Kovalentna kemijska veza. Kovalentna veza: polarna, nepolarna, mehanizmi nastanka

I komunikacija s dva elektrona i tri centra.

Uzimajući u obzir statističku interpretaciju valne funkcije M. Borna, gustoća vjerojatnosti pronalaska veznih elektrona koncentrirana je u prostoru između jezgri molekule (slika 1). Teorija odbijanja elektronskih parova razmatra geometrijske dimenzije tih parova. Dakle, za elemente svake periode postoji određeni prosječni radijus elektronskog para (Å):

0,6 za elemente do neona; 0,75 za elemente do argona; 0,75 za elemente do kriptona i 0,8 za elemente do ksenona.

Karakteristična svojstva kovalentne veze

Karakteristična svojstva kovalentne veze - usmjerenost, zasićenost, polarnost, polarizabilnost - određuju kemijska i fizikalna svojstva spojeva.

Smjer veze određen je molekularnom građom tvari i geometrijskim oblikom njezine molekule.

Kutovi između dviju veza nazivaju se veznim kutovima.

Zasićenost je sposobnost atoma da tvore ograničeni broj kovalentnih veza. Broj veza koje tvori atom ograničen je brojem njegovih vanjskih atomskih orbitala.

Polarnost veze posljedica je neravnomjerne raspodjele gustoće elektrona zbog razlika u elektronegativnosti atoma.

Na temelju toga se kovalentne veze dijele na nepolarne i polarne (nepolarne - dvoatomna molekula se sastoji od identičnih atoma (H 2, Cl 2, N 2) i elektronski oblaci svakog atoma raspoređeni su simetrično u odnosu na te atome. ; polarna - dvoatomna molekula sastoji se od atoma različitih kemijskih elemenata, a opći elektronski oblak se pomiče prema jednom od atoma, stvarajući tako asimetriju u raspodjeli električnog naboja u molekuli, stvarajući dipolni moment molekule).

Polarizabilnost veze izražava se pomicanjem elektrona veze pod utjecajem vanjskog električnog polja, uključujući i ono druge čestice koja reagira. Polarizabilnost je određena pokretljivošću elektrona. Polarnost i polarizabilnost kovalentnih veza određuje reaktivnost molekula prema polarnim reagensima.

Međutim, dvostruki dobitnik Nobelove nagrade L. Pauling istaknuo je da "u nekim molekulama postoje kovalentne veze zbog jednog ili tri elektrona umjesto zajedničkog para." U molekularnom vodikovom ionu H 2 + ostvaruje se jednoelektronska kemijska veza.

Molekularni vodikov ion H2+ sadrži dva protona i jedan elektron. Jedan elektron molekularnog sustava kompenzira elektrostatsko odbijanje dvaju protona i drži ih na udaljenosti od 1,06 Å (duljina H 2+ kemijske veze). Središte elektronske gustoće elektronskog oblaka molekularnog sustava jednako je udaljeno od oba protona na Bohrovom radijusu α 0 = 0,53 A i središte je simetrije molekularnog vodikovog iona H 2 + .

Povijest pojma

Pojam "kovalentna veza" prvi je skovao dobitnik Nobelove nagrade Irving Langmuir 1919. godine. Pojam se odnosio na kemijsku vezu zbog zajedničkog posjedovanja elektrona, za razliku od metalne veze, u kojoj su elektroni slobodni, ili ionske veze, u kojoj jedan od atoma odustaje od elektrona i postaje kation, a drugi atom prihvatio je elektron i postao anion.

Obrazovne komunikacije

Kovalentnu vezu tvori par elektrona koji dijeli dva atoma, a ti elektroni moraju zauzimati dvije stabilne orbitale, po jednu iz svakog atoma.

A + + B → A: B

Kao rezultat socijalizacije, elektroni formiraju ispunjenu energetsku razinu. Veza nastaje ako je njihova ukupna energija na ovoj razini manja nego u početnom stanju (a razlika u energiji neće biti ništa više od energije veze).

Prema teoriji molekularnih orbitala, preklapanje dviju atomskih orbitala dovodi, u najjednostavnijem slučaju, do stvaranja dviju molekularnih orbitala (MO): povezivanje MO I protiv vezivanja (labavljenje) MO. Zajednički elektroni nalaze se na veznom MO niže energije.

Stvaranje veze tijekom rekombinacije atoma

Međutim, mehanizam međuatomske interakcije dugo je ostao nepoznat. Tek 1930. F. London uveo je koncept disperzijske privlačnosti - interakcije između trenutnih i induciranih (induciranih) dipola. Trenutno se privlačne sile uzrokovane međudjelovanjem između fluktuirajućih električnih dipola atoma i molekula nazivaju "Londonske sile".

Energija takve interakcije izravno je proporcionalna kvadratu elektronske polarizabilnosti α i obrnuto proporcionalna udaljenosti između dva atoma ili molekule na šestu potenciju.

Stvaranje veze donor-akceptorskim mehanizmom

Uz homogeni mehanizam stvaranja kovalentne veze koji je opisan u prethodnom odjeljku, postoji heterogeni mehanizam - međudjelovanje suprotno nabijenih iona - H + protona i negativnog vodikovog iona H -, koji se naziva hidridni ion:

H + + H - → H 2

Kako se ioni približavaju, dvoelektronski oblak (elektronski par) hidridnog iona privlači proton i na kraju postaje zajednički objema jezgrama vodika, odnosno pretvara se u vezni elektronski par. Čestica koja opskrbljuje elektronski par naziva se donor, a čestica koja prihvaća taj elektronski par naziva se akceptor. Ovaj mehanizam stvaranja kovalentne veze naziva se donor-akceptor.

H + + H 2 O → H 3 O +

Proton napada usamljeni elektronski par molekule vode i formira stabilni kation koji postoji u vodenim otopinama kiselina.

Slično, proton se dodaje molekuli amonijaka da bi se formirao složeni amonijev kation:

NH 3 + H + → NH 4 +

Na taj se način (prema donorsko-akceptorskom mehanizmu stvaranja kovalentne veze) dobiva velika klasa onijskih spojeva koja uključuje amonijeve, oksonijeve, fosfonijeve, sulfonijeve i druge spojeve.

Molekula vodika može djelovati kao donor elektronskog para, koji, nakon kontakta s protonom, dovodi do stvaranja molekularnog iona vodika H 3 +:

H 2 + H + → H 3 +

Vezni elektronski par molekularnog iona vodika H 3 + pripada istovremeno trima protonima.

Vrste kovalentne veze

Postoje tri vrste kovalentnih kemijskih veza koje se razlikuju po mehanizmu nastanka:

1. Jednostavna kovalentna veza. Za njegovu formaciju svaki atom daje jedan nespareni elektron. Kada se formira jednostavna kovalentna veza, formalni naboji atoma ostaju nepromijenjeni.

Ako su atomi koji tvore jednostavnu kovalentnu vezu isti, tada su pravi naboji atoma u molekuli također isti, budući da atomi koji tvore vezu jednako posjeduju zajednički elektronski par. Ova veza se zove nepolarna kovalentna veza. Takvu vezu imaju jednostavne tvari, na primjer: 2, 2, 2. Ali ne samo nemetali iste vrste mogu tvoriti kovalentnu nepolarnu vezu. Kovalentnu nepolarnu vezu mogu tvoriti i nemetalni elementi čija je elektronegativnost jednako važna, npr. u molekuli PH 3 veza je kovalentna nepolarna, jer je EO vodika jednak EO fosfora.

Ako su atomi različiti, tada je stupanj posjedovanja zajedničkog para elektrona određen razlikom u elektronegativnosti atoma. Atom s većom elektronegativnošću privlači par veznih elektrona snažnije prema sebi i njegov pravi naboj postaje negativan. Atom s manjom elektronegativnošću dobiva, prema tome, pozitivan naboj iste veličine. Ako spoj nastaje između dva različita nemetala, tada se takav spoj naziva kovalentna polarna veza.

U molekuli etilena C 2 H 4 postoji dvostruka veza CH 2 = CH 2, njegova elektronska formula: H:C::C:H. Jezgre svih atoma etilena nalaze se u istoj ravnini. Tri elektronska oblaka svakog atoma ugljika tvore tri kovalentne veze s drugim atomima u istoj ravnini (s kutovima između njih od približno 120°). Oblak četvrtog valentnog elektrona ugljikovog atoma nalazi se iznad i ispod ravnine molekule. Takvi elektronski oblaci oba atoma ugljika, koji se djelomično preklapaju iznad i ispod ravnine molekule, tvore drugu vezu između atoma ugljika. Prva, jača kovalentna veza između ugljikovih atoma naziva se σ veza; druga, slabija kovalentna veza naziva se π (\displaystyle \pi )- komunikacija.

Podaci o energiji ionizacije (IE), PEI i sastavu stabilnih molekula - njihove stvarne vrijednosti i usporedbe - kako slobodnih atoma tako i atoma vezanih u molekule, omogućuju nam da razumijemo kako atomi tvore molekule kroz mehanizam kovalentne veze.

KOVALENTNA VEZA- (od latinskog “co” zajedno i “vales” koji ima snagu) (homeopolarna veza), kemijska veza između dva atoma koja nastaje kada se elektroni koji pripadaju tim atomima dijele. Atomi u molekulama jednostavnih plinova povezani su kovalentnim vezama. Veza u kojoj postoji jedan zajednički par elektrona naziva se jednostruka veza; Također postoje dvostruke i trostruke veze.

Pogledajmo nekoliko primjera da vidimo kako možemo koristiti naša pravila za određivanje broja kovalentnih kemijskih veza koje atom može formirati ako znamo broj elektrona u vanjskoj ljusci danog atoma i naboj njegove jezgre. Naboj jezgre i broj elektrona u vanjskoj ljusci određuju se eksperimentalno i nalaze se u tablici elemenata.

Izračun mogućeg broja kovalentnih veza

Na primjer, izbrojimo broj kovalentnih veza koje mogu tvoriti natrij ( Na), aluminij (Al), fosfor (P), i klor ( Cl). natrij ( Na) i aluminij ( Al) imaju 1 odnosno 3 elektrona u vanjskoj ljusci, a prema prvom pravilu (za mehanizam stvaranja kovalentne veze koristi se jedan elektron u vanjskoj ljusci) mogu tvoriti: natrij (Na)- 1 i aluminij ( Al)- 3 kovalentne veze. Nakon stvaranja veze, broj elektrona u vanjskim ljuskama natrija ( Na) i aluminij ( Al) jednako 2 i 6; tj. manji od maksimalnog broja (8) za te atome. fosfor ( P) i klor ( Cl) imaju, redom, 5, odnosno 7 elektrona na vanjskoj ljusci i, prema drugom od gore navedenih zakona, mogli bi tvoriti 5 i 7 kovalentnih veza. U skladu s četvrtim zakonom, stvaranjem kovalentne veze, broj elektrona na vanjskoj ljusci ovih atoma povećava se za 1. Prema šestom zakonu, kada se formira kovalentna veza, broj elektrona na vanjskoj ljusci raste. vezanih atoma ne može biti više od 8. To jest, fosfor ( P) može formirati samo 3 veze (8-5 = 3), dok klor ( Cl) može tvoriti samo jedan (8-7 = 1).

Primjer: Na temelju analize otkrili smo da se određena tvar sastoji od atoma natrija (Na) i klor ( Cl). Poznavajući zakonitosti mehanizma nastanka kovalentnih veza, možemo reći da je natrij ( Na) može formirati samo 1 kovalentnu vezu. Dakle, možemo pretpostaviti da je svaki atom natrija ( Na) vezan na atom klora ( Cl) kroz kovalentnu vezu u ovoj tvari, te da je ta tvar sastavljena od molekula atoma NaCl. Strukturna formula za ovu molekulu: Na-Cl. Ovdje crtica (-) označava kovalentnu vezu. Elektronska formula ove molekule može se prikazati na sljedeći način:
. .
Na:Cl:
. .
U skladu s elektronskom formulom, na vanjskoj ljusci atoma natrija ( Na) V NaCl postoje 2 elektrona, a na vanjskoj ljusci atoma klora ( Cl) ima 8 elektrona. U ovoj formuli, elektroni (točke) između atoma natrija ( Na) I klor (Cl) povezuju elektrone. Budući da je PEI klora ( Cl) jednak je 13 eV, a za natrij (Na) jednak je 5,14 eV, vezni par elektrona mnogo je bliži atomu Cl nego na atom Na. Ako su energije ionizacije atoma koji tvore molekulu vrlo različite, tada će nastala veza biti polarni kovalentna veza.

Razmotrimo još jedan slučaj. Na temelju analize otkrili smo da se određena tvar sastoji od atoma aluminija ( Al) i atoma klora ( Cl). U aluminiju ( Al) u vanjskoj ljusci nalaze se 3 elektrona; dakle, može tvoriti 3 kovalentne kemijske veze dok klor (Cl), kao i u prethodnom slučaju, može tvoriti samo 1 vezu. Ova tvar je predstavljena kao AlCl3, a njegova elektronička formula može se ilustrirati na sljedeći način:

Slika 3.1. Elektronska formulaAlCl 3

čija je formula strukture:
Cl - Al - Cl
Cl

Ova elektronička formula to pokazuje AlCl3 na vanjskoj ljusci atoma klora ( Cl) ima 8 elektrona, dok je vanjska ljuska atoma aluminija ( Al) ima ih 6. Prema mehanizmu nastanka kovalentne veze oba vezna elektrona (po jedan iz svakog atoma) odlaze na vanjske ljuske vezanih atoma.

Višestruke kovalentne veze

Atomi koji imaju više od jednog elektrona u svojoj vanjskoj ljusci mogu međusobno formirati ne jednu, već nekoliko kovalentnih veza. Takve se veze nazivaju višestrukim (češće višestruki) veze. Primjeri takvih veza su veze molekula dušika ( N= N) i kisik ( O=O).

Veza koja nastaje spajanjem pojedinačnih atoma naziva se homoatomska kovalentna veza, e Ako su atomi različiti, tada se veza naziva heteroatomska kovalentna veza[Grčki prefiksi "homo" i "hetero" znače isto i različito].

Zamislimo kako zapravo izgleda molekula sa uparenim atomima. Najjednostavnija molekula s uparenim atomima je molekula vodika.

Kovalentna veza(atomska veza, homeopolarna veza) - kemijska veza nastala preklapanjem (socijalizacijom) oblaka paravalentnih elektrona. Elektronički oblaci (elektroni) koji omogućuju komunikaciju nazivaju se zajednički elektronski par.

Karakteristična svojstva kovalentne veze - usmjerenost, zasićenost, polarnost, polarizabilnost - određuju kemijska i fizikalna svojstva spojeva.

Smjer veze određen je molekularnom građom tvari i geometrijskim oblikom njezine molekule. Kutovi između dviju veza nazivaju se veznim kutovima.

Zasićenost je sposobnost atoma da tvore ograničeni broj kovalentnih veza. Broj veza koje tvori atom ograničen je brojem njegovih vanjskih atomskih orbitala.

Polarnost veze posljedica je neravnomjerne raspodjele gustoće elektrona zbog razlika u elektronegativnosti atoma. Na temelju toga se kovalentne veze dijele na nepolarne i polarne (nepolarne - dvoatomna molekula se sastoji od identičnih atoma (H 2, Cl 2, N 2) i elektronski oblaci svakog atoma raspoređeni su simetrično u odnosu na te atome. ; polarna - dvoatomna molekula sastoji se od atoma različitih kemijskih elemenata, a opći elektronski oblak se pomiče prema jednom od atoma, stvarajući tako asimetriju u raspodjeli električnog naboja u molekuli, stvarajući dipolni moment molekule).

Polarizabilnost veze izražava se pomicanjem elektrona veze pod utjecajem vanjskog električnog polja, uključujući i ono druge čestice koja reagira. Polarizabilnost je određena pokretljivošću elektrona. Polarnost i polarizabilnost kovalentnih veza određuje reaktivnost molekula prema polarnim reagensima.

Obrazovne komunikacije

Kovalentnu vezu tvori par elektrona koji dijeli dva atoma, a ti elektroni moraju zauzimati dvije stabilne orbitale, po jednu iz svakog atoma.

A + + B → A: B

Ispunjavanje atomskih (uz rubove) i molekularnih (u sredini) orbitala u molekuli H 2 elektronima. Okomita os odgovara razini energije, elektroni su označeni strelicama koje odražavaju njihove spinove.

Vrste kovalentne veze

Postoje tri vrste kovalentnih kemijskih veza koje se razlikuju po mehanizmu nastanka:

1. Jednostavna kovalentna veza. Za njegovu formaciju svaki atom daje jedan nespareni elektron. Kada se formira jednostavna kovalentna veza, formalni naboji atoma ostaju nepromijenjeni.

· Ako su atomi koji tvore jednostavnu kovalentnu vezu isti, tada su pravi naboji atoma u molekuli također isti, budući da atomi koji tvore vezu jednako posjeduju zajednički elektronski par. Ova veza se zove nepolarna kovalentna veza. Takvu vezu imaju jednostavne tvari, na primjer: O 2, N 2, Cl 2. Ali ne samo nemetali iste vrste mogu tvoriti kovalentnu nepolarnu vezu. Kovalentnu nepolarnu vezu mogu tvoriti i nemetalni elementi čija je elektronegativnost jednako važna, npr. u molekuli PH 3 veza je kovalentna nepolarna, jer je EO vodika jednak EO fosfora.

· Ako su atomi različiti, tada je stupanj posjedovanja zajedničkog para elektrona određen razlikom u elektronegativnosti atoma. Atom s većom elektronegativnošću privlači par veznih elektrona snažnije prema sebi i njegov pravi naboj postaje negativan. Atom s manjom elektronegativnošću dobiva, prema tome, pozitivan naboj iste veličine. Ako spoj nastaje između dva različita nemetala, tada se takav spoj naziva kovalentna polarna veza.

2. Donor-akceptorska veza. Za formiranje ove vrste kovalentne veze, oba elektrona osigurava jedan od atoma - donator. Drugi od atoma koji sudjeluju u stvaranju veze naziva se akceptor. U nastaloj molekuli formalni naboj donora se povećava za jedan, a formalni naboj akceptora smanjuje se za jedan.

3. Semipolarni spoj. Može se smatrati polarnom donorsko-akceptorskom vezom. Ova vrsta kovalentne veze nastaje između atoma s usamljenim parom elektrona (dušik, fosfor, sumpor, halogeni itd.) i atoma s dva nesparena elektrona (kisik, sumpor). Stvaranje semipolarne veze odvija se u dvije faze:

1. Prijenos jednog elektrona s atoma s usamljenim parom elektrona na atom s dva nesparena elektrona. Kao rezultat toga, atom s usamljenim parom elektrona pretvara se u radikalni kation (pozitivno nabijena čestica s nesparenim elektronom), a atom s dva nesparena elektrona pretvara se u radikalni anion (negativno nabijena čestica s nesparenim elektronom) .

2. Dijeljenje nesparenih elektrona (kao u slučaju jednostavne kovalentne veze).

Kada se formira semipolarna veza, atom s usamljenim parom elektrona povećava svoj formalni naboj za jedan, a atom s dva nesparena elektrona smanjuje svoj formalni naboj za jedan.

σ veza i π veza

Sigma (σ)-, pi (π)-veze su približan opis tipova kovalentnih veza u molekulama raznih spojeva karakteristična po tome što je gustoća elektronskog oblaka najveća duž osi koja povezuje; jezgre atoma. Kada se formira -veza, dolazi do tzv. bočnog preklapanja elektronskih oblaka, a gustoća elektronskog oblaka je najveća "iznad" i "ispod" ravnine σ-veze. Na primjer, uzmimo etilen, acetilen i benzen.

U linearnoj molekuli acetilena

N-S≡S-N (N:S:::S:N)

Postoje σ veze između atoma ugljika i vodika, jedna σ veza između dva atoma ugljika i dvije σ veze između istih atoma ugljika. Dvije -veze nalaze se iznad sfere djelovanja σ-veze u dvije međusobno okomite ravnine.

Svih šest ugljikovih atoma cikličke molekule benzena C 6 H 6 leži u istoj ravnini. Između atoma ugljika u ravnini prstena postoje σ veze; Svaki atom ugljika ima iste veze s atomima vodika. Za stvaranje ovih veza atomi ugljika troše tri elektrona. Oblaci četvrtih valentnih elektrona atoma ugljika, u obliku osmice, smješteni su okomito na ravninu molekule benzena. Svaki takav oblak preklapa se jednako s elektronskim oblacima susjednih ugljikovih atoma. U molekuli benzena ne stvaraju se tri odvojene -veze, već jedan -elektronski sustav od šest elektrona, zajednički svim atomima ugljika. Veze između atoma ugljika u molekuli benzena potpuno su iste.

Primjeri tvari s kovalentnom vezom

Jednostavna kovalentna veza povezuje atome u molekule jednostavnih plinova (H 2, Cl 2 i dr.) i spojeva (H 2 O, NH 3, CH 4, CO 2, HCl i dr.). Spojevi s donorsko-akceptorskom vezom - amonij NH 4 +, tetrafluoroboratni anion BF 4 - itd. Spojevi s semipolarnom vezom - dušikov oksid N 2 O, O - -PCl 3 +.

Kristali s kovalentnom vezom su dielektrici ili poluvodiči. Tipični primjeri atomskih kristala (atomi u kojima su međusobno povezani kovalentnim (atomskim) vezama su dijamant, germanij i silicij.

Jedina tvar poznata čovjeku s primjerom kovalentne veze između metala i ugljika je cijanokobalamin, poznat kao vitamin B12.

Ionska veza- vrlo jaka kemijska veza nastala između atoma s velikom razlikom (> 1,5 na Paulingovoj ljestvici) elektronegativnosti, pri čemu se zajednički elektronski par potpuno prenosi na atom s većom elektronegativnošću. To je privlačenje iona kao suprotno nabijenih tijela . Primjer je spoj CsF, u kojem je "stupanj ionizacije" 97%. Razmotrimo metodu stvaranja na primjeru natrijevog klorida NaCl. Elektronska konfiguracija atoma natrija i klora može se prikazati kao: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3r5. To su atomi s nepotpunim energetskim razinama. Očito, da bi ih dovršio, atomu natrija lakše je prepustiti jedan elektron nego dobiti sedam, a atomu klora je lakše dobiti jedan elektron nego prepustiti sedam. Tijekom kemijske interakcije atom natrija potpuno predaje jedan elektron, a atom klora ga prihvaća. Shematski se to može napisati na sljedeći način: Na. - l e -> Na+ natrijev ion, stabilna osmeroelektronska 1s2 2s2 2p6 ljuska zbog druge energetske razine. :Cl + 1e --> .Cl - ion klora, stabilna osmoelektronska ljuska. Između Na+ i Cl- iona nastaju elektrostatske privlačne sile, što rezultira stvaranjem spoja. Ionska veza je ekstremni slučaj polarizacije polarne kovalentne veze. Nastaje između tipičnog metala i nemetala. U tom slučaju elektroni iz metala potpuno prelaze na nemetal. Nastaju ioni.

Ako se kemijska veza stvori između atoma koji imaju vrlo veliku razliku u elektronegativnosti (EO > 1,7 po Paulingu), tada se zajednički elektronski par potpuno prenosi na atom s višim EO. Rezultat toga je stvaranje spoja suprotno nabijenih iona:

Između nastalih iona dolazi do elektrostatskog privlačenja, što se naziva ionsko vezivanje. Ili bolje rečeno, ovaj izgled je prikladan. U stvari, ionska veza između atoma u svom čistom obliku se ne ostvaruje nigdje ili gotovo nigdje; obično je, zapravo, veza djelomično ionske, a djelomično kovalentne prirode. U isto vrijeme, vezanje složenih molekularnih iona često se može smatrati isključivo ionskim. Najvažnije razlike između ionskih veza i drugih vrsta kemijskih veza su neusmjerenost i nezasićenost. Zbog toga kristali nastali zbog ionskih veza gravitiraju prema različitim gustim pakiranjima odgovarajućih iona.

Karakteristike Takvi spojevi imaju dobru topljivost u polarnim otapalima (voda, kiseline itd.). To se događa zbog nabijenih dijelova molekule. U tom slučaju, dipoli otapala privlače se nabijenim krajevima molekule i, kao rezultat Brownovog gibanja, oni "kidaju" molekulu tvari na komade i okružuju ih, sprječavajući ih da se ponovno povežu. Rezultat su ioni okruženi dipolima otapala.

Pri otapanju takvih spojeva obično se oslobađa energija, budući da je ukupna energija nastalih veza otapalo-ion veća od energije veze anion-kation. Izuzetak su mnoge soli dušične kiseline (nitrati), koje pri otapanju apsorbiraju toplinu (otopine se hlade). Potonja se činjenica objašnjava na temelju zakona koji se razmatraju u fizikalnoj kemiji.

Vrlo je rijetko da se kemijske tvari sastoje od pojedinačnih, nepovezanih atoma kemijskih elemenata. U normalnim uvjetima, samo mali broj plinova koji se nazivaju plemeniti plinovi imaju ovu strukturu: helij, neon, argon, kripton, ksenon i radon. Najčešće se kemijske tvari ne sastoje od izoliranih atoma, već od njihovih kombinacija u različite skupine. Takve asocijacije atoma mogu brojati nekoliko, stotine, tisuće ili čak više atoma. Sila koja te atome drži u takvim skupinama naziva se kemijska veza.

Drugim riječima, možemo reći da je kemijska veza interakcija koja osigurava povezivanje pojedinih atoma u složenije strukture (molekule, ione, radikale, kristale itd.).

Razlog nastanka kemijske veze je taj što je energija složenijih struktura manja od ukupne energije pojedinačnih atoma koji je tvore.

Dakle, konkretno, ako interakcija atoma X i Y proizvodi molekulu XY, to znači da je unutarnja energija molekula te tvari manja od unutarnje energije pojedinačnih atoma od kojih je nastala:

E(XY)< E(X) + E(Y)

Iz tog razloga, kada se kemijske veze formiraju između pojedinih atoma, oslobađa se energija.

Elektroni vanjskog sloja elektrona s najmanjom energijom vezanja s jezgrom, tzv valencija. Na primjer, u boru su to elektroni 2. energetske razine - 2 elektrona na 2 s- orbitale i 1 sa 2 str-orbitale:

Kada se stvori kemijska veza, svaki atom nastoji dobiti elektronsku konfiguraciju atoma plemenitog plina, tj. tako da se u njegovom vanjskom elektronskom sloju nalazi 8 elektrona (2 za elemente prve periode). Taj se fenomen naziva pravilom okteta.

Moguće je da atomi postignu elektronsku konfiguraciju plemenitog plina ako u početku pojedinačni atomi dijele dio svojih valentnih elektrona s drugim atomima. U tom slučaju nastaju zajednički elektronski parovi.

Ovisno o stupnju podjele elektrona, razlikuju se kovalentne, ionske i metalne veze.

Kovalentna veza

Kovalentne veze najčešće se javljaju između atoma nemetalnih elemenata. Ako atomi nemetala koji tvore kovalentnu vezu pripadaju različitim kemijskim elementima, takva se veza naziva polarnom kovalentnom vezom. Razlog za ovaj naziv leži u činjenici da atomi različitih elemenata također imaju različite sposobnosti privlačenja zajedničkog elektronskog para. Očito, to dovodi do pomaka zajedničkog elektronskog para prema jednom od atoma, uslijed čega se na njemu stvara djelomični negativni naboj. S druge strane, djelomični pozitivni naboj nastaje na drugom atomu. Na primjer, u molekuli klorovodika, elektronski par je pomaknut s atoma vodika na atom klora:

Primjeri tvari s polarnom kovalentnom vezom:

CCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 itd.

Kovalentna nepolarna veza nastaje između atoma nemetala istog kemijskog elementa. Budući da su atomi identični, njihova sposobnost privlačenja zajedničkih elektrona također je ista. S tim u vezi, ne opaža se pomak elektronskog para:

Gornji mehanizam za stvaranje kovalentne veze, kada oba atoma daju elektrone za stvaranje zajedničkih elektronskih parova, naziva se izmjena.

Postoji i mehanizam donor-akceptor.

Kada se kovalentna veza formira donor-akceptorskim mehanizmom, nastaje zajednički elektronski par zbog ispunjene orbitale jednog atoma (s dva elektrona) i prazne orbitale drugog atoma. Atom koji daje usamljeni par elektrona naziva se donor, a atom s praznom orbitalom naziva se akceptor. Atomi koji imaju sparene elektrone, na primjer N, O, P, S, djeluju kao donori elektronskih parova.

Na primjer, prema donor-akceptorskom mehanizmu, četvrta kovalentna N-H veza nastaje u amonijevom kationu NH 4 +:

Osim polarnosti, kovalentne veze karakterizira i energija. Energija veze je minimalna energija potrebna za prekid veze između atoma.

Energija vezanja opada s povećanjem polumjera vezanih atoma. Budući da znamo da atomski polumjeri rastu niz podskupine, možemo, na primjer, zaključiti da se snaga veze halogen-vodik povećava u nizu:

BOK< HBr < HCl < HF

Također, energija veze ovisi o njenoj višestrukosti – što je veća višestrukost veze, veća je i njena energija. Višestrukost veze odnosi se na broj zajedničkih elektronskih parova između dva atoma.

Ionska veza

Ionska veza može se smatrati ekstremnim slučajem polarne kovalentne veze. Ako je u kovalentno-polarnoj vezi zajednički elektronski par djelomično pomaknut na jedan od para atoma, tada je u ionskoj vezi gotovo potpuno "dan" jednom od atoma. Atom koji donira elektron(e) dobiva pozitivan naboj i postaje kation, a atom koji mu je uzeo elektrone dobiva negativan naboj i postaje anion.

Dakle, ionska veza je veza nastala elektrostatskim privlačenjem kationa prema anionima.

Stvaranje ove vrste veze tipično je tijekom međudjelovanja atoma tipičnih metala i tipičnih nemetala.

Na primjer, kalijev fluorid. Kation kalija nastaje uklanjanjem jednog elektrona s neutralnog atoma, a ion fluora nastaje dodavanjem jednog elektrona na atom fluora:

Između nastalih iona javlja se elektrostatska privlačna sila, što rezultira stvaranjem ionskog spoja.

Pri stvaranju kemijske veze elektroni s atoma natrija prelaze na atom klora i nastaju suprotno nabijeni ioni koji imaju završenu vanjsku energetsku razinu.

Utvrđeno je da se elektroni s atoma metala ne odvajaju potpuno, već su samo pomaknuti prema atomu klora, kao kod kovalentne veze.

Većina binarnih spojeva koji sadrže metalne atome su ionski. Na primjer, oksidi, halogenidi, sulfidi, nitridi.

Ionska veza također se javlja između jednostavnih kationa i jednostavnih aniona (F −, Cl −, S 2-), kao i između jednostavnih kationa i složenih aniona (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Stoga u ionske spojeve spadaju soli i baze (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH)

Metalni spoj

Ova vrsta veze nastaje u metalima.

Atomi svih metala imaju elektrone u svom vanjskom sloju elektrona koji imaju nisku energiju vezanja s jezgrom atoma. Za većinu metala, proces gubljenja vanjskih elektrona je energetski povoljan.

Zbog tako slabe interakcije s jezgrom ti su elektroni u metalima vrlo pokretni i u svakom metalnom kristalu kontinuirano se odvija sljedeći proces:

M 0 — ne − = M n + ,

gdje je M 0 atom neutralnog metala, a M n + kation istog metala. Donja slika prikazuje procese koji se odvijaju.

To jest, elektroni "jure" preko metalnog kristala, odvajaju se od jednog metalnog atoma, stvarajući od njega kation, pridružujući se drugom kationu, tvoreći neutralni atom. Ovaj fenomen nazvan je "elektronski vjetar", a skupljanje slobodnih elektrona u kristalu atoma nemetala nazvano je "elektronski plin". Ova vrsta interakcije između metalnih atoma naziva se metalna veza.

Vodikova veza

Ako je atom vodika u tvari vezan na element s visokom elektronegativnošću (dušik, kisik ili fluor), tu tvar karakterizira pojava koja se naziva vodikova veza.

Budući da je atom vodika vezan na elektronegativni atom, na atomu vodika nastaje djelomični pozitivni naboj, a na atomu elektronegativnog elementa nastaje djelomični negativni naboj. U tom smislu, elektrostatsko privlačenje postaje moguće između djelomično pozitivno nabijenog atoma vodika jedne molekule i elektronegativnog atoma druge. Na primjer, vodikova veza opažena je za molekule vode:

Vodikova veza objašnjava abnormalno visoko talište vode. Osim u vodi, jake vodikove veze stvaraju se i u tvarima kao što su fluorovodik, amonijak, kiseline koje sadrže kisik, fenoli, alkoholi i amini.

Kemijske elementarne čestice nastoje se međusobno povezati stvaranjem posebnih odnosa. Oni su polarni i nepolarni. Svaki od njih ima specifičan mehanizam nastanka i uvjete nastanka.

što je ovo

Kovalentna veza je tvorba koja nastaje za elemente s nemetalnim svojstvima. Prisutnost prefiksa "ko" ukazuje na zajedničko sudjelovanje atomskih elektrona različitih elemenata.

Koncept "valencije" znači prisutnost određene snage. Pojava takvog odnosa događa se socijalizacijom atomskih elektrona koji nemaju "par".

Ove kemijske veze nastaju zbog pojave "kasice prasice" elektrona, što je zajedničko objema česticama u interakciji. Pojava parova elektrona posljedica je preklapanja elektronskih orbitala. Ove vrste interakcija događaju se između oblaka elektrona oba elementa.

Važno! Kovalentna veza nastaje kada se par orbitala spoji.

Tvari sa opisana struktura su:

brojni plinovi;
alkoholi;
ugljikohidrati;
bjelančevine;
organske kiseline.

Kovalentna kemijska veza nastaje zbog stvaranja javnih parova elektrona u jednostavnim tvarima ili složenim spojevima. Događa se polarne i nepolarne.

Kako odrediti prirodu kemijske veze? Da biste to učinili, morate pogledati atomska komponenta čestica, prisutan u formuli.

Kemijske veze opisane vrste stvaraju se samo između elemenata kod kojih prevladavaju nemetalna svojstva.

Ako spoj sadrži atome istih ili različitih nemetala, tada su odnosi koji nastaju među njima “kovalentni”.

Kada su metal i nemetal istovremeno prisutni u spoju, kaže se da postoji odnos.

Struktura s "polovima"

Kovalentna polarna veza međusobno povezuje atome nemetala različite prirode. To mogu biti atomi:

fosfor i;
klor i;
amonijak.

Postoji još jedna definicija za ove tvari. To sugerira da je ovaj "lanac" formiran između nemetala s različitim indeksima elektronegativnosti. U oba slučaja je “naglašena” raznolikost kemijskih elemenata-atoma kod kojih je ovaj odnos nastao.

Formula tvari s polarnom kovalentnom vezom je:

NO i mnogi drugi.

Prikazani spojevi u normalnim uvjetima mogu imati tekući ili plinoviti agregatna stanja. Lewisova formula pomaže točnijem razumijevanju mehanizma vezivanja atomskih jezgri.

Kako se pojavljuje

Mehanizam stvaranja kovalentne veze za atomske čestice s različitim vrijednostima elektronegativnosti svodi se na stvaranje ukupne gustoće elektronske prirode.

Obično prelazi na element koji ima najveću elektronegativnost. Može se odrediti pomoću posebne tablice.

Zbog pomicanja zajedničkog para “elektrona” prema elementu s većom vrijednošću elektronegativnosti, na njemu se djelomično stvara negativan naboj.

Sukladno tome, drugi element će dobiti djelomični pozitivni naboj. Kao rezultat nastaje veza s dva različito nabijena pola.

Često se pri formiranju polarnog odnosa koristi akceptorski mehanizam ili donor-akceptorski mehanizam. Primjer tvari nastale ovim mehanizmom je molekula amonijaka. U njemu je dušik obdaren slobodnom orbitalom, a vodik slobodnim elektronom. Zajednički elektronski par koji se formira zauzima datu orbitalu dušika, uslijed čega jedan element postaje donor, a drugi akceptor.

Opisani mehanizam stvaranje kovalentne veze, kao vrsta interakcije, nije tipična za sve spojeve s polarnim vezanjem. Primjeri uključuju tvari organskog kao i anorganskog podrijetla.

O nepolarnoj strukturi

Kovalentna nepolarna veza povezuje elemente s nemetalnim svojstvima koja imaju iste vrijednosti elektronegativnosti. Drugim riječima, tvari s kovalentnim nepolarnim vezama su spojevi koji se sastoje od različitih količina identičnih nemetala.

Formula tvari s kovalentnom nepolarnom vezom:

Primjeri spojeva koji spadaju u ovu kategoriju su tvari jednostavne strukture. U formiranju ove vrste interakcije, kao i kod drugih nemetalnih interakcija, uključeni su "najudaljeniji" elektroni.

U nekoj literaturi nazivaju se valencija. Pod se odnosi na broj elektrona potrebnih da se dovrši vanjska ljuska. Atom može dati ili primiti negativno nabijene čestice.

Opisani odnos pripada kategoriji dvoelektronskih ili dvocentričnih lanaca. U ovom slučaju, par elektrona zauzima opći položaj između dvije orbitale elemenata. U strukturnim formulama, elektronski par se piše kao vodoravna crta ili "-". Svaka linija pokazuje broj zajedničkih elektronskih parova u molekuli.

Za razbijanje tvari s ovakvim odnosom potrebno je utrošiti maksimalnu količinu energije, stoga su te tvari među najjačima na ljestvici čvrstoće.

Pažnja! Ova kategorija uključuje dijamant - jedan od najjačih spojeva u prirodi.

Kako se pojavljuje

Prema donorsko-akceptorskom mehanizmu, nepolarne veze praktički nisu povezane. Kovalentna nepolarna veza je struktura nastala dijeljenjem parova elektrona. Ovi parovi podjednako pripadaju oba atoma. Višestruko povezivanje po Lewisova formula točnije daje ideju o mehanizmu povezivanja atoma u molekuli.

Sličnost između kovalentnih polarnih i nepolarnih veza je pojava zajedničke gustoće elektrona. Samo u drugom slučaju, rezultirajuće elektronske "kasice prasice" pripadaju jednako oba atoma, zauzimajući središnji položaj. Kao rezultat, ne stvaraju se djelomični pozitivni i negativni naboji, što znači da su rezultirajući "lanci" nepolarni.

Važno! Nepolarno vezivanje rezultira stvaranjem zajedničkog elektronskog para, čineći posljednju elektronsku razinu atoma potpunom.

Svojstva tvari s opisanom strukturom bitno razlikuju o svojstvima tvari s metalnim ili ionskim interakcijama.

Što je polarna kovalentna veza

Koje su vrste kemijskih veza?