Bạn đang xem: Liên kết hóa học là sự kết hợp của

Liên kết hóa học là thứ giữ hình dạng của phân tử bằng cách liên kết các nguyên tử tạo ra nó với nhau trong phân tử. Ngoại trừ các nguyên tử của các nguyên tố khí hiếm (helium He, neon Ne, argon Ar, v.v.), các nguyên tử của các nguyên tố chung mạnh hơn nhiều so với một số loại nguyên tử giống hoặc khác so với tồn tại một mình ở nhiệt độ và áp suất phòng. Khi thu hút và tập hợp lại với nhau để tạo thành các phân tử, năng lượng thấp hơn và ổn định hơn. Theo cách này, có một liên kết hóa học giữa các nguyên tử tạo ra lực mạnh trong phân tử. Ví dụ, phân tử nước H 2 O là sự kết hợp của hai nguyên tử hydro H và một nguyên tử oxy O.

*
trông giống như 20300101. Để cho thấy rõ rằng các nguyên tử này thu hút nhau tạo thành một phân tử duy nhất, các liên kết hóa học được biểu diễn dưới dạng sơ đồ bằng các vạch liền,
*
được viết là 20300201 hoặc HOH. Ngẫu nhiên khoảng cách phân tử nước HO, tức là khoảng cách liên kết 95,8pm (1 pm = 10⁻ 1 2 m = 10⁻ 1 0 cm = 0,01Å),
*
tạo bởi 20300602 (góc liên kết của O) là 104,45 độ. Theo cách này, khái niệm liên kết hóa học có liên quan chặt chẽ với khái niệm phân tử và khái niệm liên kết hóa học chắc chắn mở rộng khi khái niệm phân tử mở rộng. Trên đây là một liên kết hóa học theo nghĩa cơ bản nhất.

Ban đầu, trong hóa học, các nguyên tử được coi là thành phần cấu thành của các chất và sự thay đổi hóa học được coi là vấn đề tái hợp các nguyên tử, nghĩa là tái hợp các liên kết hóa học. Do đó, vấn đề liên kết hóa học về cơ bản là quan trọng đối với hóa học, và từ lâu đã được các nhà hóa học quan tâm và đã được thảo luận từ quan điểm hóa trị, chủ yếu dựa trên các sự kiện hóa học. Ví dụ, thuyết nhị nguyên điện của JJ Berserius (khoảng năm 1820), Lý thuyết Tetravalence Carbon của FA Keklet (1858), JH Vanth Hof, Le Belle Joseph Achille Le Bel (1847-1930), v.v ... Lý thuyết tứ diện (1874) trung tâm của tứ diện đối với đỉnh, lý thuyết phối hợp của A. Werner (1893), và tổng của các giá trị chính và phụ của R. Abeck Có tám định luật (1904), v.v. nguyên tử có các giá trị duy nhất. Các electron được phát hiện vào cuối thế kỷ 19, và khi rõ ràng rằng các nguyên tử không thể tách rời cho đến thế kỷ 20 bao gồm các hạt nhân và electron, các mô hình nguyên tử khác nhau đã được đệ trình. Trong số đó, mô hình nguyên tử của NHD Bohr (1913) là một thành công mang tính thời đại. Dựa trên điều này, lý thuyết hóa trị của GN Lewis và lý thuyết hóa trị của W. Kossel (cả năm 1916) đã được đệ trình. Khái niệm cơ bản của khái niệm hóa trị gần như đã được thiết lập và vai trò của các electron trong liên kết hóa học đã thu hút sự chú ý.

Vai trò của cấu hình electron trong liên kết hóa học

Một nguyên tử có cùng số electron với số nguyên tử, nhưng electron là quỹ đạo nguyên tử được xác định bởi ba số lượng tử ( n , l , m ) và là một hạn chế đối với số lượng tử spin m s Nguyên tắc của Pauli Được đặt theo thứ tự từ năng lượng thấp nhất. Cấu hình electron của nguyên tử này liên quan chặt chẽ đến tính tuần hoàn của các tính chất nguyên tố được tìm thấy bởi DI Mendeleev và JL Meyer (1869), và bản chất hóa học của nguyên tử chủ yếu được chi phối bởi cấu hình electron của nó. Đã được tiết lộ. Trong số đó, ba điểm sau đây rất quan trọng liên quan đến liên kết hóa học.

(1) Bản chất hóa học của nguyên tố chủ yếu được xác định bởi số lượng electron (electron ngoài cùng) trong quỹ đạo năng lượng cao hơn trong số các quỹ đạo liên quan. Trong thực tế, sự sắp xếp các electron ngoài cùng của các nguyên tố thuộc cùng một nhóm trong bảng tuần hoàn rất giống nhau. (2) Các nguyên tố có số electron ngoài cùng là 8 đều đặc biệt ổn định về mặt hóa học và Ne, Ar, krypton Kr và xenon Xe tương ứng là He (số electron ngoài cùng của He là 2). Cùng với điều này, một nhóm khí trơ cao quý được hình thành. (3) Cấu trúc với 8 electron ngoài cùng là đặc biệt. Thông thường, một nguyên tố có cấu hình electron gần với nguyên tố khí hiếm có xu hướng chấp nhận cấu hình electron của nguyên tố khí hiếm bằng cách thu nhận hoặc phát ra electron. Có. Ví dụ, một nguyên tử halogen với bảy electron lớp vỏ ngoài có xu hướng mạnh mẽ chấp nhận một electron và có xu hướng là một anion đơn trị. Ngoài ra, các nguyên tử kim loại kiềm có một electron lớp vỏ ngoài có xu hướng được giải phóng vào các cation đơn trị. Điều tương tự cũng áp dụng cho các nguyên tố nhóm II và VI, và trong trường hợp này, các ion hóa trị hai có khả năng được hình thành. Bản chất của lý thuyết hóa trị của Kossel là các anion và cation được tạo ra theo cách này được kết nối bằng lực hút tĩnh điện để tạo thành liên kết hóa học. Mặt khác, Lewis, bắt đầu từ thực tế là các nguyên tử ổn định nhất khi có 8 electron ngoài cùng và khi số lượng electron ngoài cùng không đủ, các nguyên tử lân cận phát ra và chia sẻ electron, trong tổng số 8 nguyên tử. Nghĩ rằng các electron sẽ được đặt xung quanh. Lewis đại diện cho các electron ngoài cùng là các chấm và các electron và hạt nhân khác là ký hiệu nguyên tố. Ví dụ, phân tử Cl 2 và phân tử CO được thể hiện như sau.

*
Ký hiệu này vẫn thường được sử dụng cho đến ngày nay và được gọi là màn hình chấm Lewis. I. Langmuir gọi ý tưởng này là lý thuyết Yasumi và liên kết là liên kết cộng hóa trị (1919). Một khía cạnh quan trọng trong ý tưởng của Lewis là ông đã chỉ ra rằng một liên kết hóa học là một cặp electron kết nối các nguyên tử. Tất nhiên, không có hỗ trợ về mặt lý thuyết cho cơ chế hình thành liên kết tại thời điểm đó, nhưng ngày nay nó được hỗ trợ bởi cơ học lượng tử và là cơ sở để xây dựng khái niệm liên kết hóa học hiện tại.

Các loại liên kết hóa học

Có nhiều loại liên kết hóa học, chẳng hạn như sai lệch điện tích, cường độ và điểm yếu, nhưng liên kết ion, liên kết cộng hóa trị và liên kết kim loại rất quan trọng nếu chúng được đệ quy rộng rãi dựa trên nhiều sự kiện hóa học. Ngoài ra, còn có liên kết phối trí, liên kết hydro, tương tác chuyển điện tích và các tương tác khác dựa trên lưỡng cực điện và phân cực. Một điều đặc biệt nữa là liên kết một electron. Từ quan điểm cho rằng một phân tử bao gồm một số hạt nhân và một số electron, vấn đề của liên kết hóa học là hạt nhân-hạt nhân, electron-electron, hạt nhân-electron và sự chuyển động của electron và hạt nhân, và hơn nữa là các electron. Bằng cách xem xét các yếu tố như spin, chúng ta sẽ có thể đạt được sự hiểu biết thống nhất về nguyên tắc. Bản chất của liên kết hóa học được xác định bởi mối quan hệ cường độ giữa các yếu tố này và được coi là tương ứng với loại liên kết. Theo nghĩa này, các phân loại trên chỉ nhằm mục đích thuận tiện và tất cả các kết hợp thực sự có một đặc tính trung gian giữa chúng. Liên kết ion và liên kết cộng hóa trị sẽ được mô tả trong phần tiếp theo, vì vậy chúng tôi sẽ chạm nhanh vào các liên kết khác.

Đầu tiên, liên kết kim loại là liên kết kết nối các ion nguyên tố kim loại trong kim loại với nhau và lực hút tĩnh điện giữa các electron tự do (có nguồn gốc từ các electron ngoài cùng) và các ion di chuyển gần như tự do trong kim loại là sự kết tụ chính. Nó được coi là một lực lượng. Các đặc tính của kim loại, như ánh kim loại, độ dẫn nhiệt tốt, độ dẫn điện cao, khả năng chịu nhiệt và entropy cao, là do sự hiện diện của các electron tự do này. Sự khác biệt chính giữa trái phiếu kim loại và trái phiếu khác là trái phiếu có ít hướng. Điều này là tự nhiên vì các electron có mặt khắp nơi trên nhiều nguyên tử, nhưng nó có liên quan đến thực tế là kim loại rất dễ uốn và dễ uốn.

Liên kết tọa độ là một cặp electron chỉ được cung cấp từ một nguyên tử và có thể được coi là một loại liên kết cộng hóa trị theo nghĩa rộng. Tuy nhiên, do nguyên tử tặng cặp electron hơi dương và nguyên tử nhận được âm hơn, nên người ta cũng cho rằng nó cũng có đặc tính của liên kết ion và tên này được sử dụng. Sự liên kết của các ion kim loại chuyển tiếp với các hợp chất phức tạp của các ion xyanua, amoniac và các hợp chất hữu cơ là điển hình và có nhiều ví dụ, nhưng chúng thường được tìm thấy trong các hợp chất tương đối đơn giản.

Liên kết hydro là Độ âm điện Một nguyên tử hydro liên kết cộng hóa trị với nitơ lớn, oxy, flo, v.v. là liên kết yếu được hình thành giữa các nguyên tử âm của các phân tử khác. Khi tính cơ bản của các phân tử khác trở nên mạnh hơn, liên kết hydro trở nên mạnh hơn và liên kết loại chuyển điện tích được mô tả dưới đây cũng sẽ góp phần. Những gì tôi vừa mô tả là liên kết hydro giữa các phân tử, nhưng nếu có các nguyên tử đáp ứng các điều kiện trong một phân tử, liên kết hydro có thể xảy ra.

*

Liên kết dựa trên tương tác chuyển điện tích xảy ra giữa các hợp chất tặng electron (ký hiệu là D) và các hợp chất chấp nhận electron (ký hiệu là A) và là liên kết giữa các phân tử. Ví dụ, từ lâu người ta đã biết rằng các hợp chất phân tử của hydrocarbon thơm như naphthalene và anthracene với axit picric và trinitrobenzene có màu sâu hơn cả hai phân tử thành phần. Một lời giải thích lý thuyết lượng tử cho cơ chế liên kết và tô màu này được đưa ra bởi Mariken Robert Sanderson Mulliken (1896-1986) (1950). Theo nó, yếu như lực Van der Waals Lực liên phân tử Giữa cấu trúc không liên kết D ... A tiếp xúc và cấu trúc truyền điện tích D⁻-A⁻ trong đó các electron được chuyển từ D sang A và liên kết cộng hóa trị được thêm vào cộng hưởng Dựa theo. Nhiều hợp chất liên quan đến liên kết này được gọi là các hợp chất hữu cơ, nhưng các hợp chất vô cơ cũng được tìm thấy trong các hợp chất hóa trị hỗn hợp, ví dụ. Đặc biệt, các hợp chất phân tử hữu cơ có đóng góp lớn trong cấu trúc truyền điện tích, nhưng nhiều tinh thể có tính chất vật lý đáng chú ý, là các hợp chất hữu cơ thể hiện tính dẫn điện kim loại (công thức sau) và siêu dẫn Và những chất có biểu hiện chống phản xạ cũng được biết đến.

*
*

Liên kết hóa học đơn giản của các phân tử

Như đã đề cập ở phần đầu của phần trước, bản chất của liên kết hóa học được xác định bởi kích thước tương đối của các yếu tố khác nhau. Việc một liên kết phân tử trở thành liên kết ion hay liên kết cộng hóa trị phụ thuộc vào sự vướng víu của các yếu tố này khi nguyên tử ban đầu được đặt ở khoảng cách hạt nhân cân bằng (khoảng cách liên kết) của phân tử. Nó phụ thuộc vào việc nó thấp hơn. Để thấy điều này, hãy xem xét sự liên kết của ba phân tử diatomic đơn giản là NaCl, HCl và H 2 . Khi bạn viết NaCl, bạn có thể tưởng tượng một tinh thể muối, nhưng ở đây nó là một phân tử NaCl ổn định trong pha khí được tạo thành từ một nguyên tử Na và một nguyên tử Cl. Các thí nghiệm đã chỉ ra rằng cần có 406 kJ năng lượng (gọi là năng lượng phân ly liên kết) để phá vỡ 1 mol (6.023 × 10 2 3 ) phân tử NaCl để tạo thành 1 mol nguyên tử Na và 1 mol nguyên tử Cl. . Bây giờ, chúng tôi tính toán lượng năng lượng được giải phóng trong quá trình ngược lại Na (nguyên tử) + Cl (nguyên tử) -> NaCl (phân tử), giả sử rằng liên kết được hình thành bởi lực hấp dẫn Coulomb của ion Na ⁺ và ion Cl ⁻. Thử. Năng lượng (năng lượng ion hóa) cần thiết để loại bỏ một electron chống lại lực hấp dẫn tĩnh điện nhận được từ hạt nhân Na (nguyên tử) để tạo ra các ion Na là 496 kJ / mol bằng thí nghiệm. Cl (nguyên tử) là Ái lực điện tử Nó ổn định hơn khi nhận được electron này và trở thành ion Cl⁻, và tại thời điểm này, nó giải phóng năng lượng 348 kJ / mol. Do đó, năng lượng cần thiết để tạo ra 1 mol mỗi ion Na ⁺ và ion Cl from từ Na (nguyên tử) và Cl (nguyên tử) là (496−348) kJ = 148 kJ. Tiếp theo, Na⁺ và Cl⁻ tiếp cận nhau do lực hấp dẫn Coulomb và khoảng cách liên kết của các phân tử pha khí trở thành 236pm (= 2,36Å), nhưng khi điện tích của ion ở trung tâm của hạt nhân, năng lượng Coulomb được tính là 588 kJ / mol, phần lớn năng lượng này được giải phóng. Cuối cùng, khi 1 mol NaCl (phân tử) được tạo ra từ Na (nguyên tử) và Cl (nguyên tử) (148-588) kJ = -440 kJ và 440 kJ năng lượng được giải phóng. Các tính toán hiện tại không bao gồm lực đẩy electron-electron, năng lượng đẩy hạt nhân-hạt nhân và các năng lượng nhỏ khác của Na⁺ và Cl⁻, nhưng các hiệu chỉnh này làm giảm toàn bộ giá trị số ở trên, do đó, đo được 406 kJ / Hầu hết mol được giải thích bởi ý tưởng trên. Nói cách khác, liên kết của các phân tử NaCl trong pha khí là liên kết ion.

Nhân tiện, khi tính toán tương tự được thực hiện cho phân tử HCl, nó là khoảng 120 kJ / mol, khác xa năng lượng phân ly liên kết đo được là 430 kJ / mol. Giá trị đo được của mômen lưỡng cực cũng là 1,09D (D là Debye, 1D = 3.3356 × 10⁻ 3 0 C · m), phần giá trị được mong đợi bao gồm các ion H⁺ và ion Cl It Chỉ có thể là 1. Do đó , liên kết của các phân tử HCl không phải là liên kết ion, mà là liên kết cộng hóa trị được mô tả dưới đây (xem bảng). Một phép tính như vậy có thể được thực hiện với phân tử hydro H 2 , nhưng trong trường hợp này, số lượng electron trên nguyên tử hydro là nhỏ và tác dụng che chắn điện tích hạt nhân là nhỏ, do đó lực đẩy hạt nhân-hạt nhân ở khoảng cách liên kết của 74 chiều chỉ đơn giản là sửa chữa. Nó không phải là một thuật ngữ và năng lượng phân ly liên kết 436 kJ / mol không thể giải thích được. Như rõ ràng từ sự đối xứng về hình dạng của phân tử hydro, mômen lưỡng cực là 0D, không có sai lệch điện tích và nó không thể được coi là liên kết ion.

Phân tử hydro là một ví dụ về phân tử cộng hóa trị điển hình mà lý thuyết hóa trị của Lewis có thể được áp dụng. Vì quỹ đạo electron của nguyên tử hydro là sự sắp xếp ổn định của hai electron như He, nên một liên kết được hình thành khi hai nguyên tử phát ra và chia sẻ một electron mỗi lần. Điều này được xây dựng bằng lý thuyết lượng tử của Walter Heitler (1904-81) và London Fritz London (1900-54) (1927). Hai nguyên tử hydro hiện được ký hiệu là a và b, các electron là 1 và 2 và hàm sóng của quỹ đạo electron của nguyên tử hydro a được ký hiệu là ψ a . Khi electron đầu tiên ở trong quỹ đạo này, ψ a (1) Viết như thế này. Sau đó hàm sóng ψ trong tiểu bang nơi electron 1 và 2 được chia sẻ bởi a và b là ψ = (1 / \ (\ sqrt {2} \)) (ψ một (1) ψ b (2) + ψ a ( 2) Nó có thể được xấp xỉ là ψ b (1)) và bằng cách tính năng lượng sử dụng chức năng này, khoảng 65% năng lượng phân ly liên kết của phân tử hydro có thể được giải thích. Mặc dù bây giờ có thể thực hiện các phép tính chính xác hơn, nhưng đó là một thành công lớn khi tính toán ban đầu khi cơ học lượng tử bắt đầu phát triển, và đó là một sự kiện tiết lộ bản chất của năng lượng liên kết cộng hóa trị. Nghĩa là, sự cộng hưởng giữa trạng thái của electron 1 ở trên hydro a và trạng thái 2 ở trên b và trạng thái mà các electron được trao đổi được xem xét và năng lượng trở nên thấp tương ứng với năng lượng cộng hưởng. Là để ổn định. Năng lượng cộng hưởng trong trường hợp này được gọi là năng lượng trao đổi. Lý thuyết này phù hợp với khái niệm hóa trị và cấu trúc phân tử xuất phát từ kinh nghiệm của các nhà hóa học, Phương pháp liên kết hóa trị Phát triển như.

Một lý thuyết khác cho phương pháp liên kết hóa trị này là các electron di chuyển trên quỹ đạo (quỹ đạo phân tử) kéo dài trong toàn bộ phân tử. Phương pháp quỹ đạo phân tử Sau đó đã được giới thiệu. Trong phương pháp này, hàm sóng của các quỹ đạo phân tử thường được xấp xỉ bằng một tổ hợp tuyến tính của các hàm sóng của các nguyên tử cấu thành. Đối với các phân tử hydro sử dụng

Để kết luận phần này, chúng ta hãy mô tả các tiêu chí cho bản án. Để xác định xem một nguyên tử bị cô lập trong pha khí có khả năng phát ra hoặc thu được một điện tử không Năng lượng ion hóa Là thước đo khả năng của các nguyên tử liên kết để thu hút các điện tử, một biện pháp gọi là độ âm điện đã được LC Pauling, Mariken và các nhà khoa học khác đề xuất. Cái trước dựa trên năng lượng liên kết, và cái sau dựa trên năng lượng ion hóa và ái lực điện tử. Giá trị Pauling thường được sử dụng. Xét liên kết AB của các nguyên tử A và B, mỗi độ âm điện được biểu thị bằng. Một , B Sau đó là sự khác biệt | χ Một -Χ B Nếu | lớn hơn 2, liên kết ion được sử dụng và nếu nhỏ hơn 2, liên kết cộng hóa trị là một hướng dẫn thô. Bảng này cho thấy sự khác biệt về độ âm điện của một số phân tử diatomic, mômen lưỡng cực và đặc tính chính của liên kết. Do độ âm điện gần với các nguyên tố lân cận trong bảng tuần hoàn, hợp chất trở thành liên kết cộng hóa trị, nhưng nếu ở xa, sự khác biệt về độ âm điện lớn, tạo ra hợp chất liên kết ion.

Liên kết hóa học của các phân tử phức tạp

Như đã biết, cấu trúc muối của muối NaCl, đại diện cho tinh thể ion, có một mạng lưới trong đó các ion Na⁺ và Cl⁻ được bao quanh bởi các ion khác ở phía trước, phía sau, bên trái và bên phải. , Tôi không thể nghĩ ra một đơn vị phân tử cụ thể gọi là NaCl. Công thức hóa học trong trường hợp này chỉ đơn giản là đại diện cho tỷ lệ số lượng nguyên tử cấu thành). Nếu bạn nghĩ mạnh mẽ như vậy, toàn bộ tinh thể có thể được coi là một đại phân tử. Trong trường hợp này, năng lượng liên kết có thể được giải thích chủ yếu bằng lực Coulomb giữa các ion nếu việc tính toán các phân tử NaCl pha khí trong phần trước có phần bị thay đổi. Việc hiệu chỉnh là tính toán lực Coulomb cho các ion dương và âm tại tất cả các điểm mạng, không chỉ các ion tiếp xúc với ion quan tâm (theo nghĩa này, liên kết được hướng đến tất cả các điểm mạng) trở thành). Kết quả là các tinh thể NaCl gấp 1,7476 lần lực hấp dẫn coulomb của một cặp Na⁺ và Cl⁻ liền kề. Con số này được gọi là hằng số Madelnk và đã được tính cho các loại tinh thể khác. Trong tinh thể NaCl, khoảng cách giữa Na⁺ và Cl⁻ gấp khoảng 1,2 lần so với các phân tử pha khí, do đó, sự gia tăng ròng trong lực hút Coulomb là khoảng 1,45 lần mỗi mol. Ở trên, NaCl được chọn làm ví dụ đại diện, nhưng các muối vô cơ chứa các ion phức (NH 4 , SO 4 2 và thậm chí các ion phức) có thể được xử lý theo cách tương tự. Khác với tinh thể ion Bán kính ion Số phối hợp là một yếu tố quan trọng trong việc xem xét trái phiếu.

Liên kết cộng hóa trị chủ yếu được tìm thấy trong các hợp chất cùng loại, giữa các nguyên tử gần nhau trong bảng tuần hoàn, nhóm boron, nhóm carbon, nhóm nitơ, nhóm oxy và hydro. Điều này là do sự khác biệt về độ âm điện là nhỏ. Đặc biệt, các hợp chất hữu cơ chủ yếu bao gồm C, H, N và O, vì vậy mọi thứ từ metan CH 4 đơn giản đến protein phức tạp và hầu hết tất cả các hợp chất hữu cơ bao gồm các hợp chất thơm như benzen và naphtalen đều liên kết cộng hóa trị. Làm bằng. Điều quan trọng trong việc xem xét các liên kết cộng hóa trị này là Quỹ đạo lai Đây là khái niệm. Lấy một nguyên tử carbon làm ví dụ, sự sắp xếp của các electron ngoài cùng là (2s) 2 (2p) 2 , quỹ đạo s là hình cầu và ba quỹ đạo p kéo dài theo các quả tạ theo hướng của ba trục trực giao (Hình. 2 tài liệu tham khảo). Mặt khác, trong phân tử metan, bàn tay của liên kết carbon kéo dài từ tâm của tứ diện đều đến đỉnh được chỉ ra bởi Van Hof và những người khác, và góc liên kết của HCH là 109,5 độ. Mặt khác, benzen C 6 H 6 là một hình lục giác đều, và góc liên kết của các nguyên tử carbon là 120 độ. Hơn nữa, phân tử acetylene C 2 H 2 là tuyến tính và có góc liên kết 180 độ. Chỉ thị như vậy của khớp nối không thể được giải thích bằng cách xem xét quỹ đạo s và p quỹ đạo riêng biệt, nhưng chỉ có thể bằng cách trộn cả hai. Mặc dù không được mô tả chi tiết, bốn quỹ đạo theo hướng của một góc tứ diện đều có thể được tạo ra bằng cách trộn một quỹ đạo một s và ba quỹ đạo p, và mỗi electron được chia thành một hướng. Bốn liên kết cộng hóa trị được hoàn thành bằng cách thêm một electron tại một thời điểm từ nguyên tử hydro liên kết đến, tạo ra một phân tử CH 4 . Một quỹ đạo như vậy được gọi là quỹ đạo lai, và trong trường hợp này, nó được gọi là quỹ đạo sp 3 (Hình. Số ba tài liệu tham khảo). Kết nối kết quả là đối xứng về trục liên kết và được gọi là liên kết..Trong trường hợp benzen, có thể tạo ra ba quỹ đạo sp 2 kéo dài từ quỹ đạo s và hai quỹ đạo p ở góc 120 độ trong mặt phẳng và các quỹ đạo p còn lại mở rộng vuông góc với mặt phẳng này. Nó sẽ chứa một electron cho mỗi. sp 2 quỹ đạo tạo liên kết σ chia sẻ sp 2 quỹ đạo và electron của các nguyên tử carbon ở cả hai phía, hoàn thành hình lục giác. Quỹ đạo sp 2 bên ngoài còn lại của hình lục giác tạo thành liên kết with với quỹ đạo 1s của nguyên tử hydro. Quỹ đạo p còn lại cuối cùng được hiển thị với bề mặt hình lục giác là bề mặt nút. Bốn Và tạo thành một liên kết với các quỹ đạo p liền kề. Một liên kết nốt như vậy được gọi là liên kết π và các electron trong đó được gọi là các electron π. Vì chỉ có một electron trong quỹ đạo p, nên ý tưởng rằng liên kết bao gồm một cặp electron là Bốn Trong trường hợp ethylene, nó là tốt, nhưng thật khó để suy nghĩ khi có cả hai mặt như benzen. Trong trường hợp này, có hai Keklet

*
bạn xem xét sự cộng hưởng giữa năm 20300701, bạn có thể bị thuyết phục. Tuy nhiên, từ quan điểm của phương pháp quỹ đạo phân tử, ba quỹ đạo liên kết và quỹ đạo chống tăng có thể được tạo ra bằng cách lấy liên kết chính của quỹ đạo p của sáu nguyên tử carbon, vì vậy nếu bạn đặt hai electron trước đây, bạn chỉ cần nghĩ về nó Các quỹ đạo phân tử như vậy được gọi là quỹ đạo π và là duy nhất cho các phân tử có liên kết đôi liên hợp. Phương pháp quỹ đạo phân tử được coi là một phương pháp hiệu quả để xử lý các phân tử đó và phương pháp quỹ đạo phân tử đóng vai trò rất quan trọng trong việc tìm hiểu các tính chất điện tử của nó. Trong trường hợp của acetylene, độ tuyến tính sp có thể được giải thích bằng cách tạo ra các quỹ đạo lai sp. Trong trường hợp này, hai quỹ đạo p trực giao vẫn tồn tại, mỗi quỹ đạo tạo thành một quỹ đạo p với nguyên tử carbon đối tác và hai liên kết π, do đó nó trở thành liên kết ba cùng với liên kết. Mặc dù chỉ có các ví dụ về các hợp chất hữu cơ đã được đề cập cho liên kết cộng hóa trị, nhiều hợp chất vô cơ như nước H 2 O, amoniac NH 3 , kim cương, silicon và gecmani được gọi là hợp chất vô cơ. Có nhiều vấn đề quan trọng liên quan đến liên kết cộng hóa trị, như mật độ điện tử, trật tự liên kết, năng lượng định vị, mô men liên kết và các cặp electron không bị phá hủy ngoài khoảng cách liên kết và góc liên kết. Gần đây, người ta đã biết rằng có những tương tác đáng kể giữa các nguyên tử không liên kết trực tiếp về mặt công thức cấu trúc hóa học, và cần phải coi chúng là liên kết.

Liên kết hóa học đặc biệt

Khi sự phóng điện xảy ra trong dòng hydro, một loại hóa chất gọi là H 2生成 được tạo ra. Điều này là do hai electron (proton) được kết hợp bởi một electron. Liên kết một electron Là một phân tử. Trong liên kết hóa trị, năng lượng liên kết được giải thích bằng cách xem xét sự cộng hưởng của H · H⁺ và H⁺ · H. Từ quan điểm của phương pháp quỹ đạo phân tử, một electron đi vào quỹ đạo kết nối φ 1 được mô tả trong phân tử H 2 . Được mô tả như là. Li 2 , Na 2 , v.v. cũng là ví dụ về liên kết một electron. He 2 , NO, v.v ... được mô tả là liên kết ba electron. Mặc dù các nguyên tố khí hiếm không hoạt động và không tạo thành các phân tử với các nguyên tử khác, XePtF 6 , XeF 2 , KrF 2 và những thứ tương tự được biết đến. XeF 2 là tuyến tính và dường như được coi là sự cộng hưởng giữa F⁻Xe⁺F và FXe⁺F⁻. XePtF 6 là liên kết ion của Xe⁻PtF 6 . Hợp chất này được tổng hợp theo giả định rằng O 2 PtF 6イ là liên kết ion và năng lượng ion hóa của O 2 và Xe gần như bằng nhau. Hợp chất được gọi chung là metallicocene là một phân tử loại sandwich bao gồm một ion của nguyên tố kim loại chuyển tiếp M và hai anion của cyclopentadienyl, và được biểu thị là M (C 5 H 5 ) 2 . Các ion kim loại trung tâm tạo thành một liên kết tương đương với 10 nguyên tử carbon. Khi M là Fe 2 , phân bố điện tích là Fe⁺ 1 · 3 4 (C 5 H 5 ⁻ 0 · 6 2 ) 2 là kết quả của quá trình trao đổi electron.

Thí nghiệm về liên kết hóa học

Từ thời cổ đại, nhiều kiến thức đã được tích lũy thông qua các phản ứng hóa học và các phép đo nhiệt động, giúp thiết lập khái niệm hóa trị. Trong thế kỷ 20, các kỹ thuật quang phổ khác nhau như phân tích cấu trúc tinh thể bằng nhiễu xạ tia X đã được phát triển, Nghiên cứu về các trạng thái điện tử đã trở nên tích cực. Các phương pháp thí nghiệm chính được liệt kê: nhiễu xạ tia X, nhiễu xạ electron, phổ tử ngoại / nhìn thấy / hồng ngoại, mômen lưỡng cực, đo từ tính, quang phổ vi sóng, cộng hưởng từ, quang phổ laser, tia X và tia cực tím chân không. Có quang phổ.

Quá trình hình thành liên kết hóa học

Như đã mô tả ở trên, liên kết hóa học chủ yếu được nhìn từ quan điểm tĩnh của năng lượng liên kết, nhưng trong trường hợp này, hình dạng của phân tử được xử lý như được đưa ra ở một mức độ nào đó, và quá trình hình thành liên kết hóa học bị thiếu. ing. Không dễ để nắm bắt quá trình này bằng thí nghiệm, nhưng các phân tử đơn giản đã được nghiên cứu chi tiết về mặt lý thuyết. Nó đã được đề xuất để hiểu định lý tĩnh điện Herman-Feynman. Đây là một đại diện chính xác của lực tĩnh điện mà hạt nhân nhận được từ đám mây electron tích điện âm và lực tĩnh điện giữa các hạt nhân khi các nguyên tử tiếp cận nhau trong một số điều kiện nhất định. Ở đây, kết quả tính toán biến dạng của đám mây điện tử khi hai phương pháp tiếp cận nguyên tử hydro được hiển thị trong hình. Số năm Thể hiện trong hình 5, đường liền nét biểu thị trạng thái nơi đám mây điện tử tăng lên so với nguyên tử bị cô lập và đường chấm chấm biểu thị trạng thái nơi nó đã giảm. Khi các nguyên tử ở xa, lực van der Waals phân cực đám mây điện tử và tăng giữa các nguyên tử. Kết quả là các hạt nhân dần dần được kéo lại gần đám mây điện tử. Nhân vật Số năm Khi tiếp cận khoảng 6.0 au (khoảng cách giữa các hạt nhân, 1 au = 52,9pm), hai đám mây điện tử xâm nhập lẫn nhau và chồng chéo lên nhau, thu hút các hạt nhân. Khi đạt tới 3 đến 2 au, một đám mây điện tử chảy từ vùng chấm đến vùng chung giữa các hạt nhân và điện tích âm tăng lên, thu hút ngày càng nhiều hạt nhân, từ đó hình thành liên kết. Điều này tương ứng với khái niệm liên kết cộng hóa trị. Nhân vật Số năm Trong trường hợp này, một vùng đường rắn xuất hiện bên ngoài hạt nhân và tiến trình của hạt nhân bắt đầu bị xáo trộn.

Xem thêm: Gia Tốc Của Chuyển Động Tròn Đều Là, Chuyển Động Tròn

Đồng thời, hạt nhân dừng lại ở khoảng cách nội hạt cân bằng (1,4 au) cùng với lực đẩy hạt nhân. → Liên kết ion → Liên kết cộng hóa trị Satoshi Kinoshita