bond Metoda de valență (CS), considerând o legătură chimică, ca urmare a atragerii nucleilor celor doi atomi de la una sau mai multe comune pentru ei perechi de electroni. Astfel de două centre doi electroni și o legătură (dual-core) între doi atomi localizate, se numește o legătură covalentă.
În principiu, există două mecanisme posibile de formare a legăturii covalente: 1) Electronii împerechere doi atomi cu orientare opusă de spini lor; 2) interacțiunea donor-acceptor, în care o pereche de electroni totală devine gata unul dintre atomii (donatori), în prezența energetic favorabile liber orbitală a unui alt atom (acceptor).
Motivul pentru formarea oricărui tip de legătură chimică este de a reduce energia sistemului care însoțește acest proces. Diferența de energie dintre starea inițială și finală se numește energie de legare (URE) și determinată de cantitatea de căldură eliberată în timpul formării sale. Experimental, este mai convenabil pentru a găsi această valoare prin cantitatea de energie este nevoie pentru a sparge această conexiune. Valorile de ordinul 125-1050 kJ / mol Energia legăturilor chimice estimate.
Distanța dintre nucleele celor doi atomi, în care forțele de atracție și repulsie forțe sunt sistem echilibrat are o energie minimă se numește echilibru sau obligațiuni lungime d. Lungimea energiei de legătură depinde de multiplicitatea, care este determinată de numărul de perechi de electroni, care leagă doi atomi. Odată cu creșterea lungimii scade și crește obligațiuni multiplicitate energia, de exemplu, valorile pentru P-C1 obligațiuni C = C1 = C, respectiv, (în kJ nm), 0,154 și 548, 598 și 0155, 0120 și 838. Invers, raze în creștere atomi ce formează legătura duce la creșterea lungimii și a reduce energia.
In multe cazuri, numărul de electroni nepereche în numărul atomului este legături mai mici, formate de acestea. Acest lucru se datorează faptului că excitarea are loc atom abur una sau mai multe perechi de electroni, cu o trecere ulterioară a unui electron din fiecare dintre energia liberă și disponibilă pe orbita unui substrat mai mare. Acest proces este numit de promovare, iar energia care este cheltuit pe ea, energie promovarea Eprom. Pentru un atom de sulf în afară de starea de sol (2 ↑) există două posibile S excitate (4 ↑) și S (6 ↑), respectiv, prin comutarea unul sau doi electroni pe 3d-orbitali.
Proprietățile de legătură covalentă: saturație, focus și polarizabilitatea.
Saturarea legăturii covalente datorită capacitățile limitate ale valența atomilor, adică, capacitatea lor de a forma un număr bine definit de obligațiuni, care se află în mod normal între 1 și 6. Numărul total de valență atom orbitali, adică cele care pot fi utilizate pentru a forma legături chimice, determină posibil elementul maxim covalency. Numărul este deja utilizat în acest scop orbitali determină elementul covalency în acest sens.
Dacă toate formele atom obligațiuni numai datorită împerecherea de electroni, ele vorbesc de obicei, pur și simplu de valență, care este determinată de numărul de orbitali singur electron și numărul de electroni nepereche în atomul său în sol sau în stare excitată.
Natura participării fiecărui tip de societate pe acțiuni în formarea de conectare (asociere, donor și acceptor funcții) descrie grafic caracterele:
Elementele două perioade a sistemului periodic sunt doar patru valență AO (2S- unul și trei 2P), covalency așadar maxim egal cu 4. Numărul de electroni de valență în atomii elementelor situate la stânga de carbon este mai mic decât numărul de AO, cât și în atomii elementelor situate la dreapta Dimpotrivă, mai mult. Prin urmare, primul poate fi acceptoare, iar al doilea - donatorii perechilor de electroni. In stare de valență 4 atom de carbon obișnuit are un electron nepereche, care coincide cu numărul de valență AO, deci obligațiuni asupra organismului donor-acceptor nu formează.
Directivitate legătură covalentă este rezultatul atomilor de aspirație, pentru a forma o legătură puternică, cel mai probabil datorită densității electronilor mai mari între nucleele. Acest lucru se realizează printr-o orientare spațială a suprapunerii norilor de electroni, care coincide cu propria lor. Excepția este norii s-electroni, deoarece forma lor sferică face toate direcțiile egale. Pentru nori de electroni P- și d- se suprapun se realizează de-a lungul axei pe care acestea sunt extinse și formate în legătură cu aceasta se numește # 948; -bond. # 948; -bond are o simetrie axială și doi atomi poate fi rotit de-a lungul legăturii, adică, că o linie imaginară care trece prin miezul de atomi legați chimic. Aceasta elimină posibilitatea formării de regioizomeri.
După formarea între doi atomi # 948; -bond la restul norilor de electroni de aceeași formă și cu același număr cuantic principal este doar posibilitatea de suprapunere laterală pe ambele părți ale legăturii, prin care, în acest caz, trece un plan nodal. Rezultatul este un π-bond. Astfel, fiecare legătură multiplă conține întotdeauna un singur # 948; -bond. Un exemplu poate fi o moleculă de azot. număr # 948; -bonds care formează atomul central în moleculele sau ionii complecși, valoarea acesteia definește numărul de coordonare. De exemplu, o moleculă de NH3 și NH4 + ion la atomul de azot, este de trei.
formare # 948; -bonds fixează poziția spațială a atomilor în raport cu celălalt, astfel încât numărul de # 948; -bonds și unghiurile dintre liniile de racordare, care sunt numite valență determina configurația geometrică spațială a moleculelor și a ionilor complecși, care se reflectă în modelele geometrice corespunzătoare.
Bonds formate orbitali atom datorate cu diferite valori ale # 8467;, ar trebui să fie energic inegale, care, cu toate acestea, nu a fost confirmat de experiment. Contradicția este eliminată ideea de hibridizare (Pauling), conform căreia formarea de legături de diferite simetrie orbitale sunt amestecate și transformate în hibrid AO aceeași formă și aceeași putere medie, care asigură echivalența legăturilor formate de acestea. Posibilitatea de hibridizare este determinată de trei condiții:
1. Diferența mică din energia AD inițiale, cu o creștere a acestei diferențe scade stabilitatea și durabilitatea lor statului hibrid care formează legături;
2. o densitate suficientă a norului de electroni se determină că valoarea numărului cuantic principal;
3. grad suficient de suprapunere a orbitali hibride cu AB alți atomi în formarea de relații care stabilește o stare hibrid și o face mai rezistent.
Numărul de orbitali hibride este egal cu numărul de original. Le puteți găsi prin combinație liniară (adunare și scădere) din AO original (LCAO). Contribuția mai mare a SA în funcția inițială de undă, cu atât mai mare similaritatea ei arată orbitali hibride. Asimetrici orbitali formă hibrid prin faptul că, pe de o parte, dintr-un nucleu, densitatea de electroni crește datorită adăugării funcțiilor de undă cu aceleași semne, iar pe de altă parte - este redus prin adăugarea de aceleași funcții cu diferite semne, care echivalează cu scădere. Această formă de orbitali hibrid este avantajos să se formeze o relație mai puternică.
Relativa hibrid poziție spațială orbitală într-un atom de corelare este determinată de încărcătura de electroni și spate, prin care electronii cu rotiri paralele pot tind să fie mai depărtate, care scade forțele de repulsie și prin aceasta reduce energia sistemului. În cazul celor două orbitalii hibride mai energic favorabilă este poziția lor pe aceeași linie dreaptă cu orientarea în direcții opuse, care determină configurația moleculelor liniare corespunzătoare.
Sp 2 dă hibridizare trei orbitali hibride, care sunt direcționate din centru către vârfurile unui triunghi echilateral, iar unghiul de legătură în acest caz este de 120 0. O astfel de hibridizare este realizată orbitalii de valență în moleculele BF3 și BCI3.
Sp3 patru orbitali hibride # 948; sunt direcționate către vârfurile unui unghi de tetraedru regulat 109 0. Un exemplu de molecule tetraedrice poate fi CH4. CCl4 și NH4 + ion.
Hibridizarea poate implica nu numai un singur electron, dar, de asemenea, doi electroni AO. În acest caz, există un număr de neîmpărtășită, adică orbitali hibride nu a luat parte la formarea de legături, perechi de electroni (NP), care a fost pe original SA. Nu participa la hibridizarea liberă AO și cele ale singur electron, care formează un π-bond.
Configurația geometrică a moleculelor este complet determinat de tipul de hibridizare a orbitalilor atomului central prevăzut numai că toate hibrid AO implicate în formarea legăturii. Dacă cel puțin una dintre ele este perechea de electroni lone, configurația determinată de tipul de hibridizare este pus în aplicare în totalitate. Astfel, în cazul în care același tip de hibridare Sp 3, în funcție de numărul de perechi singuri de patru posibile configurații geometrice diferite ale moleculelor așa cum se arată în tabelul 2.
configurație geometrică posibilă atunci când moleculele sp3 - hibridizare
Numărul de hibrid SA
Molecule cu legături multiple conțin tt-obligațiuni care nu participă la hibridizare și fără a afecta configurația geometrică a moleculelor, hibridul stabilizat atomii de stat. Numărul tt-obligațiuni în moleculă este egală cu multiplicitatea comunicații minus unu (unul # 948; -bond). număr # 948; -bonds determinată de cantitatea totală a relațiilor simple și multiple. Astfel, în molecula ROSI3, una dublă și trei legătură simplă, deci conține 3 # 948; și un π-bond.
Pentru a determina tipul de hibridizare, este necesar să se cunoască numărul de orbitali hibridizate ale atomului central. Acesta poate fi găsit prin scăderea din numărul total de valență-electron AO de formare a unui π-bond. În circuitele de configurații electronice, acestea sunt numărate de la dreapta la stânga, ca formă tt-obligațiuni, în primul rând, # 945; -. și apoi p-AO. Toate orbitali de valență rămase sunt implicate în hibridizare.
Prezența în moleculele de perechi de electroni nepuse afectează valoarea unghiurilor de obligațiuni. Acest lucru se datorează faptului că forța de repulsie este mai mare decât între perechile relativ fixe bonding electronice (DP). Descending forță perechi de electroni respingătoare pot fi aranjate în ordinea următoare:
NP - NP> NP-SP> SP-SP. Ca rezultat al IR într-o anumită măsură, ca și, dacă este apăsat pe perechile de comunicații electronice, ceea ce conduce la o anumită reducere a unghiului de legătură. Cu cât numărul de NP, mai mare efectul lor. Astfel, într-o moleculă de NH3 NP reduce unghiul tetraedric (
109 0) și 0 până la 107 în H2 O moleculă 2NP reduce lungimea sa la 104.5 0. legături simple și duble între atomul central și alți atomi este identic cu datele experimentale la fel. Acest lucru poate fi explicat prin delocalizarea tt-obligațiuni, adică distribuirea lor egal între toate link-urile din formulele indicate de linia punctată.
În aceste cazuri, multitudinea de comunicare reprezentat de o fracție, un ion sulfat, este egal cu 1,5. Aceasta corespunde lungimii legăturii experimental (0,149 nm), care prin valoarea sa este intermediară între simpla (0,160nm) și dublu (0.143 nm). Simultan cu delocalizarea tt-obligațiuni are loc, de asemenea, delocalizarea încărcare, astfel încât ionii de acid oxo sunt concentrate nu pe atomii de oxigen, și sunt distribuite uniform pe întregul volum al ionului.
Polarizabilitatea este considerat pe baza de idei cu privire la modul în care poate fi o legătură covalentă este un non-polare (pur covalentă) sau polar. In primul caz se formează legătura între aceiași atomi și distribuția simetrică a densității de electroni în spațiul internuclear conduce coincide centrelor de greutate sarcinilor pozitive și negative. Legătura de polară este formată în cazurile în care densitatea de electroni internuclear este deplasată la atomul cu o mai mare electronegativitate. Apoi centrele de greutate (+) și (-) taxele nu sunt aceleași și există un sistem (un dipol electric) a celor două egale în mărime, dar în semn opus la taxa ( # 948; + și # 948 ;-) de o distanță numită lungime de dipol # 8467;. Amploarea unei astfel de valori de conexiune polaritate estimată a momentului de dipol electric # 956;, egală cu produsul taxei absolute a electronului (q = 1,60 # 8729; 10 -19 CI) Lungime dipol pentru: # 956; = Q # 8729; # 8467;. Tak, în cazul în care # 8467; (N-CI) = 0.022nm sau 22 # 8729; 10 -12 m, iar # 956; (N-CI) = 1,60 # 8729; 10 -19 # 8729; 22 # 8729; 10 -12 = 3.52 # 8729; 10 -30 # Kl 8729; m.
Experimental, de obicei, determinată de momentele de dipol electric și pe ele sunt lungimea dipol: # 8467 = # 956; / Q.
momente dipolare - cantități vectoriale, adică, caracterizat orientate (în mod convențional de la pozitiv la sarcină negativă).
momentelor dipol electrice ale moleculelor sunt determinate geometric (vector) suma de obligațiuni momente dipol. De exemplu, # 956; moleculă liniară CO2 este: # 956; (CO) + # 956; (CO) = 0 sau o moleculă de apă, în care # 956; H O -bonds sunt înclinate 0 104,5. # 956 = # 8729, 6,13; CI -30 10 # 8729; m.
Legătură covalentă polarizabilitatea numit capacitatea sa de sub un câmp electric extern pentru a deveni mai polar sau polar. cuplu constant dipol legătură polar # 956; n în câmpul electric devine mai mare cu suma # 956; i, egal cu punctul de timp de dipol induse sau induse. # 956; # = 956; n + # 956; i.
Rolul câmpului electric extern poate juca particulele încărcate care intră în compoziția compusului (ioni sau atomi cu o sarcină eficientă mare # 948; ).
Ion acțiunea polarizant provoacă deformarea carcasei de electroni a vecinilor, care este mai mare cu atât mai mare polarizabilitatea lor, adică capacitatea de astfel de deformare. Cu cât taxa de ioni și mai mică raza, cu atât mai mare efectul polarizator și de fapt mai puțin polarizabilitatea.
Formarea atomilor de cationi și anioni este însoțită de o scădere, respectiv, și o creștere a razei. De exemplu, r (Na) = 0,189 și r (Na +) = 0098 nm; r (Cl) = 0,099 și r (Cl -) = 0.181 nm. Aceste raporturi conduc la faptul că interacțiunea dintre ionii este însoțit de anion cation substanțial numai polarizat. Pentru anioni complecși, datorită razelor lor mari efective a efectului polarizator și un polarizabilitatea privat sunt relativ mici și, de obicei, nu au fost luate în considerare.
Pentru creșterea rezistenței acțiunii polarizator a tuturor cationilor pot fi combinate în trei grupe:
1. Cationii cu strat complet exterior susținut tip electronic de gaz nobil;
2. Cationii cu strat electronic extern incomplet - ioni # 945; -elements (Cr 3+ Fe 2+ Fe 3+ Mn 2+, etc .....), Ionii elementelor p (TI + Pb 2+ Bi 3+ și colab ...);
3. Cationii cu 18 electronic strat (Ag +. Zn2 +. TI 3+ și colab.). O parte din ionii de-al doilea grup. de exemplu Hg 2+. ușor deformat, și apoi anionul polarizată induce în ele dipol care. la rândul său, crește membrana anionului deformare e se numește un efect polarizant suplimentar [2].