Enotna teorija kemijske vezi ni, kemijske vezi so konvencionalno razdeljene na kovalentne (univerzalna vrsta vezi), ionske (poseben primer kovalentne vezi), kovinske in vodikove.

Kovalentna vez

Tvorba kovalentne vezi je možna s tremi mehanizmi: izmenjalni, donorsko-akceptorski in dativni (Lewis).

Glede na presnovni mehanizem Nastanek kovalentne vezi nastane zaradi delitve skupnih elektronskih parov. V tem primeru si vsak atom prizadeva pridobiti lupino inertnega plina, tj. pridobite zaključeno zunanjo energetsko raven. Nastanek kemijske vezi po vrsti izmenjave je prikazan z uporabo Lewisovih formul, v katerih je vsak valenčni elektron atoma predstavljen s pikami (slika 1).

riž. 1 Nastanek kovalentne vezi v molekuli HCl z izmenjalnim mehanizmom

Z razvojem teorije atomske zgradbe in kvantne mehanike nastanek kovalentne vezi predstavljamo kot prekrivanje elektronskih orbital (slika 2).

riž. 2. Nastanek kovalentne vezi zaradi prekrivanja elektronskih oblakov

Večje kot je prekrivanje atomskih orbital, močnejša je vez, krajša je dolžina vezi in večja je energija vezi. Kovalentna vez lahko nastanejo zaradi prekrivanja različnih orbital. Zaradi prekrivanja s-s, s-p orbital, pa tudi d-d, p-p, d-p orbital s stranskimi režnji pride do tvorbe vezi. Vez nastane pravokotno na premico, ki povezuje jedra 2 atomov. Ena in ena vez sta sposobni tvoriti večkratno (dvojno) kovalentno vez, značilno za organske snovi razreda alkenov, alkadienov itd. Ena in dve vezi tvorita večkratno (trojno) kovalentno vez, značilno za organske snovi razreda alkinov (acetilenov).

Tvorba kovalentne vezi s donorsko-akceptorski mehanizem Poglejmo primer amonijevega kationa:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Atom dušika ima prosti osamljeni par elektronov (elektroni niso vključeni v tvorbo kemičnih vezi znotraj molekule), vodikov kation pa ima prosto orbitalo, zato sta donor in akceptor elektronov.

Oglejmo si dativni mehanizem tvorbe kovalentne vezi na primeru molekule klora.

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

Atom klora ima tako prosti osamljeni par elektronov kot prazne orbitale, zato lahko kaže tako lastnosti darovalca kot akceptorja. Zato, ko nastane molekula klora, en atom klora deluje kot donor, drugi pa kot akceptor.

Glavni značilnosti kovalentne vezi so: nasičenost (nasičene vezi nastanejo, ko atom nase veže toliko elektronov, kolikor mu dopuščajo valenčne sposobnosti; nenasičene vezi nastanejo, ko je število pripetih elektronov manjše od valenčnih zmožnosti atoma); usmerjenost (ta vrednost je povezana z geometrijo molekule in konceptom "veznega kota" - kota med vezmi).

Ionska vez

Ni spojin s čisto ionsko vezjo, čeprav to razumemo kot kemično vezano stanje atomov, v katerem se ustvari stabilno elektronsko okolje atoma, ko popoln prehod skupna elektronska gostota na atom bolj elektronegativnega elementa. Ionska vez je mogoča le med atomi elektronegativnih in elektropozitivnih elementov, ki so v stanju nasprotno nabitih ionov – kationov in anionov.

OPREDELITEV

Ion so električno nabiti delci, ki nastanejo z odstranitvijo ali dodajanjem elektrona atomu.

Pri prenosu elektrona atomi kovine in nekovine težijo k oblikovanju stabilne konfiguracije elektronske lupine okoli svojega jedra. Atom nekovine ustvari lupino naslednjega inertnega plina okoli svojega jedra, atom kovine pa ustvari lupino prejšnjega inertnega plina (slika 3).

riž. 3. Tvorba ionske vezi na primeru molekule natrijevega klorida

Molekule, v katerih čista oblika obstaja ionska vez najdemo v parnem stanju snovi. Ionska vez je zelo močna, zato imajo snovi s to vezjo visoko tališče. Za razliko od kovalentnih vezi za ionske vezi ni značilna usmerjenost in nasičenost, saj električno polje, ki ga ustvarjajo ioni, zaradi sferične simetrije deluje enako na vse ione.

Kovinska povezava

Kovinska vez se realizira samo v kovinah - to je interakcija, ki drži kovinske atome v eni sami rešetki. Pri tvorbi vezi sodelujejo samo valenčni elektroni kovinskih atomov, ki pripadajo njenemu celotnemu volumnu. V kovinah se elektroni nenehno odvajajo od atomov in se premikajo po celotni masi kovine. Kovinski atomi, prikrajšani za elektrone, se spremenijo v pozitivno nabite ione, ki težijo k sprejemanju premikajočih se elektronov. Ta neprekinjen proces tvori tako imenovani "elektronski plin" znotraj kovine, ki trdno veže vse kovinske atome skupaj (slika 4).

Kovinska vez je močna, zato je za kovine značilno visoko tališče, prisotnost "elektronskega plina" pa daje kovinam kovnost in duktilnost.

Vodikova vez

Vodikova vez je specifična medmolekulska interakcija, saj njegov pojav in moč sta odvisna od kemična narava snovi. Nastane med molekulami, v katerih je atom vodika vezan na atom z visoko elektronegativnostjo (O, N, S). Pojav vodikove vezi je odvisen od dveh razlogov: prvič, vodikov atom, povezan z elektronegativnim atomom, nima elektronov in se zlahka vključi v elektronske oblake drugih atomov, in drugič, ker ima valenčno s-orbitalo, atom vodika je sposoben sprejeti osamljeni par elektronov elektronegativnega atoma in z njim tvoriti vez preko donorsko-akceptorskega mehanizma.

Kovalentna vez(iz latinskega "co" skupaj in "vales", ki ima moč) se izvaja zaradi elektronskega para, ki pripada obema atomoma. Nastane med nekovinskimi atomi.

Elektronegativnost nekovin je precej visoka, tako da je med kemijsko interakcijo dveh atomov nekovin popoln prenos elektronov z enega na drugega (kot v primeru) nemogoč. V tem primeru je za dokončanje potrebno združevanje elektronov.

Kot primer razpravljajmo o interakciji atomov vodika in klora:

H 1s 1 - en elektron

Cl 1s 2 2s 2 2 str 6 3 s 2 3 p5 - sedem elektronov na zunanjem nivoju

Vsakemu od obeh atomov manjka en elektron, da bi imel popolno zunanjo lupino elektronov. In vsak od atomov dodeli en elektron "za skupno uporabo." Tako je pravilo okteta izpolnjeno. To je najbolje predstavljeno z uporabo Lewisovih formul:

Tvorba kovalentne vezi

Skupni elektroni zdaj pripadajo obema atomoma. Atom vodika ima dva elektrona (lastni in skupni elektron atoma klora), atom klora pa osem elektronov (lastni in skupni elektron atoma vodika). Ta dva skupna elektrona tvorita kovalentno vez med atomoma vodika in klora. Delec, ki nastane z vezavo dveh atomov, se imenuje molekula.

Nepolarna kovalentna vez

Med dvema lahko nastane tudi kovalentna vez enaka atomi. Na primer:

Ta diagram pojasnjuje, zakaj vodik in klor obstajata kot dvoatomni molekuli. Zahvaljujoč združevanju in delitvi dveh elektronov je mogoče izpolniti pravilo okteta za oba atoma.

Poleg enojnih vezi lahko nastane dvojna ali trojna kovalentna vez, kot na primer v molekulah kisika O 2 ali dušika N 2. Atomi dušika imajo pet valenčnih elektronov, zato so potrebni še trije elektroni za dokončanje lupine. To se doseže z deljenjem treh parov elektronov, kot je prikazano spodaj:

Kovalentne spojine so običajno plini, tekočine ali razmeroma nizko tališče trdne snovi. Ena redkih izjem je diamant, ki se tali nad 3500 °C. To je razloženo s strukturo diamanta, ki je neprekinjena mreža kovalentno vezanih ogljikovih atomov in ne skupek posameznih molekul. Pravzaprav je vsak kristal diamanta, ne glede na njegovo velikost, ena ogromna molekula.

Kovalentna vez nastane, ko se združita elektrona dveh nekovinskih atomov. Nastalo strukturo imenujemo molekula.

Polarna kovalentna vez

V večini primerov imata dva kovalentno vezana atoma drugačen elektronegativnost in skupni elektroni ne pripadajo enakovredno dvema atomoma. Večino časa so bližje enemu atomu kot drugemu. V molekuli vodikovega klorida so na primer elektroni, ki tvorijo kovalentno vez, bližje atomu klora, ker je njegova elektronegativnost višja od elektronegativnosti vodika. Vendar pa razlika v sposobnosti privabljanja elektronov ni dovolj velika, da bi prišlo do popolnega prenosa elektronov z atoma vodika na atom klora. Zato lahko vez med atomi vodika in klora obravnavamo kot križanec med ionsko vezjo (popoln prenos elektrona) in nepolarno kovalentno vezjo (simetrična razporeditev para elektronov med dvema atomoma). Delni naboj na atomih je označen z grško črko δ. Ta povezava se imenuje polarni kovalentni vez, za molekulo vodikovega klorida pa pravimo, da je polarna, to pomeni, da ima pozitivno nabit konec (vodikov atom) in negativno nabit konec (klorov atom).

V spodnji tabeli so navedene glavne vrste vezi in primeri snovi:

Izmenjevalni in donorsko-akceptorski mehanizem tvorbe kovalentne vezi

1) Menjalni mehanizem. Vsak atom prispeva en neparni elektron k skupnemu elektronskemu paru.

2) Donorsko-akceptorski mehanizem. En atom (donor) zagotavlja elektronski par, drugi atom (akceptor) pa zagotavlja prazno orbitalo za ta par.

Zahvaljujoč kateri nastanejo molekule anorganskih in organskih snovi. Kemična vez nastane zaradi interakcije električnih polj, ki jih ustvarjajo jedra in elektroni atomov. Zato je nastanek kovalentne kemične vezi povezan z električno naravo.

Kaj je povezava

Ta izraz se nanaša na rezultat delovanja dveh ali več atomov, ki povzroči nastanek močnega poliatomskega sistema. Glavne vrste kemičnih vezi nastanejo, ko se energija reagirajočih atomov zmanjša. V procesu nastajanja vezi poskušajo atomi dokončati svojo elektronsko ovojnico.

Vrste komunikacije

V kemiji poznamo več vrst vezi: ionske, kovalentne, kovinske. Kovalentne kemične vezi so dve vrsti: polarne in nepolarne.

Kakšen je mehanizem za njegov nastanek? Kovalentna nepolarna kemična vez nastane med atomi enakih nekovin, ki imajo enako elektronegativnost. V tem primeru nastanejo skupni elektronski pari.

Nepolarna vez

Primeri molekul, ki imajo nepolarno kovalentno kemično vez, vključujejo halogene, vodik, dušik in kisik.

To povezavo je leta 1916 prvi odkril ameriški kemik Lewis. Sprva je postavil hipotezo, ki je bila potrjena šele po eksperimentalni potrditvi.

Kovalentna kemična vez je povezana z elektronegativnostjo. Za nekovine ima visoko vrednost. Med kemijsko interakcijo atomov prenos elektronov iz enega atoma v drugega ni vedno mogoč, zato se združijo; Med atomi se pojavi prava kovalentna kemična vez. 8. razred redni šolski kurikulum vključuje podrobno obravnavo več vrst komunikacije.

Snovi, ki imajo v normalnih pogojih to vrsto vezi, so tekočine, plini in trdne snovi z nizkim tališčem.

Vrste kovalentne vezi

Poglejmo si podrobneje to vprašanje. Katere so vrste kemičnih vezi? Kovalentne vezi obstajajo v menjalni in donorsko-akceptorski različici.

Za prvo vrsto je značilno darovanje enega nesparjenega elektrona s strani vsakega atoma za tvorbo skupne elektronske vezi.

Elektroni, združeni v skupno vez, morajo imeti nasprotne vrtljaje. Kot primer te vrste kovalentne vezi razmislite o vodiku. Ko se njegovi atomi približajo, njihovi elektronski oblaki prodrejo drug v drugega, kar v znanosti imenujemo prekrivanje elektronskih oblakov. Zaradi tega se elektronska gostota med jedri poveča, energija sistema pa se zmanjša.

Na minimalni razdalji se jedra vodika odbijajo, kar povzroči določeno optimalno razdaljo.

V primeru donorske akceptorske vrste kovalentne vezi ima en delec elektrone in se imenuje donor. Drugi delec ima prosto celico, v kateri se bo nahajal par elektronov.

Polarne molekule

Kako nastanejo kovalentne polarne kemične vezi? Pojavijo se v situacijah, ko imajo vezani atomi nekovin različno elektronegativnost. IN podobnih primerih skupni elektroni se nahajajo bližje atomu z višjo vrednostjo elektronegativnosti. Kot primer kovalentne polarne vezi lahko upoštevamo vezi, ki nastanejo v molekuli vodikovega bromida. Tu so javni elektroni, ki so odgovorni za tvorbo kovalentne vezi, bližje bromu kot vodiku. Razlog za ta pojav je, da ima brom večjo elektronegativnost kot vodik.

Metode za določanje kovalentnih vezi

Kako definirati kovalentne polarne kemijske vezi? Če želite to narediti, morate poznati sestavo molekul. Če vsebuje atome različne elemente, je v molekuli polarna kovalentna vez. Nepolarne molekule vsebujejo atome enega kemičnega elementa. Med ponujenimi nalogami v sklopu šolski tečaj kemije obstajajo tudi takšni, ki vključujejo identifikacijo vrste povezave. Naloge te vrste so vključene v naloge zaključnega certificiranja iz kemije v 9. razredu, pa tudi v teste enotnega državnega izpita iz kemije v 11. razredu.

Ionska vez

Kakšna je razlika med kovalentnimi in ionskimi kemičnimi vezmi? Če je kovalentna vez značilna za nekovine, potem nastane ionska vez med atomi, ki imajo pomembne razlike z elektronegativnostjo. To je na primer značilno za spojine elementov prve in druge skupine glavnih podskupin PS (alkalijske in zemeljskoalkalijske kovine) ter elemente 6. in 7. skupine glavnih podskupin periodnega sistema (halkogeni in halogeni ).

Nastane kot posledica elektrostatične privlačnosti ionov z nasprotnimi naboji.

Značilnosti ionske vezi

Ker so polja nasprotno nabitih ionov enakomerno porazdeljena v vse smeri, lahko vsak od njih privlači delce nasprotnega predznaka. To je značilno za neusmerjenost ionske vezi.

Interakcija dveh ionov z nasprotnimi predznaki ne pomeni popolne medsebojne kompenzacije posameznih polj sile. To pomaga ohranjati sposobnost privabljanja ionov v druge smeri, zato opazimo nenasičenost ionske vezi.

V ionski spojini ima vsak ion sposobnost, da k sebi pritegne številne druge nasprotnega predznaka, da tvorijo kristalno mrežo ionske narave. V takem kristalu ni molekul. Vsak ion je v snovi obdan z določenim številom ionov različnega predznaka.

Kovinska povezava

Ta vrsta kemična vez ima določene posamezne značilnosti. Kovine imajo presežek valenčnih orbital in pomanjkanje elektronov.

Ko se posamezni atomi združijo, se njihove valenčne orbitale prekrivajo, kar olajša prosto gibanje elektronov iz ene orbitale v drugo, kar ustvarja vez med vsemi kovinskimi atomi. Ti prosti elektroni so glavna značilnost kovinske vezi. Nima nasičenosti in usmerjenosti, saj so valenčni elektroni enakomerno porazdeljeni po kristalu. Prisotnost prostih elektronov v kovinah pojasnjuje nekatere njihove fizikalne lastnosti: kovinski lesk, duktilnost, kovnost, toplotno prevodnost, motnost.

Vrsta kovalentne vezi

Nastane med atomom vodika in elementom, ki ima visoko elektronegativnost. Obstajajo intra- in medmolekularne vodikove vezi. Ta vrsta kovalentne vezi je najšibkejša; nastane zaradi delovanja elektrostatičnih sil. Vodikov atom ima majhen polmer in ko se ta en elektron premakne ali odda, postane vodik pozitiven ion, ki deluje na atom z visoko elektronegativnostjo.

Med značilnimi lastnostmi kovalentne vezi so: nasičenost, usmerjenost, polarizabilnost, polarnost. Vsak od teh indikatorjev ima poseben pomen za spojino, ki se tvori. Na primer, usmerjenost je določena z geometrijsko obliko molekule.

Kovalentna vez(atomska vez, homeopolarna vez) – kemična vez, ki nastane s prekrivanjem (socializacijo) paravalentnih elektronskih oblakov. Elektronski oblaki (elektroni), ki zagotavljajo komunikacijo, se imenujejo skupni elektronski par.

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 - dvoatomna molekula je sestavljena iz različnih atomov kemični elementi in skupni elektronski oblak se premakne proti enemu od atomov, s čimer nastane asimetrija porazdelitve električni naboj 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.

Izobraževalne komunikacije

Kovalentno vez tvori par elektronov, ki si ga delita dva atoma, ti elektroni pa morajo zasedati dve stabilni orbitali, eno iz vsakega atoma.

A + + B → A: B

Kot rezultat socializacije elektroni tvorijo napolnjen energijski nivo. Vez nastane, če je njuna skupna energija na tej ravni manjša kot v začetnem stanju (in razlika v energiji ne bo nič več kot energija vezi).

Polnjenje atomskih (ob robovih) in molekularnih (v sredini) orbital v molekuli H 2 z elektroni. Navpična os ustreza ravni energije, elektroni so označeni s puščicami, ki odražajo njihove vrtljaje.

Po teoriji molekularnih orbital vodi prekrivanje dveh atomskih orbital v najpreprostejšem primeru do nastanka dveh molekularnih orbital (MO): povezovanje MO in proti vezavi (rahljanje) MO. Skupni elektroni se nahajajo na veznem MO z nižjo energijo.

Vrste kovalentne vezi

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

1. Enostavna 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, saj si atomi, ki tvorijo vez, enako lastijo skupen elektronski par. Ta povezava se imenuje nepolarna kovalentna vez. Enostavne snovi imajo takšno povezavo, na primer: O 2, N 2, Cl 2. Toda ne samo nekovine iste vrste lahko tvorijo kovalentno nepolarna vez. Kovalentno nepolarno vez lahko tvorijo tudi nekovinski elementi, katerih elektronegativnost je enako pomembna, na primer v molekuli PH 3 je vez kovalentna nepolarna, saj je EO vodika enak EO fosforja.

· Če sta atoma različna, je stopnja posesti skupnega para elektronov določena z razliko v elektronegativnosti atomov. Atom z večjo elektronegativnostjo močneje pritegne k sebi par veznih elektronov in njegov pravi naboj postane negativen. Atom z manjšo elektronegativnostjo pridobi v skladu s tem pozitivni naboj enake velikosti. Če spojina nastane med dvema različnima nekovinama, se taka spojina imenuje kovalentna polarna vez.

2. Donorsko-akceptorska vez. Za tvorbo te vrste kovalentne vezi oba elektrona zagotovi eden od atomov - darovalec. Drugi od atomov, ki sodelujejo pri tvorbi vezi, se imenuje akceptor. V nastali molekuli se formalni naboj donorja poveča za ena, formalni naboj akceptorja pa zmanjša za ena.

3. Semipolarna povezava. Lahko se šteje za polarno donorsko-akceptorsko vez. Ta vrsta kovalentne vezi nastane med atomom z enim parom elektronov (dušik, fosfor, žveplo, halogeni itd.) in atomom z dvema nesparjenima elektronoma (kisik, žveplo). Tvorba semipolarne vezi poteka v dveh fazah:

1. Prenos enega elektrona z atoma z osamljenim parom elektronov na atom z dvema nesparjenima elektronoma. Posledično se atom z osamljenim parom elektronov spremeni v radikalni kation (pozitivno nabit delec z nesparjenim elektronom), atom z dvema nesparjenima elektronoma pa v radikalni anion (negativno nabit delec z nesparjenim elektronom). .

2. Delitev neparnih elektronov (kot v primeru preproste kovalentne vezi).

Ko nastane semipolarna vez, atom z osamljenim parom elektronov poveča svoj formalni naboj za enega, atom z dvema neparnima elektronoma pa zmanjša svoj formalni naboj za enega.

σ vez in π vez

Sigma (σ)-, pi (π)-vezi - približen opis vrst kovalentnih vezi v molekulah razne povezave Za σ-vez je značilno, da je gostota elektronskega oblaka največja vzdolž osi, ki povezuje jedra atomov. Ko nastane -vez, pride do tako imenovanega stranskega prekrivanja elektronskih oblakov, gostota elektronskega oblaka pa je največja »nad« in »pod« ravnino σ-vezi. Za primer vzemimo 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; druga, manj močna kovalentna vez se imenuje -vez.

V linearni molekuli acetilena

N-S≡S-N (N:S:::S:N)

Med atomi ogljika in vodika obstajajo vezi σ, med dvema atomoma ogljika ena vez σ in med istima atomoma ogljika dve vezi σ. Dve -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 -vezi, ampak ena sama -elektronski sistemšestih elektronov, ki so skupni vsem ogljikovim atomom. Vezi med ogljikovimi atomi v molekuli benzena so popolnoma enake.

Primeri snovi s kovalentnimi vezmi

Preprosta kovalentna vez povezuje atome v molekulah enostavnih plinov (H 2, Cl 2 itd.) in spojin (H 2 O, NH 3, CH 4, CO 2, HCl itd.). Spojine z donorsko-akceptorsko vezjo - amonijev NH 4 +, tetrafluoroboratni anion BF 4 - in druge spojine s semipolarno vezjo - dušikov oksid N 2 O, O - -PCl 3 +.

Kristali s kovalentnimi vezmi so dielektriki ali polprevodniki. Tipični primeri atomski kristali (atomi, v katerih so med seboj povezani s kovalentnimi (atomskimi) vezmi, so lahko diamant, germanij in silicij.

Edini znana oseba snov s primerom kovalentne vezi med kovino in ogljikom je cianokobalamin, znan kot vitamin B12.

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 lupina 1s2 2s2 2p6 zaradi druge raven energije. :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 kemična vez med atomi, ki imajo zelo veliko razliko v elektronegativnosti (EO > 1,7 po Paulingu), potem se skupni elektronski par v celoti prenese 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 vez v resnici deloma ionska in deloma kovalentna. 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 posledično Brownovo gibanje, molekulo snovi »raztrgajo« 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. Izjeme so številne soli dušikova kislina(nitrati), ki pri raztapljanju absorbirajo toploto (raztopine se ohladijo). Zadnje dejstvo razložiti na podlagi zakonov, ki jih obravnava fizikalna kemija.

riž. 2.1. Nastajanje molekul iz atomov spremlja prerazporeditev elektronov valenčnih orbital in vodi do pridobivanje energije, saj se izkaže, da je energija molekul manjša od energije neinteragirajočih atomov. Slika prikazuje diagram nastanka nepolarne kovalentne kemijske vezi med atomi vodika.

§2 Kemična vez

V normalnih pogojih je molekularno stanje stabilnejše od atomskega (slika 2.1). Nastanek molekul iz atomov spremlja prerazporeditev elektronov v valenčnih orbitalah in vodi do povečanja energije, saj je energija molekul manjša od energije atomov, ki ne delujejo(priloga 3). Sile, ki držijo atome v molekulah, imenujemo skupno kemična vez.

Kemično vez med atomi izvajajo valenčni elektroni in je električne narave . Obstajajo štiri glavne vrste kemičnih vezi: kovalentna,ionski,kovina in vodik.

1 Kovalentna vez

Kemična vez, ki jo izvajajo elektronski pari, se imenuje atomska ali kovalentna . Spojine s kovalentnimi vezmi imenujemo atomske ali kovalentne .

Ko pride do kovalentne vezi, pride do prekrivanja elektronskih oblakov medsebojno delujočih atomov, ki ga spremlja sproščanje energije (slika 2.1). V tem primeru se med pozitivno nabitimi atomskimi jedri pojavi oblak s povečano gostoto negativnega naboja. Zaradi delovanja Coulombovih sil privlačnosti med različnimi naboji, povečanje gostote negativnega naboja spodbuja združevanje jeder.

Kovalentno vez tvorijo nesparjeni elektroni v zunanjih lupinah atomov . V tem primeru nastanejo elektroni z nasprotnimi spini elektronski par(sl. 2.2), ki je skupna medsebojno delujočim atomom. Če je med atomi nastala ena kovalentna vez (en skupni elektronski par), potem se imenuje enojna, dvojna, dvojna itd.

Energija je merilo za moč kemične vezi. E sv porabi za prekinitev vezi (pridobitev energije pri tvorbi spojine iz posameznih atomov). Ta energija se običajno meri na 1 mol. snovi in so izraženi v kilodžulih na mol (kJ∙mol –1). Energija enojne kovalentne vezi je v območju 200–2000 kJmol –1.

riž. 2.2. Kovalentna vez je največ splošni pogled kemična vez, ki nastane zaradi delitve elektronskega para prek mehanizma izmenjave (A), ko vsak od medsebojno delujočih atomov dovaja en elektron, ali prek donorno-akceptorskega mehanizma (b), ko se elektronski par prenese za skupno uporabo z enega atoma (donor) na drug atom (akceptor).

Kovalentna vez ima lastnosti nasičenost in fokus . Nasičenost kovalentne vezi razumemo kot sposobnost atomov, da tvorijo omejeno število vezi s svojimi sosedi, ki jih določa število njihovih neparnih valenčnih elektronov. Usmerjenost kovalentne vezi odraža dejstvo, da so sile, ki držijo atome drug blizu drugega, usmerjene vzdolž ravne črte, ki povezuje atomska jedra. Poleg tega kovalentna vez je lahko polarna ali nepolarna .

V primeru nepolarni Pri kovalentni vezi je elektronski oblak, ki ga tvori skupni par elektronov, porazdeljen v prostoru simetrično glede na jedra obeh atomov. Nepolarna kovalentna vez nastane med atomi preprostih snovi, na primer med enakimi atomi plinov, ki tvorijo dvoatomske molekule (O 2, H 2, N 2, Cl 2 itd.).

V primeru polarni Pri kovalentni vezi je elektronski oblak vezi premaknjen proti enemu od atomov. Tvorba polarnih kovalentnih vezi med atomi je značilna za kompleksne snovi. Primer so molekule hlapnih anorganskih spojin: HCl, H 2 O, NH 3 itd.

Stopnja premika celotnega elektronskega oblaka proti enemu od atomov med tvorbo kovalentne vezi (stopnja polarnosti vezi ) določen predvsem z nabojem atomskih jeder in polmerom medsebojno delujočih atomov .

Večji kot je naboj atomskega jedra, močneje privlači oblak elektronov. Istočasno, večji kot je polmer atoma, šibkejši se zunanji elektroni zadržujejo v bližini atomskega jedra. Skupni učinek teh dveh dejavnikov se izraža v različni sposobnosti različnih atomov, da "potegnejo" oblak kovalentnih vezi k sebi.

Sposobnost atoma v molekuli, da k sebi pritegne elektrone, se imenuje elektronegativnost. . Tako elektronegativnost označuje sposobnost atoma, da polarizira kovalentno vez: večja ko je elektronegativnost atoma, močneje je elektronski oblak kovalentne vezi premaknjen proti njemu .

Za kvantifikacijo elektronegativnosti je bilo predlaganih več metod. V tem primeru ima najbolj jasen fizični pomen metoda, ki jo je predlagal ameriški kemik Robert S. Mulliken, ki je določil elektronegativnost  atoma kot polovico vsote njegove energije E e elektronska afiniteta in energija E i ionizacija atoma:

. (2.1)

Ionizacijska energija Atom je energija, ki jo je treba porabiti, da od njega »odtrgamo« elektron in ga odstranimo na neskončno razdaljo. Energijo ionizacije določamo s fotoionizacijo atomov ali z obstreljevanjem atomov z elektroni, pospešenimi v električnem polju. Najmanjša vrednost energije fotona ali elektrona, ki zadostuje za ionizacijo atomov, se imenuje njihova ionizacijska energija. E i. Ta energija je običajno izražena v elektronvoltih (eV): 1 eV = 1,610 –19 J.

Atomi so najbolj pripravljeni oddati zunanje elektrone kovine, ki vsebujejo majhno število neparnih elektronov (1, 2 ali 3) na zunanji lupini. Ti atomi imajo najnižjo ionizacijsko energijo. Tako lahko velikost ionizacijske energije služi kot merilo večje ali manjše »kovinskosti« elementa: nižja kot je ionizacijska energija, bolj izrazit kovinalastnosti element.

V isti podskupini periodičnega sistema elementov D. I. Mendelejeva se s povečanjem atomskega števila elementa njegova ionizacijska energija zmanjšuje (tabela 2.1), kar je povezano s povečanjem atomskega polmera (tabela 1.2) in , posledično z oslabitvijo vezi zunanjih elektronov z jedrom. Za elemente iste periode se ionizacijska energija povečuje z naraščanjem atomskega števila. To je posledica zmanjšanja atomskega polmera in povečanja jedrskega naboja.

energija E e, ki se sprosti, ko se prosti atom doda elektron, imenujemo elektronska afiniteta(izraženo tudi v eV). Sproščanje (namesto absorpcije) energije, ko se nabit elektron pritrdi na nekatere nevtralne atome, je razloženo z dejstvom, da so najbolj stabilni atomi v naravi tisti z zapolnjenimi zunanjimi lupinami. Zato je za tiste atome, katerih lupine so "malo nezapolnjene" (tj. Manjkajo 1, 2 ali 3 elektroni pred polnjenjem), energijsko ugodno, da pritrdijo elektrone nase in se spremenijo v negativno nabite ione 1. Takšni atomi vključujejo na primer atome halogena (tabela 2.1) - elemente sedme skupine (glavne podskupine) periodičnega sistema D.I. Elektronska afiniteta kovinskih atomov je običajno enaka nič ali negativna, tj. Zanje je energijsko neugodno, da prilepijo dodatne elektrone; potrebna je dodatna energija, da jih zadrži znotraj atomov. Elektronska afiniteta atomov nekovin je vedno pozitivna in tem večja, čim bližje je nekovina žlahtnemu (inertnemu) plinu v periodnem sistemu. To kaže na povečanje nekovinske lastnosti ko se bližamo koncu obdobja.

Iz vsega povedanega je razvidno, da elektronegativnost (2.1) atomov narašča v smeri od leve proti desni za elemente vsake periode in pada v smeri od zgoraj navzdol za elemente iste skupine Mendelejeve periodike. sistem. Vendar pa ni težko razumeti, da za karakterizacijo stopnje polarnosti kovalentne vezi med atomi ni pomembna absolutna vrednost elektronegativnosti, temveč razmerje med elektronegativnostmi atomov, ki tvorijo vez. zato v praksi uporabljajo relativne vrednosti elektronegativnosti(Tabela 2.1), pri čemer elektronegativnost litija vzamemo za enoto.

Za karakterizacijo polarnosti kovalentne kemične vezi se uporablja razlika v relativni elektronegativnosti atomov. Običajno se vez med atomoma A in B šteje za popolnoma kovalentno, če |  A – B|0,5.