Ujednolicona teoria nie ma wiązania chemicznego; wiązania chemiczne umownie dzieli się na kowalencyjne (uniwersalny rodzaj wiązania), jonowe (szczególny przypadek wiązania kowalencyjnego), metaliczne i wodorowe.

Wiązanie kowalencyjne

Tworzenie wiązania kowalencyjnego możliwe jest poprzez trzy mechanizmy: wymianę, donor-akceptor i celownik (Lewis).

Według mechanizm metaboliczny Tworzenie wiązania kowalencyjnego następuje w wyniku współdzielenia wspólnych par elektronów. W tym przypadku każdy atom ma tendencję do pozyskiwania powłoki gazu obojętnego, tj. uzyskać pełny poziom energii zewnętrznej. Tworzenie wiązania chemicznego według rodzaju wymiany przedstawiono za pomocą wzorów Lewisa, w których każdy elektron walencyjny atomu jest reprezentowany przez kropki (ryc. 1).

Ryż. 1 Tworzenie wiązania kowalencyjnego w cząsteczce HCl poprzez mechanizm wymiany

Wraz z rozwojem teorii budowy atomu i mechaniki kwantowej tworzenie wiązania kowalencyjnego jest przedstawiane jako nakładanie się orbitali elektronowych (ryc. 2).

Ryż. 2. Tworzenie wiązania kowalencyjnego w wyniku nakładania się chmur elektronów

Im większe nakładanie się orbitali atomowych, tym silniejsze wiązanie, tym krótsza długość wiązania i większa energia wiązania. Wiązanie kowalencyjne mogą powstać w wyniku nakładania się różnych orbitali. W wyniku nakładania się orbitali s-s, s-p oraz orbitali d-d, p-p, d-p z płatami bocznymi następuje powstawanie wiązań. Wiązanie powstaje prostopadle do linii łączącej jądra 2 atomów. Jedno i jedno wiązanie mogą tworzyć wielokrotne (podwójne) wiązanie kowalencyjne, charakterystyczne dla substancji organicznych z klasy alkenów, alkadienów itp. Jedno i dwa wiązania tworzą wielokrotne (potrójne) wiązanie kowalencyjne, charakterystyczne dla substancji organicznych z klasy alkinów (acetylenów).

Tworzenie wiązania kowalencyjnego przez mechanizm dawca-akceptor Spójrzmy na przykład kationu amonowego:

NH3 + H + = NH4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Atom azotu ma wolną parę elektronów (elektrony nie biorące udziału w tworzeniu wiązań chemicznych w cząsteczce), a kation wodoru ma wolny orbital, więc są one odpowiednio donorem i akceptorem elektronów.

Rozważmy mechanizm celowniczy tworzenia wiązań kowalencyjnych na przykładzie cząsteczki chloru.

17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Atom chloru ma zarówno wolną parę elektronów, jak i wolne orbitale, dlatego może wykazywać właściwości zarówno donora, jak i akceptora. Dlatego też, gdy powstaje cząsteczka chloru, jeden atom chloru działa jako donor, a drugi jako akceptor.

Główny Charakterystyka wiązania kowalencyjnego są to: nasycenie (wiązania nasycone powstają, gdy atom przyłącza do siebie tyle elektronów, na ile pozwalają jego możliwości walencyjne; wiązania nienasycone powstają, gdy liczba przyłączonych elektronów jest mniejsza niż możliwości walencyjne atomu); kierunkowość (wartość ta jest związana z geometrią cząsteczki i pojęciem „kąta wiązania” – kąta pomiędzy wiązaniami).

Wiązanie jonowe

Nie ma związków z czystym wiązaniem jonowym, chociaż rozumie się przez to stan związany chemicznie atomów, w którym podczas tworzenia się stabilnego środowiska elektronowego atomu całkowite przejście całkowita gęstość elektronowa w stosunku do atomu pierwiastka bardziej elektroujemnego. Wiązanie jonowe jest możliwe tylko pomiędzy atomami pierwiastków elektroujemnych i elektrododatnich, które są w stanie jonów o przeciwnych ładunkach – kationów i anionów.

DEFINICJA

Jon to cząstki naładowane elektrycznie, powstałe w wyniku usunięcia lub dodania elektronu do atomu.

Podczas przenoszenia elektronu atomy metalu i niemetalu mają tendencję do tworzenia stabilnej konfiguracji powłoki elektronowej wokół swojego jądra. Atom niemetalu tworzy wokół swojego rdzenia powłokę kolejnego gazu obojętnego, a atom metalu tworzy powłokę poprzedniego gazu obojętnego (ryc. 3).

Ryż. 3. Tworzenie wiązania jonowego na przykładzie cząsteczki chlorku sodu

Cząsteczki w których czysta forma istnieje wiązanie jonowe występuje w stanie pary substancji. Wiązanie jonowe jest bardzo silne, dlatego substancje posiadające to wiązanie mają wysoką temperaturę topnienia. W przeciwieństwie do wiązań kowalencyjnych, wiązania jonowe nie charakteryzują się kierunkowością i nasyceniem, ponieważ pole elektryczne wytwarzane przez jony działa jednakowo na wszystkie jony ze względu na symetrię sferyczną.

Połączenie metalowe

Wiązanie metaliczne realizowane jest tylko w metalach - jest to interakcja, która utrzymuje atomy metalu w jednej siatce. W tworzeniu wiązania biorą udział tylko elektrony walencyjne atomów metalu należących do całej jego objętości. W metalach elektrony są stale usuwane z atomów i przemieszczają się po całej masie metalu. Atomy metali pozbawione elektronów zamieniają się w dodatnio naładowane jony, które mają tendencję do przyjmowania poruszających się elektronów. Ten ciągły proces tworzy wewnątrz metalu tzw. „gaz elektronowy”, który mocno wiąże ze sobą wszystkie atomy metalu (rys. 4).

Wiązanie metaliczne jest mocne, dlatego metale charakteryzują się wysoką temperaturą topnienia, a obecność „gazu elektronowego” nadaje metalom plastyczność i ciągliwość.

Wiązanie wodorowe

Wiązanie wodorowe jest specyficznym oddziaływaniem międzycząsteczkowym, ponieważ od tego zależy jego występowanie i siła Natura chemiczna Substancje. Tworzy się pomiędzy cząsteczkami, w których atom wodoru jest związany z atomem o dużej elektroujemności (O, N, S). Występowanie wiązania wodorowego zależy od dwóch powodów: po pierwsze, atom wodoru związany z atomem elektroujemnym nie posiada elektronów i można go łatwo włączyć do chmur elektronowych innych atomów, a po drugie, posiadając s-orbital walencyjny, atom wodoru jest w stanie przyjąć wolną parę elektronów atomu elektroujemnego i utworzyć z nim wiązanie poprzez mechanizm donor-akceptor.

Wiązanie kowalencyjne(od łacińskiego „co” razem i „vales” mających siłę) odbywa się dzięki parze elektronów należących do obu atomów. Powstaje pomiędzy atomami niemetali.

Elektroujemność niemetali jest dość wysoka, tak że podczas chemicznego oddziaływania dwóch atomów niemetalu całkowite przeniesienie elektronów z jednego na drugi (jak w tym przypadku) jest niemożliwe. W tym przypadku wymagane jest dokończenie gromadzenia elektronów.

Jako przykład omówmy oddziaływanie atomów wodoru i chloru:

H 1s 1 - jeden elektron

Cl 1s 2 2s 2 2 str. 6 3 s 2 3 p5 - siedem elektronów na poziomie zewnętrznym

Każdemu z dwóch atomów brakuje jednego elektronu, aby uzyskać kompletną zewnętrzną powłokę elektronową. A każdy z atomów przydziela jeden elektron „do wspólnego użytku”. Zatem reguła oktetu jest spełniona. Najlepiej można to przedstawić za pomocą wzorów Lewisa:

Tworzenie wiązania kowalencyjnego

Wspólne elektrony należą teraz do obu atomów. Atom wodoru ma dwa elektrony (własny i wspólny elektron atomu chloru), a atom chloru ma osiem elektronów (własny plus wspólny elektron atomu wodoru). Te dwa wspólne elektrony tworzą wiązanie kowalencyjne pomiędzy atomami wodoru i chloru. Cząsteczka powstała w wyniku połączenia dwóch atomów nazywa się cząsteczka.

Niepolarne wiązanie kowalencyjne

Wiązanie kowalencyjne może również utworzyć się między dwoma identyczny atomy. Na przykład:

Ten diagram wyjaśnia, dlaczego wodór i chlor istnieją jako cząsteczki dwuatomowe. Dzięki sparowaniu i udostępnieniu dwóch elektronów możliwe jest spełnienie reguły oktetu dla obu atomów.

Oprócz wiązań pojedynczych można utworzyć podwójne lub potrójne wiązanie kowalencyjne, jak na przykład w cząsteczkach tlenu O2 lub azotu N2. Atomy azotu mają pięć elektronów walencyjnych, więc do ukończenia powłoki potrzebne są jeszcze trzy elektrony. Osiąga się to poprzez współdzielenie trzech par elektronów, jak pokazano poniżej:

Związki kowalencyjne to zwykle gazy, ciecze lub stosunkowo niska temperatura topnienia ciała stałe. Jednym z nielicznych wyjątków jest diament, który topi się w temperaturze powyżej 3500 °C. Wyjaśnia to struktura diamentu, który jest ciągłą siecią kowalencyjnie związanych atomów węgla, a nie zbiorem pojedynczych cząsteczek. Tak naprawdę każdy kryształ diamentu, niezależnie od jego wielkości, to jedna wielka cząsteczka.

Wiązanie kowalencyjne powstaje, gdy elektrony dwóch atomów niemetalu łączą się. Powstała struktura nazywana jest cząsteczką.

Polarne wiązanie kowalencyjne

W większości przypadków są to dwa kowalencyjnie związane atomy różny elektroujemność i wspólne elektrony nie należą jednakowo do dwóch atomów. W większości przypadków są bliżej jednego atomu niż drugiego. Na przykład w cząsteczce chlorowodoru elektrony tworzące wiązanie kowalencyjne znajdują się bliżej atomu chloru, ponieważ jego elektroujemność jest wyższa niż wodoru. Jednakże różnica w zdolności przyciągania elektronów nie jest na tyle duża, aby nastąpiło całkowite przeniesienie elektronów z atomu wodoru do atomu chloru. Dlatego wiązanie pomiędzy atomami wodoru i chloru można uznać za skrzyżowanie wiązania jonowego (całkowite przeniesienie elektronu) z niepolarnym wiązaniem kowalencyjnym (symetryczne ułożenie pary elektronów pomiędzy dwoma atomami). Częściowy ładunek atomów jest oznaczony grecką literą δ. To połączenie nazywa się kowalencyjny polarny wiązanie, a cząsteczkę chlorowodoru nazywa się polarną, to znaczy ma koniec naładowany dodatnio (atom wodoru) i koniec naładowany ujemnie (atom chloru).

W poniższej tabeli wymieniono główne rodzaje wiązań i przykłady substancji:

Mechanizm wymiany i donor-akceptor tworzenia wiązań kowalencyjnych

1) Mechanizm wymiany. Każdy atom wnosi jeden niesparowany elektron do wspólnej pary elektronów.

2) Mechanizm dawca-akceptor. Jeden atom (donor) zapewnia parę elektronów, a drugi atom (akceptor) zapewnia dla tej pary pusty orbital.

Dzięki temu powstają cząsteczki substancji nieorganicznych i organicznych. Wiązanie chemiczne powstaje w wyniku oddziaływania pól elektrycznych wytwarzanych przez jądra i elektrony atomów. Dlatego tworzenie kowalencyjnego wiązania chemicznego jest związane z naturą elektryczną.

Co to jest połączenie

Termin ten odnosi się do wyniku działania dwóch lub więcej atomów, które prowadzą do powstania silnego układu wieloatomowego. Główne rodzaje wiązań chemicznych powstają, gdy energia reagujących atomów maleje. W procesie tworzenia wiązania atomy starają się uzupełnić swoją powłokę elektronową.

Rodzaje komunikacji

W chemii wyróżnia się kilka rodzajów wiązań: jonowe, kowalencyjne, metaliczne. Kowalencyjne wiązania chemiczne dzielą się na dwa typy: polarne i niepolarne.

Jaki jest mechanizm jego powstania? Kowalencyjne niepolarne wiązanie chemiczne powstaje pomiędzy atomami identycznych niemetali, które mają tę samą elektroujemność. W tym przypadku powstają wspólne pary elektronów.

Wiązanie niepolarne

Przykłady cząsteczek, które mają niepolarne kowalencyjne wiązanie chemiczne obejmują halogeny, wodór, azot i tlen.

Związek ten został po raz pierwszy odkryty w 1916 roku przez amerykańskiego chemika Lewisa. Początkowo postawił hipotezę, która została potwierdzona dopiero po potwierdzeniu eksperymentalnym.

Kowalencyjne wiązanie chemiczne jest związane z elektroujemnością. W przypadku niemetali ma wysoką wartość. Podczas chemicznego oddziaływania atomów przeniesienie elektronów z jednego atomu na drugi nie zawsze jest możliwe, w wyniku czego łączą się. Pomiędzy atomami pojawia się prawdziwe kowalencyjne wiązanie chemiczne. Regularna 8 klasa program nauczania wymaga szczegółowego rozważenia kilku rodzajów komunikacji.

Substancjami posiadającymi tego typu wiązanie w normalnych warunkach są ciecze, gazy, a także ciała stałe o niskiej temperaturze topnienia.

Rodzaje wiązań kowalencyjnych

Przyjrzyjmy się bardziej szczegółowo ten przypadek. Jakie są rodzaje wiązań chemicznych? Wiązania kowalencyjne występują w wersji wymiennej i donorowo-akceptorowej.

Pierwszy typ charakteryzuje się oddaniem przez każdy atom jednego niesparowanego elektronu w celu utworzenia wspólnego wiązania elektronowego.

Elektrony połączone we wspólne wiązanie muszą mieć przeciwne spiny. Jako przykład tego typu wiązania kowalencyjnego rozważ wodór. Kiedy jego atomy zbliżają się do siebie, ich chmury elektronów wnikają w siebie, co w nauce nazywa się nakładaniem się chmur elektronów. W rezultacie wzrasta gęstość elektronów pomiędzy jądrami, a energia układu maleje.

Przy minimalnej odległości jądra wodoru odpychają się, tworząc pewną optymalną odległość.

W przypadku wiązania kowalencyjnego typu donor-akceptor, jedna cząstka posiada elektrony i nazywana jest donorem. Druga cząstka ma wolną komórkę, w której będzie znajdować się para elektronów.

Cząsteczki polarne

Jak powstają kowalencyjne polarne wiązania chemiczne? Powstają w sytuacjach, gdy łączone atomy niemetalu mają różną elektroujemność. W podobne przypadki wspólne elektrony znajdują się bliżej atomu o wyższej wartości elektroujemności. Jako przykład kowalencyjnego wiązania polarnego możemy rozważyć wiązania powstające w cząsteczce bromowodoru. Tutaj publiczne elektrony odpowiedzialne za tworzenie wiązania kowalencyjnego są bliżej bromu niż wodoru. Powodem tego zjawiska jest to, że brom ma wyższą elektroujemność niż wodór.

Metody oznaczania wiązań kowalencyjnych

Jak zdefiniować kowalencyjne polarne wiązania chemiczne? Aby to zrobić, musisz znać skład cząsteczek. Jeśli zawiera atomy różne elementy, w cząsteczce występuje polarne wiązanie kowalencyjne. Cząsteczki niepolarne zawierają atomy jednego pierwiastka chemicznego. Wśród zadań oferowanych w ramach kurs szkolny chemii, są też takie, które polegają na określeniu rodzaju połączenia. Zadania tego typu uwzględniane są w końcowych zadaniach certyfikacyjnych z chemii w klasie 9, a także w kolokwiach jednolitego egzaminu państwowego z chemii w klasie 11.

Wiązanie jonowe

Jaka jest różnica między kowalencyjnymi i jonowymi wiązaniami chemicznymi? Jeśli wiązanie kowalencyjne jest charakterystyczne dla niemetali, wówczas między atomami, które mają, powstaje wiązanie jonowe znaczące różnice przez elektroujemność. Na przykład jest to typowe dla związków pierwiastków pierwszej i drugiej grupy głównych podgrup PS (metale alkaliczne i metale ziem alkalicznych) oraz pierwiastków 6. i 7. grupy głównych podgrup układu okresowego (chalkogeny i halogeny ).

Powstaje w wyniku elektrostatycznego przyciągania jonów o przeciwnych ładunkach.

Cechy wiązania jonowego

Ponieważ pola siłowe przeciwstawnie naładowanych jonów są rozłożone równomiernie we wszystkich kierunkach, każdy z nich jest w stanie przyciągać cząstki o przeciwnych znakach. Charakteryzuje to bezkierunkowość wiązania jonowego.

Oddziaływanie dwóch jonów o przeciwnych znakach nie oznacza całkowitej wzajemnej kompensacji poszczególnych pól siłowych. Pomaga to zachować zdolność przyciągania jonów w innych kierunkach, dlatego obserwuje się nienasycenie wiązania jonowego.

W związku jonowym każdy jon ma zdolność przyciągania do siebie wielu innych o przeciwnych znakach, tworząc sieć krystaliczną o charakterze jonowym. W takim krysztale nie ma cząsteczek. Każdy jon jest otoczony w substancji przez określoną liczbę jonów o innym znaku.

Połączenie metalowe

Ten typ wiązanie chemiczne ma pewne Cechy indywidulane. Metale mają nadmierną liczbę orbitali walencyjnych i niedobór elektronów.

Kiedy poszczególne atomy łączą się, ich orbitale walencyjne nakładają się na siebie, co ułatwia swobodny przepływ elektronów z jednego orbitala na drugi, tworząc wiązanie pomiędzy wszystkimi atomami metali. Te wolne elektrony są główną cechą wiązania metalicznego. Nie ma nasycenia i kierunkowości, ponieważ elektrony walencyjne są równomiernie rozmieszczone w krysztale. Obecność wolnych elektronów w metalach wyjaśnia niektóre ich właściwości fizyczne: połysk metaliczny, ciągliwość, plastyczność, przewodność cieplną, nieprzezroczystość.

Rodzaj wiązania kowalencyjnego

Tworzy się pomiędzy atomem wodoru i pierwiastkiem o wysokiej elektroujemności. Istnieją wewnątrz- i międzycząsteczkowe wiązania wodorowe. Ten typ wiązania kowalencyjnego jest najsłabszy; wynika z działania sił elektrostatycznych. Atom wodoru ma mały promień i kiedy ten jeden elektron zostanie przesunięty lub oddany, wodór staje się jonem dodatnim, oddziałując na atom z dużą elektroujemnością.

Do charakterystycznych właściwości wiązania kowalencyjnego zalicza się: nasycenie, kierunkowość, polaryzowalność, polarność. Każdy z tych wskaźników ma określone znaczenie dla powstającego związku. Na przykład kierunkowość jest określona przez geometryczny kształt cząsteczki.

Wiązanie kowalencyjne(wiązanie atomowe, wiązanie homeopolarne) – wiązanie chemiczne powstałe w wyniku nakładania się (socjalizacji) chmur elektronów parawartościowych. Chmury elektroniczne (elektrony), które zapewniają komunikację, nazywane są wspólna para elektronów.

Charakterystyczne właściwości wiązania kowalencyjne - kierunkowość, nasycenie, polarność, polaryzowalność - określają właściwości chemiczne i fizyczne związków.

Kierunek połączenia zależy od struktury molekularnej substancji i kształtu geometrycznego jej cząsteczki. Kąty między dwoma wiązaniami nazywane są kątami wiązania.

Nasycanie to zdolność atomów do tworzenia ograniczonej liczby wiązań kowalencyjnych. Liczba wiązań utworzonych przez atom jest ograniczona liczbą jego zewnętrznych orbitali atomowych.

Polaryzacja wiązania wynika z nierównomiernego rozkładu gęstości elektronów w wyniku różnic w elektroujemności atomów. Na tej podstawie wiązania kowalencyjne dzielą się na niepolarne i polarne (niepolarne - cząsteczka dwuatomowa składa się z identycznych atomów (H 2, Cl 2, N 2), a chmury elektronów każdego atomu są rozmieszczone symetrycznie względem tych atomów ; polarny - cząsteczka dwuatomowa składa się z różnych atomów pierwiastki chemiczne, a całkowita chmura elektronów przesuwa się w stronę jednego z atomów, tworząc w ten sposób asymetrię rozkładu ładunek elektryczny w cząsteczce, generując moment dipolowy cząsteczki).

Polaryzowalność wiązania wyraża się przemieszczeniem elektronów wiązania pod wpływem zewnętrznego pola elektrycznego, w tym innej reagującej cząstki. Polaryzowalność jest określona przez ruchliwość elektronów. Polarność i polaryzowalność wiązań kowalencyjnych określa reaktywność cząsteczek w stosunku do odczynników polarnych.

Komunikacja Edukacyjna

Wiązanie kowalencyjne tworzy para elektronów współdzielonych między dwoma atomami, a elektrony te muszą zajmować dwa stabilne orbitale, po jednym z każdego atomu.

A + + B → A: B

W wyniku socjalizacji elektrony tworzą wypełniony poziom energetyczny. Wiązanie powstaje, jeśli ich całkowita energia na tym poziomie jest mniejsza niż w stanie początkowym (a różnica energii będzie niczym więcej niż energią wiązania).

Wypełnienie orbitali atomowych (wzdłuż krawędzi) i molekularnych (w środku) w cząsteczce H 2 elektronami. Oś pionowa odpowiada poziomowi energii, elektrony są oznaczone strzałkami odzwierciedlającymi ich spiny.

Zgodnie z teorią orbitali molekularnych nałożenie się dwóch orbitali atomowych prowadzi w najprostszym przypadku do powstania dwóch orbitali molekularnych (MO): łączenie MO I anty-wiązania (rozluźniania) MO. Wspólne elektrony znajdują się w wiązaniu MO o niższej energii.

Rodzaje wiązań kowalencyjnych

Istnieją trzy rodzaje kowalencyjnych wiązań chemicznych, różniące się mechanizmem powstawania:

1. Proste wiązanie kowalencyjne. Do jego powstania każdy atom dostarcza jeden niesparowany elektron. Kiedy tworzy się proste wiązanie kowalencyjne, ładunki formalne atomów pozostają niezmienione.

· Jeśli atomy tworzące proste wiązanie kowalencyjne są takie same, wówczas prawdziwe ładunki atomów w cząsteczce są również takie same, ponieważ atomy tworzące wiązanie w równym stopniu posiadają wspólną parę elektronów. To połączenie nazywa się niepolarne wiązanie kowalencyjne. Proste substancje mają takie połączenie, na przykład: O 2, N 2, Cl 2. Ale nie tylko niemetale tego samego typu mogą tworzyć kowalencyjne wiązanie niepolarne. Pierwiastki niemetalowe, których elektroujemność jest równie ważna, mogą również tworzyć kowalencyjne wiązanie niepolarne, na przykład w cząsteczce PH 3 wiązanie jest kowalencyjne niepolarne, ponieważ EO wodoru jest równe EO fosforu.

· Jeżeli atomy są różne, wówczas stopień posiadania wspólnej pary elektronów jest określony przez różnicę elektroujemności atomów. Atom o większej elektroujemności przyciąga do siebie parę wiążących elektronów, a jego prawdziwy ładunek staje się ujemny. Atom o niższej elektroujemności uzyskuje odpowiednio ładunek dodatni o tej samej wielkości. Jeśli między dwoma różnymi niemetalami powstaje związek, wówczas taki związek nazywa się kowalencyjne wiązanie polarne.

2. Więź dawca-akceptor. Aby utworzyć tego typu wiązanie kowalencyjne, oba elektrony są dostarczane przez jeden z atomów - dawca. Drugi z atomów biorących udział w tworzeniu wiązania nazywa się akceptor. W powstałej cząsteczce ładunek formalny dawcy wzrasta o jeden, a ładunek formalny akceptora maleje o jeden.

3. Połączenie semipolarne. Można to uznać za polarne wiązanie donor-akceptor. Ten typ wiązania kowalencyjnego powstaje pomiędzy atomem z wolną parą elektronów (azot, fosfor, siarka, halogeny itp.) a atomem z dwoma niesparowanymi elektronami (tlen, siarka). Tworzenie wiązania semipolarnego przebiega w dwóch etapach:

1. Przeniesienie jednego elektronu z atomu z wolną parą elektronów do atomu z dwoma niesparowanymi elektronami. W rezultacie atom z wolną parą elektronów zamienia się w rodnikowy kation (dodatnio naładowana cząstka z niesparowanym elektronem), a atom z dwoma niesparowanymi elektronami zamienia się w rodnikowy anion (ujemnie naładowana cząstka z niesparowanym elektronem). .

2. Współdzielenie niesparowanych elektronów (jak w przypadku prostego wiązania kowalencyjnego).

Kiedy powstaje wiązanie półpolarne, atom z wolną parą elektronów zwiększa swój ładunek formalny o jeden, a atom z dwoma niesparowanymi elektronami zmniejsza swój ładunek formalny o jeden.

wiązanie σ i wiązanie π

Wiązania Sigma (σ)-, pi (π) - przybliżony opis rodzajów wiązań kowalencyjnych w cząsteczkach różne połączenia, wiązanie σ charakteryzuje się tym, że gęstość chmury elektronów jest maksymalna wzdłuż osi łączącej jądra atomowe. Kiedy tworzy się wiązanie -, następuje tzw. boczne nakładanie się chmur elektronów, a gęstość chmury elektronów jest maksymalna „powyżej” i „poniżej” płaszczyzny wiązania σ. Weźmy na przykład etylen, acetylen i benzen.

W cząsteczce etylenu C 2 H 4 występuje wiązanie podwójne CH 2 = CH 2, jego wzór elektroniczny: H:C::C:H. Jądra wszystkich atomów etylenu znajdują się w tej samej płaszczyźnie. Trzy chmury elektronów każdego atomu węgla tworzą trzy wiązania kowalencyjne z innymi atomami w tej samej płaszczyźnie (z kątami między nimi około 120°). Chmura czwartego elektronu walencyjnego atomu węgla znajduje się powyżej i poniżej płaszczyzny cząsteczki. Takie chmury elektronów obu atomów węgla, częściowo zachodzące na siebie powyżej i poniżej płaszczyzny cząsteczki, tworzą drugie wiązanie pomiędzy atomami węgla. Pierwsze, silniejsze wiązanie kowalencyjne między atomami węgla nazywa się wiązaniem σ; drugie, słabsze wiązanie kowalencyjne nazywa się wiązaniem -.

W liniowej cząsteczce acetylenu

N-S≡S-N (N: S::: S: N)

Istnieją wiązania σ pomiędzy atomami węgla i wodoru, jedno wiązanie σ pomiędzy dwoma atomami węgla i dwa wiązania σ pomiędzy tymi samymi atomami węgla. Dwa wiązania - znajdują się nad sferą działania wiązania σ w dwóch wzajemnie prostopadłych płaszczyznach.

Wszystkie sześć atomów węgla cyklicznej cząsteczki benzenu C6H6 leży w tej samej płaszczyźnie. Pomiędzy atomami węgla w płaszczyźnie pierścienia występują wiązania σ; Każdy atom węgla ma takie same wiązania z atomami wodoru. Atomy węgla wydają trzy elektrony, aby utworzyć te wiązania. Chmury czwartych elektronów walencyjnych atomów węgla, w kształcie ósemek, są rozmieszczone prostopadle do płaszczyzny cząsteczki benzenu. Każda taka chmura pokrywa się w równym stopniu z chmurami elektronów sąsiadujących atomów węgla. W cząsteczce benzenu nie powstają trzy oddzielne wiązania, ale jedno -układ elektroniczny sześciu elektronów wspólnych dla wszystkich atomów węgla. Wiązania między atomami węgla w cząsteczce benzenu są dokładnie takie same.

Przykłady substancji z wiązaniami kowalencyjnymi

Proste wiązanie kowalencyjne łączy atomy w cząsteczkach prostych gazów (H 2, Cl 2 itp.) i związków (H 2 O, NH 3, CH 4, CO 2, HCl itp.). Związki z wiązaniem donor-akceptor - amon NH 4 +, anion tetrafluoroboranowy BF 4 - itp. Związki z wiązaniem semipolarnym - podtlenek azotu N 2 O, O - -PCl 3 +.

Kryształy z wiązaniami kowalencyjnymi są dielektrykami lub półprzewodnikami. Typowe przykłady kryształy atomowe (atomami połączonymi wiązaniami kowalencyjnymi (atomowymi) mogą być diament, german i krzem.

Jedyny znana osoba substancją, której przykładem jest wiązanie kowalencyjne pomiędzy metalem i węglem, jest cyjanokobalamina, znana jako witamina B12.

Wiązanie jonowe- bardzo silne wiązanie chemiczne powstające pomiędzy atomami o dużej różnicy (> 1,5 w skali Paulinga) elektroujemności, w którym wspólna para elektronów zostaje całkowicie przeniesiona na atom o większej elektroujemności. Jest to przyciąganie jonów jako ciał o przeciwnych ładunkach . Przykładem jest związek CsF, w którym „stopień jonowości” wynosi 97%. Rozważmy metodę tworzenia na przykładzie chlorku sodu NaCl. Konfigurację elektronową atomów sodu i chloru można przedstawić jako: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Ćw 1s2 2s2 2p6 3s2 3р5. Są to atomy o niepełnym poziomie energii. Oczywiście, aby je uzupełnić, łatwiej jest atomowi sodu oddać jeden elektron niż zyskać siedem, natomiast atomowi chloru łatwiej jest zyskać jeden elektron niż oddać siedem. Podczas interakcji chemicznej atom sodu całkowicie oddaje jeden elektron, a atom chloru go przyjmuje. Schematycznie można to zapisać w następujący sposób: Na. - l e -> Na+ jon sodu, stabilna ośmioelektronowa powłoka 1s2 2s2 2p6 ze względu na drugą poziom energii. :Cl + 1е --> .Cl - jon chloru, stabilna powłoka ośmioelektronowa. Pomiędzy jonami Na+ i Cl- powstają elektrostatyczne siły przyciągania, w wyniku czego powstaje związek. Wiązanie jonowe jest skrajnym przypadkiem polaryzacji polarnego wiązania kowalencyjnego. Powstał pomiędzy typowym metalem i niemetalem. W tym przypadku elektrony z metalu są całkowicie przenoszone na niemetal. Tworzą się jony.

Jeżeli pomiędzy atomami, które mają bardzo dużą różnicę elektroujemności (EO > 1,7 według Paulinga) powstaje wiązanie chemiczne, wówczas wspólna para elektronów zostaje całkowicie przeniesiona do atomu o wyższym EO. Wynikiem tego jest powstanie związku przeciwnie naładowanych jonów:

Pomiędzy powstałymi jonami zachodzi przyciąganie elektrostatyczne, które nazywa się wiązaniem jonowym. A raczej ten wygląd jest wygodny. W rzeczywistości wiązanie jonowe między atomami w czystej postaci nie występuje nigdzie lub prawie nigdzie; zwykle w rzeczywistości wiązanie ma charakter częściowo jonowy, a częściowo kowalencyjny. Jednocześnie wiązanie złożonych jonów molekularnych często można uznać za czysto jonowe. Najważniejsze różnice między wiązaniami jonowymi a innymi typami wiązań chemicznych to bezkierunkowość i brak nasycenia. Dlatego kryształy powstałe w wyniku wiązań jonowych grawitują w kierunku różnych gęstych upaków odpowiednich jonów.

Charakterystyka Związki takie charakteryzują się dobrą rozpuszczalnością w rozpuszczalnikach polarnych (woda, kwasy itp.). Dzieje się tak z powodu naładowanych części cząsteczki. W tym przypadku dipole rozpuszczalnika przyciągają się do naładowanych końców cząsteczki, w wyniku czego Ruch Browna, „rozerwać” cząsteczkę substancji na kawałki i otoczyć je, uniemożliwiając ich ponowne połączenie. Rezultatem są jony otoczone dipolami rozpuszczalnika.

Podczas rozpuszczania takich związków zwykle uwalniana jest energia, ponieważ całkowita energia utworzonych wiązań rozpuszczalnik-jon jest większa niż energia wiązania anion-kation. Wyjątki obejmują wiele soli kwas azotowy(azotany), które po rozpuszczeniu absorbują ciepło (roztwory schładzają się). Ostatni fakt wyjaśnione w oparciu o prawa obowiązujące w chemii fizycznej.

Ryż. 2.1. Powstawaniu cząsteczek z atomów towarzyszy redystrybucja elektronów orbitali walencyjnych i prowadzi do przyrost energii, ponieważ energia cząsteczek okazuje się mniejsza niż energia nieoddziałujących atomów. Rysunek pokazuje schemat tworzenia niepolarnego kowalencyjnego wiązania chemicznego między atomami wodoru.

§2 Wiązanie chemiczne

W normalnych warunkach stan molekularny jest bardziej stabilny niż stan atomowy (ryc. 2.1). Powstawaniu cząsteczek z atomów towarzyszy redystrybucja elektronów na orbitali walencyjnych i prowadzi do przyrostu energii, ponieważ energia cząsteczek jest mniejsza niż energia nieoddziałujących atomów(Załącznik 3). Siły utrzymujące atomy w cząsteczkach nazywane są zbiorczo wiązanie chemiczne.

Wiązanie chemiczne między atomami realizowane jest za pomocą elektronów walencyjnych i ma charakter elektryczny . Istnieją cztery główne typy wiązań chemicznych: kowalencyjny,joński,metal I wodór.

1 Wiązanie kowalencyjne

Wiązanie chemiczne utworzone przez pary elektronów nazywa się atomowym lub kowalencyjnym . Związki z wiązaniami kowalencyjnymi nazywane są atomowymi lub kowalencyjnymi .

Kiedy powstaje wiązanie kowalencyjne, następuje nakładanie się chmur elektronów oddziałujących atomów, czemu towarzyszy uwolnienie energii (ryc. 2.1). W tym przypadku pomiędzy dodatnio naładowanymi jądrami atomowymi pojawia się chmura o zwiększonej gęstości ładunku ujemnego. Ze względu na działanie sił przyciągania Coulomba pomiędzy różnymi ładunkami, wzrost gęstości ładunku ujemnego sprzyja łączeniu się jąder.

Wiązanie kowalencyjne tworzą niesparowane elektrony w zewnętrznych powłokach atomów . W tym przypadku powstają elektrony o przeciwnych spinach para elektronów(ryc. 2.2), wspólne dla oddziałujących atomów. Jeśli między atomami powstało jedno wiązanie kowalencyjne (jedna wspólna para elektronów), wówczas nazywa się je pojedynczym, podwójnym, podwójnym itp.

Energia jest miarą siły wiązania chemicznego. mi sv wydane na zerwanie wiązania (zysk energii podczas tworzenia związku z pojedynczych atomów). Energię tę mierzy się zwykle na 1 mol. Substancje i wyrażane są w kilodżulach na mol (kJ∙mol –1). Energia pojedynczego wiązania kowalencyjnego mieści się w przedziale 200–2000 kJmol –1.

Ryż. 2.2. Najwięcej jest wiązań kowalencyjnych forma ogólna wiązanie chemiczne powstające w wyniku współdzielenia pary elektronów poprzez mechanizm wymiany (A), gdy każdy z oddziałujących atomów dostarcza jeden elektron lub poprzez mechanizm donor-akceptor (B) gdy para elektronów jest współdzielona przez jeden atom (donor) z innym atomem (akceptor).

Wiązanie kowalencyjne ma właściwości nasycenie i centrum . Przez nasycenie wiązania kowalencyjnego rozumie się zdolność atomów do tworzenia ograniczonej liczby wiązań z sąsiadami, określonej przez liczbę ich niesparowanych elektronów walencyjnych. Kierunkowość wiązania kowalencyjnego odzwierciedla fakt, że siły utrzymujące atomy blisko siebie są skierowane wzdłuż linii prostej łączącej jądra atomowe. Oprócz, wiązanie kowalencyjne może być polarne lub niepolarne .

Gdy niepolarny W wiązaniu kowalencyjnym chmura elektronów utworzona przez wspólną parę elektronów jest rozmieszczona w przestrzeni symetrycznie względem jąder obu atomów. Niepolarne wiązanie kowalencyjne powstaje między atomami prostych substancji, na przykład między identycznymi atomami gazów, które tworzą cząsteczki dwuatomowe (O 2, H 2, N 2, Cl 2 itp.).

Gdy polarny W wiązaniu kowalencyjnym chmura elektronów wiązania jest przesunięta w stronę jednego z atomów. Tworzenie polarnych wiązań kowalencyjnych między atomami jest charakterystyczne dla substancji złożonych. Przykładem są cząsteczki lotnych związków nieorganicznych: HCl, H2O, NH3 itp.

Stopień przemieszczenia całkowitej chmury elektronów w kierunku jednego z atomów podczas tworzenia wiązania kowalencyjnego (stopień polaryzacji wiązania ) zdeterminowany głównie przez ładunek jąder atomowych i promień oddziałujących atomów .

Im większy ładunek jądra atomowego, tym silniej przyciąga ono chmurę elektronów. Jednocześnie im większy promień atomu, tym słabiej zewnętrzne elektrony są utrzymywane w pobliżu jądra atomowego. Połączony efekt tych dwóch czynników wyraża się w różnej zdolności różnych atomów do „przyciągania” chmury wiązań kowalencyjnych do siebie.

Zdolność atomu w cząsteczce do przyciągania elektronów nazywa się elektroujemnością. . Zatem elektroujemność charakteryzuje zdolność atomu do polaryzacji wiązania kowalencyjnego: im większa elektroujemność atomu, tym silniej przesunięta jest w jego stronę chmura elektronów wiązania kowalencyjnego .

Zaproponowano szereg metod ilościowego określania elektroujemności. W tym przypadku najwyraźniejsze znaczenie fizyczne ma metoda zaproponowana przez amerykańskiego chemika Roberta S. Mullikena, który określił elektroujemność  atomu jako połowę sumy jego energii mi mi powinowactwo elektronowe i energia mi I jonizacja atomu:

. (2.1)

Energia jonizacji Atom to energia, którą należy wydać, aby „wyrwać” z niego elektron i usunąć go na nieskończoną odległość. Energię jonizacji określa się poprzez fotojonizację atomów lub bombardowanie atomów elektronami przyspieszanymi w polu elektrycznym. Najmniejsza wartość energii fotonów lub elektronów, która jest wystarczająca do zjonizowania atomów, nazywana jest ich energią jonizacji mi I. Energię tę wyraża się zwykle w elektronowoltach (eV): 1 eV = 1,610 –19 J.

Atomy najchętniej oddają zewnętrzne elektrony metale, które zawierają niewielką liczbę niesparowanych elektronów (1, 2 lub 3) na zewnętrznej powłoce. Atomy te mają najniższą energię jonizacji. Zatem wielkość energii jonizacji może służyć jako miara większej lub mniejszej „metaliczności” pierwiastka: im niższa energia jonizacji, tym wyraźniejsza jest metalnieruchomości element.

W tej samej podgrupie układu okresowego pierwiastków D.I. Mendelejewa wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka maleje jego energia jonizacji (tabela 2.1), co wiąże się ze wzrostem promienia atomowego (tabela 1.2) oraz w konsekwencji z osłabieniem wiązania elektronów zewnętrznych z rdzeniem. W przypadku pierwiastków tego samego okresu energia jonizacji rośnie wraz ze wzrostem liczby atomowej. Dzieje się tak na skutek zmniejszania się promienia atomowego i wzrostu ładunku jądrowego.

Energia mi mi, który jest uwalniany, gdy elektron jest dodawany do wolnego atomu, nazywa się powinowactwo elektronowe(również wyrażone w eV). Uwalnianie (a nie pochłanianie) energii, gdy naładowany elektron przyłącza się do niektórych neutralnych atomów, można wytłumaczyć faktem, że najbardziej stabilne atomy w przyrodzie to te z wypełnionymi powłokami zewnętrznymi. Dlatego w przypadku atomów, których powłoki są „trochę niewypełnione” (tj. Przed wypełnieniem brakuje 1, 2 lub 3 elektronów), energetycznie korzystne jest przyłączenie elektronów do siebie, zamieniając się w ujemnie naładowane jony 1. Do takich atomów należą na przykład atomy halogenu (tabela 2.1) - elementy siódmej grupy (głównej podgrupy) układu okresowego D.I. Powinowactwo elektronowe atomów metali jest zwykle zerowe lub ujemne, tj. Przyłączanie dodatkowych elektronów jest dla nich energetycznie niekorzystne; do utrzymania ich wewnątrz atomów wymagana jest dodatkowa energia. Powinowactwo elektronowe atomów niemetalu jest zawsze dodatnie i im większe, tym bliżej niemetalu znajduje się gaz szlachetny (obojętny) w układzie okresowym. Oznacza to wzrost właściwości niemetaliczne gdy zbliżamy się do końca okresu.

Z tego wszystkiego, co zostało powiedziane, jasne jest, że elektroujemność (2.1) atomów rośnie w kierunku od lewej do prawej dla elementów każdego okresu i maleje w kierunku od góry do dołu dla pierwiastków tej samej grupy okresowego Mendelejewa system. Nietrudno jednak zrozumieć, że dla scharakteryzowania stopnia polarności wiązania kowalencyjnego między atomami istotna jest nie bezwzględna wartość elektroujemności, ale stosunek elektroujemności atomów tworzących wiązanie. Dlatego w praktyce wykorzystują względne wartości elektroujemności(Tabela 2.1), przyjmując elektroujemność litu jako jedność.

Aby scharakteryzować polarność kowalencyjnego wiązania chemicznego, wykorzystuje się różnicę względnej elektroujemności atomów. Zazwyczaj wiązanie między atomami A i B uważa się za czysto kowalencyjne, jeśli |  A – B|0,5.