Έννοια των παραμέτρων ομολόγων

Εισαγωγή

Οι ομοιοπολικοί δεσμοί είναι από τους πιο σύνθετους και διαφορετικούς τύπους χημικών δεσμών. Οι ομοιοπολικοί δεσμοί που αποτελούνται από έναν συνδυασμό κοινής χρήσης ηλεκτρονίων μπορούν επίσης να οριστούν βάσει πολλών παραμέτρων δεσμού :γωνία δεσμού, μήκος δεσμού, σειρά δεσμού και ενέργεια δεσμού. Αυτές οι παράμετροι δεσμού αντιπροσωπεύουν τη σταθερότητα μιας χημικής ένωσης. Δείχνει επίσης τη δύναμη των χημικών δεσμών που συγκρατούν τα άτομα του ενωμένα.

Οι μονάδες μέτρησης που χρησιμοποιούνται για την περιγραφή αυτών των παραμέτρων ποικίλλουν ανάλογα με το ποια πτυχή ενός ομοιοπολικού δεσμού περιγράφεται. Για παράδειγμα, όταν συζητάμε το μήκος ενός απλού ομοιοπολικού δεσμού (μήκος δεσμού), θα χρησιμοποιήσουμε νανόμετρα (nm), ενώ η σειρά δεσμών συζητείται χρησιμοποιώντας ακέραιους αριθμούς.

Οι ομοιοπολικοί δεσμοί σχηματίζονται μεταξύ δύο ατόμων μοιράζοντας ένα ή περισσότερα ηλεκτρόνια. Σε έναν ομοιοπολικό δεσμό, και τα δύο άτομα συμβάλλουν εξίσου στη διαδικασία σύνδεσης. Ο πιο κρίσιμος παράγοντας για τον προσδιορισμό του πόσο ισχυρός ή αδύναμος θα είναι ένας συγκεκριμένος ομοιοπολικός χημικός δεσμός είναι η απόσταση μεταξύ των ηλεκτρονίων σθένους κάθε ατόμου. Όσο πιο κοντά είναι αυτά τα ηλεκτρόνια σθένους μεταξύ τους μέσα σε ένα μόνο μόριο, τόσο ισχυρότερος θα είναι αυτός ο δεσμός. Αυτό είναι γνωστό ως κουλομβική έλξη (ή ηλεκτροστατική έλξη).

Παραγγελία ομολόγων :-

Η παράμετρος παραγγελίας ομολόγων μπορεί να αξιολογηθεί χρησιμοποιώντας τον τύπο:

Σειρά δεσμών =(συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων σύνδεσης – συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων κατά των δεσμών)/2

Η σειρά δεσμών ισούται με τον συνολικό αριθμό των ζευγών ηλεκτρονίων που συνδέονται μεταξύ δύο ατόμων σε ένα μόριο διαιρούμενο με το άθροισμα του αριθμού των ηλεκτρονίων σε κάθε άτομο.

Παράδειγμα: Το μονοξείδιο του άνθρακα έχει δεσμό οξυγόνου προς άνθρακα τάξης 1,5.

Για το CO, υπάρχουν τρεις ομοιοπολικοί δεσμοί, ο καθένας από τους οποίους έχει δύο ηλεκτρόνια (εκτός από τον τελευταίο, που έχει 3). Ο αριθμός των ομοιοπολικών δεσμών είναι έξι. Το άθροισμα όλων των ηλεκτρονίων σε κάθε άτομο είναι 12 (6+6+2), και επομένως το άθροισμα όλων των ηλεκτρονίων που δεν εμπλέκονται σε ομοιοπολικούς δεσμούς είναι 12. Διαιρώντας 12/12 μας δίνεται 1.

Για παράδειγμα, για διατομικά μόρια (π.χ. H2 ή CO2), είναι ίσο με το διπλάσιο του ιοντικού χαρακτήρα του δεσμού. Αυτό είναι λογικό γιατί εάν το μόριο αντιμετωπίζεται ως ιοντική ένωση, με το ένα άτομο να δίνει το ηλεκτρόνιό του στο άλλο άτομο, διπλάσιος αυτός ο αριθμός ηλεκτρονίων θα προστεθεί στο φορτίο ισορροπίας. Ωστόσο, για πολλά οργανικά μόρια όπως το βενζόλιο ή το κυκλοεξάνιο, είναι σημαντικά μεγαλύτερο από δύο. Σε αυτή την περίπτωση, το δύο λαμβάνεται ως ανώτατο όριο επιτρεπτού και οτιδήποτε πέρα ​​από αυτό θεωρείται σφάλμα εκ μέρους του χημικού. Επειδή αυτή η τιμή εξαρτάται από τη μοριακή γεωμετρία και τον υβριδισμό, μπορεί να διαφέρει ακόμη και μεταξύ ισοδύναμων μορίων.

Μοριακή τροχιακή θεωρία :-

Ο συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων σύνδεσης ισούται με τον συνολικό αριθμό των μη δεσμευτικών ηλεκτρονίων συν τον συνολικό αριθμό των ηλεκτρονίων σύνδεσης. Ο συνολικός αριθμός των ηλεκτρονίων που δεν συνδέονται δεσμοί ισούται επίσης με τον συνολικό αριθμό των μη δεσμευτικών ηλεκτρονίων συν τον αριθμό των αντιδεσμικών ηλεκτρονίων.

Η σειρά ομοιοπολικού δεσμού ισούται με το ήμισυ των διαφορών μεταξύ του συνολικού αριθμού ηλεκτρονίων δεσμού και αντιδεσμού. Η διαφορά μεταξύ της τάξης του ομοιοπολικού δεσμού και της ενέργειας του ομοιοπολικού δεσμού είναι ότι η ενέργεια του ομοιοπολικού δεσμού ισούται με την τετραγωνική ρίζα της τάξης του ομοιοπολικού δεσμού.

Γιατί πρέπει να εξετάσουμε τις ενέργειες των δεσμών; Επειδή χρησιμοποιούνται για τον προσδιορισμό της μεταβολής της ενθαλπίας όταν οι αντιδράσεις περιλαμβάνουν το σχηματισμό ή τη διάσπαση δεσμών. Μια αντίδραση μεταξύ δύο μορίων μπορεί να θεωρηθεί ότι είναι ενδόθερμη εάν υπάρχει μείωση στην ελεύθερη ενέργεια Gibbs.

Γωνία δεσμού :-

Η γωνία δεσμού μπορεί να οριστεί ως η γωνία μεταξύ δύο ομοιοπολικών δεσμών που προέρχονται από το ίδιο άτομο. Για παράδειγμα, σε ένα μόριο νερού, που απεικονίζεται παρακάτω, υπάρχουν τέσσερα άτομα (O1, O2, H1 και H2), με γωνία 104,5oC μεταξύ κάθε ζεύγους ομοιοπολικών δεσμών.

Σε αυτήν την απεικόνιση του μορίου του νερού, τα άτομα υδρογόνου αντιπροσωπεύονται με κόκκινες σφαίρες, το οξυγόνο με πράσινες σφαίρες και η γωνία δεσμού αντιπροσωπεύεται από ένα μπλε τόξο.

Η γωνία δεσμού μπορεί να οριστεί ως η γωνία μεταξύ δύο ομοιοπολικών δεσμών που προέρχονται από το ίδιο άτομο. Η γωνία δεσμού σε ένα μόριο νερού είναι 104,5oC μεταξύ κάθε ζεύγους ομοιοπολικών δεσμών (μεταξύ των ατόμων υδρογόνου και των ατόμων οξυγόνου).

Μήκος δεσμού :-

Το μήκος του δεσμού ενός μορίου μπορεί εύκολα να υπολογιστεί αθροίζοντας τις ομοιοπολικές ακτίνες των ατόμων που περιέχει. Η ομοιοπολική ακτίνα είναι το μισό της απόστασης μεταξύ δύο πυρήνων όταν απέχουν ένα ångström μεταξύ τους. (Ένα ångström είναι 10−10 m, ή 10 μ.μ.).

Οι ομοιοπολικές ακτίνες κάθε στοιχείου σε μια ένωση μπορούν να βρεθούν σε βιβλία αναφοράς. Για παράδειγμα, η ομοιοπολική ακτίνα του φθορίου είναι περίπου 1,5 Å (1,5 x 10−10 m) και η ομοιοπολική ακτίνα του άνθρακα είναι περίπου 1,1 Å (1,1 x 10−10 m).

Εάν έχουμε δεσμό μεταξύ δύο ατόμων άνθρακα, το μήκος του δεσμού θα είναι 1,5 + 1,1 =2,6 Å (2,6 x 10−10 m). Δεδομένου ότι αυτό είναι περίπου το ίδιο μήκος με ένα ζεύγος δεσμών άνθρακα-φθορίου, ίσως να περιμένετε ότι δεν θα υπήρχε σημαντική διαφορά μεταξύ αυτών των δύο τύπων δεσμών.

Υπάρχει μια μεγάλη διαφορά:Η δύναμη που τους συγκρατεί είναι πολύ ισχυρότερη για τους δεσμούς C-C από ό,τι για τους δεσμούς C-F!

Τάσεις του περιοδικού πίνακα στο μήκος ομολόγων

Ο νόμος των οκτάβων είναι ίσως ο πιο περίπλοκος από όλους τους κανόνες χημικού συνδυασμού. Ισχύει για τα μήκη των δεσμών μεταξύ των ατόμων σε ένα μόριο αλλά όχι για τις γωνίες δεσμών τους ή οποιαδήποτε άλλη ατομική ιδιότητα. Η μόνη κανονικότητα που φαίνεται να ακολουθεί είναι ότι καθώς περνάτε σε μια περίοδο από αριστερά προς τα δεξιά, το μήκος του δεσμού είναι μικρότερο από την ακτίνα του ατόμου, ενώ καθώς κατεβαίνετε μια ομάδα από δεξιά προς τα αριστερά, το μήκος του δεσμού είναι μεγαλύτερο από αυτό του ατόμου. ακτίνα.

Αρκετές εξηγήσεις έχουν προσφερθεί σε μια προσπάθεια εξορθολογισμού αυτού του περίεργου κανόνα. Μερικοί πρότειναν ότι οι ατομικές ακτίνες αλλάζουν με διαφορετικούς ρυθμούς ανάλογα με την κατάσταση του χημικού συνδυασμού. Άλλοι υποστήριξαν ότι ίσως οι ατομικές ακτίνες δεν είναι σταθερές μεταξύ τους αλλά ποικίλλουν αντιστρόφως ως κάποια ισχύς του φορτίου ή της μάζας τους, και άλλοι υποστήριξαν ότι κάθε ιδιότητα που ποικίλλει τακτικά με μια άλλη πρέπει να είναι ευθέως ανάλογη (κατά κάποιο τρόπο) με αυτήν. P>

Συμπέρασμα

Σε αυτό το υλικό, μάθαμε για την έννοια των παραμέτρων Bond και πώς είναι χρήσιμοι για ομοιοπολικούς δεσμούς. Συζητήσαμε επίσης τα πράγματα από τα οποία εξαρτώνται οι παράμετροι των ομολόγων και πώς μπορούμε να προσδιορίσουμε ποιος δεσμός είναι πιο ουσιαστικός.