Kada se kovalentne veze stvaraju između atoma, one nastaju. Što je kovalentna polarna i nepolarna veza

U kojoj je jedan od atoma predao elektron i postao kation, a drugi atom je prihvatio elektron i postao anion.

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 je posljedica neravnomjerne raspodjele elektronske gustoće zbog razlika u elektronegativnosti atoma. Na temelju toga se kovalentne veze dijele na nepolarne i polarne (nepolarne - dvoatomna molekula sastoji se 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 molekulskom vodikovom ionu H 2 + ostvaruje se jednoelektronska kemijska veza.

Molekularni vodikov ion H 2 + 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 + .

Enciklopedijski YouTube

1 / 5

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 (labavljenja) 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.

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 dva π (\displaystyle \pi )-veze između istih atoma ugljika. Dva π (\displaystyle \pi )-veze se nalaze iznad sfere djelovanja σ-veze u dvije međusobno okomite ravnine.

Svih šest atoma ugljika 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 ugljikovih atoma, 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 tri odvojene π (\displaystyle \pi )-veze, ali jednostruke π (\displaystyle \pi) dielektrici ili poluvodiči. Tipični primjeri atomskih kristala (atomi u kojima su međusobno povezani kovalentnim (atomskim) vezama) su

Nastanak kemijskih spojeva posljedica je nastanka kemijskih veza između atoma u molekulama i kristalima.

Kemijska veza je međusobno prianjanje atoma u molekuli i kristalnoj rešetki kao rezultat djelovanja električnih sila privlačenja između atoma.

KOVALENTNA VEZA.

Kovalentna veza nastaje zbog zajedničkih elektronskih parova koji se pojavljuju u ljuskama povezanih atoma. Mogu ga formirati atomi istog elementa i zatim ga nepolaran; na primjer, takva kovalentna veza postoji u molekulama jednoelementnih plinova H2, O2, N2, Cl2 itd.

Kovalentnu vezu mogu tvoriti atomi različitih elemenata koji su slični po kemijskom karakteru, a zatim ga polarni; npr. takva kovalentna veza postoji u molekulama H2O, NF3, CO2. Kovalentna veza nastaje između atoma elemenata,

Kvantitativne karakteristike kemijskih veza. Energija komunikacije. Duljina veze. Polaritet kemijske veze. Vezni kut. Efektivni naboji na atomima u molekulama. Dipolni moment kemijske veze. Dipolni moment višeatomne molekule. Čimbenici koji određuju veličinu dipolnog momenta višeatomne molekule.

Karakteristike kovalentne veze . Važne kvantitativne karakteristike kovalentne veze su energija veze, njezina duljina i dipolni moment.

Komunikacijska energija- energija koja se oslobađa tijekom njegovog stvaranja, ili potrebna za razdvajanje dva vezana atoma. Energija veze karakterizira njezinu snagu.

Duljina veze- udaljenost između središta vezanih atoma. Što je dužina kraća, to je kemijska veza jača.

Dipolni moment sprega(m) je vektorska veličina koja karakterizira polaritet veze.

Duljina vektora jednaka je umnošku duljine veze l i efektivnog naboja q, koji atomi poprimaju pomicanjem gustoće elektrona: | m | = lH q. Vektor dipolnog momenta je usmjeren od pozitivnog naboja prema negativnom. Vektorskim zbrajanjem dipolnih momenata svih veza dobiva se dipolni moment molekule.

Na karakteristike obveznica utječe njihova višestrukost:

Energija vezanja raste u seriji;

Duljina veze raste obrnutim redoslijedom.

Komunikacijska energija(za dano stanje sustava) - razlika između energije stanja u kojem su sastavni dijelovi sustava beskonačno udaljeni jedan od drugog i nalaze se u stanju aktivnog mirovanja i ukupne energije vezanog stanja sustava. sustav: ,

gdje je E energija vezanja komponenata u sustavu od N komponenata (čestica), Ei je ukupna energija i-te komponente u nevezanom stanju (beskonačno udaljena čestica u mirovanju), a E je ukupna energija vezane sustav. Za sustav koji se sastoji od beskonačno udaljenih čestica u mirovanju, energija vezanja se obično smatra jednakom nuli, odnosno kada se formira vezano stanje, energija se oslobađa. Energija vezanja jednaka je minimalnom radu koji se mora utrošiti da se sustav razloži na njegove sastavne čestice.

Karakterizira stabilnost sustava: što je veća energija vezanja, to je sustav stabilniji. Za valentne elektrone (elektrone vanjskih elektronskih ljuski) neutralnih atoma u osnovnom stanju, energija vezanja podudara se s energijom ionizacije, za negativne ione - s afinitetom elektrona. Energija kemijske veze dvoatomne molekule odgovara energiji njezine toplinske disocijacije, koja je reda veličine stotina kJ/mol. Energija vezanja hadrona u atomskoj jezgri određena je uglavnom jakom interakcijom. Za lake jezgre iznosi ~0,8 MeV po nukleonu.

Duljina kemijske veze— udaljenost između jezgri kemijski vezanih atoma. Duljina kemijske veze važna je fizikalna veličina koja određuje geometrijske dimenzije kemijske veze i njezinu protegnutost u prostoru. Za određivanje duljine kemijske veze koriste se različite metode. Difrakcija plinskih elektrona, mikrovalna spektroskopija, Raman spektri i IR spektri visoke rezolucije koriste se za procjenu duljina kemijskih veza izoliranih molekula u fazi pare (plina). Vjeruje se da je duljina kemijske veze aditivna veličina određena zbrojem kovalentnih polumjera atoma koji čine kemijsku vezu.

Polaritet kemijskih veza- karakteristika kemijske veze, koja pokazuje promjenu u distribuciji gustoće elektrona u prostoru oko jezgri u usporedbi s distribucijom gustoće elektrona u neutralnim atomima koji tvore ovu vezu. Moguće je kvantificirati polaritet veze u molekuli. Poteškoća točne kvantitativne procjene je u tome što polaritet veze ovisi o nekoliko čimbenika: veličini atoma i iona povezujućih molekula; od broja i prirode veza koje su povezujući atomi već imali prije njihove dane interakcije; o tipu strukture, pa čak i karakteristikama defekata u njihovim kristalnim rešetkama. Ovakvi proračuni rade se različitim metodama, koje uglavnom daju približno iste rezultate (vrijednosti).

Na primjer, za HCl je utvrđeno da svaki od atoma u ovoj molekuli ima naboj jednak 0,17 naboja cijelog elektrona. Na atomu vodika je +0,17, a na atomu klora -0,17. Kao kvantitativna mjera polariteta veze najčešće se koriste takozvani efektivni naboji na atomima. Efektivni naboj se definira kao razlika između naboja elektrona koji se nalaze u nekom području prostora blizu jezgre i naboja jezgre. Međutim, ova mjera ima samo uvjetno i približno [relativno] značenje, budući da je nemoguće jednoznačno identificirati područje u molekuli koje se odnosi isključivo na pojedinačni atom, au slučaju više veza, na određenu vezu.

Vezni kut- kut koji čine pravci kemijskih (kovalentnih) veza koje izlaze iz jednog atoma. Poznavanje veznih kutova neophodno je za određivanje geometrije molekula. Vezni kutovi ovise i o individualnim karakteristikama spojenih atoma i o hibridizaciji atomskih orbitala središnjeg atoma. Za jednostavne molekule, vezni kut, kao i drugi geometrijski parametri molekule, može se izračunati pomoću metoda kvantne kemije. Oni se određuju eksperimentalno iz vrijednosti momenata tromosti molekula dobivenih analizom njihovih rotacijskih spektara. Vezni kut složenih molekula određuje se metodama difrakcijske strukturne analize.

EFEKTIVNI NABOJ ATOMA, karakterizira razliku između broja elektrona koji pripadaju danom atomu u kemikaliji. conn., i broj slobodnih elektrona. atom. Za procjene E. z. A. koriste modele u kojima se eksperimentalno određene veličine prikazuju kao funkcije točkastih nepolarizacijskih naboja lokaliziranih na atomima; na primjer, dipolni moment dvoatomne molekule smatra se umnoškom vrijednosti elektrona. A. na međuatomsku udaljenost. U okviru takvih modela E. z. A. može se izračunati korištenjem optičkih podataka. ili rendgenska spektroskopija.

Dipolni momenti molekula.

Idealna kovalentna veza postoji samo u česticama koje se sastoje od identičnih atoma (H2, N2 itd.). Ako se stvori veza između različitih atoma, tada se elektronska gustoća pomiče na jednu od atomskih jezgri, odnosno dolazi do polarizacije veze. Polarnost veze karakterizira njen dipolni moment.

Dipolni moment molekule jednak je vektorskom zbroju dipolnih momenata njezinih kemijskih veza. Ako su polarne veze u molekuli raspoređene simetrično, tada se pozitivni i negativni naboji međusobno poništavaju, pa je molekula kao cjelina nepolarna. To se događa, na primjer, s molekulom ugljičnog dioksida. Poliatomske molekule s asimetričnim rasporedom polarnih veza općenito su polarne. To se posebno odnosi na molekulu vode.

Na rezultirajući dipolni moment molekule može utjecati usamljeni par elektrona. Dakle, molekule NH3 i NF3 imaju tetraedarsku geometriju (uzimajući u obzir usamljeni par elektrona). Stupnjevi ionizacije veza dušik-vodik i dušik-fluor su 15 odnosno 19%, a njihove duljine su 101 odnosno 137 pm. Na temelju toga moglo bi se zaključiti da NF3 ima veći dipolni moment. Međutim, eksperiment pokazuje suprotno. Za točnije predviđanje dipolnog momenta treba uzeti u obzir smjer dipolnog momenta usamljenog para (slika 29).

Pojam hibridizacije atomskih orbitala i prostorne strukture molekula i iona. Značajke distribucije gustoće elektrona hibridnih orbitala. Glavni tipovi hibridizacije: sp, sp2, sp3, dsp2, sp3d, sp3d2. Hibridizacija koja uključuje usamljene elektronske parove.

HIBRIDIZACIJA ATOMSKIH ORBITALA.

Kako bi se objasnila struktura nekih molekula, BC metoda koristi hibridizacijski model atomske orbitale (AO). Za neke elemente (berilij, bor, ugljik) u stvaranju kovalentnih veza sudjeluju i s- i p-elektroni. Ti se elektroni nalaze na AO-ima koji se razlikuju po obliku i energiji. Unatoč tome, veze formirane uz njihovo sudjelovanje ispadaju jednake vrijednosti i smještene simetrično.

U molekulama BeC12, BC13 i CC14, na primjer, vezni kut C1-E-C1 je 180, 120 i 109,28 o. Vrijednosti i energije duljina E-C1 veze iste su za svaku od ovih molekula. Načelo hibridizacije orbita je da izvorni AO različitih oblika i energija, kada se pomiješaju, daju nove orbitale istog oblika i energije. Tip hibridizacije središnjeg atoma određuje geometrijski oblik molekule ili iona koji on tvori.

Razmotrimo strukturu molekule sa stajališta hibridizacije atomskih orbitala.

Prostorni oblik molekula.

Lewisove formule puno govore o elektronskoj strukturi i stabilnosti molekula, ali zasad ne mogu reći ništa o njihovoj prostornoj strukturi. U teoriji kemijske veze postoje dva dobra pristupa objašnjavanju i predviđanju molekularne geometrije. Dobro se slažu jedno s drugim. Prvi pristup naziva se teorija odbijanja para valentnih elektrona (VEP). Unatoč "zastrašujućem" nazivu, bit ovog pristupa vrlo je jednostavna i jasna: kemijske veze i usamljeni elektronski parovi u molekulama nastoje biti smješteni što dalje jedni od drugih. Objasnimo konkretnim primjerima. U molekuli BeCl2 postoje dvije Be-Cl veze. Oblik ove molekule trebao bi biti takav da su obje ove veze i atomi klora na njihovim krajevima smješteni što je moguće dalje:

To je moguće samo kod linearnog oblika molekule, kada je kut između veza (kut ClBeCl) 180°.

Drugi primjer: molekula BF3 ima 3 B-F veze. Nalaze se što je moguće dalje, a molekula ima oblik ravnog trokuta, gdje su svi kutovi između veza (FBF kutovi) jednaki 120 o:

Hibridizacija atomskih orbitala.

Hibridizacija ne uključuje samo vezivanje elektrona, već i usamljeni elektronski parovi . Na primjer, molekula vode sadrži dvije kovalentne kemijske veze između atoma kisika i dva atoma vodika (slika 21).

Uz dva para elektrona koja dijele atomi vodika, atom kisika ima dva para vanjskih elektrona koji ne sudjeluju u stvaranju veze ( usamljeni elektronski parovi). Sva četiri para elektrona zauzimaju određena područja u prostoru oko atoma kisika. Budući da se elektroni međusobno odbijaju, elektronski oblaci nalaze se što je moguće dalje. U tom slučaju, kao rezultat hibridizacije, oblik atomskih orbitala se izdužuje i usmjerava prema vrhovima tetraedra. Dakle, molekula vode ima kutni oblik, a kut između veza kisik-vodik iznosi 104,5 o.

Oblik molekula i iona tipa AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. d-AO uključeni u stvaranje σ veza u ravnim kvadratnim molekulama, u oktaedarskim molekulama i u molekulama građenim u obliku trigonalne bipiramide. Utjecaj odbijanja elektronskih parova na prostornu konfiguraciju molekula (koncept sudjelovanja usamljenih elektronskih parova KNEP-a).

Oblik molekula i iona tipa AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. Svaka vrsta AO hibridizacije odgovara strogo definiranom geometrijskom obliku, potvrđenom eksperimentima. Njegovu osnovu čine σ-veze koje tvore hibridne orbitale; delokalizirani parovi π-elektrona (u slučaju višestrukih veza) gibaju se u svom elektrostatskom polju (tablica 5.3). sp hibridizacija. Ova vrsta hibridizacije događa se kada atom formira dvije veze zahvaljujući elektronima koji se nalaze u s- i p-orbitalama i imaju sličnu energiju. Ova vrsta hibridizacije karakteristična je za molekule tipa AB2 (slika 5.4). Primjeri takvih molekula i iona dati su u tablici. 5.3 (Slika 5.4).

Tablica 5.3

Geometrijski oblici molekula

E - usamljeni elektronski par.

Struktura molekule BeCl2. Atom berilija u svom normalnom stanju ima dva uparena s-elektrona u svom vanjskom sloju. Kao rezultat ekscitacije, jedan od s elektrona prelazi u p-stanje - pojavljuju se dva nesparena elektrona, koji se razlikuju po orbitalnom obliku i energiji. Kada se formira kemijska veza, one se pretvaraju u dvije identične sp-hibridne orbitale, usmjerene pod kutom od 180 stupnjeva jedna prema drugoj.

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

Riža. 5.4. Prostorni raspored sp-hibridnih oblaka

Glavni tipovi međumolekulskih interakcija. Tvar u kondenziranom stanju. Čimbenici koji određuju energiju međumolekulskih interakcija. Vodikova veza. Priroda vodikove veze. Kvantitativne karakteristike vodikove veze. Inter- i intramolekularne vodikove veze.

MEĐUMOLEKULARNE INTERAKCIJE- interakcija molekule između sebe, bez dovođenja do pucanja ili stvaranja novih kemikalija. veze. M.v. utvrđuje razliku između realnih plinova i idealnih plinova, postojanje kapljevina i mol. kristali. Od M. v. ovise o množini strukturni, spektralni, termodinamički. i drugi sveci. Pojava pojma M. v. povezuje se s imenom Van der Waalsa, koji je 1873. predložio razinu stanja koja uzima u obzir magnezij u materiji kako bi objasnila svojstva stvarnih plinova i tekućina. Stoga su snage M. v. često nazivan van der Waals.

Osnova M. stoljeća.čine interakciju Coulombovih sila. između elektrona i jezgri jedne molekule i jezgre i elektrona druge. U eksperimentalno utvrđenim svojstvima tvari očituje se usrednjena interakcija koja ovisi o udaljenosti R između molekula, njihovoj međusobnoj orijentaciji, strukturi i fizikalnim svojstvima. karakteristike (dipolni moment, polarizabilnost itd.). Pri velikom R, koji znatno premašuje linearne dimenzije samih molekula, zbog čega se elektronske ljuske molekula ne preklapaju, sile M.V. može se sasvim razumno podijeliti u tri tipa - elektrostatski, polarizacijski (indukcijski) i disperzivni. Elektrostatske sile se ponekad nazivaju orijentacijskim, ali to je netočno, budući da se međusobna orijentacija molekula može odrediti i polarizacijom. sile ako su molekule anizotropne.

Na malim udaljenostima među molekulama (R ~ l) razlikovati pojedine vrste molekula. može se samo aproksimirati, a uz tri navedena tipa razlikuju se još dva, vezana uz preklapanje elektroničkih ljuski - međudjelovanje razmjene i međudjelovanje uslijed prijenosa naboja elektrona. Unatoč određenoj konvenciji, takva podjela u svakom konkretnom slučaju omogućuje objašnjenje prirode M. stoljeća. i izračunati njegovu energiju.

Struktura tvari u kondenziranom stanju.

Ovisno o udaljenosti između čestica koje čine tvar, te o prirodi i energiji međudjelovanja između njih, tvar može biti u jednom od tri agregatna stanja: krutom, tekućem i plinovitom.

Na dovoljno niskoj temperaturi tvar je u čvrstom stanju. Razmaci između čestica kristalne tvari reda su veličine samih čestica. Prosječna potencijalna energija čestica veća je od njihove prosječne kinetičke energije. Kretanje čestica koje čine kristale vrlo je ograničeno. Sile koje djeluju između čestica drže ih u bliskim ravnotežnim položajima. To objašnjava prisutnost kristalnih tijela s vlastitim oblikom i volumenom te visokim otporom na smicanje.

Pri taljenju krute tvari prelaze u tekućine. Po strukturi se tekuća tvar razlikuje od kristalne po tome što se sve čestice ne nalaze na istoj udaljenosti jedna od druge kao u kristalima; neke su molekule udaljene jedna od druge na velikim udaljenostima. Prosječna kinetička energija čestica za tvari u tekućem stanju približno je jednaka njihovoj prosječnoj potencijalnoj energiji.

Čvrsto i tekuće stanje često se spajaju pod zajedničkim pojmom kondenzirano stanje.

Vrste međumolekulskih interakcija intramolekularna vodikova veza. Zovu se obveznice u čijem formiranju ne dolazi do restrukturiranja elektroničkih ljuski interakcija između molekula . Glavne vrste molekularnih interakcija uključuju van der Waalsove sile, vodikove veze i donor-akceptorske interakcije.

Kada se molekule spoje, dolazi do privlačenja, što uzrokuje pojavu kondenziranog stanja tvari (tekuće, kruto s molekularnom kristalnom rešetkom). Sile koje potiču privlačenje molekula nazivaju se van der Waalsove sile.

Karakteriziraju ih tri vrste intermolekularna interakcija :

a) orijentacijska interakcija, koja se očituje između polarnih molekula koje teže zauzeti položaj u kojem bi njihovi dipoli bili okrenuti jedan prema drugom suprotnim polovima, a vektori momenta tih dipola bili bi orijentirani duž iste ravne crte (na drugi način to se naziva dipol-dipol interakcija );

b) indukcija, koja nastaje između induciranih dipola, čiji je razlog nastanka međusobna polarizacija atoma dviju molekula koje se približavaju;

c) disperzivni, koji nastaje kao rezultat međudjelovanja mikrodipola nastalih zbog trenutnih pomaka pozitivnih i negativnih naboja u molekulama tijekom gibanja elektrona i vibracija jezgri.

Između bilo koje čestice djeluju disperzijske sile. Orijentacijske i induktivne interakcije ne pojavljuju se za čestice mnogih tvari, na primjer: He, Ar, H2, N2, CH4. Za molekule NH3 disperzijska interakcija čini 50%, orijentacijska interakcija 44,6%, a indukcijska interakcija 5,4%. Polarna energija van der Waalsovih privlačnih sila karakterizira niske vrijednosti. Dakle, za led je 11 kJ/mol, tj. 2,4% H-O energija kovalentne veze (456 kJ/mol). Vander Waalsove sile privlačenja su fizičke interakcije.

Vodikova veza je fizikalno-kemijska veza između vodika jedne molekule i EO elementa druge molekule. Stvaranje vodikovih veza objašnjava se činjenicom da u polariziranim molekulama ili skupinama polarizirani atom vodika ima jedinstvena svojstva: odsutnost unutarnjih elektronskih ljuski, značajan pomak elektronskog para na atom s visokim EO i vrlo malom veličinom. Stoga vodik može prodrijeti duboko u elektronsku ljusku susjednog negativno polariziranog atoma. Kao što pokazuju spektralni podaci, interakcija donor-akceptor atoma EO kao donora i atoma vodika kao akceptora također ima značajnu ulogu u stvaranju vodikove veze. Vodikova veza može biti intermolekularni ili intramolekularni.

Vodikove veze mogu se pojaviti i između različitih molekula i unutar molekule ako ta molekula sadrži skupine s donorskim i akceptorskim sposobnostima. Dakle, unutarmolekularne vodikove veze igraju glavnu ulogu u formiranju peptidnih lanaca, koji određuju strukturu proteina. Jedan od najpoznatijih primjera utjecaja intramolekularne vodikove veze na strukturu je deoksiribonukleinska kiselina (DNA). Molekula DNK je presavijena u dvostruku spiralu. Dvije niti ove dvostruke spirale povezane su jedna s drugom vodikovim vezama. Vodikova veza je posredna po prirodi između valentnih i međumolekulskih interakcija. Povezan je s jedinstvenim svojstvima polariziranog atoma vodika, njegovom malom veličinom i nepostojanjem elektronskih slojeva.

Međumolekularne i intramolekularne vodikove veze.

Vodikove veze nalaze se u mnogim kemijskim spojevima. Nastaju, u pravilu, između atoma fluora, dušika i kisika (najviše elektronegativnih elemenata), rjeđe - uz sudjelovanje atoma klora, sumpora i drugih nemetala. Snažne vodikove veze stvaraju se u tekućim tvarima kao što su voda, fluorovodik, anorganske kiseline koje sadrže kisik, karboksilne kiseline, fenoli, alkoholi, amonijak i amini. Tijekom kristalizacije vodikove veze u tim tvarima obično su očuvane. Stoga njihove kristalne strukture imaju oblik lanaca (metanol), ravnih dvodimenzionalnih slojeva (borna kiselina) ili prostornih trodimenzionalnih mreža (led).

Ako vodikova veza spaja dijelove jedne molekule, tada govorimo o intramolekularni vodikova veza. To posebno vrijedi za mnoge organske spojeve (slika 42). Ako je vodikova veza stvorena između atoma vodika jedne molekule i atoma nemetala druge molekule (intermolekulska vodikova veza), tada molekule stvaraju prilično jake parove, lance, prstenove. Dakle, mravlja kiselina postoji u obliku dimera u tekućem i plinovitom stanju:

a plin fluorovodik sadrži polimerne molekule koje sadrže do četiri HF čestice. Snažne veze između molekula mogu se pronaći u vodi, tekućem amonijaku i alkoholima. Svi ugljikohidrati, proteini i nukleinske kiseline sadrže atome kisika i dušika potrebne za stvaranje vodikovih veza. Poznato je, na primjer, da su glukoza, fruktoza i saharoza visoko topljive u vodi. Važnu ulogu u tome imaju vodikove veze nastale u otopini između molekula vode i brojnih OH skupina ugljikohidrata.

Periodični zakon. Suvremena formulacija periodičkog zakona. Periodni sustav kemijskih elemenata je grafički prikaz periodnog zakona. Moderna verzija periodnog sustava. Značajke popunjavanja atomskih orbitala elektronima i formiranje perioda. s-, p-, d-, f- Elementi i njihov raspored u periodnom sustavu. Grupe, razdoblja. Glavne i sporedne podskupine. Granice periodnog sustava.

Otkriće periodičnog zakona.

Osnovni zakon kemije - Periodni zakon otkrio je D.I. Mendeljejev 1869. u vrijeme kada se atom smatrao nedjeljivim i ništa se nije znalo o njegovoj unutarnjoj strukturi. Osnova Periodijskog zakona D.I. Mendeljejev je postavio atomske mase (prije atomske težine) i kemijska svojstva elemenata.

Posloživši 63 u to vrijeme poznata elementa po rastućim atomskim masama, D.I. Mendeljejev je dobio prirodni (prirodni) niz kemijskih elemenata, u kojem je otkrio periodičku ponovljivost kemijskih svojstava.

Na primjer, svojstva tipičnog metala litija Li ponovljena su u elementima natrij Na i kalij K, svojstva tipičnog nemetala fluora F ponovljena su u elementima klor Cl, brom Br, jod I.

Neki elementi imaju D.I. Mendeljejev nije otkrio kemijske analoge (na primjer, aluminij Al i silicij Si), budući da su takvi analogi tada još bili nepoznati. Za njih je ostavio prazna mjesta u prirodnom nizu i na temelju periodičnog ponavljanja predvidio njihova kemijska svojstva. Nakon otkrića odgovarajućih elemenata (analog aluminija - galij Ga, analog silicija - germanij Ge, itd.), predviđanja D.I. Mendeljejeva potpuno su potvrđene.

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 odnosno 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 stvara kovalentna veza, broj elektrona na vanjskoj ljusci se povećava za 1. 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 drugi 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.

Definicija

Kovalentna veza je kemijska veza koju formiraju atomi koji dijele svoje valentne elektrone. Preduvjet za nastanak kovalentne veze je preklapanje atomskih orbitala (AO) u kojima se nalaze valentni elektroni. U najjednostavnijem slučaju, preklapanje dvaju AO dovodi do stvaranja dviju molekularnih orbitala (MO): veznog MO i antiveznog (antiveznog) MO. Zajednički elektroni nalaze se na veznom MO niže energije:

Obrazovne komunikacije

Kovalentna veza (atomska veza, homeopolarna veza) - veza između dva atoma zbog elektronske podjele dva elektrona - po jedan iz svakog atoma:

A. + B. -> A: B

Iz tog razloga, homeopolarni odnos je usmjeren. Par elektrona koji ostvaruje vezu pripada istovremeno obama vezanim atomima, na primjer:

	..		..				..
:	Cl	:	Cl	:	H	:	O	:	H
	..		..				..

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, takva se veza naziva nepolarna kovalentna veza. Ako su atomi različiti, tada je stupanj posjedovanja zajedničkog para elektrona određen razlikom u elektronegativnosti atoma, atom s većom elektronegativnošću ima par veznih elektrona u većoj mjeri, i stoga je njegova prava naboj ima negativan predznak, atom s manjom elektronegativnošću dobiva isti naboj, ali s pozitivnim predznakom.

Sigma (σ)-, pi (π)-veze su približan opis vrsta kovalentnih veza u molekulama organskih spojeva karakterizirana činjenicom da je gustoća elektronskog oblaka najveća duž osi koja povezuje; jezgre atoma. Kada se formira π veza, dolazi do tzv. bočnog preklapanja elektronskih oblaka, a gustoća elektronskog oblaka je najveća “iznad” i “ispod” ravnine σ veze. Na primjer, uzmite 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 π veze između istih atoma ugljika. Dvije π-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 ugljikovih atoma u ravnini prstena postoje σ veze; Svaki atom ugljika ima iste veze s atomima vodika. Atomi ugljika troše tri elektrona za stvaranje ovih veza. 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 nastaju tri odvojene π veze, već jedan π elektronski sustav od šest elektrona, zajednički svim ugljikovim atomima. Veze između atoma ugljika u molekuli benzena potpuno su iste.

Kovalentna veza nastaje kao rezultat dijeljenja elektrona (radi stvaranja zajedničkih elektronskih parova), što se događa tijekom preklapanja elektronskih oblaka. Stvaranje kovalentne veze uključuje elektronske oblake dvaju atoma. Postoje dvije glavne vrste kovalentnih veza:

Kovalentna nepolarna veza nastaje između atoma nemetala istog kemijskog elementa. Jednostavne tvari, na primjer O 2, imaju takvu vezu; N 2; C 12.
Polarna kovalentna veza nastaje između atoma različitih nemetala.

vidi također

Književnost

“Kemijski enciklopedijski rječnik”, M., “Sovjetska enciklopedija”, 1983., str.264.

Organska kemija

Popis organskih spojeva

Strukturna kemija
Kemijska veza:	Aromatičnost \| Kovalentna veza\| Ionska veza \| Metalni spoj \| Vodikova veza \| Donor-akceptorska veza \| Tautomerizam
Prikaz strukture:	Funkcionalna skupina \| Strukturna formula \| Kemijska formula \| Ligand
Elektronička svojstva:	Elektronegativnost \| Elektronski afinitet \| Energija ionizacije \| Dipol \| Pravilo okteta
Stereokemija:	Asimetrični atom \| Izomerija \| Konfiguracija \| Kiralnost \| Konformacija

Zaklada Wikimedia. 2010. godine.

Riža. 2.1. Stvaranje molekula iz atoma prati preraspodjela elektrona valentnih orbitala i vodi do dobitak na energiji, budući da se energija molekula pokazuje manjom od energije atoma koji ne djeluju međusobno. Na slici je prikazan dijagram nastanka nepolarne kovalentne kemijske veze između atoma vodika.

§2 Kemijska veza

U normalnim uvjetima, molekularno stanje je stabilnije od atomskog stanja (Slika 2.1). Formiranje molekula iz atoma popraćeno je preraspodjelom elektrona u valentnim orbitalama i dovodi do povećanja energije, budući da je energija molekula manja od energije atoma koji ne djeluju međusobno(Prilog 3). Sile koje drže atome u molekulama nazivamo zajedničkim nazivom kemijska veza.

Kemijsku vezu između atoma provode valentni elektroni i električne je prirode . Postoje četiri glavne vrste kemijskih veza: kovalentni,ionski,metal I vodik.

1 Kovalentna veza

Kemijska veza koju provode elektronski parovi naziva se atomska ili kovalentna . Spojevi s kovalentnim vezama nazivaju se atomskim ili kovalentnim .

Kada se pojavi kovalentna veza, dolazi do preklapanja elektronskih oblaka atoma koji međusobno djeluju, popraćeno oslobađanjem energije (slika 2.1). U tom slučaju između pozitivno nabijenih atomskih jezgri nastaje oblak s povećanom gustoćom negativnog naboja. Zbog djelovanja Coulombovih sila privlačenja između različitih naboja, povećanje gustoće negativnog naboja pogoduje zbližavanju jezgri.

Kovalentnu vezu tvore nespareni elektroni u vanjskim ljuskama atoma . U tom slučaju nastaju elektroni suprotnih spinova elektronski par(Sl. 2.2), zajednički atomima u interakciji. Ako je između atoma nastala jedna kovalentna veza (jedan zajednički elektronski par), onda se ona naziva jednostruka, dvostruka, dvostruka itd.

Energija je mjera jakosti kemijske veze. E sv utrošen na kidanje veze (dobitak energije pri stvaranju spoja iz pojedinih atoma). Ova energija se obično mjeri po 1 molu. tvari a izražavaju se u kilodžulima po molu (kJ∙mol –1). Energija jednostruke kovalentne veze je u rasponu od 200–2000 kJmol –1.

Riža. 2.2. Kovalentna veza je najčešća vrsta kemijske veze koja nastaje zbog dijeljenja elektronskog para kroz mehanizam izmjene (A), kada svaki od atoma u interakciji daje jedan elektron, ili kroz donor-akceptorski mehanizam (b), kada se elektronski par prenosi za zajedničku uporabu s jednog atoma (donora) na drugi atom (akceptora).

Kovalentna veza ima svojstva zasićenje i usredotočenost . Zasićenost kovalentne veze shvaća se kao sposobnost atoma da tvore ograničeni broj veza sa svojim susjedima, što je određeno brojem njihovih nesparenih valentnih elektrona. Usmjerenost kovalentne veze odražava činjenicu da su sile koje drže atome jedan blizu drugoga usmjerene duž ravne linije koja povezuje atomske jezgre. Osim, kovalentna veza može biti polarna i nepolarna .

Kada nepolarni U kovalentnoj vezi, elektronski oblak koji tvori zajednički par elektrona raspoređen je u prostoru simetrično u odnosu na jezgre obaju atoma. Nepolarna kovalentna veza nastaje između atoma jednostavnih tvari, na primjer, između identičnih atoma plinova koji tvore dvoatomne molekule (O 2, H 2, N 2, Cl 2 itd.).

Kada polarni U kovalentnoj vezi, elektronski oblak veze je pomaknut prema jednom od atoma. Stvaranje polarnih kovalentnih veza između atoma karakteristično je za složene tvari. Primjer su molekule hlapljivih anorganskih spojeva: HCl, H 2 O, NH 3 itd.

Stupanj pomaka ukupnog elektronskog oblaka prema jednom od atoma tijekom stvaranja kovalentne veze (stupanj polariteta veze ) određena uglavnom nabojem atomskih jezgri i polumjerom atoma koji međusobno djeluju .

Što je veći naboj atomske jezgre, to jače privlači oblak elektrona. U isto vrijeme, što je veći radijus atoma, to se vanjski elektroni slabije drže u blizini atomske jezgre. Zajednički učinak ova dva čimbenika izražava se u različitoj sposobnosti različitih atoma da "povuku" oblak kovalentnih veza prema sebi.

Sposobnost atoma u molekuli da privuče elektrone k sebi naziva se elektronegativnost. . Dakle, elektronegativnost karakterizira sposobnost atoma da polarizira kovalentnu vezu: što je veća elektronegativnost atoma, to je jači elektronski oblak kovalentne veze pomaknut prema njemu .

Predložen je niz metoda za kvantificiranje elektronegativnosti. U ovom slučaju najjasnije fizičko značenje ima metoda koju je predložio američki kemičar Robert S. Mulliken, koji je odredio elektronegativnost  atoma kao pola zbroja njegove energije E e afinitet i energija elektrona E ja ionizacija atoma:

. (2.1)

Energija ionizacije Atom je energija koju je potrebno utrošiti da se od njega “otkine” elektron i ukloni na beskonačnu udaljenost. Energija ionizacije određena je fotoionizacijom atoma ili bombardiranjem atoma elektronima ubrzanim u električnom polju. Najmanja vrijednost energije fotona ili elektrona koja postaje dovoljna za ionizaciju atoma naziva se njihova energija ionizacije E ja. Ta se energija obično izražava u elektronvoltima (eV): 1 eV = 1,610 –19 J.

Atomi su najspremniji odreći se vanjskih elektrona metali, koji sadrže mali broj nesparenih elektrona (1, 2 ili 3) na vanjskoj ljusci. Ovi atomi imaju najmanju energiju ionizacije. Dakle, veličina ionizacijske energije može poslužiti kao mjera veće ili manje "metalnosti" elementa: što je niža energija ionizacije, to je izraženiji metalSvojstva element.

U istoj podskupini periodnog sustava elemenata D. I. Mendeljejeva, s povećanjem atomskog broja elementa, njegova energija ionizacije opada (tablica 2.1), što je povezano s povećanjem atomskog radijusa (tablica 1.2), a , posljedično, sa slabljenjem veze vanjskih elektrona s jezgrom. Za elemente iste periode energija ionizacije raste s povećanjem atomskog broja. To je zbog smanjenja atomskog polumjera i povećanja nuklearnog naboja.

energija E e, koji se oslobađa kada se elektron doda slobodnom atomu, naziva se afinitet prema elektronu(također izraženo u eV). Oslobađanje (umjesto apsorpcije) energije kada se nabijeni elektron veže za neke neutralne atome objašnjava se činjenicom da su najstabilniji atomi u prirodi oni s ispunjenim vanjskim ljuskama. Stoga je za one atome u kojima su ove ljuske "malo nepopunjene" (tj. nedostaju 1, 2 ili 3 elektrona prije punjenja) energetski povoljno pričvrstiti elektrone na sebe, pretvarajući se u negativno nabijene ione 1. Takvi atomi uključuju, na primjer, atome halogena (tablica 2.1) - elemente sedme skupine (glavne podskupine) periodičnog sustava D.I. Elektronski afinitet metalnih atoma obično je nula ili negativan, tj. Energetski je nepovoljno za njih vezati dodatne elektrone; potrebna je dodatna energija da ih zadrži unutar atoma. Elektronski afinitet atoma nemetala je uvijek pozitivan i to veći što je nemetal bliži plemenitom (inertnom) plinu u periodnom sustavu. Ovo ukazuje na povećanje nemetalna svojstva kako se približavamo kraju razdoblja.

Iz svega što je rečeno jasno je da elektronegativnost (2.1) atoma raste u smjeru slijeva nadesno za elemente svake periode i opada u smjeru odozgo prema dolje za elemente iste skupine Mendeljejevljeve periode. sustav. Međutim, nije teško razumjeti da za karakterizaciju stupnja polariteta kovalentne veze između atoma nije važna apsolutna vrijednost elektronegativnosti, već omjer elektronegativnosti atoma koji tvore vezu. Zato u praksi koriste relativne vrijednosti elektronegativnosti(Tablica 2.1), uzimajući elektronegativnost litija kao jedinicu.

Za karakterizaciju polariteta kovalentne kemijske veze koristi se razlika u relativnoj elektronegativnosti atoma. Tipično, veza između atoma A i B smatra se čisto kovalentnom ako |  A – B|0,5.