme me tetë elektrone. Forcat e tërheqjes elektrostatike lindin midis joneve Na + dhe Cl-, si rezultat i të cilave formohet një përbërje.

Lidhja kimike e kryer nga tërheqja elektrostatike midis joneve quhet lidhje jonike. Komponimet e formuara nga tërheqja e joneve quhen jonike. Përbërjet jonike përbëhen nga molekula individuale vetëm në gjendje avulli. Në gjendjen e ngurtë (kristaline), komponimet jonike përbëhen nga jone pozitivë dhe negativë të ndarë rregullisht. Molekulat mungojnë në këtë rast. Komponimet jonike formojnë elementë të nëngrupeve kryesore I dhe II të grupeve dhe nëngrupeve kryesore të grupeve VI dhe VII, të cilat ndryshojnë ashpër në madhësinë e elektronegativitetit. Ka relativisht pak komponime jonike. Për shembull, kripërat inorganike: NH4Cl (jon amoniumi NH4 + dhe joni i klorit Cl-), si dhe përbërjet organike të ngjashme me kripën: alkoolatet, kripërat e acideve karboksilike, kripërat e amineve Lidhja kovalente jopolare dhe lidhja jonike janë dy raste kufizuese. e shpërndarjes së densitetit të elektroneve. Një lidhje jopolare korrespondon me një shpërndarje uniforme të agjentit lidhës të dy reve elektronike midis atomeve identike. Përkundrazi, në rastin e lidhjes jonike, reja e elektroneve lidhëse është pothuajse tërësisht në pronësi të një prej atomeve. Në shumicën e komponimeve, lidhjet kimike janë të ndërmjetme midis këtyre llojeve të lidhjeve, domethënë, në to kryhet një lidhje kovalente polare.

Një lidhje metalike ekziston në metale në një gjendje të ngurtë në gjendje të lëngshme. Në përputhje me pozicionin në tabelën periodike, atomet e metaleve kanë një numër të vogël elektronesh valente (1-3 elektrone) dhe një energji të ulët jonizimi (shkëputja e elektroneve). Prandaj, elektronet e valencës mbahen dobët në atom, shkëputen lehtësisht dhe kanë aftësinë të lëvizin nëpër kristal. Në nyjet e rrjetës kristalore të metaleve ka atome të lira, kuaj të ngarkuar pozitivisht dhe një pjesë e elektroneve të valencës, duke lëvizur lirshëm në vëllimin e rrjetës kristalore, formon një "gaz elektronik" që siguron një lidhje midis atomeve të metaleve. Lidhja që bëjnë elektronet relativisht të lira midis joneve metalike në rrjetën kristalore quhet lidhje metalike. Lidhja metalike lind për shkak të ndarjes së elektroneve të valencës nga atomet. Sidoqoftë, ekziston një ndryshim i rëndësishëm midis këtyre llojeve të komunikimit. Elektronet që kryejnë një lidhje kovalente janë kryesisht në afërsi të dy atomeve të lidhura. Në rastin e një lidhjeje metalike, elektronet që bëjnë lidhjen lëvizin rreth të gjithë copës së metalit. Kjo përcakton karakteristikat e përgjithshme të metaleve: shkëlqimi metalik, përcjellshmëria e mirë e nxehtësisë dhe elektricitetit, lakueshmëria, duktiliteti, etj. Vetia e përgjithshme kimike e metaleve është reduktueshmëria e tyre relativisht e lartë.

Lidhjet e hidrogjenit mund të formohen midis një atomi hidrogjeni të lidhur me një element elektronegativ dhe një elementi elektronegativ që ka një çift elektronesh të lirë (O, F, N). Lidhja e hidrogjenit është për shkak të tërheqjes elektrostatike, e cila lehtësohet nga madhësia e vogël e atomit të hidrogjenit, dhe pjesërisht, nga ndërveprimi dhurues-pranues. Lidhja hidrogjenore mund të jetë ndërmolekulare dhe intramolekulare. Lidhjet 0-H kanë karakter të theksuar polar: Lidhja hidrogjenore është shumë më e dobët se lidhja jonike ose kovalente, por më e fortë se bashkëveprimi ndërmolekular. Lidhjet e hidrogjenit përcaktojnë disa nga vetitë fizike të substancave (për shembull, pikat e larta të vlimit). Lidhjet e hidrogjenit janë veçanërisht të përhapura në molekulat e proteinave, acideve nukleike dhe komponimeve të tjera biologjikisht të rëndësishme, duke u siguruar atyre një strukturë (organizim) të caktuar hapësinore.

Energjia e komunikimit (Eb). Sasia e energjisë së çliruar gjatë formimit të një lidhjeje kimike quhet energjia e lidhjes kimike [kJ / mol]. Për komponimet poliatomike merret vlera mesatare e saj. Sa më shumë Eb, aq më e qëndrueshme është molekula.

Gjatësia e lidhjes (lw). Distanca midis bërthamave në kryqëzim. Sa më e gjatë të jetë gjatësia e lidhjes, aq më e ulët është energjia e lidhjes.

Metoda e lidhjeve të valencës.

• A) një lidhje kimike midis dy atomeve lind si rezultat i mbivendosjes së AOs me formimin e çifteve elektronike.
• B) atomet që hyjnë në një lidhje kimike shkëmbejnë elektrone me njëri-tjetrin, të cilat formojnë çifte lidhjesh. Energjia e shkëmbimit të elektroneve ndërmjet atomeve (energjia e tërheqjes së atomeve) jep kontributin kryesor në energjinë e një lidhjeje kimike. Një kontribut shtesë në energjinë lidhëse jepet nga forcat e ndërveprimit të Kulombit të grimcave.
• C) në përputhje me parimin Pauli, një lidhje kimike formohet vetëm kur elektronet ndërveprojnë me spin të ndryshëm.
• D) karakteristikat e lidhjes kimike (energjia, gjatësia, polariteti) përcaktohen nga lloji i mbivendosjes AO.

Metoda e lidhjeve të valencës. Lidhja kovalente drejtohet drejt mbivendosjes maksimale të AO-ve të atomeve që reagojnë.

Valence. Aftësia e një atomi për të bashkuar ose zëvendësuar një numër të caktuar atomesh të tjerë për të formuar lidhje kimike.

Pas kalimit në një gjendje të ngacmuar, një nga elektronet e çiftuara kalon në një orbital të lirë të së njëjtës shtresë.

Mekanizmi dhurues-pranues: një çift elektronik i përbashkët formohet për shkak të çiftit të vetëm të elektroneve të një atomi dhe orbitalit vakant të një atomi tjetër.

Metoda molekulare orbitale. Elektronet në një molekulë shpërndahen mbi MO, të cilat, si AOs, karakterizohen nga një energji dhe formë e caktuar. MO-të mbulojnë të gjithë molekulën. Molekula konsiderohet si një sistem i vetëm.

• 1. Numri i OT është i barabartë me numrin total të OA nga të cilat është kombinuar OT.
• 2. Energjia e disa MO rezulton të jetë më e lartë, të tjerat - më e ulët se energjia e AO fillestare. Energjia mesatare e MO e përftuar nga një grup AO përafërsisht përkon me energjinë mesatare të këtyre AO.
• 3. Elektronet mbushin MO, si dhe AO, në rendin e rritjes së energjisë, ndërsa respektohet parimi i përjashtimit Pauli dhe rregulli i Gundit.
• 4. AO-të kombinohen në mënyrë më efektive me ato AO që karakterizohen nga energji të krahasueshme dhe simetri përkatëse.
• 5. Si në metodën VS, forca e lidhjes në metodën MO është proporcionale me shkallën e mbivendosjes së orbitaleve atomike.

Rendi dhe energjia e komunikimit. Rendi i komunikimit n = (Nw-Np) / 2. Nw është numri i e në orbitalet molekulare lidhëse, Np është numri i e në orbitalet molekulare antilidhëse.

Nëse Nw = Np, atëherë n = 0 dhe molekula nuk është formuar. Me një rritje në n në molekula të të njëjtit lloj, energjia e lidhjes rritet. Ndryshe nga metoda AO, metoda MO supozon se një lidhje mund të formohet nga një elektron.

Lidhje komplekse. Komponimet komplekse që kanë lidhje kovalente të formuara nga mekanizmi dhurues-pranues

Tutorial

2. Astrakhan

Lidhja kimike: Libër mësuesi / Ryabukhin Yu.I. - Astrakhan: Astrakhan. shteti teknologjisë. un-t, 2013 .-- 40 f.

Projektuar për studentë të specialiteteve inxhinierike dhe teknike jo kimike.

Përputhet me standardet shtetërore arsimore të arsimit të lartë profesional

Ill .: 15 figura, tabela: 1, bibliografi: 6 tituj, ap.

Botuar me vendim të Departamentit të Kimisë së Përgjithshme Inorganike dhe Analitike (protokolli nr.__ datë _________ 2013)

Shqyrtuesi: Cand. kimi. Shkenca, Profesor i Asociuar Lebedeva A.P.

© Ryabukhin Yu.I., 2013

© ASTU, 2013

PREZANTIMI

Në natyrë, elementët kimikë në formën e atomeve të lira (me përjashtim të gazrave fisnikë - elementë të grupit VIIIA) praktikisht nuk ndodhin. Zakonisht, atomet e çdo elementi kimik ndërveprojnë ose me njëri-tjetrin ose me atomet e elementeve të tjerë, duke formuar lidhje kimike me paraqitjen e substancave përkatësisht të thjeshta ose komplekse. Në të njëjtën kohë, molekulat e substancave të ndryshme ndërveprojnë me njëra-tjetrën.

Doktrina e lidhjes kimike përbën bazën e të gjithë kimisë teorike.

Lidhja kimike 1 Është një grup forcash që lidhin atomet me njëri-tjetrin në struktura më të qëndrueshme - molekula ose kristale.

Formimi i molekulave dhe kristaleve është kryesisht për shkak të tërheqjes së Kulombit midis elektroneve dhe bërthamave atomike.

Natyra e lidhjes kimike u kuptua vetëm pas zbulimit të ligjeve të mekanikës kuantike (valore) që rregullojnë mikrobotën. Teoria moderne i përgjigjet pyetjeve se pse lind një lidhje kimike dhe cila është natyra e forcave të saj.

Formimi i lidhjeve kimike është një proces spontan; përndryshe nuk do të kishte substanca të thjeshta apo komplekse. Nga pikëpamja termodinamike, arsyeja e formimit të një lidhjeje kimike është një rënie në energjinë e sistemit.

Formimi i një lidhjeje kimike shoqërohet me çlirimin e energjisë dhe thyerja e saj kërkon shpenzimin e energjisë.

Karakteristikat e një lidhjeje kimike janë energjia dhe gjatësia e saj.

Energjia e lidhjes kimike - kjo është energjia e lëshuar në procesin e formimit dhe karakterizimit të forcës së saj; Energjia e lidhjes shprehet në kJ për mol të substancës që rezulton (E sv , kJ / mol) 2.

Sa më e lartë të jetë energjia e lidhjes kimike, aq më e fortë është lidhja. Energjia e lidhjes kimike të një molekule diatomike vlerësohet duke e krahasuar atë me gjendjen para formimit të saj. Për molekulat poliatomike me të njëjtin lloj lidhjeje, llogaritet energjia mesatare e lidhjes kimike (për shembull, për H 2 O ose CH 4).

Energjia mesatare e lidhjes kimike përcaktohet duke pjesëtuar energjinë e formimit të një molekule me numrin e lidhjeve të saj.

Gjatësia e lidhjes kimike quhet largësia ndërmjet bërthamave të atomeve në një molekulë.

Gjatësia e lidhjes përcaktohet nga madhësia e atomeve të lidhjes dhe shkalla e mbivendosjes së predhave të tyre elektronike.

Për shembull, për fluorin e hidrogjenit dhe jodurin e hidrogjenit:

l HF< l HI

Varësisht nga lloji i grimcave (atomeve ose molekulave) që do të bashkohen, ato dallohen lidhjet intramolekulare, për shkak të të cilave formohen molekulat, dhe lidhjet ndërmolekulare, që çon në formimin e asociacioneve nga molekulat ose në lidhjen e atomeve të grupeve funksionale individuale në një molekulë. Këto lloje të lidhjeve ndryshojnë ndjeshëm në energji: për lidhjet intramolekulare, energjia është 100-1000 kJ / mol 1, dhe për lidhjet ndërmolekulare, zakonisht nuk kalon 40 kJ / mol.

Merrni parasysh arsimin intramolekulare lidhje kimike në shembullin e bashkëveprimit të atomeve të hidrogjenit.

Kur dy atome hidrogjeni i afrohen njëri-tjetrit, ndodh një ndërveprim i fortë shkëmbimi midis elektroneve të tyre me rrotullime antiparalele, duke çuar në shfaqjen e një çifti elektronik të përbashkët. Kjo rrit densitetin e elektroneve në hapësirën ndërbërthamore, gjë që kontribuon në tërheqjen e bërthamave, atomeve që ndërveprojnë. Si rezultat, energjia e sistemit zvogëlohet dhe sistemi bëhet më i qëndrueshëm - ekziston midis atomeve lidhje kimike(fig. 1).

Oriz. 1. Diagrami energjetik i formimit të një lidhjeje kimike ndërmjet atomeve të hidrogjenit

Sistemi ka një minimum energjie në një distancë të caktuar midis bërthamave të atomeve; me afrimin e mëtejshëm të atomeve, energjia rritet për shkak të rritjes së forcave refuzuese midis bërthamave.

Në varësi të mënyrës se si çifti i përbashkët elektronik ndërvepron me bërthamat e atomeve që do të bashkohen, dallohen tre lloje kryesore të lidhjeve kimike: ovalente, jonike dhe metalike, si dhe lidhje hidrogjenore.

Krahasimi i të dhënave për numrin e elektroneve në shtresën e jashtme me numrin e lidhjeve kimike që mund të formojë një atom i caktuar tregoi se bazat e formimit të një lidhjeje kimike të zbuluara në studimin e një molekule hidrogjeni janë të vlefshme për atomet e tjerë si. mirë. Kjo është për shkak se lidhja është elektrike në natyrë dhe formohet nga dy elektrone (një nga çdo atom). Prandaj, duhet pritur një korrelacion midis energjisë së parë të jonizimit (PEI) të atomeve (me origjinë elektrostatike) dhe energjisë së tyre lidhëse në molekulat diatomike.

Të dhënat eksperimentale mbi përcaktimin e energjisë së lidhjes për një numër molekulash diatomike (në fazën e gazit) të formuara nga atomet e periudhave të 2-të dhe të 3-të janë paraqitur në tabelën 4.2 dhe në Fig. 4.2.1.

Tabela 4.2

Oriz. 4.2-1 Energjia e lidhjes në molekula nga elementët e periudhës së dytë dhe të tretë, në varësi të PEI të elementit

Këto të dhëna (shih Tabelën 4.2, Fig. 4.2-1) tregojnë se energjia e lidhjes ndërmjet atomeve është praktikisht e pavarur nga PEI e atomeve të lidhura.

A është e mundur që në molekulat diatomike (ku ka më shumë se një elektron), lidhja të formohet nga një mekanizëm tjetër dhe ka shtesë forca që nuk janë konsideruar më parë nga ne?

Përpara se të kalojmë në identifikimin e këtyre forcave, le të përpiqemi ta shpjegojmë këtë pavarësinë bazuar në ndërveprimet e mëparshme.
Le të fillojmë duke shqyrtuar faktorë shtesë që shpjegojnë mungesën e korrelacionit të pritur dhe pavarësinë të dhëna eksperimentale për matjen e PEI nga energjia e lidhjes në molekulat diatomike.
Tabelën (4.2) e ndajmë në katër grupe:

Grupi A përfshin molekula të përbëra nga atome identike, në të cilat energjia e lidhjes është nën 40 kJ / mol. Në fazën e gazit, këto molekula shpërbëhen në atome.

Grupi B përfshin molekula diatomike të përbëra nga atome identike, energjia e lidhjes në të cilën varion nga 400 kJ / mol deri në 1000 kJ / mol. Në të vërtetë, energjia e lidhjes në këto molekula është dukshëm e ndryshme në krahasim me energjinë e lidhjes në molekulën e hidrogjenit, e cila është 429 kJ / mol.

GrupiME përfshin molekula diatomike të përbëra nga atome të ndryshme, energjia e lidhjes në të cilën varion nga 340 kJ / mol në 550 kJ / mol.

GrupiD përfshin molekula diatomike me atome identike, energjia lidhëse e të cilave është 50-350 kJ / mol.

TABELA 4.4
ENERGJIA E KOMUNIKIMITNË MOLEKULA

Para se të fillojmë të shpjegojmë, le të sqarojmë pyetjet që duhet të mbulojmë.
Së pari pyetje:
Pse energjia e lidhjes midis atomeve me shumë elektrone është shumë më e vogël ose shumë më e madhe (tabela 4.2) sesa në një molekulë hidrogjeni (H 2)?

Për të shpjeguar devijimin domethënës të energjisë lidhëse në molekulat poliatomike nga energjia e lidhjes në molekulën e hidrogjenit, është e nevojshme të thellojmë të kuptuarit tonë për arsyen pse numri i elektroneve në shtresën e jashtme është i kufizuar.
Lidhja e një elektroni me një atom ndodh kur ka një fitim në energji, ose, me fjalë të tjera, nëse absolute vlera potenciale e energjisë së sistemit atom + elektron rritet si rezultat i lidhjes së një elektroni me një atom. Të dhënat mbi afinitetin e një atomi për një elektron, të paraqitura në tabelën 4.3, na japin vlerën numerike të fitimit në energji kur një elektron lidhet me një atom.

tabela 4.3

Kur një elektron lidhet me një atom, energjia totale e tërheqjes së elektroneve në bërthamë rritet për shkak të rritjes së numrit të elektroneve të tërhequr në bërthamë. Nga ana tjetër, energjia e zmbrapsjes së elektron-elektronit rritet për shkak të rritjes së numrit të elektroneve. Kjo do të thotë, lidhja e një elektroni me një atom ndodh nëse, si rezultat i kësaj lidhjeje, fitimi i energjisë tërheqëse është më i madh se humbja e energjisë për shkak të rritjes së energjisë refuzuese.

Numërimi i ndryshimit të energjisë kur një elektron lidhet me një atom hidrogjeni jep një fitim energjie prej 3.4 eV. Kjo do të thotë, atomi i hidrogjenit duhet të ketë një afinitet elektronik pozitiv. Kjo është pikërisht ajo që vërehet në eksperiment.

Një llogaritje e ngjashme e ndryshimit të energjisë potenciale kur një elektron lidhet me një atom helium tregon se lidhja e një elektroni nuk çon në rritjen e energjisë potenciale, por në uljen e saj. Në të vërtetë, afiniteti i atomit të heliumit, sipas eksperimentit, është më i vogël se zero.

Prandaj, aftësia për të lidhur ose jo një elektron në një atom përcaktohet nga ndryshimet në ndryshimin në vlerat absolute të energjisë potenciale të tërheqjes së të gjitha elektroneve në bërthamë dhe zmbrapsjen e ndërsjellë ndërelektronike. Nëse ky ndryshim është më i madh se zero, atëherë elektroni do të bashkohet, dhe nëse është më i vogël se zero, atëherë nuk do të bashkohet.

Të dhënat mbi afinitetin elektronik të atomeve të dhëna në tabelën 4.3 tregojnë se për atomet e periudhave 1, 2 dhe 3, përveç Bëhu,Mg,Ne,Ar rritja e energjisë së tërheqjes gjatë lidhjes së elektroneve në bërthamë është më e madhe se rritja e energjisë së zmbrapsjes.
Në rastin e atomeve Bëhu,Mg,Ne,Ar, rritja e energjisë së tërheqjes gjatë lidhjes së elektroneve në bërthamë është më e ulët se rritja e energjisë së zmbrapsjes elektron-elektroni. Ky përfundim konfirmohet në mënyrë të pavarur nga informacioni mbi PEI për atomet e periudhave 2 dhe 3, të dhëna në Tabelën 4.2 (grupi A).

Kur formohet një lidhje kimike, numri i elektroneve në shtresat e jashtme elektronike të atomeve rritet me një elektron, dhe sipas llogaritjes së modelit të molekulës së hidrogjenit H 2, ngarkesat efektive të atomeve të lidhura ndryshojnë. Ngarkesat efektive të bërthamave të lidhura ndryshojnë për shkak të tërheqjes së bërthamave të ngarkuara dhe në lidhje me rritjen e numrit të elektroneve në shtresat e jashtme të atomeve të lidhura.

Në një molekulë hidrogjeni, afrimi i bërthamave çon në një rritje të forcës së tërheqjes së elektroneve lidhëse me bërthamat me 50%, që është e barabartë me një rritje të ngarkesës efektive të bërthamave të lidhura me 0,5 njësi proton (shih Kapitulli 3).

Për sa i përket fitimit të energjisë, formimi i lidhjes është diçka si një proces i ndërmjetëm midis lidhjes së një elektroni me një atom neutral (afiniteti i matur i elektronit) dhe lidhjes së një elektroni me një atom ngarkesa bërthamore e të cilit rritet me 1 njësi.

Sipas të dhënave në tabelën 4.3, në kalimin nga litiumi (PEI - 519 kJ / mol) në berilium (PEI - 900 kJ / mol), PEI rritet me 400 kJ / mol, dhe në kalimin nga beriliumi në bor ( PEI - 799 kJ / mol) ), fitimi i energjisë reduktohet në 100 kJ / mol.
Kujtoni se shtresa e jashtme elektronike e borit ka 3 elektrone, dhe shtresa e jashtme e beriliumit përmban 2 elektrone. Kjo do të thotë, kur një elektron lidhet me beriliumin me një rritje të njëkohshme të ngarkesës bërthamore me një njësi protonike, elektroni i lidhur hyn në shtresën e jashtme të beriliumit, ndërsa fitimi i energjisë do të jetë 100 kJ / mol më pak se kur një elektron hyn në guaska e jashtme e litiumit (gjatë kalimit nga litiumi në berilium).

Tani është mjaft e kuptueshme një rënie e mprehtë e energjisë lidhëse për atomet me një afinitet negativ të atomit për elektronin, e treguar në tabelën 4.3. Megjithatë, megjithatë Ne,Bëhu,Mg,Ar mos lidhni elektrone, ato krijojnë molekula, sepse ngarkesa efektive e bërthamave rritet. Energjia e lidhjes në këto molekula (grup A) është shumë më e ulët se në molekulat e tjera.

Tani le të përgjigjemi e dyta pyetje: Pse energjia e lidhjes në molekulat diatomike të grupit B tregohet në tabelën 4.2. 1.5-2 herë më shumë se energjia e lidhjes në një molekulë hidrogjeni?

Në lëvozhgat e jashtme të atomeve të karbonit (C), azotit (N) dhe oksigjen (O) ka, përkatësisht, 4, 5 dhe 6 elektrone. Numri i lidhjeve që formojnë këto atome është i kufizuar nga numri i elektroneve shtesë që mund të hyjnë në shtresën e jashtme kur formohet një lidhje. Pra atomet e karbonit (C), azotit (N) dhe oksigjen (O) mund të formojë, përkatësisht, 4, 3 dhe 2 lidhje kimike. Prandaj, jo një, por disa lidhje kimike mund të formohen midis dy atomeve të paraqitura në tabelën 4.4, që nënkupton një fitim shumë më të madh në energji, krahasuar me formimin e 1 lidhjes në një molekulë diatomike, ku atomet e lidhura kanë secili nga 1 elektron në guaskën e jashtme

Nëse atomet janë të lidhur me një lidhje kimike, atëherë një lidhje e tillë quhet një lidhje e vetme. lidhje kimike ose lidhje e përgjithshme kimike. Kur atomet lidhen me disa lidhje kimike (të dyfishta ose të trefishta), lidhje të tilla quhen lidhje të shumta... Lidhje të shumta, për shembull, në molekulat e azotit (N 2) dhe oksigjen (O 2) përshkruhen me formula strukturore: N ≡ N dhe O = O.

Tani merrni parasysh grupin ME: Pse energjia e lidhjes në disa nga molekulat diatomike, të përbëra nga atome të ndryshme, është dukshëm më e lartë se në molekulat e tjera, të cilat përbëhen nga atome të njëjta?

Le të analizojmë molekulën NaCl... Atomet e natriumit dhe klorit ndryshojnë shumë në afinitetin e tyre elektronik. Prezantoni formimin e lidhjes si një proces me dy hapa. Në fazën e parë, fitimi në energji merret për shkak të afinitetit të atomeve për elektronet. Kjo është, nga ky këndvështrim, fitimi në energji gjatë formimit të një molekule Cl 2, duhet të jetë më shumë se gjatë formimit të molekulës NaCl nga ndryshimi në afinitetin e tyre elektronik.

Kur llogaritet një molekulë hidrogjeni (Kapitulli 3), energjia e lidhjes (energjia e nevojshme për të ndarë molekulat në atome) ishte shuma e dy komponentëve:

ndryshimi midis energjisë elektronike të një molekule hidrogjeni dhe dy atomeve të hidrogjenit;

energji shtesë e shpenzuar për ngrohjen e molekulave të pandara.

Duke llogaritur përbërësin e parë, ne llogarisim energjinë e molekulës, e cila është e barabartë me diferencën midis energjisë së tërheqjes së bërthamave të atomeve të hidrogjenit me çiftin lidhës të elektroneve dhe shumës së energjisë refuzuese të forcave ndërelektronike dhe ndërbërthamore.

Për të vlerësuar energjinë e tërheqjes së bërthamave me çiftet e lidhjes së elektroneve, si dhe për të vlerësuar energjinë e zmbrapsjes elektron-elektron, së pari duhet të zbulojmë vlerën e ngarkesës efektive të bërthamave të lidhura.

Potenciali i jonizimit dhe energjia lidhëse në molekulat diatomike