NộI Dung:
A Liên kết hóa trị cực Nó là nguyên tố được hình thành giữa hai nguyên tố hóa học có sự khác biệt về độ âm điện là đáng kể, nhưng không có tính chất ion thuần túy. Do đó, nó là một tương tác mạnh trung gian giữa các liên kết cộng hóa trị cực và các liên kết ion.
Nó được cho là cộng hóa trị vì theo lý thuyết có sự chia sẻ bằng nhau của một cặp điện tử giữa hai nguyên tử liên kết; nghĩa là, hai electron được chia sẻ như nhau. Nguyên tử E · tặng một điện tử, trong khi · X đóng góp điện tử thứ hai để tạo thành liên kết cộng hóa trị E: X hoặc E-X.
Tuy nhiên, như đã thấy trong hình trên, hai electron không nằm ở trung tâm của E và X, cho thấy rằng chúng "lưu thông" với cùng tần số giữa cả hai nguyên tử; Đúng hơn là chúng gần X hơn là E. Điều này có nghĩa là X đã hút cặp electron về phía mình do độ âm điện lớn hơn.
Khi các electron của liên kết gần X hơn E, một vùng có mật độ electron cao, δ-, được tạo ra xung quanh X; trong khi ở E xuất hiện vùng nghèo electron, δ +. Do đó, bạn có sự phân cực của điện tích: một liên kết cộng hóa trị có cực.
nét đặc trưng
Mức độ phân cực
Liên kết cộng hóa trị có rất nhiều trong tự nhiên. Chúng có mặt trong thực tế tất cả các phân tử và hợp chất hóa học không đồng nhất; vì cuối cùng, nó được hình thành khi hai nguyên tử E và X khác nhau liên kết. Tuy nhiên, có những liên kết cộng hóa trị phân cực hơn những liên kết khác, và để tìm ra, người ta phải dùng đến độ âm điện.
X càng âm điện và E càng âm điện (nhiễm điện) thì liên kết cộng hoá trị tạo thành sẽ càng phân cực. Cách thông thường để ước tính độ phân cực này là thông qua công thức:
χX – χVÀ
Trong đó χ là độ âm điện của mỗi nguyên tử theo thang Pauling.
Nếu phép trừ hoặc phép trừ này có giá trị từ 0,5 đến 2, thì nó sẽ là một liên kết có cực. Do đó, có thể so sánh mức độ phân cực giữa các liên kết E-X khác nhau. Trong trường hợp giá trị thu được lớn hơn 2, chúng ta nói về một liên kết ion, E+X– Và nó không phảiδ+-Xδ-.
Tuy nhiên, độ phân cực của liên kết E-X không phải là tuyệt đối mà phụ thuộc vào môi trường xung quanh phân tử; có nghĩa là, trong phân tử -E-X-, nơi E và X tạo thành liên kết cộng hóa trị với các nguyên tử khác, chất sau ảnh hưởng trực tiếp đến mức độ phân cực nói trên.
Các nguyên tố hóa học tạo ra chúng
Mặc dù E và X có thể là bất kỳ nguyên tố nào, nhưng không phải tất cả chúng đều gây ra liên kết cộng hóa trị có cực. Ví dụ, nếu E là một kim loại có tính điện động cao, chẳng hạn như kim loại kiềm (Li, Na, K, Rb và Cs), và X là một halogen (F, Cl, Br và I), chúng sẽ có xu hướng tạo thành các hợp chất ion (Na+Cl–) và không phải là phân tử (Na-Cl).
Đó là lý do tại sao liên kết cộng hóa trị có cực thường được tìm thấy giữa hai nguyên tố phi kim loại; và ở mức độ thấp hơn, giữa các nguyên tố phi kim loại và một số kim loại chuyển tiếp. Xem khối p Từ bảng tuần hoàn, bạn có nhiều lựa chọn để hình thành các loại liên kết hóa học này.
Trong các phân tử lớn, việc nghĩ về độ phân cực của một liên kết không quan trọng lắm; Đây là những chất có cộng hóa trị cao, và sự phân bố điện tích của chúng (ở đó vùng giàu hay vùng nghèo electron) thu hút nhiều sự chú ý hơn là xác định mức độ cộng hóa trị của các liên kết bên trong chúng.
Tuy nhiên, với diatomic hoặc phân tử nhỏ, phân cực Eδ+-Xδ- nó là khá tương đối.
Đây không phải là vấn đề với các phân tử được hình thành giữa các nguyên tố phi kim loại; Nhưng khi các kim loại chuyển tiếp hoặc các kim loại tham gia, chúng ta không còn chỉ nói đến liên kết cộng hóa trị có cực, mà là liên kết cộng hóa trị với một đặc tính ion nhất định; và trong trường hợp các kim loại chuyển tiếp, của một liên kết phối trí cộng hóa trị theo bản chất của nó.
Ví dụ về liên kết cộng hóa trị có cực
CO
Liên kết cộng hóa trị giữa cacbon và oxy là liên kết phân cực, bởi vì liên kết này có độ âm điện nhỏ hơn (χC = 2,55) so với thứ hai (χHOẶC LÀ = 3,44). Vì vậy, khi chúng ta xem xét các liên kết C-O, C = O hoặc C-O–, chúng ta sẽ biết rằng chúng là liên kết phân cực.
H-X
Các hiđro halogenua, HX, là những ví dụ lý tưởng để tìm hiểu liên kết phân cực trong các phân tử tảo cát của bạn. Có độ âm điện của hydro (χH = 2,2), chúng ta có thể ước tính mức độ phân cực của các halogenua này với nhau:
-HF (H-F), χF (3,98) – χH (2,2) = 1,78
-HCl (H-Cl), χCl (3,16) – χH (2,2) = 0,96
-HBr (H-Br), χBr (2,96) – χH (2,2) = 0,76
-HI (H-I), χTôi (2,66) – χH (2,2) = 0,46
Lưu ý rằng theo những tính toán này, liên kết H-F là cực nhất. Bây giờ, đặc tính ion của nó được biểu thị bằng phần trăm, là một vấn đề khác. Kết quả này không có gì đáng ngạc nhiên vì flo là nguyên tố có độ âm điện cao nhất.
Khi độ âm điện giảm từ clo sang iot, các liên kết H-Cl, H-Br và H-I cũng trở nên ít phân cực hơn. Liên kết H-I nên không phân cực, nhưng nó thực sự có cực và cũng rất "giòn"; dễ gãy.
OH
Liên kết phân cực O-H có lẽ là quan trọng nhất: nhờ nó mà sự sống tồn tại, vì nó cộng tác với momen lưỡng cực của nước. Nếu chúng ta ước tính sự khác biệt giữa độ hút điện của oxy và hydro, chúng ta sẽ có:
χHOẶC LÀ (3,44) – χH (2,2) = 1,24
Tuy nhiên, phân tử nước, H2Hoặc, bạn có hai trong số các liên kết này, H-O-H. Điều này cùng với dạng hình học góc cạnh của phân tử và tính không đối xứng của nó khiến nó trở thành một hợp chất phân cực cao.
N-H
Liên kết N-H có trong các nhóm amin của protein. Lặp lại cùng một phép tính ta có:
χN (3,04) – χH (2,2) = 0,84
Điều này phản ánh rằng liên kết N-H ít phân cực hơn O-H (1,24) và F-H (1,78).
Xấu xí
Liên kết Fe-O rất quan trọng vì các oxit của nó được tìm thấy trong các khoáng chất sắt. Hãy xem nó có phân cực hơn H-O không:
χHOẶC LÀ (3,44) – χNiềm tin (1,83) = 1,61
Do đó, giả định đúng rằng liên kết Fe-O phân cực hơn liên kết H-O (1,24); hoặc tương tự như nói: Fe-O có tính chất ion lớn hơn H-O.
Những tính toán này được sử dụng để tìm ra mức độ phân cực giữa các liên kết khác nhau; nhưng chúng không đủ để xác định xem một hợp chất là ion, cộng hóa trị hay đặc tính ion của nó.
Người giới thiệu
- Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Hóa học. (Xuất bản lần thứ 8). CENGAGE Học tập.
- Rùng mình & Atkins. (2008). Hóa học vô cơ. (Tái bản lần thứ tư). Đồi Mc Graw.
- Laura Nappi. (2019). Trái phiếu cộng hóa trị có cực và không cực: Định nghĩa và Ví dụ. Học. Phục hồi từ: study.com
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (Ngày 18 tháng 9 năm 2019). Định nghĩa và các ví dụ về liên kết cực (Polar Cootherapy Bond). Phục hồi từ: thinkco.com
- Elsevier B.V. (2019). Liên kết hóa trị cực. ScienceDirect. Phục hồi từ: sciricalirect.com
- Wikipedia. (2019). Phân cực hóa học. Khôi phục từ: en.wikipedia.org
- Vô danh. (Ngày 05 tháng 6 năm 2019). Tính chất của trái phiếu cộng hóa trị có cực. Hóa học LibreTexts. Được khôi phục từ: chem.libretexts.org
"Cộng hóa trị" đổi hướng tới đây. Đối với các định nghĩa khác, xem Cộng hóa trị (định hướng).
Liên kết cộng hóa trị, còn gọi là liên kết phân tử là một liên kết hóa học được hình thành bằng việc dùng chung một hay nhiều cặp electron giữa các nguyên tử. Những cặp electron này được gọi là cặp electron dùng chung, và sự cân bằng lực hút và lực đẩy giữa các nguyên tử trong khi chia sẻ các electron được gọi là liên kết cộng hóa trị.[1][cầnnguồntốthơn] Với nhiều phân tử, việc dùng chung electron cho phép mỗi nguyên tử đạt được cấu hình electron bền vững.
So sánh cấu trúc electron giữa liên kết 3 electron và liên kết cộng hóa trị.[10]
Ví dụ đơn giản nhất cho liên kết ba electron là liên kết có thể được hình thành trong cation helium dimer, He+
2. Đây được coi là một "nửa liên kết" vì nó chỉ chia sẻ một electron (thay vì hai); trong các thuật ngữ orbital phân tử, electron thứ ba là một orbital phản liên kết, hủy bỏ một nửa liên kết hình thành bởi hai electron kia. Một ví dụ khác cho phân tử chứa liên kết ba electron, thêm vào liên kết hai electron, là Nitơ monoxit, NO. Phân tử oxi, O2 cũng có thể được coi là có hai liên kết ba electron và hai electron, giải thích cho tính thuận từ của nó và trật tự liên kết của nó là hai.[11] Clo dioxide, brom dioxide và iod dioxide cũng chứa liên kết ba electron.
Các phân tử có liên kết với số electron bất thường thường có tính phản ứng cao. Các loại liên kết này chỉ duy trì ổn định giữa những nguyên tố có độ âm điện tương đương nhau.[11]
Bài chi tiết: Cộng hưởng (hóa học)
Có những trường hợp mà chỉ mỗi cấu trúc Lewis không đủ để giải thích cấu trúc electron trong một phân tử, do vậy cần có sự chồng chất cấu trúc. Các nguyên tử trong các phân tử này có thể liên kết một cách khác biệt trong những cấu trúc khác biệt (liên kết đơn trong một cái, liên kết đôi trong cái khác, hoặc không có gì cả), dẫn tới các bậc liên kết không nguyên. Ion nitrat là một ví dụ với ba cấu trúc tương đương. Liên kết giữa nito và mỗi oxi là một liên kết đôi trong một cấu trúc và một liên kết đơn trong hai cấu trúc còn lại, vậy nên bậc liên kết trung bình trong mỗi tương tác N–O là 2 + 1 + 1/3 = 4/3.
ThơmSửa đổi
Bài chi tiết: Thơm
Trong hóa học hữu cơ, khi một phân tử với một vòng phẳng tuân theo quy tắc Hückel, với số lượng các electron π đúng với công thức 4n+2 (n là số nguyên), thì đạt được tính ổn định và tính đối xứng cao. Trong benzen, hợp chất thơm đầu tiên, có 6 electron liên kết π (n=1, 4n+2=6). Chúng chiếm ba orbital phân tử bất định xứng (thuyết obitan phân tử) hoặc hình thành các liên kết π trong hai cấu trúc cộng hưởng kết hợp tuyến tính (thuyết liên kết hóa trị), tạo ra một hình lục giác thông thường thể hiện tính ổn định lớn hơn giả thuyết 1,3,5-cyclohexatriene.
Trong trường hợp của các chất thơm dị vòng và các benzen được thế, sự khác biệt về độ âm điện giữa các phần của vòng có thể có thể chiếm ưu thế trong hoạt động hóa học của các liên kết vòng thơm, nếu không thì tương đương nhau.
Siêu hóa trịSửa đổi
Bài chi tiết: Phân tử siêu hóa trị
Một vài phân tử nhất định như Xenon difluorua và sulfide hexaflo có số phối trí cao hơn con số có thể do quy tắc cộng hóa trị chặt chẽ theo theo quy tắc bát tử. Điều này được giải thích bởi mô hình liên kết ba tâm bốn điện tử ("3c–4e") trong đó giải thích hàm sóng phân tử in terms of non-bonding highest occupied molecular orbitals trong thuyết obitan phân tử and ionic-covalent cộng hưởng trong thuyết liên kết hóa trị.
Thiếu electronSửa đổi
Bài chi tiết: Thiếu electron
Trong liên kết ba tâm hai điện tử ("3c–2e") ba nguyên tử chia sẻ hai electron trong nguyên kết. Loại liên kết này xảy ra trong hợp chất thiếu electron như diborane. Mỗi liên kết như vậy (2 trên mỗi phân tử trong dibonare) chứa một cặp electron liên kết các nguyên tử boron theo hình dạng một trái chuối, với một proton (hạt nhân của một nguyên tử hydro) ở giữa liên kết, chia sẻ electron với cả hai nguyên tử boron. Trong vài nhóm hóa học nhất định, liên kết gọi là bốn tâm hai điện tử cũng được đưa ra.
Bài chi tiết: Mô hình liên kết hóa học
- Liên kết trong chất rắn
- Bậc liên kết
- liên kết cộng hóa trị phối trí, còn được gọi là một liên kết lưỡng cực hoặc một liên kết cộng hoá trị
- Phân loại liên kết cộng hóa trị (hoặc ký hiệu LXZ)
- Bán kính cộng hóa trị
- Liên kết disulfide
- Sự lai hóa
- Liên kết hydro
- Liên kết ion
- Linear combination of atomic orbitals
- Liên kết kim loại
- Lien kết phản hóa trị
- Cộng hưởng (hóa học)
- ^ Campbell, Neil A.; Williamson, Brad; Heyden, Robin J. (2006). Biology: Exploring Life. Boston, MA: Pearson Prentice Hall. ISBN0-13-250882-6. Truy cập ngày 5 tháng 2 năm 2012.[cầnnguồntốthơn]
- ^ March, Jerry (1992). Advanced Organic Chemistry: Reactions, Mechanisms, and Structure. John Wiley & Sons. ISBN0-471-60180-2.
- ^ Gary L. Miessler; Donald Arthur Tarr (2004). Inorganic Chemistry. Prentice Hall. ISBN0-13-035471-6.
- ^ Merriam-Webster – Collegiate Dictionary (2000).
- ^ “Chemical Bonds”. Hyperphysics.phy-astr.gsu.edu. Truy cập ngày 9 tháng 6 năm 2013.
- ^ Lewis, Gilbert N. (ngày 1 tháng 4 năm 1916). “The atom and the molecule”. Journal of the American Chemical Society. 38 (4): 762–785. doi:10.1021/ja02261a002.
- ^ Heitler, W.; London, F. (1927). “Wechselwirkung neutraler Atome und homöopolare Bindung nach der Quantenmechanik” [Interaction of neutral atoms and homeopolar bonds according to quantum mechanics]. Zeitschrift für Physik. 44 (6–7): 455–472. Bibcode:1927ZPhy...44..455H. doi:10.1007/bf01397394. English translation in Hettema, H. (2000). Quantum Chemistry: Classic Scientific Papers. World Scientific. tr.140. ISBN978-981-02-2771-5. Truy cập ngày 5 tháng 2 năm 2012.
- ^ Stranks, D. R.; Heffernan, M. L.; Lee Dow, K. C.; McTigue, P. T.; Withers, G. R. A. (1970). Chemistry: A structural view. Carlton, Vic.: Melbourne University Press. tr.184. ISBN0-522-83988-6.
- ^ Weinhold, F.; Landis, C. (2005). Valency and Bonding. Cambridge. tr.96–100. ISBN0-521-83128-8.
- ^ Harcourt, Richard D. biên tập (2015). “Chapter 2: Pauling "3-Electron Bonds", 4-Electron 3-Centre Bonding, and the Need for an "Increased-Valence" Theory”. Bonding in Electron-Rich Molecules: Qualitative Valence-Bond Approach via Increased-Valence Structures. Springer. ISBN9783319166766.
- ^ a b Pauling, L. (1960). The Nature of the Chemical Bond. Cornell University Press. tr.340–354.
- “Covalent bonding– Single bonds”. chemguide. 2000. Truy cập ngày 5 tháng 2 năm 2012.
- “Electron Sharing and Covalent Bonds”. Department of Chemistry University of Oxford. Truy cập ngày 5 tháng 2 năm 2012.
- “Chemical Bonds”. Department of Physics and Astronomy, Georgia State University. Truy cập ngày 5 tháng 2 năm 2012.
- Covalent Bonds and Molecular Structure
- Structure and Bonding in Chemistry—Covalent Bonds Lưu trữ 2009-04-30 tại Wayback Machine
Bản mẫu:Chemical bonds Bản mẫu:Organic chemistry