Grimcat e një lidhje kovalente. Metoda e lidhjes së valencës

Siç është përmendur tashmë, një çift elektronik i zakonshëm që kryen një lidhje kovalente mund të formohet për shkak të elektroneve të paçiftëzuara të pranishme në atomet ndërvepruese të pangacmuara. Kjo ndodh, për shembull, gjatë formimit të molekulave të tilla si H2, HC1, Cl2. Këtu secili prej atomeve ka një elektron të paçiftuar; kur dy atome të tillë ndërveprojnë, krijohet një çift elektronik i përbashkët - lind një lidhje kovalente.

Ekzistojnë tre elektrone të paçiftuara në një atom azoti të pangacmuar:

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 molekulat N 2 ose NH 3, në të cilat kovalenca e azotit është 3.

Megjithatë, numri i lidhjeve kovalente mund të jetë gjithashtu më i madh se numri i elektroneve të paçiftuara të disponueshme në një atom të pangacmuar. Pra, në gjendje normale, shtresa e jashtme elektronike e një atomi karboni ka një strukturë që përshkruhet nga diagrami:

Për shkak të elektroneve të disponueshme të paçiftuara, një atom karboni mund të formojë dy lidhje kovalente. Ndërkohë, karboni karakterizohet nga komponime në të cilat secili nga atomet e tij është i lidhur me atomet fqinje me katër lidhje kovalente (për shembull, CO 2, CH 4, etj.). Kjo rezulton të jetë e mundur për faktin se, me shpenzimin e një pjese të energjisë, një nga elektronet 2x të pranishme në atom mund të transferohet në nënnivelin 2. R si rezultat, atomi kalon në një gjendje të ngacmuar dhe numri i elektroneve të paçiftuara rritet. Një proces i tillë ngacmimi, i shoqëruar nga "avullimi" i elektroneve, mund të përfaqësohet nga skema e mëposhtme, në të cilën gjendja e ngacmuar shënohet me një yll në simbolin e elementit:

Tani ka katër elektrone të paçiftëzuara në shtresën e jashtme elektronike të atomit të karbonit; prandaj, një atom karboni 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 çlirimin e më shumë energjia, e cila 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 paçiftëzuara, shoqërohet me shpenzime shumë të mëdha të energjisë, atëherë këto shpenzime nuk kompensohen nga energjia e formimit të lidhjeve të reja; atëherë një proces i tillë në tërësi rezulton të jetë energjikisht i pafavorshëm. Pra, atomet e oksigjenit dhe fluorit nuk kanë orbitale të lira në shtresën e jashtme të elektroneve:

Këtu, një rritje në numrin e elektroneve të paçiftëzuara është e mundur vetëm duke transferuar një nga elektronet në nivelin tjetër të energjisë, d.m.th. në një gjendje 3s. 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 - 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 i në shtresën e jashtme të elektroneve, tek i cili, pas ngacmimit, mund të kalojnë s- dhe p-elektrone të shtresës së jashtme. Prandaj, këtu shfaqen mundësi shtesë për rritjen e numrit të elektroneve të paçiftuara. Pra, një atom klori, i cili ka një elektron të paçiftuar në një gjendje të pangacmuar

mund të shndërrohet në kurriz të disa energjive në gjendje të ngacmuara (SR), 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 e jo vetëm një, por edhe tre, pesë ose shtatë lidhjeve kovalente. Pra, në acidin klorik HClO 2, kovalenca e klorit është tre, në acidin klorik HClO 3 - pesë, dhe në acidin perklorik HClO 4 - shtatë. Në mënyrë të ngjashme, një atom squfuri, i cili gjithashtu ka një nivel të papushtuar 3bCio, mund të kalojë në gjendje të ngacmuar me katër ose gjashtë elektrone të paçiftëzuara dhe, për rrjedhojë, të marrë pjesë në formimin e jo vetëm dy, si në oksigjen, por edhe katër ose gjashtë lidhjeve kovalente. Kjo mund të shpjegojë ekzistencën e përbërjeve në të cilat squfuri shfaq kovalencë të barabartë me katër (SO 2, SCl 4) ose gjashtë (SF 6).

Në shumë raste, lidhjet kovalente lindin gjithashtu për shkak të elektroneve të çiftëzuara të pranishme në shtresën e jashtme elektronike të atomit. Konsideroni, për shembull, strukturën elektronike të një molekule amoniaku:

Këtu, pikat përfaqësojnë elektronet që fillimisht i përkisnin atomit të azotit, dhe kryqet - ato që 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 formohen çift ​​i vetëm. Një çift i tillë elektronesh mund të marrë pjesë edhe në formimin e një lidhjeje kovalente me një atom tjetër, nëse ka një orbital të lirë në shtresën e jashtme elektronike të këtij atomi. Një ls-orbital i zbrazët është i pranishëm, për shembull, për jonin e hidrogjenit H +, i cili në përgjithësi nuk ka elektrone:

Prandaj, kur molekula NH 3 ndërvepron me një jon hidrogjeni, midis tyre lind një lidhje kovalente; çifti i vetëm i elektroneve të atomit të azotit bëhet i zakonshëm për dy atome, si rezultat i të cilit formohet një jon amonit NH 4:

Këtu, lidhja kovalente u ngrit për shkak të një çifti elektronesh që fillimisht i përkisnin një atomi (dhuruesçift ​​elektronik), dhe orbitalin e lirë të një atomi tjetër (pranuesçift ​​elektronik). Kjo metodë e formimit të një lidhje kovalente quhet dhurues-pranues. Në shembullin e konsideruar, dhuruesi i çiftit elektronik është atomi i azotit, dhe pranuesi është atomi i hidrogjenit.

Përvoja ka vërtetuar se katër komunikimi N-H në jonet e amonit janë ekuivalente në të gjitha aspektet. Nga kjo rrjedh se lidhja e formuar nga metoda dhurues-pranues nuk ndryshon në vetitë e saj nga lidhja kovalente e krijuar për shkak të elektroneve të paçiftuara të atomeve ndërvepruese.

Një shembull tjetër i një molekule në të cilën ka lidhje të formuara me metodën dhurues-pranues është molekula e oksidit nitrik (I) N 2 O.

Përpara formula strukturore ky kompleks u përshkrua si më poshtë:

Sipas kësaj formule, atomi qendror i azotit lidhet me atomet fqinje me pesë lidhje kovalente, kështu që në shtresën e jashtme elektronike të tij ka dhjetë elektrone (pesë çifte elektronike). Por ky përfundim bie ndesh me strukturën elektronike të atomit të azotit, pasi shtresa e jashtme e tij L përmban vetëm katër orbitale (një orbitale 5 dhe tre 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 nitrik (I), dhe elektronet e atomeve individuale do të shënohen 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 në shtresën e jashtme elektronike të atomit më të jashtëm të azotit ka vetëm gjashtë elektrone; Prandaj ky atom mund të jetë një 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 N 2 O ka një strukturë të qëndrueshme me tetë elektrone të shtresës së jashtme. Nëse lidhja kovalente e formuar nga metoda 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 (I), kovalenca e atomit qendror të azotit është katër, dhe ajo e ekstremit një, dy.

Shembujt e shqyrtuar tregojnë se atomet kanë një sërë mundësish për formimin e lidhjeve kovalente. Kjo e fundit mund të krijohet si për shkak të elektroneve të paçiftuara të një atomi të pangacmuar, ashtu edhe për shkak të elektroneve të paçiftëzuara që shfaqen si rezultat i ngacmimit të një atomi ("çifrimi" i çifteve të elektroneve), dhe, së fundi, me metodën dhurues-pranues. Sidoqoftë, numri i përgjithshëm i lidhjeve kovalente që mund të formohen atom të dhënë, i kufizuar. Përcaktohet nga numri i përgjithshëm i orbitaleve valente, domethënë ato orbitale, përdorimi i të cilave për formimin e lidhjeve kovalente rezulton të jetë energjikisht i favorshëm. Llogaritja kuanto-mekanike tregon se orbitale të tilla përfshijnë S- dhe orbital-p i shtresës së jashtme elektronike dhe d-orbital i shtresës së mëparshme; në disa raste, siç e kemi parë me shembujt e atomeve të klorit dhe squfurit, orbitalet bf të shtresës së jashtme mund të përdoren edhe si orbitale valente.

Atomet e të gjithë elementëve të periudhës së dytë kanë katër orbitale në shtresën e jashtme elektronike, në mungesë të orbitaleve d 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 të periudhës së dytë është katër.

Atomet e elementeve të periudhës së tretë dhe të mëvonshme mund të përdoren për të formuar lidhje kovalente jo vetëm s- dhe R-, por edhe ^ -orbitale. Komponimet e njohura të ^ -elementeve në të cilat përfshihet formimi i lidhjeve kovalente s- dhe R-orbitalet e shtresës së jashtme elektronike dhe të pesë

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

• Një lidhje kovalente e formuar nga një metodë donator-pranues nganjëherë quhet shkurtimisht një lidhje donator-pranues. Megjithatë, ky term nuk duhet kuptuar si një lloj i veçantë i lidhjes, por vetëm si një mënyrë e caktuar e formimit të një lidhjeje kovalente.

Është jashtëzakonisht e rrallë që kimikatet të përbëhen nga atome të veçanta, të palidhura. elementet kimike... Një strukturë e tillë në kushte normale posedon vetëm një numër të vogël të gazrave të quajtur fisnik: helium, neon, argon, kripton, ksenon dhe radon. Më shpesh sesa jo, substancat kimike nuk përbëhen nga atome të shpërndara, por nga shoqërimet e tyre në grupe të ndryshme. Asociacione të tilla atomesh mund të numërojnë disa njësi, qindra, mijëra ose edhe më shumë atome. Forca që i mban këto atome në përbërjen e grupimeve të tilla quhet lidhje kimike.

Me fjalë të tjera, mund të themi se një lidhje kimike është një ndërveprim që siguron një lidhje midis atomeve individuale në struktura më komplekse (molekula, jone, radikale, kristale, etj.).

Arsyeja për formimin e një lidhjeje kimike është se energjia e strukturave më komplekse është më e vogël se energjia totale e atomeve individuale që e formojnë atë.

Pra, në veçanti, nëse një molekulë XY formohet gjatë bashkëveprimit të atomeve X dhe Y, kjo do të thotë që energjia e brendshme e molekulave të kësaj substance është më e ulët se energjia e brendshme e atomeve individuale nga të cilat është formuar:

E (XY)< E(X) + E(Y)

Për këtë arsye, kur formohen lidhje kimike midis atomeve individuale, lirohet energji.

Në formimin e lidhjeve kimike marrin pjesë elektronet e shtresës së jashtme elektronike me energjinë më të ulët të lidhjes me bërthamën, të quajtura valencë... Për shembull, në bor, këto janë elektrone të 2 niveleve të energjisë - 2 elektrone për 2 s- orbitalet dhe 1 me 2 fq-orbitalet:

Kur formohet një lidhje kimike, çdo atom kërkon të marrë një konfigurim elektronik të atomeve të gazeve fisnike, d.m.th. në mënyrë që në shtresën e jashtme elektronike të saj të jenë 8 elektrone (2 për elementet e periudhës së parë). Ky fenomen quhet rregulli oktet.

Arritja e konfigurimit elektronik të një gazi fisnik nga atomet është e mundur nëse fillimisht atomet e vetme bëjnë pjesë të elektroneve të tyre të valencës të përbashkëta me atomet e tjerë. Në këtë rast, formohen çifte të përbashkëta elektronike.

Në varësi të shkallës së socializimit të elektroneve, mund të dallohen lidhjet kovalente, jonike dhe metalike.

Lidhja kovalente

Një lidhje kovalente ndodh më shpesh midis atomeve të elementeve jometalike. Nëse atomet e jometaleve që formojnë një lidhje kovalente i përkasin elementeve të ndryshme kimike, një lidhje e tillë quhet polare kovalente. Arsyeja për këtë emër qëndron në faktin se atomet e elementeve të ndryshëm kanë gjithashtu një aftësi të ndryshme për të tërhequr një çift elektronik të përbashkët. Natyrisht, kjo çon në një zhvendosje të çiftit të përbashkët elektronik drejt një prej atomeve, si rezultat i së cilës mbi të formohet një ngarkesë e pjesshme negative. Nga ana tjetër, një ngarkesë e pjesshme pozitive formohet në atomin tjetër. Për shembull, në një molekulë klorur hidrogjeni, një çift elektroni zhvendoset nga një atom hidrogjeni në një atom klori:

Shembuj të substancave me një lidhje polare kovalente:

СCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2, etj.

Ndërmjet atomeve të jometaleve të të njëjtit element kimik formohet një lidhje kovalente jopolare. Meqenëse atomet janë identike, aftësia e tyre për të tërhequr elektrone të përbashkëta është e njëjtë. Në këtë drejtim, zhvendosja e çiftit elektronik nuk vërehet:

Mekanizmi i mësipërm për formimin e një lidhjeje kovalente, kur të dy atomet sigurojnë elektrone për formimin e çifteve të përbashkëta elektronike, quhet shkëmbim.

Ekziston edhe një mekanizëm dhurues-pranues.

Kur një lidhje kovalente formohet nga mekanizmi dhurues-pranues, formohet një çift elektronik i përbashkët për shkak të orbitalës së mbushur të një atomi (me dy elektrone) dhe orbitalës së zbrazët të një atomi tjetër. Një atom që siguron një çift elektronik të vetëm quhet dhurues dhe një atom me një orbital të lirë quhet pranues. Atomet me elektrone të çiftëzuar veprojnë si dhurues të çifteve të elektroneve, për shembull, N, O, P, S.

Për shembull, sipas mekanizmit dhurues-pranues, lidhja e katërt kovalente N-H formohet në kationin e amonit NH 4 +:

Përveç polaritetit, lidhjet kovalente karakterizohen edhe nga energjia. Energjia e lidhjes është energjia minimale e nevojshme për të thyer një lidhje midis atomeve.

Energjia e lidhjes zvogëlohet me rritjen e rrezeve të atomeve të lidhura. Meqenëse, siç e dimë, rrezet atomike rriten në rënie në nëngrupe, për shembull, mund të konkludohet se forca e lidhjes halogjen-hidrogjen rritet në seri:

HI< HBr < HCl < HF

Gjithashtu, energjia e lidhjes varet nga shumëfishimi i saj - sa më i madh të jetë shumëfishimi i lidhjes, aq më shumë energjia e saj. Shumësia e lidhjes i referohet numrit të çifteve të zakonshme të elektroneve midis dy atomeve.

Lidhja jonike

Lidhja jonike mund të konsiderohet si rasti kufizues i lidhjes polare kovalente. Nëse në një lidhje kovalente-polare çifti i përgjithshëm elektronik zhvendoset pjesërisht në një nga çiftet e atomeve, atëherë në atë jonike pothuajse plotësisht "i jepet" njërit prej atomeve. Atomi që dhuroi elektronin (et) fiton një ngarkesë pozitive dhe bëhet kation, dhe atomi, i cili mori elektronet prej tij, fiton një ngarkesë negative dhe bëhet anion.

Kështu, një lidhje jonike është një lidhje e formuar për shkak të tërheqjes elektrostatike të kationeve ndaj anioneve.

Formimi i këtij lloji të lidhjes është karakteristik për bashkëveprimin e atomeve të metaleve tipike dhe jometaleve tipike.

Për shembull, fluori i kaliumit. Kationi i kaliumit merret si rezultat i abstraksionit të një elektroni nga atomi neutral, dhe joni i fluorit formohet kur një elektron lidhet me atomin e fluorit:

Një forcë e tërheqjes elektrostatike lind midis joneve që rezultojnë, si rezultat i së cilës formohet një përbërje jonike.

Gjatë formimit të një lidhjeje kimike, elektronet nga atomi i natriumit kaluan në atomin e klorit dhe u formuan jone të ngarkuar në mënyrë të kundërt, të cilët kanë një nivel të plotë të energjisë së jashtme.

U zbulua se elektronet nuk janë shkëputur plotësisht nga atomi i metalit, por zhvendosen vetëm drejt atomit të klorit, si në një lidhje kovalente.

Shumica e komponimeve binare që përmbajnë atome metalike janë jonike. Për shembull, oksidet, halogjenët, sulfidet, nitridet.

Një lidhje jonike ndodh gjithashtu midis kationeve të thjeshta dhe anioneve të thjeshta (F -, Cl -, S 2-), si dhe midis kationeve të thjeshta dhe anioneve komplekse (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -) . Prandaj, kripërat dhe bazat (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH) u referohen komponimeve jonike.

Lidhje metalike

Kjo lloj lidhjeje formohet në metale.

Atomet e të gjitha metaleve kanë elektrone në shtresën e jashtme elektronike, të cilat kanë një energji të ulët lidhëse me bërthamën atomike. Për shumicën e metaleve, procesi i humbjes së elektroneve të jashtme është energjikisht i favorshëm.

Për shkak të një ndërveprimi kaq të dobët me bërthamën, këto elektrone në metale janë shumë të lëvizshme dhe procesi i mëposhtëm ndodh vazhdimisht në çdo kristal metalik:

M 0 - ne - = M n +, ku M 0 është një atom metali neutral, dhe M n + është një kation i të njëjtit metal. Figura më poshtë ofron një ilustrim të proceseve në vazhdim.

Kjo do të thotë, elektronet "bartin" përgjatë kristalit të metalit, duke u shkëputur nga një atom metalik, duke formuar një kation prej tij, duke u bashkuar me një kation tjetër, duke formuar një atom neutral. Ky fenomen u quajt "erë elektronike", dhe grupi i elektroneve të lira në një kristal të një atomi jometal u quajt "gaz elektron". Ky lloj ndërveprimi ndërmjet atomeve metalike quhet lidhje metalike.

Lidhja hidrogjenore

Nëse një atom hidrogjeni në ndonjë substancë shoqërohet me një element me elektronegativitet të lartë (azot, oksigjen ose fluor), një substancë e tillë karakterizohet nga një fenomen i tillë si një lidhje hidrogjeni.

Meqenëse një atom hidrogjeni është i lidhur me një atom elektronegativ, një ngarkesë e pjesshme pozitive formohet në atomin e hidrogjenit dhe një ngarkesë e pjesshme negative në elementin elektronegativ. Në këtë drejtim, tërheqja elektrostatike bëhet e mundur midis atomit të hidrogjenit të ngarkuar pjesërisht pozitivisht të një molekule dhe atomit elektronegativ të një tjetri. Për shembull, një lidhje hidrogjeni vërehet për molekulat e ujit:

Është lidhja e hidrogjenit që shpjegon pikën e shkrirjes anormalisht të lartë të ujit. Përveç ujit, lidhje të forta hidrogjeni krijohen edhe në substanca të tilla si fluori i hidrogjenit, amoniaku, acidet që përmbajnë oksigjen, fenolet, alkoolet dhe aminet.

Kovalente, jonike dhe metalike janë tre llojet kryesore të lidhjeve kimike.

Le të mësojmë më shumë rreth lidhje kimike kovalente... Le të shqyrtojmë mekanizmin e shfaqjes së tij. Merrni si shembull formimin e një molekule hidrogjeni:

Një re sferike simetrike e formuar nga një elektron 1s rrethon bërthamën e një atomi të lirë të hidrogjenit. Kur atomet i afrohen njëri-tjetrit në një distancë të caktuar, ka një mbivendosje të pjesshme të orbitaleve të tyre (shih Fig.), si rezultat, një re molekulare me dy elektrone shfaqet midis qendrave të të dy bërthamave, e cila ka densitetin maksimal të elektroneve në hapësirën midis bërthamave. Me një rritje të densitetit të ngarkesës negative, ka një rritje të fortë në forcat e tërheqjes midis resë molekulare dhe bërthamave.

Pra, shohim se një lidhje kovalente formohet nga mbivendosjet e reve elektronike të atomeve, e cila shoqërohet me çlirimin e energjisë. Nëse distanca ndërmjet bërthamave të atomeve që janë afruar para prekjes është 0,106 nm, atëherë pas mbivendosjes së reve elektronike do të jetë 0,074 nm. Sa më i madh të jetë mbivendosja e orbitaleve të elektroneve, aq më e fortë është lidhja kimike.

Kovalente thirrur lidhje kimike me çifte elektronike... Komponimet me lidhje kovalente quhen homeopolare ose atomike.

ekziston dy lloje të lidhjeve kovalente: polare dhe jo polare.

Me jopolare Lidhja kovalente e formuar nga një palë e përbashkët elektronesh, reja elektronike shpërndahet në mënyrë simetrike në lidhje me bërthamat e të dy atomeve. Një shembull mund të jenë molekulat diatomike që përbëhen nga një element: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 dhe të tjerët, çifti elektronik në të cilin u përket të dy atomeve në të njëjtën masë.

Me polare lidhja kovalente, reja elektronike zhvendoset drejt një atomi me një elektronegativitet relativ më të madh. Për shembull, molekulat e komponimeve inorganike të paqëndrueshme si H 2 S, HCl, H 2 O dhe të tjera.

Formimi i një molekule HCl mund të përfaqësohet si më poshtë:

Sepse elektronegativiteti relativ i atomit të klorit (2.83) është më i madh se ai i atomit të hidrogjenit (2.1), çifti elektronik zhvendoset në atomin e klorit.

Përveç mekanizmit të shkëmbimit për formimin e një lidhje kovalente - për shkak të mbivendosjes, ekziston gjithashtu dhurues-pranues mekanizmi i formimit të tij. Ky është një mekanizëm në të cilin formimi i një lidhjeje kovalente ndodh për shkak të resë dy-elektronike të një atomi (dhuruesi) dhe orbitalit të lirë të një atomi tjetër (pranuesi). Le të shqyrtojmë një shembull të mekanizmit të formimit të amonit NH 4 +. Në molekulën e amoniakut, atomi i azotit ka një re me dy elektrone:

Joni i hidrogjenit ka një orbital të lirë 1s, le ta shënojmë si.

Në procesin e formimit të një joni të amonit, një re me dy elektrone azoti bëhet e zakonshme për atomet e azotit dhe hidrogjenit, që do të thotë se shndërrohet në një re molekulare elektronike. Prandaj, shfaqet një lidhje e katërt kovalente. Ju mund ta imagjinoni procesin e formimit të amoniumit sipas skemës së mëposhtme:

Ngarkesa e jonit të hidrogjenit shpërndahet midis të gjithë atomeve dhe reja me dy elektrone, e cila i përket azotit, bëhet e zakonshme me hidrogjenin.

Ende keni pyetje? Nuk jeni i sigurt se si t'i bëni detyrat e shtëpisë tuaj?
Për të marrë ndihmë nga një tutor - regjistrohu.
Mësimi i parë është falas!

faqe, me kopjim të plotë ose të pjesshëm të materialit, kërkohet një lidhje me burimin.

Një lidhje kovalente është një lidhje që më së shpeshti lidh atomet e jometaleve në molekula dhe kristale. Ne po flasim për atë lloj lidhje kimike që quhet kovalente në këtë artikull.

Çfarë është një lidhje kimike kovalente?

Një lidhje kimike kovalente është një lidhje e kryer përmes formimit të çifteve të përbashkëta (lidhëse) elektronike.

Nëse ekziston një çift elektronik i përbashkët midis dy atomeve, atëherë një lidhje e tillë quhet e vetme (e zakonshme), nëse dy - e dyfishtë, nëse tre - e trefishtë.

Lidhja zakonisht shënohet me një vijë horizontale midis atomeve. Për shembull, në një molekulë hidrogjeni ekziston një lidhje e vetme: H-H; në molekulën e oksigjenit ekziston një lidhje dyfishe: O = O; në molekulën e azotit ekziston një lidhje e trefishtë:

Oriz. 1. Lidhja trefishe në molekulën e azotit.

Sa më i lartë të jetë raporti i lidhjes, aq më e fortë është molekula: prania e një lidhjeje të trefishtë shpjegon stabilitetin e lartë kimik të molekulave të azotit.

Formimi dhe llojet e lidhjeve kovalente

Ekzistojnë dy mekanizma për formimin e një lidhjeje kovalente: mekanizmi i shkëmbimit dhe mekanizmi dhurues-pranues:

• mekanizmi i shkëmbimit... Në mekanizmin e shkëmbimit për formimin e një çifti elektronik të përbashkët, dy atome lidhëse japin nga një elektron të paçiftuar secili. Kjo është pikërisht ajo që ndodh, për shembull, kur formohet një molekulë hidrogjeni.

Oriz. 2. Formimi i një molekule hidrogjeni.

Një çift elektronik i zakonshëm i përket secilit prej atomeve të lidhur, domethënë, shtresa e tyre elektronike është e plotë.

• mekanizmi dhurues-pranues... Në mekanizmin dhurues-pranues, një çift elektronik i përbashkët përfaqësohet nga një nga atomet e lidhjes, ai që është më elektronegativ. Atomi i dytë përfaqëson një orbitale të lirë për një çift elektronik të përbashkët.

Oriz. 3. Formimi i një joni amoniumi.

Kështu formohet joni i amoniumit NH 4 +. Ky jon (kation) i ngarkuar pozitivisht formohet kur gazi i amoniakut ndërvepron me ndonjë acid. Në një tretësirë ​​acide gjenden kationet e hidrogjenit (protonet), të cilat në një mjedis hidrogjenor formojnë kationin hidronium H 3 O +. Formula për amoniakun NH 3: molekula përbëhet nga një atom azoti dhe tre atome hidrogjeni të lidhur me lidhje kovalente të vetme me anë të një mekanizmi shkëmbimi. Atomi i azotit ka mbetur me një çift elektronik të vetëm. Ai e siguron atë si të përbashkët, si dhurues, te joni i hidrogjenit H +, i cili ka një orbital të lirë.

Lidhja kimike kovalente në kimikatet mund të jetë polare dhe jopolare. Një lidhje nuk ka një moment dipoli, domethënë polaritet, nëse dy atome të të njëjtit element janë të lidhur dhe kanë të njëjtën vlerë elektronegativiteti. Pra, në një molekulë hidrogjeni, lidhja është jopolare.

Në molekulën e klorurit të hidrogjenit HCl, atomet me elektronegativitet të ndryshëm janë të lidhur me një lidhje kovalente të vetme. Çifti total i elektroneve zhvendoset drejt klorit, i cili ka një afinitet dhe elektronegativitet më të lartë të elektroneve. Lind një moment dipoli, lidhja bëhet polare. Në këtë rast, ndodh një ndarje e pjesshme e ngarkesës: atomi i hidrogjenit bëhet fundi pozitiv i dipolit, dhe atomi i klorit bëhet negativ.

Çdo lidhje kovalente ka këto karakteristika: energji, gjatësi, shumëfishim, polaritet, polarizueshmëri, ngopje, drejtim në hapësirë

Çfarë kemi mësuar?

Një lidhje kimike kovalente formohet nga mbivendosja e një çifti resh elektronike valente. Kjo lloj lidhjeje mund të formohet nga mekanizmi dhurues-pranues, si dhe nga mekanizmi i shkëmbimit. Lidhja kovalente është polare dhe jopolare dhe karakterizohet nga prania e gjatësisë, shumëfishimit, polaritetit, drejtimit në hapësirë.

Test sipas temës

Vlerësimi i raportit

Vleresim mesatar: 4.2. Gjithsej vlerësimet e marra: 164.

Në të cilin njëri prej atomeve dhuroi një elektron dhe u bë një kation, dhe atomi tjetër mori një elektron dhe u bë një anion.

Vetitë karakteristike të një lidhjeje kovalente - drejtimi, ngopja, polariteti, polarizimi - përcaktojnë vetitë kimike dhe fizike të përbërjeve.

Drejtimi i lidhjes është për shkak të strukturës molekulare të substancës dhe formës gjeometrike të molekulës së tyre. Këndet ndërmjet dy lidhjeve quhen kënde lidhjeje.

Ngopja është aftësia e atomeve për të formuar një numër të kufizuar lidhjesh kovalente. Numri i lidhjeve të formuara nga një atom është i kufizuar nga numri i orbitaleve të jashtme atomike të tij.

Polariteti i lidhjes është për shkak të shpërndarjes së pabarabartë të densitetit të elektroneve për shkak të ndryshimeve në elektronegativitetet e atomeve. Sipas kësaj veçorie, lidhjet kovalente ndahen në jopolare dhe polare (jo polare - një molekulë diatomike përbëhet nga atome identike (H 2, Cl 2, N 2) dhe retë elektronike të secilit atom shpërndahen në mënyrë simetrike në lidhje me këto atome; polare - një molekulë diatomike përbëhet nga atome të elementeve të ndryshëm kimikë, dhe reja e përbashkët elektronike zhvendoset drejt njërit prej atomeve, duke formuar kështu një asimetri në shpërndarjen e ngarkesës elektrike në molekulë, duke krijuar momentin dipol. të molekulës).

Polarizueshmëria e një lidhjeje shprehet në zhvendosjen e elektroneve të lidhjes nën ndikimin e një fushe elektrike të jashtme, duke përfshirë një grimcë tjetër reaguese. Polarizueshmëria përcaktohet nga lëvizshmëria e elektroneve. Polariteti dhe polarizueshmëria e lidhjeve kovalente përcakton reaktivitetin e molekulave në raport me reagentët polare.

Megjithatë, dy herë laureati i Nobelit L. Pauling theksoi se "në disa molekula ka lidhje kovalente të shkaktuara nga një ose tre elektrone në vend të një çifti të përbashkët". Lidhja kimike njëelektronike realizohet në jonin molekular të hidrogjenit H 2 +.

Joni molekular i hidrogjenit H 2 + përmban dy protone dhe një elektron. Një elektron i vetëm në sistemin molekular kompenson zmbrapsjen elektrostatike të dy protoneve dhe i mban ato në një distancë prej 1,06 Å (gjatësia e lidhjes kimike H 2 +). Qendra e densitetit elektronik të resë elektronike të sistemit molekular është e barabartë nga të dy protonet me rreze Bohr α 0 = 0,53 A dhe është qendra e simetrisë së jonit molekular të hidrogjenit H 2 +.

YouTube kolegjial

• 1 / 5

  Një lidhje kovalente formohet nga një çift elektronesh të ndarë midis dy atomeve dhe këto elektrone duhet të zënë dy orbitale të qëndrueshme, një nga secili atom.

  A + B → A: B

  Si rezultat i socializimit, elektronet formojnë një nivel energjie të mbushur. Një lidhje formohet nëse energjia totale e tyre në këtë nivel është më e vogël se në gjendjen fillestare (dhe ndryshimi në energji nuk do të jetë asgjë më shumë se energjia e lidhjes).

  Sipas teorisë së orbitaleve molekulare, mbivendosja e dy orbitaleve atomike çon në rastin më të thjeshtë në formimin e dy orbitaleve molekulare (MO): duke lidhur MO dhe MO kundër lidhjes (lidhjes).... Elektronet e përbashkëta janë të vendosura në lidhjen MO, e cila është më e ulët në energji.

  Formimi i lidhjes me rikombinimin e atomeve

  Sidoqoftë, mekanizmi i ndërveprimit ndëratomik mbeti i panjohur për një kohë të gjatë. Vetëm në vitin 1930 F. London prezantoi konceptin e tërheqjes dispersive - ndërveprimin midis dipoleve të menjëhershme dhe të induktuara (të induktuara). Aktualisht, forcat e tërheqjes për shkak të ndërveprimit midis dipoleve elektrike luhatëse të atomeve dhe molekulave quhen "forcat e Londrës".

  Energjia e një ndërveprimi të tillë është drejtpërdrejt proporcionale me katrorin e polarizimit elektronik α dhe është në përpjesëtim të zhdrejtë me distancën ndërmjet dy atomeve ose molekulave me fuqinë e gjashtë.

  Formimi i lidhjes nga mekanizmi dhurues-pranues

  Përveç mekanizmit homogjen të formimit të lidhjes kovalente të përshkruar në seksionin e mëparshëm, ekziston një mekanizëm heterogjen - ndërveprimi i joneve të ngarkuar në mënyrë të kundërt - protoni H + dhe joni negativ i hidrogjenit H -, i quajtur joni hidrid:

  H + + H - → H 2

  Kur jonet i afrohen njëri-tjetrit, reja me dy elektrone (çifti elektronik) i jonit hidrid tërhiqet nga protoni dhe përfundimisht bëhet i zakonshëm për të dy bërthamat e hidrogjenit, domethënë shndërrohet në një çift elektronik lidhës. Një grimcë që furnizon një çift elektronik quhet dhurues dhe një grimcë që merr këtë çift elektronik quhet pranues. Ky mekanizëm i formimit të një lidhje kovalente quhet donator-akceptor.

  H + + H 2 O → H 3 O +

  Protoni sulmon çiftin e vetëm të molekulës së ujit dhe formon një kation të qëndrueshëm që ekziston në tretësirat ujore të acideve.

  Shtimi i një protoni në një molekulë amoniaku ndodh në mënyrë të ngjashme për të formuar një kation kompleks të amonit:

  NH 3 + H + → NH 4 +

  Në këtë mënyrë (me mekanizmin dhurues-pranues të formimit të lidhjes kovalente) fitohet një klasë e madhe e përbërjeve të oniumit, e cila përfshin amoniumin, oksoniumin, fosfonin, sulfoniumin dhe përbërje të tjera.

  Një molekulë hidrogjeni mund të veprojë si një dhurues i çiftit elektronik, i cili pas kontaktit me një proton çon në formimin e një joni molekular të hidrogjenit H 3 +:

  H 2 + H + → H 3 +

  Çifti elektronik i lidhjes së jonit molekular të hidrogjenit H 3 + u përket njëkohësisht tre protoneve.

  Llojet e lidhjeve kovalente

  Ekzistojnë tre lloje të lidhjeve kimike kovalente, të cilat ndryshojnë në mekanizmin e formimit:

  1. Lidhje e thjeshtë kovalente... Për formimin e tij, secili prej atomeve siguron një elektron të paçiftuar. Kur formohet një lidhje e thjeshtë kovalente, ngarkesat formale të atomeve mbeten të pandryshuara.

  • Nëse atomet që formojnë një lidhje të thjeshtë kovalente janë të njëjta, atëherë ngarkesat e vërteta të atomeve në molekulë janë gjithashtu të njëjta, pasi atomet që formojnë lidhjen zotërojnë në mënyrë të barabartë çiftin elektronik të përbashkët. Kjo lidhje quhet lidhje kovalente jopolare... Substancat e thjeshta kanë një lidhje të tillë, për shembull: 2, 2, 2. Por jo vetëm jometalet e të njëjtit lloj mund të formojnë një lidhje kovalente jopolare. Elementet jometalike gjithashtu mund të formojnë një lidhje kovalente jopolare, elektronegativiteti i së cilës ka vlerë të barabartë, për shembull, në molekulën PH 3, lidhja është kovalente jopolare, pasi EO e hidrogjenit është e barabartë me EO e fosforit.
  • Nëse atomet janë të ndryshëm, atëherë shkalla e pronësisë së çiftit të përbashkët të elektroneve përcaktohet nga ndryshimi në elektronegativitetet e atomeve. Një atom me më shumë elektronegativitet tërheq më fort një palë elektrone lidhjesh dhe ngarkesa e tij e vërtetë bëhet negative. Një atom me një elektronegativitet më të ulët fiton, përkatësisht, të njëjtën ngarkesë pozitive. Nëse krijohet një lidhje midis dy jometaleve të ndryshme, atëherë një lidhje e tillë quhet lidhje polare kovalente.

  Në molekulën e etilenit C 2 H 4 ekziston një lidhje e dyfishtë CH 2 = CH 2, e saj formula elektronike: N: S :: S: N. Bërthamat e të gjithë atomeve të etilenit janë të vendosura në të njëjtin rrafsh. Tre re elektronike të secilit atom karboni formojnë tre lidhje kovalente me atome të tjera në të njëjtin rrafsh (me kënde ndërmjet tyre rreth 120 °). Reja e elektronit të katërt të valencës së atomit të karbonit ndodhet sipër dhe nën rrafshin e molekulës. Retë e tilla elektronike të të dy atomeve të karbonit, të mbivendosura pjesërisht mbi dhe nën rrafshin e molekulës, formojnë një lidhje të dytë midis atomeve të karbonit. Lidhja e parë kovalente më e fortë ndërmjet atomeve të karbonit quhet lidhja σ; quhet lidhja e dytë, më pak e fortë kovalente π (\ stili i ekranit \ pi)- komunikimi.

  Në një molekulë lineare të acetilenit

  N-S≡S-N (N: S ::: S: N)

  ka lidhje σ midis atomeve të karbonit dhe hidrogjenit, një lidhje σ midis dy atomeve të karbonit dhe dy π (\ stili i ekranit \ pi)-lidhjet ndërmjet atomeve të njëjta të karbonit. Dy π (\ stili i ekranit \ pi)-lidhjet ndodhen mbi sferën e veprimit të lidhjes σ në dy rrafshe pingul reciprokisht.

  Të gjashtë atomet e karbonit të molekulës ciklike të benzenit C 6 H 6 shtrihen në të njëjtin rrafsh. Lidhjet Σ veprojnë ndërmjet atomeve të karbonit në rrafshin e unazës; të njëjtat lidhje ekzistojnë për çdo atom karboni me atomet e hidrogjenit. Atomet e karbonit shpenzojnë tre elektrone për të krijuar këto lidhje. Retë e elektroneve të valencës së katërt të atomeve të karbonit, të cilat kanë formën e tetëve, janë të vendosura pingul me rrafshin e molekulës së benzenit. Çdo re e tillë mbivendoset në mënyrë të barabartë me retë elektronike të atomeve fqinje të karbonit. Në molekulën e benzenit, jo tre të ndara π (\ stili i ekranit \ pi)-lidhje, por e vetme π (\ displaystyle \ pi) dielektrikë ose gjysmëpërçues. Shembuj tipikë të kristaleve atomike (atomet në të cilët janë të lidhur me lidhje kovalente (atomike) janë