Atomska ali kovalentna kemična vez. Kaj je kovalentna polarna in kaj nepolarna vez

Nastanek kemičnih spojin je posledica nastanka kemičnih vezi med atomi v molekulah in kristalih.

Kemična vez je medsebojno sprijemanje atomov v molekuli in kristalni mreži kot posledica delovanja električnih sil privlačnosti med atomi.

KOVALENTNA VEZ.

Kovalentna vez nastane zaradi skupnih elektronskih parov, ki se pojavijo v lupinah povezanih atomov. Lahko ga tvorijo atomi istega elementa in nato ga nepolarni; taka kovalentna vez obstaja na primer v molekulah enoelementnih plinov H2, O2, N2, Cl2 itd.

Kovalentno vez lahko tvorijo atomi različnih elementov, ki so si podobni po kemičnem značaju, nato pa jo polarni; na primer takšna kovalentna vez obstaja v molekulah H2O, NF3, CO2. Kovalentna vez se tvori med atomi elementov,

Kvantitativne značilnosti kemijskih vezi. Energija komunikacije. Dolžina povezave. Polarnost kemijske vezi. Vezni kot. Efektivni naboji na atomih v molekulah. Dipolni moment kemijske vezi. Dipolni moment večatomske molekule. Dejavniki, ki določajo velikost dipolnega momenta večatomske molekule.

Značilnosti kovalentne vezi . Pomembne kvantitativne značilnosti kovalentne vezi so energija vezi, njena dolžina in dipolni moment.

Komunikacijska energija- energija, ki se sprosti med njegovo tvorbo ali je potrebna za ločitev dveh povezanih atomov. Energija vezi označuje njeno moč.

Dolžina povezave- razdalja med središči vezanih atomov. Čim krajša je dolžina, tem močnejša je kemična vez.

Dipolni moment sklopitve(m) je vektorska količina, ki označuje polarnost povezave.

Dolžina vektorja je enaka zmnožku dolžine vezi l in efektivnega naboja q, ki ga atomi pridobijo s premikom elektronske gostote: | m | = lХ q. Vektor dipolnega momenta je usmerjen od pozitivnega naboja k negativnemu. Z vektorskim seštevanjem dipolnih momentov vseh vezi dobimo dipolni moment molekule.

Na značilnosti obveznic vpliva njihova množica:

Energija vezave narašča zaporedno;

Dolžina povezave raste v obratnem vrstnem redu.

Komunikacijska energija(za dano stanje sistema) - razlika med energijo stanja, v katerem so sestavni deli sistema neskončno oddaljeni drug od drugega in so v stanju aktivnega mirovanja, in skupno energijo vezanega stanja sistema. sistem: ,

kjer je E energija vezave komponent v sistemu N komponent (delcev), Ei je skupna energija i-te komponente v nevezanem stanju (neskončno oddaljen delec v mirovanju) in E je skupna energija vezanega sistem. Za sistem, sestavljen iz neskončno oddaljenih delcev v mirovanju, velja, da je vezavna energija običajno enaka nič, to pomeni, da se energija sprosti, ko nastane vezano stanje. Energija vezave je enaka minimalnemu delu, ki ga je treba porabiti za razgradnjo sistema na njegove sestavne delce.

Označuje stabilnost sistema: večja kot je vezavna energija, stabilnejši je sistem. Za valenčne elektrone (elektrone zunanjih elektronskih lupin) nevtralnih atomov v osnovnem stanju vezavna energija sovpada z ionizacijsko energijo, za negativne ione - z elektronsko afiniteto. Energija kemijske vezi dvoatomne molekule ustreza energiji njene toplotne disociacije, ki je reda velikosti stotin kJ/mol. Energija vezave hadronov v atomskem jedru je določena predvsem z močno interakcijo. Za lahka jedra je ~0,8 MeV na nukleon.

Dolžina kemične vezi— razdalja med jedri kemično povezanih atomov. Dolžina kemijske vezi je pomembna fizikalna količina, ki določa geometrijske razsežnosti kemijske vezi in njen obseg v prostoru. Za določanje dolžine kemijske vezi se uporabljajo različne metode. Plinska elektronska difrakcija, mikrovalovna spektroskopija, Ramanovi spektri in IR spektri visoke ločljivosti se uporabljajo za oceno dolžin kemičnih vezi izoliranih molekul v parni (plinasti) fazi. Menijo, da je dolžina kemične vezi aditivna količina, ki jo določa vsota kovalentnih polmerov atomov, ki sestavljajo kemično vez.

Polarnost kemijskih vezi- značilnost kemijske vezi, ki kaže spremembo porazdelitve elektronske gostote v prostoru okoli jeder v primerjavi s porazdelitvijo elektronske gostote v nevtralnih atomih, ki tvorijo to vez. Možno je kvantificirati polarnost vezi v molekuli. Težava natančne kvantitativne ocene je, da je polarnost vezi odvisna od več dejavnikov: velikosti atomov in ionov povezovalnih molekul; od števila in narave povezav, ki so jih povezovalni atomi že imeli pred njihovo dano interakcijo; o vrsti strukture in celo značilnostih napak v njihovih kristalnih mrežah. Tovrstni izračuni se izvajajo po različnih metodah, ki v splošnem dajejo približno enake rezultate (vrednosti).

Na primer, za HCl je bilo ugotovljeno, da ima vsak atom v tej molekuli naboj, ki je enak 0,17 naboja celotnega elektrona. Na atomu vodika je +0,17, na atomu klora pa -0,17. Kot kvantitativno merilo polarnosti vezi se največkrat uporabljajo tako imenovani efektivni naboji na atomih. Efektivni naboj je definiran kot razlika med nabojem elektronov, ki se nahajajo v nekem prostoru blizu jedra, in nabojem jedra. Vendar ima ta mera le pogojni in približni [relativni] pomen, saj je nemogoče nedvoumno identificirati območje v molekuli, ki se nanaša izključno na posamezen atom, v primeru več vezi pa na določeno vez.

Vezni kot- kot, ki ga tvorijo smeri kemičnih (kovalentnih) vezi, ki izhajajo iz enega atoma. Za določitev geometrije molekul je potrebno poznavanje veznih kotov. Vezni koti so odvisni tako od posameznih značilnosti pritrjenih atomov kot od hibridizacije atomskih orbital centralnega atoma. Za enostavne molekule je mogoče vezni kot, tako kot druge geometrijske parametre molekule, izračunati z metodami kvantne kemije. Določeni so eksperimentalno iz vrednosti vztrajnostnih momentov molekul, dobljenih z analizo njihovih rotacijskih spektrov. Vezni kot kompleksnih molekul se določi z metodami difrakcijske strukturne analize.

UČINKOVIT NABOJ ATOMA, označuje razliko med številom elektronov, ki pripadajo danemu atomu v kemikaliji. konn., in število prostih elektronov. atom. Za ocene E. z. A. uporabljajo modele, v katerih so eksperimentalno določene količine predstavljene kot funkcije točkovnih nepolarizacijskih nabojev, lokaliziranih na atomih; na primer, dipolni moment dvoatomske molekule obravnavamo kot produkt E. z. A. na medatomsko razdaljo. V okviru tovrstnih modelov E. z. A. se lahko izračuna z uporabo optičnih podatkov. ali rentgensko spektroskopijo.

Dipolni momenti molekul.

Idealna kovalentna vez obstaja samo v delcih, sestavljenih iz enakih atomov (H2, N2 itd.). Če med različnimi atomi nastane vez, se elektronska gostota premakne na eno od atomskih jeder, kar pomeni, da pride do polarizacije vezi. Za polarnost vezi je značilen njen dipolni moment.

Dipolni moment molekule je enak vektorski vsoti dipolnih momentov njenih kemijskih vezi. Če so polarne vezi v molekuli razporejene simetrično, se pozitivni in negativni naboji med seboj izničijo in molekula kot celota je nepolarna. To se zgodi na primer z molekulo ogljikovega dioksida. Poliatomske molekule z asimetrično razporeditvijo polarnih vezi so na splošno polarne. To še posebej velja za molekulo vode.

Na nastali dipolni moment molekule lahko vpliva osamljeni par elektronov. Tako imata molekuli NH3 in NF3 tetraedrsko geometrijo (ob upoštevanju osamljenega para elektronov). Stopnji ionnosti vezi dušik-vodik in dušik-fluor sta 15 oziroma 19 %, njuni dolžini pa 101 oziroma 137 pm. Na podlagi tega bi lahko sklepali, da ima NF3 večji dipolni moment. Vendar eksperiment kaže nasprotno. Za natančnejšo napoved dipolnega momenta je treba upoštevati smer dipolnega momenta osamljenega para (slika 29).

Koncept hibridizacije atomskih orbital in prostorske zgradbe molekul in ionov. Značilnosti porazdelitve elektronske gostote hibridnih orbital. Glavne vrste hibridizacije: sp, sp2, sp3, dsp2, sp3d, sp3d2. Hibridizacija, ki vključuje osamljene elektronske pare.

HIBRIDIZACIJA ATOMSKIH ORBITAL.

Za razlago strukture nekaterih molekul uporablja metoda BC hibridizacijski model atomske orbite (AO). Pri nekaterih elementih (berilij, bor, ogljik) pri tvorbi kovalentnih vezi sodelujeta tako s- kot p-elektron. Ti elektroni se nahajajo na AO, ki se razlikujejo po obliki in energiji. Kljub temu se povezave, ki nastanejo z njihovo udeležbo, izkažejo za enakovredne in se nahajajo simetrično.

V molekulah BeC12, BC13 in CC14 je na primer vezni kot C1-E-C1 180, 120 in 109,28 o. Vrednosti in energije dolžin vezi E-C1 so enake za vsako od teh molekul. Načelo orbitalne hibridizacije je, da prvotni AO različnih oblik in energij, ko se pomešajo, dajo nove orbitale enake oblike in energije. Vrsta hibridizacije osrednjega atoma določa geometrijsko obliko molekule ali iona, ki ga tvori.

Razmislimo o strukturi molekule z vidika hibridizacije atomskih orbital.

Prostorska oblika molekul.

Lewisove formule veliko povedo o elektronski zgradbi in stabilnosti molekul, o njihovi prostorski strukturi pa zaenkrat še ne morejo povedati ničesar. V teoriji kemijske vezi obstajata dva dobra pristopa k razlagi in napovedovanju molekularne geometrije. Med seboj se dobro strinjajo. Prvi pristop se imenuje teorija odbijanja valenčnih elektronskih parov (VEP). Kljub "strašljivemu" imenu je bistvo tega pristopa zelo preprosto in jasno: kemične vezi in osamljeni elektronski pari v molekulah se nahajajo čim dlje drug od drugega. Razložimo s konkretnimi primeri. V molekuli BeCl2 sta dve vezi Be-Cl. Oblika te molekule mora biti takšna, da sta obe vezi in atomi klora na njihovih koncih čim bolj narazen:

To je mogoče le pri linearni obliki molekule, ko je kot med vezmi (ClBeCl kot) 180°.

Drug primer: molekula BF3 ima 3 B-F vezi. Nahajajo se čim bolj narazen in ima molekula obliko ravnega trikotnika, kjer so vsi koti med vezmi (FBF koti) enaki 120°:

Hibridizacija atomskih orbital.

Hibridizacija ne vključuje samo vezave elektronov, ampak tudi osamljeni elektronski pari . Na primer, molekula vode vsebuje dve kovalentni kemični vezi med atomom kisika in dvema atomoma vodika (slika 21).

Poleg dveh parov elektronov, ki si jih delita z atomi vodika, ima atom kisika dva para zunanjih elektronov, ki ne sodelujeta pri tvorbi vezi ( osamljeni elektronski pari). Vsi štirje pari elektronov zasedajo določene regije v prostoru okoli atoma kisika. Ker se elektroni odbijajo, so elektronski oblaki čim bolj oddaljeni drug od drugega. V tem primeru se zaradi hibridizacije oblika atomskih orbital spremeni; Zato ima molekula vode oglato obliko, kot med vezmi kisik-vodik pa je 104,5 o.

Oblika molekul in ionov tipa AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. d-AO, ki sodelujejo pri tvorbi σ vezi v ravnih kvadratnih molekulah, v oktaedrskih molekulah in v molekulah, zgrajenih v obliki trigonalne bipiramide. Vpliv odbijanja elektronskih parov na prostorsko konfiguracijo molekul (koncept udeležbe osamljenih elektronskih parov KNEP).

Oblika molekul in ionov tipa AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. Vsaka vrsta AO hibridizacije ustreza strogo določeni geometrijski obliki, potrjeni eksperimentalno. Njegovo osnovo tvorijo σ-vezi, ki jih tvorijo hibridne orbitale; delokalizirani pari π-elektronov (v primeru večkratnih vezi) se gibljejo v svojem elektrostatičnem polju (tabela 5.3). sp hibridizacija. Ta vrsta hibridizacije se pojavi, ko atom tvori dve vezi zaradi elektronov, ki se nahajajo v s- in p-orbitalah in imajo podobne energije. Ta vrsta hibridizacije je značilna za molekule tipa AB2 (slika 5.4). Primeri takšnih molekul in ionov so podani v tabeli. 5.3 (slika 5.4).

Tabela 5.3

Geometrijske oblike molekul

E - osamljeni elektronski par.

Zgradba molekule BeCl2. Atom berilija ima v svojem normalnem stanju dva seznanjena s-elektrona v svoji zunanji plasti. Zaradi vzbujanja eden od s elektronov preide v p-stanje - pojavita se dva neparna elektrona, ki se razlikujeta po orbitalni obliki in energiji. Ko nastane kemična vez, se pretvorita v dve enaki sp-hibridni orbitali, usmerjeni pod kotom 180 stopinj druga na drugo.

Be 2s2 Be 2s1 2p1 - vzbujeno stanje atoma

riž. 5.4. Prostorska razporeditev sp-hibridnih oblakov

Glavne vrste medmolekulskih interakcij. Snov v kondenziranem stanju. Dejavniki, ki določajo energijo medmolekulskih interakcij. Vodikova vez. Narava vodikove vezi. Kvantitativne značilnosti vodikove vezi. Med- in intramolekularne vodikove vezi.

MEDNOMOLEKULARNE INTERAKCIJE- interakcija molekule med seboj, ne da bi prišlo do zloma ali tvorbe novih kemikalij. povezave. M.v. ugotavlja razliko med realnimi in idealnimi plini, obstoj tekočin in mol. kristali. Od M. v. odvisno od množine strukturni, spektralni, termodinamični. in drugi svetniki. Nastanek koncepta M. v. je povezano z imenom Van der Waalsa, ki je leta 1873 predlagal raven stanja, ki upošteva magnezij v snovi, da bi pojasnil lastnosti resničnih plinov in tekočin. Zato so sile M. v. pogosto imenovan van der Waals.

Osnova M. stoletja. predstavljajo interakcijo Coulombovih sil. med elektroni in jedri ene molekule ter jedri in elektroni druge molekule. V eksperimentalno ugotovljenih lastnostih snovi se kaže povprečna interakcija, ki je odvisna od razdalje R med molekulami, njihove medsebojne usmerjenosti, strukture in fizikalnih lastnosti. lastnosti (dipolni moment, polarizabilnost itd.). Pri velikem R, ki bistveno presega linearne dimenzije samih molekul, zaradi česar se elektronske lupine molekul ne prekrivajo, sile M.V. lahko povsem razumno razdelimo na tri vrste - elektrostatične, polarizacijske (indukcijske) in disperzivne. Elektrostatične sile včasih imenujemo orientacijske, vendar je to netočno, saj lahko medsebojno usmerjenost molekul določamo tudi s polarizacijo. sile, če so molekule anizotropne.

Pri majhnih razdaljah med molekulami (R ~ l) ločimo med posameznimi vrstami molekul. lahko le približno ocenimo, poleg treh imenovanih vrst pa ločimo še dve, povezani s prekrivanjem elektronskih lupin - izmenjalno interakcijo in interakcijo zaradi prenosa naboja elektrona. Kljub določeni konvenciji taka delitev v vsakem posameznem primeru omogoča razlago narave M. stoletja. in izračunajte njegovo energijo.

Zgradba snovi v kondenziranem stanju.

Glede na razdaljo med delci, ki sestavljajo snov, ter naravo in energijo interakcije med njimi je lahko snov v enem od treh agregatnih stanj: trdnem, tekočem in plinastem.

Pri dovolj nizki temperaturi je snov v trdnem stanju. Razdalje med delci kristalne snovi so velikosti samih delcev. Povprečna potencialna energija delcev je večja od njihove povprečne kinetične energije. Gibanje delcev, ki sestavljajo kristale, je zelo omejeno. Sile, ki delujejo med delci, jih ohranjajo v tesnih ravnotežnih položajih. To pojasnjuje prisotnost kristalnih teles z lastno obliko in prostornino ter visoko strižno odpornostjo.

Pri taljenju se trdne snovi spremenijo v tekočine. Po strukturi se tekoča snov razlikuje od kristalne po tem, da niso vsi delci med seboj enako oddaljeni kot v kristalih, nekatere molekule so med seboj oddaljene na velike razdalje. Povprečna kinetična energija delcev za snovi v tekočem stanju je približno enaka njihovi povprečni potencialni energiji.

Trdno in tekoče stanje pogosto združujemo pod splošnim izrazom kondenzirano stanje.

Vrste medmolekulskih interakcij intramolekularna vodikova vez. Obveznice, pri oblikovanju katerih ne pride do prestrukturiranja elektronskih lupin, se imenujejo interakcija med molekulami . Glavne vrste molekulskih interakcij vključujejo van der Waalsove sile, vodikove vezi in donorsko-akceptorske interakcije.

Ko se molekule združijo, se pojavi privlačnost, ki povzroči pojav kondenziranega stanja snovi (tekoče, trdno z molekularno kristalno mrežo). Sile, ki prispevajo k privlačnosti molekul, se imenujejo van der Waalsove sile.

Zanje so značilne tri vrste medmolekulsko interakcijo :

a) orientacijska interakcija, ki se kaže med polarnimi molekulami, ki težijo k temu, da zavzamejo položaj, v katerem bi si njihovi dipoli nasproti nasprotovali drug proti drugemu, momentni vektorji teh dipolov pa bi bili usmerjeni vzdolž iste premice (drugače se imenuje dipol-dipol interakcija);

b) indukcija, ki nastane med induciranimi dipoli, katerih vzrok za nastanek je medsebojna polarizacija atomov dveh približujočih se molekul;

c) disperzivni, ki nastane kot posledica interakcije mikrodipolov, ki nastanejo zaradi trenutnih premikov pozitivnih in negativnih nabojev v molekulah med gibanjem elektronov in vibracijami jeder.

Med poljubnimi delci delujejo disperzijske sile. Orientacijske in induktivne interakcije se ne pojavljajo pri delcih mnogih snovi, na primer: He, Ar, H2, N2, CH4. Za molekule NH3 disperzijska interakcija predstavlja 50 %, orientacijska interakcija 44,6 %, indukcijska interakcija pa 5,4 %. Za polarno energijo van der Waalsovih privlačnih sil so značilne nizke vrednosti. Torej, za led je 11 kJ/mol, tj. 2,4 % H-O energija kovalentne vezi (456 kJ/mol). Vander Waalsove sile privlačnosti so fizične interakcije.

Vodikova vez je fizikalno-kemijska vez med vodikom ene molekule in elementom EO druge molekule. Nastanek vodikovih vezi je razložen z dejstvom, da ima v polarnih molekulah ali skupinah polariziran vodikov atom edinstvene lastnosti: odsotnost notranjih elektronskih lupin, pomemben premik elektronskega para na atom z visokim EO in zelo majhno velikostjo. Zato vodik lahko prodre globoko v elektronsko ovojnico sosednjega negativno polariziranega atoma. Kot kažejo spektralni podatki, igra donorsko-akceptorska interakcija atoma EO kot donorja in atoma vodika kot akceptorja pomembno vlogo pri tvorbi vodikove vezi. Vodikova vez je lahko medmolekularni oz intramolekularno.

Vodikove vezi se lahko pojavijo med različnimi molekulami in znotraj molekule, če ta molekula vsebuje skupine z donorskimi in akceptorskimi sposobnostmi. Tako imajo intramolekularne vodikove vezi glavno vlogo pri tvorbi peptidnih verig, ki določajo strukturo beljakovin. Eden najbolj znanih primerov vpliva intramolekularne vodikove vezi na strukturo je deoksiribonukleinska kislina (DNK). Molekula DNK je zvita v dvojno vijačnico. Dve verigi te dvojne vijačnice sta med seboj povezani z vodikovimi vezmi. Vodikova vez je po naravi vmesna med valentnimi in medmolekularnimi interakcijami. Povezan je z edinstvenimi lastnostmi polariziranega atoma vodika, njegovo majhnostjo in odsotnostjo elektronskih plasti.

Medmolekulske in intramolekularne vodikove vezi.

Vodikove vezi najdemo v številnih kemičnih spojinah. Praviloma nastanejo med atomi fluora, dušika in kisika (najbolj elektronegativni elementi), manj pogosto - s sodelovanjem atomov klora, žvepla in drugih nekovin. Močne vodikove vezi se tvorijo v tekočih snoveh, kot so voda, vodikov fluorid, anorganske kisline, ki vsebujejo kisik, karboksilne kisline, fenoli, alkoholi, amoniak in amini. Med kristalizacijo se vodikove vezi v teh snoveh običajno ohranijo. Zato so njihove kristalne strukture v obliki verig (metanol), ravnih dvodimenzionalnih plasti (borova kislina) ali prostorskih tridimenzionalnih mrež (led).

Če vodikova vez združuje dele ene molekule, govorimo o intramolekularno vodikova vez. To še posebej velja za številne organske spojine (slika 42). Če nastane vodikova vez med atomom vodika ene molekule in atomom nekovine druge molekule (medmolekularna vodikova vez), takrat molekule tvorijo dokaj močne pare, verige, obroče. Tako mravljinčna kislina obstaja v obliki dimerov v tekočem in plinastem stanju:

plin vodikov fluorid pa vsebuje polimerne molekule, ki vsebujejo do štiri delce HF. Močne vezi med molekulami lahko najdemo v vodi, tekočem amoniaku in alkoholih. Vsi ogljikovi hidrati, beljakovine in nukleinske kisline vsebujejo atome kisika in dušika, potrebne za tvorbo vodikovih vezi. Znano je na primer, da so glukoza, fruktoza in saharoza dobro topne v vodi. Pri tem imajo pomembno vlogo vodikove vezi, ki nastanejo v raztopini med molekulami vode in številnimi OH skupinami ogljikovih hidratov.

Periodični zakon. Sodobna formulacija periodičnega zakona. Periodni sistem kemijskih elementov je grafični prikaz periodnega zakona. Sodobna različica periodnega sistema. Značilnosti polnjenja atomskih orbital z elektroni in nastajanje period. s-, p-, d-, f- Elementi in njihova razporeditev v periodnem sistemu. Skupine, obdobja. Glavne in sekundarne podskupine. Meje periodnega sistema.

Odkritje periodičnega zakona.

Osnovni zakon kemije - periodični zakon je odkril D.I. Mendelejev leta 1869 v času, ko je atom veljal za nedeljivega in o njegovi notranji strukturi ni bilo nič znanega. Osnova periodičnega zakona D.I. Mendelejev je določil atomske mase (prej atomske teže) in kemijske lastnosti elementov.

Po razporeditvi 63 takrat znanih elementov po naraščajočih atomskih masah je D.I. Mendelejev je dobil naravno (naravno) vrsto kemijskih elementov, v katerih je odkril periodično ponovljivost kemijskih lastnosti.

Na primer, lastnosti tipičnega kovinskega litija Li so se ponovile v elementih natrij Na in kalij K, lastnosti tipičnega nekovine fluora F so se ponovile v elementih klor Cl, brom Br, jod I.

Nekateri elementi imajo D.I. Mendelejev ni odkril kemijskih analogov (na primer aluminij Al in silicij Si), saj takih analogov takrat še niso poznali. Zanje je pustil prazna mesta v naravnih serijah in na podlagi periodičnega ponavljanja napovedal njihove kemijske lastnosti. Po odkritju ustreznih elementov (analog aluminija - galij Ga, analog silicija - germanij Ge itd.) so napovedi D.I. Mendelejeva so bili popolnoma potrjeni.

Podatki o ionizacijski energiji (IE), PEI in sestavi stabilnih molekul – njihove dejanske vrednosti in primerjave – tako prostih atomov kot atomov, vezanih v molekule, nam omogočajo razumevanje, kako atomi tvorijo molekule preko mehanizma kovalentne vezi.

KOVALENTNA VEZ- (iz latinskega »co« skupaj in »vales«, ki ima moč) (homeopolarna vez), kemična vez med dvema atomoma, ki nastane, ko se elektroni, ki pripadajo tem atomom, delijo. Atomi v molekulah enostavnih plinov so povezani s kovalentnimi vezmi. Vez, v kateri je en skupni par elektronov, se imenuje enojna vez; Obstajajo tudi dvojne in trojne vezi.

Oglejmo si nekaj primerov, da vidimo, kako lahko s svojimi pravili določimo število kovalentnih kemičnih vezi, ki jih lahko tvori atom, če poznamo število elektronov v zunanji lupini danega atoma in naboj njegovega jedra. Naboj jedra in število elektronov v zunanji lupini sta določena eksperimentalno in sta vključena v tabelo elementov.

Izračun možnega števila kovalentnih vezi

Na primer, preštejmo število kovalentnih vezi, ki lahko tvorijo natrij ( Na), aluminij (Al), fosfor (P), in klor ( Cl). natrij ( Na) in aluminij ( Al) imajo v zunanji lupini 1 oziroma 3 elektrone in po prvem pravilu (za mehanizem tvorbe kovalentne vezi se uporablja en elektron v zunanji lupini) lahko tvorijo: natrij (Na)- 1 in aluminij ( Al)- 3 kovalentne vezi. Po nastanku vezi se število elektronov v zunanjih lupinah natrija ( Na) in aluminij ( Al) enako 2 oziroma 6; t.j. manjše od največjega števila (8) za te atome. fosfor ( P) in klor ( Cl) imata na zunanji lupini 5 oziroma 7 elektronov in bi po drugem od zgoraj omenjenih zakonov lahko tvorila 5 oziroma 7 kovalentnih vezi. V skladu s četrtim zakonom, nastankom kovalentne vezi, se število elektronov na zunanji lupini teh atomov poveča za 1. V skladu s šestim zakonom, ko nastane kovalentna vez, se število elektronov na zunanji lupini poveča za 1. vezanih atomov ne sme biti več kot 8. To je fosfor ( P) lahko tvori samo 3 vezi (8-5 = 3), medtem ko klor ( Cl) lahko tvori samo eno (8-7 = 1).

primer: Na podlagi analize smo ugotovili, da določeno snov sestavljajo atomi natrija (Na) in klor ( Cl). Če poznamo pravilnosti mehanizma tvorbe kovalentnih vezi, lahko rečemo, da je natrij ( Na) lahko tvori samo 1 kovalentno vez. Tako lahko domnevamo, da je vsak atom natrija ( Na) vezan na atom klora ( Cl) preko kovalentne vezi v tej snovi in ​​da je ta snov sestavljena iz molekul atoma NaCl. Strukturna formula za to molekulo: Na-Cl Tukaj pomišljaj (-) označuje kovalentno vez. Elektronsko formulo te molekule je mogoče prikazati na naslednji način:
. .
Na:Cl:
. .
V skladu z elektronsko formulo na zunanji lupini natrijevega atoma ( Na) V NaCl sta 2 elektrona in na zunanji lupini atoma klora ( Cl) obstaja 8 elektronov. V tej formuli so elektroni (pike) med atomi natrija ( Na) in klor (Cl) so vezni elektroni. Ker je PEI klora ( Cl) je enak 13 eV in za natrij (Na) enaka je 5,14 eV, je vezni par elektronov veliko bližje atomu Cl kot na atom Na. Če sta ionizacijski energiji atomov, ki tvorijo molekulo, zelo različni, bo nastala vez polarni kovalentna vez.

Razmislimo o drugem primeru. Na podlagi analize smo ugotovili, da določeno snov sestavljajo atomi aluminija ( Al) in atomi klora ( Cl). V aluminiju ( Al) v zunanji lupini so 3 elektroni; tako lahko tvori 3 kovalentne kemične vezi, medtem ko klor (Cl), kot v prejšnjem primeru, lahko tvori samo 1 vez. Ta snov je predstavljena kot AlCl3, njegovo elektronsko formulo pa lahko ponazorimo takole:

Slika 3.1. Elektronska formulaAlCl 3

katere formula strukture je:
Cl - Al - Cl
Cl

Ta elektronska formula to kaže AlCl3 na zunanji lupini atomov klora ( Cl) je 8 elektronov, medtem ko je zunanja lupina atoma aluminija ( Al) po mehanizmu nastajanja kovalentne vezi gresta oba vezna elektrona (po en iz vsakega atoma) na zunanje lupine vezanih atomov.

Večkratne kovalentne vezi

Atomi, ki imajo v svoji zunanji lupini več kot en elektron, lahko med seboj tvorijo ne eno, ampak več kovalentnih vezi. Takšne povezave se imenujejo večkratne (pogosteje večkratniki) povezave. Primeri takšnih vezi so vezi dušikovih molekul ( n= n) in kisik ( O=O).

Vez, ki nastane, ko se posamezni atomi združijo, se imenuje homoatomska kovalentna vez, eČe sta atoma različna, se imenuje vez heteroatomska kovalentna vez[Grški predponi "homo" in "hetero" pomenita enak in drugačen].

Predstavljajmo si, kako pravzaprav izgleda molekula s parnimi atomi. Najenostavnejša molekula s parnimi atomi je molekula vodika.

Zamisel o oblikovanju kemične vezi z uporabo para elektronov, ki pripadajo obema povezovalnima atomoma, je leta 1916 izrazil ameriški fizikalni kemik J. Lewis.

Kovalentne vezi obstajajo med atomi tako v molekulah kot v kristalih. Pojavlja se tako med enakimi atomi (na primer v molekulah H2, Cl2, O2, v kristalu diamanta) kot med različnimi atomi (na primer v molekulah H2O in NH3, v kristalih SiC). Skoraj vse vezi v molekulah organskih spojin so kovalentne (C-C, C-H, C-N itd.).

Obstajata dva mehanizma za nastanek kovalentnih vezi:

1) izmenjava;

2) donor-akceptor.

Menjalni mehanizem nastajanja kovalentne vezije v tem, da vsak od povezovalnih atomov daje en nesparjen elektron za tvorbo skupnega elektronskega para (vezi). Elektroni medsebojno delujočih atomov morajo imeti nasprotne vrtljaje.

Oglejmo si na primer nastanek kovalentne vezi v molekuli vodika. Ko se vodikovi atomi približajo, njihovi elektronski oblaki prodrejo drug v drugega, kar imenujemo prekrivanje elektronskih oblakov (slika 3.2), elektronska gostota med jedri se poveča. Jedra se privlačijo. Posledično se energija sistema zmanjša. Ko se atomi zelo približajo, se poveča odbojnost jeder. Zato obstaja optimalna razdalja med jedri (dolžina vezi l), pri kateri ima sistem minimalno energijo. V tem stanju se sprosti energija, imenovana vezavna energija E St.

riž. 3.2. Diagram prekrivanja elektronskega oblaka med tvorbo molekule vodika

Shematično lahko nastanek molekule vodika iz atomov predstavimo na naslednji način (pika pomeni elektron, črta pa par elektronov):

N + N→N: N ali N + N→N - N.

Splošno za molekule AB drugih snovi:

A + B = A: B.

Donorsko-akceptorski mehanizem tvorbe kovalentne vezileži v tem, da en delec - donor - predstavlja elektronski par, ki tvori vez, drugi - akceptor - pa predstavlja prosto orbitalo:

A: + B = A: B.

akceptor darovalca

Razmislimo o mehanizmih nastanka kemičnih vezi v molekuli amoniaka in amonijevega iona.

1. Izobraževanje

Atom dušika ima dva seznanjena in tri neparne elektrone na svoji zunanji energijski ravni:

Vodikov atom na podravni s ima en nesparjen elektron.

V molekuli amoniaka tvorijo nesparjeni 2p elektroni dušikovega atoma tri elektronske pare z elektroni treh vodikovih atomov:

.

V molekuli NH 3 nastanejo po izmenjalnem mehanizmu 3 kovalentne vezi.

2. Tvorba kompleksnega iona – amonijevega iona.

NH 3 + HCl = NH 4 Cl ali NH 3 + H + = NH 4 +

Atom dušika ostane z osamljenim parom elektronov, to je dva elektrona z antiparalelnimi vrtljaji v eni atomski orbitali. Atomska orbitala vodikovega iona ne vsebuje elektronov (prazna orbitala). Ko se molekula amoniaka in vodikov ion približata drug drugemu, pride do interakcije med osamljenim parom elektronov atoma dušika in prazno orbitalo vodikovega iona. Osamljeni par elektronov postane skupen dušikovim in vodikovim atomom in nastane kemična vez v skladu z donorsko-akceptorskim mehanizmom. Atom dušika molekule amoniaka je donor, vodikov ion pa akceptor:

.

Opozoriti je treba, da so v ionu NH 4 + vse štiri vezi enakovredne in nerazločljive; zato je v ionu naboj delokaliziran (razpršen) po celotnem kompleksu.

Obravnavani primeri kažejo, da sposobnost atoma za tvorbo kovalentnih vezi določajo ne le enoelektronski, temveč tudi 2-elektronski oblaki ali prisotnost prostih orbital.

Po donorsko-akceptorskem mehanizmu nastajajo vezi v kompleksnih spojinah: - ;

2+ ;

2- itd.

Kovalentna vez ima naslednje lastnosti:

- nasičenost;

- usmerjenost;

- polarnost in polarizabilnost.

V katerem je eden od atomov oddal elektron in postal kation, drugi atom pa je sprejel elektron in postal anion.

Značilne lastnosti kovalentne vezi - usmerjenost, nasičenost, polarnost, polarizabilnost - določajo kemijske in fizikalne lastnosti spojin.

Polarnost vezi je posledica neenakomerne porazdelitve elektronske gostote zaradi razlik v elektronegativnosti atomov. Na tej podlagi delimo kovalentne vezi na nepolarne in polarne (nepolarne - dvoatomna molekula je sestavljena iz enakih atomov (H 2, Cl 2, N 2) in elektronski oblaki vsakega atoma so porazdeljeni simetrično glede na te atome. ; polarna - dvoatomna molekula je sestavljena iz atomov različnih kemijskih elementov in splošni elektronski oblak se premakne proti enemu od atomov, s čimer se tvori asimetrija v porazdelitvi električnega naboja v molekuli, ki ustvarja dipolni moment molekule).

Polarizabilnost vezi se izraža v premiku veznih elektronov pod vplivom zunanjega električnega polja, vključno z drugim reagirajočim delcem. Polarizabilnost določa mobilnost elektronov. Polarnost in polarizabilnost kovalentnih vezi določata reaktivnost molekul proti polarnim reagentom.

Vendar pa je dvakratni dobitnik Nobelove nagrade L. Pauling poudaril, da "v nekaterih molekulah obstajajo kovalentne vezi zaradi enega ali treh elektronov namesto skupnega para." Enoelektronska kemijska vez se realizira v molekularnem vodikovem ionu H 2 +.

Molekularni vodikov ion H2+ vsebuje dva protona in en elektron. Posamezni elektron molekularnega sistema kompenzira elektrostatično odbijanje dveh protonov in ju drži na razdalji 1,06 Å (dolžina kemične vezi H 2 +). Središče elektronske gostote elektronskega oblaka molekularnega sistema je enako oddaljeno od obeh protonov pri Bohrovem polmeru α 0 = 0,53 A in je središče simetrije molekularnega vodikovega iona H 2 + .

Enciklopedični YouTube

• 1 / 5

  Kovalentno vez tvori par elektronov, ki si ga delita dva atoma, ti elektroni pa morajo zasedati dve stabilni orbitali, eno iz vsakega atoma.

  A + + B → A: B

  Kot rezultat socializacije elektroni tvorijo napolnjen energijski nivo. Vez nastane, če je njuna skupna energija na tej ravni manjša kot v začetnem stanju (in razlika v energiji ne bo nič več kot energija vezi).

  Po teoriji molekularnih orbital vodi prekrivanje dveh atomskih orbital v najpreprostejšem primeru do nastanka dveh molekularnih orbital (MO): povezovanje MO in proti vezavi (rahljanje) MO. Skupni elektroni se nahajajo na veznem MO z nižjo energijo.

  Nastajanje vezi med rekombinacijo atomov

  Vendar je mehanizem medatomske interakcije dolgo časa ostal neznan. Šele leta 1930 je F. London uvedel koncept disperzijske privlačnosti - interakcije med trenutnimi in induciranimi (induciranimi) dipoli. Trenutno se privlačne sile, ki jih povzroča interakcija med nihajočimi električnimi dipoli atomov in molekul, imenujejo "londonske sile".

  Energija takšne interakcije je premo sorazmerna s kvadratom elektronske polarizabilnosti α in obratno sorazmerna z razdaljo med dvema atomoma ali molekulama na šesto potenco.

  Tvorba vezi z donorsko-akceptorskim mehanizmom

  Poleg homogenega mehanizma tvorbe kovalentne vezi, opisanega v prejšnjem razdelku, obstaja heterogeni mehanizem - interakcija nasprotno nabitih ionov - protona H + in negativnega vodikovega iona H -, imenovanega hidridni ion:

  H + + H - → H 2

  Ko se ioni približajo, dvoelektronski oblak (elektronski par) hidridnega iona pritegne proton in na koncu postane skupen obema vodikovima jedroma, to pomeni, da se spremeni v vezni elektronski par. Delec, ki dovaja elektronski par, se imenuje donor, delec, ki sprejme ta elektronski par, pa akceptor. Ta mehanizem tvorbe kovalentne vezi imenujemo donor-akceptor.

  H + + H 2 O → H 3 O +

  Proton napade osamljeni elektronski par vodne molekule in tvori stabilen kation, ki obstaja v vodnih raztopinah kislin.

  Podobno je proton dodan molekuli amoniaka, da nastane kompleksen amonijev kation:

  NH 3 + H + → NH 4 +

  Na ta način (v skladu z donorsko-akceptorskim mehanizmom tvorbe kovalentne vezi) dobimo obsežen razred onijevih spojin, ki vključuje amonijeve, oksonijeve, fosfonijeve, sulfonijeve in druge spojine.

  Molekula vodika lahko deluje kot donor elektronskega para, ki ob stiku s protonom povzroči nastanek molekularnega vodikovega iona H 3 +:

  H 2 + H + → H 3 +

  Vezni elektronski par molekularnega vodikovega iona H 3 + pripada hkrati trem protonom.

  Vrste kovalentne vezi

  Obstajajo tri vrste kovalentnih kemijskih vezi, ki se razlikujejo po mehanizmu nastanka:

  1. Enostavna kovalentna vez. Za njegovo tvorbo vsak atom zagotovi en neparni elektron. Ko nastane preprosta kovalentna vez, ostanejo formalni naboji atomov nespremenjeni.

  • Če so atomi, ki tvorijo preprosto kovalentno vez, enaki, potem so tudi pravi naboji atomov v molekuli enaki, saj si atomi, ki tvorijo vez, enako lastijo skupnega elektronskega para. Ta povezava se imenuje nepolarna kovalentna vez. Takšno povezavo imajo preproste snovi, na primer: 2, 2, 2. Toda ne le nekovine istega tipa lahko tvorijo kovalentno nepolarno vez. Kovalentno nepolarno vez lahko tvorijo tudi nekovinski elementi, katerih elektronegativnost je enako pomembna, na primer v molekuli PH 3 je vez kovalentna nepolarna, saj je EO vodika enak EO fosforja.
  • Če sta atoma različna, potem je stopnja posedovanja skupnega para elektronov določena z razliko v elektronegativnosti atomov. Atom z večjo elektronegativnostjo močneje pritegne k sebi par veznih elektronov in njegov pravi naboj postane negativen. Atom z manjšo elektronegativnostjo pridobi v skladu s tem pozitivni naboj enake velikosti. Če nastane spojina med dvema različnima nekovinama, se taka spojina imenuje kovalentna polarna vez.

  V molekuli etilena C 2 H 4 je dvojna vez CH 2 = CH 2, njena elektronska formula: H:C::C:H. Jedra vseh atomov etilena se nahajajo v isti ravnini. Trije elektronski oblaki vsakega ogljikovega atoma tvorijo tri kovalentne vezi z drugimi atomi v isti ravnini (s koti med njimi približno 120°). Oblak četrtega valenčnega elektrona ogljikovega atoma se nahaja nad in pod ravnino molekule. Takšni elektronski oblaki obeh ogljikovih atomov, ki se delno prekrivajo nad in pod ravnino molekule, tvorijo drugo vez med ogljikovimi atomi. Prvo, močnejšo kovalentno vez med ogljikovimi atomi imenujemo σ vez; druga, šibkejša kovalentna vez se imenuje π (\displaystyle \pi )- komunikacija.

  V linearni molekuli acetilena

  N-S≡S-N (N:S:::S:N)

  med atomi ogljika in vodika obstajajo σ vezi, med dvema atomoma ogljika ena vez σ in dva π (\displaystyle \pi )-vezi med istimi ogljikovimi atomi. Dva π (\displaystyle \pi )-vezi se nahajajo nad sfero delovanja σ-vezi v dveh medsebojno pravokotnih ravninah.

  Vseh šest ogljikovih atomov ciklične molekule benzena C 6 H 6 leži v isti ravnini. Med ogljikovimi atomi v ravnini obroča so vezi σ; Vsak atom ogljika ima enake vezi z atomi vodika. Ogljikovi atomi porabijo tri elektrone, da ustvarijo te vezi. Oblaki četrtih valenčnih elektronov ogljikovih atomov, oblikovani kot osmice, se nahajajo pravokotno na ravnino molekule benzena. Vsak tak oblak se enakomerno prekriva z elektronskimi oblaki sosednjih ogljikovih atomov. V molekuli benzena, ne v treh ločenih π (\displaystyle \pi )-povezave, vendar enojne π (\displaystyle \pi) dielektriki ali polprevodniki. Tipični primeri atomskih kristalov (v katerih so atomi med seboj povezani s kovalentnimi (atomskimi) vezmi) so

  Enotne teorije kemijskih vezi ne obstaja, kemijske vezi delimo na kovalentne (univerzalni tip vezi), ionske (poseben primer kovalentne vezi), kovinske in vodikove.

  Kovalentna vez

  Nastanek kovalentne vezi je možen s tremi mehanizmi: izmenjalni, donorsko-akceptorski in dativni (Lewis).

  Glede na presnovni mehanizem Nastanek kovalentne vezi nastane zaradi delitve skupnih elektronskih parov. V tem primeru si vsak atom prizadeva pridobiti lupino inertnega plina, tj. pridobite zaključeno zunanjo energetsko raven. Nastanek kemijske vezi po vrsti izmenjave je prikazan z uporabo Lewisovih formul, v katerih je vsak valenčni elektron atoma predstavljen s pikami (slika 1).

  riž. 1 Nastanek kovalentne vezi v molekuli HCl z izmenjalnim mehanizmom

  Z razvojem teorije atomske zgradbe in kvantne mehanike nastanek kovalentne vezi predstavljamo kot prekrivanje elektronskih orbital (slika 2).

  

  riž. 2. Nastanek kovalentne vezi zaradi prekrivanja elektronskih oblakov

  Večje kot je prekrivanje atomskih orbital, močnejša je vez, krajša je dolžina vezi in večja je energija vezi. Kovalentna vez lahko nastane s prekrivanjem različnih orbital. Zaradi prekrivanja s-s, s-p orbital, pa tudi d-d, p-p, d-p orbital s stranskimi režnji pride do tvorbe vezi. Vez nastane pravokotno na premico, ki povezuje jedra 2 atomov. Ena in ena vez sta sposobni tvoriti večkratno (dvojno) kovalentno vez, značilno za organske snovi razreda alkenov, alkadienov itd. Ena in dve vezi tvorita večkratno (trojno) kovalentno vez, značilno za organske snovi razreda alkinov (acetilenov).

  Tvorba kovalentne vezi s donorsko-akceptorski mehanizem Poglejmo primer amonijevega kationa:

  NH 3 + H + = NH 4 +

  7 N 1s 2 2s 2 2p 3

  

  Atom dušika ima prosti osamljeni par elektronov (elektroni niso vključeni v tvorbo kemičnih vezi znotraj molekule), vodikov kation pa ima prosto orbitalo, zato sta donor in akceptor elektronov.

  Oglejmo si dativni mehanizem tvorbe kovalentne vezi na primeru molekule klora.

  17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

  

  Atom klora ima tako prosti osamljeni par elektronov kot prazne orbitale, zato lahko kaže tako lastnosti darovalca kot akceptorja. Zato, ko nastane molekula klora, en atom klora deluje kot donor, drugi pa kot akceptor.

  Glavni značilnosti kovalentne vezi so: nasičenost (nasičene vezi nastanejo, ko atom nase veže toliko elektronov, kolikor mu dopuščajo valenčne sposobnosti; nenasičene vezi nastanejo, ko je število pripetih elektronov manjše od valenčnih zmožnosti atoma); usmerjenost (ta vrednost je povezana z geometrijo molekule in konceptom "veznega kota" - kota med vezmi).

  Ionska vez

  Spojine s čisto ionsko vezjo ne obstajajo, čeprav to razumemo kot kemično vezano stanje atomov, v katerem nastane stabilno elektronsko okolje atoma, ko se skupna elektronska gostota popolnoma prenese na atom bolj elektronegativnega elementa. Ionska vez je mogoča le med atomi elektronegativnih in elektropozitivnih elementov, ki so v stanju nasprotno nabitih ionov – kationov in anionov.

  OPREDELITEV

  Ion so električno nabiti delci, ki nastanejo z odstranitvijo ali dodajanjem elektrona atomu.

  Pri prenosu elektrona atomi kovine in nekovine težijo k oblikovanju stabilne konfiguracije elektronske lupine okoli svojega jedra. Atom nekovine ustvari lupino naslednjega inertnega plina okoli svojega jedra, atom kovine pa ustvari lupino prejšnjega inertnega plina (slika 3).

  

  riž. 3. Tvorba ionske vezi na primeru molekule natrijevega klorida

  Molekule, v katerih ionske vezi obstajajo v čisti obliki, se nahajajo v parnem stanju snovi. Ionska vez je zelo močna, zato imajo snovi s to vezjo visoko tališče. Za razliko od kovalentnih vezi za ionske vezi ni značilna usmerjenost in nasičenost, saj električno polje, ki ga ustvarjajo ioni, zaradi sferične simetrije deluje enako na vse ione.

  Kovinska povezava

  Kovinska vez se realizira samo v kovinah - to je interakcija, ki drži kovinske atome v eni sami rešetki. Pri tvorbi vezi sodelujejo samo valenčni elektroni kovinskih atomov, ki pripadajo njenemu celotnemu volumnu. V kovinah se elektroni nenehno odvajajo od atomov in se premikajo po celotni masi kovine. Kovinski atomi, prikrajšani za elektrone, se spremenijo v pozitivno nabite ione, ki težijo k sprejemanju premikajočih se elektronov. Ta neprekinjen proces tvori tako imenovani "elektronski plin" znotraj kovine, ki trdno veže vse kovinske atome skupaj (slika 4).

  Kovinska vez je močna, zato je za kovine značilno visoko tališče, prisotnost "elektronskega plina" pa daje kovinam kovnost in duktilnost.

  Vodikova vez

  Vodikova vez je specifična medmolekulska interakcija, saj njegova pojavnost in jakost sta odvisni od kemijske narave snovi. Nastane med molekulami, v katerih je atom vodika vezan na atom z visoko elektronegativnostjo (O, N, S). Pojav vodikove vezi je odvisen od dveh razlogov: prvič, vodikov atom, povezan z elektronegativnim atomom, nima elektronov in se zlahka vključi v elektronske oblake drugih atomov, in drugič, ker ima valenčno s-orbitalo, atom vodika je sposoben sprejeti osamljeni par elektronov elektronegativnega atoma in z njim tvoriti vez preko donorsko-akceptorskega mehanizma.