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 rozmiestnený 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 vzniku 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 mení 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 -.
Prvá lekcia je zadarmo!

blog.site, pri kopírovaní celého materiálu alebo jeho časti je potrebný odkaz na pôvodný zdroj.

Kovalentná väzba je väzba atómov pomocou spoločných (medzi nimi zdieľaných) elektrónových párov. V slove „kovalentná“ predpona „co-“ znamená „spoločnú účasť“. A „valens“ preložený do ruštiny znamená silu, schopnosť. V tomto prípade máme na mysli schopnosť atómov viazať sa s inými atómami.

Keď sa vytvorí kovalentná väzba, atómy spoja svoje elektróny akoby do spoločnej „prasiatka“ – molekulárneho orbitálu, ktorý vzniká z atómových obalov jednotlivých atómov. Tento nový obal obsahuje čo najkompletnejší počet elektrónov a nahrádza atómy ich vlastnými neúplnými atómovými obalmi.

Predstavy o mechanizme tvorby molekuly vodíka boli rozšírené na zložitejšie molekuly. Teória chemickej väzby vyvinutá na tomto základe bola tzv metóda valenčnej väzby (metóda VS). Metóda BC je založená na nasledujúcich ustanoveniach:

1) Kovalentnú väzbu tvoria dva elektróny s opačnými spinmi a tento elektrónový pár patrí dvom atómom.

2) Čím viac sa elektrónové oblaky prekrývajú, tým silnejšia je kovalentná väzba.

Kombinácie dvojelektrónových dvojstredových väzieb, odrážajúce elektrónovú štruktúru molekuly, sa nazývajú valenčné schémy. Príklady konštrukcie valenčných obvodov:

Valenčné schémy najjasnejšie stelesňujú reprezentácie Lewis o vzniku chemickej väzby zdieľaním elektrónov za vzniku elektrónového obalu vzácneho plynu: za vodík– z dvoch elektrónov (plášť On), Pre dusík– z ôsmich elektrónov (plášť Nie).

29. Nepolárne a polárne kovalentné väzby.

Ak dvojatómová molekula pozostáva z atómov jedného prvku, potom je elektrónový oblak rozmiestnený v priestore symetricky vzhľadom na atómové jadrá. Takáto kovalentná väzba sa nazýva nepolárna. Ak sa medzi atómami rôznych prvkov vytvorí kovalentná väzba, potom sa spoločný elektrónový oblak posunie smerom k jednému z atómov. V tomto prípade je kovalentná väzba polárna.

V dôsledku vytvorenia polárnej kovalentnej väzby získa elektronegatívny atóm čiastočne záporný náboj a atóm s menšou elektronegatívnosťou čiastočne kladný náboj. Tieto náboje sa zvyčajne nazývajú efektívne náboje atómov v molekule. Môžu mať zlomkovú hodnotu.

30. Spôsoby vyjadrenia kovalentných väzieb.

Existujú dva hlavné spôsoby vzdelávania kovalentná väzba * .

1) Elektrónový pár tvoriaci väzbu môže vzniknúť v dôsledku nespárovania elektróny, dostupné v nerušenej verzii atómov. Zvýšenie počtu vytvorených kovalentných väzieb je sprevádzané uvoľnením väčšieho množstva energie, ako je vynaložené na excitáciu atómu. Keďže valencia atómu závisí od počtu nespárovaných elektrónov, excitácia vedie k zvýšeniu valencie. Pre atómy dusíka, kyslíka a fluóru sa počet nepárových elektrónov nezvyšuje, pretože v rámci druhého stupňa nie sú žiadne voľné miesta orbitály* a pohyb elektrónov na tretiu kvantovú úroveň si vyžaduje podstatne viac energie, ako by sa uvoľnilo pri tvorbe ďalších väzieb. teda pri excitácii atómu dochádza k prechodom elektrónov na voľnéorbitály možné len v rámci jednej energetickej úrovne.

2) Kovalentné väzby môžu byť vytvorené v dôsledku spárovaných elektrónov prítomných vo vonkajšej elektrónovej vrstve atómu. V tomto prípade musí mať druhý atóm voľný orbitál na vonkajšej vrstve. Atóm, ktorý poskytuje svoj elektrónový pár na vytvorenie kovalentnej väzby *, sa nazýva donor a atóm, ktorý poskytuje prázdny orbitál, sa nazýva akceptor. Kovalentná väzba vytvorená týmto spôsobom sa nazýva väzba donor-akceptor. V amónnom katióne je táto väzba svojimi vlastnosťami úplne identická s ďalšími tromi kovalentnými väzbami vytvorenými prvým spôsobom, preto pojem „donor-akceptor“ neznamená žiadny špeciálny typ väzby, ale iba spôsob jej vytvorenia.

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 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 takým pojmom ako 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 v polárnej polohe sa hustota elektrónov 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 čoho sme dospeli k záveru, že elektronický komunikačný oblak, 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.

Kovalentná chemická väzba vyskytuje sa medzi atómami s podobnými alebo rovnakými hodnotami elektronegativity. Predpokladajme, že chlór a vodík majú tendenciu odoberať elektróny a nadobudnúť štruktúru najbližšieho vzácneho plynu, čo znamená, že ani jeden z nich nedá druhému elektrón. Ako sú stále prepojené? Je to jednoduché – zdieľajú sa navzájom, vzniká spoločný elektrónový pár.

Teraz sa pozrime na charakteristické črty kovalentnej väzby.

Na rozdiel od iónových zlúčenín sú molekuly kovalentných zlúčenín držané pohromade „medzimolekulovými silami“, ktoré sú oveľa slabšie ako chemické väzby. V tomto ohľade sú charakterizované kovalentné väzby saturovateľnosť– vytvorenie obmedzeného počtu spojení.

Je známe, že atómové orbitály sú určitým spôsobom orientované v priestore, preto pri vytváraní väzby dochádza k prekrývaniu elektrónových oblakov v určitom smere. Tie. taká vlastnosť kovalentnej väzby sa realizuje ako smer.

Ak je kovalentná väzba v molekule tvorená rovnakými atómami alebo atómami s rovnakou elektronegativitou, potom takáto väzba nemá polaritu, to znamená, že hustota elektrónov je rozložená symetricky. Volá sa nepolárna kovalentná väzba ( H2, Cl2, O2 ). Väzby môžu byť jednoduché, dvojité alebo trojité.

Ak sa elektronegativita atómov líši, potom keď sa spoja, hustota elektrónov je medzi atómami a formami rozložená nerovnomerne kovalentná polárna väzba(HCl, H 2 O, CO), ktorých početnosť môže byť tiež rôzna. Keď sa vytvorí tento typ väzby, elektronegatívny atóm získa čiastočný negatívny náboj a atóm s menšou elektronegativitou získa čiastočný pozitívny náboj (δ- a δ+). Vytvorí sa elektrický dipól, v ktorom sú náboje opačného znamienka umiestnené v určitej vzdialenosti od seba. Dipólový moment sa používa ako miera polarity väzby:

Polarita zapojenia je tým výraznejšia, čím väčší je dipólový moment. Molekuly budú nepolárne, ak je dipólový moment nulový.

V súvislosti s vyššie uvedenými vlastnosťami môžeme konštatovať, že kovalentné zlúčeniny sú prchavé a majú nízke teploty topenia a varu. Elektrický prúd nemôže prechádzať cez tieto spojenia, preto sú zlými vodičmi a dobrými izolantmi. Pri pôsobení tepla sa mnohé zlúčeniny s kovalentnými väzbami vznietia. Väčšinou ide o uhľovodíky, ako aj oxidy, sulfidy, halogenidy nekovov a prechodné kovy.

Kategórie ,

Ryža. 2.1. Vznik molekúl z atómov sprevádza redistribúcia elektrónov valenčných orbitálov a vedie k naberať energiu, pretože energia molekúl sa ukazuje byť menšia ako energia neinteragujúcich atómov. Na obrázku je znázornená schéma vzniku nepolárnej kovalentnej chemickej väzby medzi atómami vodíka.

§2 Chemická väzba

Za normálnych podmienok je molekulárny stav stabilnejší ako atómový stav (obr. 2.1). Tvorba molekúl z atómov je sprevádzaná redistribúciou elektrónov vo valenčných orbitáloch a vedie k zvýšeniu energie, pretože energia molekúl je menšia ako energia neinteragujúcich atómov.(Príloha 3). Sily, ktoré držia atómy v molekulách, sa súhrnne nazývajú chemická väzba.

Chemická väzba medzi atómami sa uskutočňuje valenčnými elektrónmi a má elektrický charakter . Existujú štyri hlavné typy chemických väzieb: kovalentný,iónový,kov A vodík.

1 Kovalentná väzba

Chemická väzba uskutočnená elektrónovými pármi sa nazýva atómová alebo kovalentná . Zlúčeniny s kovalentnými väzbami sa nazývajú atómové alebo kovalentné .

Pri vzniku kovalentnej väzby dochádza k prekrývaniu elektrónových oblakov interagujúcich atómov sprevádzaných uvoľnením energie (obr. 2.1). V tomto prípade sa medzi kladne nabitými atómovými jadrami objaví oblak so zvýšenou hustotou negatívneho náboja. V dôsledku pôsobenia Coulombových síl príťažlivosti medzi odlišnými nábojmi, zvýšenie hustoty negatívneho náboja podporuje spojenie jadier.

Kovalentná väzba je tvorená nepárovými elektrónmi vo vonkajších obaloch atómov . V tomto prípade vznikajú elektróny s opačnými spinmi elektrónový pár(obr. 2.2), spoločné pre interagujúce atómy. Ak medzi atómami vznikla jedna kovalentná väzba (jeden spoločný elektrónový pár), potom sa nazýva jednoduchá, dvojitá, dvojitá atď.

Energia je mierou sily chemickej väzby. E sv vynaložené na prerušenie väzby (získanie energie pri tvorbe zlúčeniny z jednotlivých atómov). Táto energia sa zvyčajne meria na 1 mol. látok a sú vyjadrené v kilojouloch na mol (kJ∙mol –1). Energia jednoduchej kovalentnej väzby leží v rozmedzí 200–2000 kJmol –1.

Ryža. 2.2. Kovalentná väzba je najbežnejším typom chemickej väzby, ktorá vzniká v dôsledku zdieľania elektrónového páru prostredníctvom výmenného mechanizmu (A), keď každý z interagujúcich atómov dodáva jeden elektrón, alebo prostredníctvom mechanizmu donor-akceptor (b), kedy je elektrónový pár prenesený na bežné použitie jedným atómom (donorom) na iný atóm (akceptor).

Kovalentná väzba má vlastnosti sýtosť a zameranie . Nasýtenie kovalentnej väzby sa chápe ako schopnosť atómov vytvárať so svojimi susedmi obmedzený počet väzieb, určený počtom ich nepárových valenčných elektrónov. Smerovosť kovalentnej väzby odráža skutočnosť, že sily držiace atómy blízko seba sú nasmerované pozdĺž priamky spájajúcej atómové jadrá. okrem toho kovalentná väzba môže byť polárna alebo nepolárna .

Kedy nepolárne V kovalentnej väzbe je elektrónový oblak tvorený spoločným párom elektrónov rozmiestnený v priestore symetricky vzhľadom na jadrá oboch atómov. Nepolárna kovalentná väzba vzniká medzi atómami jednoduchých látok, napríklad medzi rovnakými atómami plynov, ktoré tvoria dvojatómové molekuly (O 2, H 2, N 2, Cl 2 atď.).

Kedy polárny V kovalentnej väzbe je elektrónový oblak väzby posunutý smerom k jednému z atómov. Tvorba polárnych kovalentných väzieb medzi atómami je charakteristická pre zložité látky. Príkladom sú molekuly prchavých anorganických zlúčenín: HCl, H 2 O, NH 3 atď.

Stupeň posunutia celkového elektrónového oblaku smerom k jednému z atómov počas tvorby kovalentnej väzby (stupeň polarity väzby ) určuje najmä náboj atómových jadier a polomer interagujúcich atómov .

Čím väčší je náboj atómového jadra, tým silnejšie priťahuje oblak elektrónov. Zároveň platí, že čím väčší je polomer atómu, tým slabšie sú vonkajšie elektróny držané v blízkosti atómového jadra. Kombinovaný účinok týchto dvoch faktorov je vyjadrený v rozdielnej schopnosti rôznych atómov „sťahovať“ oblak kovalentných väzieb smerom k sebe.

Schopnosť atómu v molekule priťahovať k sebe elektróny sa nazýva elektronegativita. . Elektronegativita teda charakterizuje schopnosť atómu polarizovať kovalentnú väzbu: čím väčšia je elektronegativita atómu, tým silnejšie je k nemu posunutý elektrónový oblak kovalentnej väzby .

Na kvantifikáciu elektronegativity bolo navrhnutých niekoľko metód. V tomto prípade má najjasnejší fyzikálny význam metóda navrhnutá americkým chemikom Robertom S. Mullikenom, ktorý určil elektronegativitu  atómu ako polovica súčtu jeho energie E e elektrónová afinita a energia E i ionizácia atómu:

. (2.1)

Ionizačná energia Atóm je energia, ktorú je potrebné vynaložiť, aby sme z neho „odtrhli“ elektrón a odstránili ho do nekonečnej vzdialenosti. Ionizačná energia je určená fotoionizáciou atómov alebo bombardovaním atómov elektrónmi urýchlenými v elektrickom poli. Najmenšia hodnota energie fotónu alebo elektrónu, ktorá postačuje na ionizáciu atómov, sa nazýva ich ionizačná energia E i. Táto energia sa zvyčajne vyjadruje v elektrónvoltoch (eV): 1 eV = 1,610 –19 J.

Atómy sú najviac ochotné vzdať sa vonkajších elektrónov kovy, ktoré obsahujú malý počet nepárových elektrónov (1, 2 alebo 3) na vonkajšom obale. Tieto atómy majú najnižšiu ionizačnú energiu. Veľkosť ionizačnej energie teda môže slúžiť ako miera väčšej alebo menšej „kovovosti“ prvku: čím nižšia je ionizačná energia, tým výraznejšia je kovvlastnosti element.

V tej istej podskupine periodického systému prvkov D.I. Mendelejeva so zvýšením atómového čísla prvku klesá jeho ionizačná energia (tabuľka 2.1), čo súvisí so zvýšením polomeru atómu (tabuľka 1.2) a v dôsledku toho s oslabením väzby vonkajších elektrónov s jadrom. Pre prvky rovnakého obdobia sa ionizačná energia zvyšuje so zvyšujúcim sa atómovým číslom. Je to spôsobené znížením polomeru atómu a zvýšením jadrového náboja.

Energia E e, ktorý sa uvoľní, keď sa k voľnému atómu pridá elektrón, sa nazýva elektrónová afinita(vyjadrené aj v eV). Uvoľnenie (skôr než absorpcia) energie, keď sa nabitý elektrón pripojí k niektorým neutrálnym atómom, sa vysvetľuje skutočnosťou, že najstabilnejšie atómy v prírode sú tie s vyplnenými vonkajšími obalmi. Preto pre tie atómy, v ktorých sú tieto obaly „trochu nevyplnené“ (t. j. pred naplnením chýba 1, 2 alebo 3 elektróny), je energeticky výhodné pripojiť elektróny k sebe, čím sa premenia na negatívne nabité ióny 1. Medzi takéto atómy patria napríklad atómy halogénov (tabuľka 2.1) - prvky siedmej skupiny (hlavná podskupina) periodického systému D.I. Mendelejeva. Elektrónová afinita atómov kovov je zvyčajne nulová alebo negatívna, t.j. Je pre nich energeticky nevýhodné pripájať ďalšie elektróny, na ich udržanie vo vnútri atómov je potrebná dodatočná energia. Elektrónová afinita nekovových atómov je vždy kladná a čím je väčšia, tým bližšie sa nekov nachádza k vzácnemu (inertnému) plynu v periodickej tabuľke. To naznačuje nárast nekovové vlastnosti keď sa blíži koniec obdobia.

Zo všetkého, čo bolo povedané, je zrejmé, že elektronegativita (2.1) atómov rastie v smere zľava doprava pre prvky každej periódy a klesá v smere zhora nadol pre prvky rovnakej skupiny Mendelejevovho periodika. systém. Nie je však ťažké pochopiť, že na charakterizáciu stupňa polarity kovalentnej väzby medzi atómami nie je dôležitá absolútna hodnota elektronegativity, ale pomer elektronegativít atómov tvoriacich väzbu. Preto v praxi využívajú hodnoty relatívnej elektronegativity(Tabuľka 2.1), pričom elektronegativita lítia je jednotná.

Na charakterizáciu polarity kovalentnej chemickej väzby sa používa rozdiel v relatívnej elektronegativite atómov. Typicky sa väzba medzi atómami A a B považuje za čisto kovalentnú, ak |  A – B|0,5.