Spojina s kovalentno vezjo. Kaj je kovalentna polarna in nepolarna vez

Atomi večine elementov ne obstajajo ločeno, saj lahko medsebojno delujejo. Ta interakcija proizvaja bolj zapletene delce.

Narava kemične vezi je delovanje elektrostatičnih sil, ki so sile interakcije med električnimi naboji. Takšne naboje imajo elektroni in atomska jedra.

Elektroni, ki se nahajajo na zunanjih elektronskih ravneh (valentni elektroni), so najbolj oddaljeni od jedra, z njim najšibkeje komunicirajo in se zato lahko odcepijo od jedra. Odgovorni so za povezovanje atomov med seboj.

Vrste interakcij v kemiji

Vrste kemijskih vezi lahko predstavimo v naslednji tabeli:

Značilnosti ionske vezi

Kemična reakcija, do katere pride zaradi ionska privlačnost z različnimi naboji se imenuje ionski. To se zgodi, če imajo atomi, ki se vežejo, pomembno razliko v elektronegativnosti (to je sposobnost privabljanja elektronov) in elektronski par preide k bolj elektronegativnemu elementu. Posledica tega prenosa elektronov iz enega atoma v drugega je nastanek nabitih delcev – ionov. Med njima se pojavi privlačnost.

Imajo najnižje indekse elektronegativnosti tipične kovine, največje pa so tipične nekovine. Ioni torej nastanejo z interakcijo med tipičnimi kovinami in tipičnimi nekovinami.

Kovinski atomi postanejo pozitivno nabiti ioni (kationi), ki oddajo elektrone svojim zunanjim elektronskim nivojem, nekovine pa sprejmejo elektrone in se tako spremenijo v negativno nabit ioni (anioni).

Atomi preidejo v stabilnejše energijsko stanje in s tem dokončajo svoje elektronske konfiguracije.

Ionska vez je neusmerjena in nenasičena, saj elektrostatična interakcija poteka v vseh smereh, zato lahko ion privlači ione nasprotnega predznaka v vse smeri.

Razporeditev ionov je taka, da je okoli vsakega določeno število nasprotno nabitih ionov. Pojem "molekula" za ionske spojine nima smisla.

Primeri izobraževanja

Tvorba vezi v natrijevem kloridu (nacl) je posledica prenosa elektrona z atoma Na na atom Cl, da nastanejo ustrezni ioni:

Na 0 - 1 e = Na + (kation)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anion)

V natrijevem kloridu je okoli natrijevih kationov šest kloridnih anionov in okoli vsakega kloridnega iona šest natrijevih ionov.

Ko med atomi v barijevem sulfidu nastane interakcija, pride do naslednjih procesov:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba odda svoja dva elektrona žveplu, kar povzroči nastanek žveplovih anionov S 2- in barijevih kationov Ba 2+.

Kovinska kemična vez

Število elektronov na zunanjih energijskih nivojih kovin je majhno; zlahka se ločijo od jedra. Kot rezultat tega odcepitve nastanejo kovinski ioni in prosti elektroni. Ti elektroni se imenujejo "elektronski plin". Elektroni se prosto gibljejo po vsej prostornini kovine in so nenehno vezani in ločeni od atomov.

Struktura kovinske snovi je naslednja: kristalna mreža je okostje snovi, med njenimi vozlišči pa se lahko elektroni prosto gibljejo.

Navedemo lahko naslednje primere:

Mg - 2e<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Kovalentni: polarni in nepolarni

Najpogostejša vrsta kemijske interakcije je kovalentna vez. Vrednosti elektronegativnosti elementov, ki medsebojno delujejo, se ne razlikujejo močno, zato pride le do premika skupnega elektronskega para na bolj elektronegativen atom.

Kovalentne interakcije lahko nastanejo z mehanizmom izmenjave ali mehanizmom donor-akceptor.

Mehanizem izmenjave se uresniči, če ima vsak od atomov neparne elektrone na zunanjih elektronskih ravneh in prekrivanje atomskih orbital vodi do pojava para elektronov, ki že pripada obema atomoma. Ko ima eden od atomov par elektronov na zunanjem elektronskem nivoju, drugi pa prosto orbitalo, ko se atomski orbitali prekrivata, se elektronski par deli in medsebojno deluje v skladu z mehanizmom donor-akceptor.

Kovalentne delimo po množičnosti na:

• preprosta ali enojna;
• dvojno;
• trojčki.

Dvojni zagotavljajo delitev dveh parov elektronov hkrati, trojni pa tri.

Glede na porazdelitev elektronske gostote (polarnosti) med vezanimi atomi delimo kovalentno vez na:

• nepolarni;
• polarni.

Nepolarno vez tvorijo enaki atomi, polarno pa različna elektronegativnost.

Interakcija atomov s podobno elektronegativnostjo se imenuje nepolarna vez. Skupni par elektronov v takšni molekuli ne privlači nobenega atoma, ampak enako pripada obema.

Interakcija elementov, ki se razlikujejo po elektronegativnosti, povzroči nastanek polarnih vezi. Pri tej vrsti interakcije skupne elektronske pare privlači bolj elektronegativen element, vendar se nanj ne prenesejo v celoti (to pomeni, da ne pride do tvorbe ionov). Zaradi tega premika elektronske gostote se na atomih pojavijo delni naboji: bolj elektronegativen ima negativen naboj, manj elektronegativen pa pozitiven.

Lastnosti in značilnosti kovalentnosti

Glavne značilnosti kovalentne vezi:

• Dolžina je določena z razdaljo med jedri medsebojno delujočih atomov.
• Polarnost je določena s premikom elektronskega oblaka proti enemu od atomov.
• Usmerjenost je lastnost tvorjenja vezi, usmerjenih v vesolje, in s tem molekul, ki imajo določene geometrijske oblike.
• Nasičenost določa sposobnost tvorbe omejenega števila vezi.
• Polarizabilnost je določena s sposobnostjo spreminjanja polarnosti pod vplivom zunanjega električnega polja.
• Energija, potrebna za prekinitev vezi, določa njeno moč.

Primer kovalentne nepolarne interakcije so lahko molekule vodika (H2), klora (Cl2), kisika (O2), dušika (N2) in mnogih drugih.

Molekula H· + ·H → H-H ima enojno nepolarno vez,

O: + :O → O=O molekula ima dvojno nepolarno,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekula je trojno nepolarna.

Primeri kovalentnih vezi kemijskih elementov vključujejo molekule ogljikovega dioksida (CO2) in ogljikovega monoksida (CO), vodikovega sulfida (H2S), klorovodikove kisline (HCL), vode (H2O), metana (CH4), žveplovega oksida (SO2) in mnogi drugi.

V molekuli CO2 je razmerje med atomi ogljika in kisika kovalentno polarno, saj bolj elektronegativni vodik privlači elektronsko gostoto. Kisik ima dva nesparjena elektrona v svoji zunanji lupini, medtem ko lahko ogljik zagotovi štiri valenčne elektrone za oblikovanje interakcije. Posledično nastanejo dvojne vezi in molekula izgleda takole: O=C=O.

Da bi določili vrsto vezi v določeni molekuli, je dovolj, da upoštevamo njene sestavne atome. Enostavne kovinske snovi tvorijo kovinsko vez, kovine z nekovinami tvorijo ionsko vez, enostavne nekovine tvorijo kovalentno nepolarno vez in molekule, sestavljene iz različnih nekovin, tvorijo preko polarne kovalentne vezi.

Kovalentna vez je vezava atomov z uporabo skupnih (ki si jih delijo) elektronskih parov. V besedi "kovalentna" predpona "so-" pomeni "skupno sodelovanje". In "valens" v prevodu v ruščino pomeni moč, sposobnost. V tem primeru mislimo na sposobnost atomov, da se vežejo z drugimi atomi.

Ko nastane kovalentna vez, atomi združijo svoje elektrone kot v skupni "prašiček" - molekularno orbitalo, ki je sestavljena iz atomskih lupin posameznih atomov. Ta nova lupina vsebuje kar se da popolno število elektronov in nadomešča atome z njihovimi lastnimi nepopolnimi atomskimi lupinami.

Zamisli o mehanizmu nastanka molekule vodika so razširili na kompleksnejše molekule. Na tej podlagi razvita teorija kemijske vezi je bila imenovana metoda valentne vezi (metoda VS). Metoda BC temelji na naslednjih določbah:

1) Kovalentno vez tvorita dva elektrona z nasprotnimi spini in ta elektronski par pripada dvema atomoma.

2) Bolj ko se elektronski oblaki prekrivajo, močnejša je kovalentna vez.

Kombinacije dvoelektronskih vezi z dvema središčema, ki odražajo elektronsko strukturo molekule, se imenujejo valenčne sheme. Primeri konstruiranja valenčnih vezij:

Valenčne sheme najbolj jasno utelešajo reprezentacije Lewis o tvorbi kemične vezi z delitvijo elektronov s tvorbo elektronske lupine žlahtnega plina: za vodik– dveh elektronov (lupina On), Za dušik– iz osmih elektronov (lupina ne).

29. Nepolarne in polarne kovalentne vezi.

Če je diatomska molekula sestavljena iz atomov enega elementa, potem je elektronski oblak porazdeljen v prostoru simetrično glede na atomska jedra. Takšno kovalentno vez imenujemo nepolarna.

Če med atomi različnih elementov nastane kovalentna vez, se skupni elektronski oblak premakne proti enemu od atomov. V tem primeru je kovalentna vez polarna.

Zaradi tvorbe polarne kovalentne vezi dobi bolj elektronegativen atom delni negativni naboj, atom z manjšo elektronegativnostjo pa delni pozitivni naboj. Te naboje običajno imenujemo efektivni naboji atomov v molekuli. Lahko imajo delno vrednost.

30. Metode izražanja kovalentnih vezi. Obstajata dva glavna načina izobraževanja * .

1) Elektronski par, ki tvori vez, lahko nastane zaradi nesparjenega elektroni, na voljo v nerazburjenem atomi. Povečanje števila ustvarjenih kovalentnih vezi spremlja sprostitev več energije, kot se porabi za vzbujanje atoma. Ker je valenca atoma odvisna od števila neparnih elektronov, vzbujanje povzroči povečanje valence. Pri atomih dušika, kisika in fluora se število neparnih elektronov ne poveča, ker znotraj druge stopnje ni prostih mest orbitale *, gibanje elektronov na tretji kvantni nivo pa zahteva bistveno več energije od tiste, ki bi se sprostila pri tvorbi dodatnih vezi. torejko je atom vzbujen, prehodi elektronov v proste orbitale.

možno le znotraj enega energijskega nivoja

2) Kovalentne vezi lahko nastanejo zaradi parnih elektronov, ki so prisotni v zunanji elektronski plasti atoma. V tem primeru mora imeti drugi atom prosto orbitalo na zunanji plasti. Atom, ki zagotovi svoj elektronski par za tvorbo kovalentne vezi *, se imenuje donor, atom, ki zagotovi prazno orbitalo, pa akceptor. Tako nastalo kovalentno vez imenujemo donorsko-akceptorska vez.

V amonijevem kationu je ta vez po svojih lastnostih popolnoma enaka ostalim trem kovalentnim vezem, ki nastanejo po prvi metodi, zato izraz "donor-akceptor" ne pomeni nobene posebne vrste vezi, temveč samo način njenega nastanka.

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 ta elektronski par sprejme, 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. Preprosta 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 (atomi, v katerih so med seboj povezani s kovalentnimi (atomskimi) vezmi) so

  Kovalentna vez ki nastanejo zaradi interakcije nekovin. Atomi nekovin imajo visoko elektronegativnost in težijo k temu, da zunanji elektronski sloj zapolnijo s tujimi elektroni. Dva takšna atoma lahko preideta v stabilno stanje, če združita svoje elektrone .

  Razmislimo o nastanku kovalentne vezi v preprosto snovi.

  1.Nastanek molekule vodika.

  Vsak atom vodik ima en elektron. Za prehod v stabilno stanje potrebuje še en elektron.

  Ko se dva atoma približata, se elektronski oblaki prekrivajo. Nastane skupni elektronski par, ki vodikove atome poveže v molekulo.

  Prostor med dvema jedroma si deli več elektronov kot druga mesta. Območje z povečana elektronska gostota in negativni naboj. Pozitivno nabita jedra se privlačijo in nastane molekula.

  V tem primeru vsak atom prejme zaključen dvoelektronski zunanji nivo in preide v stabilno stanje.

  Kovalentna vez zaradi tvorbe enega skupnega elektronskega para se imenuje enojna.

  Skupni elektronski pari (kovalentne vezi) nastanejo zaradi nesparjeni elektroni, ki se nahajajo na zunanjih energijskih ravneh medsebojno delujočih atomov.

  Vodik ima en nesparjen elektron. Za druge elemente je njihovo število 8 - številka skupine.

  nekovine VII In skupine (halogeni) imajo en nesparjen elektron na zunanji plasti.

  V nekovinah VI A skupine (kisik, žveplo) imajo dva taka elektrona.

  V nekovinah V In skupine (dušik, fosfor) imajo tri neparne elektrone.

  2.Tvorba molekule fluora.

  Atom fluorid ima sedem elektronov na zunanji ravni. Šest jih tvori pare, sedmi pa je brez para.

  Pri združitvi atomov nastane en skupni elektronski par, torej nastane ena kovalentna vez. Vsak atom prejme dokončano zunanjo plast z osmimi elektroni. Tudi vez v molekuli fluora je enojna. Enake enojne vezi obstajajo v molekulah klor, brom in jod .

  

  Če imajo atomi več neparnih elektronov, potem nastanejo dva ali trije skupni pari.

  3.Tvorba molekule kisika.

  Pri atomu kisik na zunanji ravni sta dva nesparjena elektrona.

  Ko dva atoma medsebojno delujeta kisik nastaneta dva skupna elektronska para. Vsak atom zapolni svojo zunanjo raven z do osmimi elektroni. Molekula kisika ima dvojno vez.

  

  Teme kodifikatorja enotnega državnega izpita: Kovalentna kemična vez, njene sorte in mehanizmi nastajanja. Značilnosti kovalentnih vezi (polarnost in energija vezi). Ionska vez. Kovinska povezava. Vodikova vez

  Intramolekularne kemične vezi

  Najprej si poglejmo vezi, ki nastanejo med delci znotraj molekul. Takšne povezave imenujemo intramolekularno.

  Kemična vez med atomi kemičnih elementov ima elektrostatično naravo in nastane zaradi interakcija zunanjih (valentnih) elektronov, v večji ali manjši meri držijo pozitivno nabita jedra vezanih atomov.

  Ključni koncept tukaj je ELEKTRONEGATIVNOST. Prav to določa vrsto kemijske vezi med atomi in lastnosti te vezi.

  je sposobnost atoma, da pritegne (zadrži) zunanji(valenca) elektroni. Elektronegativnost je določena s stopnjo privlačnosti zunanjih elektronov k jedru in je odvisna predvsem od polmera atoma in naboja jedra.

  Elektronegativnost je težko nedvoumno določiti. L. Pauling je sestavil tabelo relativnih elektronegativnosti (na podlagi veznih energij dvoatomnih molekul). Najbolj elektronegativen element je fluor s pomenom 4 .

  Pomembno je omeniti, da lahko v različnih virih najdete različne lestvice in tabele vrednosti elektronegativnosti. To ne bi smelo biti prestrašeno, saj igra tvorba kemične vezi pomembno vlogo atomov in je približno enako v katerem koli sistemu.

  Če eden od atomov v kemijski vezi A:B močneje privlači elektrone, potem se elektronski par premakne proti njemu. Čim več razlika elektronegativnosti atomov, bolj se premakne elektronski par.

  Če so elektronegativnosti medsebojno delujočih atomov enake ali približno enake: EO(A)≈EO(B), potem se skupni elektronski par ne premakne na nobenega od atomov: A: B. Ta povezava se imenuje kovalentna nepolarna.

  Če se elektronegativnosti medsebojno delujočih atomov razlikujejo, vendar ne zelo (razlika v elektronegativnosti je približno od 0,4 do 2: 0,4<ΔЭО<2 ), potem se elektronski par premakne k enemu od atomov. Ta povezava se imenuje kovalentno polarni .

  Če se elektronegativnosti medsebojno delujočih atomov bistveno razlikujejo (razlika v elektronegativnosti je večja od 2: ΔEO>2), potem se eden od elektronov skoraj v celoti prenese na drug atom s tvorbo ioni. Ta povezava se imenuje ionski.

  Osnovne vrste kemijskih vezi − kovalentna, ionski in kovina komunikacije. Oglejmo si jih pobližje.

  Kovalentna kemična vez

  Kovalentna vez – to je kemična vez , nastala zaradi nastanek skupnega elektronskega para A:B . Še več, dva atoma prekrivajo atomske orbitale. Kovalentna vez nastane zaradi interakcije atomov z majhno razliko v elektronegativnosti (običajno med dvema nekovinama) ali atomi enega elementa.

  Osnovne lastnosti kovalentnih vezi
  

  • fokus,
  • nasičenost,
  • polarnost,
  • polarizabilnost.

  Te vezivne lastnosti vplivajo na kemijske in fizikalne lastnosti snovi.

  Komunikacijska smer označuje kemijsko zgradbo in obliko snovi. Kota med dvema vezema imenujemo vezni koti. Na primer, v molekuli vode je vezni kot H-O-H 104,45 o, zato je molekula vode polarna, v molekuli metana pa je vezni kot H-C-H 108 o 28′.

  

  Nasičenost je sposobnost atomov, da tvorijo omejeno število kovalentnih kemičnih vezi. Število vezi, ki jih lahko tvori atom, se imenuje.

  Polarnost do vezi pride zaradi neenakomerne porazdelitve elektronske gostote med dvema atomoma z različno elektronegativnostjo. Kovalentne vezi delimo na polarne in nepolarne.

  Polarizabilnost povezave so sposobnost veznih elektronov, da se premaknejo pod vplivom zunanjega električnega polja(predvsem električno polje drugega delca). Polarizabilnost je odvisna od mobilnosti elektronov. Dlje kot je elektron od jedra, bolj je gibljiv, zato je molekula bolj polarizacijska.

  

  Kovalentna nepolarna kemična vez

  Obstajata dve vrsti kovalentne vezi – POLAR in NEPOLARNO .

  Primer . Oglejmo si zgradbo molekule vodika H2. Vsak atom vodika na svojem zunanjem energijskem nivoju nosi 1 nesparjeni elektron. Za prikaz atoma uporabljamo Lewisovo strukturo - to je diagram strukture zunanje energijske ravni atoma, ko so elektroni označeni s pikami. Modeli strukture Lewisovih točk so zelo koristni pri delu z elementi druge dobe.

  H. + . H = H:H

  Tako ima molekula vodika en skupni elektronski par in eno kemično vez H–H. Ta elektronski par se ne premakne na nobenega vodikovega atoma, ker Atomi vodika imajo enako elektronegativnost. Ta povezava se imenuje kovalentna nepolarna .

  

  Kovalentna nepolarna (simetrična) vez je kovalentna vez, ki jo tvorijo atomi z enako elektronegativnostjo (običajno enaki nekovine) in zato z enakomerno porazdelitvijo elektronske gostote med jedri atomov.

  Dipolni moment nepolarnih vezi je 0.

  Primeri: H 2 (H-H), O 2 (O=O), S 8.

  Kovalentna polarna kemična vez

  Kovalentna polarna vez je kovalentna vez, ki nastane med atomi z različno elektronegativnostjo (ponavadi razne nekovine) in je značilen premik skupni elektronski par na bolj elektronegativen atom (polarizacija).

  Elektronska gostota se premakne k bolj elektronegativnemu atomu – zato se na njem pojavi delni negativni naboj (δ-), na manj elektronegativnem atomu pa delni pozitivni naboj (δ+, delta +).

  Večja kot je razlika v elektronegativnosti atomov, večja je polarnost povezave in več dipolni moment . Med sosednjimi molekulami delujejo dodatne privlačne sile in naboji nasprotnega predznaka, ki naraščajo moč komunikacije.

  Polarnost vezi vpliva na fizikalne in kemijske lastnosti spojin. Reakcijski mehanizmi in celo reaktivnost sosednjih vezi so odvisni od polarnosti vezi. Pogosto določa polarnost povezave polarnost molekule in tako neposredno vpliva na takšne fizikalne lastnosti, kot sta vrelišče in tališče, topnost v polarnih topilih.

  Primeri: HCl, CO2, NH3.

  Mehanizmi nastajanja kovalentne vezi

  Kovalentne kemične vezi lahko nastanejo na dva mehanizma:

  1. Menjalni mehanizem tvorba kovalentne kemične vezi je takrat, ko vsak delec zagotovi en nesparjen elektron, da se tvori skupni elektronski par:

  A . + . B= A:B

  2. Tvorba kovalentne vezi je mehanizem, pri katerem eden od delcev zagotavlja osamljeni par elektronov, drugi delec pa zagotavlja prazno orbitalo za ta elektronski par:

  A: + B= A:B

  

  V tem primeru eden od atomov zagotavlja osamljeni par elektronov ( darovalec), drugi atom pa zagotavlja prazno orbitalo za ta par ( akceptor). Zaradi tvorbe obeh vezi se energija elektronov zmanjša, tj. to je koristno za atome.

  Kovalentna vez, ki jo tvori donorsko-akceptorski mehanizem nič drugače v lastnostih iz drugih kovalentnih vezi, ki jih tvori mehanizem izmenjave. Tvorba kovalentne vezi z donorsko-akceptorskim mehanizmom je značilna za atome z velikim številom elektronov na zunanji energijski ravni (donorji elektronov) ali, nasprotno, z zelo majhnim številom elektronov (akceptorji elektronov). Valenčne sposobnosti atomov so podrobneje obravnavane v ustreznem razdelku.

  Kovalentna vez nastane z donorsko-akceptorskim mehanizmom:

  - v molekuli ogljikov monoksid CO(vez v molekuli je trojna, 2 vezi nastaneta po mehanizmu izmenjave, ena po mehanizmu donor-akceptor): C≡O;

  - V amonijev ion NH 4 +, v ionih organski amini na primer v metilamonijevem ionu CH3-NH2+;

  - V kompleksne spojine, kemična vez med centralnim atomom in ligandnimi skupinami, na primer v natrijevem tetrahidroksoaluminatu Na vez med aluminijem in hidroksidnimi ioni;

  - V dušikova kislina in njene soli- nitrati: HNO 3, NaNO 3, v nekaterih drugih dušikovih spojinah;

  

  - v molekuli ozon O3.

  Osnovne značilnosti kovalentnih vezi

  Kovalentne vezi se običajno oblikujejo med nekovinskimi atomi. Glavne značilnosti kovalentne vezi so dolžina, energija, mnogoterost in usmerjenost.

  Večkratnost kemijske vezi

  Večkratnost kemijske vezi - To število skupnih elektronskih parov med dvema atomoma v spojini. Večkratnost vezi je mogoče zlahka določiti iz vrednosti atomov, ki tvorijo molekulo.

  Na primer , v vodikovi molekuli H 2 je mnogokratnost vezi 1, ker Vsak vodik ima samo 1 nesparjen elektron na svoji zunanji energijski ravni, zato nastane en skupni elektronski par.

  V molekuli kisika O 2 je mnogokratnost vezi 2, ker Vsak atom na zunanji energijski ravni ima 2 nesparjena elektrona: O=O.

  V molekuli dušika N2 je mnogokratnost vezi 3, ker med vsakim atomom so 3 nesparjeni elektroni na zunanji energijski ravni, atomi pa tvorijo 3 skupne elektronske pare N≡N.

  Dolžina kovalentne vezi

  Dolžina kemične vezi je razdalja med središči jeder atomov, ki tvorijo vez. Določeno je z eksperimentalno fizikalnimi metodami. Dolžino vezi lahko približno ocenimo s pravilom aditivnosti, po katerem je dolžina vezi v molekuli AB približno enaka polovici vsote dolžin vezi v molekulah A 2 in B 2:
  

  Dolžino kemične vezi je mogoče približno oceniti po atomskih radijih nastanek vezi, oz s komunikacijsko mnogoterostjo, če polmeri atomov niso zelo različni.

  Ko se polmeri atomov, ki tvorijo vez, povečajo, se bo dolžina vezi povečala.

  Na primer

  Ko se veča množica vezi med atomi (katerih atomski polmeri se ne razlikujejo ali se le malo razlikujejo), se bo dolžina vezi zmanjšala.

  Na primer . V seriji: C–C, C=C, C≡C se dolžina vezi zmanjšuje.

  Komunikacijska energija

  Merilo za moč kemijske vezi je energija vezi. Komunikacijska energija določena z energijo, potrebno za prekinitev vezi in odstranitev atomov, ki tvorijo to vez, na neskončno veliko razdaljo drug od drugega.

  Kovalentna vez je zelo trpežna. Njegova energija se giblje od nekaj deset do nekaj sto kJ/mol. Večja kot je energija vezi, večja je moč vezi in obratno.

  Moč kemijske vezi je odvisna od dolžine vezi, polarnosti vezi in mnogoterosti vezi. Daljša kot je kemijska vez, lažje se pretrga, manjša kot je energija vezi, manjša je njena moč. Čim krajša je kemična vez, tem močnejša je in tem večja je energija vezi.

  Na primer, v nizu spojin HF, HCl, HBr od leve proti desni, moč kemijske vezi zmanjša, ker Dolžina povezave se poveča.

  Ionska kemična vez

  

  Ionska vez je kemična vez, ki temelji na elektrostatična privlačnost ionov.

  Ioni nastanejo v procesu sprejemanja ali oddajanja elektronov s strani atomov. Na primer, atomi vseh kovin šibko zadržujejo elektrone z zunanje energetske ravni. Zato je za kovinske atome značilno obnovitvene lastnosti- sposobnost darovanja elektronov.

  

  Primer. Atom natrija vsebuje 1 elektron na energijski ravni 3. Če se mu zlahka odda, atom natrija tvori veliko bolj stabilen ion Na + z elektronsko konfiguracijo žlahtnega plina neona Ne. Natrijev ion vsebuje 11 protonov in le 10 elektronov, zato je skupni naboj iona -10+11 = +1:

  +11Na) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8

  Primer. Atom klora na svoji zunanji energijski ravni vsebuje 7 elektronov. Da bi pridobil konfiguracijo stabilnega inertnega atoma argona Ar, mora klor pridobiti 1 elektron. Po dodajanju elektrona nastane stabilen klorov ion, sestavljen iz elektronov. Skupni naboj iona je -1:

  +17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

  Upoštevajte:

  • Lastnosti ionov se razlikujejo od lastnosti atomov!
  • Stabilni ioni lahko nastanejo ne samo atomi, ampak tudi skupine atomov. Na primer: amonijev ion NH 4 +, sulfatni ion SO 4 2- itd. Kemične vezi, ki jih tvorijo takšni ioni, se prav tako štejejo za ionske;
  • Ionske vezi se običajno tvorijo med seboj kovine in nekovine(skupine nekovin);

  Nastali ioni se privlačijo zaradi električne privlačnosti: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

  Naj vizualno povzamemo razlika med vrstami kovalentne in ionske vezi:

  

  

  Kovinska povezava je povezava, ki nastane relativno prosti elektroni med kovinski ioni, ki tvorijo kristalno mrežo.

  Kovinski atomi se običajno nahajajo na zunanji energijski ravni enega do treh elektronov. Polmeri kovinskih atomov so praviloma veliki - zato kovinski atomi, za razliko od nekovin, zlahka oddajo svoje zunanje elektrone, tj. so močna redukcijska sredstva.

  Z oddajo elektronov se atomi kovin spremenijo v pozitivno nabiti ioni . Ločeni elektroni so relativno prosti se premikajo med pozitivno nabitimi kovinskimi ioni. Med temi delci nastane povezava, ker skupni elektroni držijo skupaj kovinske katione, razporejene v plasteh , s čimer ustvarja dokaj močan kovinska kristalna mreža . V tem primeru se elektroni nenehno gibljejo kaotično, tj. Nenehno se pojavljajo novi nevtralni atomi in novi kationi.

  

  Medmolekulske interakcije

  Ločeno je vredno razmisliti o interakcijah, ki nastanejo med posameznimi molekulami v snovi - medmolekularne interakcije . Medmolekulske interakcije so vrsta interakcij med nevtralnimi atomi, pri katerih se ne pojavijo nove kovalentne vezi. Sile interakcije med molekulami je leta 1869 odkril Van der Waals in jih poimenoval po njem. Van dar Waalsove sile. Van der Waalsove sile delimo na orientacija, indukcija in disperzivno . Energija medmolekularnih interakcij je veliko manjša od energije kemičnih vezi.

  Orientacijske sile privlačnosti nastanejo med polarnimi molekulami (dipol-dipol interakcija). Te sile se pojavljajo med polarnimi molekulami. Induktivne interakcije je interakcija med polarno in nepolarno molekulo. Nepolarna molekula je polarizirana zaradi delovanja polarne, kar ustvarja dodatno elektrostatično privlačnost.

  Posebna vrsta medmolekularnih interakcij so vodikove vezi. - to so medmolekularne (ali intramolekularne) kemične vezi, ki nastanejo med molekulami, ki imajo visoko polarne kovalentne vezi - H-F, H-O ali H-N. Če obstajajo takšne vezi v molekuli, potem bodo med molekulami dodatne privlačne sile .

  Izobraževalni mehanizem vodikova vez je delno elektrostatična in delno donorska-akceptorska. V tem primeru je donor elektronskega para atom močno elektronegativnega elementa (F, O, N), akceptor pa vodikovi atomi, povezani s temi atomi. Za vodikove vezi je značilno fokus v vesolju in nasičenost

  Vodikove vezi lahko označimo s pikami: H ··· O. Večja kot je elektronegativnost atoma, povezanega z vodikom, in manjša kot je njegova velikost, močnejša je vodikova vez. Značilen je predvsem za povezave fluor z vodikom , kot tudi za kisik in vodik , v manjši meri dušik z vodikom .

  

  Vodikove vezi se pojavljajo med naslednjimi snovmi:

  — vodikov fluorid HF(plin, raztopina vodikovega fluorida v vodi - fluorovodikova kislina), vodo H 2 O (para, led, tekoča voda):

  — raztopina amoniaka in organskih aminov- med amoniakom in molekulami vode;

  — organske spojine, v katerih so O-H ali N-H vezi: alkoholi, karboksilne kisline, amini, aminokisline, fenoli, anilin in njegovi derivati, beljakovine, raztopine ogljikovih hidratov - monosaharidi in disaharidi.

  Vodikova vez vpliva na fizikalne in kemijske lastnosti snovi. Tako dodatna privlačnost med molekulami otežuje vrenje snovi. Snovi z vodikovimi vezmi kažejo nenormalno povišanje vrelišča.

  Na primer Praviloma z naraščajočo molekulsko maso opazimo povečanje vrelišča snovi. Vendar pa v številnih snoveh H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te ne opazimo linearne spremembe vrelišč.

  

  Namreč pri vrelišče vode nenormalno visoko - ne manj kot -61 o C, kot nam kaže ravna črta, ampak veliko več, +100 o C. To anomalijo pojasnjujejo s prisotnostjo vodikovih vezi med molekulami vode. Zato je v normalnih pogojih (0-20 o C) voda tekočina po faznem stanju.