Čo je kovalentná väzba v chemickej definícii. Chemická väzba

Definícia

Kovalentná väzba je chemická väzba tvorená atómami zdieľajúcimi svoje valenčné elektróny. Predpokladom pre vznik kovalentnej väzby je prekrytie atómových orbitálov (AO), v ktorých sa nachádzajú valenčné elektróny. V najjednoduchšom prípade vedie prekrytie dvoch AO k vytvoreniu dvoch molekulových orbitálov (MO): väzbového MO a antiväzbového (antiväzbového) MO. Zdieľané elektróny sú umiestnené na nižšej energetickej väzbe MO:

Vzdelávacie komunikácie

Kovalentná väzba (atómová väzba, homeopolárna väzba) - väzba medzi dvoma atómami v dôsledku elektrónového zdieľania dvoch elektrónov - jedného z každého atómu:

A. + B. -> A: B

Z tohto dôvodu je homeopolárny vzťah smerový. Dvojica elektrónov, ktoré vykonávajú väzbu, patrí súčasne k obom viazaným atómom, napríklad:

Typy kovalentnej väzby

Existujú tri typy kovalentných chemických väzieb, ktoré sa líšia mechanizmom ich tvorby:

1. Jednoduchá kovalentná väzba. Na jeho vznik poskytuje každý atóm jeden nepárový elektrón. Keď sa vytvorí jednoduchá kovalentná väzba, formálne náboje atómov zostávajú nezmenené. Ak sú atómy tvoriace jednoduchú kovalentnú väzbu rovnaké, potom sú skutočné náboje atómov v molekule tiež rovnaké, keďže atómy tvoriace väzbu rovnako vlastnia spoločný elektrónový pár, takáto väzba sa nazýva nepolárna kovalentná väzba. Ak sú atómy rozdielne, potom stupeň držby zdieľaného páru elektrónov je určený rozdielom v elektronegativite atómov, atóm s vyššou elektronegativitou má vo väčšej miere pár väzbových elektrónov, a preto je jeho skutočný náboj má záporné znamienko, atóm s nižšou elektronegativitou nadobúda rovnaký náboj, ale s kladným znamienkom.

Sigma (σ)-, pi (π)-väzby sú približným popisom typov kovalentných väzieb v molekulách organických zlúčenín σ-väzba je charakteristická tým, že hustota elektrónového oblaku je maximálna pozdĺž osi spájania jadrá atómov. Keď sa vytvorí π väzba, dôjde k takzvanému laterálnemu prekrytiu elektrónových oblakov a hustota elektrónového oblaku je maximálna „nad“ a „pod“ rovinou väzby σ. Vezmite napríklad etylén, acetylén a benzén.

V molekule etylénu C 2 H 4 je dvojitá väzba CH 2 = CH 2, jej elektrónový vzorec: H:C::C:H. Jadrá všetkých atómov etylénu sú umiestnené v rovnakej rovine. Tri elektrónové oblaky každého atómu uhlíka tvoria tri kovalentné väzby s inými atómami v rovnakej rovine (s uhlami medzi nimi približne 120°). Oblak štvrtého valenčného elektrónu atómu uhlíka sa nachádza nad a pod rovinou molekuly. Takéto elektrónové oblaky oboch atómov uhlíka, ktoré sa čiastočne prekrývajú nad a pod rovinou molekuly, tvoria druhú väzbu medzi atómami uhlíka. Prvá, silnejšia kovalentná väzba medzi atómami uhlíka sa nazýva väzba σ; druhá, slabšia kovalentná väzba sa nazýva π väzba.

V lineárnej molekule acetylénu

N-S≡S-N (N: S::: S: N)

medzi atómami uhlíka a vodíka sú väzby σ, medzi dvoma atómami uhlíka jedna väzba σ a medzi rovnakými atómami uhlíka dve väzby π. Dve π-väzby sa nachádzajú nad sférou pôsobenia σ-väzby v dvoch navzájom kolmých rovinách.

Všetkých šesť atómov uhlíka molekuly cyklického benzénu C 6 H 6 leží v rovnakej rovine. Medzi atómami uhlíka v rovine kruhu sú väzby σ; Každý atóm uhlíka má rovnaké väzby s atómami vodíka. Atómy uhlíka spotrebujú tri elektróny na vytvorenie týchto väzieb. Mraky štvrtých valenčných elektrónov atómov uhlíka v tvare osmičky sú umiestnené kolmo na rovinu molekuly benzénu. Každý takýto oblak sa rovnako prekrýva s elektrónovými oblakmi susedných atómov uhlíka. V molekule benzénu nevznikajú tri samostatné π väzby, ale jediný π elektrónový systém šiestich elektrónov, spoločný pre všetky atómy uhlíka. Väzby medzi atómami uhlíka v molekule benzénu sú úplne rovnaké.

Kovalentná väzba vzniká v dôsledku zdieľania elektrónov (na vytvorenie spoločných elektrónových párov), ku ktorému dochádza pri prekrývaní elektrónových oblakov. Na tvorbe kovalentnej väzby sa podieľajú elektrónové oblaky dvoch atómov. Existujú dva hlavné typy kovalentných väzieb:

• Kovalentná nepolárna väzba sa vytvára medzi nekovovými atómami toho istého chemického prvku. Jednoduché látky, napríklad O 2, majú takéto spojenie; N2; C 12.
• Polárna kovalentná väzba sa vytvára medzi atómami rôznych nekovov.

pozri tiež

Literatúra

• "Chemický encyklopedický slovník", M., "Sovietska encyklopédia", 1983, s.264.

Nadácia Wikimedia. 2010.

Nie je žiadnym tajomstvom, že chémia je pomerne zložitá a tiež rôznorodá veda. Mnoho rôznych reakcií, činidiel, chemikálií a iných zložitých a mätúcich pojmov – všetky sa navzájom ovplyvňujú. Ale hlavné je, že chémiou sa zaoberáme každý deň, bez ohľadu na to, či na hodine počúvame učiteľa a učíme sa nové látky alebo si varíme čaj, čo je vo všeobecnosti tiež chemický proces.

Dá sa usúdiť, že len treba vedieť chémiu, porozumieť mu a vedieť, ako funguje náš svet alebo niektoré jeho časti, je zaujímavé a navyše užitočné.

Teraz sa musíme zaoberať pojmom kovalentná väzba, ktorá, mimochodom, môže byť polárna alebo nepolárna. Mimochodom, samotné slovo „kovalentný“ je odvodené z latinského „co“ – spolu a „vales“ – majúci silu.

Vzhľad termínu

Začnime tým, že Termín „kovalentný“ prvýkrát zaviedol v roku 1919 Irving Langmuir - Nositeľ Nobelovej ceny. Pojem „kovalentný“ znamená chemickú väzbu, v ktorej oba atómy zdieľajú elektróny, čo sa nazýva zdieľané vlastníctvo. Tým sa líši napríklad od kovového, v ktorom sú elektróny voľné, alebo od iónového, kde jeden úplne dáva elektróny druhému. Treba si uvedomiť, že vzniká medzi nekovmi.

Na základe vyššie uvedeného môžeme urobiť malý záver o tom, aký je tento proces. Vzniká medzi atómami v dôsledku tvorby spoločných elektrónových párov a tieto páry vznikajú na vonkajšej a predvonkajšej podúrovni elektrónov.

Príklady látok s polaritou:

Typy kovalentnej väzby

Existujú tiež dva typy: polárne a podľa toho nepolárne väzby. Budeme analyzovať vlastnosti každého z nich samostatne.

Kovalentná polárna - formácia

Čo znamená pojem „polárny“?

Zvyčajne sa stáva, že dva atómy majú rozdielnu elektronegativitu, preto elektróny, ktoré zdieľajú, nepatria rovnako, ale sú vždy bližšie k jednému ako k druhému. Napríklad molekula chlorovodíka, v ktorej sú elektróny kovalentnej väzby umiestnené bližšie k atómu chlóru, pretože jej elektronegativita je vyššia ako elektronegativita vodíka. V skutočnosti je však rozdiel v priťahovaní elektrónov dostatočne malý na to, aby došlo k úplnému prenosu elektrónov z vodíka na chlór.

Výsledkom je, že keď je polárna, hustota elektrónov sa posunie na elektronegatívnejšiu a objaví sa na nej čiastočný negatívny náboj. V jadre, ktorého elektronegativita je nižšia, sa následne vyvinie čiastočný kladný náboj.

Dospeli sme k záveru: polárne sa vyskytuje medzi rôznymi nekovmi, ktoré sa líšia hodnotami elektronegativity, a elektróny sú umiestnené bližšie k jadru s väčšou elektronegativitou.

Elektronegativita je schopnosť niektorých atómov priťahovať elektróny od iných, čím vzniká chemická reakcia.

Príklady kovalentných polárnych, látky s polárnou kovalentnou väzbou:

Vzorec látky s polárnou kovalentnou väzbou

Kovalentná nepolárna, rozdiel medzi polárnym a nepolárnym

A nakoniec, nepolárne, čoskoro zistíme, čo to je.

Hlavný rozdiel medzi nepolárnym a polárnym- toto je symetria. Ak v prípade polárnej väzby boli elektróny umiestnené bližšie k jednému atómu, potom v nepolárnej väzbe boli elektróny umiestnené symetricky, teda rovnako relatívne k obom.

Je pozoruhodné, že nepolárne sa vyskytuje medzi nekovovými atómami jedného chemického prvku.

napr. látky s nepolárnymi kovalentnými väzbami:

Súbor elektrónov sa tiež často nazýva jednoducho elektrónový oblak, na základe toho sme dospeli k záveru, že elektronický oblak komunikácie, ktorý tvorí spoločný pár elektrónov, je rozmiestnený v priestore symetricky alebo rovnomerne vo vzťahu k jadrám oboch.

Príklady kovalentnej nepolárnej väzby a schéma tvorby kovalentnej nepolárnej väzby

Ale je tiež užitočné vedieť, ako rozlíšiť kovalentné polárne a nepolárne.

Kovalentné nepolárne- ide vždy o atómy tej istej látky. H2. CL2.

Tento článok sa skončil, teraz už vieme, čo je tento chemický proces, vieme ho definovať a jeho odrody, poznáme vzorce na tvorbu látok a vo všeobecnosti trochu viac o našom zložitom svete, úspechoch v chémia a tvorba nových vzorcov.

Je extrémne zriedkavé, že chemické látky pozostávajú z jednotlivých, navzájom nesúvisiacich atómov chemických prvkov. Za normálnych podmienok má túto štruktúru len malý počet plynov nazývaných vzácne plyny: hélium, neón, argón, kryptón, xenón a radón. Chemické látky najčastejšie nepozostávajú z izolovaných atómov, ale z ich kombinácií do rôznych skupín. Takéto asociácie atómov môžu mať niekoľko, stovky, tisíce alebo dokonca viac atómov. Sila, ktorá drží tieto atómy v takýchto skupinách, sa nazýva chemická väzba.

Inými slovami, môžeme povedať, že chemická väzba je interakcia, ktorá zabezpečuje spojenie jednotlivých atómov do zložitejších štruktúr (molekuly, ióny, radikály, kryštály atď.).

Dôvodom vzniku chemickej väzby je, že energia zložitejších štruktúr je menšia ako celková energia jednotlivých atómov, ktoré ju tvoria.

Ak teda interakcia atómov X a Y vytvára molekulu XY, znamená to, že vnútorná energia molekúl tejto látky je nižšia ako vnútorná energia jednotlivých atómov, z ktorých bola vytvorená:

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

Z tohto dôvodu sa pri vytváraní chemických väzieb medzi jednotlivými atómami uvoľňuje energia.

Elektróny vonkajšej elektrónovej vrstvy s najnižšou väzbovou energiou s jadrom, tzv valencia. Napríklad v bóre sú to elektróny 2. energetickej úrovne - 2 elektróny na 2 s- orbitály a 1 x 2 p- orbitály:

Keď sa vytvorí chemická väzba, každý atóm má tendenciu získať elektrónovú konfiguráciu atómov vzácneho plynu, t.j. tak, že v jeho vonkajšej elektrónovej vrstve je 8 elektrónov (2 pre prvky prvej periódy). Tento jav sa nazýva oktetové pravidlo.

Pre atómy je možné dosiahnuť elektrónovú konfiguráciu vzácneho plynu, ak pôvodne jednotlivé atómy zdieľajú niektoré zo svojich valenčných elektrónov s inými atómami. V tomto prípade sa vytvárajú spoločné elektrónové páry.

V závislosti od stupňa zdieľania elektrónov možno rozlíšiť kovalentné, iónové a kovové väzby.

Kovalentná väzba

Kovalentné väzby sa najčastejšie vyskytujú medzi atómami nekovových prvkov. Ak nekovové atómy tvoriace kovalentnú väzbu patria k rôznym chemickým prvkom, takáto väzba sa nazýva polárna kovalentná väzba. Dôvod tohto názvu spočíva v tom, že atómy rôznych prvkov majú tiež rôzne schopnosti priťahovať spoločný elektrónový pár. Je zrejmé, že to vedie k posunutiu spoločného elektrónového páru smerom k jednému z atómov, v dôsledku čoho sa na ňom vytvorí čiastočný záporný náboj. Na druhej strane sa na druhom atóme vytvorí čiastočný kladný náboj. Napríklad v molekule chlorovodíka je elektrónový pár posunutý z atómu vodíka na atóm chlóru:

Príklady látok s polárnymi kovalentnými väzbami:

CCI4, H2S, CO2, NH3, Si02 atď.

Kovalentná nepolárna väzba sa vytvára medzi nekovovými atómami toho istého chemického prvku. Keďže atómy sú identické, ich schopnosť priťahovať zdieľané elektróny je tiež rovnaká. V tomto ohľade nie je pozorovaný žiadny posun elektrónového páru:

Vyššie uvedený mechanizmus tvorby kovalentnej väzby, keď oba atómy poskytujú elektróny na vytvorenie spoločných elektrónových párov, sa nazýva výmena.

Existuje tiež mechanizmus donor-akceptor.

Keď sa kovalentná väzba vytvorí mechanizmom donor-akceptor, vytvorí sa zdieľaný elektrónový pár v dôsledku vyplneného orbitálu jedného atómu (s dvoma elektrónmi) a prázdneho orbitálu iného atómu. Atóm, ktorý poskytuje osamelý pár elektrónov, sa nazýva donor a atóm s prázdnym orbitálom sa nazýva akceptor. Atómy, ktoré majú spárované elektróny, napríklad N, O, P, S, pôsobia ako donory elektrónových párov.

Napríklad podľa mechanizmu donor-akceptor sa štvrtá kovalentná N-H väzba tvorí v amónnom katióne NH4+:

Kovalentné väzby sa okrem polarity vyznačujú aj energiou. Energia väzby je minimálna energia potrebná na prerušenie väzby medzi atómami.

Väzbová energia klesá so zväčšujúcim sa polomerom viazaných atómov. Keďže vieme, že atómové polomery sa v podskupinách zvyšujú, môžeme napríklad dospieť k záveru, že sila väzby halogén-vodík rastie v sérii:

AHOJ< HBr < HCl < HF

Taktiež energia väzby závisí od jej násobnosti – čím väčšia násobnosť väzby, tým väčšia je jej energia. Väzbová multiplicita sa vzťahuje na počet zdieľaných elektrónových párov medzi dvoma atómami.

Iónová väzba

Iónová väzba môže byť považovaná za extrémny prípad polárnej kovalentnej väzby. Ak je v kovalentnej-polárnej väzbe spoločný elektrónový pár čiastočne posunutý na jeden z páru atómov, potom v iónovej väzbe je takmer úplne „daný“ jednému z atómov. Atóm, ktorý daruje elektrón (elektróny), získa kladný náboj a stáva sa katión a atóm, ktorý z neho odobral elektróny, získa záporný náboj a stane sa anión.

Iónová väzba je teda väzba vytvorená elektrostatickým priťahovaním katiónov k aniónom.

Vznik tohto typu väzby je typický pri interakcii atómov typických kovov a typických nekovov.

Napríklad fluorid draselný. Draslíkový katión vzniká odstránením jedného elektrónu z neutrálneho atómu a fluórový ión vzniká pridaním jedného elektrónu k atómu fluóru:

Medzi výslednými iónmi vzniká elektrostatická príťažlivá sila, čo vedie k vytvoreniu iónovej zlúčeniny.

Keď sa vytvorila chemická väzba, elektróny z atómu sodíka prešli na atóm chlóru a vytvorili sa opačne nabité ióny, ktoré majú dokončenú vonkajšiu energetickú hladinu.

Zistilo sa, že elektróny z atómu kovu nie sú úplne oddelené, ale sú iba posunuté smerom k atómu chlóru, ako pri kovalentnej väzbe.

Väčšina binárnych zlúčenín, ktoré obsahujú atómy kovov, je iónová. Napríklad oxidy, halogenidy, sulfidy, nitridy.

Iónová väzba sa vyskytuje aj medzi jednoduchými katiónmi a jednoduchými aniónmi (F −, Cl −, S 2-), ako aj medzi jednoduchými katiónmi a komplexnými aniónmi (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Preto medzi iónové zlúčeniny patria soli a zásady (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4, Ca(OH) 2, NaOH)

Kovové spojenie

Tento typ väzby sa vytvára v kovoch.

Atómy všetkých kovov majú vo svojej vonkajšej elektrónovej vrstve elektróny, ktoré majú nízku väzbovú energiu s jadrom atómu. Pre väčšinu kovov je proces straty vonkajších elektrónov energeticky priaznivý.

V dôsledku takejto slabej interakcie s jadrom sú tieto elektróny v kovoch veľmi mobilné a v každom kovovom kryštáli nepretržite prebieha nasledujúci proces:

М 0 — ne − = M n + ,

kde M° je neutrálny atóm kovu a Mn + katión toho istého kovu. Na nasledujúcom obrázku je znázornený priebeh procesov.

To znamená, že elektróny sa „rútia“ cez kovový kryštál, oddeľujú sa od jedného atómu kovu, vytvárajú z neho katión, spájajú sa s iným katiónom a vytvárajú neutrálny atóm. Tento jav sa nazýval „elektrónový vietor“ a zhromažďovanie voľných elektrónov v kryštáli nekovového atómu sa nazývalo „elektrónový plyn“. Tento typ interakcie medzi atómami kovu sa nazýva kovová väzba.

Vodíková väzba

Ak je atóm vodíka v látke naviazaný na prvok s vysokou elektronegatívnosťou (dusík, kyslík alebo fluór), táto látka sa vyznačuje javom nazývaným vodíková väzba.

Pretože atóm vodíka je naviazaný na elektronegatívny atóm, na atóme vodíka sa vytvorí čiastočný kladný náboj a na atóme elektronegatívneho prvku sa vytvorí čiastočný negatívny náboj. V tomto ohľade je možná elektrostatická príťažlivosť medzi čiastočne kladne nabitým atómom vodíka jednej molekuly a elektronegatívnym atómom druhej molekuly. Napríklad vodíková väzba sa pozoruje pre molekuly vody:

Je to vodíková väzba, ktorá vysvetľuje abnormálne vysokú teplotu topenia vody. Okrem vody sa silné vodíkové väzby tvoria aj v látkach ako fluorovodík, amoniak, kyseliny obsahujúce kyslík, fenoly, alkoholy, amíny.

Atómy väčšiny prvkov neexistujú oddelene, pretože sa môžu navzájom ovplyvňovať. Táto interakcia vytvára zložitejšie častice.

Podstatou chemickej väzby je pôsobenie elektrostatických síl, čo sú sily vzájomného pôsobenia medzi elektrickými nábojmi. Takéto náboje majú elektróny a atómové jadrá.

Elektróny nachádzajúce sa na vonkajších elektronických úrovniach (valenčné elektróny), ktoré sú najďalej od jadra, s ním interagujú najslabšie, a preto sú schopné odtrhnúť sa od jadra. Sú zodpovedné za vzájomné spojenie atómov.

Typy interakcií v chémii

Typy chemických väzieb možno uviesť v nasledujúcej tabuľke:

Charakteristika iónovej väzby

Chemická reakcia, ku ktorej dochádza v dôsledku príťažlivosť iónov majúci rozdielny náboj sa nazýva iónový. Stáva sa to vtedy, ak majú viazané atómy významný rozdiel v elektronegativite (to znamená schopnosť priťahovať elektróny) a elektrónový pár ide k elektronegatívnejšiemu prvku. Výsledkom tohto prenosu elektrónov z jedného atómu na druhý je vznik nabitých častíc – iónov. Vzniká medzi nimi príťažlivosť.

Majú najnižšie indexy elektronegativity typické kovy, a najväčšie sú typické nekovy. Ióny teda vznikajú interakciou medzi typickými kovmi a typickými nekovmi.

Atómy kovov sa stávajú kladne nabitými iónmi (katiónmi), ktoré odovzdávajú elektróny svojim vonkajším elektrónovým hladinám, a nekovy prijímajú elektróny, čím sa menia na negatívne nabitý ióny (anióny).

Atómy sa pohybujú do stabilnejšieho energetického stavu a dokončujú svoje elektronické konfigurácie.

Iónová väzba je nesmerová a nenasýtená, pretože elektrostatická interakcia sa vyskytuje vo všetkých smeroch, ión môže priťahovať ióny opačného znamienka vo všetkých smeroch.

Usporiadanie iónov je také, že okolo každého je určitý počet opačne nabitých iónov. Koncept "molekuly" pre iónové zlúčeniny nedáva zmysel.

Príklady vzdelávania

Vznik väzby v chloride sodnom (nacl) je spôsobený prenosom elektrónu z atómu Na na atóm Cl za vzniku zodpovedajúcich iónov:

Na0-1e = Na + (katión)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anión)

V chloride sodnom je okolo sodíkových katiónov šesť chloridových aniónov a okolo každého chloridového iónu šesť sodíkových iónov.

Keď sa v sulfide bárnatom vytvorí interakcia medzi atómami, dochádza k nasledujúcim procesom:

Bao-2e = Ba2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba daruje svoje dva elektróny síre, čo vedie k tvorbe aniónov síry S 2- a katiónov bária Ba 2+.

Chemická väzba kovov

Počet elektrónov vo vonkajších energetických hladinách kovov je malý, sú ľahko oddelené od jadra. V dôsledku tohto odlúčenia vznikajú kovové ióny a voľné elektróny. Tieto elektróny sa nazývajú „elektrónový plyn“. Elektróny sa voľne pohybujú v celom objeme kovu a sú neustále viazané a oddelené od atómov.

Štruktúra kovovej látky je nasledovná: kryštálová mriežka je kostrou látky a medzi jej uzlami sa elektróny môžu voľne pohybovať.

Možno uviesť nasledujúce príklady:

Mg - 2е<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Kovalentné: polárne a nepolárne

Najbežnejším typom chemickej interakcie je kovalentná väzba. Hodnoty elektronegativity prvkov, ktoré interagujú, sa výrazne nelíšia, preto dochádza len k posunu spoločného elektrónového páru k elektronegatívnejšiemu atómu.

Kovalentné interakcie môžu byť tvorené mechanizmom výmeny alebo mechanizmom donor-akceptor.

Mechanizmus výmeny sa realizuje, ak každý z atómov má na vonkajších elektronických úrovniach nepárové elektróny a prekrytie atómových orbitálov vedie k objaveniu sa páru elektrónov, ktoré už patria obom atómom. Keď jeden z atómov má pár elektrónov na vonkajšej elektronickej úrovni a druhý má voľný orbitál, potom keď sa atómové orbitály prekrývajú, elektrónový pár je zdieľaný a interaguje podľa mechanizmu donor-akceptor.

Kovalentné sa delia podľa násobnosti na:

• jednoduché alebo jednoduché;
• dvojitý;
• trojnásobne.

Dvojité zabezpečujú zdieľanie dvoch párov elektrónov naraz a trojité - tri.

Podľa rozloženia elektrónovej hustoty (polarity) medzi viazanými atómami sa kovalentná väzba delí na:

• nepolárne;
• polárny.

Nepolárna väzba je tvorená rovnakými atómami a polárna väzba je tvorená rôznou elektronegativitou.

Interakcia atómov s podobnou elektronegativitou sa nazýva nepolárna väzba. Spoločný pár elektrónov v takejto molekule nie je priťahovaný ani jedným atómom, ale patrí rovnako obom.

Interakcia prvkov líšiacich sa elektronegativitou vedie k vzniku polárnych väzieb. Pri tomto type interakcie sú zdieľané elektrónové páry priťahované k elektronegatívnejšiemu prvku, ale nie sú naň úplne prenesené (to znamená, že nedochádza k tvorbe iónov). V dôsledku tohto posunu v hustote elektrónov sa na atómoch objavujú čiastočné náboje: elektronegatívny má záporný náboj a menej elektronegatívny má kladný náboj.

Vlastnosti a charakteristiky kovalencie

Hlavné vlastnosti kovalentnej väzby:

• Dĺžka je určená vzdialenosťou medzi jadrami interagujúcich atómov.
• Polarita je určená posunutím elektrónového oblaku smerom k jednému z atómov.
• Smerovosť je vlastnosťou vytvárania väzieb orientovaných v priestore, a teda molekúl, ktoré majú určité geometrické tvary.
• Sýtosť je určená schopnosťou vytvárať obmedzené množstvo väzieb.
• Polarizácia je určená schopnosťou meniť polaritu vplyvom vonkajšieho elektrického poľa.
• Energia potrebná na prerušenie väzby určuje jej silu.

Príkladom kovalentnej nepolárnej interakcie môžu byť molekuly vodíka (H2), chlóru (Cl2), kyslíka (O2), dusíka (N2) a mnohých ďalších.

H· + ·H → H-H molekula má jednu nepolárnu väzbu,

O: + :O → O=O molekula má dvojitú nepolárnu,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekula je trojitá nepolárna.

Príklady kovalentných väzieb chemických prvkov zahŕňajú molekuly oxidu uhličitého (CO2) a oxidu uhoľnatého (CO), sírovodíka (H2S), kyseliny chlorovodíkovej (HCL), vody (H2O), metánu (CH4), oxidu sírového (SO2) a mnoho dalších .

V molekule CO2 je vzťah medzi atómami uhlíka a kyslíka kovalentne polárny, pretože elektronegatívny vodík priťahuje elektrónovú hustotu. Kyslík má vo svojom vonkajšom obale dva nepárové elektróny, zatiaľ čo uhlík môže poskytnúť štyri valenčné elektróny na vytvorenie interakcie. V dôsledku toho sa vytvárajú dvojité väzby a molekula vyzerá takto: O=C=O.

Na určenie typu väzby v konkrétnej molekule stačí zvážiť jej základné atómy. Jednoduché kovové látky tvoria kovovú väzbu, kovy s nekovmi tvoria iónovú väzbu, jednoduché nekovové látky tvoria kovalentnú nepolárnu väzbu a molekuly pozostávajúce z rôznych nekovov vznikajú prostredníctvom polárnej kovalentnej väzby.

Kovalentné, iónové a kovové sú tri hlavné typy chemických väzieb.

Poďme sa dozvedieť viac o kovalentná chemická väzba. Uvažujme o mechanizme jeho výskytu. Vezmime si ako príklad vznik molekuly vodíka:

Sféricky symetrický oblak tvorený elektrónom 1s obklopuje jadro voľného atómu vodíka. Keď sa atómy priblížia k určitej vzdialenosti, ich orbitály sa čiastočne prekrývajú (pozri obrázok), v dôsledku toho sa medzi centrami oboch jadier objaví molekulárny dvojelektrónový oblak, ktorý má maximálnu hustotu elektrónov v priestore medzi jadrami. S nárastom hustoty negatívneho náboja dochádza k silnému zvýšeniu príťažlivých síl medzi molekulárnym oblakom a jadrami.

Vidíme teda, že kovalentná väzba vzniká prekrývaním elektrónových oblakov atómov, čo je sprevádzané uvoľňovaním energie. Ak je vzdialenosť medzi jadrami atómov, ktoré sa približujú pred dotykom, 0,106 nm, potom po prekrytí elektrónových oblakov to bude 0,074 nm. Čím väčšie je prekrytie elektrónových orbitálov, tým silnejšia je chemická väzba.

Kovalentná volal chemická väzba uskutočnená elektrónovými pármi. Zlúčeniny s kovalentnými väzbami sa nazývajú homeopolárny alebo atómový.

Existovať dva typy kovalentných väzieb: polárny A nepolárne.

Pre nepolárne V kovalentnej väzbe je elektrónový oblak tvorený spoločným párom elektrónov rozložený symetricky vzhľadom na jadrá oboch atómov. Príkladom sú dvojatómové molekuly, ktoré pozostávajú z jedného prvku: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 a ďalších, pričom elektrónový pár patrí obom atómom rovnako.

Pri polárnych V kovalentnej väzbe je elektrónový oblak posunutý smerom k atómu s vyššou relatívnou elektronegativitou. Napríklad molekuly prchavých anorganických zlúčenín ako H 2 S, HCl, H 2 O a iné.

Vznik molekuly HCl možno znázorniť takto:

Pretože relatívna elektronegativita atómu chlóru (2.83) je väčšia ako atómu vodíka (2.1), elektrónový pár je posunutý k atómu chlóru.

Okrem výmenného mechanizmu tvorby kovalentnej väzby - v dôsledku prekrývania existuje aj darca-akceptor mechanizmus jeho vzniku. Ide o mechanizmus, pri ktorom dochádza k tvorbe kovalentnej väzby v dôsledku dvojelektrónového oblaku jedného atómu (donora) a voľného orbitálu druhého atómu (akceptora). Pozrime sa na príklad mechanizmu tvorby amónneho NH 4 + V molekule amoniaku má atóm dusíka dvojelektrónový oblak:

Vodíkový ión má voľný 1s orbitál, označme to ako .

Počas tvorby amónneho iónu sa dvojelektrónový oblak dusíka stáva spoločným pre atómy dusíka a vodíka, čo znamená, že sa premení na molekulárny elektrónový oblak. V dôsledku toho sa objaví štvrtá kovalentná väzba. Proces tvorby amónia si môžete predstaviť pomocou nasledujúceho diagramu:

Náboj vodíkového iónu je rozptýlený medzi všetkými atómami a dvojelektrónový oblak, ktorý patrí dusíku, sa zdieľa s vodíkom.

Stále máte otázky? Neviete ako si spraviť domácu úlohu?
Ak chcete získať pomoc od tútora, zaregistrujte sa.
Prvá lekcia je zadarmo!

webová stránka, pri kopírovaní celého materiálu alebo jeho časti je potrebný odkaz na pôvodný zdroj.