V uvažovaných príkladoch tvorby chemickej väzby sa zúčastnil elektrónový pár. Takéto spojenie je tzv slobodný. Niekedy sa nazýva obyčajný, t.j. obyčajný. Tento typ spojenia sa zvyčajne označuje jednou čiarou spájajúcou symboly interagujúcich atómov.

Vedú prekrývajúce sa elektrónové oblaky v priamke spájajúcej dve jadrá sigma dlhopisy(o-väzba). Jednoduchá väzba je vo väčšine prípadov a-väzba.

Väzba vytvorená prekrývaním bočných oblastí oblakov p-elektrónov sa nazýva pi-väzba(i-bond). Dvojité a trojitý väzby sa tvoria za účasti dvoch a troch elektrónových párov. Dvojitá väzba je jedna a-väzba a jedna i-väzba, trojitá väzba je jedna a-väzba a dve i-väzby.

Rozoberme si tvorbu väzieb v molekulách etánu C 2 H 6, etylénu C 2 H 4, acetylénu C 2 H 2 a benzénu C 6 H b.

Uhly medzi väzbami v molekule etán S.; H (. takmer presne navzájom rovnaké (obr. 1.18, a) a nelíšia sa od uhlov medzi C-H väzbami v molekule metánu. Preto sa dá predpokladať, že vonkajšie elektrónové obaly atómov uhlíka sú v stave $p 3 hybridizácie. Molekula C 2 H 6 je diamagnetická a nemá elektrický dipólový moment. energie C-C spojenia rovný -335 kJ/mol. Všetky väzby v molekule C9H6 sú a-väzby.

V molekule etylén C2H4 väzbové uhly sú každý približne 120°. Z toho môžeme usúdiť, že $ p 2 hybridizácia vonkajších elektrónových orbitálov atómu uhlíka (obr. 1.18, b). C-H väzby ležia v rovnakej rovine pod uhlom asi 120°. Každý atóm uhlíka obsahuje jeden nehybridný p-orbitál

Ryža. 1.18. Modely molekúl etánu ( a ), etylén (b) a acetylén (c)

drží jeden elektrón. Tieto orbitály sú umiestnené kolmo na rovinu obrázku.

Energia väzby medzi atómami uhlíka v molekule etylénu C2H4 je -592 kJ/mol. Ak by boli atómy uhlíka spojené rovnakou väzbou ako v molekule etánu, potom by väzbové energie v týchto molekulách boli blízke.

Väzbová energia medzi atómami uhlíka v etáne je však 335 kJ/mol, čo je takmer dvakrát menej ako v etyléne. Takýto významný rozdiel vo väzbových energiách medzi atómami uhlíka v molekulách etylénu a etánu je vysvetlený možnou interakciou nehybridných p-orbitálov, ktoré na obr. 1.18 , b znázornené vlnovkami. Takto vytvorené spojenie sa nazýva I-spojenie.

V molekule etylénu C 2 H 4 sú štyri S-N spojenia, ako v molekule metánu CH 4, sú a-väzby a väzba medzi atómami uhlíka je a-väzba a p-väzba, t.j. dvojitá väzba a vzorec etylénu je napísaný ako H2C=CH2.

Molekula acetylénu C 2 H 2 je lineárna (obr. 1.18, v ), čo hovorí v prospech hybridizácie sp. Energia väzby medzi atómami uhlíka je -811 kJ/mol, čo naznačuje existenciu jednej a-väzby a dvoch n-väzieb, t.j. je to trojitá väzba. Vzorec acetylénu je napísaný ako HC=CH.

Jednou z ťažkých otázok chémie je zistiť povahu väzieb medzi atómami uhlíka v tzv aromatické zlúčeniny najmä v molekule C 6 H benzénu (.. Molekula benzénu je plochá, uhly medzi väzbami atómov uhlíka sú rovnaké v

Ryža. 1.19.

a - model vzorca: 6 - ^-orbitály atómov uhlíka a a-väzby medzi atómami uhlíka a atómami uhlíka a vodíka; v- p-obyvatelia a l-spojky medzi

atómov uhlíka

120°, čo nám umožňuje predpokladať ^-hybridizáciu vonkajších orbitálov atómov uhlíka. Typicky je molekula benzénu znázornená tak, ako je to znázornené na obr ryža. 1.19, a.

Zdá sa, že v benzéne by mala byť väzba medzi atómami uhlíka dlhšia ako dvojitá väzba C=C, pretože je silnejšia. Štúdium štruktúry molekuly benzénu však ukazuje, že všetky vzdialenosti medzi atómami uhlíka v benzénovom kruhu sú rovnaké.

Túto vlastnosť molekuly najlepšie vysvetľuje skutočnosť, že nehybridné p-orbitály všetkých atómov uhlíka sú prekryté „bočnými“ časťami (obr. 1.19, Obr. b) preto sú všetky medzijadrové vzdialenosti medzi atómami uhlíka rovnaké. Na obr. 1.19 v ukazuje a-väzby medzi atómami uhlíka vytvorené prekrývaním sp2- hybridné orbitály.

Energia väzby medzi atómami uhlíka v molekule benzénu C 6 H 6 je -505 kJ / mol, čo naznačuje, že tieto väzby sú prechodné medzi jednoduché a dvojité väzby. Všimnite si, že elektróny p-orbitálov v molekule benzénu sa pohybujú pozdĺž uzavretého šesťuholník, a oni delokalizované(neodkazuje na žiadne konkrétne miesto).

Témy kodifikátora USE: Kovalentná chemická väzba, jej odrody a mechanizmy vzniku. Charakteristika kovalentnej väzby (polarita a väzbová energia). Iónová väzba. Kovové spojenie. vodíková väzba

Intramolekulárne chemické väzby

Uvažujme najskôr o väzbách, ktoré vznikajú medzi časticami v molekulách. Takéto spojenia sú tzv intramolekulárne.

chemická väzba medzi atómami chemických prvkov má elektrostatickú povahu a vzniká v dôsledku interakcie vonkajších (valenčných) elektrónov vo väčšej či menšej miere držané kladne nabitými jadrami viazané atómy.

Kľúčový koncept je tu ELEKTRONEGNATIVITA. Je to ona, ktorá určuje typ chemickej väzby medzi atómami a vlastnosti tejto väzby.

je schopnosť atómu priťahovať (držať) externé(valencia) elektróny. Elektronegativita je určená stupňom priťahovania vonkajších elektrónov k jadru a závisí najmä od polomeru atómu a náboja jadra.

Elektronegativitu je ťažké jednoznačne určiť. L. Pauling zostavil tabuľku relatívnej elektronegativity (na základe väzbových energií dvojatómových molekúl). Najviac elektronegatívnym prvkom je fluór so zmyslom 4 .

Je dôležité poznamenať, že v rôznych zdrojoch môžete nájsť rôzne stupnice a tabuľky hodnôt elektronegativity. Nemali by ste sa toho zľaknúť, pretože svoju úlohu zohráva tvorba chemickej väzby atómov a je približne rovnaký v každom systéme.

Ak jeden z atómov v chemickej väzbe A:B priťahuje elektróny silnejšie, potom je elektrónový pár posunutý smerom k nemu. Viac rozdiel elektronegativity atómov, tým viac je elektrónový pár vytesnený.

Ak sú hodnoty elektronegativity interagujúcich atómov rovnaké alebo približne rovnaké: EO(A)≈EO(V), potom zdieľaný elektrónový pár nie je posunutý k žiadnemu z atómov: A: B. Takéto spojenie je tzv kovalentné nepolárne.

Ak sa elektronegativita interagujúcich atómov líši, ale nie príliš (rozdiel v elektronegativite je približne od 0,4 do 2: 0,4<ΔЭО<2 ), potom sa elektrónový pár posunie k jednému z atómov. Takéto spojenie je tzv kovalentné polárne .

Ak sa elektronegativita interagujúcich atómov výrazne líši (rozdiel v elektronegativite je väčší ako 2: ΔEO>2), potom jeden z elektrónov takmer úplne prejde na iný atóm, pričom sa vytvorí ióny. Takéto spojenie je tzv iónový.

Hlavné typy chemických väzieb sú - kovalentný, iónový a kovové spojenia. Zvážme ich podrobnejšie.

kovalentná chemická väzba

kovalentná väzba – je to chemická väzba tvorený vznik spoločného elektrónového páru A:B . V tomto prípade dva atómy prekrývať atómové orbitály. Kovalentná väzba vzniká interakciou atómov s malým rozdielom v elektronegativite (spravidla medzi dvoma nekovmi) alebo atómy jedného prvku.

Základné vlastnosti kovalentných väzieb

• orientácia,
• saturovateľnosť,
• polarita,
• polarizovateľnosť.

Tieto vlastnosti väzby ovplyvňujú chemické a fyzikálne vlastnosti látok.

Smer komunikácie charakterizuje chemickú štruktúru a formu látok. Uhly medzi dvoma väzbami sa nazývajú väzbové uhly. Napríklad v molekule vody je väzbový uhol H-O-H 104,45 o, takže molekula vody je polárna a v molekule metánu je uhol väzby H-C-H 108 o 28 ′.

Sýtosť je schopnosť atómov vytvárať obmedzený počet kovalentných chemických väzieb. Počet väzieb, ktoré môže atóm vytvoriť, sa nazýva.

Polarita väzby vznikajú v dôsledku nerovnomerného rozloženia hustoty elektrónov medzi dva atómy s rôznou elektronegativitou. Kovalentné väzby sa delia na polárne a nepolárne.

Polarizovateľnosť spojenia sú schopnosť väzbových elektrónov vytesniť vonkajším elektrickým poľom(najmä elektrické pole inej častice). Polarizovateľnosť závisí od mobility elektrónov. Čím ďalej je elektrón od jadra, tým je mobilnejší, a preto je molekula polarizovateľnejšia.

Kovalentná nepolárna chemická väzba

Existujú 2 typy kovalentných väzieb - POLAR a NEPOLÁRNY .

Príklad . Zvážte štruktúru molekuly vodíka H 2 . Každý atóm vodíka nesie vo svojej vonkajšej energetickej hladine 1 nepárový elektrón. Na zobrazenie atómu používame Lewisovu štruktúru - ide o schému štruktúry vonkajšej energetickej hladiny atómu, kedy sú elektróny označené bodkami. Lewisove modely bodovej štruktúry sú dobrým pomocníkom pri práci s prvkami druhej tretiny.

H. + . H=H:H

Molekula vodíka má teda jeden spoločný elektrónový pár a jednu chemickú väzbu H–H. Tento elektrónový pár nie je posunutý k žiadnemu z atómov vodíka, pretože elektronegativita atómov vodíka je rovnaká. Takéto spojenie je tzv kovalentné nepolárne .

Kovalentná nepolárna (symetrická) väzba - je to kovalentná väzba tvorená atómami s rovnakou elektronegativitou (spravidla rovnakými nekovmi), a teda s rovnomerným rozložením elektrónovej hustoty medzi jadrami atómov.

Dipólový moment nepolárnych väzieb je 0.

Príklady: H2 (H-H), 02 (0=0), S8.

Kovalentná polárna chemická väzba

kovalentná polárna väzba je kovalentná väzba, ktorá sa vyskytuje medzi atómy s rôznou elektronegativitou (zvyčajne, rôzne nekovy) a je charakterizovaný posunutie spoločný elektrónový pár k viac elektronegatívnemu atómu (polarizácia).

Elektrónová hustota je posunutá k viac elektronegatívnemu atómu - preto na ňom vzniká čiastočný záporný náboj (δ-) a na menej elektronegatívnom atóme čiastočný kladný náboj (δ+, delta +).

Čím väčší je rozdiel v elektronegativite atómov, tým vyšší polarita spojenia a ešte viac dipólového momentu . Medzi susednými molekulami a nábojmi opačného znamienka pôsobia dodatočné príťažlivé sily, ktoré sa zvyšujú silu spojenia.

Polarita väzby ovplyvňuje fyzikálne a chemické vlastnosti zlúčenín. Reakčné mechanizmy a dokonca aj reaktivita susedných väzieb závisia od polarity väzby. Polarita väzby často určuje polarita molekuly a teda priamo ovplyvňuje také fyzikálne vlastnosti, ako je bod varu a teplota topenia, rozpustnosť v polárnych rozpúšťadlách.

Príklady: HCl, C02, NH3.

Mechanizmy tvorby kovalentnej väzby

Kovalentná chemická väzba môže vzniknúť 2 mechanizmami:

1. výmenný mechanizmus vytvorenie kovalentnej chemickej väzby je, keď každá častica poskytuje jeden nepárový elektrón na vytvorenie spoločného elektrónového páru:

A . + . B = A:B

2. Vytvorenie kovalentnej väzby je taký mechanizmus, v ktorom jedna z častíc poskytuje nezdieľaný elektrónový pár a druhá častica poskytuje tomuto elektrónovému páru prázdny orbitál:

A: + B = A:B

V tomto prípade jeden z atómov poskytuje nezdieľaný elektrónový pár ( darcu) a druhý atóm poskytuje tomuto páru prázdny orbitál ( akceptor). V dôsledku vzniku väzby klesá energia oboch elektrónov, t.j. to je prospešné pre atómy.

Kovalentná väzba vytvorená mechanizmom donor-akceptor, nie je iný vlastnosťami z iných kovalentných väzieb vytvorených výmenným mechanizmom. Vznik kovalentnej väzby donorovo-akceptorovým mechanizmom je typický pre atómy buď s veľkým počtom elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni (donory elektrónov), alebo naopak s veľmi malým počtom elektrónov (akceptory elektrónov). Valenčné možnosti atómov sú podrobnejšie zvážené v príslušnom.

Kovalentná väzba vzniká mechanizmom donor-akceptor:

- v molekule oxid uhoľnatý CO(väzba v molekule je trojitá, 2 väzby vznikajú mechanizmom výmeny, jedna mechanizmom donor-akceptor): C≡O;

- v amónny ión NH4+, v iónoch organické amíny napríklad v metylamóniovom ióne CH3-NH2+;

- v komplexné zlúčeniny chemická väzba medzi centrálnym atómom a skupinami ligandov, napríklad v tetrahydroxoalumináte sodnom Na väzba medzi iónmi hliníka a hydroxidu;

- v kyselina dusičná a jej soli- dusičnany: HNO 3, NaNO 3, v niektorých ďalších zlúčeninách dusíka;

- v molekule ozón O3.

Hlavné charakteristiky kovalentnej väzby

Kovalentná väzba sa spravidla vytvára medzi atómami nekovov. Hlavnými charakteristikami kovalentnej väzby sú dĺžka, energia, multiplicita a smerovosť.

Mnohonásobnosť chemickej väzby

Mnohonásobnosť chemickej väzby - to počet zdieľaných elektrónových párov medzi dvoma atómami v zlúčenine. Mnohopočetnosť väzby sa dá celkom jednoducho určiť z hodnoty atómov, ktoré tvoria molekulu.

napríklad , v molekule vodíka H 2 je väzbová násobnosť 1, pretože každý vodík má na vonkajšej energetickej hladine len 1 nepárový elektrón, preto vzniká jeden spoločný elektrónový pár.

V molekule kyslíka O 2 je väzbová multiplicita 2, pretože každý atóm má na svojej vonkajšej energetickej úrovni 2 nepárové elektróny: O=O.

V molekule dusíka N 2 je väzbová multiplicita 3, pretože medzi každým atómom sú 3 nepárové elektróny na vonkajšej energetickej úrovni a atómy tvoria 3 spoločné elektrónové páry N≡N.

Dĺžka kovalentnej väzby

Dĺžka chemickej väzby je vzdialenosť medzi centrami jadier atómov, ktoré tvoria väzbu. Stanovuje sa experimentálnymi fyzikálnymi metódami. Dĺžku väzby možno odhadnúť približne podľa pravidla aditivity, podľa ktorého sa dĺžka väzby v molekule AB približne rovná polovici súčtu dĺžok väzieb v molekulách A2 a B2:

Dĺžku chemickej väzby možno približne odhadnúť pozdĺž polomerov atómov, tvoriaci väzbu, príp mnohorakosťou komunikácie ak polomery atómov nie sú veľmi rozdielne.

So zväčšovaním polomerov atómov tvoriacich väzbu sa dĺžka väzby zväčšuje.

napríklad

S nárastom násobnosti väzieb medzi atómami (ktorých atómové polomery sa nelíšia alebo sa mierne líšia) sa dĺžka väzby zníži.

napríklad . V sérii: C–C, C=C, C≡C sa dĺžka väzby zmenšuje.

Energia väzby

Meradlom sily chemickej väzby je energia väzby. Energia väzby je určená energiou potrebnou na prerušenie väzby a odstránenie atómov tvoriacich túto väzbu do nekonečnej vzdialenosti od seba.

Kovalentná väzba je veľmi odolný. Jeho energia sa pohybuje od niekoľkých desiatok do niekoľkých stoviek kJ/mol. Čím väčšia je väzobná energia, tým väčšia je pevnosť väzby a naopak.

Sila chemickej väzby závisí od dĺžky väzby, polarity väzby a násobnosti väzby. Čím dlhšia je chemická väzba, tým ľahšie sa pretrhne a čím nižšia je energia väzby, tým nižšia je jej pevnosť. Čím kratšia je chemická väzba, tým je silnejšia a tým väčšia je energia väzby.

napríklad, v rade zlúčenín HF, HCl, HBr zľava doprava silu chemickej väzby klesá, pretože dĺžka väzby sa zvyšuje.

Iónová chemická väzba

Iónová väzba je chemická väzba založená na elektrostatická príťažlivosť iónov.

ióny vznikajú v procese prijímania alebo odovzdávania elektrónov atómami. Napríklad atómy všetkých kovov slabo držia elektróny vonkajšej energetickej hladiny. Preto sú charakteristické atómy kovov obnovovacie vlastnosti schopnosť darovať elektróny.

Príklad. Atóm sodíka obsahuje 1 elektrón na 3. energetickej úrovni. Atóm sodíka, ktorý ho ľahko rozdáva, tvorí oveľa stabilnejší ión Na + s elektrónovou konfiguráciou vzácneho neónového plynu Ne. Sodíkový ión obsahuje 11 protónov a iba 10 elektrónov, takže celkový náboj iónu je -10+11 = +1:

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

Príklad. Atóm chlóru má vo svojej vonkajšej energetickej úrovni 7 elektrónov. Na získanie konfigurácie stabilného inertného atómu argónu Ar potrebuje chlór pripojiť 1 elektrón. Po pripojení elektrónu sa vytvorí stabilný ión chlóru pozostávajúci z elektrónov. Celkový náboj iónu je -1:

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

Poznámka:

• Vlastnosti iónov sú iné ako vlastnosti atómov!
• Stabilné ióny môžu tvoriť nielen atómov, ale tiež skupiny atómov. Napríklad: amónny ión NH 4 +, síranový ión SO 4 2- atď. Chemické väzby tvorené takýmito iónmi sa tiež považujú za iónové;
• Iónové väzby sa zvyčajne vytvárajú medzi kovy a nekovy(skupiny nekovov);

Výsledné ióny sú priťahované v dôsledku elektrickej príťažlivosti: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Poďme vizuálne zovšeobecniť rozdiel medzi typmi kovalentnej a iónovej väzby:

kovová chemická väzba

kovové spojenie je vzťah, ktorý sa vytvára relatívne voľné elektróny medzi kovové ióny vytvorenie kryštálovej mriežky.

Atómy kovov na vonkajšej energetickej úrovni zvyčajne majú jeden až tri elektróny. Polomery atómov kovov sú spravidla veľké - preto atómy kovov, na rozdiel od nekovov, pomerne ľahko darujú vonkajšie elektróny, t.j. sú silné redukčné činidlá

Intermolekulové interakcie

Samostatne stojí za to zvážiť interakcie, ktoré sa vyskytujú medzi jednotlivými molekulami v látke - medzimolekulové interakcie . Intermolekulové interakcie sú typom interakcie medzi neutrálnymi atómami, v ktorých sa neobjavujú nové kovalentné väzby. Sily interakcie medzi molekulami objavil van der Waals v roku 1869 a pomenoval ich po ňom. Van dar Waalsove sily. Van der Waalsove sily sa delia na orientácia, indukcia a disperzia . Energia medzimolekulových interakcií je oveľa menšia ako energia chemickej väzby.

Orientačné príťažlivé sily vznikajú medzi polárnymi molekulami (dipól-dipólová interakcia). Tieto sily vznikajú medzi polárnymi molekulami. Indukčné interakcie je interakcia medzi polárnou molekulou a nepolárnou molekulou. Nepolárna molekula je polarizovaná pôsobením polárnej molekuly, ktorá vytvára dodatočnú elektrostatickú príťažlivosť.

Špeciálnym typom medzimolekulovej interakcie sú vodíkové väzby. - sú to medzimolekulové (alebo intramolekulárne) chemické väzby, ktoré vznikajú medzi molekulami, v ktorých sú silne polárne kovalentné väzby - H-F, H-O alebo H-N. Ak sú takéto väzby v molekule, potom medzi molekulami budú dodatočné príťažlivé sily .

Mechanizmus vzdelávania Vodíková väzba je čiastočne elektrostatická a čiastočne donor-akceptorová. Atóm silne elektronegatívneho prvku (F, O, N) v tomto prípade pôsobí ako donor elektrónového páru a atómy vodíka spojené s týmito atómami fungujú ako akceptor. Charakteristické sú vodíkové väzby orientácia vo vesmíre a sýtosť .

Vodíková väzba môže byť označená bodkami: H ··· O. Čím väčšia je elektronegativita atómu spojeného s vodíkom a čím menšia je jeho veľkosť, tým silnejšia je vodíková väzba. Charakteristický je predovšetkým pre zlúčeniny fluór s vodíkom , ako aj do kyslík s vodíkom , menej dusík s vodíkom .

Vodíkové väzby sa vyskytujú medzi týmito látkami:

— fluorovodík HF(plyn, roztok fluorovodíka vo vode - kyselina fluorovodíková), voda H2O (para, ľad, tekutá voda):

— roztok amoniaku a organických amínov- medzi molekulami amoniaku a vody;

— organické zlúčeniny, v ktorých sa viaže O-H alebo N-H: alkoholy, karboxylové kyseliny, amíny, aminokyseliny, fenoly, anilín a jeho deriváty, bielkoviny, roztoky sacharidov - monosacharidy a disacharidy.

Vodíková väzba ovplyvňuje fyzikálne a chemické vlastnosti látok. Dodatočná príťažlivosť medzi molekulami teda sťažuje varu látok. Látky s vodíkovými väzbami vykazujú abnormálny nárast teploty varu.

napríklad Spravidla sa so zvýšením molekulovej hmotnosti pozoruje zvýšenie teploty varu látok. Avšak v množstve látok H20-H2S-H2Se-H2Te nepozorujeme lineárnu zmenu bodov varu.

Totiž pri bod varu vody je abnormálne vysoký - nie menej ako -61 o C, ako nám ukazuje priamka, ale oveľa viac, +100 o C. Táto anomália sa vysvetľuje prítomnosťou vodíkových väzieb medzi molekulami vody. Preto za normálnych podmienok (0-20 o C) voda je kvapalina podľa fázového stavu.

Sily, ktoré navzájom viažu atómy, sú rovnakej elektrickej povahy. Ale kvôli rozdielu v mechanizme tvorby a prejavu týchto síl môžu byť chemické väzby rôznych typov.

Rozlišovať tri hlavný typuvalencia chemická väzba: kovalentné, iónové a kovové.

Okrem nich majú veľký význam a distribúciu: vodík spojenie, ktoré môže byť valencia a nevalentný, a nevalentný chemická väzba - m intermolekulárne ( alebo van der Waalsow), tvoriace relatívne malé asociáty molekúl a obrovské molekulové celky – super- a supramolekulárne nanoštruktúry.

kovalentná chemická väzba (atómový, homeopolárny) -

to uskutočnená chemická väzba bežné pre interagujúce atómy jeden-tripárov elektrónov .

Toto spojenie je dvojelektrónový a dvojcentrové(viaže 2 atómové jadrá).

V tomto prípade je kovalentná väzba najčastejšie a najčastejšie typu valenčná chemická väzba v binárnych zlúčeninách - medzi a) atómy nekovov a b) atómy amfotérnych kovov a nekovov.

Príklady: H-H (v molekule vodíka H2); štyri väzby S-O (v S04 2- ióne); tri väzby Al-H (v molekule AlH 3); Fe-S (v molekule FeS) atď.

Zvláštnosti kovalentná väzba - orientácia a saturovateľnosť.

Orientácia - najdôležitejšia vlastnosť kovalentnej väzby, z

ktorý závisí od štruktúry (konfigurácie, geometrie) molekúl a chemických zlúčenín. Priestorová orientácia kovalentnej väzby určuje chemickú a kryštálovo-chemickú štruktúru látky. kovalentná väzba smerujú vždy v smere maximálneho prekrytia atómových orbitálov valenčných elektrónov interagujúcich atómov, pričom vzniká spoločný elektrónový oblak a najsilnejšia chemická väzba. Orientácia vyjadrené vo forme uhlov medzi smermi väzby atómov v molekulách rôznych látok a kryštáloch pevných látok.

Sýtosť je nehnuteľnosť, ktorý odlišuje kovalentnú väzbu od všetkých ostatných typov interakcie častíc, prejavujúcich sa v schopnosť atómov tvoriť obmedzený počet kovalentných väzieb, pretože každý pár väzbových elektrónov je vytvorený iba valencia elektróny s opačne orientovanými spinmi, ktorých počet v atóme je obmedzený valencia, 1 - 8. V tomto prípade je zakázané použiť ten istý atómový orbitál dvakrát na vytvorenie kovalentnej väzby (Pauliho princíp).

Valence - ide o schopnosť atómu pripojiť alebo nahradiť určitý počet iných atómov za vzniku valenčných chemických väzieb.

Podľa spinovej teórie kovalentná väzba valencia určený počet nespárovaných elektrónov v atóme v základnom alebo excitovanom stave .

Teda pre rôzne prvky schopnosť vytvárať určitý počet kovalentných väzieb obmedzené na prijímanie maximálny počet nepárových elektrónov v excitovanom stave ich atómov.

Vzrušený stav atómu - to je stav atómu s dodatočnou energiou, ktorú dostáva zvonku, čo spôsobuje naparovanie antiparalelné elektróny zaberajúce jeden atómový orbitál, t.j. prechod jedného z týchto elektrónov z párového stavu do voľného (prázdneho) orbitálu rovnaký alebo Zavrieť energetická úroveň.

napr. schémy plnenie s-, r-AO a valencia (V) na atóme vápnika So predovšetkým a vzrušený stav nasledujúci:

Treba poznamenať, že atómy s nasýtenými valenčnými väzbami môže tvoriť ďalšie kovalentné väzby donor-akceptorom alebo iným mechanizmom (ako napríklad v komplexných zlúčeninách).

kovalentná väzba možnopolárny anepolárne .

kovalentná väzba nepolárne , e ak socializované valenčné elektróny rovnomerne rozložené medzi jadrami interagujúcich atómov, oblasť prekrývajúcich sa atómových orbitálov (elektrónové oblaky) priťahujú obe jadrá rovnakou silou, a teda max. celková hustota elektrónov nie je ovplyvnená ani jedným z nich.

Tento typ kovalentnej väzby sa vyskytuje, keď dve identické atómy prvkov. Kovalentná väzba medzi rovnakými atómami tiež nazývaný atómový alebo homeopolárny .

Polárny spojenie Vyvstáva pri interakcii dvoch atómov rôznych chemických prvkov, ak je jeden z atómov v dôsledku väčšej hodnoty elektronegativita priťahuje valenčné elektróny silnejšie a potom je celková hustota elektrónov viac-menej posunutá smerom k tomuto atómu.

Pri polárnej väzbe je pravdepodobnosť nájdenia elektrónu v jadre jedného z atómov vyššia ako u druhého.

Kvalitatívna charakteristika polára komunikácia -

rozdiel relatívnej elektronegativity (|‌‌‌‌‌‌‌‌‌∆OEE |)‌‌‌ súvisiace atómov : čím je väčšia, tým je kovalentná väzba polárnejšia.

Kvantitatívne charakteristiky polárne komunikácie, tie. miera polarity väzby a komplexnej molekuly - dipólový elektrický moment μ St. , rovná prácaefektívny náboj δ na dĺžku dipólu l d : μ St. = δ ∙ l d . jednotka merania μ St.- Debye. 1Debye = 3,3.10 -30 C/m.

elektrický dipól - ide o elektricky neutrálny systém dvoch elektrických nábojov rovnakých a opačných v znamienku + δ a - δ .

Dipólového momentu (elektrický moment dipólu μ St. ) – vektorové množstvo . Všeobecne sa uznáva, že smer vektora od (+) po (-) zápasy so smerom posunu oblasti celkovej hustoty elektrónov(celkový elektrónový oblak) polarizované atómy.

Všeobecný dipólový moment komplexnej viacatómovej molekuly závisí od počtu a priestorovej orientácie polárnych väzieb v ňom. Stanovenie dipólových momentov teda umožňuje posudzovať nielen charakter väzieb v molekulách, ale aj ich umiestnenie v priestore, t.j. o priestorovej konfigurácii molekuly.

S nárastom rozdielu elektronegativity | ‌‌‌‌‌‌‌‌‌∆OEE|‌‌‌ atómov tvoriacich väzbu, elektrický moment dipólu narastá.

Treba si uvedomiť, že určenie väzobného dipólového momentu je zložitý a nie vždy riešiteľný problém (interakcia väzby, neznámy smer μ St. atď.).

Kvantovo-mechanické metódy na opis kovalentnej väzby – vysvetliť mechanizmus tvorby kovalentnej väzby.

Dirigujú W. Geytler a F. London, nem. vedcov (1927), výpočet energetickej bilancie vzniku kovalentnej väzby v molekule vodíka H 2 umožnil urobiť záver: povaha kovalentnej väzby, ako každý iný typ chemickej väzby, leží velektrická interakcia prebiehajúca v podmienkach kvantovomechanického mikrosystému.

Na opísanie mechanizmu tvorby kovalentnej chemickej väzby použite dve približné kvantovo-mechanické metódy :

valenčné väzby a molekulové orbitály – nie exkluzívne, ale vzájomne sa dopĺňajúce.

2.1. Metóda valenčnej väzby (MVS resplokalizované elektrónové páry ), navrhol W. Geytler a F. London v roku 1927, je založená na nasledujúcom ustanovenia :

1) chemická väzba medzi dvoma atómami vzniká v dôsledku čiastočného prekrytia atómových orbitálov s vytvorením spoločnej elektrónovej hustoty spoločného páru elektrónov s opačnými spinmi, vyššou ako v iných oblastiach priestoru okolo každého jadra;

2) kovalentná väzba vzniká až pri interakcii elektrónov s antiparalelnými spinmi, t.j. s opačnými spinovými kvantovými číslami m S = + 1/2 ;

3) určujú sa charakteristiky kovalentnej väzby (energia, dĺžka, polarita atď.). vyhliadka spojenia (σ –, π –, δ –), stupeň prekrývania AO(čím je väčšia, tým silnejšia je chemická väzba, t. j. čím vyššia je energia väzby a tým kratšia je dĺžka), elektronegativita interagujúce atómy;

4) kovalentná väzba môže byť vytvorená pomocou MVS dva spôsoby (dva mechanizmy) , zásadne odlišné, ale s rovnakým výsledkom – socializácia páru valenčných elektrónov oboma interagujúcimi atómami: a) výmena v dôsledku prekrytia jednoelektrónových atómových orbitálov s opačnými spinmi elektrónov, kedy každý atóm prispieva jedným elektrónom na väzbu k prekrytiu – väzba môže byť polárna alebo nepolárna, b) donor-akceptor v dôsledku dvojelektrónového AO jedného atómu a voľného (prázdneho) orbitálu druhého, na komu jeden atóm (donor) zabezpečuje väzbu páru elektrónov v orbitáli v párovom stave a druhý atóm (akceptor) poskytuje voľný orbitál. Z toho vzniká polárna väzba.

2.2. Komplexné (koordinačné) zlúčeniny, veľa molekulárnych iónov, ktoré sú komplexné,(amónium, tetrahydrid boritý atď.) vznikajú v prítomnosti väzby donor-akceptor - inými slovami koordinačnej väzby.

Napríklad pri reakcii tvorby amónneho iónu NH 3 + H + = NH 4 + molekula amoniaku NH 3 je donorom elektrónového páru a protón H + je akceptorom.

Pri reakcii ВН 3 + Н - = ВН 4 - hydridový ión Н - hrá úlohu donoru elektrónového páru a molekula hydridu bóru ВН 3, v ktorej je prázdny AO, zohráva úlohu akceptora.

Mnohonásobnosť chemickej väzby. Spojenia σ -, π – , δ –.

Maximálne prekrytie AO rôznych typov (s vytvorením najsilnejších chemických väzieb) je dosiahnuté pri ich špecifickej orientácii v priestore, v dôsledku rozdielneho tvaru ich energetického povrchu.

Určuje typ AO a smer ich prekrytia σ -, π – , δ - pripojenia:

σ (sigma) – spojenie – je to vždy Odinár (jednoduchá) väzba vznikajúce čiastočným prekrývaním jeden pár s -, p X -, d - JSCpozdĺž osi , pripojenie jadra interagujúce atómy.

Jednoduché dlhopisy vždy sú σ - spojenia.

Viacnásobné väzby – π (pi) - (tiež δ (delta ) – pripojenia),dvojitý alebo trojitý kovalentné väzby uskutočnené respdva alebotri páry elektróny keď sa ich atómové orbitály prekrývajú.

π (pi) - spojenie vykonávané prekrývaním R r -, p z - a d - JSC na obe strany osi spájajúcej jadrá atómy, vo vzájomne kolmých rovinách ;

δ (delta )- pripojenie vzniká pri prekrývaní dva d orbitály Nachádza v rovnobežných rovinách .

Najodolnejší z σ -, π – , δ – spojenia je σ– väzba , ale π - spojenia založené na σ – puto, forma ešte pevnejšia viacnásobné väzby: dvojité a trojité.

akýkoľvek dvojitá väzba pozostáva z jeden σ – a jeden π – spojenia, trojitý - od jedenσ – a dvaπ – spojenia.

kovalentná chemická väzba sa vyskytuje v molekulách medzi atómami v dôsledku tvorby spoločných elektrónových párov. Pod typom kovalentnej väzby možno chápať tak mechanizmus jej vzniku, ako aj polaritu väzby. Vo všeobecnosti možno kovalentné väzby klasifikovať takto:

• Podľa mechanizmu tvorby môže byť kovalentná väzba vytvorená výmenným alebo donor-akceptorovým mechanizmom.
• Polarita kovalentnej väzby môže byť nepolárna alebo polárna.
• Podľa násobnosti kovalentnej väzby môže byť jednoduchá, dvojitá alebo trojitá.

To znamená, že kovalentná väzba v molekule má tri charakteristiky. Napríklad v molekule chlorovodíka (HCl) vzniká výmenným mechanizmom kovalentná väzba, je polárna a jednoduchá. V amónnom katióne (NH 4 +) vzniká kovalentná väzba medzi amoniakom (NH 3) a vodíkovým katiónom (H +) podľa mechanizmu donor-akceptor, navyše táto väzba je polárna, je jednoduchá. V molekule dusíka (N 2) vzniká kovalentná väzba mechanizmom výmeny, je nepolárna, je trojitá.

o výmenný mechanizmus vznik kovalentnej väzby, každý atóm má voľný elektrón (alebo niekoľko elektrónov). Voľné elektróny rôznych atómov tvoria páry vo forme spoločného elektrónového oblaku.

o donor-akceptorový mechanizmus tvorba kovalentnej väzby, jeden atóm má voľný elektrónový pár a druhý má prázdny orbitál. Prvý (darca) dáva pár na spoločné použitie s druhým (akceptorom). Takže v amónnom katióne má dusík osamelý pár a vodíkový ión má voľný orbitál.

Nepolárna kovalentná väzba vytvorené medzi atómami toho istého chemického prvku. Takže v molekulách vodíka (H 2), kyslíka (O 2) atď. je väzba nepolárna. To znamená, že spoločný elektrónový pár patrí rovnako obom atómom, pretože majú rovnakú elektronegativitu.

Polárna kovalentná väzba tvorené medzi atómami rôznych chemických prvkov. Elektronegatívny atóm premiestňuje elektrónový pár smerom k sebe. Čím väčší je rozdiel v elektronegativite atómov, tým viac budú elektróny posunuté a väzba bude polárnejšia. Takže v CH 4 nie je posun spoločných elektrónových párov z atómov vodíka na atóm uhlíka taký veľký, pretože uhlík nie je oveľa elektronegatívnejší ako vodík. Vo fluorovodíku je však HF väzba vysoko polárna, pretože rozdiel v elektronegativite medzi vodíkom a fluórom je významný.

Jednoduchá kovalentná väzba vznikajú, keď atómy zdieľajú rovnaký elektrónový pár dvojitý- ak dvaja trojitý- ak tri. Príkladom jednoduchej kovalentnej väzby môžu byť molekuly vodíka (H 2), chlorovodík (HCl). Príkladom dvojitej kovalentnej väzby je molekula kyslíka (O 2), kde každý atóm kyslíka má dva nepárové elektróny. Príkladom trojitej kovalentnej väzby je molekula dusíka (N 2).

Viacnásobné (dvojité a trojité) väzby

V mnohých molekulách sú atómy spojené dvojitými a trojitými väzbami:

Možnosť vzniku násobných väzieb je spôsobená geometrickými charakteristikami atómových orbitálov. Atóm vodíka tvorí svoju jedinú chemickú väzbu za účasti valenčného 5-orbitálu, ktorý má guľovitý tvar. Ostatné atómy, dokonca aj atómy prvkov 5-bloku, majú valenčné p-orbitály, ktoré majú priestorovú orientáciu pozdĺž súradnicových osí.

V molekule vodíka je chemická väzba uskutočňovaná elektrónovým párom, ktorého oblak je sústredený medzi atómovými jadrami. Dlhopisy tohto typu sa nazývajú st-bondy (a – čítaj „sigma“). Vznikajú vzájomným prekrývaním 5- aj ir-orbitálov (obr. 6.3).

Ryža. 63

Pre ďalší pár elektrónov nie je medzi atómami miesto. Ako potom vznikajú dvojité a dokonca trojité väzby? Je možné prekrývať elektrónové oblaky orientované kolmo na os prechádzajúcu stredmi atómov (obr. 6.4). Ak je os molekuly zarovnaná so súradnicou x y potom sú orbitály orientované kolmo na ňu plf a r 2. Párové prekrytie RU a p 2 orbitály dvoch atómov dáva chemické väzby, ktorých elektrónová hustota je sústredená symetricky na oboch stranách osi molekuly. Nazývajú sa l-väzby.

Ak majú atómy RU a/alebo p 2 orbitály majú nepárové elektróny, potom sa vytvorí jedna alebo dve n-väzby. To vysvetľuje možnosť existencie dvojitých (a + z) a trojitých (a + z + z) väzieb. Najjednoduchšou molekulou s dvojitou väzbou medzi atómami je molekula uhľovodíka etylén C 2 H 4 . Na obr. Obrázok 6.5 ukazuje oblak n-väzieb v tejto molekule a st-väzby sú schematicky označené pomlčkami. Molekula etylénu pozostáva zo šiestich atómov. Čitateľom zrejme napadne, že dvojitá väzba medzi atómami je znázornená v jednoduchšej dvojatómovej molekule kyslíka (0=0). V skutočnosti je elektrónová štruktúra molekuly kyslíka zložitejšia a jej štruktúru možno vysvetliť iba na základe molekulárnej orbitálnej metódy (pozri nižšie). Príkladom najjednoduchšej molekuly s trojitou väzbou je dusík. Na obr. 6.6 predstavuje n-väzby v tejto molekule, bodky znázorňujú nezdieľané elektrónové páry dusíka.

Ryža. 6.4.

Ryža. 6.5.

Ryža. 6.6.

Keď sa vytvoria n-väzby, sila molekúl sa zvýši. Na porovnanie si uveďme niekoľko príkladov.

Vzhľadom na vyššie uvedené príklady môžeme vyvodiť nasledujúce závery:

• - pevnosť väzby (energia) sa zvyšuje so zvyšujúcou sa multiplicitou väzby;
• - Na príklade vodíka, fluóru a etánu sa možno presvedčiť aj o tom, že sila kovalentnej väzby je daná nielen multiplicitou, ale aj povahou atómov, medzi ktorými táto väzba vznikla.

V organickej chémii je dobre známe, že molekuly s viacnásobnými väzbami sú reaktívnejšie ako takzvané nasýtené molekuly. Dôvod je jasný, keď uvažujeme o tvare elektrónových oblakov. Elektrónové oblaky a-väzieb sú sústredené medzi jadrami atómov a sú nimi akoby tienené (chránené) pred vplyvom iných molekúl. V prípade n-väzby nie sú elektrónové oblaky tienené jadrami atómov a ľahšie sa vytlačia, keď sa reagujúce molekuly k sebe priblížia. To uľahčuje následné preskupenie a transformáciu molekúl. Výnimkou spomedzi všetkých molekúl je molekula dusíka, ktorá sa vyznačuje veľmi vysokou pevnosťou a extrémne nízkou reaktivitou. Preto bude dusík hlavnou zložkou atmosféry.