ประเภทของพันธะเคมีในโมเลกุล hcl ประเภทของพันธะเคมี วิธีพันธะเวเลนซ์

ลักษณะที่สำคัญที่สุดของพันธะ ได้แก่ ความยาว ขั้ว โมเมนต์ไดโพล ความอิ่มตัว ทิศทาง ความแข็งแรง และหลายหลากของพันธะ

ความยาวลิงค์– คือระยะห่างระหว่างนิวเคลียสของอะตอมในโมเลกุล ความยาวพันธะถูกกำหนดโดยขนาดของนิวเคลียสและระดับการทับซ้อนของเมฆอิเล็กตรอน

ความยาวพันธะใน HF คือ 0.92∙10 -10 ใน HCl – 1.28∙10 -10 ม. ยิ่งความยาวสั้นลง พันธะเคมีก็จะยิ่งแข็งแกร่งขึ้น

มุมบอนด์ (มุมบอนด์)เรียกมุมระหว่างเส้นจินตนาการที่ผ่านนิวเคลียสของอะตอมที่มีพันธะเคมี ∟HOH=104 0 .5; ∟H 2 ส=92.2 0; ∟H 2 ส อี =91 0 .0.

ลักษณะที่สำคัญที่สุด พันธะเคมีเป็น พลังงานกำหนดมัน ความแข็งแกร่ง.

ความแข็งแรงของพันธะนั้นแสดงลักษณะเชิงปริมาณด้วยพลังงานที่ใช้ในการทำลายพันธะ และมีหน่วยวัดเป็น กิโลจูล ต่อสาร 1 โมล

ดังนั้นความแข็งแรงของพันธะจึงถูกกำหนดลักษณะเชิงปริมาณด้วยพลังงานการระเหิด E subl สารและพลังงานของการแยกตัวของโมเลกุลออกเป็นอะตอม E diss - พลังงานระเหิดหมายถึงพลังงานที่ใช้ในการเปลี่ยนสารจากของแข็งเป็นสถานะก๊าซ สำหรับโมเลกุลไดอะตอมมิก พลังงานยึดเหนี่ยวจะเท่ากับพลังงานการแยกตัวของโมเลกุลออกเป็นสองอะตอม

ตัวอย่างเช่น E diss (และด้วยเหตุนี้ E St.) ในโมเลกุล H 2 คือ 435 kJ/mol ในโมเลกุล F 2 = 159 kJ/mol ในโมเลกุล N 2 = 940 kJ/mol

สำหรับไม่ใช่ไดอะตอมมิก แต่เป็นโมเลกุลโพลีอะตอมมิกประเภท AB n ซึ่งเป็นพลังงานยึดเหนี่ยวโดยเฉลี่ย

โดย AB n = A+nB

เช่น พลังงานที่ดูดซับระหว่างกระบวนการ

เท่ากับ 924 กิโลจูล/โมล

พลังงานการสื่อสาร

E OH = = = = 462 กิโลจูล/โมล

ข้อสรุปเกี่ยวกับโครงสร้างของโมเลกุลและโครงสร้างของสารนั้นจัดทำขึ้นโดยอาศัยผลลัพธ์ที่ได้จากวิธีการต่างๆ ในกรณีนี้ ข้อมูลที่ได้รับไม่เพียงแต่จะใช้เกี่ยวกับความยาวและพลังงานของพันธะ มุมของพันธะ แต่ยังรวมถึงคุณสมบัติอื่นๆ ของสารด้วย เช่น แม่เหล็ก แสง ไฟฟ้า ความร้อน และอื่นๆ

ชุดข้อมูลที่ได้รับจากการทดลองเกี่ยวกับโครงสร้างของสสารจะช่วยเสริมและทำให้ผลลัพธ์ของวิธีการคำนวณทางเคมีควอนตัมเป็นภาพรวมซึ่งใช้แนวคิดของทฤษฎีกลศาสตร์ควอนตัมของพันธะเคมี เชื่อกันว่าพันธะเคมีส่วนใหญ่จะอาศัยเวเลนซ์อิเล็กตรอนเป็นตัวกลาง สำหรับองค์ประกอบ s และ p เวเลนซ์อิเล็กตรอนคืออิเล็กตรอนของออร์บิทัลของชั้นนอก และสำหรับองค์ประกอบ d อิเล็กตรอนคือ s-ออร์บิทัลของชั้นนอกและ d-ออร์บิทัลของชั้นนอกก่อน .

ลักษณะของพันธะเคมี

พันธะเคมีจะเกิดขึ้นก็ต่อเมื่ออะตอมเข้าใกล้กัน พลังงานทั้งหมดของระบบ (E kin. + E pot.) ลดลง

ลองพิจารณาธรรมชาติของพันธะเคมีโดยใช้ตัวอย่างของโมเลกุลไฮโดรเจนไอออน H 2 + (ได้มาจากการฉายรังสีโมเลกุลไฮโดรเจนด้วยอิเล็กตรอน H 2 โดยปล่อยก๊าซ) สำหรับระบบโมเลกุลอย่างง่าย สมการชโรดิงเงอร์ได้รับการแก้ไขอย่างแม่นยำที่สุด

ในไฮโดรเจนไอออน H 2 + อิเล็กตรอนหนึ่งตัวเคลื่อนที่ในสนามของนิวเคลียส - โปรตอนสองตัว ระยะห่างระหว่างนิวเคลียสคือ 0.106 นาโนเมตร พลังงานยึดเหนี่ยว (การแยกตัวออกเป็นอะตอม H และ H + ไอออน) คือ 255.7 กิโลจูล/โมล นั่นคืออนุภาคมีความคงทน

ในโมเลกุลไอออน H 2 + มีแรงไฟฟ้าสถิตอยู่สองประเภท - แรงดึงดูดของอิเล็กตรอนต่อทั้งนิวเคลียสและแรงผลักระหว่างนิวเคลียส แรงผลักจะปรากฏขึ้นระหว่างนิวเคลียสที่มีประจุบวก H A + และ H A + ซึ่งสามารถแสดงได้ในรูปของรูปต่อไปนี้ 3. แรงผลักมีแนวโน้มที่จะผลักนิวเคลียสออกจากกัน

ข้าว. 3. แรงผลัก (a) และแรงดึงดูด (b) ระหว่างนิวเคลียสสองอัน ซึ่งเกิดขึ้นเมื่อทั้งสองนิวเคลียสเข้าใกล้กันในระยะห่างกันตามขนาดของอะตอม

แรงดึงดูดกระทำระหว่างอิเล็กตรอนที่มีประจุลบ e - และนิวเคลียสที่มีประจุบวก H + และ H + โมเลกุลจะเกิดขึ้นหากผลลัพธ์ของแรงดึงดูดและแรงผลักเป็นศูนย์นั่นคือการผลักกันของนิวเคลียสซึ่งกันและกันจะต้องได้รับการชดเชยด้วยการดึงดูดของอิเล็กตรอนต่อนิวเคลียส การชดเชยดังกล่าวขึ้นอยู่กับตำแหน่งของอิเล็กตรอน e - สัมพันธ์กับนิวเคลียส (รูปที่ 3 b และ c) ความหมายในที่นี้ไม่ใช่ตำแหน่งของอิเล็กตรอนในอวกาศ (ซึ่งไม่สามารถระบุได้) แต่เป็นความน่าจะเป็นในการค้นหาอิเล็กตรอนในอวกาศ ตำแหน่งของความหนาแน่นของอิเล็กตรอนในอวกาศ ซึ่งสอดคล้องกับรูปที่ 1 3.b) ส่งเสริมการบรรจบกันของนิวเคลียสและรูปที่ตรงกัน 3.c) – การผลักกันของนิวเคลียส เนื่องจากในกรณีนี้ แรงดึงดูดจะถูกมุ่งไปในทิศทางเดียว และการผลักกันของนิวเคลียสจะไม่ได้รับการชดเชย ดังนั้นจึงมีพื้นที่จับกันเมื่อมีการกระจายความหนาแน่นของอิเล็กตรอนระหว่างนิวเคลียส และบริเวณแอนติบอดีหรือแอนติบอดี เมื่อความหนาแน่นของอิเล็กตรอนถูกกระจายไปทางด้านหลังนิวเคลียส

หากอิเล็กตรอนเข้าสู่บริเวณพันธะ จะเกิดพันธะเคมีขึ้น หากอิเล็กตรอนตกลงไปในบริเวณแอนติบอนด์ พันธะเคมีจะไม่เกิด

ขึ้นอยู่กับลักษณะของการกระจายความหนาแน่นของอิเล็กตรอนในบริเวณที่มีผลผูกพัน พันธะเคมีสามประเภทหลักมีความโดดเด่น: โควาเลนต์ ไอออนิก และโลหะ พันธะเหล่านี้ไม่ได้เกิดขึ้นในรูปแบบบริสุทธิ์ และโดยปกติแล้วพันธะประเภทนี้จะมีอยู่ในสารประกอบ

ประเภทของการเชื่อมต่อ

ในวิชาเคมี พันธะประเภทต่อไปนี้มีความโดดเด่น: โควาเลนต์, ไอออนิก, โลหะ, พันธะไฮโดรเจน, พันธะ van der Waals, พันธบัตรผู้บริจาคและผู้รับ, การเชื่อมต่อแบบเดิม

พันธะโควาเลนต์

เมื่อเกิดพันธะโควาเลนต์ อะตอมจะใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน ตัวอย่างของพันธะโควาเลนต์คือพันธะเคมีในโมเลกุล Cl 2 ลูอิส (1916) เสนอแนะเป็นครั้งแรกว่าในพันธะดังกล่าว อะตอมของคลอรีนทั้งสองอะตอมจะมีพันธะร่วมกันอย่างใดอย่างหนึ่ง อิเล็กตรอนชั้นนอกกับคลอรีนอีกอะตอมหนึ่ง ในการทับซ้อนกันของออร์บิทัลของอะตอม อะตอมสองอะตอมจะต้องเข้ามาใกล้กันมากที่สุดเท่าที่จะเป็นไปได้ คู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันก่อให้เกิดพันธะโควาเลนต์ อิเล็กตรอนเหล่านี้อยู่ในวงโคจรเดียวกัน และการหมุนของพวกมันมีทิศทางตรงกันข้าม

ดังนั้นพันธะโควาเลนต์สามารถทำได้โดยการแบ่งปันอิเล็กตรอนจากอะตอมที่แตกต่างกันอันเป็นผลมาจากการจับคู่อิเล็กตรอนกับการหมุนที่ตรงกันข้าม

พันธะโควาเลนต์เป็นพันธะประเภทหนึ่งทั่วไป พันธะโควาเลนต์สามารถเกิดขึ้นได้ไม่เพียงแต่ในโมเลกุลเท่านั้น แต่ยังเกิดในผลึกด้วย มันเกิดขึ้นระหว่างอะตอมที่เหมือนกัน (ในโมเลกุลของ H 2, Cl 2, เพชร) และระหว่างอะตอมที่แตกต่างกัน (ในโมเลกุลของ H 2 O, NH 3 ... )

กลไกการเกิดพันธะโควาเลนต์

ให้เราพิจารณากลไกโดยใช้ตัวอย่างการก่อตัวของโมเลกุล H 2

H+H=H 2, ∆H=-436 กิโลจูล/โมล

นิวเคลียสของอะตอมไฮโดรเจนอิสระล้อมรอบด้วยเมฆอิเล็กตรอนทรงกลมที่สมมาตรซึ่งเกิดจากอิเล็กตรอน 1 วินาที เมื่ออะตอมเข้าใกล้ระยะทางหนึ่ง เมฆอิเล็กตรอน (ออร์บิทัล) ของพวกมันจะทับซ้อนกันบางส่วน (รูปที่ 4)

ข้าว. 4. กลไกการเกิดพันธะในโมเลกุลไฮโดรเจน

หากอะตอมไฮโดรเจนที่เข้าใกล้ก่อนสัมผัสมีระยะห่างระหว่างนิวเคลียส 0.106 นาโนเมตร จากนั้นหลังจากเมฆอิเล็กตรอนทับซ้อนกัน ระยะนี้จะเท่ากับ 0.074 นาโนเมตร

เป็นผลให้เมฆโมเลกุลสองอิเล็กตรอนปรากฏขึ้นระหว่างศูนย์กลางของนิวเคลียส ซึ่งมีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนสูงสุดในช่องว่างระหว่างนิวเคลียส การเพิ่มขึ้นของความหนาแน่นประจุลบระหว่างนิวเคลียสส่งผลให้แรงดึงดูดระหว่างนิวเคลียสเพิ่มขึ้นอย่างมาก ซึ่งนำไปสู่การปลดปล่อยพลังงาน ยิ่งการทับซ้อนกันของออร์บิทัลของอิเล็กตรอนมากเท่าใด พันธะเคมีก็จะยิ่งแข็งแกร่งขึ้นเท่านั้น อันเป็นผลมาจากการก่อตัวของพันธะเคมีระหว่างอะตอมไฮโดรเจนสองอะตอมแต่ละอะตอมจึงไปถึง การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์อะตอมของก๊าซมีตระกูล-ฮีเลียม

มีสองวิธีที่อธิบายจากมุมมองเชิงกลของควอนตัม การก่อตัวของพื้นที่ทับซ้อนกันของเมฆอิเล็กตรอน และการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์ตามลำดับ หนึ่งในนั้นเรียกว่าวิธี BC (พันธะเวเลนซ์) ส่วนอีกวิธีหนึ่งเรียกว่า MO (ออร์บิทัลโมเลกุล)

วิธีพันธะเวเลนซ์พิจารณาการทับซ้อนของออร์บิทัลอะตอมของคู่อะตอมที่เลือก ในวิธี MO โมเลกุลจะถือเป็นภาพรวมและการกระจายตัวของความหนาแน่นของอิเล็กตรอน (จากอิเล็กตรอนหนึ่งตัว) จะกระจายไปทั่วโมเลกุล จากตำแหน่งของ MO 2H ใน H 2 เชื่อมต่อกันเนื่องจากการดึงดูดของนิวเคลียสกับเมฆอิเล็กตรอนที่อยู่ระหว่างนิวเคลียสเหล่านี้

ภาพประกอบของพันธะโควาเลนต์

การเชื่อมต่อถูกอธิบายในรูปแบบต่างๆ:

1) การใช้อิเล็กตรอนเป็นจุด

ในกรณีนี้ แผนภาพแสดงการก่อตัวของโมเลกุลไฮโดรเจน

N∙ + N∙ → N: N

2). การใช้เซลล์สี่เหลี่ยม (ออร์บิทัล) เช่น การวางอิเล็กตรอนสองตัวที่มีการหมุนตรงข้ามกันในเซลล์ควอนตัมโมเลกุลเดียว

แผนภาพนี้แสดงให้เห็นว่าระดับพลังงานโมเลกุลต่ำกว่าระดับอะตอมดั้งเดิม ซึ่งหมายถึง สถานะโมเลกุลสารมีความเสถียรมากกว่าอะตอม

3). พันธะโควาเลนต์แสดงเป็นเส้น

ตัวอย่างเช่น H – N เส้นนี้เป็นสัญลักษณ์ของอิเล็กตรอนคู่หนึ่ง

หากมีพันธะโควาเลนต์ (คู่อิเล็กตรอนร่วมหนึ่งคู่) เกิดขึ้นระหว่างอะตอม ก็จะเรียกว่าพันธะนั้น เดี่ยวถ้ามากกว่าก็คูณด้วย สองเท่า(คู่อิเล็กตรอนร่วมสองคู่) สามเท่า(คู่อิเล็กตรอนร่วมสามคู่) พันธะเดี่ยวแสดงด้วยหนึ่งบรรทัด พันธะคู่แสดงด้วยสองบรรทัด และพันธะสามแสดงด้วยสามบรรทัด

เส้นประระหว่างอะตอมแสดงให้เห็นว่าพวกมันมีคู่อิเล็กตรอนทั่วไป

การจำแนกประเภทของพันธะโควาเลนต์

ขึ้นอยู่กับทิศทางของการทับซ้อนของเมฆอิเล็กตรอน พันธะσ-, π-, δมีความโดดเด่น พันธะ σ เกิดขึ้นเมื่อเมฆอิเล็กตรอนทับซ้อนกันตามแกนที่เชื่อมนิวเคลียสของอะตอมที่มีปฏิสัมพันธ์กัน

ตัวอย่างของσ-พันธบัตร:

ข้าว. 5. การก่อตัวของพันธะσระหว่าง s-, p-, d- อิเล็กตรอน

ตัวอย่างการก่อตัวของพันธะ σ เมื่อเมฆ s-s ทับซ้อนกันถูกสังเกตในโมเลกุลไฮโดรเจน

พันธะ π เกิดขึ้นเมื่อเมฆอิเล็กตรอนที่ด้านใดด้านหนึ่งของแกนทับซ้อนกัน ซึ่งเป็นการเชื่อมนิวเคลียสของอะตอม

ข้าว. 6. การก่อตัวของพันธะπระหว่าง p-, d- อิเล็กตรอน

δ-คัปปลิ้งเกิดขึ้นเมื่อเมฆ d-อิเล็กตรอน 2 ก้อนตั้งอยู่ ระนาบขนาน- พันธะ δ มีความแข็งแรงน้อยกว่าพันธะ π และพันธะ π มีความแข็งแรงน้อยกว่าพันธะ σ

คุณสมบัติของพันธะโควาเลนต์

ก) ขั้ว

พันธะโควาเลนต์มีสองประเภท: ไม่มีขั้วและขั้ว

ในกรณีของพันธะโควาเลนต์ไม่มีขั้ว เมฆอิเล็กตรอนที่เกิดจากอิเล็กตรอนคู่ร่วมจะกระจายไปในอวกาศอย่างสมมาตรสัมพันธ์กับนิวเคลียสของอะตอม ตัวอย่างคือโมเลกุลไดอะตอมมิกที่ประกอบด้วยอะตอมขององค์ประกอบเดียว: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2 คู่อิเล็กตรอนของพวกมันอยู่ในอะตอมทั้งสองเท่า ๆ กัน

ในกรณีของพันธะขั้วโลก เมฆอิเล็กตรอนที่ก่อตัวเป็นพันธะจะถูกเลื่อนไปยังอะตอมที่มีค่าอิเลคโตรเนกาติวีตี้สัมพัทธ์สูงกว่า

ตัวอย่างคือโมเลกุลต่อไปนี้: HCl, H 2 O, H 2 S, N 2 S, NH 3 ฯลฯ พิจารณาการก่อตัวของโมเลกุล HCl ซึ่งสามารถแสดงได้ด้วยแผนภาพต่อไปนี้

คู่อิเล็กตรอนจะเลื่อนไปที่อะตอมของคลอรีนเพราะว่า อิเลคโตรเนกาติวีตี้สัมพัทธ์ของอะตอมคลอรีน (2.83) มากกว่าอิเล็กโทรเนกาติวีตี้สัมพัทธ์ของอะตอมไฮโดรเจน (2.1)

ข) ความอิ่มตัว

ความสามารถของอะตอมในการมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์ในจำนวนที่จำกัดเรียกว่าความอิ่มตัวของพันธะโควาเลนต์ ความอิ่มตัวของพันธะโควาเลนต์เกิดจากการที่ ปฏิกิริยาทางเคมีมีเพียงอิเล็กตรอนจากระดับพลังงานภายนอกซึ่งก็คืออิเล็กตรอนจำนวนจำกัดเท่านั้นที่เข้าร่วม

วี) - จุดสนใจและการผสมพันธุ์พันธะโควาเลนต์

พันธะโควาเลนต์มีลักษณะเฉพาะด้วยทิศทางในอวกาศ สิ่งนี้อธิบายได้จากข้อเท็จจริงที่ว่าเมฆอิเล็กตรอนมีรูปร่างที่แน่นอนและการทับซ้อนกันสูงสุดนั้นเป็นไปได้ในการวางแนวเชิงพื้นที่ที่แน่นอน

ทิศทางของพันธะโควาเลนต์จะเป็นตัวกำหนดโครงสร้างทางเรขาคณิตของโมเลกุล

เช่น น้ำจะมีรูปทรงสามเหลี่ยม

ข้าว. 7. โครงสร้างเชิงพื้นที่ของโมเลกุลน้ำ

มีการทดลองพบว่าในโมเลกุลของน้ำ H 2 O ระยะห่างระหว่างไฮโดรเจนและนิวเคลียสของออกซิเจนคือ 0.096 นาโนเมตร (21.00 น.) มุมระหว่างเส้นที่ผ่านนิวเคลียสคือ 104.5 0 ดังนั้นโมเลกุลของน้ำจึงมีรูปร่างเป็นมุมและสามารถแสดงโครงสร้างของน้ำได้ในรูปของรูปที่นำเสนอ

การผสมพันธุ์

เป็นการทดลองและ การวิจัยเชิงทฤษฎี(Slater, Pauling) ในระหว่างการก่อตัวของสารประกอบบางชนิด เช่น BeCl 2, BeF 2, BeBr 2 สถานะของวาเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมในโมเลกุลไม่ได้อธิบายด้วยฟังก์ชัน s-, p-, d- บริสุทธิ์ แต่ด้วยผลรวมเชิงเส้น โครงสร้างแบบผสมดังกล่าวเรียกว่าไฮบริดออร์บิทัล และกระบวนการผสมเรียกว่าไฮบริดไดเซชัน

ตามที่การคำนวณทางเคมีควอนตัมแสดงให้เห็น การผสม s- และ p-orbitals ของอะตอมเป็นกระบวนการที่เป็นประโยชน์ต่อการก่อตัวของโมเลกุล ในกรณีนี้ พลังงานจะถูกปล่อยออกมามากกว่าการก่อตัวของพันธะที่เกี่ยวข้องกับ s- และ p-orbitals บริสุทธิ์ ดังนั้นการผสมข้ามพันธุ์ของวงโคจรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมทำให้พลังงานของระบบลดลงอย่างมากและส่งผลให้ความเสถียรของโมเลกุลเพิ่มขึ้น วงโคจรลูกผสมจะยาวขึ้นที่ด้านหนึ่งของนิวเคลียสมากกว่าอีกด้านหนึ่ง ดังนั้นความหนาแน่นของอิเล็กตรอนในบริเวณที่ทับซ้อนกันของเมฆลูกผสมจะมากกว่าความหนาแน่นของอิเล็กตรอนในบริเวณที่ทับซ้อนกันของ s- และ p-orbitals แยกจากกัน ซึ่งเป็นผลมาจากพันธะที่เกิดจากอิเล็กตรอนของลูกผสม วงโคจรมีลักษณะมีความแข็งแกร่งมากขึ้น

สถานะลูกผสมหลายประเภทเกิดขึ้น เมื่อ s- และ p-orbitals ผสมกัน (เรียกว่า sp-hybridization) จะมีวงโคจรลูกผสมสองวงเกิดขึ้น โดยอยู่ที่มุม 180 0 สัมพันธ์กัน ในกรณีนี้จะมีการสร้างโครงสร้างเชิงเส้นขึ้น โครงสร้าง (โครงสร้าง) นี้เป็นที่รู้จักสำหรับโลหะเฮไลด์อัลคาไลน์เอิร์ธส่วนใหญ่ (เช่น BeX 2 โดยที่ X = Cl, F, Br) กล่าวคือ มุมพันธะคือ 180 0 C

ข้าว. 8. sp การผสมพันธุ์

การผสมพันธุ์อีกประเภทหนึ่งเรียกว่า sp 2 hybridization (เกิดจาก 1 s และ p orbitals สองอัน) นำไปสู่การก่อตัวของ orbitals ลูกผสม 3 อันซึ่งอยู่ที่มุม 120 0 ต่อกันและกัน ในกรณีนี้ โครงสร้างตรีโกณมิติของโมเลกุล (หรือสามเหลี่ยมปกติ) จะเกิดขึ้นในอวกาศ โครงสร้างดังกล่าวเป็นที่รู้จักสำหรับสารประกอบ BX 3 (X=Cl, F, Br)

ข้าว. 9. sp 2 -ไฮบริด

สิ่งที่พบได้ไม่น้อยคือ sp 3 hybridization ซึ่งเกิดขึ้นจาก p-orbitals หนึ่ง s และสาม p- ในกรณีนี้วงโคจรลูกผสมสี่วงถูกสร้างขึ้นโดยมุ่งเน้นไปที่อวกาศอย่างสมมาตรกับจุดยอดทั้งสี่ของจัตุรมุขนั่นคือพวกมันตั้งอยู่ที่มุม 109 0 28 " ตำแหน่งเชิงพื้นที่นี้เรียกว่าจัตุรมุข โครงสร้างนี้เป็นที่รู้จักในเรื่องโมเลกุล NH 3, H 2 O และโดยทั่วไปสำหรับองค์ประกอบของยุค II แผนผังลักษณะที่ปรากฏในพื้นที่สามารถแสดงได้ในรูปต่อไปนี้

ข้าว. 10. การจัดเรียงเชิงพื้นที่ของพันธะในโมเลกุลแอมโมเนีย

ฉายบนเครื่องบิน

การก่อตัวของพันธะจัตุรมุขเนื่องจากการผสมพันธุ์ sp 3 สามารถแสดงได้ดังนี้ (รูปที่ 11):

ข้าว. 11. การก่อตัวของพันธะจัตุรมุขระหว่างการผสมพันธุ์ sp 3

การก่อตัวของพันธะจัตุรมุขในระหว่างการผสมพันธุ์ sp 3 โดยใช้ตัวอย่างของโมเลกุล CCl 4 แสดงในรูปที่ 1 12.

มะเดื่อ 12. การก่อตัวของพันธะจัตุรมุขระหว่าง sp 3 - การผสมพันธุ์เป็นโมเลกุล CCl 4

การผสมพันธุ์ไม่เพียงเกี่ยวข้องกับ s- และ p-orbitals เท่านั้น เพื่ออธิบายองค์ประกอบสเตอริโอเคมีของ III และคาบต่อๆ ไป จำเป็นต้องสร้างออร์บิทัลลูกผสมพร้อมๆ กัน รวมถึง s-, p-, d- orbitals

สารที่มีพันธะโควาเลนต์ได้แก่

1. สารประกอบอินทรีย์;

2. ยากและ สารของเหลวซึ่งพันธะเกิดขึ้นระหว่างคู่อะตอมของฮาโลเจน เช่นเดียวกับระหว่างคู่ของอะตอมไฮโดรเจน ไนโตรเจน และออกซิเจน เช่น H2;

3. องค์ประกอบของกลุ่ม VI (เช่น โซ่เกลียวเทลลูเรียม) องค์ประกอบของกลุ่ม V (เช่น สารหนู) องค์ประกอบของกลุ่ม IV (เพชร ซิลิคอน เจอร์เมเนียม)

4. สารประกอบที่เป็นไปตามกฎ 8-N (เช่น InSb, CdS, GaAs, CdTe) เมื่อองค์ประกอบของพวกมันอยู่ในหมู่ II-VI, III-V ในตารางธาตุ

ในของแข็งที่มีพันธะโควาเลนต์ โครงสร้างผลึกที่แตกต่างกันสามารถเกิดขึ้นได้สำหรับสารชนิดเดียวกัน ซึ่งมีพลังงานในการยึดเกาะที่เกือบจะเท่ากัน ตัวอย่างเช่น โครงสร้างของ ZnS อาจเป็นลูกบาศก์ (zincblede) หรือหกเหลี่ยม (wurtzite) การจัดเรียงเพื่อนบ้านที่ใกล้ที่สุดใน Zinc Blende และ Wurtzite จะเหมือนกัน และความแตกต่างเพียงเล็กน้อยในพลังงานของโครงสร้างทั้งสองนี้ถูกกำหนดโดยการจัดเรียงอะตอมถัดจากอะตอมที่ใกล้ที่สุด ความสามารถของสารบางชนิดนี้เรียกว่า allotropy หรือ polymorphism อีกตัวอย่างหนึ่งของ allotropy คือซิลิคอนคาร์ไบด์ ซึ่งมีโพลีไทป์หลายประเภทที่มีโครงสร้างต่างกันตั้งแต่ลูกบาศก์ล้วนไปจนถึงหกเหลี่ยม การดัดแปลงผลึกของ ZnS, SiC จำนวนมากเหล่านี้มีอยู่ที่อุณหภูมิห้อง

พันธะไอออนิก

พันธะไอออนิกคือแรงดึงดูดระหว่างไอออนที่มีประจุตรงข้ามกัน (เช่น + และ -)

แนวคิดเรื่องพันธะไอออนิกเกิดขึ้นจากแนวคิดของ V. Kossel เขาเสนอแนะ (พ.ศ. 2459) ว่าเมื่ออะตอมสองอะตอมมีปฏิสัมพันธ์กัน อะตอมหนึ่งยอมแพ้และอีกอะตอมหนึ่งรับอิเล็กตรอน ดังนั้นพันธะไอออนิกจึงเกิดขึ้นจากการถ่ายโอนอิเล็กตรอนตั้งแต่หนึ่งอะตอมขึ้นไปจากอะตอมหนึ่งไปยังอีกอะตอมหนึ่ง ตัวอย่างเช่น ในโซเดียมคลอไรด์ พันธะไอออนิกเกิดขึ้นจากการถ่ายโอนอิเล็กตรอนจากอะตอมโซเดียมไปยังอะตอมของคลอรีน จากผลของการถ่ายโอนนี้ จะเกิดโซเดียมไอออนที่มีประจุ +1 และคลอรีนไอออนที่มีประจุ -1 เกิดขึ้น พวกมันถูกดึงดูดเข้าหากันด้วยแรงไฟฟ้าสถิตทำให้เกิดโมเลกุลที่เสถียร แบบจำลองการถ่ายโอนอิเล็กตรอนที่เสนอโดย Kossel ช่วยให้สามารถอธิบายการก่อตัวของสารประกอบเช่นลิเธียมฟลูออไรด์ แคลเซียมออกไซด์ และลิเธียมออกไซด์

สารประกอบไอออนิกทั่วไปส่วนใหญ่ประกอบด้วยแคตไอออนของโลหะที่อยู่ในกลุ่ม I และ II ตารางธาตุและแอนไอออน องค์ประกอบที่ไม่ใช่โลหะอยู่ในกลุ่ม VI และ VII

ความง่ายในการก่อตัวของสารประกอบไอออนิกขึ้นอยู่กับความง่ายในการก่อตัวของแคตไอออนและแอนไอออนที่เป็นส่วนประกอบ ความง่ายในการก่อตัวจะยิ่งสูงขึ้น พลังงานไอออไนเซชันของอะตอมที่บริจาคอิเล็กตรอน (ผู้บริจาคอิเล็กตรอน) ก็จะยิ่งต่ำลง และอะตอมที่เพิ่มอิเล็กตรอน (ตัวรับอิเล็กตรอน) ก็จะมีความสัมพันธ์ใกล้ชิดกับอิเล็กตรอนมากขึ้นเท่านั้น ความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนคือการวัดความสามารถของอะตอมในการรับอิเล็กตรอน โดยวัดเป็นปริมาณการเปลี่ยนแปลงของพลังงานที่เกิดขึ้นเมื่อแอนไอออนที่มีประจุเดี่ยวหนึ่งโมลเกิดขึ้นจากอะตอมหนึ่งโมล นี่คือสิ่งที่เรียกว่าแนวคิด "ความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนตัวแรก" ความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนที่สองคือการเปลี่ยนแปลงพลังงานที่เกิดขึ้นเมื่อแอนไอออนที่มีประจุสองเท่าหนึ่งโมลเกิดขึ้นจากไอออนที่มีประจุเดี่ยวๆ หนึ่งโมล แนวคิดเหล่านี้ กล่าวคือ พลังงานไอออไนเซชันและความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน อ้างถึง สารที่เป็นก๊าซและเป็นลักษณะของอะตอมและไอออนในสถานะก๊าซ แต่ควรระลึกไว้ว่าสารประกอบไอออนิกส่วนใหญ่มีความเสถียรที่สุดในสถานะของแข็ง เหตุการณ์นี้อธิบายได้โดยการมีอยู่ของโครงผลึกที่อยู่ในสถานะของแข็ง มีคำถามเกิดขึ้น เหตุใดสารประกอบไอออนิกจึงมีความเสถียรมากกว่าในรูปของโครงผลึกและไม่อยู่ในสถานะก๊าซ? คำตอบสำหรับคำถามนี้คือการคำนวณพลังงานของโครงตาข่ายคริสตัลตามแบบจำลองไฟฟ้าสถิต นอกจากนี้ การคำนวณนี้ยังเป็นการทดสอบทฤษฎีพันธะไอออนิกอีกด้วย

ในการคำนวณพลังงานของโครงตาข่ายคริสตัลจำเป็นต้องกำหนดงานที่ต้องใช้ในการทำลายโครงตาข่ายคริสตัลด้วยการก่อตัวของไอออนของก๊าซ ในการคำนวณจะใช้แนวคิดเรื่องแรงดึงดูดและแรงผลัก การแสดงออกของพลังงานศักย์ของอันตรกิริยาของไอออนที่มีประจุเดี่ยวนั้นได้มาจากการรวมพลังงานของแรงดึงดูดและพลังงานของแรงผลัก

E = E เข้า + E ออก (1)

พลังงานของการดึงดูดคูลอมบ์ของไอออนของเครื่องหมายตรงข้ามนั้นถือเป็น Eat เช่น Na + และ Cl - สำหรับสารประกอบ NaCl

E เข้ามา = -e 2 /4πε 0 r (2)

เนื่องจากการกระจายตัวของประจุอิเล็กทรอนิกส์ในเปลือกอิเล็กตรอนที่เต็มไปนั้นมีความสมมาตรเป็นทรงกลม เนื่องจากแรงผลักที่เกิดขึ้นเนื่องจากหลักการของเพาลีเมื่อเปลือกที่เต็มไปด้วยประจุลบและไอออนบวกทับซ้อนกัน ระยะทางที่ไอออนจะเข้าใกล้จึงมีจำกัด พลังงานที่น่ารังเกียจเปลี่ยนแปลงอย่างรวดเร็วตามระยะห่างระหว่างนิวเคลียร์และสามารถเขียนได้เป็นนิพจน์โดยประมาณสองนิพจน์ต่อไปนี้:

E ott = A/r n (nหยาบคาย12) (3)

E ott = B∙exp(-r/ρ) (4),

โดยที่ A และ B เป็นค่าคงที่ r คือระยะห่างระหว่างไอออน ρ คือพารามิเตอร์ (ความยาวลักษณะเฉพาะ)

ควรสังเกตว่าไม่มีการแสดงออกใดที่สอดคล้องกับกระบวนการทางกลควอนตัมที่ซับซ้อนซึ่งนำไปสู่การผลักกัน

แม้ว่าสูตรเหล่านี้จะมีลักษณะโดยประมาณ แต่ก็ทำให้สามารถคำนวณได้อย่างแม่นยำและอธิบายพันธะเคมีในโมเลกุลของสารประกอบไอออนิก เช่น NaCl, KCl, CaO ได้

เนื่องจากสนามไฟฟ้าของไอออนมีความสมมาตรทรงกลม (รูปที่ 13) พันธะไอออนิกจึงไม่มีทิศทางซึ่งต่างจากพันธะโควาเลนต์ ปฏิกิริยาของไอออนที่มีประจุตรงข้ามกันจะได้รับการชดเชยโดยแรงผลักในทิศทางที่เชื่อมต่อศูนย์กลางของนิวเคลียสของไอออนเท่านั้น ในทิศทางอื่น การชดเชยของสนามไฟฟ้าของไอออนจะไม่เกิดขึ้น ดังนั้นจึงสามารถโต้ตอบกับไอออนอื่นได้ ดังนั้นพันธะไอออนิกจึงไม่อิ่มตัว

ข้าว. 13. ความสมมาตรทรงกลมของสนามไฟฟ้าสถิต

ประจุที่คิดตรงกันข้าม

เนื่องจากพันธะไอออนิกไม่มีทิศทางและไม่อิ่มตัว จึงมีประโยชน์มากที่สุดเมื่อแต่ละไอออนถูกล้อมรอบด้วยไอออนจำนวนสูงสุดของเครื่องหมายตรงกันข้าม ด้วยเหตุนี้รูปแบบการดำรงอยู่ของสารประกอบไอออนิกที่ต้องการมากที่สุดคือคริสตัล ตัวอย่างเช่น ในผลึก NaCl แคตไอออนแต่ละตัวจะมีไอออนลบ 6 ไอออนเป็นเพื่อนบ้านที่ใกล้ที่สุด

ที่อุณหภูมิสูงในสถานะก๊าซเท่านั้นที่สารประกอบไอออนิกจะอยู่ในรูปของโมเลกุลที่ไม่เกี่ยวข้องกัน

ในสารประกอบไอออนิก หมายเลขโคออร์ดิเนชันไม่ได้ขึ้นอยู่กับโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์จำเพาะของอะตอม ดังเช่นใน สารประกอบโควาเลนต์และถูกกำหนดโดยอัตราส่วนของขนาดไอออน ด้วยอัตราส่วนของรัศมีไอออนิกในช่วง 0.41 - 0.73 จะสังเกตการประสานงานของไอออนแปดด้านด้วยอัตราส่วน 0.73-1.37 - การประสานงานของลูกบาศก์ ฯลฯ

ดังนั้นภายใต้สภาวะปกติสารประกอบไอออนิกจึงเป็นเช่นนั้น สารที่เป็นผลึก- แนวคิดของโมเลกุลสองไอออน เช่น NaCL, CsCl ใช้ไม่ได้กับพวกมัน คริสตัลแต่ละอันประกอบด้วยไอออนจำนวนมาก

พันธะไอออนิกสามารถแสดงเป็นพันธะขั้วโลกแบบจำกัด ซึ่งประจุที่มีประสิทธิผลของอะตอมอยู่ใกล้กับเอกภาพ สำหรับพันธะโควาเลนต์ไม่มีขั้วล้วนๆ ประจุที่มีประสิทธิผลของอะตอมจะเป็นศูนย์ ในสารจริง พันธะไอออนิกและโควาเลนต์ล้วนๆ นั้นหาได้ยาก สารประกอบส่วนใหญ่มีลักษณะพันธะที่อยู่ระหว่างโควาเลนต์ไม่มีขั้วกับขั้วไอออนิก นั่นคือในสารประกอบเหล่านี้พันธะโควาเลนต์มีลักษณะเป็นไอออนิกบางส่วน ธรรมชาติของพันธะไอออนิกและโควาเลนต์ในสารจริงแสดงไว้ในรูปที่ 14

ข้าว. 14. ลักษณะของพันธะไอออนิกและโควาเลนต์

สัดส่วนของลักษณะไอออนิกของพันธะเรียกว่าระดับของไอออนิก มีลักษณะพิเศษคือประจุที่มีประสิทธิผลของอะตอมในโมเลกุล ระดับของไอออนิกจะเพิ่มขึ้นตามความแตกต่างที่เพิ่มขึ้นในอิเล็กโตรเนกาติวีตี้ของอะตอมที่ก่อตัวขึ้น

การเชื่อมต่อโลหะ

ในอะตอมของโลหะ เวเลนซ์อิเล็กตรอนชั้นนอกจะมีความอ่อนกว่าอะตอมที่ไม่ใช่โลหะมาก สิ่งนี้ทำให้สูญเสียการเชื่อมต่อระหว่างอิเล็กตรอนและอะตอมแต่ละตัวเป็นระยะเวลานานพอสมควรและการขัดเกลาทางสังคม อิเล็กตรอนภายนอกรวมตัวกันเป็นกลุ่มก้อน การมีอยู่ของระบบอิเล็กทรอนิกส์ดังกล่าวนำไปสู่การเกิดขึ้นของแรงที่ทำให้ไอออนของโลหะบวกอยู่ในสถานะปิดแม้ว่าจะมีประจุชื่อเดียวกันก็ตาม พันธะนี้เรียกว่าโลหะ พันธะดังกล่าวมีลักษณะเฉพาะของโลหะและมีอยู่ในสถานะของแข็งและของเหลวของสาร พันธะโลหะเป็นพันธะเคมีชนิดหนึ่ง มันขึ้นอยู่กับการขัดเกลาทางสังคมของอิเล็กตรอนภายนอกซึ่งสูญเสียการเชื่อมต่อกับอะตอมจึงเรียกว่าอิเล็กตรอนอิสระ (รูปที่ 15)

ข้าว. 15. การเชื่อมต่อโลหะ

การมีอยู่ของพันธะโลหะได้รับการยืนยันจากข้อเท็จจริงต่อไปนี้ โลหะทุกชนิดมีค่าการนำความร้อนสูงและค่าการนำไฟฟ้าสูงซึ่งมั่นใจได้เมื่อมีอิเล็กตรอนอิสระ นอกจากนี้ สถานการณ์เดียวกันนี้จะกำหนดความสามารถในการสะท้อนแสงที่ดีของโลหะต่อการฉายรังสีของแสง ความเงางามและความทึบของโลหะ ความเหนียวสูง เชิงบวก ค่าสัมประสิทธิ์อุณหภูมิความต้านทานไฟฟ้า

ความเสถียรของโครงผลึกของโลหะไม่สามารถอธิบายได้ด้วยพันธะประเภทต่างๆ เช่น ไอออนิกและโควาเลนต์ พันธะไอออนิกระหว่างอะตอมของโลหะที่อยู่ในบริเวณตาข่ายคริสตัลนั้นเป็นไปไม่ได้ เนื่องจากมีประจุเท่ากัน พันธะโควาเลนต์ระหว่างอะตอมของโลหะก็ไม่น่าเป็นไปได้เช่นกัน เนื่องจากแต่ละอะตอมมีเพื่อนบ้านที่ใกล้ที่สุด 8 ถึง 12 ตัว และไม่ทราบการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์ที่มีคู่อิเล็กตรอนร่วมกันจำนวนมากจนไม่เป็นที่ทราบแน่ชัด

โครงสร้างโลหะมีลักษณะเฉพาะคือมีการจัดเรียงอะตอมค่อนข้างน้อย (ระยะห่างระหว่างนิวเคลียร์ขนาดใหญ่) และ จำนวนมากเพื่อนบ้านที่ใกล้ที่สุดของแต่ละอะตอมในโครงตาข่ายคริสตัล ตารางที่ 1 แสดงโครงสร้างโลหะทั่วไปสามแบบ

ตารางที่ 1

ลักษณะของโครงสร้างของโลหะทั้งสามชนิดที่พบมากที่สุด

เราจะเห็นว่าแต่ละอะตอมมีส่วนร่วมในการสร้างพันธะจำนวนมาก (เช่น มี 8 อะตอม) พันธะจำนวนมากดังกล่าว (ที่มี 8 หรือ 12 อะตอม) ไม่สามารถแปลในอวกาศพร้อมกันได้ การสื่อสารจะต้องดำเนินการผ่านการสั่นพ้อง การเคลื่อนที่แบบสั่นอิเล็กตรอนภายนอกของแต่ละอะตอมซึ่งเป็นผลมาจากการรวมตัวกันของอิเล็กตรอนภายนอกทั้งหมดของคริสตัลเกิดขึ้นพร้อมกับการก่อตัวของก๊าซอิเล็กตรอน ในโลหะหลายชนิด เพื่อสร้างพันธะโลหะ ก็เพียงพอที่จะดึงอิเล็กตรอนหนึ่งตัวจากแต่ละอะตอม นี่คือสิ่งที่สังเกตได้จากลิเธียมซึ่งมีอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียวในเปลือกนอก ผลึกลิเธียมคือโครงตาข่ายของ Li + ไอออน (ทรงกลมที่มีรัศมี 0.068 นาโนเมตร) ล้อมรอบด้วยก๊าซอิเล็กตรอน

ข้าว. 16. การบรรจุผลึกประเภทต่างๆ: การบรรจุปิดแบบหกเหลี่ยม b - การบรรจุลูกบาศก์ที่อยู่ตรงกลางหน้า การบรรจุลูกบาศก์แบบ c-body-centered

มีความคล้ายคลึงกันระหว่างพันธะโลหะและโควาเลนต์ ความจริงที่ว่าพันธบัตรทั้งสองประเภทนั้นขึ้นอยู่กับการแบ่งปันเวเลนซ์อิเล็กตรอน อย่างไรก็ตาม พันธะโควาเลนต์เชื่อมต่ออะตอมที่อยู่ติดกันเพียง 2 อะตอมเท่านั้น และอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันจะอยู่ใกล้กับอะตอมที่ถูกพันธะ ในพันธะโลหะ อะตอมหลายอะตอมมีส่วนร่วมในการแบ่งปันเวเลนซ์อิเล็กตรอน

ดังนั้นแนวคิดของพันธะโลหะจึงเชื่อมโยงอย่างแยกไม่ออกกับแนวคิดของโลหะในฐานะกลุ่มของแกนไอออนิกที่มีประจุบวกซึ่งมีช่องว่างขนาดใหญ่ระหว่างไอออนที่เต็มไปด้วยก๊าซอิเล็กตรอนในขณะที่ในระดับมหภาคระบบยังคงเป็นกลางทางไฟฟ้า

นอกเหนือจากประเภทของพันธะเคมีที่กล่าวถึงข้างต้นแล้ว ยังมีพันธะประเภทอื่นที่เป็นระหว่างโมเลกุล: พันธะไฮโดรเจน ปฏิกิริยาระหว่างแวนเดอร์วาลส์ ปฏิกิริยาระหว่างผู้บริจาคกับผู้รับ

ปฏิสัมพันธ์ระหว่างผู้บริจาคและผู้รับของโมเลกุล

กลไกการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์เนื่องจากเมฆสองอิเล็กตรอนของอะตอมหนึ่งและวงโคจรอิสระของอีกอะตอมหนึ่งเรียกว่าผู้บริจาค-ผู้รับ อะตอมหรืออนุภาคที่ให้เมฆสองอิเล็กตรอนเพื่อการสื่อสารเรียกว่าผู้บริจาค อะตอมหรืออนุภาคที่มีวงโคจรอิสระที่รับคู่อิเล็กตรอนนี้เรียกว่าตัวรับ

ปฏิสัมพันธ์ระหว่างโมเลกุลประเภทหลัก พันธะไฮโดรเจน

ระหว่างโมเลกุลที่มีเวเลนซ์อิ่มตัว ที่ระยะทางที่เกินขนาดอนุภาค แรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลสามารถปรากฏขึ้นได้ พวกเขาถูกเรียกว่ากองกำลังฟานเดอร์วาลส์ ปฏิกิริยาระหว่างแวนเดอร์วาลส์เกิดขึ้นระหว่างอะตอมที่มีระยะห่างใกล้เคียงกันเสมอ แต่มีบทบาทสำคัญในในกรณีที่ไม่มีกลไกพันธะที่แข็งแกร่งกว่าเท่านั้น ปฏิกิริยาที่อ่อนแอกับพลังงานลักษณะเฉพาะ 0.2 eV/อะตอมเกิดขึ้นระหว่างอะตอมที่เป็นกลางและระหว่างโมเลกุล ชื่อของปฏิสัมพันธ์นั้นสัมพันธ์กับชื่อของ van der Waals เนื่องจากเขาเป็นคนแรกที่แนะนำว่าสมการสถานะโดยคำนึงถึงปฏิสัมพันธ์ที่อ่อนแอระหว่างโมเลกุลของก๊าซอธิบายคุณสมบัติของก๊าซจริงได้ดีกว่าสมการของ สถานะของก๊าซในอุดมคติ อย่างไรก็ตาม ธรรมชาติของพลังที่น่าดึงดูดนี้ได้รับการอธิบายโดยลอนดอนในปี 1930 เท่านั้น ในปัจจุบัน การโต้ตอบสามประเภทต่อไปนี้จัดอยู่ในประเภทแรงดึงดูดของแวนเดอร์วาลส์: แรงดึงดูดแบบตะวันออก แบบอุปนัย และแบบกระจาย (เอฟเฟกต์ลอนดอน) พลังงานของแรงดึงดูดของฟาน เดอร์ วาลส์ถูกกำหนดโดยผลรวมของปฏิกิริยาเชิงทิศทาง การอุปนัย และการกระจายตัว

E ขาเข้า = E หรือ + E ind + E disp (5)

ปฏิกิริยาการวางแนว (หรือปฏิสัมพันธ์ระหว่างไดโพล-ไดโพล) เกิดขึ้นระหว่างโมเลกุลที่มีขั้ว ซึ่งเมื่อเข้าใกล้ ให้หมุน (ปรับทิศทาง) เข้าหากันด้วยขั้วตรงข้ามเพื่อให้พลังงานศักย์ของระบบโมเลกุลมีน้อยที่สุด ยิ่งโมเมนต์ไดโพลของโมเลกุล μ มากขึ้น และยิ่งระยะห่าง l ระหว่างพวกมันน้อยลง พลังงานของการโต้ตอบการวางแนวก็จะยิ่งมีนัยสำคัญมากขึ้นเท่านั้น:

E หรือ = -(μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (6)

โดยที่ ε 0 คือค่าคงที่ทางไฟฟ้า

ปฏิสัมพันธ์แบบอุปนัยเกี่ยวข้องกับกระบวนการโพลาไรเซชันของโมเลกุลโดยไดโพลที่อยู่รอบๆ ยิ่งความสามารถในการโพลาไรซ์ α สูงเท่าใดก็ยิ่งมีความสำคัญมากขึ้นเท่านั้น โมเลกุลขั้วโลกและโมเมนต์ไดโพลที่มากขึ้น μ ของโมเลกุลขั้วโลก

E ind = -(αμ 2)/ (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (7)

ความสามารถในการโพลาไรซ์αของโมเลกุลที่ไม่มีขั้วเรียกว่าการเปลี่ยนรูปเนื่องจากมีความเกี่ยวข้องกับการเปลี่ยนรูปของอนุภาคในขณะที่μแสดงลักษณะการกระจัดของเมฆอิเล็กตรอนและนิวเคลียสที่สัมพันธ์กับตำแหน่งก่อนหน้า

ปฏิกิริยาการกระจายตัว (เอฟเฟกต์ลอนดอน) เกิดขึ้นในโมเลกุลใดๆ ก็ตาม โดยไม่คำนึงถึงโครงสร้างและขั้วของมัน เนื่องจากจุดศูนย์ถ่วงของประจุของเมฆอิเล็กตรอนและนิวเคลียสไม่ตรงกันทันทีจึงเกิดไดโพลทันทีซึ่งทำให้เกิดไดโพลทันทีในอนุภาคอื่น การเคลื่อนที่ของไดโพลทันทีจะสม่ำเสมอ เป็นผลให้อนุภาคที่อยู่ใกล้เคียงได้รับแรงดึงดูดซึ่งกันและกัน พลังงานของปฏิกิริยาการกระจายตัวขึ้นอยู่กับพลังงานไอออไนเซชัน E I และความสามารถในการโพลาไรซ์ของโมเลกุล α

E disp = - (E I 1 ∙E I 2)∙ α 1 α 2 /(E I 1 +E I 2) l 6 (8)

พันธะไฮโดรเจนอยู่ตรงกลางระหว่างวาเลนซ์และปฏิกิริยาระหว่างโมเลกุล พลังงานพันธะไฮโดรเจนต่ำ 8–80 กิโลจูล/โมล แต่สูงกว่าพลังงานอันตรกิริยาของแวนเดอร์วาลส์ พันธะไฮโดรเจนเป็นลักษณะของของเหลว เช่น น้ำ แอลกอฮอล์ และกรด และเกิดจากอะตอมไฮโดรเจนที่มีขั้วบวก ขนาดที่เล็กและการไม่มีอิเล็กตรอนภายในทำให้อะตอมไฮโดรเจนที่อยู่ในของเหลวในสารประกอบใดๆ ทำปฏิกิริยาเพิ่มเติมกับอะตอมที่มีขั้วลบของโมเลกุลอื่นหรือโมเลกุลเดียวกันที่ไม่มีพันธะโควาเลนต์กับอะตอมนั้นได้

A δ- - H δ+…. A δ- - H δ+

นั่นคือการรวมตัวของโมเลกุลเกิดขึ้น การเชื่อมโยงกันของโมเลกุลทำให้ความผันผวนลดลง จุดเดือดและความร้อนของการระเหยเพิ่มขึ้น และความหนืดและค่าคงที่ไดอิเล็กทริกของของเหลวเพิ่มขึ้น

น้ำเป็นสารที่เหมาะสมอย่างยิ่งสำหรับพันธะไฮโดรเจนเนื่องจากโมเลกุลของน้ำมีอะตอมไฮโดรเจน 2 อะตอมและคู่เดี่ยว 2 คู่บนอะตอมออกซิเจน สิ่งนี้จะกำหนดโมเมนต์ไดโพลที่สูงของโมเลกุล (μ D = 1.86 D) และความสามารถในการสร้างพันธะไฮโดรเจนสี่พันธะ โดยสองพันธะเป็นตัวให้โปรตอน และอีกสองตัวเป็นตัวรับโปรตอน

(H 2 O….N – O…H 2 O) 2 ครั้ง

เป็นที่ทราบกันดีจากการทดลองว่าเมื่อมีการเปลี่ยนแปลงของน้ำหนักโมเลกุลในชุด สารประกอบไฮโดรเจนองค์ประกอบของช่วงที่สามและช่วงต่อๆ ไป จุดเดือดจะเพิ่มขึ้น หากใช้รูปแบบนี้กับน้ำ จุดเดือดไม่ควรเป็น 100 0 C แต่เป็น 280 0 C ความขัดแย้งนี้เป็นการยืนยันการมีอยู่ของพันธะไฮโดรเจนในน้ำ

การทดลองแสดงให้เห็นว่าการเชื่อมโยงของโมเลกุลก่อตัวขึ้นในของเหลวและโดยเฉพาะอย่างยิ่งในน้ำที่เป็นของแข็ง น้ำแข็งมีโครงตาข่ายคริสตัลจัตุรมุข ในใจกลางของจัตุรมุขมีอะตอมออกซิเจนของโมเลกุลน้ำหนึ่งโมเลกุล ที่จุดยอดทั้งสี่จะมีอะตอมออกซิเจนของโมเลกุลข้างเคียงซึ่งเชื่อมต่อกันด้วยพันธะไฮโดรเจนกับเพื่อนบ้านที่ใกล้ที่สุด ในน้ำของเหลว พันธะไฮโดรเจนจะถูกทำลายไปบางส่วน และโครงสร้างของมันก็แสดงให้เห็น สมดุลแบบไดนามิกระหว่างโมเลกุลเชื่อมโยงและโมเลกุลอิสระ

วิธีพันธะเวเลนซ์

ทฤษฎีของพันธะเวเลนซ์หรือคู่อิเล็กตรอนเฉพาะที่สันนิษฐานว่าอะตอมแต่ละคู่ในโมเลกุลถูกยึดไว้ด้วยกันโดยคู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันตั้งแต่หนึ่งคู่ขึ้นไป ในทฤษฎีพันธะเวเลนซ์ พันธะเคมีมีการแปลเป็นภาษาท้องถิ่นระหว่างอะตอม 2 อะตอม นั่นคือ 2 ศูนย์กลางและ 2 อิเล็กตรอน

วิธีเวเลนซ์บอนด์มีหลักการพื้นฐานดังต่อไปนี้:

อะตอมแต่ละคู่ในโมเลกุลถูกยึดไว้ด้วยกันโดยคู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันตั้งแต่หนึ่งคู่ขึ้นไป

พันธะโควาเลนต์เดี่ยวเกิดขึ้นจากอิเล็กตรอนสองตัวที่มีการหมุนขนานกันซึ่งอยู่บนวงโคจรของวาเลนซ์ของอะตอมที่พันธะ

เมื่อเกิดพันธะขึ้น ฟังก์ชันคลื่นของอิเล็กตรอนจะทับซ้อนกัน ส่งผลให้ความหนาแน่นของอิเล็กตรอนระหว่างอะตอมเพิ่มขึ้นและพลังงานรวมของระบบลดลง

169338 0

แต่ละอะตอมมีจำนวนอิเล็กตรอนที่แน่นอน

เมื่อเข้าสู่ปฏิกิริยาเคมี อะตอมจะบริจาค เพิ่ม หรือแบ่งปันอิเล็กตรอน เพื่อให้ได้โครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์ที่เสถียรที่สุด โครงสร้างที่มีพลังงานต่ำที่สุด (เช่นเดียวกับอะตอมของก๊าซมีตระกูล) จะมีความเสถียรที่สุด รูปแบบนี้เรียกว่า "กฎออคเต็ต" (รูปที่ 1)

ข้าว. 1.

กฎนี้ใช้กับทุกคน ประเภทของการเชื่อมต่อ- การเชื่อมต่อทางอิเล็กทรอนิกส์ระหว่างอะตอมช่วยให้พวกมันสร้างโครงสร้างที่มั่นคงได้ ตั้งแต่ผลึกที่ง่ายที่สุดไปจนถึงโมเลกุลชีวโมเลกุลที่ซับซ้อนซึ่งท้ายที่สุดจะก่อตัวเป็นระบบสิ่งมีชีวิต พวกมันแตกต่างจากผลึกในเรื่องการเผาผลาญอย่างต่อเนื่อง ในเวลาเดียวกัน ปฏิกิริยาเคมีหลายอย่างเกิดขึ้นตามกลไก โอนทางอิเล็กทรอนิกส์ซึ่งมีบทบาทสำคัญในกระบวนการพลังงานในร่างกาย

พันธะเคมีคือแรงที่ยึดอะตอม ไอออน โมเลกุล หรือการรวมกันใดๆ ของอะตอมตั้งแต่ 2 ตัวขึ้นไปเข้าด้วยกัน.

ธรรมชาติของพันธะเคมีนั้นเป็นสากล: มันเป็นแรงดึงดูดระหว่างอิเล็กตรอนที่มีประจุลบและนิวเคลียสที่มีประจุบวกซึ่งกำหนดโดยการกำหนดค่าของอิเล็กตรอนของเปลือกนอกของอะตอม ความสามารถของอะตอมในการสร้างพันธะเคมีเรียกว่า ความจุ, หรือ สถานะออกซิเดชัน- แนวคิดของ เวเลนซ์อิเล็กตรอน- อิเล็กตรอนที่สร้างพันธะเคมี กล่าวคือ อยู่ในวงโคจรพลังงานสูงสุด ดังนั้นจึงเรียกว่าเปลือกนอกของอะตอมที่มีออร์บิทัลเหล่านี้ วาเลนซ์เชลล์- ในปัจจุบันยังไม่เพียงพอที่จะบ่งชี้ว่ามีพันธะเคมีอยู่ แต่จำเป็นต้องชี้แจงประเภทของมัน: ไอออนิก, โควาเลนต์, ไดโพล - ไดโพล, โลหะ

การเชื่อมต่อประเภทแรกคืออิออน การเชื่อมต่อ

ตาม ทฤษฎีอิเล็กทรอนิกส์ความจุของลูอิสและคอสเซล อะตอมสามารถบรรลุโครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์ที่เสถียรได้สองวิธี วิธีแรก โดยการสูญเสียอิเล็กตรอน กลายเป็น ไพเพอร์ประการที่สอง การได้มาซึ่งพวกมันกลายเป็น แอนไอออน- อันเป็นผลมาจากการถ่ายโอนอิเล็กตรอนเนื่องจากแรงดึงดูดระหว่างไอออนกับประจุที่มีเครื่องหมายตรงกันข้ามจึงเกิดพันธะเคมีขึ้น เรียกโดย Kossel “ ไฟฟ้า"(ตอนนี้เรียกว่า อิออน).

ในกรณีนี้ แอนไอออนและแคตไอออนจะสร้างโครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์ที่เสถียรโดยมีเปลือกอิเล็กตรอนชั้นนอกเต็มอยู่ พันธะไอออนิกทั่วไปเกิดขึ้นจากกลุ่มแคตไอออน T และ II ของระบบธาตุและแอนไอออนขององค์ประกอบอโลหะของกลุ่ม VI และ VII (กลุ่มย่อย 16 และ 17 กลุ่มตามลำดับ ชาลโคเจนและ ฮาโลเจน- พันธะของสารประกอบไอออนิกไม่อิ่มตัวและไม่มีทิศทาง ดังนั้นจึงยังคงมีความเป็นไปได้ที่จะมีปฏิกิริยาระหว่างไฟฟ้าสถิตกับไอออนอื่นๆ ในรูป รูปที่ 2 และ 3 แสดงตัวอย่างพันธะไอออนิกที่สอดคล้องกับแบบจำลองการถ่ายโอนอิเล็กตรอนของ Kossel

ข้าว. 2.

ข้าว. 3.พันธะไอออนิกในโมเลกุลของเกลือแกง (NaCl)

ในที่นี้สมควรที่จะระลึกถึงคุณสมบัติบางประการที่อธิบายพฤติกรรมของสารในธรรมชาติโดยเฉพาะให้พิจารณาถึงแนวคิดของ กรดและ เหตุผล.

สารละลายที่เป็นน้ำของสารเหล่านี้คืออิเล็กโทรไลต์ พวกเขาเปลี่ยนสีแตกต่างกัน ตัวชี้วัด- กลไกการออกฤทธิ์ของตัวบ่งชี้ถูกค้นพบโดย F.V. ออสท์วาลด์. เขาแสดงให้เห็นว่าตัวบ่งชี้นั้นเป็นกรดหรือเบสอ่อนซึ่งมีสีที่แตกต่างกันในสถานะที่ไม่แยกตัวและแยกตัวออกจากกัน

เบสสามารถทำให้กรดเป็นกลางได้ เบสบางชนิดอาจไม่ละลายในน้ำ (เช่น สารประกอบอินทรีย์บางชนิดที่ไม่มีหมู่ OH จะไม่ละลายน้ำ โดยเฉพาะ ไตรเอทิลเอมีน ยังไม่มีข้อความ(C 2 H 5) 3)- เรียกว่าเบสที่ละลายน้ำได้ ด่าง.

สารละลายกรดที่เป็นน้ำจะเกิดปฏิกิริยาลักษณะเฉพาะ:

ก) กับออกไซด์ของโลหะ - ด้วยการก่อตัวของเกลือและน้ำ

b) กับโลหะ - ด้วยการก่อตัวของเกลือและไฮโดรเจน

c) ด้วยคาร์บอเนต - ด้วยการก่อตัวของเกลือ บจก 2 และ เอ็น 2 โอ.

คุณสมบัติของกรดและเบสอธิบายได้หลายทฤษฎี ตามทฤษฎีของ S.A. อาร์เรเนียส (Arrhenius) กรดเป็นสารที่แยกตัวออกเป็นไอออน เอ็น+ ในขณะที่ฐานเกิดเป็นไอออน เขา- ทฤษฎีนี้ไม่ได้คำนึงถึงการมีอยู่ของฐานอินทรีย์ที่ไม่มีหมู่ไฮดรอกซิล

ตาม โปรตอนตามทฤษฎีของเบรินสเตดและโลว์รี กรดคือสารที่มีโมเลกุลหรือไอออนที่ให้โปรตอน ( ผู้บริจาคโปรตอน) และฐานคือสารที่ประกอบด้วยโมเลกุลหรือไอออนที่รับโปรตอน ( ตัวรับโปรตอน) โปรดทราบว่าในสารละลายที่เป็นน้ำ ไฮโดรเจนไอออนจะอยู่ในรูปของไฮเดรต นั่นคือในรูปของไฮโดรเนียมไอออน น้ำ- ทฤษฎีนี้อธิบายปฏิกิริยาไม่เพียงแต่กับน้ำและไฮดรอกไซด์ไอออนเท่านั้น แต่ยังอธิบายถึงปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นโดยไม่มีตัวทำละลายหรือตัวทำละลายที่ไม่มีน้ำอีกด้วย

เช่นในการทำปฏิกิริยาระหว่างแอมโมเนีย เอ็น.เอช. 3 (ฐานอ่อน) และไฮโดรเจนคลอไรด์ในเฟสก๊าซจะเกิดแอมโมเนียมคลอไรด์ที่เป็นของแข็งและในส่วนผสมที่สมดุลของสารทั้งสองจะมีอนุภาค 4 ตัวเสมอโดยสองตัวเป็นกรดและอีกสองตัวเป็นเบส:

ส่วนผสมสมดุลนี้ประกอบด้วยกรดและเบสคอนจูเกตสองคู่:

1)เอ็น.เอช. 4+ และ เอ็น.เอช. 3

2) เอชซีแอลและ Cl ‑

ในแต่ละคู่คอนจูเกต กรดและเบสต่างกัน 1 โปรตอน กรดทุกชนิดมีเบสคอนจูเกต กรดแก่สอดคล้องกับเบสคอนจูเกตอ่อน และกรดอ่อนสอดคล้องกับเบสคอนจูเกตแรง

ทฤษฎีเบรินสเตด-โลว์รีช่วยอธิบายบทบาทอันเป็นเอกลักษณ์ของน้ำต่อชีวิตของชีวมณฑล น้ำสามารถแสดงคุณสมบัติของกรดหรือเบสได้ ทั้งนี้ขึ้นอยู่กับสารที่ทำปฏิกิริยากับมัน เช่น ในการทำปฏิกิริยากับ สารละลายที่เป็นน้ำเมื่อใช้กรดอะซิติก น้ำจะเป็นเบส และเมื่อใช้สารละลายแอมโมเนียในน้ำก็จะเป็นกรด

1) ช 3 ซีโอโอ + น้ำ ↔ น้ำ + + CH 3 ซีโอโอ- ที่นี่โมเลกุลของกรดอะซิติกบริจาคโปรตอนให้กับโมเลกุลของน้ำ

2) เอ็นเอช 3 + น้ำ ↔ เอ็นเอช 4 + + เขา- ที่นี่โมเลกุลแอมโมเนียรับโปรตอนจากโมเลกุลของน้ำ

ดังนั้นน้ำจึงสามารถสร้างคู่คอนจูเกตได้สองคู่:

1) น้ำ(กรด) และ เขา- (ฐานคอนจูเกต)

2) เอช 3 โอ+ (กรด) และ น้ำ(ฐานคอนจูเกต)

ในกรณีแรก น้ำบริจาคโปรตอน และในกรณีที่สอง น้ำจะรับโปรตอนเข้าไป

คุณสมบัตินี้มีชื่อว่า แอมฟิโปรโตนิซึม- สารที่สามารถทำปฏิกิริยาได้ทั้งกรดและเบสเรียกว่า แอมโฟเทอริก- สารดังกล่าวมักพบในธรรมชาติของสิ่งมีชีวิต ตัวอย่างเช่น กรดอะมิโนสามารถสร้างเกลือได้ทั้งกรดและเบส ดังนั้นเปปไทด์จึงสร้างสารประกอบประสานงานกับไอออนของโลหะได้อย่างง่ายดาย

ดังนั้น, คุณสมบัติลักษณะพันธะไอออนิก - การเคลื่อนที่ที่สมบูรณ์ของอิเล็กตรอนสองตัวที่มีพันธะไปยังนิวเคลียสตัวใดตัวหนึ่ง ซึ่งหมายความว่าระหว่างไอออนจะมีบริเวณที่ความหนาแน่นของอิเล็กตรอนเกือบเป็นศูนย์

การเชื่อมต่อประเภทที่สองคือโควาเลนต์ การเชื่อมต่อ

อะตอมสามารถสร้างโครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์ที่เสถียรโดยการแบ่งปันอิเล็กตรอน

พันธะดังกล่าวเกิดขึ้นเมื่ออิเล็กตรอนคู่หนึ่งถูกใช้ร่วมกันทีละคู่ จากทุกคนอะตอม. ในกรณีนี้อิเล็กตรอนที่มีพันธะร่วมกันจะมีการกระจายเท่าๆ กันระหว่างอะตอม ตัวอย่างของพันธะโควาเลนต์ได้แก่ นิวเคลียร์ไดอะตอมมิก โมเลกุลเอช 2 , เอ็น 2 , เอฟ 2. การเชื่อมต่อประเภทเดียวกันนี้พบได้ใน allotropes โอ 2 และโอโซน โอ 3 และ พ โมเลกุลโพลีอะตอมมิก ส 8 และเช่นกัน โมเลกุลเฮเทอโรนิวเคลียร์ไฮโดรเจนคลอไรด์ เอชซีแอล, คาร์บอนไดออกไซด์ บจก 2 มีเทน ช 4 เอทานอล กับ 2 เอ็น 5 เขา,ซัลเฟอร์เฮกซาฟลูออไรด์ เอสเอฟ 6 อะเซทิลีน กับ 2 เอ็น 2. โมเลกุลทั้งหมดนี้ใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน และพันธะของพวกมันก็อิ่มตัวและมีทิศทางไปในลักษณะเดียวกัน (รูปที่ 4)

เป็นสิ่งสำคัญสำหรับนักชีววิทยาที่พันธะคู่และสามมีรัศมีอะตอมโควาเลนต์ลดลงเมื่อเทียบกับพันธะเดี่ยว

ข้าว. 4.พันธะโควาเลนต์ในโมเลกุล Cl2

อิออนและ ประเภทโควาเลนต์พันธะเป็นสองกรณีที่รุนแรงของพันธะเคมีหลายประเภทที่มีอยู่ และในทางปฏิบัติพันธะส่วนใหญ่จะเป็นพันธะระดับกลาง

สารประกอบของธาตุทั้งสองซึ่งอยู่ที่ปลายตรงข้ามกันของคาบเดียวกันหรือต่างกันของระบบคาบจะก่อให้เกิดพันธะไอออนิกเป็นส่วนใหญ่ เมื่อธาตุต่างๆ เคลื่อนเข้าใกล้กันภายในช่วงเวลาหนึ่ง ธรรมชาติของไอออนิกของสารประกอบจะลดลง และคุณลักษณะโคเวเลนต์จะเพิ่มขึ้น ตัวอย่างเช่น เฮไลด์และออกไซด์ของธาตุทางด้านซ้ายของตารางธาตุจะเกิดพันธะไอออนิกเป็นส่วนใหญ่ ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH) และสารประกอบของธาตุชนิดเดียวกันทางด้านขวาของตารางคือโควาเลนต์ ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4,ฟีนอล C6H5OH,กลูโคส ค 6 ชั่วโมง 12 โอ 6,เอทานอล ค 2 ชั่วโมง 5 โอ้).

ในทางกลับกัน พันธะโควาเลนต์ก็มีการปรับเปลี่ยนอีกอย่างหนึ่ง

ในไอออนโพลีอะตอมมิกและในโมเลกุลทางชีววิทยาที่ซับซ้อน อิเล็กตรอนทั้งสองสามารถมาจากได้เท่านั้น หนึ่งอะตอม. มันเรียกว่า ผู้บริจาคคู่อิเล็กตรอน เรียกว่าอะตอมที่ใช้อิเล็กตรอนคู่นี้ร่วมกับผู้บริจาค ผู้ยอมรับคู่อิเล็กตรอน พันธะโควาเลนต์ประเภทนี้เรียกว่า การประสานงาน (ผู้บริจาค-ผู้รับ, หรือกำเนิด) การสื่อสาร(รูปที่ 5) พันธะประเภทนี้มีความสำคัญที่สุดสำหรับชีววิทยาและการแพทย์ เนื่องจากเคมีขององค์ประกอบ d ที่สำคัญที่สุดสำหรับเมแทบอลิซึมส่วนใหญ่อธิบายโดยพันธะประสานงาน

มะเดื่อ. 5.

ตามกฎแล้วใน การเชื่อมต่อที่ซับซ้อนอะตอมของโลหะทำหน้าที่เป็นตัวรับคู่อิเล็กตรอน ในทางตรงกันข้ามในพันธะไอออนิกและโควาเลนต์ อะตอมของโลหะคือผู้บริจาคอิเล็กตรอน

แก่นแท้ของพันธะโควาเลนต์และความหลากหลายของมัน - พันธะโคออร์ดิเนชัน - สามารถอธิบายให้กระจ่างได้ด้วยความช่วยเหลือของทฤษฎีกรดและเบสอีกทฤษฎีหนึ่งที่เสนอโดย GN ลูอิส. เขาค่อนข้างขยายแนวคิดความหมายของคำว่า "กรด" และ "เบส" ตามทฤษฎีเบรินสเตด-โลว์รี ทฤษฎีของลูอิสอธิบายธรรมชาติของการก่อตัวของไอออนเชิงซ้อนและการมีส่วนร่วมของสารในปฏิกิริยาทดแทนนิวคลีโอฟิลิก ซึ่งก็คือการก่อตัวของ CS

ตามที่ลูอิสกล่าวไว้ กรดคือสารที่สามารถสร้างพันธะโควาเลนต์ได้โดยการรับคู่อิเล็กตรอนจากฐาน เบสลิวอิสเป็นสารที่มีคู่อิเล็กตรอนตัวเดียว ซึ่งโดยการบริจาคอิเล็กตรอน จะทำให้เกิดพันธะโควาเลนต์กับกรดลิวอิส

นั่นคือทฤษฎีของลูอิสขยายขอบเขตของปฏิกิริยากรด-เบสไปสู่ปฏิกิริยาที่โปรตอนไม่ได้มีส่วนร่วมเลย ยิ่งกว่านั้นโปรตอนเองก็เป็นกรดเช่นกันเนื่องจากสามารถรับคู่อิเล็กตรอนได้

ดังนั้นตามทฤษฎีนี้ แคตไอออนคือกรดลิวอิส และแอนไอออนคือเบสของลิวอิส ตัวอย่างจะเป็นปฏิกิริยาต่อไปนี้:

มีข้อสังเกตข้างต้นว่าการแบ่งแยกสารออกเป็นไอออนิกและโควาเลนต์นั้นสัมพันธ์กัน เนื่องจากการถ่ายโอนอิเล็กตรอนโดยสมบูรณ์จากอะตอมของโลหะไปยังอะตอมของตัวรับจะไม่เกิดขึ้นในโมเลกุลโควาเลนต์ ในสารประกอบที่มีพันธะไอออนิก แต่ละไอออนจะอยู่ในสนามไฟฟ้าของไอออนที่มีเครื่องหมายตรงกันข้าม ดังนั้นพวกมันจึงมีขั้วซึ่งกันและกัน และเปลือกของพวกมันจะผิดรูป

ความสามารถในการโพลาไรซ์กำหนดโดยโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ ประจุ และขนาดของไอออน สำหรับแอนไอออนจะสูงกว่าแคตไอออน ความสามารถในการโพลาไรซ์สูงสุดระหว่างแคตไอออนคือสำหรับแคตไอออนที่มีประจุสูงกว่าและมีขนาดเล็กกว่า เช่น Hg 2+, ซีดี 2+, Pb 2+, อัล 3+, Tl 3+- มีผลโพลาไรซ์ที่แข็งแกร่ง เอ็น- เนื่องจากอิทธิพลของโพลาไรเซชันของไอออนเป็นแบบสองทาง คุณสมบัติของสารประกอบที่ก่อตัวจึงเปลี่ยนแปลงไปอย่างมาก

การเชื่อมต่อประเภทที่สามคือไดโพล-ไดโพล การเชื่อมต่อ

นอกเหนือจากประเภทการสื่อสารที่ระบุไว้แล้ว ยังมีไดโพล-ไดโพลอีกด้วย ระหว่างโมเลกุลการโต้ตอบเรียกอีกอย่างว่า ฟาน เดอร์ วาลส์ .

ความแรงของปฏิกิริยาเหล่านี้ขึ้นอยู่กับลักษณะของโมเลกุล

การโต้ตอบมีสามประเภท: ไดโพลถาวร - ไดโพลถาวร ( ไดโพล-ไดโพลสถานที่ท่องเที่ยว); ไดโพลถาวร - ไดโพลเหนี่ยวนำ ( การเหนี่ยวนำสถานที่ท่องเที่ยว); ไดโพลทันที - ไดโพลเหนี่ยวนำ ( กระจายตัวแรงดึงดูดหรือกองกำลังลอนดอน ข้าว. 6).

ข้าว. 6.

เฉพาะโมเลกุลที่มีพันธะโควาเลนต์มีขั้วเท่านั้นที่มีโมเมนต์ไดโพล-ไดโพล ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl) และความแข็งแรงของพันธะคือ 1-2 เดบายา(1D = 3.338 × 10-30 คูลอมบ์เมตร - C × m)

ในทางชีวเคมีมีความเชื่อมโยงอีกประเภทหนึ่ง - ไฮโดรเจน การเชื่อมต่อที่เป็นกรณีที่จำกัด ไดโพล-ไดโพลสถานที่ท่องเที่ยว. พันธะนี้เกิดขึ้นจากแรงดึงดูดระหว่างอะตอมไฮโดรเจนกับอะตอมอิเล็กโตรเนกาติตีขนาดเล็ก ซึ่งส่วนใหญ่มักเป็นออกซิเจน ฟลูออรีน และไนโตรเจน ด้วยอะตอมขนาดใหญ่ที่มีอิเล็กโตรเนกาติวีตี้ใกล้เคียงกัน (เช่น คลอรีนและซัลเฟอร์) พันธะไฮโดรเจนจะอ่อนลงมาก อะตอมไฮโดรเจนมีลักษณะพิเศษอย่างหนึ่งคือ เมื่ออิเล็กตรอนที่ใช้พันธะถูกดึงออกไป นิวเคลียสของโปรตอนซึ่งก็คือโปรตอนจะถูกเปิดออก และไม่ได้รับการปกป้องจากอิเล็กตรอนอีกต่อไป

ดังนั้นอะตอมจึงกลายเป็นไดโพลขนาดใหญ่

พันธะไฮโดรเจนซึ่งต่างจากพันธะ van der Waals เกิดขึ้นไม่เพียงแต่ระหว่างปฏิกิริยาระหว่างโมเลกุลเท่านั้น แต่ยังเกิดขึ้นภายในโมเลกุลเดียวด้วย - ภายในโมเลกุลพันธะไฮโดรเจน พันธะไฮโดรเจนมีบทบาทสำคัญในชีวเคมี เช่น เพื่อรักษาเสถียรภาพของโครงสร้างของโปรตีนในรูปของเกลียว a หรือเพื่อสร้างเกลียวคู่ของ DNA (รูปที่ 7)

รูปที่ 7

พันธะไฮโดรเจนและแวนเดอร์วาลส์มีความอ่อนกว่าพันธะไอออนิก โควาเลนต์ และพันธะโคออร์ดิเนชันมาก พลังงานของพันธะระหว่างโมเลกุลแสดงอยู่ในตาราง 1 1.

ตารางที่ 1.พลังงานของแรงระหว่างโมเลกุล

บันทึก: ระดับของปฏิสัมพันธ์ระหว่างโมเลกุลสะท้อนให้เห็นโดยเอนทาลปีของการหลอมและการระเหย (การเดือด) สารประกอบไอออนิกต้องการพลังงานในการแยกไอออนมากกว่าการแยกโมเลกุลอย่างมาก เอนทาลปีของการหลอมของสารประกอบไอออนิกนั้นสูงกว่าสารประกอบโมเลกุลมาก

การเชื่อมต่อประเภทที่สี่คือการเชื่อมต่อโลหะ

ในที่สุดก็มีพันธะระหว่างโมเลกุลอีกประเภทหนึ่ง - โลหะ: การเชื่อมต่อของไอออนบวกของโครงตาข่ายโลหะกับอิเล็กตรอนอิสระ การเชื่อมต่อประเภทนี้จะไม่เกิดขึ้นในวัตถุทางชีววิทยา

จาก ภาพรวมโดยย่อประเภทของพันธะมีรายละเอียดหนึ่งที่ชัดเจน: พารามิเตอร์ที่สำคัญของอะตอมโลหะหรือไอออน - ผู้บริจาคอิเล็กตรอนและอะตอม - ตัวรับอิเล็กตรอนคือ ขนาด.

โดยไม่ต้องลงรายละเอียด เราสังเกตว่ารัศมีโควาเลนต์ของอะตอม รัศมีไอออนิกโลหะและรัศมีแวนเดอร์วาลส์ของโมเลกุลที่มีปฏิกิริยาโต้ตอบจะเพิ่มขึ้นเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้นในกลุ่มของระบบธาตุ ในกรณีนี้ค่าของรัศมีไอออนจะน้อยที่สุดและรัศมี van der Waals จะใหญ่ที่สุด ตามกฎแล้ว เมื่อเคลื่อนลงมาตามกลุ่ม รัศมีขององค์ประกอบทั้งหมดจะเพิ่มขึ้น ทั้งโควาเลนต์และแวนเดอร์วาลส์

สิ่งที่สำคัญที่สุดสำหรับนักชีววิทยาและแพทย์ก็คือ การประสานงาน(ผู้บริจาคผู้รับ) พันธะพิจารณาโดยเคมีประสานงาน

ชีวอนินทรีย์ทางการแพทย์ จี.เค. บาราชคอฟ

1. โลหะอัลคาไลน์เอิร์ธได้แก่

5) ถึงองค์ประกอบ s

6) ถึงองค์ประกอบ p

7) ถึงองค์ประกอบ d

8) ถึง f - องค์ประกอบ

2. อะตอมของโลหะอัลคาไลน์เอิร์ทมีอิเล็กตรอนกี่ตัวที่ระดับพลังงานภายนอก?

1) หนึ่ง 2) สอง 3) สาม 4) สี่

3. บี ปฏิกิริยาเคมีนิทรรศการอะตอมอะลูมิเนียม

3) คุณสมบัติออกซิเดชั่น 2) คุณสมบัติที่เป็นกรด

4) 3) คุณสมบัติการบูรณะ 4) คุณสมบัติพื้นฐาน

4. ปฏิกิริยาระหว่างแคลเซียมกับคลอรีนเป็นปฏิกิริยา

1) การสลายตัว 2) การเชื่อมต่อ 3) การทดแทน 4) การแลกเปลี่ยน

5. น้ำหนักโมเลกุลของโซเดียมไบคาร์บอเนตคือ:

1) 84 2) 87 3) 85 4) 86

3. อะตอมใดหนักกว่า - เหล็กหรือซิลิคอน - และเท่าไหร่?

4. กำหนดน้ำหนักโมเลกุลสัมพัทธ์ สารง่ายๆ: ไฮโดรเจน, ออกซิเจน, คลอรีน, ทองแดง, เพชร (คาร์บอน) โปรดจำไว้ว่าสิ่งใดในนั้นประกอบด้วยโมเลกุลไดอะตอมมิกและอะตอมใด
5.คำนวณมวลโมเลกุลสัมพัทธ์ของสารประกอบต่อไปนี้: คาร์บอนไดออกไซด์ CO2 กรดซัลฟิวริก H2SO4 น้ำตาล C12H22O11 เอทิลแอลกอฮอล์ C2H6O หินอ่อน CaCPO3
6. ในไฮโดรเจนเปอร์ออกไซด์ มีไฮโดรเจนหนึ่งอะตอมต่ออะตอมออกซิเจนทุกอะตอม จงหาสูตรของไฮโดรเจนพรีออกไซด์หากทราบว่าน้ำหนักโมเลกุลสัมพัทธ์คือ 34 อัตราส่วนมวลของไฮโดรเจนและออกซิเจนในสารประกอบนี้คือเท่าใด
7. โมเลกุลคาร์บอนไดออกไซด์หนักกว่าโมเลกุลออกซิเจนกี่ครั้ง?

ช่วยหน่อยนะคะ งานเกรด 8 ค่ะ

ไม่มีทฤษฎีที่เป็นเอกภาพเกี่ยวกับพันธะเคมี พันธะเคมีแบ่งออกเป็นโควาเลนต์ (พันธะสากล) ไอออนิก (กรณีพิเศษของพันธะโควาเลนต์) โลหะและไฮโดรเจน

พันธะโควาเลนต์

การก่อตัวของพันธะโควาเลนต์เกิดขึ้นได้จากกลไก 3 ประการ ได้แก่ การแลกเปลี่ยน ผู้บริจาค-ผู้รับ และการกำหนด (ลิวอิส)

ตาม กลไกการเผาผลาญการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์เกิดขึ้นเนื่องจากการแบ่งปันคู่อิเล็กตรอนร่วมกัน ในกรณีนี้ แต่ละอะตอมมีแนวโน้มที่จะได้รับเปลือกก๊าซเฉื่อย กล่าวคือ รับระดับพลังงานภายนอกที่สมบูรณ์ การก่อตัวของพันธะเคมีตามประเภทของการแลกเปลี่ยนนั้นแสดงโดยใช้สูตรของ Lewis ซึ่งแต่ละเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมจะแสดงด้วยจุด (รูปที่ 1)

ข้าว. 1 การก่อตัวของพันธะโควาเลนต์ในโมเลกุล HCl โดยกลไกการแลกเปลี่ยน

ด้วยการพัฒนาทฤษฎีโครงสร้างอะตอมและ กลศาสตร์ควอนตัมการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์จะแสดงเป็นการทับซ้อนกันของออร์บิทัลอิเล็กทรอนิกส์ (รูปที่ 2)

ข้าว. 2. การก่อตัวของพันธะโควาเลนต์เนื่องจากการทับซ้อนกันของเมฆอิเล็กตรอน

ยิ่งวงโคจรของอะตอมทับซ้อนกันมากเท่าใด พันธะก็จะยิ่งแข็งแรงขึ้น ความยาวพันธะก็จะสั้นลง และพลังงานของพันธะก็จะยิ่งมากขึ้นเท่านั้น พันธะโควาเลนต์สามารถเกิดขึ้นได้โดยการทับซ้อนกันของวงโคจรที่แตกต่างกัน อันเป็นผลมาจากการทับซ้อนกันของ s เอส-พี ออร์บิทัลเช่นเดียวกับ d-d, p-p ดี-พี ออร์บิทัลใบมีดด้านข้างก่อให้เกิดการเชื่อมต่อ พันธะเกิดขึ้นตั้งฉากกับเส้นที่เชื่อมนิวเคลียสของ 2 อะตอม พันธะหนึ่งและหนึ่งสามารถสร้างพันธะโควาเลนต์หลายพันธะได้ ซึ่งเป็นลักษณะของ สารอินทรีย์คลาสของอัลคีน อัลคาเดียน ฯลฯ พันธะหนึ่งและสองก่อให้เกิดพันธะโควาเลนต์พหุคูณ (สามเท่า) ซึ่งเป็นลักษณะของสารอินทรีย์ในกลุ่มอัลคีน (อะเซทิลีน)

การเกิดพันธะโคเวเลนต์โดย กลไกการรับผู้บริจาคลองดูตัวอย่างแอมโมเนียมไอออนบวก:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

อะตอมไนโตรเจนมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว (อิเล็กตรอนไม่เกี่ยวข้องกับการก่อตัวของพันธะเคมีภายในโมเลกุล) และไฮโดรเจนไอออนบวกมีวงโคจรอิสระ ดังนั้นจึงเป็นผู้บริจาคและผู้รับอิเล็กตรอนตามลำดับ

ให้เราพิจารณากลไกการเกิดพันธะโควาเลนต์โดยใช้ตัวอย่างโมเลกุลของคลอรีน

17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

อะตอมของคลอรีนมีทั้งอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวและออร์บิทัลว่าง ดังนั้นจึงสามารถแสดงคุณสมบัติของทั้งผู้บริจาคและผู้รับ ดังนั้นเมื่อโมเลกุลของคลอรีนเกิดขึ้น อะตอมของคลอรีนหนึ่งจะทำหน้าที่เป็นผู้บริจาคและอีกอะตอมหนึ่งจะทำหน้าที่เป็นตัวรับ

หลัก ลักษณะของพันธะโควาเลนต์คือ: ความอิ่มตัว (พันธะอิ่มตัวเกิดขึ้นเมื่ออะตอมยึดอิเล็กตรอนเข้ากับตัวเองมากที่สุดเท่าที่ความสามารถเวเลนซ์ของมันอนุญาต พันธะไม่อิ่มตัวเกิดขึ้นเมื่อจำนวนอิเล็กตรอนที่เกาะติดน้อยกว่าความสามารถของเวเลนซ์ของอะตอม) ทิศทาง (ค่านี้เกี่ยวข้องกับเรขาคณิตของโมเลกุลและแนวคิดของ "มุมพันธะ" - มุมระหว่างพันธะ)

พันธะไอออนิก

ไม่มีสารประกอบที่มีพันธะไอออนิกบริสุทธิ์ แม้ว่าสิ่งนี้จะเข้าใจได้ว่าเป็นสถานะพันธะเคมีของอะตอม โดยสภาพแวดล้อมทางอิเล็กทรอนิกส์ที่เสถียรของอะตอมจะถูกสร้างขึ้นเมื่อความหนาแน่นของอิเล็กตรอนทั้งหมดถูกถ่ายโอนไปยังอะตอมของธาตุที่มีอิเล็กโตรเนกาติตีมากกว่าอย่างสมบูรณ์ พันธะไอออนิกเกิดขึ้นได้เฉพาะระหว่างอะตอมขององค์ประกอบอิเลคโตรเนกาติตีและอิเล็กโตรบวกซึ่งอยู่ในสถานะของไอออนที่มีประจุตรงข้าม - แคตไอออนและแอนไอออน

คำนิยาม

ไอออนเป็นอนุภาคที่มีประจุไฟฟ้าซึ่งเกิดจากการเอาออกหรือเติมอิเล็กตรอนเข้ากับอะตอม

เมื่อถ่ายโอนอิเล็กตรอน อะตอมของโลหะและอโลหะมีแนวโน้มที่จะสร้างโครงสร้างที่เสถียรรอบนิวเคลียสของพวกมัน เปลือกอิเล็กตรอน- อะตอมที่ไม่ใช่โลหะจะสร้างเปลือกของก๊าซเฉื่อยต่อมารอบๆ แกนของมัน และอะตอมของโลหะจะสร้างเปลือกของก๊าซเฉื่อยก่อนหน้านี้ (รูปที่ 3)

ข้าว. 3. การก่อตัวของพันธะไอออนิกโดยใช้ตัวอย่างโมเลกุลโซเดียมคลอไรด์

โมเลกุลที่มีพันธะไอออนิกอยู่ในรูปบริสุทธิ์จะพบได้ในสถานะไอของสาร พันธะไอออนิกมีความแข็งแรงมาก ดังนั้นสารที่มีพันธะนี้มีจุดหลอมเหลวสูง พันธะไอออนิกไม่เหมือนกับพันธะโควาเลนต์ตรงที่ไม่มีทิศทางและความอิ่มตัว เนื่องจากสนามไฟฟ้าที่สร้างโดยไอออนจะทำหน้าที่เท่ากันกับไอออนทั้งหมดเนื่องจากความสมมาตรของทรงกลม

การเชื่อมต่อโลหะ

พันธะโลหะเกิดขึ้นได้ในโลหะเท่านั้น - นี่คือปฏิกิริยาที่เก็บอะตอมของโลหะไว้ในตาข่ายเดียว มีเพียงเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมโลหะที่อยู่ในปริมาตรทั้งหมดเท่านั้นที่มีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะ ในโลหะ อิเล็กตรอนจะถูกดึงออกจากอะตอมอย่างต่อเนื่องและเคลื่อนที่ไปทั่วทั้งมวลของโลหะ อะตอมของโลหะที่ปราศจากอิเล็กตรอนจะกลายเป็นไอออนที่มีประจุบวก ซึ่งมีแนวโน้มที่จะรับอิเล็กตรอนที่กำลังเคลื่อนที่ กระบวนการต่อเนื่องนี้ก่อให้เกิดสิ่งที่เรียกว่า "ก๊าซอิเล็กตรอน" ภายในโลหะ ซึ่งยึดอะตอมของโลหะทั้งหมดเข้าด้วยกันอย่างแน่นหนา (รูปที่ 4)

พันธะโลหะมีความแข็งแรง โลหะจึงมีลักษณะเฉพาะ อุณหภูมิสูงการหลอมละลายและการมีอยู่ของ “ก๊าซอิเล็กตรอน” ทำให้โลหะมีความอ่อนตัวและความเหนียวได้

พันธะไฮโดรเจน

พันธะไฮโดรเจนเป็นปฏิกิริยาระหว่างโมเลกุลที่จำเพาะเพราะว่า การเกิดขึ้นและความแข็งแกร่งของมันขึ้นอยู่กับลักษณะทางเคมีของสาร มันถูกสร้างขึ้นระหว่างโมเลกุลที่อะตอมไฮโดรเจนถูกพันธะกับอะตอมที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวีตี้สูง (O, N, S) การเกิดขึ้นของพันธะไฮโดรเจนขึ้นอยู่กับเหตุผลสองประการ ประการแรก อะตอมไฮโดรเจนที่เกี่ยวข้องกับอะตอมของอิเล็กโทรเนกาติตีไม่มีอิเล็กตรอนและสามารถรวมตัวเข้ากับเมฆอิเล็กตรอนของอะตอมอื่นได้อย่างง่ายดาย และประการที่สอง มีเวเลนซ์ s-orbital อะตอมไฮโดรเจนสามารถรับอิเล็กตรอนคู่เดียวของอะตอมอิเลคโตรเนกาติตีและสร้างพันธะกับมันผ่านกลไกผู้บริจาคและตัวรับ

พันธะเคมี

แบบฝึกหัด

1. กำหนดชนิดของพันธะเคมีในสารดังต่อไปนี้

สาร		ฟอสฟอรัสคลอไรด์	กรดซัลฟูริก
ประเภทการสื่อสาร
สาร		แบเรียมออกไซด์
ประเภทการสื่อสาร

2. เน้นย้ำ สารที่อยู่ในนั้น ระหว่างโมเลกุลมีอยู่จริง พันธะไฮโดรเจน:

ซัลเฟอร์ไดออกไซด์ น้ำแข็ง; โอโซน; เอทานอล; เอทิลีน; กรดอะซิติก ไฮโดรเจนฟลูออไรด์

3. มีผลกระทบอย่างไร ความยาวพันธะ ความแข็งแรง และความเป็นขั้ว- รัศมีอะตอม อิเล็กโตรเนกาติวีตี้ พันธะหลายหลาก?

ก) ยิ่งมีรัศมีมากเท่าไร อะตอมที่ก่อให้เกิดพันธะดังนั้น ความยาวลิงค์ _______

ข) ยิ่งมีความหลากหลายมากเท่าไร (เดี่ยว สอง หรือสาม) พันธบัตร ดังนั้น ความแข็งแกร่ง ____________________

วี) ยิ่งความต่างของอิเลคโตรเนกาติวีตี้มากเท่าไร ระหว่างสองอะตอม ขั้วของพันธะ ____________

4. เปรียบเทียบ ความยาว ความแข็งแรง และขั้วของพันธะในโมเลกุล:

ก) ความยาวพันธะ: HCl ___HBr

b) ความแข็งแรงของพันธะ PH3______NH3

c) ขั้วของพันธะ CCl4 ______CH4

d) ความแข็งแรงของพันธะ: N2 ________O2

e) ความยาวพันธะระหว่างอะตอมคาร์บอนในเอทิลีนและอะเซทิลีน: __________

f) ขั้วของพันธะใน NH3_________H2O

การทดสอบ A4. พันธะเคมี.

1. ความจุของอะตอมคือ

1) จำนวนพันธะเคมีที่เกิดจากอะตอมที่กำหนดในสารประกอบ

2) สถานะออกซิเดชันของอะตอม

3) จำนวนอิเล็กตรอนที่ให้หรือได้รับ

4) จำนวนอิเล็กตรอนที่หายไปเพื่อให้ได้การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของก๊าซเฉื่อยที่ใกล้ที่สุด

ก. เมื่อมีพันธะเคมีเกิดขึ้น พลังงานจะถูกปล่อยออกมาเสมอ

B. พลังงานของพันธะคู่น้อยกว่าพลังงานของพันธะเดี่ยว

1) เฉพาะ A เท่านั้นที่เป็นจริง 2) เฉพาะ B เท่านั้นที่เป็นจริง 3) การตัดสินทั้งสองนั้นถูกต้อง 4) การตัดสินทั้งสองนั้นไม่ถูกต้อง

3. ในสารที่เกิดจากการรวมตัว เหมือนกันอะตอม พันธะเคมี

1) ไอออนิก 2) ขั้วโควาเลนต์ 3) ไฮโดรเจน 4) โควาเลนต์ไม่มีขั้ว

4. สารประกอบที่มีพันธะโควาเลนต์แบบมีขั้วและแบบไม่มีขั้วแบบโควาเลนต์จะเป็นตามลำดับ

1) น้ำและไฮโดรเจนซัลไฟด์ 2) โพแทสเซียมโบรไมด์และไนโตรเจน

5. เนื่องจากคู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันจะเกิดพันธะเคมีในสารประกอบ

1) KI 2) HBr 3) Li2O 4) NaBr

6. เลือกคู่ของสารที่มีพันธะทั้งหมดเป็นโควาเลนต์:

1) โซเดียมคลอไรด์, HCl 2) CO2, เบ้า 3) CH3Cl, CH3Na 4) SO2, NO2

7. สารที่มีพันธะโควาเลนต์มีขั้วจะมีสูตร

1)KCl 2)HBr 3)P4 4)CaCl2

8. ผสมกับพันธะเคมีไอออนิก

1) ฟอสฟอรัสคลอไรด์ 2) โพแทสเซียมโบรไมด์ 3) ไนโตรเจนออกไซด์ (II) 4) แบเรียม

9. ในแอมโมเนียและแบเรียมคลอไรด์มีพันธะเคมีตามลำดับ

1) ขั้วไอออนิกและโควาเลนต์ 2) โควาเลนต์ไม่มีขั้วและไอออนิก 3) ขั้วโควาเลนต์และไอออนิก 4) โควาเลนต์ไม่มีขั้วและโลหะ

10. สารที่มีพันธะโควาเลนต์ได้แก่

1) ซัลเฟอร์ออกไซด์ (IV) 2) ออกซิเจน 3) แคลเซียมไฮไดรด์ 4) เพชร

11. อนุกรมใดแสดงรายการสารที่มีพันธะโควาเลนต์เพียงอย่างเดียว:

1) CH4 H2 Cl2 2) NH3 HBr CO2 3) PCl3 KCl CCl4 4) H2S SO2 LiF

12. อนุกรมใดแสดงรายการสารที่มีพันธะไอออนิกเพียงอย่างเดียว:

1) F2O LiF SF4 2) PCl3 NaCl CO2 3) KF Li2O BaCl2 4) CaF2 CH4 CCl4

13. สารประกอบที่มีพันธะไอออนิกเกิดขึ้น เมื่อมีปฏิสัมพันธ์

1) CH4 และ O2 2) NH3 และ HCl 3) C2H6 และ HNO3 4) SO3 และ H2O

14. สารใดมีพันธะเคมีโควาเลนต์ไม่มีขั้วอยู่ในสารใด

1) เพชร 2) คาร์บอนมอนอกไซด์ (IV) 3) ทองคำ 4) มีเทน

15. การเชื่อมต่อเกิดขึ้นระหว่างองค์ประกอบที่มีหมายเลขซีเรียล 15 และ 53

1) ไอออนิก 2) โลหะ

3) โควาเลนต์ไม่มีขั้ว 4) ขั้วโควาเลนต์

16. พันธะไฮโดรเจนถูกสร้างขึ้น ระหว่างโมเลกุล

1) อีเทน 2) เบนซิน 3) ไฮโดรเจน 4) เอทานอล

17.มีสารอะไรบ้าง พันธะไฮโดรเจน?

1) ไฮโดรเจนซัลไฟด์ 2) น้ำแข็ง 3) ไฮโดรเจนโบรไมด์ 4) เบนซีน

18.สารในข้อใดประกอบด้วยพันธะเคมีทั้งไอออนิกและโควาเลนต์

1) โซเดียมคลอไรด์ 2) ไฮโดรเจนคลอไรด์ 3) โซเดียมซัลเฟต 4) กรดฟอสฟอริก

19. พันธะเคมีในโมเลกุลมีลักษณะไอออนิกเด่นชัดกว่า

1) ลิเธียมโบรไมด์ 2) คอปเปอร์คลอไรด์ 3) แคลเซียมคาร์ไบด์ 4) โพแทสเซียมฟลูออไรด์

20. คู่อิเล็กตรอนทั่วไปสามคู่ก่อให้เกิดพันธะโควาเลนต์ในโมเลกุลของ 1) ไนโตรเจน 2) ไฮโดรเจนซัลไฟด์ 3) มีเทน 4) คลอรีน

21. มีอิเล็กตรอนกี่ตัวที่เกี่ยวข้องกับการสร้างพันธะเคมีในโมเลกุลของน้ำ4) 18

22. โมเลกุลประกอบด้วยพันธะโควาเลนต์ 4 พันธะ: 1) CO2 2) C2H4 3) P4 4) C3H4

23. จำนวนพันธะในโมเลกุลเพิ่มขึ้นตามลำดับ

1) CHCl3, CH4 2) CH4, SO3 3) CO2, CH4 4) SO2, NH3

24. พันธะโควาเลนต์เกิดขึ้นระหว่างอะตอมในสารประกอบใด? โดยกลไกของผู้บริจาคและผู้รับ- 1) KCl 2) CCl4 3) NH4Cl 4) CaCl2

25. โมเลกุลใดต่อไปนี้ต้องใช้พลังงานน้อยที่สุดในการสลายตัวเป็นอะตอม 1) สวัสดี 2) H2 3) O2 4) CO

26. ระบุโมเลกุลที่มีพลังงานยึดเหนี่ยวสูงสุด:

1) N≡N 2) H-H 3) O=O 4) H-F

27. จงระบุโมเลกุลที่มีพันธะเคมีแข็งแกร่งที่สุด:

1) HF 2) HCl 3) HBr 4) สวัสดี

28. จงระบุอนุกรมที่แสดงลักษณะของพันธะเคมีที่เพิ่มขึ้น

1)O2, N2, F2, Cl2 2)N2, O2, F2, Cl2 3)F2, N2, O2, Cl2 4)N2, O2, Cl2, F2

29. ความยาวของพันธะ E-O จะเพิ่มขึ้นในชุด

1) ซิลิคอนออกไซด์ (IV), คาร์บอนออกไซด์ (IV)

2) ซัลเฟอร์ (IV) ออกไซด์, เทลลูเรียม (IV) ออกไซด์

3) สตรอนเซียมออกไซด์, เบริลเลียมออกไซด์

4) ซัลเฟอร์ออกไซด์ (IV), คาร์บอนมอนอกไซด์ (IV)

30. ในซีรีย์ CH4 – SiH4 เกิดขึ้น เพิ่มขึ้น

1) ความแข็งแรงของพันธะ 2) คุณสมบัติออกซิเดชั่น

3) ความยาวพันธะ 4) ขั้วของพันธะ

31. โมเลกุลถูกจัดเรียงในแถวใดตามลำดับการเพิ่มขั้วของพันธะ?

1) HF, HCl, HBr 2) H2Se, H2S, H2O 3) NH3, PH3, AsH3 4) CO2, CS2, CSe2

32. พันธะโควาเลนต์ที่มีขั้วมากที่สุดในโมเลกุลคือ:

1) CH4 2) CF4 3) CCl4 4) CBr4

33.ระบุแถวที่มีขั้วเพิ่มขึ้น:

1)AgF, F2, HF 2)Cl2, HCl, NaCl 3)CuO, CO, O2 4) KBr, NaCl, KF

พันธะเคมีโควาเลนต์ พันธุ์และกลไกการก่อตัว ลักษณะของพันธะโควาเลนต์ (ขั้วและพลังงานพันธะ) พันธะไอออนิก การเชื่อมต่อโลหะ พันธะไฮโดรเจน

1. ในแอมโมเนียและแบเรียมคลอไรด์จะมีพันธะเคมีตามลำดับ

1) ขั้วไอออนิกและโควาเลนต์

2) ขั้วโควาเลนต์และไอออนิก

3) โควาเลนต์ไม่มีขั้วและโลหะ

4) โควาเลนต์ไม่มีขั้วและไอออนิก

2. สารที่มีพันธะไอออนิกเพียงอย่างเดียวจะแสดงรายการตามลำดับต่อไปนี้:

1) F2, CCl4, KS1

2) NaBr, Na2O, KI

3. สารประกอบที่มีพันธะไอออนิกเกิดขึ้นจากปฏิกิริยา

3) C2H6 และ HNO3

4. สารทั้งหมดมีพันธะโควาเลนต์แบบมีขั้วในอนุกรมใด

1) HCl, NaCl Cl2

4) NaBr. ฮบ. บจก

5. อนุกรมใดเป็นสูตรของสารที่มีขั้วโควาเลนต์เพียงอย่างเดียว

1) C12, NO2, HC1

6. พันธะโควาเลนต์ไม่มีขั้วเป็นลักษณะของ

1) C12 2) SO3 3) CO 4) SiO2

7. สารที่มีพันธะโควาเลนต์มีขั้วคือ

1) C12 2) NaBr 3) H2S 4) MgCl2

8. สารที่มีพันธะโควาเลนต์คือ

1) CaC12 2) มก. 3) H2S 4) NaBr

9. สารที่มีพันธะโควาเลนต์ไม่มีขั้วจะมีสูตรดังนี้

1) NH3 2) ลูกบาศ์ก 3) H2S 4) I2

10. สารที่มีพันธะโควาเลนต์ไม่มีขั้ว ได้แก่

1) น้ำและเพชร

2) ไฮโดรเจนและคลอรีน

3) ทองแดงและไนโตรเจน

4) โบรมีนและมีเทน

11. พันธะเคมีเกิดขึ้นระหว่างอะตอมที่มีค่าอิเลคโตรเนกาติวีตี้เท่ากัน

2) ขั้วโควาเลนต์

3) โควาเลนต์ไม่มีขั้ว

4) ไฮโดรเจน

12. พันธะขั้วโควาเลนต์เป็นลักษณะของ

1) KC1 2) HBr 3) P4 4) CaCl2

13. องค์ประกอบทางเคมีในอะตอมที่อิเล็กตรอนถูกกระจายไปตามชั้นต่างๆ ดังนี้ 2, 8, 8, 2 เกิดพันธะเคมีกับไฮโดรเจน

1) ขั้วโควาเลนต์

2) โควาเลนต์ไม่มีขั้ว

4) โลหะ

14. พันธะระหว่างอะตอมของคาร์บอนในโมเลกุลของสารใดมีความยาวมากที่สุด?

1) อะเซทิลีน 2) อีเทน 3) เอเธน 4) เบนซิน

15. คู่อิเล็กตรอนทั่วไปสามคู่ก่อให้เกิดพันธะโควาเลนต์ในโมเลกุล

2) ไฮโดรเจนซัลไฟด์

16. พันธะไฮโดรเจนเกิดขึ้นระหว่างโมเลกุล

1) ไดเมทิลอีเทอร์

2) เมทานอล

3) เอทิลีน

4) เอทิลอะซิเตต

17. ขั้วของพันธะเด่นชัดที่สุดในโมเลกุล

1) HI 2) HC1 3) HF 4) NVg

18. สารที่มีพันธะโควาเลนต์ไม่มีขั้ว ได้แก่

1) น้ำและเพชร

2) ไฮโดรเจนและคลอรีน

3) ทองแดงและไนโตรเจน

4) โบรมีนและมีเทน

19. พันธะไฮโดรเจนไม่ใช่เรื่องปกติสำหรับสาร

1) H2O 2) CH4 3) NH3 4) CH3OH

20. พันธะขั้วโควาเลนต์เป็นคุณลักษณะของสารทั้งสองชนิดที่มีสูตรเป็นดังนี้

2) คาร์บอนไดออกไซด์ และ K2O

4) CS2 และ RS15

21. พันธะเคมีที่อ่อนแอที่สุดในโมเลกุล

1) ฟลูออรีน 2) คลอรีน 3) โบรมีน 4) ไอโอดีน

22. สารใดมีพันธะเคมีในโมเลกุลยาวที่สุด?

1) ฟลูออรีน 2) คลอรีน 3) โบรมีน 4) ไอโอดีน

23. สารแต่ละชนิดที่ระบุในชุดนี้มีพันธะโควาเลนต์:

1) C4H10, NO2, โซเดียมคลอไรด์

2) CO, CuO, CH3Cl

4) C6H5NO2, F2, CC14

24. สารแต่ละชนิดที่ระบุในชุดนี้มีพันธะโควาเลนต์:

1) CaO, C3H6, S8

2) เฟ นาโน3, บจก

3) N2, CuCO3, K2S

4) C6H5N02, SO2, CHC13

25. สารแต่ละชนิดที่ระบุในชุดนี้มีพันธะโควาเลนต์:

1) C3H4, NO, Na2O

2) CO, CH3C1, PBr3

3) Р2Оз, NaHSO4, Cu

4) C6H5NO2, NaF, CC14

26. สารแต่ละชนิดที่ระบุในชุดนี้มีพันธะโควาเลนต์:

1) C3Ha, NO2, NaF

2) KS1, CH3Cl, C6H12O6

3) P2O5, NaHSO4, บา

4) C2H5NH2, P4, CH3OH

27. ขั้วของพันธะเด่นชัดที่สุดในโมเลกุล

1) ไฮโดรเจนซัลไฟด์

3) ฟอสฟีน

4) ไฮโดรเจนคลอไรด์

28. ในโมเลกุลของสารใดมีพันธะเคมีที่แข็งแกร่งที่สุด?

29. ในบรรดาสาร NH4Cl, CsCl, NaNO3, PH3, HNO3 - จำนวนสารประกอบที่มีพันธะไอออนิกเท่ากัน

30. ในบรรดาสาร (NH4)2SO4, Na2SO4, CaI2, I2, CO2 - จำนวนสารประกอบที่มีพันธะโควาเลนต์เท่ากับ

คำตอบ: 1-2, 2-2, 3-4, 4-3, 5-4, 6-1, 7-3, 8-3, 9-4, 10-2, 11-3, 12-2, 13-3, 14-2, 15-1, 16-2, 17-3, 18-2, 19-2, 20-4, 21-4, 22-4, 23-4, 24-4, 25- 2, 26-4, 27-4, 28-1, 29-3, 30-4