پیوند شیمیایی به دلیل وجود دارد. انواع پیوندهای شیمیایی

وابستگی تغییر در انرژی اتصال به فاصله بین هسته ای

پیوند شیمیایی- برهم کنش بین اتمی ناشی از همپوشانی لایه های الکترونی بیرونی اتم ها، همراه با کاهش انرژی کل سیستم حاصل. یک پیوند شیمیایی می تواند با اهدای یک یا چند الکترون جفت نشده از هر اتم (پیوندهای چندگانه) برای تشکیل جفت الکترون (پیوند کووالانسی)، یا با تسلط یک اتم بر یک جفت الکترون و اشغال اتم دیگر یک اوربیتال الکترون خالی (دهنده-پذیرنده) تشکیل شود. رابطه، رشته). فقط الکترون های لایه الکترونی بیرونی در تشکیل یک پیوند شیمیایی شرکت می کنند و سطوح الکترون داخلی تحت تأثیر قرار نمی گیرند. در نتیجه، هنگامی که یک پیوند شیمیایی تشکیل می شود، هر اتم یک پوسته الکترونی پر از سطح الکترونیکی بیرونی را تشکیل می دهد که از دو الکترون (دوگانه) یا هشت (هشت) تشکیل شده است. یک پیوند شیمیایی با طول و انرژی مشخص می شود. طول یک پیوند شیمیایی فاصله بین هسته اتم های پیوندی است. انرژی یک پیوند شیمیایی نشان می دهد که برای جدا کردن دو اتم که بین آنها پیوند شیمیایی وجود دارد، چقدر انرژی باید صرف شود تا فاصله ای که این پیوند شیمیایی شکسته شود.

ظهور یک پیوند شیمیایی و تغییر انرژی که در طی این فرآیند رخ می دهد را می توان با مدل زیر توصیف کرد. در ابتدا اتم ها با فاصله زیادی از هم جدا می شوند و انرژی برهم کنش آنها نزدیک به صفر است. هنگامی که اتم ها به یکدیگر نزدیک می شوند، یک برهمکنش ضعیف بین آنها رخ می دهد. هنگامی که فاصله بین هسته ای با شعاع لایه های الکترونی اتم ها قابل مقایسه می شود، دو فرآیند رقابتی بین اتم ها ایجاد می شود. از یک سو، جاذبه متقابل بین هسته‌های باردار متفاوت یک اتم و الکترون‌های اتم دیگر رخ می‌دهد، و از سوی دیگر، دافعه متقابل بین هسته‌های باردار مشابه و لایه‌های الکترونی هر دو اتم رخ می‌دهد. در یک فاصله معین ( r 0 (\displaystyle (\mbox(r))_(0))نیروهای دافعه و جاذبه بین دو اتم برابر می شوند، حداقل انرژی پتانسیل سیستم حاصل از دو اتم مشاهده می شود. E 1 (\displaystyle (\mbox(E))_(1))) و یک پیوند شیمیایی تشکیل می شود.

ظرفیت

ظرفیت(از لاتین valentia - قدرت) - توانایی یک اتم برای تشکیل تعداد معینی پیوند شیمیایی با اتم های دیگر. در ترکیبات مختلف، اتم های یک عنصر ممکن است ظرفیت های متفاوتی از خود نشان دهند. ظرفیت یک اتم با تعداد الکترون های جفت نشده در زمین یا حالت برانگیخته درگیر در تشکیل تعیین می شود. پیوند شیمیاییبا یک اتم دیگر

انواع پیوندهای شیمیایی

پیوند کووالانسی

تئوری پیوند کووالانسیکه توسط گیلبرت لوئیس در سال 1916 تأسیس شد، این بود که یک پیوند شیمیایی از تشکیل یک جفت الکترون مشترک بین اتم‌های در حال تعامل ایجاد می‌شود.

مشخصه افزایش چگالی الکترون بین هسته اتم های پیوندی است. هر اتم یک یا چند الکترون را برای تشکیل یک پیوند شیمیایی فراهم می کند. تشکیل جفت الکترون های مشترک رخ می دهد و سطوح الکترونیکی هر دو اتم را تکمیل می کند. بسته به اینکه هر اتم توانایی تولید چند الکترون را دارد، یک (تک) یا چند (چند) جفت الکترون تشکیل می شود. در نتیجه، در خط مستقیمی که دو هسته اتمی را به هم متصل می کند، چگالی الکترونی که هسته های اتمی به آن جذب می شوند، افزایش می یابد. یک پیوند کووالانسی ایده آل فقط برای دو اتم یکسان مشخص می شود. مثلا ، N 2 (\displaystyle (\mbox(N))_(2)). چه زمانی Cl 2 (\displaystyle (\mbox(Cl))_(2))، هر یک از اتم های کلر که دارای هفت الکترون در لایه الکترونی بیرونی خود هستند و فاقد یک الکترون برای تشکیل یک لایه الکترونی کامل هستند، یک الکترون جفت نشده را برای تشکیل یک جفت الکترونی فراهم می کنند که به طور مساوی بین دو اتم توزیع می شود. اتم نیتروژن دارای 5 الکترون در سطح الکترونی بیرونی خود است که سه الکترون آن جفت نشده است و فاقد 3 الکترون برای به دست آوردن یک پوسته هشتگانه کامل است. هر اتم نیتروژن سه الکترون را برای تشکیل سه جفت الکترون فراهم می کند که همچنین به طور مساوی بین اتم ها توزیع شده و یک پیوند سه گانه (پیوند کووالانسی چندگانه) تشکیل می شود. در مورد اتم های مختلف، چگالی الکترون به سمت اتم الکترونگاتیو تر، یعنی به سمت اتمی که الکترون ها را با شدت بیشتری جذب می کند، تغییر می کند. در این مورد، ما در مورد قطبش پیوند شیمیایی صحبت می کنیم. در این حالت، یکی از اتم ها که الکترونگاتیوتر است، تا حدی بار منفی ایجاد می کند و اتم دیگر بار تا حدی مثبت ایجاد می کند. یک مثال واضح از پیوند کووالانسی قطبی شده، مولکول مونوکسید کربن - CO است. کربن و اکسیژن هر کدام 2 الکترون را برای تشکیل یک پیوند ایجاد می کنند و در نتیجه یک پیوند دوگانه ایجاد می کنند. در همان زمان، چگالی الکترون به سمت اتم اکسیژن به عنوان یک اتم الکترونگاتیو تر منتقل می شود و یک بار منفی جزئی روی آن تشکیل می شود. بر این اساس، یک بار مثبت جزئی بر روی اتم کربن تشکیل می شود.

پیوند یونی

مثال پیوند یونی

پیوند یونییک مورد شدید از یک پیوند کووالانسی پلاریزه است، زمانی که جفت الکترون مشترک به طور کامل به یکی از اتم ها تعلق دارد. در این حالت یک بار کاملاً مثبت بر روی یکی از اتم ها و بار کاملاً منفی بر روی دیگری مشاهده می شود. این نوع پیوند مشخصه نمک ها است. به عنوان مثال، کلرید سدیم NaCl است. هر یک از اتم ها با یک الکترون یک جفت الکترون مشترک را تشکیل می دهند. با این حال، کلر به طور کامل جفت الکترون حاصل را به سمت خود جابجا می کند و در نتیجه بار منفی کامل به دست می آورد و Na که در این حالت یک الکترون در سطح الکترونیکی بیرونی ندارد، دارای بار مثبت کامل است.

پیوند دهنده و پذیرنده

پیوند دهنده و پذیرندهیک مورد خاص از پیوند کووالانسی است. مکانیسم تشکیل چنین پیوندی به این صورت است که جفت الکترون خود از یک اتم (دهنده) به استفاده مشترک بین دهنده و اتم دیگر می‌رود که یک اوربیتال آزاد (پذیرنده) فراهم می‌کند. این نوع پیوند به خوبی تشکیل یون آمونیوم را نشان می دهد - NH 4 + (\displaystyle (\mbox(NH))_(4)(^(+))). اتم نیتروژن یک الکترون به سه اتم هیدروژن برای تشکیل یک پیوند کووالانسی می دهد. در این مورد، نیتروژن هنوز جفت الکترون های خود را دارد که می تواند با ایجاد پیوند با یون هیدروژن، که الکترون ندارد، اما سطح الکترونی پر نشده دارد، پیوند ایجاد کند. دهنده های جفت الکترون معمولاً اتم هایی با تعداد الکترون زیاد، اما دارای تعداد کمی الکترون جفت نشده هستند. به عنوان مثال: نیتروژن، اکسیژن، فسفر، گوگرد.

اتصال فلزی

اتصال فلزیمشخصه فقط فلزات و آلیاژهای آنهاست. اتم های فلزی اسکلت، چارچوب شبکه کریستالی را تشکیل می دهند. الکترون های فلزاتی که تعداد کمی الکترون ظرفیت دارند و ارتباط نسبتا ضعیف آنها با هسته می توانند به راحتی از آنها جدا شوند و به اصطلاح گاز الکترونی را تشکیل دهند. در نتیجه، اتم‌های فلزی که در محل‌های شبکه کریستالی قرار دارند دارای بار مثبت هستند و الکترون‌های ظرفیت جداشده آزادانه بین محل‌های شبکه حرکت می‌کنند و یون‌های فلزی را به هم متصل می‌کنند. به نوبه خود، یون های فلزی با بار مثبت اجازه نمی دهند الکترون ها در خارج از شبکه بلوری پراکنده شوند. وجود الکترون‌های متحرک آزاد، ویژگی‌های فلزات مانند هدایت الکتریکی و حرارتی بالا را تعیین می‌کند. انعطاف پذیری فلزات با این واقعیت توضیح داده می شود که در طول تغییر شکل، یون های فلزی نسبت به یکدیگر بدون شکستن پیوند جابجا می شوند. همچنین پیوند فلزی نه تنها در کریستال ها، بلکه در مذاب های فلزی نیز حفظ می شود.

پیوند هیدروژنی و برهمکنش واندروالس

این نوع پیوندها را فقط به صورت مشروط می توان شیمیایی نامید و صحیح تر است که آنها را به عنوان برهمکنش های بین مولکولی و درون مولکولی طبقه بندی کنیم.

پیوند هیدروژنیبین یک اتم هیدروژن پیوندی یک مولکول و یک اتم الکترونگاتیو یک مولکول دیگر رخ می دهد. پیوند هیدروژنی تا حدی الکترواستاتیک و تا حدی گیرنده دهنده است. یک مثال واضح از اجرای چنین اتصالی می تواند ترکیب چندین مولکول آب در خوشه ها باشد. در یک مولکول آب، اتم اکسیژن چگالی الکترون خود را به سمت خود تغییر می‌دهد و بار منفی جزئی به دست می‌آورد و هیدروژن، بر این اساس، تا حدی مثبت است و می‌تواند با جفت الکترون تنها اکسیژن مولکول همسایه تعامل داشته باشد. پیوندهای هیدروژنی می تواند نه تنها بین مولکول های مختلف، بلکه در درون خود مولکول نیز ایجاد شود. به لطف پیوند هیدروژنی درون مولکولی، تشکیل یک ساختار DNA مارپیچی امکان پذیر است.

تعامل واندروالسبه دلیل وقوع گشتاورهای دوقطبی القایی ایجاد می شود. این نوع برهمکنش می‌تواند هم بین مولکول‌های مختلف و هم در یک مولکول بین اتم‌های همسایه به دلیل ظهور یک گشتاور دوقطبی در اتم‌ها در حین حرکت الکترون‌ها رخ دهد. تعامل واندروالس می تواند جذاب یا دافعه باشد. برهمکنش بین مولکولی ماهیت جاذبه دارد و برهمکنش درون مولکولی دافعه است. برهمکنش های درون مولکولی واندروالس سهم قابل توجهی در هندسه مولکول دارند.

نتیجه

علیرغم سادگی ظاهری طبقه بندی پیوندهای شیمیایی، انتساب صحیح همیشه امکان پذیر نیست. به عنوان مثال، در IUPAC بحث در مورد تجدید نظر در ماهیت پیوند هیدروژنی و طبقه بندی آن تنها به عنوان یک نوع پیوند کووالانسی وجود دارد (). علاوه بر این، نمونه هایی از ترکیبات وجود دارد که در چارچوب نظریه کلاسیک تشکیل پیوندهای شیمیایی و ظرفیت نمی گنجد. از این قبیل ترکیبات در شیمی عناصر آلی زیاد وجود دارد. مثلا کربنحاوی اتم های کربن است که در نظریه کلاسیک پیوندهای ظرفیت باید شش ظرفیتی باشد (1 پیوند با پروتون، 4 یا 5 پیوند با اتم بور و 2 یا 1 پیوند با کربن، بسته به ساختار کربن)، که نمی تواند باشد. (در سطح الکترونیکی خارجی 4 الکترون). با این حال، مفهوم پیوند سه مرکزی دو الکترونی معرفی شد، زمانی که یک جفت الکترون متعلق به دو اتم نیست، اما، همانطور که بود، به طور مساوی بین سه اتم پخش می شود، که به فرد اجازه می دهد این اختلاف را دور بزند.

164039 0

هر اتم تعداد مشخصی الکترون دارد.

هنگام ورود به واکنش های شیمیایی، اتم ها الکترون اهدا می کنند، به دست می آورند یا به اشتراک می گذارند و به پایدارترین پیکربندی الکترونیکی دست می یابند. پیکربندی با کمترین انرژی (مانند اتم های گاز نجیب) پایدارترین است. این الگو "قاعده هشت" نامیده می شود (شکل 1).

برنج. 1.

این قانون برای همه صدق می کند انواع اتصالات. اتصالات الکترونیکی بین اتم‌ها به آنها اجازه می‌دهد تا ساختارهای پایداری، از ساده‌ترین کریستال‌ها تا بیومولکول‌های پیچیده که در نهایت سیستم‌های زنده را تشکیل می‌دهند، تشکیل دهند. آنها از نظر متابولیسم مداوم با کریستال ها متفاوت هستند. در عین حال، بسیاری از واکنش های شیمیایی بر اساس مکانیسم ها پیش می روند انتقال الکترونیکیکه نقش مهمی در فرآیندهای انرژی در بدن دارند.

پیوند شیمیایی نیرویی است که دو یا چند اتم، یون، مولکول یا هر ترکیبی از اینها را در کنار هم نگه می دارد..

ماهیت پیوند شیمیایی جهانی است: این یک نیروی جاذبه الکترواستاتیکی بین الکترون های با بار منفی و هسته های با بار مثبت است که توسط پیکربندی الکترون های لایه بیرونی اتم ها تعیین می شود. توانایی اتم برای تشکیل پیوندهای شیمیایی نامیده می شود ظرفیت، یا حالت اکسیداسیون. مفهومی از الکترون های ظرفیت- الکترون هایی که پیوندهای شیمیایی تشکیل می دهند، یعنی در بالاترین اوربیتال های انرژی قرار دارند. بر این اساس، پوسته بیرونی اتم حاوی این اوربیتال ها نامیده می شود پوسته ظرفیت. در حال حاضر، نشان دادن وجود پیوند شیمیایی کافی نیست، اما باید نوع آن را مشخص کرد: یونی، کووالانسی، دوقطبی-دوقطبی، فلزی.

اولین نوع اتصال استیونی ارتباط

بر اساس تئوری ظرفیت الکترونیکی لوئیس و کوسل، اتم ها می توانند از دو طریق به پیکربندی الکترونیکی پایدار دست یابند: اول، با از دست دادن الکترون ها، تبدیل شدن کاتیون هاثانیاً، به دست آوردن آنها، تبدیل شدن به آنیون ها. در نتیجه انتقال الکترون، به دلیل نیروی جاذبه الکترواستاتیکی بین یون ها با بارهای دارای علائم مخالف، یک پیوند شیمیایی تشکیل می شود که توسط Kossel نامیده می شود. الکترووالانت"(اکنون نامیده می شود یونی).

در این مورد، آنیون ها و کاتیون ها یک پیکربندی الکترونیکی پایدار با یک پوسته الکترونی بیرونی پر شده تشکیل می دهند. پیوندهای یونی معمولی از کاتیون‌های گروه‌های T و II سیستم تناوبی و آنیون‌های عناصر غیرفلزی گروه‌های VI و VII (به ترتیب 16 و 17 زیر گروه، تشکیل می‌شوند. کالکوژن هاو هالوژن ها). پیوندهای ترکیبات یونی غیر اشباع و غیر جهت دار هستند، بنابراین امکان برهمکنش الکترواستاتیکی با یون های دیگر را حفظ می کنند. در شکل شکل 2 و 3 نمونه هایی از پیوندهای یونی مربوط به مدل کوسل انتقال الکترون را نشان می دهد.

برنج. 2.

برنج. 3.پیوند یونی در یک مولکول نمک خوراکی (NaCl)

در اینجا مناسب است برخی از خواصی را یادآوری کنیم که رفتار مواد در طبیعت را توضیح می دهند، به ویژه این ایده را در نظر می گیرند اسیدهاو دلایل.

محلول های آبی همه این مواد الکترولیت هستند. آنها رنگ متفاوتی را تغییر می دهند شاخص ها. مکانیسم اثر شاخص ها توسط F.V. کشف شد. استوالد. او نشان داد که اندیکاتورها اسیدها یا بازهای ضعیفی هستند که رنگ آنها در حالت های تفکیک نشده و تفکیک شده متفاوت است.

بازها می توانند اسیدها را خنثی کنند. همه بازها در آب محلول نیستند (به عنوان مثال، برخی از ترکیبات آلی که حاوی گروه های OH نیستند نامحلول هستند، به ویژه، تری اتیلامین N(C2H5)3); بازهای محلول نامیده می شوند قلیایی ها.

محلول های آبی اسیدها تحت واکنش های مشخصه ای قرار می گیرند:

الف) با اکسیدهای فلزی - با تشکیل نمک و آب؛

ب) با فلزات - با تشکیل نمک و هیدروژن.

ج) با کربنات ها - با تشکیل نمک، CO 2 و ن 2 O.

خواص اسیدها و بازها توسط چندین نظریه توصیف شده است. مطابق با نظریه S.A. آرنیوس، اسید ماده ای است که برای تشکیل یون تجزیه می شود ن+ ، در حالی که پایه یون ها را تشکیل می دهد او- . این نظریه وجود بازهای آلی که گروه هیدروکسیل ندارند را در نظر نمی گیرد.

مطابق با پروتونبر اساس تئوری برونستد و لوری، اسید ماده ای است حاوی مولکول ها یا یون هایی که پروتون اهدا می کنند. اهدا کنندگانپروتون ها) و باز ماده ای متشکل از مولکول ها یا یون هایی است که پروتون ها را می پذیرند. پذیرندگانپروتون ها). توجه داشته باشید که در محلول های آبی، یون های هیدروژن به صورت هیدراته، یعنی به صورت یون هیدرونیوم وجود دارند. H3O+ . این تئوری واکنش‌هایی را نه تنها با آب و یون‌های هیدروکسید، بلکه واکنش‌هایی را که در غیاب یک حلال یا با یک حلال غیرآبی انجام می‌شود، توصیف می‌کند.

به عنوان مثال، در واکنش بین آمونیاک N.H. 3 (باز ضعیف) و کلرید هیدروژن در فاز گاز، کلرید آمونیوم جامد تشکیل می شود و در مخلوط تعادلی دو ماده همیشه 4 ذره وجود دارد که دو ذره آن اسید و دو ذره دیگر باز هستند:

این مخلوط تعادلی از دو جفت اسیدها و بازهای مزدوج تشکیل شده است:

1)N.H. 4+ و N.H. 3

2) HClو Cl ‑

در اینجا، در هر جفت مزدوج، اسید و باز یک پروتون با هم تفاوت دارند. هر اسید یک باز مزدوج دارد. اسید قوی باز مزدوج ضعیفی دارد و اسید ضعیف باز مزدوج قوی دارد.

نظریه Brønsted-Lowry به توضیح نقش منحصر به فرد آب برای حیات زیست کره کمک می کند. آب، بسته به ماده ای که با آن تعامل دارد، می تواند خواص اسید یا باز را نشان دهد. به عنوان مثال، در واکنش با محلول های آبی اسید استیک، آب یک باز و در واکنش با محلول های آبی آمونیاک، یک اسید است.

1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . در اینجا، یک مولکول اسید استیک یک پروتون را به یک مولکول آب اهدا می کند.

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + او- . در اینجا یک مولکول آمونیاک یک پروتون از مولکول آب می پذیرد.

بنابراین، آب می تواند دو جفت مزدوج را تشکیل دهد:

1) H2O(اسید) و او- (پایه مزدوج)

2) H 3 O+ (اسید) و H2O(پایه مزدوج).

در حالت اول آب یک پروتون اهدا می کند و در حالت دوم آن را می پذیرد.

این خاصیت نامیده می شود آمفی پروتونیسم. موادی که می توانند به عنوان اسید و باز واکنش نشان دهند نامیده می شوند آمفوتریک. چنین موادی اغلب در طبیعت زنده یافت می شوند. به عنوان مثال، اسیدهای آمینه می توانند با اسیدها و بازها نمک تشکیل دهند. بنابراین، پپتیدها به راحتی با یون های فلزی موجود ترکیبات هماهنگی را تشکیل می دهند.

بنابراین، یک ویژگی مشخصه پیوند یونی حرکت کامل الکترون های پیوند به یکی از هسته ها است. این بدان معنی است که بین یون ها منطقه ای وجود دارد که چگالی الکترون تقریباً صفر است.

نوع دوم اتصال استکووالانسی ارتباط

اتم ها می توانند با به اشتراک گذاشتن الکترون ها، پیکربندی های الکترونیکی پایداری را تشکیل دهند.

چنین پیوندی زمانی ایجاد می شود که یک جفت الکترون در یک زمان به اشتراک گذاشته شود از همهاتم در این حالت، الکترون های پیوند مشترک به طور مساوی بین اتم ها توزیع می شوند. نمونه هایی از پیوندهای کووالانسی عبارتند از هم هسته ایدو اتمی مولکول های H 2 , ن 2 , اف 2. همین نوع اتصال در آلوتروپ ها یافت می شود O 2 و ازن O 3 و برای یک مولکول چند اتمی اس 8 و همچنین مولکول های هترونهسته ایهیدروژن کلرید HCl، دی اکسید کربن CO 2، متان CH 4، اتانول با 2 ن 5 اوهگزا فلوراید گوگرد SF 6، استیلن با 2 ن 2. همه این مولکول ها الکترون های مشابهی دارند و پیوندهای آنها اشباع شده و به همان طریق هدایت می شوند (شکل 4).

برای زیست شناسان مهم است که پیوندهای دوگانه و سه گانه شعاع اتمی کووالانسی را در مقایسه با پیوند منفرد کاهش دهند.

برنج. 4.پیوند کووالانسی در یک مولکول Cl 2.

انواع پیوندهای یونی و کووالانسی دو مورد شدید از بسیاری از انواع پیوندهای شیمیایی موجود هستند و در عمل بیشتر پیوندها میانی هستند.

ترکیبات دو عنصر که در انتهای مخالف دوره های یکسان یا متفاوت سیستم تناوبی قرار دارند، عمدتاً پیوندهای یونی را تشکیل می دهند. همانطور که عناصر در یک دوره به هم نزدیکتر می شوند، ماهیت یونی ترکیبات آنها کاهش می یابد و ویژگی کووالانسی افزایش می یابد. به عنوان مثال، هالیدها و اکسیدهای عناصر در سمت چپ جدول تناوبی پیوندهای یونی را تشکیل می دهند. NaCl، AgBr، BaSO4، CaCO 3، KNO 3، CaO، NaOHو همان ترکیبات عناصر سمت راست جدول کووالانسی هستند ( H 2 O، CO 2، NH 3، NO 2، CH 4، فنل C6H5OH، گلوکز C 6 H 12 O 6، اتانول C 2 H 5 OH).

پیوند کووالانسی به نوبه خود یک اصلاح دیگر دارد.

در یون‌های چند اتمی و در مولکول‌های بیولوژیکی پیچیده، هر دو الکترون فقط می‌توانند از آن بیرون بیایند یکیاتم نامیده می شود اهدا کنندهجفت الکترون اتمی که این جفت الکترون را با یک دهنده تقسیم می کند نامیده می شود پذیرندهجفت الکترون این نوع پیوند کووالانسی نامیده می شود هماهنگی (اهداکننده-پذیرنده, یاداتیو) ارتباط(شکل 5). این نوع پیوند برای زیست شناسی و پزشکی بسیار مهم است، زیرا شیمی عناصر d که برای متابولیسم مهم هستند تا حد زیادی توسط پیوندهای هماهنگی توصیف می شود.

شکل. 5.

به عنوان یک قاعده، در یک ترکیب پیچیده، اتم فلز به عنوان پذیرنده یک جفت الکترون عمل می کند. برعکس، در پیوندهای یونی و کووالانسی اتم فلز یک دهنده الکترون است.

ماهیت پیوند کووالانسی و انواع آن - پیوند هماهنگی - را می توان با کمک نظریه دیگری درباره اسیدها و بازها که توسط GN ارائه شده است روشن کرد. لوئیس. او تا حدودی مفهوم معنایی اصطلاحات «اسید» و «باز» را طبق نظریه برونستد-لوری گسترش داد. تئوری لوئیس ماهیت تشکیل یون های پیچیده و مشارکت مواد در واکنش های جانشینی هسته دوست، یعنی در تشکیل CS را توضیح می دهد.

به گفته لوئیس، اسید ماده ای است که با پذیرش یک جفت الکترون از یک باز، قادر به تشکیل پیوند کووالانسی است. باز لوئیس ماده ای است که دارای یک جفت الکترون تک است که با اهدای الکترون، پیوند کووالانسی با اسید لوئیس ایجاد می کند.

یعنی تئوری لوئیس دامنه واکنش‌های اسید-باز را به واکنش‌هایی که پروتون‌ها اصلاً در آن‌ها شرکت نمی‌کنند نیز گسترش می‌دهد. علاوه بر این، طبق این نظریه، خود پروتون نیز یک اسید است، زیرا قادر به پذیرش یک جفت الکترون است.

بنابراین طبق این نظریه کاتیونها اسیدهای لوئیس و آنیونها بازهای لوئیس هستند. یک مثال می تواند واکنش های زیر باشد:

در بالا ذکر شد که تقسیم مواد به یونی و کووالانسی نسبی است، زیرا انتقال کامل الکترون از اتم‌های فلز به اتم‌های گیرنده در مولکول‌های کووالانسی اتفاق نمی‌افتد. در ترکیبات دارای پیوند یونی، هر یون در میدان الکتریکی یون‌های دارای علامت مخالف قرار دارد، بنابراین آنها متقابلاً قطبی شده‌اند و پوسته‌های آنها تغییر شکل می‌دهند.

قطبی پذیریتوسط ساختار الکترونیکی، بار و اندازه یون تعیین می شود. برای آنیون ها بیشتر از کاتیون ها است. بالاترین قطبش پذیری در بین کاتیون ها برای کاتیون های با بار بیشتر و اندازه کوچکتر است، به عنوان مثال، Hg 2+، Cd 2+، Pb 2+، Al 3+، Tl 3+. دارای اثر قطبی قوی است ن+ . از آنجایی که تأثیر پلاریزاسیون یونی دو طرفه است، به طور قابل توجهی خواص ترکیبات تشکیل شده را تغییر می دهد.

نوع سوم اتصال استدوقطبی-دوقطبی ارتباط

علاوه بر انواع ارتباطات ذکر شده، دوقطبی-دوقطبی نیز وجود دارد بین مولکولیفعل و انفعالات، همچنین نامیده می شود واندروالس .

قدرت این برهمکنش ها به ماهیت مولکول ها بستگی دارد.

سه نوع برهمکنش وجود دارد: دوقطبی دائمی - دوقطبی دائمی ( دوقطبی-دوقطبیجاذبه)؛ دوقطبی دائمی - دوقطبی القا شده ( القاءجاذبه)؛ دوقطبی آنی - دوقطبی القایی ( پراکندهجاذبه یا نیروهای لندن. برنج. 6).

برنج. 6.

فقط مولکول هایی با پیوند کووالانسی قطبی دارای گشتاور دوقطبی-دوقطبی ( HCl، NH 3، SO 2، H 2 O، C 6 H 5 Cl، و استحکام باند 1-2 است دبایا(1D = 3.338 × 10-30 کولن متر - C × m).

در بیوشیمی، نوع دیگری از اتصال وجود دارد - هیدروژن اتصال که یک مورد محدود کننده است دوقطبی-دوقطبیجاذبه این پیوند از جاذبه بین یک اتم هیدروژن و یک اتم الکترونگاتیو کوچک، اغلب اکسیژن، فلوئور و نیتروژن تشکیل می شود. با اتم های بزرگی که دارای الکترونگاتیوی مشابه هستند (مانند کلر و گوگرد)، پیوند هیدروژنی بسیار ضعیف تر است. اتم هیدروژن با یک ویژگی مهم متمایز می شود: هنگامی که الکترون های پیوندی کنار می روند، هسته آن - پروتون - در معرض دید قرار می گیرد و دیگر توسط الکترون ها محافظت نمی شود.

بنابراین، اتم به یک دوقطبی بزرگ تبدیل می شود.

یک پیوند هیدروژنی، بر خلاف پیوند واندروالسی، نه تنها در طول فعل و انفعالات بین مولکولی، بلکه در یک مولکول نیز تشکیل می شود. درون مولکولیپیوند هیدروژنی. پیوندهای هیدروژنی نقش مهمی در بیوشیمی ایفا می کنند، به عنوان مثال، برای تثبیت ساختار پروتئین ها به شکل یک مارپیچ a، یا برای تشکیل یک مارپیچ دوگانه از DNA (شکل 7).

شکل 7.

پیوندهای هیدروژن و واندروالس بسیار ضعیف تر از پیوندهای یونی، کووالانسی و هماهنگی هستند. انرژی پیوندهای بین مولکولی در جدول نشان داده شده است. 1.

میز 1.انرژی نیروهای بین مولکولی

توجه داشته باشید: درجه برهمکنش های بین مولکولی توسط آنتالپی ذوب و تبخیر (جوش) منعکس می شود. ترکیبات یونی برای جداسازی یونها به انرژی بیشتری نسبت به جداسازی مولکولها نیاز دارند. آنتالپی ذوب ترکیبات یونی بسیار بیشتر از ترکیبات مولکولی است.

نوع چهارم اتصال استاتصال فلزی

سرانجام، نوع دیگری از پیوندهای بین مولکولی وجود دارد - فلز: اتصال یون های مثبت یک شبکه فلزی با الکترون های آزاد. این نوع اتصال در اشیاء بیولوژیکی رخ نمی دهد.

از بررسی مختصر انواع پیوندها، یک جزئیات روشن می شود: یک پارامتر مهم اتم یا یون فلز - دهنده الکترون، و همچنین اتم - گیرنده الکترون، آن است. اندازه.

بدون پرداختن به جزئیات، توجه می کنیم که شعاع کووالانسی اتم ها، شعاع یونی فلزات و شعاع واندروالس مولکول های برهم کنش با افزایش عدد اتمی آنها در گروه های سیستم تناوبی افزایش می یابد. در این مورد، مقادیر شعاع یونی کوچکترین و شعاعهای واندروالس بزرگترین هستند. به عنوان یک قاعده، هنگام حرکت به سمت پایین گروه، شعاع همه عناصر، هم کووالانسی و هم واندروالس افزایش می یابد.

بیشترین اهمیت را برای زیست شناسان و پزشکان دارند هماهنگی(اهدا کننده - پذیرنده) پیوندهای در نظر گرفته شده توسط شیمی هماهنگی.

بیوانارگانیک پزشکی گ.ک. باراشکوف

شیمی علمی شگفت انگیز و مسلماً گیج کننده است. به دلایلی، با آزمایش های روشن، لوله های آزمایش رنگارنگ و ابرهای ضخیم بخار همراه است. اما تعداد کمی از مردم به این فکر می کنند که این "جادو" از کجا می آید. در واقع هیچ واکنشی بدون تشکیل ترکیبات بین اتم های واکنش دهنده ها انجام نمی شود. علاوه بر این، این "پرش ها" گاهی اوقات در عناصر ساده یافت می شوند. آنها بر توانایی مواد برای واکنش تأثیر می گذارند و برخی از خواص فیزیکی آنها را توضیح می دهند.

چه نوع پیوندهای شیمیایی وجود دارد و چگونه بر ترکیبات تأثیر می گذارد؟

تئوری

ما باید از ساده ترین چیزها شروع کنیم. پیوند شیمیایی برهمکنشی است که در آن اتم های مواد با یکدیگر ترکیب می شوند و مواد پیچیده تری را تشکیل می دهند. این اشتباه است که باور کنیم این ویژگی فقط برای ترکیباتی مانند نمک‌ها، اسیدها و بازها است - حتی مواد ساده‌ای که مولکول‌های آنها از دو اتم تشکیل شده‌اند، اگر می‌توان آن را پیوند نامید، دارای این "پل‌ها" هستند. به هر حال، مهم است که به یاد داشته باشید که فقط اتم هایی با بارهای مختلف می توانند متحد شوند (این اصول اولیه فیزیک است: ذرات باردار به همان اندازه دفع می شوند و ذرات مخالف جذب می شوند)، بنابراین در مواد پیچیده همیشه یک کاتیون وجود خواهد داشت (یونی با یک بار مثبت) و یک آنیون (یک ذره منفی)، و خود اتصال همیشه خنثی خواهد بود.

حالا بیایید سعی کنیم بفهمیم که چگونه تشکیل یک پیوند شیمیایی رخ می دهد.

مکانیسم آموزش

هر ماده ای دارای تعداد معینی الکترون است که در لایه های انرژی توزیع شده اند. آسیب پذیرترین لایه بیرونی است که معمولاً حاوی کمترین مقدار از این ذرات است. با مشاهده شماره گروه (خط با اعداد یک تا هشت در بالای جدول تناوبی) که عنصر شیمیایی در آن قرار دارد و تعداد لایه های انرژی برابر با عدد دوره است، می توانید به تعداد آنها پی ببرید. از یک تا هفت، خط عمودی سمت چپ عناصر).

در حالت ایده آل، لایه انرژی بیرونی شامل هشت الکترون است. اگر تعداد کافی از آنها وجود نداشته باشد، اتم سعی می کند آنها را از ذره دیگری بگیرد. در فرآیند انتخاب الکترون های لازم برای تکمیل لایه انرژی بیرونی است که پیوندهای شیمیایی مواد تشکیل می شود. تعداد آنها می تواند متفاوت باشد و به تعداد ذرات ظرفیتی یا جفت نشده بستگی دارد (برای اینکه بفهمید یک اتم چند است، باید فرمول الکترونیکی آن را ایجاد کنید). تعداد الکترون هایی که جفت ندارند با تعداد پیوندهای تشکیل شده برابر خواهد بود.

کمی بیشتر در مورد انواع

انواع پیوندهای شیمیایی که در طی واکنش ها یا صرفاً در یک مولکول یک ماده تشکیل می شوند، کاملاً به خود عنصر بستگی دارد. سه نوع "پل" بین اتم ها وجود دارد: یونی، فلزی و کووالانسی. دومی به نوبه خود به قطبی و غیر قطبی تقسیم می شود.

برای اینکه بفهمند اتم‌ها با چه پیوندی به هم متصل شده‌اند، از نوعی قانون استفاده می‌کنند: اگر عناصر در سمت راست و چپ جدول باشند (یعنی یک فلز و یک غیرفلز باشند، مثلاً NaCl)، پس اتصال آنها نمونه ای عالی از پیوند یونی است. دو نافلز یک پیوند قطبی کووالانسی (HCl) و دو اتم از یک ماده، با ترکیب شدن در یک مولکول، یک پیوند غیرقطبی کووالانسی را تشکیل می‌دهند (Cl2, O2). انواع پیوندهای شیمیایی فوق برای مواد متشکل از فلزات مناسب نیستند - فقط پیوندهای فلزی در آنجا یافت می شود.

برهمکنش کووالانسی

همانطور که قبلاً ذکر شد، انواع پیوندهای شیمیایی تأثیر خاصی بر روی مواد دارند. به عنوان مثال، یک "پل" کووالانسی بسیار ناپایدار است، به همین دلیل است که اتصالات با آن به راحتی با کوچکترین تأثیر خارجی، به عنوان مثال، گرمایش از بین می رود. درست است، این فقط در مورد مواد مولکولی صدق می کند. آنهایی که ساختار غیر مولکولی دارند عملاً تخریب ناپذیر هستند (نمونه ایده آل بلور الماس است - ترکیبی از اتم های کربن).

بیایید به پیوندهای کووالانسی قطبی و غیرقطبی بازگردیم. با غیر قطبی، همه چیز ساده است - الکترون هایی که بین آنها "پل" تشکیل می شود، در فاصله مساوی از اتم ها قرار دارند. اما در مورد دوم آنها به یکی از عناصر منتقل می شوند. برنده در "طناب کشی" ماده ای خواهد بود که الکترونگاتیو (توانایی جذب الکترون ها) بالاتر باشد. با استفاده از جداول خاص تعیین می شود و هر چه اختلاف این مقدار بین دو عنصر بیشتر باشد، رابطه بین آنها قطبی تر خواهد بود. درست است، تنها چیزی که دانش الکترونگاتیوی عناصر می تواند برای آن مفید باشد، تعیین یک کاتیون (یک بار مثبت - ماده ای که در آن این مقدار کوچکتر خواهد بود) و یک آنیون (ذره منفی با توانایی جذب بهتر است) است. الکترون).

پیوند یونی

همه انواع پیوندهای شیمیایی برای اتصال فلز و غیرفلز مناسب نیستند. همانطور که در بالا ذکر شد، اگر تفاوت در الکترونگاتیوی عناصر بسیار زیاد باشد (و این چیزی است که وقتی آنها در قسمت های مخالف جدول قرار می گیرند اتفاق می افتد)، یک پیوند یونی بین آنها تشکیل می شود. در این حالت، الکترون‌های ظرفیت از اتمی با الکترونگاتیوی پایین‌تر به اتمی با الکترونگاتیوی بالاتر حرکت می‌کنند و یک آنیون و یک کاتیون تشکیل می‌دهند. بارزترین مثال از چنین پیوندی، اتصال یک هالوژن و یک فلز، به عنوان مثال AlCl 2 یا HF است.

اتصال فلزی

با فلزات حتی راحت تر است. انواع پیوندهای شیمیایی فوق برای آنها بیگانه است، زیرا آنها خود را دارند. می تواند هر دو اتم یک ماده (Li 2) و اتم های مختلف (AlCr 2) را به هم متصل کند، در حالت دوم آلیاژهایی تشکیل می شود. اگر در مورد خواص فیزیکی صحبت کنیم، فلزات انعطاف پذیری و استحکام را با هم ترکیب می کنند، یعنی با کوچکترین ضربه ای فرو نمی ریزند، بلکه به سادگی شکل خود را تغییر می دهند.

پیوند بین مولکولی

به هر حال، پیوندهای شیمیایی در مولکول ها نیز وجود دارد. آنها بین مولکولی نامیده می شوند. رایج ترین نوع پیوند هیدروژنی است که در آن یک اتم هیدروژن الکترون ها را از عنصری با الکترونگاتیوی بالا (مثلاً یک مولکول آب) قرض می گیرد.

بی سی لئون یکی از پیشروترین شرکت های شرط بندی آنلاین در بازار قمار است. این شرکت توجه ویژه ای به عملکرد بدون وقفه سرویس دارد. عملکرد پورتال نیز به طور مداوم در حال بهبود است. برای راحتی کاربران، آینه Leon ساخته شده است.

برو به آینه

آینه لئون چیست.

برای دسترسی به پورتال رسمی BC Leon، باید از آینه استفاده کنید. آینه کاری مزایای بسیاری را در اختیار کاربر قرار می دهد از جمله:

• طیف متنوعی از رویدادهای ورزشی که شانس بالایی دارند.
• ارائه فرصت بازی در حالت زنده، تماشای مسابقات تجربه جالبی خواهد بود.
• مطالب دقیق در مورد مسابقات برگزار شده؛
• یک رابط کاربری راحت که حتی یک کاربر بی تجربه می تواند به سرعت آن را درک کند.

آینه کاری یک کپی از پورتال رسمی است. این عملکرد یکسان و یک پایگاه داده همزمان دارد. به همین دلیل اطلاعات حساب کاربری شما تغییر نمی کند. توسعه دهندگان قابلیت مسدود کردن آینه کاری را فراهم کرده اند؛ در چنین مواردی چیز دیگری ارائه می شود. این نسخه‌های دقیق توسط کارمندان BC Leon ارسال و کنترل می‌شوند. اگر از یک آینه کارآمد استفاده می کنید، می توانید به پورتال رسمی BC Leon دسترسی داشته باشید.

کاربر در یافتن آینه مشکلی نخواهد داشت، زیرا لیست آنها در معرض به روز رسانی است. با دسترسی بسته، بازدیدکننده سایت ملزم به نصب اپلیکیشن تلفن همراه لئون بر روی کامپیوتر است. همچنین باید IP خود را با استفاده از VPN به کشور دیگری تغییر دهید. برای تغییر مکان کاربر یا ارائه دهنده، باید از مرورگر TOP استفاده کنید.

توسعه دهندگان امکانات مختلفی را برای استفاده از آینه فراهم کرده اند. برای انجام این کار، در سمت راست سایت کتیبه "دسترسی به سایت" وجود دارد؛ دکمه سبز "Bypass blocking" به بازیکن اجازه می دهد تا به زیر منو رفته و یک نشانک جهانی به مرورگر اضافه کند.

اپلیکیشن موبایل نیز راحتی را برای کاربر فراهم می کند. در صورت نیاز به اطلاع از آدرس جدید آینه پورتال می توانید با شماره تلفن رایگان تماس بگیرید. کانال @leonbets_official در تلگرام به شما امکان دسترسی به آینه را می دهد. برنامه Leonacsess برای ویندوز به شما امکان می دهد همیشه به سایت دسترسی داشته باشید. این روش ها به بازیکن اجازه می دهد تا به یک آینه کاری دسترسی پیدا کند.

چرا وب سایت اصلی لئون مسدود شد؟

این به دلیل اقدامات سرویس Roskomnadzor است. دلیل این امر نبود مجوز برای انجام فعالیت های کتاب فروشی است. آبی لئون مجوز دریافت نکرد تا بازیکن 13 درصد برنده ها را پرداخت نکند.

نحوه ثبت نام در آینه Leonbets

ثبت نام در این سایت بسیار ساده تر از رسمی است. کاربر نیازی به ثبت نام در دو پورتال ندارد که تا دو روز طول می کشد. اگر به یک آینه کاری اولویت دهید، این روش تا حد امکان ساده خواهد بود.

برای انجام این کار، کاربر فقط باید اطلاعات مربوط به نام کامل، مخاطبین را پر کند. شما همچنین باید در مورد ارز تصمیم بگیرید، تاریخ تولد و آدرس خانه خود را مشخص کنید. همچنین باید در خبرنامه مشترک شوید. این به شما این امکان را می دهد که به سرعت اطلاعات را از بنگاهداران دریافت کنید. یک کاربر ثبت نام شده این فرصت را پیدا می کند که به حساب شخصی خود دسترسی داشته باشد که به او امکان می دهد روی مسابقات و رویدادها شرط بندی کند. در صورت بروز مشکل، می توانید با پشتیبانی فنی تماس بگیرید.

پوسته بیرونی همه عناصر به جز گازهای نجیب ناقص بوده و در فرآیند فعل و انفعالات شیمیایی کامل می شوند.

یک پیوند شیمیایی توسط الکترون های لایه های الکترونی بیرونی تشکیل می شود، اما به روش های مختلفی انجام می شود.

سه نوع اصلی پیوند شیمیایی وجود دارد:

پیوند کووالانسی و انواع آن: پیوند کووالانسی قطبی و غیر قطبی.

پیوند یونی؛

اتصال فلزی.

پیوند یونی

پیوند شیمیایی یونی پیوندی است که در اثر جاذبه الکترواستاتیکی کاتیون ها به آنیون ها ایجاد می شود.

پیوند یونی بین اتم هایی که دارای مقادیر الکترونگاتیوی کاملاً متفاوت با یکدیگر هستند رخ می دهد، بنابراین جفت الکترون های تشکیل دهنده پیوند به شدت به سمت یکی از اتم ها سوگیری می کنند، به طوری که می توان آن را متعلق به اتم این عنصر در نظر گرفت.

الکترونگاتیوی توانایی اتم های عناصر شیمیایی برای جذب الکترون های خود و دیگران است.

ماهیت پیوند یونی، ساختار و خواص ترکیبات یونی از موضع نظریه الکترواستاتیک پیوندهای شیمیایی توضیح داده شده است.

تشکیل کاتیونها: M 0 - n e - = M n+

تشکیل آنیون ها: HeM 0 + n e - = HeM n-

به عنوان مثال: 2Na 0 + Cl 2 0 = 2Na + Cl -

هنگامی که سدیم فلزی در کلر می سوزد، در نتیجه یک واکنش ردوکس، کاتیون های عنصر سدیم به شدت الکترومثبت و آنیون های عنصر به شدت الکترونگاتیو کلر تشکیل می شوند.

نتیجه‌گیری: یک پیوند شیمیایی یونی بین اتم‌های فلز و غیرفلز تشکیل می‌شود که از نظر الکترونگاتیوی تفاوت زیادی دارند.

به عنوان مثال: CaF 2 KCl Na 2 O MgBr 2 و غیره.

پیوندهای کووالانسی غیرقطبی و قطبی

پیوند کووالانسی پیوند اتم ها با استفاده از جفت های الکترونی مشترک (مشترک بین آنها) است.

پیوند غیرقطبی کووالانسی

اجازه دهید با استفاده از مثال تشکیل یک مولکول هیدروژن از دو اتم هیدروژن، وقوع یک پیوند غیرقطبی کووالانسی را در نظر بگیریم. این فرآیند در حال حاضر یک واکنش شیمیایی معمولی است، زیرا از یک ماده (هیدروژن اتمی) ماده دیگری تشکیل می شود - هیدروژن مولکولی. یک نشانه بیرونی از "منافع" پر انرژی این فرآیند، انتشار مقدار زیادی گرما است.

لایه‌های الکترونی اتم‌های هیدروژن (با یک الکترون s برای هر اتم) در یک ابر الکترونی مشترک (اوربیتال مولکولی) ادغام می‌شوند، جایی که هر دو الکترون به هسته‌ها «خدمت» می‌کنند، صرف نظر از اینکه هسته «ما» باشد یا «خارجی». پوسته الکترونی جدید شبیه به پوسته الکترونی تکمیل شده گاز بی اثر هلیوم دو الکترون است: 1s 2.

در عمل از روش های ساده تری استفاده می شود. به عنوان مثال، شیمیدان آمریکایی جی لوئیس در سال 1916 پیشنهاد کرد که الکترون ها را با نقطه در کنار نمادهای عناصر نشان دهیم. یک نقطه نشان دهنده یک الکترون است. در این حالت، تشکیل یک مولکول هیدروژن از اتم ها به صورت زیر نوشته می شود:

اجازه دهید اتصال دو اتم کلر 17 Cl (بار هسته ای Z = 17) را به یک مولکول دو اتمی از نقطه نظر ساختار لایه های الکترونی کلر در نظر بگیریم.

سطح الکترونیکی بیرونی کلر حاوی s 2 + p 5 = 7 الکترون است. از آنجایی که الکترون های سطوح پایین تر در برهمکنش های شیمیایی شرکت نمی کنند، ما فقط الکترون های سطح سوم بیرونی را با نقطه نشان خواهیم داد. این الکترون های خارجی (7 قطعه) را می توان به صورت سه جفت الکترون و یک الکترون جفت نشده مرتب کرد.

پس از ترکیب الکترون های جفت نشده دو اتم در یک مولکول، یک جفت الکترون جدید به دست می آید:

در این حالت، هر یک از اتم های کلر خود را توسط یک OCTET از الکترون ها احاطه کرده است. این را می توان با چرخش هر یک از اتم های کلر به راحتی مشاهده کرد.

پیوند کووالانسی فقط توسط یک جفت الکترون که بین اتم ها قرار دارد تشکیل می شود. به آن جفت تقسیم می گویند. به جفت الکترون‌های باقی‌مانده، جفت‌های تنها می‌گویند. آنها پوسته ها را پر می کنند و در صحافی شرکت نمی کنند.

اتم ها با به اشتراک گذاشتن الکترون های کافی برای به دست آوردن پیکربندی الکترونیکی مشابه پیکربندی الکترونیکی کامل اتم های عناصر نجیب، پیوندهای شیمیایی تشکیل می دهند.

بر اساس تئوری لوئیس و قانون هشت، ارتباط بین اتم‌ها می‌تواند نه لزوماً توسط یک، بلکه با دو یا حتی سه جفت تقسیم‌شده، در صورت لزوم توسط قانون هشت‌گانه انجام شود. به چنین پیوندهایی پیوندهای دوگانه و سه گانه می گویند.

برای مثال، تنها زمانی که دو جفت مشترک بین اتم‌ها قرار می‌گیرند، اکسیژن می‌تواند یک مولکول دو اتمی با یک هشت الکترون از هر اتم تشکیل دهد:

اتم های نیتروژن (2s 2 2p 3 در آخرین پوسته) نیز به یک مولکول دو اتمی متصل هستند، اما برای سازماندهی یک هشت الکترون باید سه جفت مشترک بین خود ترتیب دهند:

نتیجه‌گیری: یک پیوند غیرقطبی کووالانسی بین اتم‌هایی با الکترونگاتیوی یکسان، یعنی بین اتم‌های همان عنصر شیمیایی - یک نافلز، رخ می‌دهد.

به عنوان مثال: در مولکول های H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br 2 یک پیوند غیر قطبی کووالانسی است.

پیوند کووالانسی

پیوند کووالانسی قطبی حد واسط بین پیوند کووالانسی خالص و پیوند یونی است. درست مانند یونی، فقط می تواند بین دو اتم از انواع مختلف ایجاد شود.

به عنوان مثال، تشکیل آب در واکنش بین اتم های هیدروژن (Z = 1) و اکسیژن (Z = 8) را در نظر بگیرید. برای انجام این کار، راحت است ابتدا فرمول های الکترونیکی پوسته های بیرونی هیدروژن (1s 1) و اکسیژن (...2s 2 2p 4) را یادداشت کنید.

به نظر می رسد که برای این کار باید دقیقاً دو اتم هیدروژن در هر اتم اکسیژن مصرف شود. با این حال، طبیعت به گونه ای است که خواص پذیرنده اتم اکسیژن بالاتر از اتم هیدروژن است (دلایل این امر کمی بعداً مورد بحث قرار خواهد گرفت). بنابراین، جفت الکترون های پیوندی در فرمول لوئیس برای آب اندکی به سمت هسته اتم اکسیژن جابه جا می شوند. پیوند موجود در یک مولکول آب کووالانسی قطبی است و بارهای مثبت و منفی جزئی روی اتم ها ظاهر می شود.

نتیجه‌گیری: یک پیوند قطبی کووالانسی بین اتم‌هایی با الکترونگاتیوی متفاوت، یعنی بین اتم‌های عناصر شیمیایی مختلف - غیرفلزات رخ می‌دهد.

به عنوان مثال: در مولکول های HCl، H 2 S، NH 3، P 2 O 5، CH 4 - یک پیوند قطبی کووالانسی.

فرمول های ساختاری

در حال حاضر مرسوم است که زوج های الکترون (یعنی پیوندهای شیمیایی) بین اتم ها را با خط تیره به تصویر بکشند.هر خط تیره یک جفت الکترون مشترک است. در این مورد، مولکول هایی که قبلاً برای ما آشنا هستند به این شکل هستند:

فرمول های دارای خط تیره بین اتم ها فرمول های ساختاری نامیده می شوند. جفت های تک الکترون اغلب در فرمول های ساختاری نشان داده نمی شوند.

فرمول های ساختاری برای به تصویر کشیدن مولکول ها بسیار خوب هستند: آنها به وضوح نشان می دهند که چگونه اتم ها به یکدیگر متصل می شوند، به چه ترتیب و با چه پیوندهایی.

یک جفت پیوند الکترون در فرمول های لوئیس همان یک خط تیره در فرمول های ساختاری است.

پیوندهای دوگانه و سه گانه یک نام مشترک دارند - پیوندهای متعدد. همچنین گفته می شود که مولکول نیتروژن دارای مرتبه پیوند سه است. در یک مولکول اکسیژن، ترتیب پیوند دو است. ترتیب پیوند در مولکول های هیدروژن و کلر یکسان است. هیدروژن و کلر دیگر یک پیوند چندگانه ندارند، بلکه یک پیوند ساده دارند.

ترتیب پیوند تعداد جفت های مشترک مشترک بین دو اتم پیوند خورده است. ترتیب اتصال بالاتر از سه رخ نمی دهد.