Snovi molekularne zgradbe nastanejo s pomočjo posebna vrsta odnosov. Kovalentna vez v molekuli, polarni in nepolarni, imenovani tudi atomski. To ime izhaja iz latinskega "co" - "skupaj" in "vales" - "imeti moč". Pri tej metodi tvorbe spojin si par elektronov delita dva atoma.

Kaj so polarne in nepolarne kovalentne vezi? Če na ta način nastane nova spojina, potemsocializacija elektronskih parov. Običajno imajo takšne snovi molekularno strukturo: H 2, O 3, HCl, HF, CH 4.

Obstajajo tudi nemolekularne snovi, v katerih so atomi povezani na ta način. To so tako imenovani atomski kristali: diamant, silicijev dioksid, silicijev karbid. V njih je vsak delec povezan s štirimi drugimi, kar povzroči zelo močan kristal. Kristali z molekularno strukturo običajno niso zelo močni.

Lastnosti te metode tvorbe spojin:

• večkratnost;
• smer;
• stopnja polarnosti;
• polarizabilnost;
• seznanjanje.

Mnogokratnost je število skupnih elektronskih parov. Lahko so od enega do treh. Kisik nima dovolj elektronov, da bi zapolnil svojo lupino, zato bo dvojni. V dušikovi molekuli N2 je trojna.

Polarizabilnost - možnost tvorbe kovalentne polarne vezi in nepolarne. Poleg tega je lahko bolj ali manj polaren, bližje ionskemu ali obratno - to je lastnost stopnje polarnosti.

Usmerjenost pomeni, da se atomi nagibajo k povezovanju na tak način, da med njimi ostane čim večja elektronska gostota. O usmerjenosti je smiselno govoriti, ko sta p ali d orbitali povezani. S-orbitale so sferično simetrične, zanje so vse smeri enakovredne. V p-orbitalah je nepolarna ali polarna kovalentna vez usmerjena vzdolž njihove osi, tako da se dve »osmici« v ogliščih prekrivata. To je σ vez. Obstajajo tudi manj močne π vezi. V primeru p-orbital se "osem" orbital prekrivajo s stranskimi stranicami zunaj osi molekule. V dvojnem ali trojnem primeru p orbitale tvorijo eno vez σ, ostale pa bodo tipa π.

Konjugacija je menjavanje praštevil in mnogokratnikov, zaradi česar je molekula bolj stabilna. Ta lastnost je značilna za kompleksne organske spojine.

Vrste in metode tvorbe kemičnih vezi

Polarnost

Pomembno! Kako ugotoviti, ali so pred nami snovi z nepolarno kovalentno ali polarno vezjo? To je zelo preprosto: prvi se vedno pojavi med enakimi atomi, drugi pa med različnimi atomi, ki imajo neenako elektronegativnost.

Primeri kovalentnih nepolarnih vezi - enostavne snovi:

• vodik H2;
• dušik N2;
• kisik O 2;
• klor Cl2.

Shema tvorbe kovalentne nepolarne vezi kaže, da s kombiniranjem elektronskega para atomi težijo k dopolnitvi zunanje lupine do 8 ali 2 elektronov. Na primer, fluoru manjka en elektron do lupine z osmimi elektroni. Po nastanku skupnega elektronskega para se ta napolni. Skupna formula za snov s kovalentno nepolarna vez- dvoatomna molekula.

Polar običajno povezuje samo:

• H20;
• CH4.

Vendar obstajajo izjeme, kot je AlCl 3. Aluminij ima lastnost amfoternosti, to pomeni, da se v nekaterih spojinah obnaša kot kovina, v drugih pa kot nekovina. Razlika v elektronegativnosti v tej spojini je majhna, zato se aluminij s klorom spaja na ta način in ne po ionskem tipu.

V tem primeru molekulo tvorijo različni elementi, vendar razlika v elektronegativnosti ni tako velika, da bi se elektron popolnoma prenesel iz enega atoma v drugega, kot pri snoveh z ionsko strukturo.

Sheme za nastanek te vrste kovalentne strukture kažejo, da se elektronska gostota premakne k bolj elektronegativnemu atomu, to je, da je skupni elektronski par bližje enemu od njih kot drugemu. Deli molekule dobijo naboj, ki ga označujemo z grško črko delta. V vodikovem kloridu na primer klor postane bolj negativno nabit, vodik pa bolj pozitivno nabit. Naboj bo delen in ne celoten, kot pri ionih.

Pomembno! Polarnosti vezi ne smemo zamenjevati z molekularno polarnostjo. V metanu CH4 so na primer atomi vezani polarno, vendar je sama molekula nepolarna.

Koristen video: polarne in nepolarne kovalentne vezi

Izobraževalni mehanizem

Tvorba novih snovi se lahko pojavi z izmenjavo ali donorsko-akceptorskim mehanizmom. V tem primeru so atomske orbitale združene. Pojavi se ena ali več molekularnih orbital. Razlikujeta se po tem, da zajemata oba atoma. Tako kot atomski elektron ima lahko največ dva elektrona, njuni vrtljaji pa morajo biti tudi v različnih smereh.

Kako ugotoviti, za kateri mehanizem gre? To lahko storimo s številom elektronov v zunanjih orbitalah.

Menjava

V tem primeru je elektronski par v molekularni orbitali sestavljen iz dveh neparnih elektronov, ki pripadata vsak svojemu atomu. Vsak od njih si prizadeva zapolniti svojo zunanjo elektronsko lupino in jo narediti stabilno osem- ali dvoelektronsko. Tako običajno nastanejo snovi z nepolarno zgradbo.

Na primer, upoštevajte klorovodikova kislina HCl. Vodik ima zunanji nivo en elektron. Klor jih ima sedem. Ko zanj narišemo diagrame nastanka kovalentne strukture, bomo videli, da vsakemu od njih manjka en elektron, da bi zapolnil zunanjo lupino. Z medsebojno delitvijo elektronskega para bodo lahko dokončali zunanjo lupino. Isti princip se uporablja za tvorbo dvoatomnih molekul preprostih snovi, na primer vodika, kisika, klora, dušika in drugih nekovin.

Izobraževalni mehanizem

Donor-akceptor

V drugem primeru sta oba elektrona osamljen par in pripadata istemu atomu (donorju). Drugi (akceptor) ima prazno orbitalo.

Formula snovi s kovalentno polarno vezjo, ki je nastala na ta način, na primer amonijev ion NH 4 +. Nastane iz vodikovega iona, ki ima prazno orbitalo, in amoniaka NH3, ki vsebuje en »dodaten« elektron. Elektronski par iz amoniaka je socializiran.

Hibridizacija

Ko je elektronski par razdeljen med orbitale različne oblike, na primer s in p, nastane hibridni elektronski oblak sp. Takšne orbitale se bolj prekrivajo, zato se tesneje vežejo.

Tako sta strukturirani molekuli metana in amoniaka. V molekuli metana CH 4 bi morale nastati tri vezi v p-orbitalah in ena v s. Namesto tega se orbitala hibridizira s tremi p orbitalami, kar povzroči tri sp3 hibridne orbitale v obliki podolgovatih kapljic. To se zgodi, ker imata elektrona 2s in 2p podobno energijo, medsebojno delujeta, ko se združita z drugim atomom. Nato se lahko oblikuje hibridna orbitala. Nastala molekula ima obliko tetraedra, v njegovih ogliščih pa se nahaja vodik.

Drugi primeri snovi s hibridizacijo:

• acetilen;
• benzen;
• diamant;
• vodo.

Za ogljik je značilna sp3 hibridizacija, zato ga pogosto najdemo v organskih spojinah.

Koristen video: polarna kovalentna vez

Zaključek

Kovalentna vez, polarna ali nepolarna, je značilna za snovi z molekularno strukturo. Atomi enega elementa so nepolarno vezani, atomi različnih elementov pa so polarno vezani, vendar z nekoliko različno elektronegativnostjo. Običajno se na ta način povezujejo nekovinski elementi, vendar obstajajo izjeme, kot je aluminij.

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.

Kovalentna, ionska in kovinska so tri glavne vrste kemičnih vezi.

Spoznajmo več o kovalentna kemična vez. Razmislimo o mehanizmu njegovega nastanka. Vzemimo za primer nastanek molekule vodika:

Sferično simetričen oblak, ki ga tvori 1s elektron, obdaja jedro prostega atoma vodika. Ko se atomi približajo na določeno razdaljo, se njihove orbitale delno prekrivajo (glej sliko), posledično se med središči obeh jeder pojavi molekularni dvoelektronski oblak, ki ima največjo elektronsko gostoto v prostoru med jedri. S povečanjem gostote negativnega naboja pride do močnega povečanja privlačnih sil med molekularnim oblakom in jedri.

Vidimo torej, da kovalentna vez nastane s prekrivanjem elektronskih oblakov atomov, kar spremlja sproščanje energije. Če je razdalja med jedri atomov, ki se približujejo pred dotikom, 0,106 nm, potem bo po prekrivanju elektronskih oblakov 0,074 nm. Večje kot je prekrivanje elektronskih orbital, močnejša je kemična vez.

Kovalentna klical kemična vez, ki jo izvajajo elektronski pari. Spojine s kovalentnimi vezmi imenujemo homeopolarno oz atomsko.

obstajajo dve vrsti kovalentnih vezi: polarni in nepolarni.

Za nepolarne Pri kovalentni vezi je elektronski oblak, ki ga tvori skupni par elektronov, porazdeljen simetrično glede na jedra obeh atomov. Primer so dvoatomne molekule, ki so sestavljene iz enega elementa: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 in drugi, v katerih elektronski par enako pripada obema atomoma.

Na polarnem Pri kovalentni vezi je elektronski oblak premaknjen proti atomu z večjo relativno elektronegativnostjo. Na primer molekule hlapnih anorganskih spojin, kot so H 2 S, HCl, H 2 O in druge.

Nastanek molekule HCl lahko predstavimo na naslednji način:

Ker relativna elektronegativnost atoma klora (2.83) je večja od atoma vodika (2.1), je elektronski par premaknjen k atomu klora.

Poleg menjalnega mehanizma nastajanja kovalentne vezi – zaradi prekrivanja obstaja tudi darovalec-akceptor mehanizem njegovega nastanka. To je mehanizem, pri katerem nastane kovalentna vez zaradi dvoelektronskega oblaka enega atoma (donor) in proste orbite drugega atoma (akceptor). Oglejmo si primer mehanizma za nastanek amonija NH 4 + V molekuli amoniaka ima atom dušika dvoelektronski oblak:

Vodikov ion ima prosto 1s orbitalo, označimo to kot .

Med tvorbo amonijevega iona dvoelektronski oblak dušika postane skupen dušikovim in vodikovim atomom, kar pomeni, da se pretvori v molekularni elektronski oblak. Posledično se pojavi četrta kovalentna vez. Postopek nastajanja amonija si lahko predstavljate z naslednjim diagramom:

Naboj vodikovega iona je razpršen med vse atome in dvoelektronski oblak, ki pripada dušiku, se deli z vodikom.

Imate še vprašanja? Ne veste, kako narediti domačo nalogo?
Če želite dobiti pomoč mentorja, se registrirajte.
Prva lekcija je brezplačna!

spletne strani, pri kopiranju materiala v celoti ali delno je obvezna povezava do vira.

Podatki o ionizacijski energiji (IE), PEI in sestavi stabilnih molekul – njihove dejanske vrednosti in primerjave – tako prostih atomov kot atomov, vezanih v molekule, nam omogočajo razumevanje, kako atomi tvorijo molekule preko mehanizma kovalentne vezi.

KOVALENTNA VEZ- (iz latinskega »co« skupaj in »vales«, ki ima moč) (homeopolarna vez), kemična vez med dvema atomoma, ki nastane, ko se elektroni, ki pripadajo tem atomom, delijo. Atomi v molekulah enostavnih plinov so povezani s kovalentnimi vezmi. Vez, v kateri je en skupni par elektronov, se imenuje enojna vez; Obstajajo tudi dvojne in trojne vezi.

Oglejmo si nekaj primerov, da vidimo, kako lahko s svojimi pravili določimo število kovalentnih kemičnih vezi, ki jih lahko tvori atom, če poznamo število elektronov v zunanji lupini danega atoma in naboj njegovega jedra. Naboj jedra in število elektronov v zunanji lupini sta določena eksperimentalno in sta vključena v tabelo elementov.

Izračun možnega števila kovalentnih vezi

Na primer, preštejmo število kovalentnih vezi, ki lahko tvorijo natrij ( Na), aluminij (Al), fosfor (P), in klor ( Cl). natrij ( Na) in aluminij ( Al) imajo v zunanji lupini 1 oziroma 3 elektrone in po prvem pravilu (za mehanizem tvorbe kovalentne vezi se uporablja en elektron v zunanji lupini) lahko tvorijo: natrij (Na)- 1 in aluminij ( Al)- 3 kovalentne vezi. Po nastanku vezi se število elektronov v zunanjih lupinah natrija ( Na) in aluminij ( Al) enako 2 oziroma 6; tj manj največja količina(8) za te atome. fosfor ( P) in klor ( Cl) imata na zunanji lupini 5 oziroma 7 elektronov in bi po drugem od zgoraj omenjenih zakonov lahko tvorila 5 oziroma 7 kovalentnih vezi. V skladu s četrtim zakonom, nastankom kovalentne vezi, se število elektronov na zunanji lupini teh atomov poveča za 1. V skladu s šestim zakonom, ko nastane kovalentna vez, se število elektronov na zunanji lupini poveča za 1. vezanih atomov ne sme biti več kot 8. To je fosfor ( P) lahko tvori samo 3 vezi (8-5 = 3), medtem ko klor ( Cl) lahko tvori samo eno (8-7 = 1).

primer: Na podlagi analize smo ugotovili, da določeno snov sestavljajo atomi natrija (Na) in klor ( Cl). Če poznamo pravilnosti mehanizma tvorbe kovalentnih vezi, lahko rečemo, da je natrij ( Na) lahko tvori samo 1 kovalentno vez. Tako lahko domnevamo, da je vsak atom natrija ( Na) vezan na atom klora ( Cl) preko kovalentne vezi v tej snovi in ​​da je ta snov sestavljena iz molekul atoma NaCl. Strukturna formula za to molekulo je: Na-Cl Tukaj pomišljaj (-) označuje kovalentno vez. Elektronsko formulo te molekule je mogoče prikazati na naslednji način:
. .
Na:Cl:
. .
V skladu z elektronsko formulo na zunanji lupini natrijevega atoma ( Na) V NaCl sta 2 elektrona in na zunanji lupini atoma klora ( Cl) obstaja 8 elektronov. V tej formuli so elektroni (pike) med atomi natrija ( Na) in klor (Cl) so vezni elektroni. Ker je PEI klora ( Cl) je enak 13 eV in za natrij (Na) enaka je 5,14 eV, je vezni par elektronov veliko bližje atomu Cl kot na atom Na. Če sta ionizacijski energiji atomov, ki tvorijo molekulo, zelo različni, bo nastala vez polarni kovalentna vez.

Razmislimo o drugem primeru. Na podlagi analize smo ugotovili, da določeno snov sestavljajo atomi aluminija ( Al) in atomi klora ( Cl). V aluminiju ( Al) v zunanji lupini so 3 elektroni; tako lahko tvori 3 kovalentne kemične vezi, medtem ko klor (Cl), kot v prejšnjem primeru, lahko tvori samo 1 vez. Ta snov je predstavljena kot AlCl3, njegovo elektronsko formulo pa lahko ponazorimo takole:

Slika 3.1. Elektronska formulaAlCl 3

katere formula strukture je:
Cl - Al - Cl
Cl

Ta elektronska formula to kaže AlCl3 na zunanji lupini atomov klora ( Cl) je 8 elektronov, medtem ko je zunanja lupina atoma aluminija ( Al) po mehanizmu nastajanja kovalentne vezi gresta oba vezna elektrona (po en iz vsakega atoma) na zunanje lupine vezanih atomov.

Večkratne kovalentne vezi

Atomi, ki imajo v svoji zunanji lupini več kot en elektron, lahko med seboj tvorijo ne eno, ampak več kovalentnih vezi. Takšne povezave se imenujejo večkratne (pogosteje večkratniki) povezave. Primeri takšnih vezi so vezi dušikovih molekul ( n= n) in kisik ( O=O).

Vez, ki nastane, ko se posamezni atomi združijo, se imenuje homoatomska kovalentna vez, eČe sta atoma različna, se imenuje vez heteroatomska kovalentna vez[Grški predponi "homo" in "hetero" pomenita enak in drugačen].

Predstavljajmo si, kako pravzaprav izgleda molekula s parnimi atomi. Najenostavnejša molekula s parnimi atomi je molekula vodika.

Oris predavanja:

1. Koncept kovalentne vezi.

2. Elektronegativnost.

3. Polarne in nepolarne kovalentne vezi.

Kovalentna vez nastane zaradi skupnih elektronskih parov, ki nastanejo v lupinah povezanih atomov.

Lahko ga tvorijo atomi istega elementa in takrat je nepolaren; na primer, takšna kovalentna vez obstaja v molekulah enoelementnih plinov H 2, O 2, N 2, Cl 2 itd.

Kovalentno vez lahko tvorijo atomi različne elemente, podoben po kemičnem značaju, potem pa je polaren; na primer, takšna kovalentna vez obstaja v molekulah H 2 O, NF 3, CO 2.

Treba je uvesti koncept elektronegativnosti.

Elektronegativnost je sposobnost atomov kemični element pritegnejo skupne elektronske pare, ki sodelujejo pri tvorbi kemične vezi.

serija elektronegativnosti

Elementi z večjo elektronegativnostjo bodo črpali skupne elektrone iz elementov z manjšo elektronegativnostjo.

Za vizualno predstavitev kovalentne vezi v kemijske formule uporabljene so pike (vsaka pika ustreza valenčnemu elektronu, črtica pa tudi skupnemu elektronskemu paru).

Primer.Vezi v molekuli Cl 2 lahko prikažemo takole:

Takšne formule so enakovredne. Kovalentne vezi imajo prostorsko smer. Kot rezultat kovalentne vezi atomov nastanejo bodisi molekule bodisi atomske kristalne mreže s strogo določeno geometrijsko razporeditvijo atomov. Vsaka snov ima svojo zgradbo.

Z vidika Bohrove teorije je nastanek kovalentne vezi razložen s težnjo atomov, da svojo zunanjo plast pretvorijo v oktet (popolna zapolnitev do 8 elektronov). Oba atoma predstavljata po en nesparjen elektron, da tvorita kovalentno vez in oba elektrona postaneta skupna.
Primer. Nastanek molekule klora.

Pike predstavljajo elektrone. Pri urejanju se morate držati pravila: elektroni so postavljeni v določenem zaporedju - levo, zgoraj, desno, spodaj, enega po enega, nato dodajajte enega po enega, neparne elektrone in sodelujete pri tvorbi vezi.

Nov elektronski par, ki izhaja iz dveh nesparjenih elektronov, postane skupen dvema atomoma klora. Obstaja več načinov za tvorbo kovalentnih vezi s prekrivajočimi se elektronskimi oblaki.

σ vez je veliko močnejša od π vezi, π vez pa je lahko le z σ vezjo. Zaradi te vezi nastanejo dvojne in trojne večkratne vezi.

Polarne kovalentne vezi se tvorijo med atomi z različno elektronegativnostjo.

Zaradi izpodrivanja elektronov iz vodika v klor je atom klora nabit delno negativno, atom vodika pa delno pozitivno.

Polarna in nepolarna kovalentna vez

Če je diatomska molekula sestavljena iz atomov enega elementa, potem je elektronski oblak porazdeljen v prostoru simetrično glede na atomska jedra. Takšno kovalentno vez imenujemo nepolarna. Če med atomi različnih elementov nastane kovalentna vez, se skupni elektronski oblak premakne proti enemu od atomov. V tem primeru je kovalentna vez polarna. Elektronegativnost se uporablja za oceno sposobnosti atoma, da pritegne skupni elektronski par.

Zaradi tvorbe polarne kovalentne vezi dobi bolj elektronegativen atom delni negativni naboj, atom z manjšo elektronegativnostjo pa delni pozitivni naboj. Te naboje običajno imenujemo efektivni naboji atomov v molekuli. Lahko imajo delno vrednost. Na primer, v molekuli HCl je efektivni naboj 0,17e (kjer je e naboj elektrona. Naboj elektrona je 1,602,10 -19 C):

Sistem dveh enakih po velikosti, vendar nasprotnih po znaku nabojev, ki se nahajata na določeni razdalji drug od drugega, se imenuje električni dipol. Očitno je polarna molekula mikroskopski dipol. Čeprav je skupni naboj dipola enak nič, je v prostoru, ki ga obdaja, električno polje, katerega jakost je sorazmerna z dipolnim momentom m:

V sistemu SI se dipolni moment meri v Cm, običajno pa se za polarne molekule kot merska enota uporablja debye (enota je poimenovana po P. Debyeju):

1 D = 3,33×10 –30 C×m

Dipolni moment služi kot kvantitativno merilo polarnosti molekule. Za večatomske molekule je dipolni moment vektorska vsota dipolnih momentov kemičnih vezi. Torej, če je molekula simetrična, potem je lahko nepolarna, tudi če ima vsaka njena vez pomemben dipolni moment. Na primer, v ravni molekuli BF 3 ali v linearni molekuli BeCl 2 je vsota dipolnih momentov vezi enaka nič:

Podobno imata tetraedrični molekuli CH 4 in CBr 4 dipolni moment nič. Vendar pa kršitev simetrije, na primer v molekuli BF 2 Cl, povzroči dipolni moment, ki je različen od nič.

Mejni primer polarne kovalentne vezi je ionska vez. Tvorijo ga atomi, katerih elektronegativnost se bistveno razlikuje. Ko nastane ionska vez, skoraj popoln prehod vezni elektronski par na enega od atomov in nastanejo pozitivni in negativni ioni, ki jih elektrostatične sile držijo blizu drug drugega. Ker elektrostatična privlačnost do določenega iona deluje na vse ione nasprotnega predznaka, ne glede na smer, je za ionsko vez, za razliko od kovalentne vezi, značilna pomanjkanje smeri in nenasičenost. Molekule z najizrazitejšimi ionskimi vezmi nastanejo iz atomov značilnih kovin in značilnih nekovin (NaCl, CsF itd.), t.j. ko je razlika v elektronegativnosti atomov velika.