공유결합이 강할수록. 비극성 공유 결합의 예

13.10.2019

화학결합- 전자와 핵 사이의 정전기적 상호작용으로 분자가 형성됩니다.

화학 결합은 원자가 전자에 의해 형성됩니다. s 및 p 요소의 경우 원자가 전자는 외부 층의 전자이고 d 요소의 경우 외부 층의 s 전자와 외부 층 이전의 d 전자입니다. 화학 결합이 형성되면 원자는 외부 전자 껍질을 해당 비활성 가스 껍질로 완성합니다.

링크 길이- 화학적으로 결합된 두 원자의 핵 사이의 평균 거리.

화학 결합 에너지- 결합을 끊고 분자 조각을 무한히 먼 거리로 던지는 데 필요한 에너지의 양.

결합 각도- 화학적으로 결합된 원자를 연결하는 선 사이의 각도.

다음과 같은 주요 유형의 화학 결합이 알려져 있습니다. 공유결합(극성 및 비극성), 이온, 금속 및 수소.

공유결합공통 전자쌍의 형성으로 인해 형성된 화학 결합이라고 합니다.

두 연결 원자에 동일하게 속하는 한 쌍의 공유 전자에 의해 결합이 형성되면 이를 다음과 같이 부릅니다. 공유 비극성 결합. 이 결합은 예를 들어 분자 H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2에 존재합니다. 동일한 원자 사이에는 공유 비극성 결합이 발생하고, 이를 연결하는 전자 구름은 두 원자 사이에 고르게 분포됩니다.

두 원자 사이의 분자에서는 서로 다른 수의 공유 결합이 형성될 수 있습니다(예를 들어 할로겐 분자 F 2, Cl 2, Br 2, I 2에 하나, 질소 분자 N 2에 3개).

공유 극성 결합전기 음성도가 다른 원자 사이에서 발생합니다. 이를 형성하는 전자쌍은 전기음성도가 더 높은 원자쪽으로 이동하지만 두 핵과 계속 연관되어 있습니다. 공유 극성 결합을 갖는 화합물의 예: HBr, HI, H 2 S, N 2 O 등

이온전자쌍이 한 원자에서 다른 원자로 완전히 이동하고 결합된 입자가 이온으로 변하는 것을 극성 결합의 제한 사례라고 합니다.

엄밀히 말하면, 전기음성도의 차이가 3보다 큰 화합물만이 이온 결합을 갖는 화합물로 분류될 수 있지만, 그러한 화합물은 거의 알려져 있지 않습니다. 여기에는 알칼리 및 알칼리 토금속의 불화물이 포함됩니다. 일반적으로 폴링 규모에서 전기음성도 차이가 1.7보다 큰 원소의 원자 간에 이온 결합이 발생한다고 믿어집니다.. 이온 결합을 갖는 화합물의 예: NaCl, KBr, Na 2 O. 폴링 척도는 다음 강의에서 더 자세히 논의할 것입니다.

금속금속 결정 전체에서 자유롭게 움직이는 전자의 인력으로 인해 발생하는 금속 결정의 양이온 사이의 화학 결합을 호출합니다.

금속 원자는 양이온으로 변환되어 금속 결정 격자를 형성합니다. 그들은 전체 금속에 공통된 전자(전자 가스)에 의해 이 격자에 유지됩니다.

훈련 과제

1. 공유 비극성 결합에 의해 화학식이 형성되는 각 물질

1) O2, H2, N2
2) Al, O3, H2SO4
3) Na, H2, NaBr
4) H2O, O3, Li2SO4

2. 공유 극성 결합에 의해 화학식이 형성되는 각 물질

1) O2, H2SO4, N2
2) H2SO4, H2O, HNO3
3) NaBr, H3PO4, HCl
4) H2O, O3, Li2SO4

3. 이온 결합으로만 화학식을 형성하는 각 물질

1) CaO, H2SO4, N2
2) BaSO4, BaCl2, BaNO3
3) NaBr, K3PO4, HCl
4) RbCl, Na2S, LiF

4. 금속 결합은 목록 요소에 일반적입니다.

1) 바, Rb, 세
2) Cr, Ba, Si
3) Na, P, Mg
4) Rb, Na, Cs

5. 이온 결합과 공유 극성 결합만 갖는 화합물은 각각 다음과 같습니다.

1) HCl 및 Na 2 S
2) Cr 및 Al(OH) 3
3) NaBr과 P2O5
4) P2O5와 CO2

6. 원소 사이에 이온 결합이 형성됩니다.

1) 염소와 브롬
2) 브롬과 황
3) 세슘과 브롬
4) 인과 산소

7. 원소들 사이에 공유 극성 결합이 형성됩니다

1) 산소와 칼륨
2) 황과 불소
3) 브롬과 칼슘
4) 루비듐과 염소

8. 3주기 VA족 원소의 휘발성 수소 화합물에서 화학 결합은

1) 공유 극성
2) 공유 비극성
3) 이온
4) 금속

9. 3주기 원소의 더 높은 산화물에서는 원소의 원자 번호가 증가함에 따라 화학 결합 유형이 변경됩니다.

1) 이온 결합에서 공유 극성 결합으로
2) 금속성에서 공유성 비극성으로
3) 공유 극성 결합에서 이온 결합으로
4) 공유 극성 결합에서 금속 결합으로

10. E-H 화학 결합의 길이는 여러 물질에서 증가합니다.

1) HI – PH 3 – HCl
2) PH 3 – HCl – H 2 S
3) HI – HCl – H2S
4) HCl – H2S – PH3

11. E-H 화학 결합의 길이는 여러 물질에서 감소합니다.

1) NH3 – H2O – HF
2) PH 3 – HCl – H 2 S
3) HF – H2O – HCl
4) HCl – H2S – HBr

12. 염화수소 분자의 화학 결합 형성에 참여하는 전자의 수는 다음과 같습니다.

1) 4
2) 2
3) 6
4) 8

13. P 2 O 5 분자의 화학 결합 형성에 참여하는 전자의 수는 다음과 같습니다.

1) 4
2) 20
3) 6
4) 12

14. 인(V) 염화물에서 화학 결합은 다음과 같습니다.

1) 이온
2) 공유 극성
3) 공유 비극성
4) 금속

15. 분자 내에서 가장 극성이 높은 화학 결합

1) 불화수소
2) 염화수소
3) 물
4) 황화수소

16. 분자 내 최소 극성 화학 결합

1) 염화수소
2) 브롬화수소
3) 물
4) 황화수소

17. 공통 전자쌍으로 인해 물질에 결합이 형성됩니다.

1) 마그네슘
2) H2
3) 염화나트륨
4) CaCl2

18. 원자 번호가 다음과 같은 원소 사이에 공유 결합이 형성됩니다.

1) 3과 9
2) 11과 35
3) 16, 17
4) 20과 9

19. 원자 번호가 같은 원소 사이에 이온 결합이 형성됩니다.

1) 13과 9
2) 18과 8
3) 6과 8
4) 7과 17

20. 이온 결합만 가진 화합물의 공식을 갖는 물질 목록에서 이는 다음과 같습니다.

1) NaF, CaF2
2) NaNO3, N2
3) O2, SO3
4) Ca(NO3)2, AlCl3

공유 결합은 상호 작용에 참여하는 두 원자에 속하는 전자의 공유로 인해 발생합니다. 비금속의 전기음성도는 전자 이동이 일어나지 않을 만큼 충분히 큽니다.

중첩되는 전자 궤도의 전자는 공유됩니다. 이는 원자의 외부 전자 준위가 채워지는 상황, 즉 8- 또는 2-전자 외부 껍질이 형성되는 상황을 만듭니다.

전자 껍질이 완전히 채워진 상태는 에너지가 가장 낮고 따라서 안정성이 가장 높은 것이 특징입니다.

형성에는 두 가지 메커니즘이 있습니다.

기증자-수용자;
교환.

첫 번째 경우 원자 중 하나는 전자쌍을 제공하고 두 번째 원자는 자유 전자 궤도를 제공합니다.

두 번째에서는 상호 작용의 각 참가자로부터 하나의 전자가 공통 쌍으로 들어옵니다.

어떤 유형인지에 따라- 원자 또는 분자, 유사한 유형의 결합을 가진 화합물은 물리화학적 특성이 크게 다를 수 있습니다.

분자 물질가장 흔히 녹는점과 끓는점이 낮고 전기 전도성이 없으며 강도가 낮은 가스, 액체 또는 고체입니다. 여기에는 수소(H 2), 산소(O 2), 질소(N 2), 염소(Cl 2), 브롬(Br 2), 사방정계 황(S 8), 백린(P 4) 및 기타 단순 물질이 포함됩니다. ; 이산화탄소(CO 2), 이산화황(SO 2), 질소산화물V(N 2 O 5), 물(H 2 O), 염화수소(HCl), 불화수소(HF), 암모니아(NH 3), 메탄 (CH 4), 에틸 알코올 (C 2 H 5 OH), 유기 고분자 및 기타.

원자 물질끓는점과 녹는점이 높은 내구성 있는 결정 형태로 존재하며, 물과 기타 용매에 녹지 않으며, 많은 경우 전류를 전도하지 않습니다. 그 예로 뛰어난 강도를 지닌 다이아몬드를 들 수 있습니다. 이는 다이아몬드가 공유 결합으로 연결된 탄소 원자로 구성된 결정이라는 사실로 설명됩니다. 다이아몬드에는 개별 분자가 없습니다. 또한 흑연, 규소(Si), 이산화규소(SiO2), 탄화규소(SiC) 등과 같은 물질도 원자 구조를 가지고 있습니다.

공유 결합은 단일(염소 분자 Cl2처럼)일 뿐만 아니라 산소 분자 O2처럼 이중일 수도 있고, 질소 분자 N2처럼 삼중 결합일 수도 있습니다. 동시에 트리플은 더블 및 싱글보다 에너지가 더 많고 내구성도 더 좋습니다.

공유결합은 다음과 같습니다.동일한 원소의 두 원자 사이(비극성)와 서로 다른 화학 원소의 원자 사이(극성)에 형성됩니다.

분자를 구성하는 원자의 전기 음성도 값을 비교하면 공유 극성 결합을 갖는 화합물의 화학식을 나타내는 것은 어렵지 않습니다. 전기 음성도의 차이는 비극성을 결정하지 않습니다. 차이가 있으면 분자는 극성이 됩니다.

놓치지 마세요: 교육 메커니즘, 구체적인 예.

공유 비극성 화학 결합

단순물질, 비금속의 특성. 전자는 원자에 동등하게 속하며 전자 밀도에는 변화가 없습니다.

예에는 다음 분자가 포함됩니다.

H2, O2, O3, N2, F2, Cl2.

예외는 불활성 가스입니다.. 그들의 외부 에너지 수준은 완전히 채워져 있으며 분자 형성은 에너지 측면에서 불리하므로 개별 원자 형태로 존재합니다.

또한 비극성 공유 결합을 갖는 물질의 예로는 PH3 등이 있습니다. 물질이 서로 다른 원소로 구성되어 있음에도 불구하고 원소의 전기음성도는 실제로 다르지 않습니다. 이는 전자쌍이 이동하지 않음을 의미합니다.

공유 극성 화학 결합

공유 극성 결합을 고려하면 HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, CO2, SO3, CCl4, SiO2, CO 등 많은 예가 주어질 수 있습니다.

비금속 원자 사이에 형성됨전기 음성도가 다릅니다. 이 경우 전기 음성도가 더 큰 원소의 핵은 공유 전자를 자신에게 더 가깝게 끌어당깁니다.

극성 공유 결합 형성 방식

형성 메커니즘에 따라 일반화될 수 있습니다. 하나 또는 두 원자의 전자.

그림은 염산 분자의 상호 작용을 명확하게 보여줍니다.

한 쌍의 전자는 하나의 원자와 두 번째 원자 모두에 속하므로 둘 다 외부 수준이 채워집니다. 그러나 전기 음성도가 더 높은 염소는 전자 쌍을 그 자체에 조금 더 가깝게 끌어당깁니다(공유된 상태로 유지됨). 전기음성도의 차이는 전자쌍이 원자 중 하나로 완전히 이동할 만큼 크지 않습니다. 결과적으로 염소에는 부분적인 음전하가 나타나고 수소에는 부분적인 양전하가 나타납니다. HCl 분자는 극성 분자입니다.

결합의 물리화학적 특성

연결의 특징은 다음과 같습니다.: 지향성, 극성, 편광성 및 채도.

처음으로 그런 개념에 대해 공유결합화학과학자들은 길버트 뉴턴 루이스(Gilbert Newton Lewis)가 두 전자의 사회화를 발견한 이후부터 이야기를 시작했습니다. 이후 연구를 통해 공유 결합 자체의 원리를 설명하는 것이 가능해졌습니다. 단어 공유결합화학의 틀 내에서 원자가 다른 원자와 결합을 형성하는 능력으로 간주될 수 있습니다.

예를 들어 설명해 보겠습니다.

전기음성도에 약간의 차이가 있는 두 개의 원자(C와 CL, C와 H)가 있습니다. 일반적으로 이들은 희가스의 전자 껍질 구조에 최대한 가깝습니다.

이러한 조건이 충족되면 이들 원자의 핵이 공통 전자쌍에 끌리는 현상이 발생합니다. 이 경우 전자 구름은 공유 결합의 경우처럼 단순히 서로 겹치지 않으며 전자 밀도가 재분배되고 시스템 에너지가 변경된다는 사실로 인해 두 원자의 안정적인 연결을 보장합니다. 이는 다른 원자의 전자 구름이 한 원자의 핵간 공간으로 "당겨지는" 것에 의해 발생합니다. 전자 구름의 상호 중첩이 광범위할수록 연결이 더 강한 것으로 간주됩니다.

여기에서, 공유결합-이것은 두 원자에 속하는 두 전자의 상호 사회화를 통해 발생한 형성입니다.

일반적으로 분자 결정 격자를 가진 물질은 공유 결합을 통해 형성됩니다. 특징적인 특징으로는 저온에서 녹고 끓는 현상, 물에 대한 용해도가 낮고 전기 전도성이 낮은 것 등이 있습니다. 이것으로부터 우리는 결론을 내릴 수 있습니다: 게르마늄, 실리콘, 염소, 수소와 같은 원소의 구조는 공유 결합을 기반으로 합니다.

이 연결 유형의 특성은 다음과 같습니다.

채도.이 특성은 일반적으로 특정 원자가 설정할 수 있는 최대 결합 수로 이해됩니다. 이 양은 화학 결합 형성에 참여할 수 있는 원자 내 궤도의 총 수에 의해 결정됩니다. 반면에 원자의 원자가는 이미 이 목적으로 사용된 궤도의 수에 의해 결정될 수 있습니다.
집중하다. 모든 원자는 가능한 가장 강한 결합을 형성하려고 노력합니다. 두 원자의 전자 구름이 서로 겹치기 때문에 공간적 방향이 일치할 때 가장 큰 강도가 달성됩니다. 또한 방향성과 같은 공유 결합의 특성은 분자의 공간 배열에 영향을 미치며, 즉 "기하학적 모양"을 담당합니다.
분극성.이 입장은 두 가지 유형의 공유 결합이 있다는 생각에 기초합니다.

극성 또는 비대칭. 이 유형의 결합은 다른 유형의 원자에 의해서만 형성될 수 있습니다. 전기음성도가 크게 변하는 것, 또는 공유 전자쌍이 비대칭적으로 공유되는 경우.
전기음성도가 실질적으로 동일하고 전자 밀도 분포가 균일한 원자 사이에서 발생합니다.

또한 특정 정량적 항목이 있습니다.

커뮤니케이션 에너지. 이 매개변수는 강도 측면에서 극성 결합의 특성을 나타냅니다. 에너지는 두 원자 사이의 결합을 끊는 데 필요한 열량과 연결 중에 방출되는 열량을 나타냅니다.
아래에 채권 길이분자화학에서는 두 원자의 핵 사이의 직선 길이를 이해합니다. 이 매개변수는 또한 연결 강도를 나타냅니다.
쌍극자 모멘트- 원자가 결합의 극성을 특징짓는 양.

공유 결합은 동일하거나 유사한 전기 음성도 값과의 상호 작용에 의해 수행되는 가장 일반적인 유형의 화학 결합입니다.

공유 결합은 공유 전자쌍을 사용하는 원자 사이의 결합입니다.

전자가 발견된 이후, 화학 결합에 대한 전자 이론을 발전시키려는 많은 시도가 있었습니다. 가장 성공적인 것은 루이스(1916)의 연구였는데, 그는 두 원자에 공통된 전자쌍의 출현으로 인한 결합의 형성을 고려하려고 제안했습니다. 이를 위해 각 원자는 동일한 수의 전자를 제공하고 희가스의 외부 전자 구성 특성을 나타내는 옥텟 또는 이중 전자로 자신을 둘러싸려고 합니다. 그래픽적으로, 루이스 방법을 사용하여 짝을 이루지 않은 전자로 인한 공유 결합의 형성은 원자의 외부 전자를 나타내는 점으로 표시됩니다.

루이스 이론에 따른 공유결합의 형성

공유결합 형성 메커니즘

공유 결합의 주요 특징은 화학적으로 연결된 두 원자에 속하는 공통 전자쌍의 존재입니다. 왜냐하면 두 핵의 작용 분야에서 두 전자의 존재가 에너지 분야에서 각 전자의 존재보다 더 유리하기 때문입니다. 자신의 핵. 공통 전자 결합 쌍의 형성은 다양한 메커니즘을 통해 발생할 수 있으며, 대부분 교환을 통해, 때로는 기증자-수용자 메커니즘을 통해 발생할 수 있습니다.

공유결합 형성의 교환 메커니즘 원리에 따르면 상호작용하는 각 원자는 반평행 스핀을 통해 동일한 수의 전자를 공급하여 결합을 형성합니다. 예:

공유 결합 형성을 위한 일반적인 계획: a) 교환 메커니즘에 따라; b) 기증자-수용자 메커니즘에 따라

공여체-수용체 메커니즘에 따르면 서로 다른 입자가 상호 작용할 때 두 전자 결합이 발생합니다. 그 중 하나가 기부자다. ㅏ:공유되지 않은 전자쌍(즉, 하나는 하나의 원자에만 속함)을 갖고 다른 하나는 수용체입니다. 안에— 빈 궤도가 있습니다.

결합을 위해 2개의 전자(비공유 전자쌍)를 제공하는 입자를 공여체라고 하며, 이 전자쌍을 받아들이는 빈 궤도를 가진 입자를 수용체라고 합니다.

한 원자의 2전자 구름과 다른 원자의 빈 궤도로 인해 공유 결합이 형성되는 메커니즘을 공여체-수용체 메커니즘이라고 합니다.

공여체-수용체 결합은 공여체 원자에서 부분 유효 양전하 δ+가 발생하고(공유되지 않은 전자쌍이 공여체 원자에서 벗어났기 때문에) 부분 유효 음전하 δ-가 나타나기 때문에 반극성이라고도 합니다. 수용체 원자( 때문에 공여체의 비공유 전자쌍 방향으로 이동이 있음).

간단한 전자쌍 공여체의 예는 H 이온입니다. — , 비공유 전자쌍을 가지고 있습니다. 중심 원자에 자유 궤도가 있는 분자(그림에서 빈 양자 셀로 표시됨), 예를 들어 BH 3에 음의 수소화물 이온을 첨가한 결과 착물 이온 BH 4가 형성됩니다. — 음전하를 띠는 (N — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4 ] -) :

전자쌍 수용체는 수소 이온 또는 간단히 H + 양성자입니다. 예를 들어 NH 3에 공유되지 않은 전자쌍을 갖는 중심 원자가 있는 분자에 추가하면 착이온 NH 4 +가 형성되지만 양전하를 띠게 됩니다.

원자가 결합 방법

첫 번째 공유 결합의 양자 역학 이론 1927년 하이틀러(Heitler)와 런던(London)이 수소 분자를 기술하기 위해 창안했으며 나중에 폴링(Pauling)이 다원자 분자에 적용했습니다. 이 이론은 원자가 결합 방법, 그 주요 조항을 간략하게 요약하면 다음과 같습니다.

분자의 각 원자 쌍은 하나 이상의 공유 전자쌍에 의해 서로 결합되며, 상호 작용하는 원자의 전자 궤도는 중첩됩니다.
결합 강도는 전자 궤도의 중첩 정도에 따라 달라집니다.
공유 결합 형성 조건은 전자 스핀의 반대 방향입니다. 이로 인해 핵간 공간에서 전자 밀도가 가장 높은 일반화된 전자 궤도가 발생하여 양으로 하전된 핵이 서로 끌어당기는 것을 보장하고 시스템의 총 에너지가 감소합니다.

원자 궤도의 혼성화

공간에서 모양과 방향이 다른 s-, p- 또는 d- 오비탈의 전자가 공유 결합 형성에 참여한다는 사실에도 불구하고 많은 화합물에서 이러한 결합은 동등한 것으로 판명됩니다. 이러한 현상을 설명하기 위해 '혼성화'라는 개념이 도입되었습니다.

혼성화는 모양과 에너지 측면에서 오비탈을 혼합하고 정렬하는 과정으로, 그 동안 에너지가 가까운 오비탈의 전자 밀도가 재분배되어 결과적으로 동등해집니다.

혼성화 이론의 기본 조항:

혼성화 과정에서 초기 모양과 오비탈은 서로 바뀌며, 새로운 혼성 오비탈이 형성되지만 에너지와 모양이 동일하여 불규칙한 숫자 8을 연상시킵니다.
혼성화된 오비탈의 수는 혼성화에 관련된 출력 오비탈의 수와 같습니다.
유사한 에너지를 가진 궤도(외부 에너지 수준의 s- 및 p-궤도와 외부 또는 예비 수준의 d-궤도)는 혼성화에 참여할 수 있습니다.
혼성 오비탈은 화학 결합 형성 방향으로 더 길기 때문에 이웃 원자의 오비탈과 더 잘 겹쳐지며 결과적으로 개별 비 혼성 오비탈의 전자에 의해 형성된 것보다 더 강해집니다.
더 강한 결합이 형성되고 분자 내 전자 밀도의 보다 대칭적인 분포로 인해 에너지 이득이 얻어지며, 이는 혼성화 과정에 필요한 에너지 소비에 대한 마진을 보상합니다.
혼성 궤도함수는 서로 최대 거리를 보장하는 방식으로 공간에서 방향을 잡아야 합니다. 이 경우 반발 에너지는 최소화됩니다.
혼성화 유형은 출구 궤도의 유형과 수에 따라 결정되며 결합각의 크기와 분자의 공간 구성을 변경합니다.

혼성화 유형에 따른 혼성 오비탈의 모양과 결합각(오비탈의 대칭축 사이의 기하학적 각도): a) sp-혼성화; b) sp 2 혼성화; c) sp 3 혼성화

분자(또는 개별 분자 조각)를 형성할 때 다음과 같은 유형의 혼성화가 가장 자주 발생합니다.

sp 혼성화의 일반적인 계획

sp-혼성화된 오비탈에서 전자의 참여로 형성된 결합도 180° 각도로 배치되어 분자의 선형 모양을 만듭니다. 이러한 유형의 혼성화는 원자가 상태의 원자가 짝을 이루지 않은 s- 및 p- 전자를 갖는 두 번째 그룹 원소 (Be, Zn, Cd, Hg)의 할로겐화물에서 관찰됩니다. 선형 형태는 sp-혼성화된 원자에 의해 결합이 형성되는 다른 원소(0=C=0,HC=CH) 분자의 특징이기도 합니다.

원자 오비탈의 sp 2 혼성화 계획과 원자 오비탈의 sp 2 혼성화로 인한 분자의 편평 삼각형 모양

이러한 유형의 혼성화는 세 번째 그룹의 p-원소 분자에 대해 가장 일반적이며, 여기 상태의 원자는 외부 전자 구조 ns 1 np 2를 가지며, 여기서 n은 요소가 위치하는 기간의 수입니다. . 따라서 분자 BF 3, BCl 3, AlF 3 및 기타 결합은 중심 원자의 sp 2 혼성 궤도로 인해 형성됩니다.

원자 궤도의 sp 3 혼성화 계획

중심 원자의 혼성 궤도함수를 109 0 28` 각도로 배치하면 분자가 사면체 모양을 갖게 됩니다. 이는 4가 탄소 CH4, CCl4, C2H6 및 기타 알칸의 포화 화합물에 매우 일반적입니다. 중심 원자의 원자가 궤도의 sp 3 -혼성화로 인해 사면체 구조를 갖는 다른 원소의 화합물의 예는 다음 이온입니다: BH 4 -, BF 4 -, PO 4 3-, SO 4 2-, FeCl 4 - .

sp 3d 혼성화의 일반적인 계획

이러한 유형의 혼성화는 비금속 할로겐화물에서 가장 흔히 발견됩니다. 예를 들어 염화인 PCl 5의 구조는 형성 중에 인 원자(P ... 3s 2 3p 3)가 먼저 여기 상태(P ... 3s 1 3p 3 3d 1)로 들어간 다음 s 1 p 3 d-혼성화를 겪습니다. 5개의 1전자 오비탈은 등가가 되고 길쭉한 끝이 정신 삼각 쌍뿔의 모서리를 향하게 됩니다. 이는 5개의 염소 원자의 3p-오비탈과 5개의 s 1 p 3 d-혼성 오비탈이 겹쳐서 형성되는 PCl 5 분자의 모양을 결정합니다.

sp - 혼성화. 하나의 s-i와 하나의 p-오비탈이 결합되면 두 개의 sp-혼성 오비탈이 발생하며 180° 각도로 대칭으로 위치합니다.
sp 2 - 혼성화. 하나의 s-오비탈과 두 개의 p-오비탈이 결합하면 120° 각도에 위치한 sp 2 -혼성 결합이 형성되므로 분자는 정삼각형 모양을 취합니다.
sp 3 - 혼성화. 4개의 오비탈(1개의 s-와 3개의 p)의 조합은 sp 3-혼성화로 이어지며, 여기서 4개의 혼성화된 오비탈은 공간에서 사면체의 4개의 꼭지점, 즉 109 0 28`의 각도로 대칭으로 배향됩니다. .
sp 3 d - 혼성화. 1개의 s-, 3개의 p- 및 1개의 d-오비탈의 조합은 sp 3 d-혼성화를 제공하며, 이는 삼각 쌍뿔의 꼭지점에 대한 5개의 sp 3 d-혼성화된 오비탈의 공간적 방향을 결정합니다.
다른 유형의 혼성화. sp 3 d 2 혼성화의 경우, 6개의 sp 3 d 2 혼성 오비탈이 팔면체의 꼭지점을 향하고 있습니다. 오각형 쌍뿔의 꼭지점에 대한 7개의 궤도의 방향은 분자 또는 복합체의 중심 원자의 원자가 궤도의 sp 3 d 3 혼성화(또는 때때로 sp 3 d 2 f)에 해당합니다.

원자 궤도의 혼성화 방법은 많은 수의 분자의 기하학적 구조를 설명하지만 실험 데이터에 따르면 결합 각도가 약간 다른 분자가 더 자주 관찰됩니다. 예를 들어, CH 4, NH 3 및 H 2 O 분자에서 중심 원자는 sp 3 혼성 상태에 있으므로 이들의 결합각은 사면체(~109.5 0)일 것으로 예상할 수 있습니다. CH4 분자의 결합각은 실제로 109.5 0이라는 것이 실험적으로 확립되었습니다. 그러나 NH 3 및 H 2 O 분자에서 결합각의 값은 사면체에서 벗어납니다. 이는 NH 3 분자에서 107.3 0, H 2 O 분자에서 104.5 0과 같습니다. 이러한 편차는 다음과 같이 설명됩니다. 질소와 산소 원자에 비공유 전자쌍이 존재합니다. 증가된 밀도로 인해 공유되지 않은 전자쌍을 포함하는 2전자 오비탈은 1전자 원자가 오비탈을 반발하여 결합각이 감소합니다. NH 3 분자의 질소 원자의 경우, 4개의 sp 3 -혼성 궤도 중 3개의 1전자 궤도는 3개의 H 원자와 결합을 형성하고, 네 번째 궤도는 비공유 전자쌍을 포함합니다.

사면체의 꼭지점을 향한 sp 3 혼성 궤도 중 하나를 차지하는 결합되지 않은 전자 쌍은 1 전자 궤도를 밀어 내고 질소 원자를 둘러싼 전자 밀도의 비대칭 분포를 일으키고 결과적으로 결합을 압축합니다. 각도는 107.3 0입니다. N 원자의 비공유 전자쌍의 작용으로 인해 결합각이 109.5 0에서 107 0으로 감소하는 유사한 그림이 NCl 3 분자에서 관찰됩니다.

분자 내 사면체(109.5 0)로부터 결합각의 편차: a) NH3; b) NCl3

H 2 O 분자의 산소 원자는 4개의 sp 3 혼성 오비탈당 2개의 1전자 오비탈과 2개의 2전자 오비탈을 가지고 있습니다. 1전자 혼성 오비탈은 2개의 H 원자와 2개의 결합 형성에 참여하고 2개의 2전자쌍은 공유되지 않은 상태, 즉 H 원자에만 속하게 되어 O 원자 주변의 전자 밀도 분포의 비대칭성을 증가시키고 사면체에 비해 결합각이 104.5 0으로 감소합니다.

결과적으로, 중심 원자의 결합되지 않은 전자쌍의 수와 혼성 궤도에서의 위치는 분자의 기하학적 구성에 영향을 미칩니다.

공유결합의 특성

공유 결합에는 특정 특징이나 특성을 결정하는 일련의 특정 속성이 있습니다. 여기에는 이미 논의된 "결합 에너지" 및 "결합 길이"의 특성 외에도 결합 각도, 포화, 방향성, 극성 등이 포함됩니다.

1. 결합 각도- 이는 인접한 결합 축(즉, 분자 내 화학적으로 연결된 원자의 핵을 통해 그려진 조건부 선) 사이의 각도입니다. 결합각의 크기는 오비탈의 성질, 중심 원자의 혼성화 유형, 결합 형성에 참여하지 않는 비공유 전자쌍의 영향에 따라 달라집니다.

2. 채도. 원자는 첫째로 여기되지 않은 원자의 짝을 이루지 않은 전자와 여기의 결과로 발생하는 짝을 이루지 않은 전자로 인한 교환 메커니즘에 의해, 두 번째로 공여자에 의해 형성될 수 있는 공유 결합을 형성할 수 있는 능력을 가지고 있습니다. -수용체 메커니즘. 그러나 원자가 형성할 수 있는 총 결합 수는 제한되어 있습니다.

포화는 한 원소의 원자가 다른 원자와 특정하고 제한된 수의 공유 결합을 형성하는 능력입니다.

따라서 외부 에너지 준위에서 4개의 궤도(1개의 s- 및 3개의 p-)를 갖는 두 번째 기간은 결합을 형성하며 그 수는 4개를 초과하지 않습니다. 외부 수준에서 더 많은 수의 궤도를 가진 다른 기간의 요소 원자는 더 많은 결합을 형성할 수 있습니다.

3. 집중. 이 방법에 따르면 원자 사이의 화학 결합은 s-궤도를 제외하고 공간에서 특정 방향을 갖는 궤도의 중첩으로 인해 공유 결합의 방향성이 발생합니다.

공유 결합의 방향은 원자가 궤도의 공간적 방향에 의해 결정되고 최대 중첩을 보장하는 원자 사이의 전자 밀도 배열입니다.

전자 궤도는 공간에서 모양과 방향이 다르기 때문에 상호 중첩이 다른 방식으로 실현될 수 있습니다. 이에 따라 σ-, π-, δ-결합이 구별됩니다.

시그마 결합(σ 결합)은 최대 전자 밀도가 두 핵을 연결하는 가상 선을 따라 집중되는 전자 궤도의 중첩입니다.

시그마 결합은 s 전자 2개, s 전자 1개와 p 전자 1개, p 전자 2개, d 전자 2개로 형성될 수 있습니다. 이러한 σ 결합은 전자 궤도가 중첩되는 하나의 영역이 존재한다는 특징이 있으며, 이는 항상 단일, 즉 단 하나의 전자쌍으로 형성됩니다.

"순수한" 오비탈과 혼성화된 오비탈의 공간 방향의 다양한 형태가 결합 축에서 오비탈이 겹칠 가능성을 항상 허용하는 것은 아닙니다. 원자가 궤도의 겹침은 결합 축의 양쪽에서 발생할 수 있습니다. 소위 "측면" 겹침은 π 결합 형성 중에 가장 자주 발생합니다.

파이 결합(π 결합)은 원자핵을 연결하는 선(즉, 결합 축)의 양쪽에 최대 전자 밀도가 집중되는 전자 궤도의 중첩입니다.

파이 결합은 두 개의 평행한 p 오비탈, 두 개의 d 오비탈 또는 축이 결합 축과 일치하지 않는 오비탈의 다른 조합의 상호 작용에 의해 형성될 수 있습니다.

전자 궤도의 측면 중첩으로 조건부 A와 B 원자 사이의 π 결합 형성 계획

4. 다중성.이 특성은 원자를 연결하는 공통 전자쌍의 수에 의해 결정됩니다. 공유 결합은 단일(단일), 이중 또는 삼중일 수 있습니다. 하나의 공유 전자쌍을 사용하는 두 원자 사이의 결합을 단일 결합, 두 개의 전자쌍을 이중 결합, 세 개의 전자쌍을 삼중 결합이라고 합니다. 따라서 수소 분자 H 2에서 원자는 단일 결합 (H-H), 산소 분자 O 2 - 이중 결합 (B = O), 질소 분자 N 2 - 삼중 결합 (N)으로 연결됩니다. ⇔N). 결합의 다양성은 유기 화합물(탄화수소 및 그 파생물)에서 특히 중요합니다. 에탄 C 2 H 6에는 C 원자 사이에 단일 결합(C-C)이 있고, 에틸렌 C 2 H 4에는 이중 결합(C = C) 아세틸렌 C 2 H 2 - 삼중 (C ñ C)(C ñ C).

결합 다중도는 에너지에 영향을 미칩니다. 다중도가 증가하면 강도도 증가합니다. 다중도가 증가하면 핵간 거리(결합 길이)가 감소하고 결합 에너지가 증가합니다.

탄소 원자 사이의 결합의 다중성: a) 에탄 H3C-CH3의 단일 σ-결합; b) 에틸렌의 이중 σ+π 결합 H2C = CH2; c) 아세틸렌 HC=CH의 삼중 σ+π+π 결합

5. 극성 및 분극성. 공유 결합의 전자 밀도는 핵간 공간에서 다르게 위치할 수 있습니다.

극성은 연결된 원자에 대한 핵간 공간의 전자 밀도 위치에 의해 결정되는 공유 결합의 특성입니다.

핵간 공간의 전자 밀도 위치에 따라 극성 및 비극성 공유 결합이 구별됩니다. 비극성 결합은 공통 전자 구름이 연결된 원자의 핵에 대해 대칭으로 위치하고 두 원자에 동일하게 속하는 결합입니다.

이러한 유형의 결합을 가진 분자를 비극성 또는 동핵(즉, 동일한 원소의 원자를 포함하는 분자)이라고 합니다. 비극성 결합은 일반적으로 동핵 분자(H 2 , Cl 2 , N 2 등)에서 나타나거나 덜 일반적으로 카보런덤 SiC와 같이 비슷한 전기음성도 값을 갖는 원소의 원자로 형성된 화합물에서 나타납니다. 극성(또는 헤테로폴라)은 전체 전자 구름이 비대칭이고 원자 중 하나를 향해 이동하는 결합입니다.

극성 결합을 가진 분자를 극성 또는 이핵이라고 합니다. 극성 결합을 가진 분자에서 일반화된 전자쌍은 전기음성도가 더 높은 원자 쪽으로 이동합니다. 결과적으로, 이 원자에는 유효라고 불리는 특정 부분 음전하(δ-)가 나타나고, 전기 음성도가 낮은 원자는 같은 크기이지만 부호가 반대인 부분 양전하(δ+)를 갖습니다. 예를 들어, 염화수소 HCl 분자의 수소 원자에 대한 유효 전하는 δH=+0.17이고 염소 원자에 대한 절대 전자 전하는 δCl=-0.17이라는 것이 실험적으로 확립되었습니다.

극성 공유 결합의 전자 밀도가 어느 방향으로 이동하는지 결정하려면 두 원자의 전자를 비교해야 합니다. 전기 음성도가 증가하는 순서대로 가장 일반적인 화학 원소는 다음 순서로 배치됩니다.

극성 분자라고 불린다. 쌍극자 - 핵의 양전하와 전자의 음전하의 무게 중심이 일치하지 않는 시스템.

쌍극자는 크기가 같고 부호가 반대인 두 점 전하가 서로 어느 정도 떨어진 곳에 결합되어 있는 시스템입니다.

끌어당김 중심 사이의 거리를 쌍극자 길이라고 하며 문자 l로 표시합니다. 분자(또는 결합)의 극성은 쌍극자 모멘트 μ로 정량적으로 특성화되며, 이원자 분자의 경우 쌍극자 길이와 전자 전하의 곱인 μ=el과 같습니다.

SI 단위에서 쌍극자 모멘트는 [C × m](쿨롱 미터)으로 측정되지만 시스템 외 단위 [D](debye)가 더 자주 사용됩니다: 1D = 3.33 · 10 -30 C × m 값 공유결합 분자의 쌍극자 모멘트는 0-4 D 내에서, 이온성 - 4-11 D 내에서 다양합니다. 쌍극자가 길수록 분자의 극성이 커집니다.

분자 내 공유 전자 구름은 다른 분자나 이온의 장을 포함하여 외부 전기장의 영향으로 변위될 수 있습니다.

분극성은 다른 입자의 힘장을 포함하여 외부 전기장의 영향으로 결합을 형성하는 전자의 변위로 인해 결합 극성의 변화입니다.

분자의 분극도는 전자의 이동도에 따라 달라지며, 전자의 이동도는 핵에서 멀어질수록 더 강해집니다. 또한 분극화도는 전기장의 방향과 전자 구름의 변형 능력에 따라 달라집니다. 외부 장의 영향으로 비극성 분자는 극성이 되고 극성 분자는 더욱 극성이 됩니다. 즉 분자에 쌍극자가 유도되는데 이를 환원 또는 유도 쌍극자라고 합니다.

극성 입자의 힘장의 영향을 받아 비극성 분자로부터 유도된(환원된) 쌍극자를 형성하는 계획 - 쌍극자

영구 쌍극자와 달리 유도 쌍극자는 외부 전기장의 작용 하에서만 발생합니다. 분극은 결합의 분극성뿐만 아니라 결합의 파열도 유발할 수 있으며, 그 동안 연결 전자쌍이 원자 중 하나로 전달되고 음전하 및 양전하 이온이 형성됩니다.

공유 결합의 극성 및 분극성은 극성 시약에 대한 분자의 반응성을 결정합니다.

공유결합을 갖는 화합물의 성질

공유 결합을 가진 물질은 분자 그룹과 원자 그룹(또는 비분자 그룹)이라는 두 개의 불평등한 그룹으로 나뉘며, 그 중 분자 그룹보다 훨씬 적습니다.

정상적인 조건에서 분자 화합물은 가스(CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), 고휘발성 액체(Br 2, H 2 O, C 2 H 5 OH ) 또는 고체 결정질 물질은 대부분 약간의 가열에도 빠르게 녹고 쉽게 승화될 수 있습니다(S 8, P 4, I 2, 설탕 C 12 H 22 O 11, "드라이 아이스" CO 2).

분자 물질의 낮은 용융, 승화 및 비등 온도는 결정 내 분자간 상호 작용의 매우 약한 힘으로 설명됩니다. 이것이 분자 결정이 큰 강도, 경도 및 전기 전도성(얼음 또는 설탕)을 특징으로 하지 않는 이유입니다. 이 경우 극성 분자를 가진 물질은 비극성 분자를 가진 물질보다 녹는점과 끓는점이 더 높습니다. 그들 중 일부는 다른 극성 용매에 용해됩니다. 반대로 비극성 분자를 가진 물질은 비극성 용매(벤젠, 사염화탄소)에 더 잘 녹습니다. 따라서 분자가 비극성인 요오드는 극성 물에는 용해되지 않지만 비극성 CCl4 및 저극성 알코올에는 용해됩니다.

공유 결합을 갖는 비분자(원자) 물질(다이아몬드, 흑연, 실리콘 Si, 석영 SiO 2, 카보런덤 SiC 등)은 층상 구조를 갖는 흑연을 제외하고 매우 강한 결정을 형성합니다. 예를 들어, 다이아몬드 결정 격자는 각각의 sp 3 혼성화된 탄소 원자가 σ 결합으로 4개의 이웃 원자에 연결되어 있는 규칙적인 3차원 골격입니다. 사실 전체 다이아몬드 결정은 하나의 거대하고 매우 강한 분자입니다. 무선 전자공학과 전자 공학에 널리 사용되는 실리콘 결정체도 비슷한 구조를 가지고 있습니다. 결정의 뼈대 구조를 방해하지 않고 다이아몬드의 C 원자 절반을 Si 원자로 대체하면 연마재로 사용되는 매우 단단한 물질인 탄화 규소 SiC인 카보런덤 결정을 얻게 됩니다. 그리고 실리콘의 결정 격자에서 두 개의 Si 원자 사이에 O 원자가 삽입되면 석영 SiO 2의 결정 구조가 형성됩니다. 또한 매우 단단한 물질이며 다양한 물질이 연마재로도 사용됩니다.

다이아몬드, 실리콘, 석영 및 이와 유사한 구조의 결정은 원자 결정이며 거대한 "초분자"이므로 구조식을 완전히 표현할 수는 없지만 별도의 조각 형태로만 표현할 수 있습니다.

다이아몬드, 실리콘, 석영의 결정

화학 결합으로 연결된 하나 또는 두 개의 원소 원자로 구성된 비분자(원자) 결정은 내화 물질로 분류됩니다. 높은 용융 온도는 분자 물질의 경우처럼 약한 분자간 상호 작용에 의한 것이 아니라 원자 결정을 녹일 때 강한 화학 결합을 끊기 위해 많은 양의 에너지를 소비해야 하기 때문에 발생합니다. 같은 이유로 많은 원자 결정은 가열해도 녹지 않고 분해되거나 즉시 증기 상태(승화)가 됩니다. 예를 들어 흑연은 3700oC에서 승화합니다.

공유 결합을 가진 비분자 물질은 물과 다른 용매에 불용성이며, 대부분은 전류를 전도하지 않습니다(본질적으로 전도성인 흑연과 실리콘, 게르마늄 등의 반도체는 제외).

통합 국가 시험 코드화의 주제: 공유 화학 결합, 그 종류 및 형성 메커니즘. 공유결합의 특성(극성 및 결합에너지) 이온 결합. 금속 연결. 수소 결합

분자 내 화학 결합

먼저 분자 내 입자 사이에 발생하는 결합을 살펴보겠습니다. 이러한 연결을 분자내.

화학결합 화학 원소의 원자 사이에는 정전기 성질이 있으며 다음으로 인해 형성됩니다. 외부(원자가) 전자의 상호작용, 어느 정도 양전하를 띤 핵에 의해 유지됨결합된 원자.

여기서 핵심 개념은 전기음성도. 원자 사이의 화학 결합 유형과 이 결합의 특성을 결정하는 것이 바로 이것이다.

끌어당기는(유지하는) 원자의 능력입니다 외부(원자가) 전자. 전기 음성도는 외부 전자가 핵에 끌리는 정도에 의해 결정되며 주로 원자의 반경과 핵의 전하에 따라 달라집니다.

전기 음성도는 명확하게 결정하기 어렵습니다. L. Pauling은 상대 전기음성도 표를 작성했습니다(이원자 분자의 결합 에너지를 기반으로 함). 전기음성도가 가장 높은 원소는 플루오르의미를 가지고 4 .

다양한 출처에서 전기 음성도 값의 다양한 척도와 표를 찾을 수 있다는 점에 유의하는 것이 중요합니다. 화학적 결합의 형성이 중요한 역할을 하기 때문에 걱정할 필요가 없습니다. 원자이며 모든 시스템에서 거의 동일합니다.

A:B 화학 결합의 원자 중 하나가 전자를 더 강하게 끌어당기면 전자쌍이 그쪽으로 이동합니다. 더 전기 음성도 차이원자가 많을수록 전자쌍이 더 많이 이동합니다.

상호작용하는 원자의 전기음성도가 같거나 거의 같다면: EO(A)≒EO(B), 그러면 공통 전자쌍은 어떤 원자로도 이동하지 않습니다. 답: ㄴ. 이 연결을 공유 비극성.

상호 작용하는 원자의 전기 음성도가 다르지만 크게 다르지 않은 경우(전기 음성도의 차이는 대략 0.4에서 2입니다. 0,4<ΔЭО<2 ), 전자쌍은 원자 중 하나로 옮겨집니다. 이 연결을 공유 극성 .

상호 작용하는 원자의 전기 음성도가 크게 다른 경우(전기 음성도의 차이가 2보다 큰 경우: ΔEO>2), 그러면 전자 중 하나가 거의 완전히 다른 원자로 옮겨져 다음과 같은 결과가 발생합니다. 이온. 이 연결을 이온성의.

화학 결합의 기본 유형 - 공유결합, 이온성의그리고 금속연락. 좀 더 자세히 살펴보겠습니다.

공유 화학 결합

공유결합 – 그것은 화학 결합이다 , 이로 인해 형성됨 공통 전자쌍 A:B의 형성 . 게다가 두 개의 원자 겹치다원자 궤도. 공유결합은 전기음성도의 작은 차이를 갖는 원자들의 상호작용에 의해 형성됩니다(보통 두 비금속 사이) 또는 한 요소의 원자.

공유결합의 기본 성질

집중하다,
포화도,
극성,
분극성.

이러한 결합 특성은 물질의 화학적, 물리적 특성에 영향을 미칩니다.

의사소통 방향 물질의 화학 구조와 형태를 특성화합니다. 두 결합 사이의 각도를 결합각이라고 합니다. 예를 들어, 물 분자에서 결합각 H-O-H는 104.45o이므로 물 분자는 극성이고, 메탄 분자에서 결합각 H-C-H는 108o 28'입니다.

채도 제한된 수의 공유 화학 결합을 형성하는 원자의 능력입니다. 원자가 형성할 수 있는 결합의 수를 말합니다.

극성결합은 전기 음성도가 다른 두 원자 사이의 전자 밀도 분포가 고르지 않기 때문에 발생합니다. 공유결합은 극성과 비극성으로 구분됩니다.

분극성 연결은 외부 전기장의 영향으로 결합 전자가 이동하는 능력(특히, 다른 입자의 전기장). 분극성은 전자 이동도에 따라 달라집니다. 전자가 핵에서 멀어질수록 이동성은 더 커지고 따라서 분자는 더 분극화됩니다.

공유 비극성 화학 결합

공유 결합에는 두 가지 유형이 있습니다. 극선그리고 비극성 .

예 . 수소 분자 H2의 구조를 고려해 봅시다. 외부 에너지 준위의 각 수소 원자는 짝을 이루지 않은 전자 1개를 운반합니다. 원자를 표시하기 위해 루이스 구조를 사용합니다. 이는 전자가 점으로 표시될 때 원자의 외부 에너지 준위 구조를 나타내는 다이어그램입니다. 루이스 포인트 구조 모델은 두 번째 기간의 요소를 작업할 때 매우 유용합니다.

시간. + . H = H:H

따라서 수소 분자는 하나의 공유 전자쌍과 하나의 H-H 화학 결합을 갖습니다. 이 전자쌍은 수소 원자 중 어느 쪽으로도 이동하지 않습니다. 수소 원자는 동일한 전기 음성도를 갖습니다. 이 연결을 공유 비극성 .

공유 비극성(대칭) 결합 전기 음성도가 동일한 원자(일반적으로 동일한 비금속)에 의해 형성된 공유 결합이므로 원자핵 사이의 전자 밀도 분포가 균일합니다.

비극성 결합의 쌍극자 모멘트는 0입니다.

예: H 2 (H-H), O 2 (O=O), S 8.

공유 극성 화학 결합

공유 극성 결합 사이에 발생하는 공유 결합이다 전기음성도가 다른 원자 (대개, 다양한 비금속) 특징이 있다 배수량전기음성도가 더 높은 원자에 대한 공유 전자쌍(분극).

전자 밀도는 전기 음성도가 더 높은 원자로 이동하므로 부분 음전하(δ-)가 나타나고 전기 음성도가 낮은 원자에는 부분 양전하(δ+, delta +)가 나타납니다.

원자의 전기음성도 차이가 클수록 커진다. 극성연결 및 기타 쌍극자 모멘트 . 인접한 분자와 반대 부호의 전하 사이에 추가적인 인력이 작용하여 증가합니다. 힘연락.

결합 극성은 화합물의 물리적, 화학적 특성에 영향을 미칩니다. 반응 메커니즘과 이웃 결합의 반응성까지도 결합의 극성에 따라 달라집니다. 연결 극성에 따라 결정되는 경우가 많습니다. 분자 극성따라서 끓는점, 녹는점, 극성 용매에 대한 용해도와 같은 물리적 특성에 직접적인 영향을 미칩니다.

예: HCl, CO 2, NH 3.

공유결합 형성 메커니즘

공유 화학 결합은 두 가지 메커니즘으로 발생할 수 있습니다.

1. 교환 메커니즘 공유 화학 결합의 형성은 각 입자가 하나의 짝을 이루지 않은 전자를 제공하여 공통 전자쌍을 형성할 때 발생합니다.

ㅏ . + . 비= A:B

2. 공유 결합 형성은 입자 중 하나가 비공유 전자쌍을 제공하고 다른 입자는 이 전자쌍에 빈 궤도를 제공하는 메커니즘입니다.

ㅏ: + 비= A:B

이 경우 원자 중 하나가 고립 전자쌍을 제공합니다( 기증자), 다른 원자는 해당 쌍에 대해 빈 궤도를 제공합니다( 수용체). 두 결합이 모두 형성되면 전자의 에너지가 감소합니다. 이것은 원자에 유익합니다.

기증자-수용자 메커니즘에 의해 형성된 공유 결합 다르지 않다교환 메커니즘에 의해 형성된 다른 공유 결합의 특성. 공여체-수용체 메커니즘에 의한 공유 결합의 형성은 외부 에너지 수준에서 많은 수의 전자(전자 공여체) 또는 반대로 매우 적은 수의 전자(전자 수용체)를 갖는 원자의 경우 일반적입니다. 원자의 원자가 능력은 해당 섹션에서 더 자세히 논의됩니다.

공유 결합은 기증자-수용자 메커니즘에 의해 형성됩니다.

- 분자에서 일산화탄소 CO(분자 내 결합은 삼중이며, 교환 메커니즘에 의해 2개의 결합이 형성되고, 하나는 공여체-수용체 메커니즘에 의해 형성됨): C=O;

- V 암모늄 이온 NH 4 +, 이온 중 유기 아민예를 들어 메틸암모늄 이온 CH 3 -NH 2 + 에서;

- V 복합 화합물, 중심 원자와 리간드 그룹 사이의 화학 결합, 예를 들어 알루미늄과 수산화물 이온 사이의 나트륨 테트라히드록소알루미네이트 Na 결합;

- V 질산 및 그 염- 질산염: HNO 3, NaNO 3, 기타 질소 화합물;

- 분자에서 오존 O3.

공유결합의 기본 특성

공유 결합은 일반적으로 비금속 원자 사이에 형성됩니다. 공유결합의 주요 특징은 다음과 같다. 길이, 에너지, 다양성 및 방향성.

화학 결합의 다중성

화학 결합의 다중성 - 이것 화합물의 두 원자 사이의 공유 전자쌍 수. 결합의 다중성은 분자를 형성하는 원자의 값으로부터 매우 쉽게 결정될 수 있습니다.

예를 들어 , 수소 분자 H 2에서 결합 다중도는 1입니다. 왜냐하면 각 수소는 외부 에너지 준위에서 짝을 이루지 않은 전자를 1개만 가지므로 하나의 공유 전자쌍이 형성됩니다.

O 2 산소 분자에서 결합 다중도는 2입니다. 외부 에너지 준위에 있는 각 원자는 2개의 짝을 이루지 않은 전자를 가지고 있습니다: O=O.

질소 분자 N2에서 결합 다중도는 3입니다. 각 원자 사이에는 외부 에너지 준위에 3개의 짝을 이루지 않은 전자가 있고 원자는 3개의 공통 전자쌍 N=N을 형성합니다.

공유결합 길이

화학 결합 길이 결합을 형성하는 원자핵의 중심 사이의 거리입니다. 실험적인 물리적 방법에 의해 결정됩니다. 결합 길이는 가산성 규칙을 사용하여 대략적으로 추정할 수 있으며, 이에 따라 AB 분자의 결합 길이는 분자 A 2 및 B 2의 결합 길이 합의 절반과 거의 같습니다.

화학 결합의 길이는 대략적으로 추정할 수 있습니다. 원자 반지름으로유대감을 형성하거나 통신다양성으로, 원자의 반경이 크게 다르지 않은 경우.

결합을 형성하는 원자의 반경이 증가하면 결합 길이도 증가합니다.

예를 들어

원자 사이의 결합의 다양성이 증가함에 따라(원자 반경은 다르지 않거나 약간만 다름) 결합 길이는 감소합니다.

예를 들어 . C–C, C=C, C=C 계열에서는 결합 길이가 감소합니다.

커뮤니케이션 에너지

화학 결합 강도의 척도는 결합 에너지입니다. 커뮤니케이션 에너지 결합을 끊고 그 결합을 형성하는 원자를 서로 무한히 먼 거리로 제거하는 데 필요한 에너지에 의해 결정됩니다.

공유결합은 매우 내구성이 있습니다.그 에너지 범위는 수십에서 수백 kJ/mol입니다. 결합 에너지가 높을수록 결합 강도가 높아지며, 그 반대도 마찬가지입니다.

화학 결합의 강도는 결합 길이, 결합 극성 및 결합 다중성에 따라 달라집니다. 화학 결합이 길수록 깨지기 쉽고, 결합 에너지가 낮을수록 강도도 낮아집니다. 화학 결합의 길이가 짧을수록 결합력은 강해지고 결합 에너지는 커집니다.

예를 들어, 일련의 화합물 HF, HCl, HBr에서 왼쪽에서 오른쪽으로 화학 결합의 강도 감소하다, 왜냐하면 연결 길이가 늘어납니다.

이온 화학 결합

이온 결합 에 기초한 화학 결합이다. 이온의 정전기적 인력.

이온원자가 전자를 받아들이거나 기증하는 과정에서 형성됩니다. 예를 들어, 모든 금속의 원자는 외부 에너지 준위에서 전자를 약하게 보유합니다. 따라서 금속 원자의 특징은 다음과 같습니다. 회복 속성- 전자를 기증하는 능력.

예. 나트륨 원자는 에너지 준위 3에서 전자 1개를 포함합니다. 쉽게 포기함으로써 나트륨 원자는 비활성 기체 네온 Ne의 전자 구성을 사용하여 훨씬 더 안정적인 Na + 이온을 형성합니다. 나트륨 이온에는 11개의 양성자와 10개의 전자만 포함되어 있으므로 이온의 총 전하는 -10+11 = +1입니다.

+11나) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 나 +) 2 ) 8

예. 외부 에너지 준위에 있는 염소 원자는 7개의 전자를 포함합니다. 안정적인 불활성 아르곤 원자 Ar의 구성을 얻으려면 염소가 전자 1개를 얻어야 합니다. 전자를 추가하면 전자로 구성된 안정적인 염소 이온이 형성됩니다. 이온의 총 전하는 -1입니다.

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

메모:

이온의 성질은 원자의 성질과 다릅니다!
안정적인 이온이 형성될 수 있을 뿐만 아니라 원자, 그러나 또한 원자 그룹. 예: 암모늄 이온 NH 4 +, 황산염 이온 SO 4 2- 등. 이러한 이온에 의해 형성된 화학 결합도 이온성으로 간주됩니다.
이온 결합은 일반적으로 서로 간에 형성됩니다. 궤조그리고 비금속(비금속 그룹);

생성된 이온은 전기적 인력(Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-)으로 인해 인력을 받습니다.

시각적으로 요약하자면 공유 결합과 이온 결합 유형의 차이점:

금속 연결 상대적으로 형성된 연결이다. 자유 전자~ 사이 금속 이온, 결정 격자를 형성합니다.

금속 원자는 일반적으로 외부 에너지 준위에 위치합니다. 1~3개의 전자. 일반적으로 금속 원자의 반경은 크기 때문에 금속 원자는 비금속과 달리 외부 전자를 아주 쉽게 포기합니다. 강력한 환원제이다.

전자를 기증함으로써 금속 원자는 다음과 같이 변합니다. 양으로 하전된 이온 . 분리된 전자는 상대적으로 자유로움 움직이고 있다양으로 하전된 금속 이온 사이. 이 입자들 사이에 연결이 생기다, 왜냐하면 공유 전자는 함께 층으로 배열된 금속 양이온을 보유합니다. , 따라서 상당히 강한 금속 결정 격자 . 이 경우 전자는 연속적으로 혼란스럽게 움직입니다. 새로운 중성 원자와 새로운 양이온이 끊임없이 나타납니다.

분자간 상호작용

이와 별도로 물질의 개별 분자 사이에서 발생하는 상호 작용을 고려해 볼 가치가 있습니다. 분자간 상호작용 . 분자간 상호 작용은 새로운 공유 결합이 나타나지 않는 중성 원자 간의 상호 작용 유형입니다. 분자 사이의 상호 작용 힘은 1869년 반 데르 발스(Van der Waals)에 의해 발견되었으며 그의 이름을 따서 명명되었습니다. 반다르발스 세력. 반데르발스 힘은 다음과 같이 나뉜다. 정위, 유도 그리고 분산 . 분자간 상호 작용의 에너지는 화학 결합의 에너지보다 훨씬 적습니다.

인력의 방향 힘 극성 분자 사이에서 발생합니다(쌍극자-쌍극자 상호작용). 이러한 힘은 극성 분자 사이에서 발생합니다. 귀납적 상호작용 극성 분자와 비극성 분자 사이의 상호 작용입니다. 비극성 분자는 극성 분자의 작용으로 인해 분극화되어 추가적인 정전기 인력을 생성합니다.

특별한 유형의 분자간 상호 작용은 수소 결합입니다. - 이는 극성이 높은 공유 결합을 갖는 분자 사이에서 발생하는 분자간(또는 분자내) 화학 결합입니다. H-F, H-O 또는 H-N. 분자에 그러한 결합이 있으면 분자 사이에 추가적인 인력 .

교육 메커니즘 수소 결합은 부분적으로는 정전기적이며 부분적으로는 공여체-수용체입니다. 이 경우 전자쌍 공여체는 전기 음성도가 강한 원소(F, O, N)의 원자이고, 수용체는 이들 원자에 연결된 수소 원자입니다. 수소결합의 특징은 다음과 같습니다. 집중하다 우주에서 그리고 포화

수소 결합은 점으로 표시될 수 있습니다: H ··· O. 수소에 연결된 원자의 전기 음성도가 클수록, 크기가 작을수록 수소 결합이 강해집니다. 주로 연결에 일반적입니다. 수소와 불소 , 뿐만 아니라 산소와 수소 , 더 적은 질소와 수소 .

수소 결합은 다음 물질 사이에서 발생합니다.

— 불화수소HF(가스, 물에 불화수소 용액 - 불산), 물 H 2 O(증기, 얼음, 액체 물):

— 암모니아와 유기 아민의 용액- 암모니아와 물 분자 사이;

— O-H 또는 N-H 결합이 있는 유기 화합물: 알코올, 카르복실산, 아민, 아미노산, 페놀, 아닐린 및 그 유도체, 단백질, 탄수화물 용액 - 단당류 및 이당류.

수소 결합은 물질의 물리적, 화학적 특성에 영향을 미칩니다. 따라서 분자 사이의 추가적인 인력으로 인해 물질이 끓는 것이 어려워집니다. 수소 결합을 가진 물질은 끓는점이 비정상적으로 증가합니다.

예를 들어 일반적으로 분자량이 증가하면 물질의 끓는점이 증가하는 것이 관찰됩니다. 그러나 여러 물질에서 H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te끓는점의 선형 변화는 관찰되지 않습니다.

즉, 물의 끓는점이 비정상적으로 높다 -직선이 보여주는 것처럼 -61oC 이상이지만 +100oC 이상입니다. 이 이상 현상은 물 분자 사이에 수소 결합이 존재하기 때문에 설명됩니다. 따라서 정상적인 조건(0-20oC)에서 물은 액체단계 상태별.