กลไกการก่อตัวและคุณสมบัติของพันธะโควาเลนต์ พันธะโควาเลนต์ (CB)

เป็นเรื่องยากมากที่สารเคมีจะประกอบด้วยอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีที่ไม่เกี่ยวข้องกัน ภายใต้สภาวะปกติ มีก๊าซจำนวนเล็กน้อยที่เรียกว่าก๊าซมีตระกูลเท่านั้นที่มีโครงสร้างดังนี้ ฮีเลียม นีออน อาร์กอน คริปทอน ซีนอน และเรดอน ส่วนใหญ่แล้วสารเคมีไม่ได้ประกอบด้วยอะตอมที่แยกได้ แต่รวมตัวกันเป็นกลุ่มต่างๆ การรวมตัวกันของอะตอมดังกล่าวสามารถนับจำนวนอะตอมได้ไม่กี่ ร้อย พัน หรือแม้แต่มากกว่านั้นด้วยซ้ำ แรงที่ยึดอะตอมเหล่านี้ในกลุ่มดังกล่าวเรียกว่า พันธะเคมี.

กล่าวอีกนัยหนึ่ง เราสามารถพูดได้ว่าพันธะเคมีคือปฏิกิริยาที่เชื่อมโยงอะตอมแต่ละอะตอมเข้ากับโครงสร้างที่ซับซ้อนมากขึ้น (โมเลกุล ไอออน อนุมูล ผลึก ฯลฯ)

สาเหตุของการเกิดพันธะเคมีก็คือพลังงานของโครงสร้างที่ซับซ้อนกว่านั้นน้อยกว่าพลังงานรวมของแต่ละอะตอมที่ก่อตัวขึ้นมา

โดยเฉพาะอย่างยิ่งหากปฏิสัมพันธ์ของอะตอม X และ Y ก่อให้เกิดโมเลกุล XY นั่นหมายความว่าพลังงานภายในของโมเลกุลของสารนี้ต่ำกว่าพลังงานภายในของอะตอมแต่ละตัวที่มันถูกสร้างขึ้น:

อี(XY)< E(X) + E(Y)

ด้วยเหตุนี้ เมื่อพันธะเคมีเกิดขึ้นระหว่างแต่ละอะตอม พลังงานจะถูกปล่อยออกมา

อิเล็กตรอนของชั้นอิเล็กตรอนชั้นนอกที่มีพลังงานยึดเกาะกับนิวเคลียสต่ำที่สุดเรียกว่า ความจุ. ตัวอย่างเช่น ในโบรอน สิ่งเหล่านี้คืออิเล็กตรอนของระดับพลังงานที่ 2 - 2 อิเล็กตรอนต่อ 2 ส-ออร์บิทัลและ 1 คูณ 2 พี-ออร์บิทัล:

เมื่อพันธะเคมีเกิดขึ้น แต่ละอะตอมมีแนวโน้มที่จะได้รับการจัดโครงแบบทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของก๊าซมีตระกูล เช่น เพื่อให้มีอิเล็กตรอน 8 ตัวอยู่ในชั้นอิเล็กตรอนชั้นนอก (2 ตัวสำหรับองค์ประกอบของคาบแรก) ปรากฏการณ์นี้เรียกว่ากฎออคเต็ต

เป็นไปได้ที่อะตอมจะมีโครงสร้างอิเล็กตรอนของก๊าซมีตระกูลได้หากอะตอมเดี่ยวเริ่มแรกใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนบางส่วนร่วมกับอะตอมอื่น ในกรณีนี้จะเกิดคู่อิเล็กตรอนทั่วไปขึ้น

ขึ้นอยู่กับระดับการแบ่งปันอิเล็กตรอน พันธะโควาเลนต์ ไอออนิก และโลหะสามารถแยกแยะได้

พันธะโควาเลนต์

พันธะโควาเลนต์มักเกิดขึ้นระหว่างอะตอมของธาตุอโลหะ หากอะตอมของอโลหะที่สร้างพันธะโควาเลนต์เป็นขององค์ประกอบทางเคมีที่แตกต่างกัน พันธะดังกล่าวจะเรียกว่าพันธะโควาเลนต์มีขั้ว เหตุผลของชื่อนี้ก็คืออะตอมขององค์ประกอบต่าง ๆ มีความสามารถที่แตกต่างกันในการดึงดูดคู่อิเล็กตรอนทั่วไป เห็นได้ชัดว่าสิ่งนี้นำไปสู่การกระจัดของคู่อิเล็กตรอนทั่วไปไปยังอะตอมตัวใดตัวหนึ่งซึ่งเป็นผลมาจากประจุลบบางส่วนเกิดขึ้น ในทางกลับกัน ประจุบวกบางส่วนจะเกิดขึ้นบนอะตอมอีกอะตอมหนึ่ง ตัวอย่างเช่น ในโมเลกุลไฮโดรเจนคลอไรด์ คู่อิเล็กตรอนจะถูกเปลี่ยนจากอะตอมไฮโดรเจนไปเป็นอะตอมของคลอรีน:

ตัวอย่างของสารที่มีพันธะโควาเลนต์มีขั้ว:

CCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 ฯลฯ

พันธะโควาเลนต์ไม่มีขั้วเกิดขึ้นระหว่างอะตอมที่ไม่ใช่โลหะในชนิดเดียวกัน องค์ประกอบทางเคมี. เนื่องจากอะตอมเหมือนกัน ความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันก็เหมือนกัน ในเรื่องนี้ ไม่มีการกระจัดของคู่อิเล็กตรอน:

กลไกข้างต้นสำหรับการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์ เมื่อทั้งสองอะตอมให้อิเล็กตรอนเพื่อสร้างคู่อิเล็กตรอนร่วม เรียกว่าการแลกเปลี่ยน

นอกจากนี้ยังมีกลไกการรับผู้บริจาค

เมื่อพันธะโควาเลนต์เกิดขึ้นจากกลไกของผู้บริจาค-ผู้รับ คู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันจะเกิดขึ้นเนื่องจากการเติมเต็มวงโคจรของอะตอมหนึ่ง (ที่มีอิเล็กตรอนสองตัว) และวงโคจรว่างของอีกอะตอมหนึ่ง อะตอมที่มีอิเล็กตรอนคู่เดียวเรียกว่าผู้บริจาค และอะตอมที่มีวงโคจรว่างเรียกว่าตัวรับ อะตอมที่มีคู่อิเล็กตรอน เช่น N, O, P, S ทำหน้าที่เป็นผู้บริจาคคู่อิเล็กตรอน

ตัวอย่างเช่น ตามกลไกของผู้บริจาค-ผู้รับ การก่อตัวของโควาเลนต์ที่สี่ การเชื่อมต่อ NHในแอมโมเนียมไอออนบวก NH 4 +:

นอกจากขั้วแล้ว พันธะโควาเลนต์ยังมีลักษณะเฉพาะด้วยพลังงานอีกด้วย พลังงานพันธะคือพลังงานขั้นต่ำที่จำเป็นในการทำลายพันธะระหว่างอะตอม

พลังงานยึดเหนี่ยวจะลดลงเมื่อรัศมีของอะตอมที่ถูกพันธะเพิ่มขึ้น เนื่องจากเรารู้ว่ารัศมีอะตอมเพิ่มขึ้นตามกลุ่มย่อย เราสามารถสรุปได้ว่าความแข็งแรงของพันธะฮาโลเจน-ไฮโดรเจนเพิ่มขึ้นตามลำดับ:

สวัสดี< HBr < HCl < HF

นอกจากนี้ พลังงานของพันธะยังขึ้นอยู่กับหลายหลากของมัน ยิ่งพันธะหลายหลากมากเท่าใด พลังงานก็จะยิ่งมากขึ้นเท่านั้น ความหลากหลายของพันธะหมายถึงจำนวนคู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันระหว่างสองอะตอม

พันธะไอออนิก

พันธะไอออนิกถือได้ว่าเป็นกรณีที่รุนแรงของพันธะโควาเลนต์มีขั้ว หากในพันธะโควาเลนต์-ขั้ว คู่อิเล็กตรอนทั่วไปถูกเลื่อนบางส่วนไปยังอะตอมคู่ใดคู่หนึ่ง ดังนั้นในพันธะไอออนิก มันจะ "มอบ" ให้กับอะตอมตัวใดตัวหนึ่งเกือบทั้งหมด อะตอมที่บริจาคอิเล็กตรอนจะได้รับประจุบวกและกลายเป็น ไอออนบวกและอะตอมที่ดึงอิเล็กตรอนออกมาจะมีประจุลบและกลายเป็น ประจุลบ.

ดังนั้นพันธะไอออนิกจึงเป็นพันธะที่เกิดขึ้นจากการดึงดูดไฟฟ้าสถิตของแคตไอออนต่อแอนไอออน

การก่อตัวของพันธะประเภทนี้เป็นเรื่องปกติในระหว่างปฏิกิริยาระหว่างอะตอมของโลหะทั่วไปและอโลหะทั่วไป

ตัวอย่างเช่น โพแทสเซียมฟลูออไรด์ โพแทสเซียมไอออนเกิดขึ้นจากการกำจัดอิเล็กตรอนหนึ่งตัวออกจากอะตอมที่เป็นกลาง และไอออนของฟลูออรีนนั้นเกิดจากการเติมอิเล็กตรอนหนึ่งตัวเข้าไปในอะตอมของฟลูออรีน:

แรงดึงดูดไฟฟ้าสถิตเกิดขึ้นระหว่างไอออนที่เกิดขึ้น ทำให้เกิดสารประกอบไอออนิก

เมื่อเกิดพันธะเคมี อิเล็กตรอนจากอะตอมโซเดียมจะผ่านไปยังอะตอมของคลอรีนและไอออนที่มีประจุตรงข้ามกันจะเกิดขึ้น ซึ่งมีระดับพลังงานภายนอกที่สมบูรณ์

เป็นที่ยอมรับกันว่าอิเล็กตรอนจากอะตอมของโลหะไม่ได้ถูกแยกออกจากกันอย่างสมบูรณ์ แต่จะถูกเลื่อนไปทางอะตอมของคลอรีนเท่านั้น เช่นเดียวกับในพันธะโควาเลนต์

สารประกอบไบนารีส่วนใหญ่ที่มีอะตอมของโลหะเป็นไอออนิก ตัวอย่างเช่น ออกไซด์ เฮไลด์ ซัลไฟด์ ไนไตรด์

พันธะไอออนิกยังเกิดขึ้นระหว่างแคตไอออนเชิงเดี่ยวกับแอนไอออนเชิงซ้อน (F −, Cl −, S 2-) เช่นเดียวกับระหว่างแคตไอออนเชิงซ้อนกับแอนไอออนเชิงซ้อน (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −) ดังนั้นสารประกอบไอออนิกจึงประกอบด้วยเกลือและเบส (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH)

การเชื่อมต่อโลหะ

พันธะประเภทนี้ก่อตัวขึ้นในโลหะ

อะตอมของโลหะทุกชนิดมีอิเล็กตรอนอยู่ในชั้นอิเล็กตรอนชั้นนอกซึ่งมีพลังงานยึดเหนี่ยวกับนิวเคลียสของอะตอมต่ำ สำหรับโลหะส่วนใหญ่ กระบวนการสูญเสียอิเล็กตรอนภายนอกเป็นไปในทางที่ดี

เนื่องจากปฏิสัมพันธ์ที่อ่อนแอกับนิวเคลียส อิเล็กตรอนเหล่านี้ในโลหะจึงเคลื่อนที่ได้มากและกระบวนการต่อไปนี้เกิดขึ้นอย่างต่อเนื่องในผลึกโลหะแต่ละอัน:

M 0 - ne - = M n + โดยที่ M 0 เป็นอะตอมของโลหะที่เป็นกลาง และ M n + เป็นไอออนบวกของโลหะชนิดเดียวกัน รูปด้านล่างแสดงภาพประกอบของกระบวนการที่เกิดขึ้น

นั่นคืออิเล็กตรอนจะ "พุ่ง" ข้ามผลึกโลหะ โดยแยกออกจากอะตอมของโลหะหนึ่ง ก่อตัวเป็นไอออนบวกจากนั้นไปรวมตัวกับไอออนบวกอีกตัวหนึ่ง ก่อตัวเป็นอะตอมที่เป็นกลาง ปรากฏการณ์นี้เรียกว่า "ลมอิเล็กตรอน" และการรวมตัวกันของอิเล็กตรอนอิสระในผลึกของอะตอมที่ไม่ใช่โลหะเรียกว่า "ก๊าซอิเล็กตรอน" ปฏิสัมพันธ์ระหว่างอะตอมของโลหะประเภทนี้เรียกว่าพันธะโลหะ

พันธะไฮโดรเจน

ถ้าอะตอมไฮโดรเจนในสารถูกสร้างพันธะกับองค์ประกอบที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวีตี้สูง (ไนโตรเจน ออกซิเจน หรือฟลูออรีน) สารนั้นจะมีลักษณะเป็นปรากฏการณ์ที่เรียกว่าพันธะไฮโดรเจน

เนื่องจากอะตอมไฮโดรเจนถูกพันธะกับอะตอมที่มีอิเลคโตรเนกาติวิตี ประจุบวกบางส่วนจึงเกิดขึ้นบนอะตอมไฮโดรเจน และประจุลบบางส่วนจะเกิดขึ้นบนอะตอมของธาตุอิเล็กโตรเนกาติตี ในเรื่องนี้ แรงดึงดูดของไฟฟ้าสถิตเกิดขึ้นได้ระหว่างอะตอมไฮโดรเจนที่มีประจุบวกบางส่วนของโมเลกุลหนึ่งกับอะตอมของอีกโมเลกุลหนึ่ง ตัวอย่างเช่น สังเกตพันธะไฮโดรเจนสำหรับโมเลกุลของน้ำ:

มันคือพันธะไฮโดรเจนที่อธิบายความผิดปกติ ความร้อนน้ำละลาย นอกจากน้ำแล้ว พันธะไฮโดรเจนที่แข็งแกร่งยังเกิดขึ้นในสารต่างๆ เช่น ไฮโดรเจนฟลูออไรด์ แอมโมเนีย กรดที่มีออกซิเจน ฟีนอล แอลกอฮอล์ และเอมีน

พันธะเคมี ประเภทของพันธะเคมี: โควาเลนต์, ไอออนิก, โลหะ, ไฮโดรเจน

พันธะเคมี

หลักคำสอนเรื่องพันธะเคมีเป็นประเด็นสำคัญของเคมีสมัยใหม่ หากไม่มีมันก็เป็นไปไม่ได้ที่จะเข้าใจสาเหตุของความหลากหลายของสารประกอบเคมีกลไกของการก่อตัวโครงสร้างและปฏิกิริยา

สารที่เกิดขึ้นตามธรรมชาติและประดิษฐ์ขึ้นภายใต้สภาวะปกติส่วนใหญ่ไม่มีอะตอมเดี่ยวในสถานะที่ไม่ยึดติดทางเคมี ข้อยกเว้นเพียงอย่างเดียวคือก๊าซมีตระกูล ในสารอื่นๆ อะตอมเป็นส่วนหนึ่งของโมเลกุลของสารเหล่านี้หรือก่อตัวเป็นโครงตาข่ายคริสตัล ความสามารถของอะตอมในการสร้างพันธะซึ่งกันและกันจะเป็นตัวกำหนดสารเคมีหลายชนิดที่มีองค์ประกอบทางเคมีเป็นส่วนประกอบจำนวนค่อนข้างน้อย

สาเหตุของการก่อตัวของพันธะเคมีระหว่างอะตอมสามารถค้นหาได้ในธรรมชาติของไฟฟ้าสถิตของอะตอมนั่นเอง เนื่องจากการมีอยู่ของประจุไฟฟ้าในอะตอมที่แยกจากกันเชิงพื้นที่ ปฏิกิริยาระหว่างไฟฟ้าสถิตจึงอาจเกิดขึ้นได้ระหว่างอะตอมต่างๆ ที่สามารถยึดอะตอมเหล่านี้ไว้ด้วยกันได้

เมื่อพันธะเคมีเกิดขึ้น การกระจายตัวในอวกาศของความหนาแน่นของอิเล็กตรอนซึ่งเริ่มแรกเป็นของอะตอมต่างๆ จะเกิดขึ้น เนื่องจากอิเล็กตรอนในระดับชั้นนอกจับกับนิวเคลียสอย่างแน่นหนาน้อยที่สุด อิเล็กตรอนเหล่านี้จึงมีบทบาทสำคัญในการสร้างพันธะเคมี จำนวนพันธะเคมีที่เกิดจากอะตอมที่กำหนดในสารประกอบเรียกว่าวาเลนซี ด้วยเหตุนี้อิเล็กตรอนระดับชั้นนอกจึงเรียกว่าเวเลนซ์อิเล็กตรอน

จากมุมมองของพลังงาน อะตอมที่เสถียรที่สุดคืออะตอมที่มีระดับภายนอกที่สมบูรณ์ (ยิ่งอิเล็กตรอนอยู่ในระดับนี้มากเท่าไร อะตอมก็จะยิ่งจับกับนิวเคลียสมากขึ้นเท่านั้น อย่าลืมกฎของคูลอมบ์) ดังนั้นก๊าซมีตระกูลภายใต้สภาวะปกติจึงอยู่ในสถานะเฉื่อยทางเคมี

ก๊าซโมเลกุลเดี่ยว ด้วยเหตุผลเดียวกัน อะตอมที่มีระดับภายนอกที่ไม่สมบูรณ์มักจะทำให้ระดับนั้นสมบูรณ์ รูปแบบนี้เป็นพื้นฐานของทฤษฎีการสร้างพันธะเคมีในรูปแบบของตำแหน่งที่กำหนดโดย W. Kossel และ G. Lewis:

จากมุมมอง ทฤษฎีสมัยใหม่พันธะเคมี มีหลายวิธีที่เป็นไปได้ในการสร้างการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่เสถียรและมีพลัง วิธีการเหล่านี้นำไปสู่การก่อตัวของโครงสร้างต่างๆ ดังนั้น จึงแยกความแตกต่างระหว่างพันธะโควาเลนต์ (ตัวแลกเปลี่ยนและตัวรับผู้บริจาค) และพันธะไอออนิก ต่อไป เราจะพิจารณาการสื่อสารแต่ละประเภทแยกกัน

กลไกการเกิดพันธะโควาเลนต์: การแลกเปลี่ยนและตัวรับผู้บริจาค

เป็นที่ทราบกันดีว่าอโลหะมีปฏิกิริยาซึ่งกันและกัน ให้เราพิจารณากลไกการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์โดยใช้ตัวอย่างการก่อตัวของโมเลกุลไฮโดรเจน:

H+H=H 2 DH=-436 กิโลจูล/โมล

ลองจินตนาการว่าเรามีอะตอมไฮโดรเจนสองอะตอมที่แยกออกจากกัน นิวเคลียสของอะตอมไฮโดรเจนอิสระแต่ละอะตอมถูกล้อมรอบด้วยเมฆอิเล็กตรอนสมมาตรทรงกลมซึ่งเกิดจากอิเล็กตรอนขนาด 1s (ดูรูปที่ 5) เมื่ออะตอมเข้ามาใกล้

ที่ระยะหนึ่งจะเกิดการทับซ้อนกันบางส่วนของเปลือกอิเล็กตรอน (ออร์บิทัล) (รูปที่ 6)

เป็นผลให้เมฆโมเลกุลสองอิเล็กตรอนปรากฏขึ้นระหว่างศูนย์กลางของนิวเคลียสทั้งสอง ซึ่งมีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนสูงสุดในช่องว่างระหว่างนิวเคลียส ความหนาแน่นของประจุลบที่เพิ่มขึ้น" ส่งผลให้แรงดึงดูดระหว่างนิวเคลียสและเมฆโมเลกุลเพิ่มขึ้นอย่างมาก

ดังนั้นพันธะโควาเลนต์จึงเกิดขึ้นจากการทับซ้อนกันของเมฆอิเล็กตรอนของอะตอมพร้อมกับการปล่อยพลังงาน หากระยะห่างระหว่างนิวเคลียสของอะตอมไฮโดรเจนเข้าใกล้ก่อนสัมผัสคือ 0.106 นาโนเมตร ดังนั้นหลังจากเมฆอิเล็กตรอนทับซ้อนกัน (การก่อตัวของโมเลกุล H 2) ระยะนี้คือ 0.074 นาโนเมตร (รูปที่ 6) โดยปกติแล้ว เมฆอิเล็กตรอนที่ทับซ้อนกันมากที่สุดจะเกิดขึ้นตามแนวเส้นที่เชื่อมนิวเคลียสของอะตอมทั้งสอง ยิ่งการทับซ้อนกันของออร์บิทัลของอิเล็กตรอนแข็งแกร่งเท่าใด พันธะเคมีก็จะยิ่งแข็งแกร่งเท่านั้น อันเป็นผลมาจากการก่อตัวของพันธะเคมีระหว่างอะตอมไฮโดรเจนสองอะตอม แต่ละอะตอมจึงไปถึงการจัดเรียงอิเล็กตรอนของอะตอมก๊าซมีตระกูล

พันธะเคมีมักจะแสดงในรูปแบบต่างๆ:

1) การใช้อิเล็กตรอนในรูปจุดวางที่สัญลักษณ์ทางเคมีของธาตุ จากนั้นแผนภาพสามารถแสดงการก่อตัวของโมเลกุลไฮโดรเจนได้:

เอช + เอช®เอช:เอช

2) การใช้เซลล์ควอนตัม (Hund cells) เช่นการวางอิเล็กตรอนสองตัวที่มีการหมุนตรงข้ามกันในเซลล์ควอนตัมโมเลกุลเดียว:

แผนภาพด้านซ้ายแสดงให้เห็นว่าระดับพลังงานโมเลกุลต่ำกว่าระดับอะตอมดั้งเดิม ซึ่งหมายความว่าสถานะโมเลกุลของสสารมีความเสถียรมากกว่าสถานะอะตอม

3) บ่อยครั้ง โดยเฉพาะอย่างยิ่งในเคมีอินทรีย์ พันธะโควาเลนต์จะแสดงด้วยเส้นประ (ไพรม์) (เช่น H-H) ซึ่งเป็นสัญลักษณ์ของอิเล็กตรอนคู่หนึ่ง

พันธะโควาเลนต์ในโมเลกุลคลอรีนยังกระทำโดยใช้อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันสองตัวหรือคู่อิเล็กตรอน:

อย่างที่เห็น แต่ละอะตอมของคลอรีนมีสามอะตอม ไม่แชร์คู่รักและโสด ไม่ได้จับคู่อิเล็กตรอน. การก่อตัวของพันธะเคมีเกิดขึ้นเนื่องจากอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่ของแต่ละอะตอม อิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่จะเกิดพันธะเป็นคู่ที่ใช้ร่วมกันของอิเล็กตรอนหรือที่เรียกว่าคู่ที่ใช้ร่วมกัน

หากมีพันธะโควาเลนต์ (คู่อิเล็กตรอนร่วมหนึ่งคู่) เกิดขึ้นระหว่างอะตอม ก็จะเรียกว่าพันธะนั้น เดี่ยว;ถ้ามากกว่านั้น หลายรายการ(คู่อิเล็กตรอนร่วมสองคู่) สามเท่า(คู่อิเล็กตรอนร่วมสามคู่)

พันธะเดี่ยวแสดงด้วยเส้นประหนึ่งเส้น (ไพรม์) พันธะคู่ด้วยสอง และพันธะสามด้วยสาม เส้นประระหว่างอะตอมทั้งสองแสดงให้เห็นว่าพวกมันมีคู่อิเล็กตรอนร่วมกันซึ่งเป็นผลมาจากพันธะเคมีที่เกิดขึ้น การใช้เส้นประดังกล่าวจะแสดงลำดับการเชื่อมต่อของอะตอมในโมเลกุล (ดู§3)

ดังนั้น ในโมเลกุลของคลอรีน แต่ละอะตอมจะมีอิเล็กตรอน 8 ตัวในระดับภายนอกที่สมบูรณ์ (ส 2 หน้า 6)ยิ่งไปกว่านั้น สองตัว (คู่อิเล็กตรอน) อยู่ในอะตอมทั้งสองเท่า ๆ กัน

พันธะในโมเลกุลออกซิเจน O2 นั้นแตกต่างออกไปบ้าง มีการทดลองแล้วว่าออกซิเจนเป็นสารพาราแมกเนติก (ถูกดึงเข้าไปในสนามแม่เหล็ก) โมเลกุลของมันมีอิเล็กตรอนสองตัวที่ไม่มีการจับคู่ โครงสร้างของโมเลกุลนี้สามารถอธิบายได้ดังนี้:

ยังไม่พบวิธีแก้ปัญหาที่ชัดเจนในการอธิบายโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของโมเลกุลออกซิเจน อย่างไรก็ตาม ไม่สามารถอธิบายได้เช่นนี้:

ในโมเลกุลไนโตรเจน N2 อะตอมมีคู่อิเล็กตรอนร่วมกันสามคู่:

เห็นได้ชัดว่าโมเลกุลไนโตรเจนแข็งแกร่งกว่าโมเลกุลออกซิเจนหรือคลอรีน ซึ่งอธิบายความเฉื่อยที่สำคัญของไนโตรเจนในปฏิกิริยาเคมี

พันธะเคมีที่เกิดจากคู่อิเล็กตรอนเรียกว่าโควาเลนต์ นี่คือพันธะสองอิเล็กตรอนและสองศูนย์กลาง (ยึดนิวเคลียสสองตัว) สารประกอบที่มีพันธะโควาเลนต์เรียกว่าโฮมีโอโพลาร์หรืออะตอม

พันธะโควาเลนต์มีสองประเภท: ไม่มีขั้วและขั้ว ,

เมื่อไร โคเวเลนต์ไม่มีขั้วการสื่อสาร เมฆอิเล็กตรอนที่เกิดจากคู่อิเล็กตรอนทั่วไปหรือเมฆสื่อสารอิเล็กตรอน มีการกระจายในอวกาศอย่างสมมาตรสัมพันธ์กับนิวเคลียสของอะตอมทั้งสอง ตัวอย่างคือโมเลกุลไดอะตอมมิกที่ประกอบด้วยอะตอมขององค์ประกอบเดียว: H 2 Cl 2, O 2, N 2, F 2 เป็นต้น ซึ่งคู่อิเล็กตรอนมีความเท่าเทียมกันของทั้งสองอะตอม

เมื่อไร พันธะโควาเลนต์ขั้วโลกเมฆพันธะอิเล็กตรอนมีอคติต่ออะตอมที่มีค่าอิเลคโตรเนกาติวีตี้สัมพัทธ์สูงกว่า (ดู§6.3.4) ตัวอย่างคือโมเลกุลของสารประกอบอนินทรีย์ระเหย: HC1, H2O, H2S, NH3 เป็นต้น

การก่อตัวของโมเลกุล HC1 สามารถแสดงได้ด้วยแผนภาพต่อไปนี้:

คู่อิเล็กตรอนถูกเลื่อนไปทางอะตอมของคลอรีน เนื่องจากอิเล็กโตรเนกาติวีตี้สัมพัทธ์ของอะตอมของคลอรีน (2.83) มากกว่าของอะตอมไฮโดรเจน (2.1)

พันธะโควาเลนต์เกิดขึ้นไม่เพียงแต่เกิดจากการทับซ้อนกันของเมฆอิเล็กตรอนหนึ่งตัวเท่านั้น แต่ยังเกิดจากการทับซ้อนกันอีกด้วย กลไกการแลกเปลี่ยนการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์

กลไกที่เป็นไปได้อีกประการหนึ่งสำหรับการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์ก็คือ ผู้บริจาคผู้รับในกรณีนี้ พันธะเคมีเกิดขึ้นเนื่องจากเมฆสองอิเล็กตรอนของอะตอมหนึ่งและวงโคจรอิสระของอีกอะตอมหนึ่ง ให้เราพิจารณาเป็นตัวอย่างกลไกการก่อตัวของแอมโมเนียมไอออน NH + 4 ในโมเลกุลแอมโมเนีย อะตอมไนโตรเจนมีอิเล็กตรอนคู่เดียว (อิเล็กตรอนสองตัว)

คลาวด์ใหม่):

ไฮโดรเจนไอออนมี 1s- อิสระ (ไม่ได้เติม)

วงโคจรซึ่งสามารถกำหนดได้ดังนี้: H + เมื่อแอมโมเนียมไอออนก่อตัวขึ้น เมฆไนโตรเจนสองอิเล็กตรอนจะพบเห็นได้ทั่วไปในอะตอมของไนโตรเจนและไฮโดรเจน กล่าวคือ มันกลายเป็นเมฆโมเลกุลอิเล็กตรอน ซึ่งหมายความว่ามีพันธะโควาเลนต์ที่สี่ปรากฏขึ้น กระบวนการก่อตัวของแอมโมเนียมไอออนสามารถแสดงได้ด้วยแผนภาพ:

ประจุของไฮโดรเจนไอออนกลายเป็นเรื่องปกติ (ถูกแยกส่วน กล่าวคือ กระจายตัวระหว่างอะตอมทั้งหมด) และเมฆสองอิเล็กตรอน (คู่อิเล็กตรอนเดี่ยว) ที่เป็นของไนโตรเจนจะกลายเป็นเรื่องธรรมดากับไฮโดรเจน ในไดอะแกรม รูปภาพของเซลล์มักจะถูกละเว้น

อะตอมที่ให้อิเล็กตรอนคู่เดียวเรียกว่า ผู้บริจาคและอะตอมที่ยอมรับมัน (เช่น ให้ออร์บิทัลอิสระ) จะถูกเรียกว่า ผู้ยอมรับ

อย่างไรก็ตาม นี่ไม่ใช่พันธะชนิดพิเศษ แต่เป็นเพียงกลไก (วิธีการ) ที่แตกต่างกันสำหรับการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์ คุณสมบัติของพันธะ N-H ตัวที่สี่ในแอมโมเนียมไอออนไม่แตกต่างจากพันธะอื่น

การเชื่อมต่อโลหะ

อะตอมของโลหะส่วนใหญ่มีอิเล็กตรอนจำนวนเล็กน้อยที่ระดับพลังงานภายนอก ดังนั้น ธาตุ 16 ตัวประกอบด้วยอิเล็กตรอนตัวละ 1 ตัว ธาตุ 58 ตัวประกอบด้วยอิเล็กตรอน 2 ตัว ธาตุ 4 ตัวมีอิเล็กตรอน 3 ตัว และมีเพียง Pd เท่านั้นที่ไม่มีเลย อะตอมขององค์ประกอบ Ge, Sn และ Pb มีอิเล็กตรอน 4 ตัวที่ระดับด้านนอก, Sb และ Bi - 5, Po - 6 แต่องค์ประกอบเหล่านี้ไม่ใช่โลหะที่มีลักษณะเฉพาะ

ธาตุโลหะก่อตัวเป็นสารธรรมดา - โลหะ ภายใต้สภาวะปกติ สารเหล่านี้เป็นสารที่เป็นผลึก (ยกเว้นปรอท) ในรูป รูปที่ 7 แสดงแผนภาพของโครงตาข่ายโซเดียมคริสตัล อย่างที่คุณเห็น โซเดียมแต่ละอะตอมล้อมรอบด้วยแปดอะตอมที่อยู่ใกล้เคียง ให้เราพิจารณาธรรมชาติของพันธะเคมีในโลหะโดยใช้โซเดียมเป็นตัวอย่าง

อะตอมโซเดียมก็เหมือนกับโลหะอื่นๆ ที่มีเวเลนซ์ออร์บิทัลมากเกินไปและมีการขาดอิเล็กตรอน ดังนั้น วาเลนซ์อิเล็กตรอน (3s 1) สามารถครอบครองหนึ่งในเก้าออร์บิทัลอิสระ - 3s (หนึ่ง), 3p (สาม) และ 3d (ห้า) เมื่ออะตอมมารวมตัวกันอันเป็นผลมาจากการก่อตัว

เมื่อเปลี่ยนโครงตาข่ายคริสตัล วงโคจรของวาเลนซ์ของอะตอมข้างเคียงจะทับซ้อนกัน เนื่องจากอิเล็กตรอนเคลื่อนที่อย่างอิสระจากวงโคจรหนึ่งไปอีกวงหนึ่ง ทำให้เกิดพันธะระหว่าง ทุกคนอะตอมของผลึกโลหะ พันธะเคมีชนิดนี้เรียกว่า การเชื่อมต่อโลหะ

พันธะโลหะเกิดขึ้นจากองค์ประกอบที่อะตอมที่ระดับภายนอกมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนน้อย เมื่อเทียบกับจำนวนออร์บิทัลด้านนอกทั้งหมดที่อยู่ใกล้กันอย่างมีพลัง และเนื่องจากพลังงานไอออไนเซชันต่ำ อิเล็กตรอนของวาเลนซ์จึงถูกกักเก็บไว้ในอะตอมอย่างอ่อน พันธะเคมีในผลึกโลหะมีการแยกส่วนอย่างมาก เช่น อิเล็กตรอนที่ทำหน้าที่สื่อสารจะถูกรวมเข้าสังคม (“แก๊สอิเล็กตรอน”) และเคลื่อนที่ไปทั่วชิ้นส่วนโลหะ ซึ่งโดยทั่วไปจะมีสภาพเป็นกลางทางไฟฟ้า

พันธะโลหะเป็นลักษณะของโลหะในสถานะของแข็งและของเหลว นี่คือคุณสมบัติของมวลรวมของอะตอมที่อยู่ใกล้กัน อย่างไรก็ตาม ในสถานะไอ อะตอมของโลหะก็เหมือนกับสสารอื่นๆ ที่เชื่อมต่อถึงกันด้วยพันธะโควาเลนต์ คู่โลหะประกอบด้วยแต่ละโมเลกุล (monatomic และ diatomic) ความแข็งแรงของพันธะในคริสตัลมีค่ามากกว่าในโมเลกุลของโลหะ ดังนั้นกระบวนการก่อตัวของผลึกโลหะจึงเกิดขึ้นพร้อมกับการปล่อยพลังงาน

พันธะโลหะมีความคล้ายคลึงกับพันธะโควาเลนต์บางประการ เนื่องจากขึ้นอยู่กับการแบ่งปันเวเลนซ์อิเล็กตรอนด้วย อย่างไรก็ตาม อิเล็กตรอนที่ทำพันธะโควาเลนต์จะอยู่ใกล้กับอะตอมที่ถูกพันธะและผูกพันกับพวกมันอย่างแน่นหนา อิเล็กตรอนที่ทำพันธะโลหะจะเคลื่อนที่อย่างอิสระทั่วทั้งคริสตัลและเป็นของอะตอมทั้งหมด นั่นคือเหตุผลว่าทำไมผลึกที่มีพันธะโควาเลนต์จึงเปราะ ในขณะที่ผลึกที่มีพันธะโลหะจะมีความเหนียว เช่น เมื่อถูกตีจะเปลี่ยนรูปร่าง ถูกรีดเป็นแผ่นบางๆ และดึงเป็นลวด

พันธะโลหะอธิบาย คุณสมบัติทางกายภาพโลหะ

พันธะไฮโดรเจน

พันธะไฮโดรเจนเป็นพันธะเคมีชนิดหนึ่ง อาจเป็นระหว่างโมเลกุลและภายในโมเลกุล

พันธะไฮโดรเจนระหว่างโมเลกุลเกิดขึ้นระหว่างโมเลกุลที่ประกอบด้วยไฮโดรเจนและองค์ประกอบที่มีอิเล็กโตรเนกาติตีอย่างแรง เช่น ฟลูออรีน ออกซิเจน ไนโตรเจน และคลอรีนและซัลเฟอร์ที่ไม่ค่อยพบบ่อยนัก เนื่องจากในโมเลกุลดังกล่าว คู่อิเล็กตรอนทั่วไปจะถูกเปลี่ยนอย่างมากจากไฮโดรเจนไปเป็นอะตอมขององค์ประกอบอิเล็กโทรเนกาติตี และ

เนื่องจากประจุบวกของไฮโดรเจนกระจุกตัวอยู่ในปริมาตรเล็กน้อย โปรตอนจึงมีปฏิกิริยากับคู่อิเล็กตรอนเดี่ยวของอะตอมหรือไอออนอื่นร่วมกัน เป็นผลให้เกิดพันธะที่สองที่อ่อนแอกว่าเรียกว่า ไฮโดรเจน

ก่อนหน้านี้ พันธะไฮโดรเจนลดลงเหลือแรงดึงดูดไฟฟ้าสถิตระหว่างโปรตอนกับกลุ่มขั้วอื่น แต่ควรจะถูกต้องมากกว่าหากพิจารณาว่าปฏิสัมพันธ์ระหว่างผู้บริจาคและผู้รับก็มีส่วนช่วยในการสร้างมันด้วย การเชื่อมต่อนี้มีลักษณะเฉพาะด้วยทิศทางในอวกาศและความอิ่มตัว

โดยทั่วไปแล้ว พันธะไฮโดรเจนจะถูกระบุด้วยจุด และบ่งชี้ว่าพันธะนั้นอ่อนกว่าพันธะโควาเลนต์มาก (ประมาณ 15-20 เท่า) อย่างไรก็ตามมีหน้าที่รับผิดชอบในการเชื่อมโยงของโมเลกุล ตัวอย่างเช่นการก่อตัวของไดเมอร์ (ในสถานะของเหลวจะเสถียรที่สุด) ของน้ำและกรดอะซิติกสามารถแสดงได้ด้วยรูปแบบต่อไปนี้:

ดังที่เห็นได้จากตัวอย่างเหล่านี้ น้ำ 2 โมเลกุล และในกรณีของกรดอะซิติก กรด 2 โมเลกุลจะถูกรวมเข้าด้วยกันผ่านพันธะไฮโดรเจนเพื่อสร้างโครงสร้างแบบวัฏจักร

พันธะไฮโดรเจนส่งผลต่อคุณสมบัติของสารหลายชนิด ดังนั้นด้วยพันธะไฮโดรเจนไฮโดรเจนฟลูออไรด์จึงมีอยู่ในสถานะของเหลว (ต่ำกว่า 19.5 C) ภายใต้สภาวะปกติและมีโมเลกุลขององค์ประกอบตั้งแต่ H 2 F 2 ถึง H 6 F 6 เนื่องจากพันธะไฮโดรเจนทำให้เกิดไฮโดรไดฟลูออไรด์ไอออน HF 2:

f - + h-f®f - h-f ® hf - 2

ซึ่งเป็นส่วนหนึ่งของเกลือ - ไฮโดรฟลูออไรด์ (KHF 2 - โพแทสเซียมไฮโดรดิฟลูออไรด์, NH 4 HF 2 - แอมโมเนียมไฮโดรดิฟลูออไรด์)

การมีอยู่ของพันธะไฮโดรเจนอธิบายจุดเดือดของน้ำที่สูงขึ้น (100° C) เมื่อเปรียบเทียบกับสารประกอบไฮโดรเจนขององค์ประกอบของกลุ่มย่อยออกซิเจน (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) ในกรณีของน้ำ ต้องใช้พลังงานเพิ่มเติมเพื่อทำลายพันธะไฮโดรเจน

พันธะไฮโดรเจนพบได้ทั่วไปในโมเลกุลของโปรตีน กรดนิวคลีอิก และสารประกอบที่สำคัญทางชีวภาพอื่นๆ ดังนั้นพันธะเหล่านี้จึงมีบทบาทสำคัญในทางเคมีของกระบวนการชีวิต

ดังที่ได้กล่าวไปแล้ว คู่อิเล็กตรอนทั่วไปที่สร้างพันธะโควาเลนต์สามารถเกิดขึ้นได้เนื่องจากมีอิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่อยู่ในอะตอมที่มีปฏิกิริยาโต้ตอบแบบไม่มีการกระตุ้น สิ่งนี้เกิดขึ้นระหว่างการก่อตัวของโมเลกุลเช่น H2, HC1, Cl2 ที่นี่แต่ละอะตอมมีอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่หนึ่งตัว เมื่ออะตอมทั้งสองมีปฏิสัมพันธ์กัน คู่อิเล็กตรอนร่วมจะถูกสร้างขึ้น - พันธะโควาเลนต์เกิดขึ้น

อะตอมไนโตรเจนที่ไม่ถูกกระตุ้นจะมีอิเล็กตรอน 3 ตัวที่ไม่ถูกจับคู่:

ด้วยเหตุนี้ เนื่องจากอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่ อะตอมไนโตรเจนจึงสามารถมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์สามพันธะได้ นี่คือสิ่งที่เกิดขึ้น เช่น ในโมเลกุล N2 หรือ NH3 ซึ่งค่าโควาเลนต์ของไนโตรเจนคือ 3

อย่างไรก็ตาม จำนวนพันธะโควาเลนต์อาจมากกว่าจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่สำหรับอะตอมที่ไม่ได้รับการกระตุ้น ดังนั้นในสภาวะปกติ ชั้นอิเล็กทรอนิกส์ด้านนอกของอะตอมคาร์บอนจึงมีโครงสร้างที่แสดงไว้ในแผนภาพ:

เนื่องจากอะตอมของคาร์บอนมีอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่จึงสามารถสร้างพันธะโควาเลนต์ได้สองตัว ในขณะเดียวกัน คาร์บอนมีลักษณะเป็นสารประกอบซึ่งแต่ละอะตอมเชื่อมต่อกับอะตอมข้างเคียงด้วยพันธะโควาเลนต์ 4 ตัว (เช่น CO 2, CH 4 เป็นต้น) สิ่งนี้เป็นไปได้เนื่องจากการใช้พลังงานบางส่วนที่อิเล็กตรอน 2x ตัวใดตัวหนึ่งในอะตอมสามารถถ่ายโอนไปยังระดับย่อย 2 ได้ รเป็นผลให้อะตอมเข้าสู่สภาวะตื่นเต้น และจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่เพิ่มขึ้น กระบวนการกระตุ้นดังกล่าวพร้อมกับ "การจับคู่" ของอิเล็กตรอนสามารถแสดงได้ด้วยแผนภาพต่อไปนี้ซึ่งสถานะที่ตื่นเต้นจะถูกทำเครื่องหมายด้วยเครื่องหมายดอกจันถัดจากสัญลักษณ์องค์ประกอบ:

ขณะนี้มีอิเล็กตรอนที่ไม่ได้จับคู่สี่ตัวในชั้นอิเล็กตรอนด้านนอกของอะตอมคาร์บอน ดังนั้นอะตอมของคาร์บอนที่ถูกกระตุ้นจึงสามารถมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์สี่พันธะได้ ในกรณีนี้ การเพิ่มขึ้นของจำนวนพันธะโควาเลนต์ที่สร้างขึ้นจะมาพร้อมกับการปลดปล่อยพลังงานมากกว่าที่ใช้ในการถ่ายโอนอะตอมไปสู่สถานะที่ตื่นเต้น

หากการกระตุ้นของอะตอมซึ่งนำไปสู่การเพิ่มจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่ได้จับคู่นั้นสัมพันธ์กับต้นทุนพลังงานที่มีขนาดใหญ่มาก ต้นทุนเหล่านี้จะไม่ได้รับการชดเชยด้วยพลังงานของการก่อตัวของพันธะใหม่ จากนั้นกระบวนการดังกล่าวโดยรวมกลับกลายเป็นว่าไม่เอื้ออำนวยอย่างกระตือรือร้น ดังนั้นอะตอมของออกซิเจนและฟลูออรีนจึงไม่มีวงโคจรอิสระในชั้นอิเล็กตรอนด้านนอก:

ในที่นี้ การเพิ่มจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่สามารถทำได้โดยการถ่ายโอนอิเล็กตรอนตัวหนึ่งไปยังระดับพลังงานถัดไปเท่านั้น กล่าวคือ ในรัฐ 3 วินาทีอย่างไรก็ตาม การเปลี่ยนแปลงดังกล่าวเกี่ยวข้องกับค่าใช้จ่ายด้านพลังงานจำนวนมาก ซึ่งพลังงานที่ปล่อยออกมาจะไม่ครอบคลุมเมื่อมีพันธะใหม่เกิดขึ้น ดังนั้นเนื่องจากอิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่ อะตอมออกซิเจนจึงสามารถสร้างพันธะโควาเลนต์ได้ไม่เกิน 2 พันธะ และอะตอมของฟลูออรีนสามารถก่อตัวได้เพียงพันธะเดียว แท้จริงแล้ว องค์ประกอบเหล่านี้มีลักษณะพิเศษคือค่าโควาเลนซีคงที่เท่ากับ 2 สำหรับออกซิเจนและอีก 1 สำหรับฟลูออรีน

อะตอมของธาตุในช่วงที่สามและช่วงถัดๆ ไปจะมี “ระดับย่อย i” ในชั้นอิเล็กทรอนิกส์ชั้นนอก ซึ่งพวกมันสามารถเปลี่ยนผ่านได้เมื่อมีการกระตุ้น ส-และพีอิเล็กตรอนของชั้นนอก ดังนั้นโอกาสเพิ่มเติมจึงเกิดขึ้นที่นี่ในการเพิ่มจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่ ดังนั้นอะตอมของคลอรีนซึ่งอยู่ในสถานะที่ไม่ถูกกระตุ้นจะมีอิเล็กตรอนที่ไม่ได้รับการจับคู่หนึ่งตัว

สามารถถ่ายโอนไปยังสถานะตื่นเต้น (ES) โดยใช้พลังงานบางส่วนซึ่งมีลักษณะของอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่สาม, ห้าหรือเจ็ดตัว:

ดังนั้น ไม่เหมือนกับอะตอมฟลูออรีนตรงที่อะตอมของคลอรีนสามารถมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์ได้ไม่เพียงแค่หนึ่งเท่านั้น แต่ยังมีพันธะโควาเลนต์สาม, ห้าหรือเจ็ดพันธะด้วย ดังนั้นในกรดคลอรัส HClO 2 ค่าโควาเลนต์ของคลอรีนคือ 3 ในกรดเปอร์คลอริก HClO 3 คือ 5 และในกรดเปอร์คลอริก HClO 4 คือ 7 ในทำนองเดียวกัน อะตอมกำมะถันซึ่งมีระดับ 36SiO ว่างเช่นกัน สามารถเข้าสู่สภาวะตื่นเต้นโดยมีอิเล็กตรอนที่ไม่ได้รับการจับคู่สี่หรือหกตัว ดังนั้นจึงมีส่วนร่วมในการก่อตัวของไม่เพียงสองตัวเท่านั้น เช่น ออกซิเจน แต่ยังมีพันธะโควาเลนต์สี่หรือหกตัวด้วย สิ่งนี้สามารถอธิบายการมีอยู่ของสารประกอบโดยที่ซัลเฟอร์มีค่าโควาเลนซีเป็นสี่ (SO 2, SCl 4) หรือหก (SF 6)

ในหลายกรณี พันธะโควาเลนต์ยังเกิดขึ้นเนื่องจากมีอิเล็กตรอนคู่อยู่ในชั้นอิเล็กตรอนชั้นนอกของอะตอม ตัวอย่างเช่น ลองพิจารณาโครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์ของโมเลกุลแอมโมเนีย:

ในที่นี้ จุดต่างๆ บ่งชี้ถึงอิเล็กตรอนที่แต่เดิมเป็นของอะตอมไนโตรเจน และกากบาทบ่งชี้ถึงอิเล็กตรอนที่แต่เดิมเป็นของอะตอมไฮโดรเจน จากอิเล็กตรอนชั้นนอกแปดตัวของอะตอมไนโตรเจน มีหกอะตอมที่ก่อตัวเป็นพันธะโควาเลนต์สามพันธะและมีอยู่ทั่วไปในอะตอมไนโตรเจนและอะตอมไฮโดรเจน แต่อิเล็กตรอนสองตัวอยู่ในไนโตรเจนและรูปแบบเท่านั้น คู่อิเล็กตรอนโดดเดี่ยวอิเล็กตรอนคู่ดังกล่าวยังสามารถมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์กับอะตอมอื่นได้หากมีวงโคจรอิสระในชั้นอิเล็กตรอนด้านนอกของอะตอมนี้ ตัวอย่างเช่น วงโคจร ls ที่ยังไม่ได้บรรจุมีอยู่ในไฮโดรเจนไอออน H + ซึ่งโดยทั่วไปไม่มีอิเล็กตรอน:

ดังนั้นเมื่อโมเลกุล NH 3 ทำปฏิกิริยากับไฮโดรเจนไอออน พันธะโควาเลนต์จะเกิดขึ้นระหว่างโมเลกุลเหล่านั้น อิเล็กตรอนคู่เดียวบนอะตอมไนโตรเจนจะถูกใช้ร่วมกันระหว่างอะตอมทั้งสอง ส่งผลให้เกิดการก่อตัวของไอออน แอมโมเนียมนิวแฮมป์เชียร์ 4:

ที่นี่พันธะโควาเลนต์เกิดขึ้นเนื่องจากอิเล็กตรอนคู่หนึ่งซึ่งเดิมเป็นของอะตอมเดียว (ผู้บริจาคคู่อิเล็กตรอน) และวงโคจรอิสระของอะตอมอื่น (ตัวรับคู่อิเล็กตรอน) วิธีการสร้างพันธะโควาเลนต์นี้เรียกว่า ผู้บริจาคผู้รับในตัวอย่างที่พิจารณา ผู้ให้คู่อิเล็กตรอนคืออะตอมไนโตรเจน และตัวรับคืออะตอมไฮโดรเจน

จากประสบการณ์พบว่าพันธะ N-H ทั้งสี่ในแอมโมเนียมไอออนมีค่าเท่ากันทุกประการ จากนี้ไปพันธะที่เกิดขึ้นโดยวิธีผู้บริจาคและผู้รับไม่แตกต่างจากพันธะโควาเลนต์ที่สร้างขึ้นโดยอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่ของอะตอมที่มีปฏิสัมพันธ์

อีกตัวอย่างหนึ่งของโมเลกุลที่มีพันธะเกิดขึ้นในลักษณะผู้บริจาค - ผู้รับคือโมเลกุลของไนโตรเจนออกไซด์ (I) N 2 O

ก่อนหน้านี้สูตรโครงสร้างของสารประกอบนี้มีดังต่อไปนี้:

ตามสูตรนี้ อะตอมไนโตรเจนส่วนกลางเชื่อมต่อกับอะตอมข้างเคียงด้วยพันธะโควาเลนต์ 5 พันธะ เพื่อให้ชั้นอิเล็กตรอนด้านนอกมีอิเล็กตรอน 10 ตัว (คู่อิเล็กตรอน 5 คู่) แต่ข้อสรุปดังกล่าวขัดแย้งกับโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมไนโตรเจน เนื่องจากชั้น L ภายนอกประกอบด้วยออร์บิทัลเพียง 4 ออร์บิทัล (พีออร์บิทัล 5 และ 3 ตัว) และไม่สามารถรองรับอิเล็กตรอนเกินแปดตัวได้ ดังนั้นสูตรโครงสร้างที่กำหนดจึงไม่สามารถถือว่าถูกต้องได้

ลองพิจารณาโครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์ของไนตริกออกไซด์ (I) และอิเล็กตรอนของแต่ละอะตอมจะถูกกำหนดสลับกันด้วยจุดหรือกากบาท อะตอมออกซิเจนซึ่งมีอิเล็กตรอนสองตัวที่ไม่จับคู่กัน ก่อให้เกิดพันธะโควาเลนต์สองตัวกับอะตอมไนโตรเจนส่วนกลาง:

เนื่องจากอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่ยังคงอยู่ในอะตอมไนโตรเจนส่วนกลาง อิเล็กตรอนตัวหลังจึงเกิดพันธะโควาเลนต์กับอะตอมไนโตรเจนตัวที่สอง:

ดังนั้นชั้นอิเล็กทรอนิกส์ด้านนอกของอะตอมออกซิเจนและอะตอมไนโตรเจนกลางจึงถูกเติมเต็ม: การกำหนดค่าแปดอิเล็กตรอนที่เสถียรเกิดขึ้นที่นี่ แต่ชั้นอิเล็กตรอนชั้นนอกสุดของอะตอมไนโตรเจนชั้นนอกสุดมีเพียงหกอิเล็กตรอนเท่านั้น อะตอมนี้สามารถเป็นตัวรับคู่อิเล็กตรอนอื่นได้ อะตอมไนโตรเจนกลางที่อยู่ติดกันมีคู่อิเล็กตรอนเดี่ยวและสามารถทำหน้าที่เป็นผู้บริจาคได้ สิ่งนี้นำไปสู่การก่อตัวของพันธะโควาเลนต์อื่นระหว่างอะตอมไนโตรเจนโดยวิธีผู้บริจาคและผู้รับ:

ตอนนี้แต่ละอะตอมทั้งสามที่ประกอบเป็นโมเลกุล N 2 O มีโครงสร้างอิเล็กตรอนแปดอิเล็กตรอนที่เสถียรของชั้นนอก หากมีการกำหนดพันธะโควาเลนต์ที่เกิดขึ้นโดยวิธีผู้บริจาค-ผู้รับ ดังที่เป็นธรรมเนียม โดยลูกศรที่ชี้จากอะตอมของผู้บริจาคไปยังอะตอมของผู้รับ ดังนั้นสูตรโครงสร้างของไนตริกออกไซด์ (I) จึงสามารถแสดงได้ดังนี้:

ดังนั้นในไนตริกออกไซด์ (I) ค่าโควาเลนต์ของอะตอมไนโตรเจนส่วนกลางคือ 4 และอะตอมที่อยู่นอกสุดคือ 2

ตัวอย่างที่พิจารณาแสดงให้เห็นว่าอะตอมมีความเป็นไปได้หลายประการในการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์ อย่างหลังสามารถสร้างขึ้นได้เนื่องจากอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่ของอะตอมที่ไม่ได้รับการกระตุ้น และเนื่องจากอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่เกิดขึ้นอันเป็นผลมาจากการกระตุ้นของอะตอม ("การจับคู่" ของคู่อิเล็กตรอน) และสุดท้ายโดยวิธีผู้บริจาค-ผู้รับ อย่างไรก็ตาม จำนวนพันธะโควาเลนต์ทั้งหมดที่อะตอมหนึ่งสามารถสร้างได้นั้นมีจำกัด มันถูกกำหนดโดยจำนวนเวเลนซ์ออร์บิทัลทั้งหมดนั่นคือ ออร์บิทัลเหล่านั้นซึ่งการใช้เพื่อสร้างพันธะโควาเลนต์กลับกลายเป็นที่นิยมอย่างมีพลัง การคำนวณทางกลควอนตัมแสดงให้เห็นว่ามีออร์บิทัลที่คล้ายกันด้วย ส-และ p-orbitals ของชั้นอิเล็กตรอนด้านนอกและ d-orbitals ของชั้นก่อนหน้า ในบางกรณี ตามที่เราเห็นในตัวอย่างของอะตอมของคลอรีนและซัลเฟอร์ b-ออร์บิทัลของชั้นนอกก็สามารถใช้เป็นวงโคจรของวาเลนซ์ได้เช่นกัน

อะตอมของธาตุทุกตัวในช่วงที่สองจะมีออร์บิทัล 4 วงในชั้นอิเล็กตรอนชั้นนอก โดยไม่มี ^-ออร์บิทัลในชั้นก่อนหน้า ด้วยเหตุนี้ เวเลนซ์ออร์บิทัลของอะตอมเหล่านี้จึงสามารถรองรับอิเล็กตรอนได้ไม่เกินแปดตัว ซึ่งหมายความว่าค่าโควาเลนต์สูงสุดขององค์ประกอบในช่วงที่สองคือสี่

อะตอมของธาตุในช่วงที่สามและช่วงต่อๆ ไปสามารถนำมาใช้เพื่อสร้างพันธะโควาเลนต์ได้ ไม่เพียงแต่เท่านั้น ส-และ ร-,แต่ยังมี ^-ออร์บิทัลด้วย มีสารประกอบ ^-องค์ประกอบที่ทราบกันว่าเกี่ยวข้องกับการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์ ส-และ ร-ออร์บิทัลของชั้นอิเล็กตรอนชั้นนอกและทั้ง 5 ชั้น

ความสามารถของอะตอมในการมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์จำนวนจำกัดเรียกว่า ความอิ่มตัวพันธะโควาเลนต์

• พันธะโควาเลนต์ที่เกิดขึ้นในลักษณะผู้บริจาค-ผู้รับ บางครั้งเรียกว่าพันธะโคเวเลนต์โดยย่อ อย่างไรก็ตาม ในแง่นี้ เราไม่ควรเข้าใจถึงพันธะชนิดพิเศษ แต่เป็นเพียงวิธีการบางอย่างในการสร้างพันธะโควาเลนต์เท่านั้น

(ขึ้นอยู่กับวัสดุจากเว็บไซต์ http://chemel.ru/2008-05-24-19-19-34/2008-06-01-15-23-43/18-2008-05-29-22-08 -32.html)

เป็นที่ทราบกันดีว่าอโลหะมีปฏิกิริยาซึ่งกันและกัน ให้เราพิจารณากลไกการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์โดยใช้ตัวอย่างการก่อตัวของโมเลกุลไฮโดรเจน:
H+H=H 2 H= - 436 กิโลจูล/โมล

ลองจินตนาการว่าเรามีอะตอมไฮโดรเจนสองอะตอมที่แยกออกจากกัน นิวเคลียสของอะตอมไฮโดรเจนอิสระแต่ละอะตอมถูกล้อมรอบด้วยเมฆอิเล็กตรอนแบบสมมาตรทรงกลมซึ่งเกิดจากอิเล็กตรอนขนาด 1s (ดูรูปที่ 1) เมื่ออะตอมเข้าใกล้ระยะห่างที่กำหนด จะเกิดการทับซ้อนกันบางส่วนของเปลือกอิเล็กตรอน (ออร์บิทัล) (รูปที่ 2)

เป็นผลให้เมฆโมเลกุลสองอิเล็กตรอนปรากฏขึ้นระหว่างศูนย์กลางของนิวเคลียสทั้งสอง ซึ่งมีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนสูงสุดในช่องว่างระหว่างนิวเคลียส ความหนาแน่นของประจุลบที่เพิ่มขึ้นส่งผลให้แรงดึงดูดระหว่างนิวเคลียสและเมฆโมเลกุลเพิ่มขึ้นอย่างมาก

ดังนั้นพันธะโควาเลนต์จึงเกิดขึ้นจากการทับซ้อนกันของเมฆอิเล็กตรอนของอะตอมพร้อมกับการปล่อยพลังงาน หากระยะห่างระหว่างนิวเคลียสของอะตอมไฮโดรเจนเข้าใกล้ก่อนสัมผัสคือ 0.106 นาโนเมตร ดังนั้นหลังจากเมฆอิเล็กตรอนทับซ้อนกัน (การก่อตัวของโมเลกุล H 2) ระยะนี้คือ 0.074 นาโนเมตร (รูปที่ 2)

โดยปกติแล้ว เมฆอิเล็กตรอนที่ทับซ้อนกันมากที่สุดจะเกิดขึ้นตามแนวเส้นที่เชื่อมนิวเคลียสของอะตอมทั้งสอง

ยิ่งการทับซ้อนกันของออร์บิทัลของอิเล็กตรอนแข็งแกร่งเท่าใด พันธะเคมีก็จะยิ่งแข็งแกร่งเท่านั้น

อันเป็นผลมาจากการก่อตัวของพันธะเคมีระหว่างอะตอมไฮโดรเจนสองอะตอม แต่ละอะตอมจึงไปถึงการจัดเรียงอิเล็กตรอนของอะตอมก๊าซมีตระกูล

พันธะเคมีมักจะแสดงในรูปแบบต่างๆ:

แผนภาพด้านซ้ายแสดงให้เห็นว่าระดับพลังงานโมเลกุลต่ำกว่าระดับอะตอมดั้งเดิม ซึ่งหมายความว่าสถานะโมเลกุลของสสารมีความเสถียรมากกว่าสถานะอะตอม

3) บ่อยครั้งโดยเฉพาะอย่างยิ่งในเคมีอินทรีย์ พันธะโควาเลนต์จะแสดงด้วยเส้นประ (ไพรม์)

(เช่น H-H) ซึ่งเป็นสัญลักษณ์ของอิเล็กตรอนคู่หนึ่ง
พันธะโควาเลนต์ในโมเลกุลคลอรีนยังกระทำโดยใช้อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันสองตัวหรือคู่อิเล็กตรอน:


อย่างที่คุณเห็น อะตอมของคลอรีนแต่ละอะตอมมีคู่โดดเดี่ยวสามคู่และอิเล็กตรอนคู่หนึ่งตัว

การก่อตัวของพันธะเคมีเกิดขึ้นเนื่องจากอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่ของแต่ละอะตอม อิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่จะเกิดพันธะเป็นคู่อิเล็กตรอนทั่วไปหรือที่เรียกว่าคู่ที่ใช้ร่วมกัน

หากพันธะโควาเลนต์หนึ่งพันธะ (คู่อิเล็กตรอนร่วมหนึ่งคู่) เกิดขึ้นระหว่างอะตอม จะเรียกว่าพันธะเดี่ยว ถ้ามากกว่านั้นก็ทวีคูณ (คู่อิเล็กตรอนร่วมสองคู่) สามคู่ (สามคู่อิเล็กตรอนร่วม)

พันธะเดี่ยวแสดงด้วยเส้นประหนึ่งเส้น (ไพรม์) พันธะคู่ด้วยสอง และพันธะสามด้วยสาม เส้นประระหว่างอะตอมทั้งสองแสดงให้เห็นว่าพวกมันมีคู่อิเล็กตรอนร่วมกันซึ่งเป็นผลมาจากพันธะเคมีที่เกิดขึ้น ด้วยความช่วยเหลือของเส้นประดังกล่าวจะแสดงลำดับการเชื่อมต่อของอะตอมในโมเลกุล

ดังนั้นในโมเลกุลคลอรีน แต่ละอะตอมมีอิเล็กตรอน 8 ตัวในระดับภายนอกที่สมบูรณ์ (s 2 p 6) และอีก 2 ตัว (คู่อิเล็กตรอน) อยู่ในอะตอมทั้งสองเท่า ๆ กัน

พันธะในโมเลกุลออกซิเจน O2 นั้นแตกต่างออกไปบ้าง มีการทดลองแล้วว่าออกซิเจนเป็นสารพาราแมกเนติก (ถูกดึงเข้าไปในสนามแม่เหล็ก) โมเลกุลของมันมีอิเล็กตรอนสองตัวที่ไม่มีการจับคู่ โครงสร้างของโมเลกุลนี้สามารถอธิบายได้ดังนี้:

ยังไม่พบวิธีแก้ปัญหาที่ชัดเจนในการอธิบายโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของโมเลกุลออกซิเจน อย่างไรก็ตาม ไม่สามารถอธิบายได้เช่นนี้:

ในโมเลกุลไนโตรเจน N2 อะตอมมีคู่อิเล็กตรอนร่วมกันสามคู่:

เห็นได้ชัดว่าโมเลกุลไนโตรเจนแข็งแกร่งกว่าโมเลกุลออกซิเจนหรือคลอรีน ซึ่งอธิบายความเฉื่อยที่สำคัญของไนโตรเจนในปฏิกิริยาเคมี

พันธะเคมีที่เกิดจากคู่อิเล็กตรอนเรียกว่าโควาเลนต์

นี่คือพันธะสองอิเล็กตรอนและสองศูนย์กลาง (ยึดนิวเคลียสสองตัว)

สารประกอบที่มีพันธะโควาเลนต์เรียกว่าโฮมีโอโพลาร์หรืออะตอม

พันธะโควาเลนต์มีสองประเภท: ไม่มีขั้วและขั้ว

ไฮโดรเจนไอออนมีวงโคจรอิสระ 1s (ไม่ได้บรรจุ) ซึ่งสามารถแสดงได้ดังนี้: H+ เมื่อแอมโมเนียมไอออนก่อตัวขึ้น เมฆไนโตรเจนสองอิเล็กตรอนจะพบเห็นได้ทั่วไปในอะตอมของไนโตรเจนและไฮโดรเจน กล่าวคือ มันกลายเป็นเมฆโมเลกุลอิเล็กตรอน ซึ่งหมายความว่ามีพันธะโควาเลนต์ที่สี่ปรากฏขึ้น

กระบวนการก่อตัวของแอมโมเนียมไอออนสามารถแสดงได้ด้วยแผนภาพ:

ประจุของไฮโดรเจนไอออนกลายเป็นเรื่องปกติ (ถูกแยกส่วน กล่าวคือ กระจายตัวระหว่างอะตอมทั้งหมด) และเมฆสองอิเล็กตรอน (คู่อิเล็กตรอนเดี่ยว) ที่เป็นของไนโตรเจนจะกลายเป็นเรื่องธรรมดากับไฮโดรเจน ในไดอะแกรม รูปภาพของเซลล์มักจะถูกละเว้น

อะตอมที่ให้อิเล็กตรอนคู่เดียวเรียกว่าผู้บริจาค และอะตอมที่รับอิเล็กตรอนคู่เดียว (เช่น จัดให้มีวงโคจรว่าง) เรียกว่าตัวรับ

กลไกการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์เนื่องจากเมฆสองตัวอิเล็กตรอนของอะตอมหนึ่ง (ผู้บริจาค) และวงโคจรอิสระของอีกอะตอมหนึ่ง (ตัวรับ) เรียกว่าผู้บริจาค พันธะโควาเลนต์ที่เกิดขึ้นในลักษณะนี้เรียกว่าพันธะผู้บริจาคหรือพันธะประสานงาน

อย่างไรก็ตาม นี่ไม่ใช่พันธะชนิดพิเศษ แต่เป็นเพียงกลไก (วิธีการ) ที่แตกต่างกันสำหรับการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์ คุณสมบัติของพันธะ N-H ตัวที่สี่ในแอมโมเนียมไอออนไม่แตกต่างจากพันธะอื่นๆ

การเชื่อมต่อโลหะ

อะตอมของโลหะส่วนใหญ่มีอิเล็กตรอนจำนวนเล็กน้อยที่ระดับพลังงานภายนอก ดังนั้น ธาตุ 16 ตัวประกอบด้วยอิเล็กตรอนตัวละ 1 ตัว ธาตุ 58 ตัวประกอบด้วยอิเล็กตรอน 2 ตัว ธาตุ 4 ตัวมีอิเล็กตรอน 3 ตัว และมีเพียง Pd เท่านั้นที่ไม่มีเลย อะตอมขององค์ประกอบ Ge, Sn และ Pb มีอิเล็กตรอน 4 ตัวที่ระดับด้านนอก, Sb และ Bi - 5, Po - 6 แต่องค์ประกอบเหล่านี้ไม่ใช่โลหะที่มีลักษณะเฉพาะ

ธาตุโลหะก่อตัวเป็นสารธรรมดา - โลหะ ภายใต้สภาวะปกติ สารเหล่านี้เป็นสารที่เป็นผลึก (ยกเว้นปรอท) ในรูป รูปที่ 3 แสดงแผนภาพของโครงตาข่ายโซเดียมคริสตัล

อย่างที่คุณเห็น โซเดียมแต่ละอะตอมล้อมรอบด้วยแปดอะตอมที่อยู่ใกล้เคียง ให้เราพิจารณาธรรมชาติของพันธะเคมีในโลหะโดยใช้โซเดียมเป็นตัวอย่าง

อะตอมโซเดียมก็เหมือนกับโลหะอื่นๆ ที่มีเวเลนซ์ออร์บิทัลมากเกินไปและมีการขาดอิเล็กตรอน

ดังนั้น วาเลนซ์อิเล็กตรอน (3s 1) สามารถครอบครองหนึ่งในเก้าออร์บิทัลอิสระ - 3s (หนึ่ง), 3p (สาม) และ 3d (ห้า)

เมื่อเข้าใกล้ อะตอมอันเป็นผลมาจากการก่อตัว การเปลี่ยนแปลงในโครงตาข่ายคริสตัล, วงโคจรวาเลนซ์ของอะตอมข้างเคียงทับซ้อนกัน

เนื่องจากอิเล็กตรอนเคลื่อนที่อย่างอิสระจากวงโคจรหนึ่งไปยังอีกวงหนึ่ง โดยสื่อสารระหว่างอะตอมทั้งหมดของผลึกโลหะ พันธะเคมีประเภทนี้เรียกว่าพันธะโลหะ

พันธะโลหะเกิดขึ้นจากองค์ประกอบที่อะตอมที่ระดับภายนอกมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนน้อย เมื่อเทียบกับจำนวนออร์บิทัลด้านนอกทั้งหมดที่อยู่ใกล้กันอย่างมีพลัง และเนื่องจากพลังงานไอออไนเซชันต่ำ อิเล็กตรอนของวาเลนซ์จึงถูกกักเก็บไว้ในอะตอมอย่างอ่อน

พันธะเคมีในผลึกโลหะมีการแยกส่วนอย่างมาก เช่น อิเล็กตรอนที่ทำหน้าที่สื่อสารจะถูกรวมเข้าสังคม (“แก๊สอิเล็กตรอน”) และเคลื่อนที่ไปทั่วชิ้นส่วนโลหะ ซึ่งโดยทั่วไปจะมีสภาพเป็นกลางทางไฟฟ้า

พันธะโลหะเป็นลักษณะของโลหะในสถานะของแข็งและของเหลว นี่คือคุณสมบัติของมวลรวมของอะตอมที่อยู่ใกล้กัน อย่างไรก็ตาม ในสถานะไอ อะตอมของโลหะก็เหมือนกับสสารอื่นๆ ที่เชื่อมต่อถึงกันด้วยพันธะโควาเลนต์ คู่โลหะประกอบด้วยแต่ละโมเลกุล (monatomic และ diatomic) ความแข็งแรงของพันธะในคริสตัลมีค่ามากกว่าในโมเลกุลของโลหะ ดังนั้นกระบวนการก่อตัวของผลึกโลหะจึงเกิดขึ้นพร้อมกับการปล่อยพลังงาน

พันธะโลหะมีความคล้ายคลึงกับพันธะโควาเลนต์บางประการ เนื่องจากขึ้นอยู่กับการแบ่งปันเวเลนซ์อิเล็กตรอนด้วย อย่างไรก็ตาม อิเล็กตรอนที่ทำพันธะโควาเลนต์จะอยู่ใกล้กับอะตอมที่ถูกพันธะและผูกพันกับพวกมันอย่างแน่นหนา อิเล็กตรอนที่ทำพันธะโลหะจะเคลื่อนที่อย่างอิสระทั่วทั้งคริสตัลและเป็นของอะตอมทั้งหมด นั่นคือเหตุผลว่าทำไมผลึกที่มีพันธะโควาเลนต์จึงเปราะ ในขณะที่ผลึกที่มีพันธะโลหะจะมีความเหนียว เช่น เมื่อถูกตีจะเปลี่ยนรูปร่าง ถูกรีดเป็นแผ่นบางๆ และดึงเป็นลวด

พันธะโลหะอธิบายคุณสมบัติทางกายภาพของโลหะ

พันธะไฮโดรเจน

พันธะไฮโดรเจนเป็นพันธะเคมีชนิดหนึ่ง อาจเป็นระหว่างโมเลกุลและภายในโมเลกุล

พันธะไฮโดรเจนระหว่างโมเลกุลเกิดขึ้นระหว่างโมเลกุลที่ประกอบด้วยไฮโดรเจนและองค์ประกอบที่มีอิเล็กโตรเนกาติตีอย่างแรง เช่น ฟลูออรีน ออกซิเจน ไนโตรเจน และคลอรีนและซัลเฟอร์ที่ไม่ค่อยพบบ่อยนัก เนื่องจากในโมเลกุลดังกล่าวคู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันจะถูกแทนที่อย่างมากจากไฮโดรเจนไปยังอะตอมขององค์ประกอบอิเลคโตรเนกาติตีและประจุบวกของไฮโดรเจนนั้นมีความเข้มข้นในปริมาตรเล็กน้อยโปรตอนจะทำปฏิกิริยากับคู่อิเล็กตรอนเดี่ยวของอะตอมหรือไอออนอื่นร่วมกัน มัน. เป็นผลให้เกิดพันธะที่สองที่อ่อนกว่าเรียกว่าพันธะไฮโดรเจน

ก่อนหน้านี้ พันธะไฮโดรเจนลดลงเหลือแรงดึงดูดไฟฟ้าสถิตระหว่างโปรตอนกับกลุ่มขั้วอื่น แต่ควรจะถูกต้องมากกว่าหากพิจารณาว่าปฏิสัมพันธ์ระหว่างผู้บริจาคและผู้รับก็มีส่วนช่วยในการสร้างมันด้วย การเชื่อมต่อนี้มีลักษณะเฉพาะด้วยทิศทางในอวกาศและความอิ่มตัว

โดยทั่วไปแล้ว พันธะไฮโดรเจนจะถูกระบุด้วยจุด และบ่งชี้ว่าพันธะนั้นอ่อนกว่าพันธะโควาเลนต์มาก (ประมาณ 15-20 เท่า) อย่างไรก็ตามมีหน้าที่รับผิดชอบในการเชื่อมโยงของโมเลกุล ตัวอย่างเช่นการก่อตัวของไดเมอร์ (ในสถานะของเหลวจะเสถียรที่สุด) ของน้ำและกรดอะซิติกสามารถแสดงได้ด้วยรูปแบบต่อไปนี้:

ดังที่เห็นได้จากตัวอย่างเหล่านี้ น้ำ 2 โมเลกุล และในกรณีของกรดอะซิติก กรด 2 โมเลกุลจะถูกรวมเข้าด้วยกันผ่านพันธะไฮโดรเจนเพื่อสร้างโครงสร้างแบบวัฏจักร

การมีอยู่ของพันธะไฮโดรเจนอธิบายจุดเดือดของน้ำที่สูงขึ้น (100° C) เมื่อเปรียบเทียบกับสารประกอบไฮโดรเจนขององค์ประกอบของกลุ่มย่อยออกซิเจน ( H2O, H2S, H2Te). ในกรณีของน้ำ ต้องใช้พลังงานเพิ่มเติมเพื่อทำลายพันธะไฮโดรเจน

มีสองวิธีหลัก (กลไก) ในการสร้างพันธะโควาเลนต์

1) กลไก Spinvalent (แลกเปลี่ยน) : คู่อิเล็กตรอนที่สร้างพันธะนั้นเกิดจากอิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่อยู่ในอะตอมที่ไม่ถูกกระตุ้น

อย่างไรก็ตาม จำนวนพันธะโควาเลนต์อาจมากกว่าจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่ ตัวอย่างเช่น ในสถานะไม่ตื่นเต้น (หรือเรียกว่าสถานะพื้น) อะตอมของคาร์บอนมีอิเล็กตรอนสองตัวที่ไม่จับคู่ แต่เป็นลักษณะของสารประกอบที่ก่อให้เกิดพันธะโควาเลนต์สี่พันธะ สิ่งนี้เป็นไปได้อันเป็นผลมาจากการกระตุ้นของอะตอม ในกรณีนี้ เอสอิเล็กตรอนตัวใดตัวหนึ่งจะเคลื่อนไปที่ระดับย่อย p:

การเพิ่มขึ้นของจำนวนพันธะโควาเลนต์ที่สร้างขึ้นจะมาพร้อมกับการปลดปล่อยพลังงานมากกว่าที่ใช้ในการกระตุ้นอะตอม เนื่องจากความจุของอะตอมขึ้นอยู่กับจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่ การกระตุ้นจึงทำให้ความจุเพิ่มขึ้น ในอะตอมของไนโตรเจน ออกซิเจน และฟลูออรีน จำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่จะไม่เพิ่มขึ้น เนื่องจาก ไม่มีวงโคจรอิสระภายในระดับที่สอง และการเคลื่อนตัวของอิเล็กตรอนไปยังระดับควอนตัมที่สามนั้นต้องการพลังงานมากกว่าที่จะปล่อยออกมาในระหว่างการก่อตัวของพันธะเพิ่มเติมอย่างมาก ดังนั้น เมื่ออะตอมถูกกระตุ้น การเปลี่ยนอิเล็กตรอนไปสู่วงโคจรอิสระจะเกิดขึ้นได้ภายในระดับพลังงานเดียวเท่านั้น

ธาตุในช่วงที่ 3 ได้แก่ ฟอสฟอรัส ซัลเฟอร์ คลอรีน สามารถแสดงวาเลนซีได้เท่ากับหมายเลขกลุ่ม สิ่งนี้สามารถทำได้โดยการกระตุ้นอะตอมด้วยการเปลี่ยนอิเล็กตรอน 3 วินาทีและ 3p ไปเป็นออร์บิทัลว่างของระดับย่อย 3 มิติ:

ป* 1s 2 2s 2 2p 6 3 วินาที 1 3p 3 3d 1 (วาเลนซ์ 5)

ส* 1s 2 2s 2 2p 6 3 วินาที 1 3p 3 3d 2 (วาเลนซ์ 6)

Cl* 1s 2 2s 2 2p 6 3 วินาที 1 3p 3 3d 3 (วาเลนซ์ 7)

ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ข้างต้นสำหรับอะตอมที่ตื่นเต้น ระดับย่อยที่มีเพียงอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่จะถูกขีดเส้นใต้ จากตัวอย่างอะตอมของคลอรีน เป็นเรื่องง่ายที่จะแสดงให้เห็นว่าความจุสามารถเปลี่ยนแปลงได้:

ต่างจากคลอรีน ความจุของอะตอม F นั้นคงที่และเท่ากับ 1 เพราะ ที่ระดับพลังงานเวเลนซ์ (วินาที) จะไม่มีออร์บิทัลระดับย่อย d และออร์บิทัลที่ว่างอื่นๆ

2) กลไกของผู้บริจาค-ผู้รับ : พันธะโควาเลนต์เกิดขึ้นเนื่องจากมีอิเล็กตรอนคู่อยู่ในชั้นอิเล็กตรอนด้านนอกของอะตอม ในกรณีนี้ อะตอมที่สองจะต้องมีวงโคจรอิสระบนชั้นนอก ตัวอย่างเช่น การก่อตัวของแอมโมเนียมไอออนจากโมเลกุลแอมโมเนียและไฮโดรเจนไอออนสามารถแสดงได้ด้วยแผนภาพต่อไปนี้: (การแทนอิเล็กตรอนด้วยกากบาทและจุดในแผนภาพด้านล่างนั้นมีเงื่อนไขอย่างมาก เนื่องจากในความเป็นจริงแล้วอิเล็กตรอนนั้นแยกไม่ออก) : :

อะตอมที่ให้คู่อิเล็กตรอนเพื่อสร้างพันธะโควาเลนต์เรียกว่าผู้บริจาค และอะตอมที่ให้วงโคจรว่างเรียกว่าตัวรับ พันธะโควาเลนต์ที่เกิดขึ้นในลักษณะนี้เรียกว่าพันธะระหว่างผู้บริจาคและผู้รับ ในแอมโมเนียมไอออนบวก พันธะนี้มีคุณสมบัติเหมือนกันทุกประการกับพันธะโควาเลนต์อีกสามพันธะที่เกิดจากวิธีการแลกเปลี่ยน

การผสมพันธุ์ของออร์บิทัลของอะตอม

เพื่ออธิบายความแตกต่างระหว่างมุมพันธะในโมเลกุล H 2 O (104.5) และ NH 3 (107.3) จาก 90 ควรคำนึงว่าสถานะเสถียรของโมเลกุลสอดคล้องกับโครงสร้างทางเรขาคณิตที่มีค่าต่ำสุด พลังงานศักย์ ดังนั้น ในระหว่างการก่อตัวของโมเลกุล รูปร่างและการจัดเรียงสัมพัทธ์ของเมฆอิเล็กตรอนของอะตอมจะเปลี่ยนไปเมื่อเปรียบเทียบกับรูปร่างและการจัดเรียงในอะตอมอิสระ เป็นผลให้เกิดการทับซ้อนของวงโคจรที่สมบูรณ์ยิ่งขึ้นในระหว่างการก่อตัวของพันธะเคมี การเสียรูปของเมฆอิเล็กตรอนต้องใช้พลังงาน แต่การทับซ้อนที่สมบูรณ์ยิ่งขึ้นจะนำไปสู่การก่อตัวของพันธะที่แน่นแฟ้นขึ้น และโดยรวมแล้วจะมีพลังงานเพิ่มขึ้น สิ่งนี้อธิบายการเกิดขึ้นของออร์บิทัลลูกผสม

รูปร่างของวงโคจรลูกผสมสามารถกำหนดได้ทางคณิตศาสตร์โดยการเพิ่มฟังก์ชันคลื่นของวงโคจรดั้งเดิม:

อันเป็นผลมาจากการเพิ่มฟังก์ชันคลื่นของ s- และ p-orbitals โดยคำนึงถึงสัญญาณของพวกมันปรากฎว่าความหนาแน่นของเมฆอิเล็กตรอน (ค่า  2) ที่ด้านหนึ่งของนิวเคลียสเพิ่มขึ้นและ อีกด้านหนึ่งก็ลดลง

โดยทั่วไป กระบวนการผสมพันธุ์ประกอบด้วยขั้นตอนต่อไปนี้: การกระตุ้นของอะตอม, การผสมข้ามพันธุ์ของวงโคจรของอะตอมที่ถูกตื่นเต้น, การก่อตัวของพันธะกับอะตอมอื่น ค่าใช้จ่ายด้านพลังงานสำหรับสองขั้นตอนแรกจะได้รับการชดเชยด้วยพลังงานที่ได้รับในระหว่างการก่อตัวของพันธะที่แข็งแรงขึ้นกับออร์บิทัลลูกผสม ประเภทของการผสมพันธุ์จะถูกกำหนดโดยประเภทและจำนวนของออร์บิทัลที่เกี่ยวข้อง

ด้านล่างนี้เป็นตัวอย่างของการผสมข้ามประเภทต่างๆ ของ s- และ p-orbitals

การผสมพันธุ์ของ p-orbital หนึ่งตัวและ p-orbital หนึ่งตัว (sp-hybridization) เกิดขึ้นเช่นในระหว่างการก่อตัวของเบริลเลียมไฮไดรด์, ​​เบริลเลียมเฮไลด์, สังกะสีและแคดเมียมปรอท อะตอมของธาตุเหล่านี้ในสถานะปกติจะมีเอสอิเล็กตรอนคู่กัน 2 ตัวอยู่ที่ชั้นนอก อันเป็นผลมาจากการกระตุ้น s-อิเล็กตรอนตัวหนึ่งจะเข้าสู่สถานะ p - มีอิเล็กตรอนสองตัวที่ไม่มีคู่ปรากฏขึ้นซึ่งหนึ่งในนั้นคืออิเล็กตรอนและอีกตัวหนึ่งเป็น p-อิเล็กตรอน เมื่อเกิดพันธะเคมี ออร์บิทัลทั้งสองที่ต่างกันนี้จะถูกแปลงเป็นออร์บิทัลลูกผสมที่เหมือนกัน 2 อัน จำนวนออร์บิทัลทั้งหมดในระหว่างการผสมพันธุ์ ไม่เปลี่ยนแปลง . sp-hybrid orbitals สองตัวตั้งทิศทางกันที่มุม 180 องศา และสร้างพันธะ 2 อัน (รูปที่ 2):

รูปที่ 2 - sp-orbitals ที่ทับซ้อนกันของเบริลเลียมและ p-orbitals ของคลอรีนในโมเลกุล BeCl 2

การพิจารณาทดลองโครงสร้างของโมเลกุล BeG 2, ZnG 2, CdG 2, HgG 2 (G-halogen) แสดงให้เห็นว่าโมเลกุลเหล่านี้เป็นเส้นตรง และพันธะโลหะทั้งสองกับอะตอมของฮาโลเจนมีความยาวเท่ากัน

การผสมพันธุ์ของวงโคจร p หนึ่งวินาทีและสอง p (การผสมพันธุ์ sp 2) เกิดขึ้นเช่นในการก่อตัวของสารประกอบโบรอน อะตอมโบรอนที่ถูกกระตุ้นมีอิเล็กตรอน 3 ตัวที่ไม่จับคู่กัน ได้แก่ เอสอิเล็กตรอน 1 ตัว และพีอิเล็กตรอน 2 ตัว sp 2 -ไฮบริดออร์บิทัลที่เทียบเท่ากันสามออร์บิทัลนั้นถูกสร้างขึ้นจากออร์บิทัลสามออร์บิทัล ซึ่งอยู่ในระนาบเดียวกันที่มุม 120 ซึ่งกันและกัน (รูปที่ 3) ตามการศึกษาทดลองแสดงให้เห็นว่า โมเลกุลของสารประกอบโบรอน เช่น BG 3 (G-ฮาโลเจน), B(CH 3) 3 - ไตรเมทิลโบรอน, B(OH) 3 - กรดบอริก มีโครงสร้างแบน ยิ่งไปกว่านั้น พันธะโบรอนทั้งสามพันธะในโมเลกุลเหล่านี้มีความยาวเท่ากันและอยู่ที่มุม 120

รูปที่ 3– การทับซ้อนกันของ sp 2 -วงโคจรของโบรอนและ p-วงโคจรของคลอรีนในโมเลกุล BCl 3

การผสมพันธุ์ของ p-orbitals หนึ่ง s- และสาม (sp 3 -hybridization) เป็นลักษณะเฉพาะของคาร์บอนและแอนะล็อก - ซิลิคอนและเจอร์เมเนียม ในกรณีนี้ ออร์บิทัล sp3 ไฮบริดทั้งสี่จะอยู่ที่มุม 10928 ซึ่งสัมพันธ์กัน พวกมันมุ่งตรงไปยังจุดยอดของจัตุรมุข (ในโมเลกุล CH 4, CCl 4, SiH 4, GeBr 4 เป็นต้น) มุมพันธะของโมเลกุล H 2 O (104.5°) และ NH 3 (107.3°) ไม่ตรงกับตำแหน่งสัมพัทธ์ของ p-ออร์บิทัล "บริสุทธิ์" (90°) อย่างแน่นอน นี่เป็นเพราะการมีส่วนร่วมของอิเล็กตรอนบางส่วนในการก่อตัวของพันธะเคมี การสนับสนุนดังกล่าวไม่มีอะไรอื่นนอกจากการผสมข้ามพันธุ์ เวเลนซ์อิเล็กตรอนในโมเลกุลเหล่านี้ครอบครองวงโคจรสี่วง ซึ่งใกล้เคียงกับลูกผสม sp 3 ตามทฤษฎีของกิลเลสปี มีการอธิบายความแตกต่างเล็กน้อยระหว่างมุมพันธะกับจัตุรมุข 109°28" โดยข้อเท็จจริงที่ว่าออร์บิทัลลูกผสมที่ไม่ได้ใช้ร่วมกันนั้นครอบครองปริมาตรในอวกาศที่ใหญ่กว่า

ในหลายโมเลกุลอะตอมกลางไม่ได้รับการผสมพันธุ์ ดังนั้นมุมพันธะในโมเลกุล H 2 S, PH 3 ฯลฯ จะใกล้เคียงกับ 90 กล่าวคือ การก่อตัวของพันธะเกิดขึ้นจากการมีส่วนร่วมของ p-orbitals "บริสุทธิ์" ซึ่งตั้งอยู่ที่มุมฉากซึ่งกันและกัน