Vrste kemijskih vezi. Kovalentna kemična vez Polarnost in vezavna energija kovalentne vezi

Dolžina kovalentne vezi imenujemo razdaljo med jedri atomov, ki tvorijo vez. Dolžina vezi je neposredno povezana s polmerom atoma – večji kot je, daljša je vez.

Vrednosti kovalentnih polmerov nekaterih atomov (pm; 10 -12 m):

• H = 30 pm;
• F = 58;
• O=73;
• N = 75;
• C = 77;
• Cl = 99;
• S = 103;
• P = 110;
• Si = 118;
• Al = 130.

V simetričnih molekulah (H 2, F 2, Cl 2 ...) se polovica dolžine vezi imenuje kovalentni polmer. Če poznamo kovalentni polmer, je zelo enostavno izračunati dolžino kovalentne vezi v molekuli. Na primer, dolžina kovalentne vezi molekule HF = 30 + 58 = 88 pm.

2. Energija kovalentne vezi

Spodaj energija kovalentne vezi(izraženo v kcal/mol ali kJ/mol) se običajno nanaša na energijo, ki je potrebna za prekinitev vezi (ko nastane kovalentna vez, se energija sprosti, ko se prekine, pa se absorbira). Večja kot je energija vezave, močnejša je vez.

Energija vezi je odvisna od njene dolžine – daljša ko je vez v molekuli, lažje jo prekinemo (porabimo manj energije).

Energije vezave nekaterih molekul (kJ/mol):

• H2 = 453 (dolžina vezi = 60 pm);
• Cl2 = 242 (198 pm);
• HCl = 431 (129 pm).

3. Polarnost kovalentne vezi

Ta karakteristika prikazuje lokacijo elektronskega para dveh atomov, ki tvorita vez. Stopnja polarnosti vezi je odvisna od elektronegativnosti atomov, ki tvorijo vez (višja kot je, večja je polarnost vezi). Bolj polarna kovalentna vez ima skupni par elektronov premaknjen bolj proti bolj elektronegativnemu atomu (glej koncept elektronegativnosti).

Elektronegativnost je tabelarična vrednost, določena s pomočjo Paullingove lestvice. Veliko bolj pomembno je vedeti ne elektronegativnost samega atoma, temveč razliko med temi vrednostmi v molekuli - kateri od atomov je bolj elektronegativen in kateri manj.

Polarnost kovalentne vezi se kvantificira z uporabo dipolni moment(µ), medtem ko se imenuje sistem dveh enakovrednih, vendar nasprotnih predznakov dipol.

Zelo pomembno je razlikovati med dipolnim momentom kovalentne vezi (njeno polarnostjo) in dipolnim momentom molekule kot celote. V enostavnih dvoatomnih molekulah sta ta dva parametra enaka. Povsem drugačno sliko opazimo pri kompleksnih molekulah, pri katerih je dipolni moment molekule vsota vektorjev dipolnih momentov posameznih vezi.

4. Polarizabilnost kovalentnih vezi

Polarizabilnost odraža stopnjo, do katere se lahko elektroni premikajo pod vplivom zunanjega električnega polja, ki ga ustvarjajo ioni ali druge polarne molekule.

Polarizabilnost kovalentne vezi je neposredno sorazmerna z njeno dolžino, kar je na splošno logično - dlje kot je elektron od jedra atoma, šibkejši ga privlači, zato se lažje premakne, ko izpostavljeni zunanjim vplivom. Tako se z večanjem dolžine vezi povečuje njena polarizabilnost, kar posledično vodi do povečanja moči kislin (na primer, jodovodikova kislina je močnejša od fluorovodikove kisline).

Polarizabilnost in polarnost vezi sta obratno odvisni količini: manj polarna vez je bolj polarizirana in obratno.

5. Nasičenost kovalentnih vezi

Nasičenost je sposobnost atoma, da tvori določeno število kovalentnih vezi - vsi "neparni" elektroni atoma težijo k sodelovanju pri tvorbi vezi. Na primer, vodikov atom ima samo en neparni elektron, medtem ko ima dušikov atom tri. Iz tega razloga bo najbolj stabilna kemična spojina NH 3, ne pa NH ali NH 2.

6. Smer kovalentne vezi

Usmerjenost označuje prostorsko usmerjenost kovalentne vezi glede na druge vezi v molekuli. V molekulah elektroni kovalentnih vezi in prosti pari elektronov nenehno doživljajo medsebojno odbijanje, zaradi česar so kovalentne vezi razporejene tako, da vezni kot med njimi ustreza načelu najmanjšega odboja med elektroni (npr. molekula vode je vezni kot 104,5°).

7. Množica kovalentnih vezi

V nekaterih primerih se med atomi lahko pojavi ne en, ampak dva (dvojna vez) ali trije (trojna vez) skupni elektronski pari (tako imenovane večkratne vezi).

Dvojno kovalentno vez tvorijo atomi, ki imajo dva nesparjena elektrona; trojna - za atome s tremi neparnimi elektroni (glej Večkratne vezi).

Kot je razvidno iz spodnje tabele, je molekula dušika približno 7-krat "močnejša" od molekule fluora.

Tabela odvisnosti dolžine in jakosti kovalentne vezi od njene večkratnosti.

Opredelitev

Kovalentna vez je kemična vez, ki jo tvorijo atomi, ki si delijo svoje valenčne elektrone. Predpogoj za nastanek kovalentne vezi je prekrivanje atomskih orbital (AO), v katerih se nahajajo valenčni elektroni. V najpreprostejšem primeru prekrivanje dveh AO povzroči nastanek dveh molekularnih orbital (MO): vezne MO in antivezne (protivezne) MO. Skupni elektroni se nahajajo na veznem MO z nižjo energijo:

Izobraževalne komunikacije

Kovalentna vez (atomska vez, homeopolarna vez) - vez med dvema atomoma zaradi elektronske delitve dveh elektronov - enega iz vsakega atoma:

A. + B. -> A: B

Iz tega razloga je homeopolarno razmerje usmerjeno. Par elektronov, ki tvori vez, pripada obema vezanima atomoma, npr.

Vrste kovalentne vezi

Obstajajo tri vrste kovalentnih kemičnih vezi, ki se razlikujejo po mehanizmu njihovega nastanka:

1. Preprosta kovalentna vez. Za njegovo tvorbo vsak atom zagotovi en neparni elektron. Ko nastane preprosta kovalentna vez, ostanejo formalni naboji atomov nespremenjeni. Če so atomi, ki tvorijo preprosto kovalentno vez, enaki, potem so tudi pravi naboji atomov v molekuli enaki, ker si atomi, ki tvorijo vez, enako lastijo skupnega elektronskega para, se taka vez imenuje nepolarna kovalentna obveznica. Če sta atoma različna, potem je stopnja posedovanja skupnega para elektronov določena z razliko v elektronegativnosti atomov, atom z višjo elektronegativnostjo ima par veznih elektronov v večji meri, zato je njegova prava ima naboj negativen predznak, dobi atom z manjšo elektronegativnostjo enak naboj, vendar s pozitivnim predznakom.

Sigma (σ)-, pi (π)-vezi so približen opis vrst kovalentnih vezi v molekulah organskih spojin; za σ-vez je značilno, da je gostota elektronskega oblaka največja vzdolž osi, ki povezuje jedra atomov. Ko nastane π vez, pride do tako imenovanega stranskega prekrivanja elektronskih oblakov, gostota elektronskega oblaka pa je največja »nad« in »pod« ravnino vezi σ. Na primer, vzemite etilen, acetilen in benzen.

V molekuli etilena C 2 H 4 je dvojna vez CH 2 = CH 2, njena elektronska formula: H:C::C:H. Jedra vseh atomov etilena se nahajajo v isti ravnini. Trije elektronski oblaki vsakega ogljikovega atoma tvorijo tri kovalentne vezi z drugimi atomi v isti ravnini (s koti med njimi približno 120°). Oblak četrtega valenčnega elektrona ogljikovega atoma se nahaja nad in pod ravnino molekule. Takšni elektronski oblaki obeh ogljikovih atomov, ki se delno prekrivajo nad in pod ravnino molekule, tvorijo drugo vez med ogljikovimi atomi. Prvo, močnejšo kovalentno vez med ogljikovimi atomi imenujemo σ vez; drugo, šibkejšo kovalentno vez imenujemo π vez.

V linearni molekuli acetilena

N-S≡S-N (N:S:::S:N)

obstajajo σ vezi med atomi ogljika in vodika, ena vez σ med dvema atomoma ogljika in dve vezi π med istima atomoma ogljika. Dve π-vezi se nahajata nad sfero delovanja σ-vezi v dveh medsebojno pravokotnih ravninah.

Vseh šest ogljikovih atomov ciklične molekule benzena C 6 H 6 leži v isti ravnini. Med ogljikovimi atomi v ravnini obroča so vezi σ; Vsak atom ogljika ima enake vezi z atomi vodika. Ogljikovi atomi porabijo tri elektrone, da ustvarijo te vezi. Oblaki četrtih valenčnih elektronov ogljikovih atomov, oblikovani kot osmice, se nahajajo pravokotno na ravnino molekule benzena. Vsak tak oblak se enakomerno prekriva z elektronskimi oblaki sosednjih ogljikovih atomov. V molekuli benzena ne nastanejo tri ločene π vezi, temveč en sam π elektronski sistem šestih elektronov, skupen vsem ogljikovim atomom. Vezi med ogljikovimi atomi v molekuli benzena so popolnoma enake.

Kovalentna vez nastane kot posledica delitve elektronov (za tvorbo skupnih elektronskih parov), ki nastane med prekrivanjem elektronskih oblakov. Pri nastanku kovalentne vezi sodelujejo elektronski oblaki dveh atomov. Obstajata dve glavni vrsti kovalentnih vezi:

• Kovalentna nepolarna vez nastane med nekovinskimi atomi istega kemičnega elementa. Tako zvezo imajo preproste snovi, na primer O 2; N 2; C 12.
• Med atomi različnih nekovin nastane polarna kovalentna vez.

Poglej tudi

Literatura

• “Kemijski enciklopedični slovar”, M., “Sovjetska enciklopedija”, 1983, str.264.

Fundacija Wikimedia. 2010.

• Velika politehnična enciklopedija

KEMIJSKA VEZ, mehanizem, s katerim se atomi združijo in tvorijo molekule. Obstaja več vrst takih vezi, ki temeljijo bodisi na privlačnosti nasprotnih nabojev bodisi na tvorbi stabilnih konfiguracij z izmenjavo elektronov.... ... Znanstveni in tehnični enciklopedični slovar

Kemična vez- KEMIJSKA VEZ, medsebojno delovanje atomov, ki povzroči njihovo združevanje v molekule in kristale. Sile, ki delujejo med tvorbo kemične vezi, so v glavnem električne narave. Nastanek kemične vezi spremlja prestrukturiranje... ... Ilustrirani enciklopedični slovar

Medsebojna privlačnost atomov, ki vodi v nastanek molekul in kristalov. Običajno je reči, da so v molekuli ali kristalu kemične strukture med sosednjimi atomi. Valenca atoma (ki je podrobneje obravnavana spodaj) kaže število vezi... Velika sovjetska enciklopedija

kemična vez- medsebojna privlačnost atomov, ki vodi do nastanka molekul in kristalov. Valenca atoma kaže število vezi, ki jih tvori določen atom s sosednjimi. Izraz "kemijska struktura" je uvedel akademik A. M. Butlerov leta ... ... Enciklopedični slovar metalurgije

Ionska vez je močna kemična vez, ki nastane med atomi z veliko razliko v elektronegativnosti, pri kateri se skupni elektronski par popolnoma prenese na atom z večjo elektronegativnostjo. Primer je spojina CsF... Wikipedia

Kemijska vez je pojav interakcije atomov, ki nastane zaradi prekrivanja elektronskih oblakov veznih delcev, ki ga spremlja zmanjšanje skupne energije sistema. Izraz "kemijska struktura" je prvi uvedel A. M. Butlerov leta 1861... ... Wikipedia

Zelo redko se zgodi, da so kemične snovi sestavljene iz posameznih, nepovezanih atomov kemičnih elementov. V normalnih pogojih ima to strukturo le majhno število plinov, imenovanih žlahtni plini: helij, neon, argon, kripton, ksenon in radon. Najpogosteje kemične snovi niso sestavljene iz izoliranih atomov, temveč iz njihovih kombinacij v različne skupine. Takšne zveze atomov lahko štejejo nekaj, stotine, tisoče ali celo več atomov. Sila, ki drži te atome v takih skupinah, se imenuje kemična vez.

Z drugimi besedami lahko rečemo, da je kemična vez interakcija, ki zagotavlja povezavo posameznih atomov v kompleksnejše strukture (molekule, ione, radikale, kristale itd.).

Razlog za nastanek kemične vezi je v tem, da je energija kompleksnejših struktur manjša od skupne energije posameznih atomov, ki jo tvorijo.

Torej, zlasti če interakcija atomov X in Y proizvede molekulo XY, to pomeni, da je notranja energija molekul te snovi nižja od notranje energije posameznih atomov, iz katerih je nastala:

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

Zaradi tega se pri tvorbi kemičnih vezi med posameznimi atomi sprosti energija.

Elektroni zunanje elektronske plasti z najnižjo vezno energijo z jedrom, imenovani valenca. Na primer, v boru so to elektroni 2. energetske ravni - 2 elektrona na 2 s- orbitale in 1 krat 2 str-orbitale:

Ko nastane kemična vez, si vsak atom prizadeva pridobiti elektronsko konfiguracijo atomov žlahtnega plina, tj. tako da je v njegovi zunanji elektronski plasti 8 elektronov (2 za elemente prve periode). Ta pojav imenujemo pravilo okteta.

Atomi lahko dosežejo elektronsko konfiguracijo žlahtnega plina, če si na začetku posamezni atomi delijo del svojih valenčnih elektronov z drugimi atomi. V tem primeru nastanejo skupni elektronski pari.

Glede na stopnjo delitve elektronov lahko ločimo kovalentne, ionske in kovinske vezi.

Kovalentna vez

Kovalentne vezi najpogosteje nastanejo med atomi nekovinskih elementov. Če atomi nekovine, ki tvorijo kovalentno vez, pripadajo različnim kemijskim elementom, se taka vez imenuje polarna kovalentna vez. Razlog za to ime je v tem, da imajo atomi različnih elementov tudi različne sposobnosti privabljanja skupnega elektronskega para. Očitno to vodi do premika skupnega elektronskega para proti enemu od atomov, zaradi česar se na njem tvori delni negativni naboj. Po drugi strani se na drugem atomu tvori delni pozitivni naboj. Na primer, v molekuli vodikovega klorida je elektronski par premaknjen od atoma vodika k atomu klora:

Primeri snovi s polarnimi kovalentnimi vezmi:

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

Kovalentna nepolarna vez nastane med nekovinskimi atomi istega kemičnega elementa. Ker so atomi enaki, je tudi njihova sposobnost privabljanja skupnih elektronov enaka. V zvezi s tem ni opaziti premika elektronskega para:

Zgornji mehanizem za nastanek kovalentne vezi, ko oba atoma zagotavljata elektrone za tvorbo skupnih elektronskih parov, se imenuje izmenjava.

Obstaja tudi donorsko-akceptorski mehanizem.

Ko nastane kovalentna vez z donorsko-akceptorskim mehanizmom, nastane skupni elektronski par zaradi zapolnjene orbitale enega atoma (z dvema elektronoma) in prazne orbitale drugega atoma. Atom, ki daje osamljeni elektronski par, se imenuje donor, atom s prazno orbitalo pa akceptor. Atomi, ki imajo seznanjene elektrone, na primer N, O, P, S, delujejo kot darovalci elektronskih parov.

Na primer, v skladu z donorsko-akceptorskim mehanizmom se četrta kovalentna vez N-H tvori v amonijevem kationu NH 4 +:

Za kovalentne vezi je poleg polarnosti značilna tudi energija. Energija vezi je najmanjša energija, potrebna za prekinitev vezi med atomi.

Energija vezave se zmanjšuje z večanjem polmerov vezanih atomov. Ker vemo, da se atomski polmeri povečujejo po podskupinah navzdol, lahko na primer sklepamo, da se moč vezi halogen-vodik povečuje v seriji:

HI< HBr < HCl < HF

Prav tako je energija vezi odvisna od njene mnogoterosti – večja kot je mnogoterost vezi, večja je njena energija. Večkratnost vezi se nanaša na število skupnih elektronskih parov med dvema atomoma.

Ionska vez

Ionsko vez lahko obravnavamo kot skrajni primer polarne kovalentne vezi. Če je v kovalentno-polarni vezi skupni elektronski par delno premaknjen na enega od para atomov, potem je v ionski vezi skoraj popolnoma "dan" enemu od atomov. Atom, ki odda elektrone, pridobi pozitiven naboj in postane kation, in atom, ki mu je vzel elektrone, pridobi negativen naboj in postane anion.

Tako je ionska vez vez, ki nastane z elektrostatično privlačnostjo kationov na anione.

Tvorba te vrste vezi je značilna pri interakciji atomov tipičnih kovin in tipičnih nekovin.

Na primer, kalijev fluorid. Kalijev kation nastane z odstranitvijo enega elektrona iz nevtralnega atoma, fluorov ion pa z dodatkom enega elektrona atomu fluora:

Med nastalimi ioni nastane elektrostatična privlačna sila, kar povzroči nastanek ionske spojine.

Pri nastanku kemijske vezi so elektroni iz atoma natrija prešli na atom klora in nastali so nasprotno nabiti ioni, ki imajo zaključen zunanji energijski nivo.

Ugotovljeno je bilo, da se elektroni od kovinskega atoma ne odtrgajo popolnoma, temveč le premaknejo proti atomu klora, kot pri kovalentni vezi.

Večina binarnih spojin, ki vsebujejo kovinske atome, je ionskih. Na primer oksidi, halogenidi, sulfidi, nitridi.

Ionska vez nastane tudi med enostavnimi kationi in enostavnimi anioni (F −, Cl −, S 2-), pa tudi med enostavnimi kationi in kompleksnimi anioni (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Zato ionske spojine vključujejo soli in baze (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH)

Kovinska povezava

Ta vrsta vezi nastane v kovinah.

Atomi vseh kovin imajo v svoji zunanji elektronski plasti elektrone, ki imajo nizko vezno energijo z jedrom atoma. Za večino kovin je proces izgube zunanjih elektronov energijsko ugoden.

Zaradi tako šibke interakcije z jedrom so ti elektroni v kovinah zelo mobilni in v vsakem kovinskem kristalu nenehno poteka naslednji proces:

M 0 — ne − = M n + ,

kjer je M 0 atom nevtralne kovine in M ​​n + kation iste kovine. Spodnja slika prikazuje procese, ki potekajo.

To pomeni, da elektroni "hitijo" po kovinskem kristalu, se odcepijo od enega kovinskega atoma, iz njega tvorijo kation, se pridružijo drugemu kationu in tvorijo nevtralni atom. Ta pojav so poimenovali »elektronski veter«, zbiranje prostih elektronov v kristalu atoma nekovine pa so poimenovali »elektronski plin«. Ta vrsta interakcije med kovinskimi atomi se imenuje kovinska vez.

Vodikova vez

Če je atom vodika v snovi vezan na element z visoko elektronegativnostjo (dušik, kisik ali fluor), je za to snov značilen pojav, imenovan vodikova vez.

Ker je vodikov atom vezan na elektronegativni atom, se na vodikovem atomu tvori delni pozitivni naboj, na atomu elektronegativnega elementa pa delni negativni naboj. V zvezi s tem postane možna elektrostatična privlačnost med delno pozitivno nabitim vodikovim atomom ene molekule in elektronegativnim atomom druge. Na primer, opazimo vodikovo vez pri molekulah vode:

Vodikova vez je tista, ki pojasnjuje nenormalno visoko tališče vode. Poleg vode nastajajo močne vodikove vezi tudi v snoveh, kot so vodikov fluorid, amoniak, kisline, ki vsebujejo kisik, fenoli, alkoholi in amini.

Pomembne kvantitativne značilnosti kovalentne vezi so vezavna energija, njo dolžina in dipolni moment.

Komunikacijska energija- energija, ki se sprosti med njegovo tvorbo ali je potrebna za ločitev dveh povezanih atomov. Energija vezi označuje njeno moč.

Dolžina povezave– razdalja med središči vezanih atomov. Čim krajša je dolžina, tem močnejša je kemična vez.

Dipolni moment vez (μ) – vektorska količina, ki označuje polarnost vezi (merjena v debyjih D ali kulonski metri: 1 D= 3,4·10 -30 C m).

Dolžina vektorja je enaka produktu dolžine povezave l do učinkovitega polnjenja q , ki jih atomi pridobijo, ko se elektronska gostota premakne: | μ | = l · q .Vektor dipolnega momenta je usmerjen od pozitivnega naboja k negativnemu. Z vektorskim seštevanjem dipolnih momentov vseh vezi dobimo dipolni moment molekule.
Na značilnosti obveznic vpliva njihova množica:

Kovalentna vez(atomska vez, homeopolarna vez) - kemična vez, ki nastane s prekrivanjem (deljenjem) para oblakov valenčnih elektronov. Elektronski oblaki (elektroni), ki zagotavljajo komunikacijo, se imenujejo skupni elektronski par.

Izraz kovalentna vez je prvi skoval Nobelov nagrajenec Irving Langmuir leta 1919. Izraz se je nanašal na kemično vez zaradi delitve elektronov, v nasprotju s kovinsko vezjo, v kateri so bili elektroni prosti, ali ionsko vezjo, v kateri je eden od atomov opustil elektron in postal kation, drugi atom je sprejel elektron in postal anion.

Kasneje (1927) sta F. London in W. Heitler na primeru molekule vodika podala prvi opis kovalentne vezi z vidika kvantne mehanike.

Ob upoštevanju statistične interpretacije valovne funkcije M. Borna je gostota verjetnosti najdenja veznih elektronov koncentrirana v prostoru med jedri molekule (slika 1). Teorija odbijanja elektronskih parov upošteva geometrijske dimenzije teh parov. Tako za elemente vsakega obdobja obstaja določen povprečni polmer elektronskega para (Å):

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

Značilne lastnosti kovalentne vezi - usmerjenost, nasičenost, polarnost, polarizabilnost - določajo kemijske in fizikalne lastnosti spojin.

Smer povezave določata molekularna zgradba snovi in ​​geometrijska oblika njene molekule. Kota med dvema vezema imenujemo vezni koti.

Nasičenost je sposobnost atomov, da tvorijo omejeno število kovalentnih vezi. Število vezi, ki jih tvori atom, je omejeno s številom njegovih zunanjih atomskih orbital.

Polarnost vezi je posledica neenakomerne porazdelitve elektronske gostote zaradi razlik v elektronegativnosti atomov. Na tej podlagi delimo kovalentne vezi na nepolarne in polarne (nepolarne - dvoatomna molekula je sestavljena iz enakih atomov (H 2, Cl 2, N 2) in elektronski oblaki vsakega atoma so porazdeljeni simetrično glede na te atome. ; polarna - dvoatomska molekula je sestavljena iz atomov različnih kemijskih elementov, splošni elektronski oblak pa se premakne proti enemu od atomov, s čimer se tvori asimetrija v porazdelitvi električnega naboja v molekuli, ki ustvarja dipolni moment molekule).

Polarizabilnost vezi se izraža v premiku veznih elektronov pod vplivom zunanjega električnega polja, vključno z drugim reagirajočim delcem. Polarizabilnost določa mobilnost elektronov. Polarnost in polarizabilnost kovalentnih vezi določata reaktivnost molekul proti polarnim reagentom.

Vendar pa je dvakratni dobitnik Nobelove nagrade L. Pauling poudaril, da "v nekaterih molekulah obstajajo kovalentne vezi zaradi enega ali treh elektronov namesto skupnega para." Enoelektronska kemijska vez se realizira v molekularnem vodikovem ionu H 2 +.

Molekularni vodikov ion H2+ vsebuje dva protona in en elektron. Posamezni elektron molekularnega sistema kompenzira elektrostatično odbijanje obeh protonov in ju drži na razdalji 1,06 Å (dolžina kemijske vezi H 2+). Središče elektronske gostote elektronskega oblaka molekularnega sistema je enako oddaljeno od obeh protonov pri Bohrovem polmeru α 0 =0,53 Å in je središče simetrije molekularnega vodikovega iona H 2 +.

9-vprašanje) Metode tvorbe kovalentne vezi. Navedite primere.

Metode tvorbe kovalentne vezi

Obstajata dva glavna načina za tvorbo kovalentne vezi*.

1) Elektronski par, ki tvori vez, lahko nastane zaradi nesparjenih elektronov, ki so prisotni v nevzbujenih atomih.

Vendar je lahko število kovalentnih vezi večje od števila neparnih elektronov. Na primer, v nevzbujenem stanju (imenovanem tudi osnovno stanje) ima ogljikov atom dva nesparjena elektrona, vendar je značilno za spojine, v katerih tvori štiri kovalentne vezi. To se izkaže za možno zaradi vzbujanja atoma. V tem primeru se eden od s-elektronov premakne na p-podravni:

Povečanje števila ustvarjenih kovalentnih vezi spremlja sprostitev več energije, kot se porabi za vzbujanje atoma. Ker je valenca atoma odvisna od števila neparnih elektronov, vzbujanje povzroči povečanje valence. Pri atomih dušika, kisika in fluora se število neparnih elektronov ne poveča, ker znotraj drugega nivoja ni prostih orbital *, premik elektronov na tretji kvantni nivo pa zahteva bistveno več energije od tiste, ki bi se sprostila pri nastajanju dodatnih vezi. torej Ko je atom vzbujen, so prehodi elektronov na proste orbitale možni le znotraj enega energijskega nivoja.

Elementi 3. obdobja - fosfor, žveplo, klor - lahko kažejo valenco, ki je enaka številu skupine. To dosežemo z vzbujanjem atomov s prehodom 3s in 3p elektronov na prazne orbitale podravni 3d:

P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1(valenca 5)

S* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2(valenca 6)

Cl* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 3(valenca 7)

V zgornjih elektronskih formulah * vzbujenih atomov so podnivoji *, ki vsebujejo le nesparjene elektrone, podčrtani. Na primeru atoma klora je enostavno pokazati, da je valenca lahko spremenljiva:

Za razliko od klora je valenca atoma F konstantna in enaka 1, ker Na valenčnem (drugem) energijskem nivoju ni orbital d-podravni in drugih prostih orbital.

2) Kovalentne vezi lahko nastanejo zaradi parnih elektronov, ki so prisotni v zunanji elektronski plasti atoma. V tem primeru mora imeti drugi atom prosto orbitalo na zunanji plasti. Na primer, nastanek amonijevega iona iz molekule amoniaka in vodikovega iona lahko predstavimo z diagramom:

Atom, ki zagotovi svoj elektronski par za tvorbo kovalentne vezi *, se imenuje donor, atom, ki zagotovi prazno orbitalo, pa akceptor. Tako nastalo kovalentno vez imenujemo donorsko-akceptorska vez. V amonijevem kationu je ta vez po svojih lastnostih popolnoma enaka ostalim trem kovalentnim vezem, ki nastanejo po prvi metodi, zato izraz "donor-akceptor" ne pomeni nobene posebne vrste vezi, temveč samo način njenega nastanka.

10-vprašanje) Kislinsko-bazična interakcija - nevtralizacijske reakcije. Kisle in bazične soli. Navedite primere.

NaOH + HCl = NaCl + H2O - reakcija nevtralizacije
NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + H2O - nastanek kisle soli natrijevega hidrogensulfata, kisle soli lahko tvorijo druge bazične kisline, na primer H3PO4 lahko tvori 2 kisli soli NaH2PO4. Na2HPO4. -kislinske soli so produkt nepopolne substitucije vodikovih kationov v kislini.
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O - srednja sol
Al(OH)3 + 2HCl = Cl2 + 2H2O - aluminijev hidroksiklorid - bazična sol
Al(OH)3 + HCl = Cl + H2O - aluminijev dihidroksiklorid
Bazična sol je produkt nepopolne substitucije hidroksilnih skupin baze z anioni kislinskega ostanka.

Teorije kislin in baz- niz temeljnih fizikalnih in kemijskih konceptov, ki opisujejo naravo in lastnosti kislin in baz. Vsi uvajajo definicije kislin in baz – dveh razredov snovi, ki med seboj reagirata. Naloga teorije je predvideti produkte reakcije med kislino in bazo ter možnost njenega nastanka, za kar se uporabljajo kvantitativne značilnosti jakosti kisline in baze. Razlike med teorijama so v definicijah kislin in baz, lastnostih njihove jakosti in posledično v pravilih za napovedovanje reakcijskih produktov med njimi. Vsi imajo svoje področje uporabe, ki se delno prekrivajo.

Kislinsko-bazične interakcije so v naravi zelo pogoste in se pogosto uporabljajo v znanstveni in industrijski praksi. Teoretične ideje o kislinah in bazah so pomembne pri oblikovanju vseh konceptualnih sistemov kemije in imajo raznolik vpliv na razvoj mnogih teoretičnih konceptov v vseh večjih kemijskih disciplinah.

Na podlagi sodobne teorije kislin in baz, veje kemijskih znanosti, kot so kemija vodnih in nevodnih raztopin elektrolitov, pH-metrija v nevodnih medijih, homo- in heterogena kislinsko-bazična kataliza, teorija funkcij kislosti in mnogi drugi so bili razviti.

11-vprašanje) Ionska vez, njene lastnosti, navedite primere.

Za razliko od kovalentne vezi ionska vez ni nasičena.
Trdnost ionskih vezi.
Snovi z ionskimi vezmi v svojih molekulah imajo običajno višja vrelišča in tališča.

Ionska vez- zelo močna kemična vez, ki nastane med atomi z veliko razliko (> 1,5 po Paulingovi lestvici) elektronegativnosti, pri kateri se skupni elektronski par v celoti prenese na atom z večjo elektronegativnostjo.To je privlačnost ionov kot nasprotno nabitih teles. . Primer je spojina CsF, v kateri je "stopnja ionizacije" 97%. Oglejmo si način tvorbe na primeru natrijevega klorida NaCl. Elektronsko konfiguracijo atomov natrija in klora lahko predstavimo kot: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3р5. To so atomi z nepopolnimi energijskimi nivoji. Očitno je, da je za njihovo dokončanje atom natrija lažje oddati en elektron kot pridobiti sedem, za atom klora pa je lažje pridobiti en elektron kot oddati sedem. Med kemijsko interakcijo atom natrija popolnoma odda en elektron, atom klora pa ga sprejme. Shematično lahko to zapišemo takole: Na. - l e -> Na+ natrijev ion, stabilna osemelektronska 1s2 2s2 2p6 lupina zaradi druge energijske ravni. :Cl + 1е --> .Cl - klorov ion, stabilna osemelektronska lupina. Med ioni Na+ in Cl- nastanejo elektrostatične privlačne sile, kar povzroči nastanek spojine. Ionska vez je skrajni primer polarizacije polarne kovalentne vezi. Nastane med tipično kovino in nekovino. V tem primeru se elektroni iz kovine v celoti prenesejo na nekovino. Nastanejo ioni.

Če nastane kemijska vez med atomi, ki imajo zelo veliko razliko v elektronegativnosti (EO > 1,7 po Paulingu), potem skupna elektronska parapolitnost preide na atom z višjim EO. Posledica tega je nastanek spojine nasprotno nabitih ionov:

Med nastalimi ioni nastane elektrostatična privlačnost, ki jo imenujemo ionska vez. Oziroma ta videz je priročen. Pravzaprav se ionska vez med atomi v svoji čisti obliki ne realizira nikjer ali skoraj nikjer; običajno je dejansko vez delno ionske in delno kovalentne narave. Hkrati se lahko vez kompleksnih molekularnih ionov pogosto šteje za čisto ionsko. Najpomembnejši razliki med ionskimi vezmi in drugimi vrstami kemičnih vezi sta neusmerjenost in nenasičenost. Zato kristali, ki nastanejo zaradi ionskih vezi, gravitirajo k različnim gostim pakiranjem ustreznih ionov.

Značilnosti Takšne spojine so dobro topne v polarnih topilih (voda, kisline itd.). To se zgodi zaradi nabitih delov molekule. V tem primeru se dipoli topila privlačijo na nabite konce molekule in zaradi Brownovega gibanja "raztrgajo" molekulo snovi na koščke in jih obkrožijo ter jim preprečijo ponovno povezavo. Rezultat so ioni, obdani z dipoli topila.

Pri raztapljanju takšnih spojin se običajno sprosti energija, saj je skupna energija nastalih vezi topilo-ion večja od energije vezi anion-kation. Izjema so številne soli dušikove kisline (nitrati), ki pri raztapljanju absorbirajo toploto (raztopine se ohladijo). Slednje dejstvo je razloženo na podlagi zakonov, ki jih obravnava fizikalna kemija.

primeri: (MgS, K2CO3), baze (LiOH, Ca(OH)2), bazični oksidi (BaO, Na2O)
vrsta rešetke - kovina

12) Reakcije izmenjave v raztopinah. Navedite primere.

Pri praktično ireverzibilnih reakcijah je ravnotežje močno premaknjeno v smeri tvorbe reakcijskih produktov.

Pogosto so procesi, pri katerih so v začetnih in končnih produktih reakcije vključeni šibki elektroliti ali slabo topne spojine. na primer

HCN(p) + CH 3 COO - (p)↔ CH 3 COOH(p) + CN - (p) (1), ΔG˚=43 kJ

NH 4 OH(p) + H + (p) ↔ H 2 O(l) + NH 4 + (p) (2) ΔG˚= -84 kJ

Na levi in ​​desni strani enačb so šibki elektroliti.

V teh primerih se ravnotežje reverzibilnega procesa premakne v smeri tvorbe snovi z nižjo Kdissoc.

Pri reakciji (1) je ravnotežje premaknjeno v levo K HCN = 4,9 10 -10< K CH 3 COOH = 1,8 · 10 -5 , в реакции (2) – сильно сдвинуто вправо (K H 2 O =1,8 · 10 -16 < K NH 4 OH = 1,8 · 10 -5).

Primeri procesov v reakcijski enačbi katerih levo in desno vstopajo težko topne snovi, lahko služi:

AgCl(k)↓ + NaI(p) ↔ AgI↓(k) + NaCl(p) (1) ΔG˚= - 54 kJ

BaCO 3 ↓(k) + Na 2 SO 4 (p) ↔ BaSO 4 ↓(k) + Na 2 CO 3 (p) (2) ΔG˚≈ 0

Ravnotežje se premakne v smeri nastanka manj topne spojine. Pri reakciji (1) je ravnotežje premaknjeno v desno, ker PRAgI=1,1·10 -16< ПРAgCl =1,8·

10 -10. Pri reakciji (2) se ravnotežje le rahlo premakne proti BaSO 4

(PR BaCO 3 = 4,9·10 -9 > PR BaSO 4 =1,08·10 -10).

Obstajajo procesi, v enačbah katerih je na eni strani enačbe slabo topna spojina, na drugi strani pa šibek elektrolit. Tako je ravnovesje v sistemu

AgCN(k)↓ + H + (p) ↔ HCN(p) + Ag + (p) ΔG˚= - 46 kJ

bistveno premaknjena v desno, saj se CN - ion tesneje veže v molekulo zelo šibkega elektrolita HCN kot v molekulo slabo topne snovi AgCN. Zato se oborina AgCN raztopi, ko dodamo dušikovo kislino.

Kovalentno vez izvajajo skupni valenčni elektroni, ki si jih delita dva sosednja atoma vezna orbitala(glejte razdelek 2.2.1). Še več, pri elementarnih snoveh vsak od atomov "daruje" vezi enako število valenčnih elektronov in dopolnjuje svojo valenčno lupino, dokler ni popolnoma zapolnjena zaradi veznih elektronov najbližjih sosednjih atomov v rešetki. S to lastnostjo nasičenost S kovalentnimi vezmi smo se seznanili na primeru molekule vodika. Njegova posledica je pravilo, ki ga je postavil Hume-Rothery. Po njej za kristale elementarnih snovi, v katerih je realizirana pretežno kovalentna vez, velja razmerje med koordinacijskim številom Z do in številko skupine n, kjer se nahaja ta element:

Z k = 8 − n. Strukturo elementarnih polprevodnikov (prevladujoča vez je kovalentna) določa to preprosto empirično pravilo in smer kovalentne vezi.

Smer kovalentne vezi je določena s porazdelitvijo elektronske gostote v kristalu, ki jo lahko določimo na primer z rentgenskimi podatki. Kažejo, da je v kristalih s kovalentnimi vezmi elektronska gostota valenčnih elektronov bistveno neenakomerno porazdeljena v prostoru. V smereh, ki so za dva sosednja atoma najkrajše, je elektronska gostota večja kot v drugih smereh. To pomeni, da so valenčni elektroni tako rekoč lokalizirani v prostoru in tvorijo "elektronske mostove", to pomeni, da ima kovalentna vez izrazito smerni značaj. Narava porazdelitve elektronske gostote med tvorbo kovalentne vezi je odvisna od specifične elektronske strukture medsebojno delujočih atomov.

Ker ima kovalentna kemična vez, za razliko od drugih vrst kemičnih vezi, lokalizirano naravo, jo določa ne le energija vezi, ampak ima tudi geometrijske značilnosti. Geometrijske značilnosti kovalentne vezi so njena dolžina in koti med vezmi v molekuli ali kristalu. Kovalentna dolžina

kemična vez je razdalja med jedri atomov, ki jih v kristalu povezuje kovalentna vez. Odvisno je od velikosti medsebojno delujočih atomov in stopnje prekrivanja njihovih elektronskih oblakov. Dolžino vezi in kote med vezmi določimo eksperimentalno z uporabo molekularne spektroskopije, rentgenske difrakcije in drugih metod.

Oglejmo si usmerjeno lastnost kovalentne vezi na primeru nastanka kemijske vezi v diamantu.9 V tem primeru nas bodo vodila pravila, ki sestavljajo vsebino teorije usmerjenih valenc.

1. Kovalentna enojna vez nastane z interakcijo dveh elektronov z nasprotnimi spini, ki pripadata različnima atomoma.

2. Smer kovalentne vezi mora ustrezati smeri, v kateri se orbitale danega valenčnega elektrona v največji meri prekrivajo z orbitalami drugega valenčnega elektrona v paru z njim, ki pripada sosednjemu atomu.

Upoštevati je treba, da se v nekaterih primerih oblika orbital valenčnih elektronov, ki sodelujejo pri tvorbi vezi, nekoliko spremeni, v nekaterih primerih pa se močno spremeni. V slednjem primeru mešani, t.i hibridne orbitale.

V diamantu, sestavljenem iz ogljikovih atomov, kot je znano, se realizira kovalentna kemična vez. Elektronska konfiguracija valenčne lupine ogljikovega atoma v nevzbujenem stanju - 2 s 22str 2. Na 1 s-orbitale in 2 s-orbitale vsebujejo dva seznanjena elektrona, katerih spina sta antiparalelna. Valenca se izkaže za dve 2 str-orbitale, v katerih se nahaja en elektron, ki lahko sodeluje pri tvorbi kemične vezi. Ta 2 str-orbitale

med seboj tvorijo kot 90◦. Tako mora biti ogljik v svojih spojinah dvovalenten in tvoriti vezi, med katerimi je pravi kot.

Vendar pa, kot kažejo eksperimentalni podatki, je ogljik v večini njegovih spojin štirivalenten in so vse štiri ogljikove vezi enako močne in imajo enako usmerjenost glede na drugo

prijatelj: kot med vezmi je 109◦28∗. Ta okoliščina je razložena s hibridizacijo orbitalov, ki poteka v dveh stopnjah. Najprej atom ogljika preide iz osnovnega stanja v vzbujeno stanje, v katerem eden od elektronov z napolnjenim 2 s 2-orbitale gre v

9 Kovalentna vez v vodikovi molekuli nima lastnosti usmerjenosti zaradi sferično simetrične porazdelitve elektronske gostote v s-navaja.

riž. 2.10. Hibridizacijska shema s in str-elektronski oblaki in orientacija v prostoru sp 3-hibridi.

prazen 2 str-orbitalno. Nato se štiri valovne funkcije "zmešajo" in oblikujejo se štiri nove enake valovne funkcije, ki niso niti s-, niti ne str-funkcije. To so hibridi sp 3-funkcije. Sta enakovredna in imata usmerjenost, prikazano na sl. 2.10. Tako ima v nastalem stanju ogljikov atom v diamantu štiri neparne elektrone. Smeri največje gostote izmenjevalnih oblakov, kot je razvidno iz sl. 2.12, koncentrirano vzdolž prostorskih diagonal kocke<111>. Atom s štirimi sosedi tvori pravilen tetraeder, iz zbirke tetraedrov pa je zgrajena »neskončna kovalentna molekula«.

Moč kemijske vezi je odvisna od stopnje prekrivanja orbital valenčnih elektronov: večje kot je prekrivanje, močnejša je vez. Izračuni kažejo, da je prekrivanje elektronskih lupin povezovalnih atomov v primeru hibridnega sp 3-orbital je bistveno več kot pri nehibridnih s in str-orbitale. Čeprav hibridizirana stanja ustrezajo višji energiji elektronov v atomu kot nehibridizirana stanja, se kljub temu izkaže, da je skupna energija kristala nižja v primeru tvorbe vezi iz sp 3-hibridi, zato se hibridizacija izkaže za energetsko ugodno.

Lahko sodeluje pri tvorbi kovalentnih vezi s-, str-, d in f-orbitale. Če med tvorbo vezi pride do hibridizacije, potem glede na to, koliko in katere orbite so hibridizirane, razlikujejo sp-, sp 2-, dsp 2-, sp 3i d 2sp 3-hibridne orbitale (slika 2.11).

Struktura kovalentnih kristalov je torej določena s Hume-Rotheryjevim pravilom, ki podaja število najbližjih sosedov, potrebnih za popolno nasičenost kemijske vezi, in smer kemijske vezi, ki jo lahko določimo z analizo valovnih funkcij

riž. 2.11. Orientacija v prostoru sp-, sp 2 -, dsp 2 -, sp 3 in d 2 sp 3-hibridne orbitale.

traku elektronov ali eksperimentalno. Značilna vrednost energije kovalentne vezi je reda 5–7 eV. V polprevodniških materialih je mogoče opaziti naslednje splošne vzorce v spremembi lastnosti s spremembami vezavne energije. Ko se vezna energija med atomi poveča, se perioda kristalne mreže zmanjša, temperatura taljenja in vrzel med pasom pa se povečata.

Najbolj značilne lastnosti enostavnih kristalov, v katerih je pretežno realizirana ena od štirih vrst kemičnih vezi, so podane v tabeli. 2.2.

Tabela 2.2. Lastnosti štirih skupin trdnih snovi, ki se razlikujejo po vrstah medatomskih vezi.

Vrsta medatomske vezi

Lastnosti in vezavna energija

Neusmerjena in nenasičena, močna povezava; 5–7 eV na ionski par.

Režija

in bogata, močna povezava; 5–7 eV na atom.

Neusmerjena in nenasičena komunikacija; blizu

3,5 eV na atom.

Neusmerjen in nenasičen, šibek, kratko delujoč

povezava; ≈0,1 eV na

Van der Waalsova ionska kovalentna kovina

Strukturne lastnosti

Veliki anioni tvorijo gosto zapakirane strukture, v prazninah katerih se nahajajo kationi ( Z k = 8, 6, 4 in 3).

Strukture z ohlapno mrežasto embalažo (npr. Z k = 4) in nizko gostoto.

Z k = 12 in 8) in visoko gostoto.

Kompaktne kristalne strukture z izjemno tesnim pakiranjem ( Z k = 12) in visoko gostoto.

Toplotne lastnosti

Precej visoka tališča. Nizek koeficient raztezanja.

Visoke temperature taljenja. Nizek koeficient raztezanja.

Različne temperature taljenja.

Nizka tališča. Visok koeficient razteznosti.

Električne lastnosti

Izolatorji. Prevodnost je večinoma ionske narave in narašča z naraščajočo temperaturo.

Elektronska vrsta prevodnosti (dve vrsti nosilcev). Aktivacijska odvisnost prevodnosti od temperature.

Dirigenti. Glavna vrsta prevodnosti je elektronska. Prevodnost se zmanjšuje z naraščajočo temperaturo.

Izolatorji.

Optične lastnosti

Transparenten za elektromagnetno sevanje od nizkih frekvenc do roba absorpcije. Običajno prozoren v vidnem območju spektra.

Transparenten za elektromagnetno sevanje od nizkih frekvenc do roba absorpcije.

Neprepusten za elektromagnetne valove od najnižjih frekvenc do srednjega ultravijoličnega območja; dobro odbija svetlobo.

Transparenten za elektromagnetno sevanje od nizkih frekvenc do daljnega ultravijoličnega območja.

Van der Waalsova ionska kovalentna kovina

Conska struktura

cona je ločena

od naslednjega praznega prevodnega pasu do širokega pasu ( Npr> 2–3 eV).

Popolnoma zapolnjena zgornja valenca

cona je ločena

od naslednjega praznega prevodnega pasu do prepovedanega pasu Npr< 2–3 эВ.

Prevodni pas je delno zapolnjen.

Popolnoma zapolnjena zgornja valenca

cona je ločena

od naslednjega praznega prevodnega pasu do zelo široke vrzeli.