Wiązanie kowalencyjne powstają w wyniku oddziaływania niemetali. Atomy niemetali mają wysoką elektroujemność i mają tendencję do wypełniania zewnętrznej warstwy elektronów obcymi elektronami. Dwa takie atomy mogą przejść w stan stabilny, jeśli połączą swoje elektrony .

Rozważmy utworzenie wiązania kowalencyjnego w prosty Substancje.

1.Tworzenie cząsteczki wodoru.

Każdy atom wodór ma jeden elektron. Aby przejść do stanu stabilnego, potrzebuje jeszcze jednego elektronu.

Kiedy dwa atomy zbliżają się do siebie, chmury elektronów nakładają się na siebie. Tworzy się wspólna para elektronów, która łączy atomy wodoru w cząsteczkę.

Przestrzeń między dwoma jądrami dzieli więcej elektronów niż w innych miejscach. Obszar z zwiększona gęstość elektronowa i ładunek ujemny. Przyciągają do niego dodatnio naładowane jądra i powstaje cząsteczka.

W tym przypadku każdy atom otrzymuje kompletny dwuelektronowy poziom zewnętrzny i przechodzi w stan stabilny.

Wiązanie kowalencyjne powstałe w wyniku utworzenia jednej wspólnej pary elektronów nazywa się pojedynczym.

W wyniku tego powstają wspólne pary elektronów (wiązania kowalencyjne). niesparowane elektrony, zlokalizowane na zewnętrznych poziomach energetycznych oddziałujących ze sobą atomów.

Wodór ma jeden niesparowany elektron. W przypadku pozostałych elementów ich liczba wynosi 8 - numer grupy.

Niemetale VII Grupy (halogeny) mają jeden niesparowany elektron na warstwie zewnętrznej.

W niemetalach VI A grupy (tlen, siarka) mają dwa takie elektrony.

W niemetalach V A grupy (azot, fosfor) mają trzy niesparowane elektrony.

2.Tworzenie cząsteczki fluoru.

Atom fluorek ma siedem elektronów na poziomie zewnętrznym. Sześć z nich tworzy pary, a siódmy jest niesparowany.

Kiedy atomy łączą się, powstaje jedna wspólna para elektronów, czyli jedno wiązanie kowalencyjne. Każdy atom otrzymuje kompletną ośmioelektronową warstwę zewnętrzną. Wiązanie w cząsteczce fluoru jest również pojedyncze. Te same wiązania pojedyncze istnieją w cząsteczkach chlor, brom i jod .

Jeśli atomy mają kilka niesparowanych elektronów, powstają dwie lub trzy wspólne pary.

3.Tworzenie cząsteczki tlenu.

Na atomie tlen na poziomie zewnętrznym znajdują się dwa niesparowane elektrony.

Kiedy dwa atomy oddziałują tlen powstają dwie wspólne pary elektronów. Każdy atom wypełnia swój zewnętrzny poziom maksymalnie ośmioma elektronami. Cząsteczka tlenu ma podwójne wiązanie.

Wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku podziału elektronów należących do obu atomów biorących udział w interakcji. Elektroujemność niemetali jest na tyle duża, że ​​nie następuje przeniesienie elektronów.

Elektrony w nakładających się orbitali elektronowych są wspólne. Stwarza to sytuację, w której zewnętrzne poziomy elektronowe atomów zostają wypełnione, czyli powstaje 8- lub 2-elektronowa powłoka zewnętrzna.

Stan, w którym powłoka elektronowa jest całkowicie wypełniona, charakteryzuje się najniższą energią, a co za tym idzie, maksymalną stabilnością.

Istnieją dwa mechanizmy powstawania:

1. dawca-akceptor;
2. giełda.

W pierwszym przypadku jeden z atomów dostarcza parę elektronów, a drugi orbital swobodnego elektronu.

W drugim jeden elektron od każdego uczestnika interakcji wchodzi do wspólnej pary.

W zależności jakiego typu są- atomowe lub molekularne, związki o podobnym typie wiązania mogą znacznie różnić się właściwościami fizykochemicznymi.

Substancje molekularne najczęściej gazy, ciecze lub ciała stałe o niskiej temperaturze topnienia i wrzenia, nieprzewodzące prądu elektrycznego i małej wytrzymałości. Należą do nich: wodór (H 2), tlen (O 2), azot (N 2), chlor (Cl 2), brom (Br 2), rombowa siarka (S 8), biały fosfor (P 4) i inne proste substancje ; dwutlenek węgla (CO 2), dwutlenek siarki (SO 2), tlenek azotu V (N 2 O 5), woda (H 2 O), chlorowodór (HCl), fluorowodór (HF), amoniak (NH 3), metan (CH 4), alkohol etylowy (C 2 H 5 OH), polimery organiczne i inne.

Substancje atomowe występują w postaci trwałych kryształów o wysokich temperaturach wrzenia i topnienia, są nierozpuszczalne w wodzie i innych rozpuszczalnikach, a wiele z nich nie przewodzi prądu elektrycznego. Przykładem jest diament, który ma wyjątkową wytrzymałość. Wyjaśnia to fakt, że diament jest kryształem składającym się z atomów węgla połączonych wiązaniami kowalencyjnymi. W diamencie nie ma pojedynczych cząsteczek. Również substancje takie jak grafit, krzem (Si), dwutlenek krzemu (SiO 2), węglik krzemu (SiC) i inne mają strukturę atomową.

Wiązania kowalencyjne mogą być nie tylko pojedyncze (jak w cząsteczce chloru Cl2), ale także podwójne, jak w cząsteczce tlenu O2, lub potrójne, jak na przykład w cząsteczce azotu N2. Jednocześnie potrójne mają więcej energii i są trwalsze niż podwójne i pojedyncze.

Może być wiązanie kowalencyjne powstają zarówno pomiędzy dwoma atomami tego samego pierwiastka (niepolarne), jak i pomiędzy atomami różnych pierwiastków chemicznych (polarne).

Nie jest trudno wskazać wzór związku z kowalencyjnym wiązaniem polarnym, jeśli porówna się wartości elektroujemności atomów tworzących cząsteczki. Żadna różnica w elektroujemności nie określi niepolarności. Jeśli jest różnica, cząsteczka będzie polarna.

Nie przegap: mechanizmu edukacji, konkretnych przykładów.

Kowalencyjne niepolarne wiązanie chemiczne

Charakterystyka substancji prostych, niemetali. Elektrony należą jednakowo do atomów i nie ma zmiany w gęstości elektronów.

Przykłady obejmują następujące cząsteczki:

H2, O2, O3, N2, F2, Cl2.

Wyjątkiem są gazy obojętne. Ich zewnętrzny poziom energii jest całkowicie wypełniony, a tworzenie się cząsteczek jest dla nich energetycznie niekorzystne, dlatego istnieją w postaci pojedynczych atomów.

Również przykładem substancji z niepolarnym wiązaniem kowalencyjnym może być np. PH3. Pomimo tego, że substancja składa się z różnych pierwiastków, elektroujemności pierwiastków w rzeczywistości się nie różnią, co oznacza, że ​​para elektronów nie ulegnie przesunięciu.

Kowalencyjne polarne wiązanie chemiczne

Biorąc pod uwagę kowalencyjne wiązanie polarne, można podać wiele przykładów: HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, CO2, SO3, CCl4, SiO2, CO.

powstają pomiędzy atomami niemetali o różnej elektroujemności. W tym przypadku jądro pierwiastka o większej elektroujemności przyciąga wspólne elektrony bliżej siebie.

Schemat tworzenia polarnego wiązania kowalencyjnego

W zależności od mechanizmu powstawania mogą stać się powszechne elektrony jednego lub obu atomów.

Zdjęcie wyraźnie pokazuje interakcję w cząsteczce kwasu solnego.

Para elektronów należy zarówno do jednego, jak i drugiego atomu, oba, w ten sposób zewnętrzne poziomy są wypełnione. Ale bardziej elektroujemny chlor przyciąga parę elektronów nieco bliżej siebie (choć pozostaje ona współdzielona). Różnica elektroujemności nie jest na tyle duża, aby para elektronów mogła przejść całkowicie do jednego z atomów. W rezultacie na chlorze pojawia się częściowy ładunek ujemny, a na wodorze częściowy ładunek dodatni. Cząsteczka HCl jest cząsteczką polarną.

Właściwości fizykochemiczne wiązania

Połączenie można scharakteryzować następującymi właściwościami: kierunkowość, polaryzacja, polaryzowalność i nasycanie.

Atomy większości pierwiastków nie istnieją osobno, ponieważ mogą oddziaływać ze sobą. W wyniku tej interakcji powstają bardziej złożone cząstki.

Istotą wiązania chemicznego jest działanie sił elektrostatycznych, czyli sił oddziaływania pomiędzy ładunkami elektrycznymi. Elektrony i jądra atomowe mają takie ładunki.

Elektrony znajdujące się na zewnętrznych poziomach elektronowych (elektrony walencyjne), znajdujące się najdalej od jądra, oddziałują z nim najsłabiej i dlatego są w stanie oderwać się od jądra. Odpowiadają za łączenie atomów ze sobą.

Rodzaje oddziaływań w chemii

Rodzaje wiązań chemicznych można przedstawić w poniższej tabeli:

Charakterystyka wiązania jonowego

Reakcja chemiczna zachodząca z powodu przyciąganie jonowe mające różne ładunki nazywa się jonowymi. Dzieje się tak, jeśli łączone atomy mają znaczną różnicę w elektroujemności (to znaczy zdolności do przyciągania elektronów) i para elektronów przechodzi do pierwiastka bardziej elektroujemnego. Rezultatem tego przeniesienia elektronów z jednego atomu na drugi jest powstawanie naładowanych cząstek – jonów. Między nimi rodzi się uczucie.

Mają najniższe wskaźniki elektroujemności typowe metale, a największe to typowe niemetale. Jony powstają zatem w wyniku interakcji pomiędzy typowymi metalami i typowymi niemetalami.

Atomy metali stają się dodatnio naładowanymi jonami (kationami), przekazując elektrony na swoje zewnętrzne poziomy elektronowe, natomiast niemetale przyjmują elektrony, zamieniając się w ten sposób w naładowany ujemnie jony (aniony).

Atomy przechodzą w bardziej stabilny stan energetyczny, uzupełniając swoje konfiguracje elektroniczne.

Wiązanie jonowe jest bezkierunkowe i nienasycone, ponieważ oddziaływanie elektrostatyczne zachodzi we wszystkich kierunkach, zatem jon może przyciągać jony o przeciwnym znaku we wszystkich kierunkach.

Układ jonów jest taki, że wokół każdego z nich znajduje się pewna liczba przeciwnie naładowanych jonów. Pojęcie „cząsteczki” dla związków jonowych nie ma sensu.

Przykłady edukacji

Tworzenie wiązania w chlorku sodu (nacl) następuje w wyniku przeniesienia elektronu z atomu Na do atomu Cl w celu utworzenia odpowiednich jonów:

Na 0 - 1 e = Na + (kation)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anion)

W chlorku sodu wokół kationów sodu znajduje się sześć anionów chlorkowych, a wokół każdego jonu chlorkowego znajduje się sześć jonów sodu.

Kiedy powstaje interakcja między atomami siarczku baru, zachodzą następujące procesy:

Ba 0 - 2 mi = Ba 2+

S 0 + 2 mi = S 2-

Ba oddaje swoje dwa elektrony siarce, w wyniku czego powstają aniony siarki S 2- i kationy baru Ba 2+.

Wiązanie chemiczne metalu

Liczba elektronów na zewnętrznych poziomach energii metali jest niewielka, można je łatwo oddzielić od jądra. W wyniku tego oderwania powstają jony metali i wolne elektrony. Elektrony te nazywane są „gazem elektronowym”. Elektrony poruszają się swobodnie w całej objętości metalu i są stale związane i oddzielane od atomów.

Struktura substancji metalicznej jest następująca: sieć krystaliczna jest szkieletem substancji, a pomiędzy jej węzłami elektrony mogą się swobodnie przemieszczać.

Można podać następujące przykłady:

Mg - 2е<->Mg2+

Cs-e<->CS+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe3+

Kowalencyjne: polarne i niepolarne

Najczęstszym typem interakcji chemicznej jest wiązanie kowalencyjne. Wartości elektroujemności oddziałujących pierwiastków nie różnią się znacząco, dlatego następuje jedynie przesunięcie wspólnej pary elektronów do atomu bardziej elektroujemnego.

Oddziaływania kowalencyjne mogą powstawać poprzez mechanizm wymiany lub mechanizm donor-akceptor.

Mechanizm wymiany zachodzi, jeśli każdy z atomów ma niesparowane elektrony na zewnętrznych poziomach elektronowych, a nakładanie się orbitali atomowych prowadzi do pojawienia się pary elektronów, która już należy do obu atomów. Kiedy jeden z atomów ma parę elektronów na zewnętrznym poziomie elektronowym, a drugi ma wolny orbital, wówczas gdy orbitale atomowe nakładają się, para elektronów jest współdzielona i oddziałuje zgodnie z mechanizmem donor-akceptor.

Te kowalencyjne dzielą się przez krotność na:

• prosty lub pojedynczy;
• podwójnie;
• potrójne.

Podwójne zapewniają współdzielenie dwóch par elektronów na raz, a potrójne - trzy.

Zgodnie z rozkładem gęstości elektronowej (polaryzacji) pomiędzy związanymi atomami, wiązanie kowalencyjne dzieli się na:

• niepolarny;
• polarny.

Wiązanie niepolarne tworzą identyczne atomy, a wiązanie polarne tworzy różna elektroujemność.

Oddziaływanie atomów o podobnej elektroujemności nazywa się wiązaniem niepolarnym. Wspólna para elektronów w takiej cząsteczce nie jest przyciągana przez żaden atom, ale należy w równym stopniu do obu.

Oddziaływanie pierwiastków różniących się elektroujemnością prowadzi do powstania wiązań polarnych. W tego typu oddziaływaniach wspólne pary elektronów są przyciągane do pierwiastka bardziej elektroujemnego, ale nie są do niego całkowicie przenoszone (to znaczy nie dochodzi do tworzenia jonów). W wyniku tego przesunięcia gęstości elektronów na atomach pojawiają się ładunki cząstkowe: bardziej elektroujemny ma ładunek ujemny, a mniej elektroujemny ma ładunek dodatni.

Właściwości i cechy kowalencji

Główne cechy wiązania kowalencyjnego:

• Długość zależy od odległości między jądrami oddziałujących atomów.
• Polarność jest określona przez przemieszczenie chmury elektronów w kierunku jednego z atomów.
• Kierunkowość jest właściwością tworzenia wiązań zorientowanych w przestrzeni i odpowiednio cząsteczek o określonych kształtach geometrycznych.
• Nasycenie zależy od zdolności do tworzenia ograniczonej liczby wiązań.
• Polaryzowalność określana jest przez zdolność do zmiany polaryzacji pod wpływem zewnętrznego pola elektrycznego.
• Energia potrzebna do rozerwania wiązania określa jego siłę.

Przykładem kowalencyjnego oddziaływania niepolarnego mogą być cząsteczki wodoru (H2), chloru (Cl2), tlenu (O2), azotu (N2) i wielu innych.

H· + ·H → cząsteczka H-H ma pojedyncze wiązanie niepolarne,

O: + :O → O=O cząsteczka ma podwójną niepolarność,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N cząsteczka jest potrójnie niepolarna.

Przykładami wiązań kowalencyjnych pierwiastków chemicznych są cząsteczki dwutlenku węgla (CO2) i tlenku węgla (CO), siarkowodoru (H2S), kwasu solnego (HCL), wody (H2O), metanu (CH4), tlenku siarki (SO2) i wiele innych .

W cząsteczce CO2 związek między atomami węgla i tlenu jest kowalencyjny, polarny, ponieważ bardziej elektroujemny wodór przyciąga gęstość elektronów. Tlen ma dwa niesparowane elektrony w swojej zewnętrznej powłoce, podczas gdy węgiel może dostarczyć cztery elektrony walencyjne, tworząc interakcję. W efekcie powstają wiązania podwójne i cząsteczka wygląda następująco: O=C=O.

Aby określić rodzaj wiązania w konkretnej cząsteczce, wystarczy wziąć pod uwagę atomy ją tworzące. Proste substancje metaliczne tworzą wiązanie metaliczne, metale z niemetalami tworzą wiązanie jonowe, proste substancje niemetalowe tworzą kowalencyjne wiązanie niepolarne, a cząsteczki składające się z różnych niemetali tworzą się poprzez polarne wiązanie kowalencyjne.

Tworzenie związków chemicznych wynika z powstawania wiązań chemicznych pomiędzy atomami w cząsteczkach i kryształach.

Wiązanie chemiczne to wzajemne przyleganie atomów w cząsteczce i sieci krystalicznej w wyniku działania elektrycznych sił przyciągania pomiędzy atomami.

WIĄZANIE KOWALENCYJNE.

Wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku wspólnych par elektronów, które pojawiają się w powłokach związanych atomów. Mogą go utworzyć atomy tego samego pierwiastka, a następnie on niepolarny; na przykład takie wiązanie kowalencyjne istnieje w cząsteczkach gazów jednoelementowych H2, O2, N2, Cl2 itp.

Wiązanie kowalencyjne mogą tworzyć atomy różnych pierwiastków o podobnym charakterze chemicznym, a następnie to polarny; na przykład takie wiązanie kowalencyjne istnieje w cząsteczkach H2O, NF3, CO2. Pomiędzy atomami pierwiastków powstaje wiązanie kowalencyjne,

Ilościowa charakterystyka wiązań chemicznych. Energia komunikacji. Długość łącza. Polaryzacja wiązania chemicznego. Kąt wiązania. Efektywne ładunki na atomach w cząsteczkach. Moment dipolowy wiązania chemicznego. Moment dipolowy cząsteczki wieloatomowej. Czynniki określające wielkość momentu dipolowego cząsteczki wieloatomowej.

Charakterystyka wiązania kowalencyjnego . Ważnymi cechami ilościowymi wiązania kowalencyjnego są energia wiązania, jego długość i moment dipolowy.

Energia komunikacji- energia uwolniona podczas jego powstawania lub potrzebna do oddzielenia dwóch związanych atomów. Energia wiązania charakteryzuje jego siłę.

Długość łącza- odległość między środkami połączonych atomów. Im krótsza długość, tym silniejsze wiązanie chemiczne.

Dipolowy moment sprzęgania(m) jest wielkością wektorową charakteryzującą polaryzację połączenia.

Długość wektora jest równa iloczynowi długości wiązania l i ładunku efektywnego q, jaki nabywają atomy w wyniku zmiany gęstości elektronowej: | m | = l× q. Wektor momentu dipolowego jest skierowany od ładunku dodatniego do ładunku ujemnego. Przez wektorowe dodanie momentów dipolowych wszystkich wiązań uzyskuje się moment dipolowy cząsteczki.

Na charakterystykę wiązań wpływa ich wielość:

Energia wiązania wzrasta szeregowo;

Długość połączenia zwiększa się w odwrotnej kolejności.

Energia komunikacji(dla danego stanu układu) - różnica pomiędzy energią stanu, w którym części składowe układu są od siebie nieskończenie oddalone i znajdują się w stanie aktywnego spoczynku, a energią całkowitą stanu związanego układu system: ,

gdzie E jest energią wiązania składników układu N składników (cząstek), Ei jest całkowitą energią i-tego składnika w stanie niezwiązanym (nieskończenie odległa cząstka w spoczynku) oraz E jest całkowitą energią związanego system. W przypadku układu składającego się z nieskończenie odległych cząstek w spoczynku energię wiązania zwykle uważa się za równą zeru, to znaczy, gdy tworzy się stan związany, energia jest uwalniana. Energia wiązania jest równa minimalnej pracy, jaką należy włożyć, aby rozłożyć układ na cząstki składowe.

Charakteryzuje się stabilnością układu: im wyższa energia wiązania, tym układ jest stabilniejszy. Dla elektronów walencyjnych (elektronów zewnętrznych powłok elektronowych) atomów neutralnych w stanie podstawowym energia wiązania pokrywa się z energią jonizacji, dla jonów ujemnych - z powinowactwem elektronowym. Energia wiązania chemicznego cząsteczki dwuatomowej odpowiada energii jej dysocjacji termicznej, która jest rzędu setek kJ/mol. O energii wiązania hadronów w jądrze atomowym decyduje głównie oddziaływanie silne. W przypadku lekkich jąder jest to ~0,8 MeV na nukleon.

Długość wiązania chemicznego— odległość między jądrami atomów związanych chemicznie. Długość wiązania chemicznego jest ważną wielkością fizyczną, która określa wymiary geometryczne wiązania chemicznego i jego zasięg w przestrzeni. Do określenia długości wiązania chemicznego stosuje się różne metody. Dyfrakcja elektronów w gazie, spektroskopia mikrofalowa, widma Ramana i widma IR o wysokiej rozdzielczości służą do szacowania długości wiązań chemicznych izolowanych cząsteczek w fazie gazowej. Uważa się, że długość wiązania chemicznego jest wielkością addytywną, określoną przez sumę promieni kowalencyjnych atomów tworzących wiązanie chemiczne.

Polaryzacja wiązań chemicznych- charakterystyka wiązania chemicznego, wykazująca zmianę rozkładu gęstości elektronów w przestrzeni wokół jąder w porównaniu z rozkładem gęstości elektronów w obojętnych atomach tworzących to wiązanie. Możliwe jest ilościowe określenie polarności wiązania w cząsteczce. Trudność w dokładnej ocenie ilościowej polega na tym, że polarność wiązania zależy od kilku czynników: wielkości atomów i jonów łączących się cząsteczek; z liczby i charakteru połączeń, jakie posiadały łączące się atomy przed daną interakcją; na rodzaj struktury, a nawet charakterystykę defektów w ich sieciach krystalicznych. Tego rodzaju obliczenia przeprowadza się różnymi metodami, które na ogół dają w przybliżeniu te same wyniki (wartości).

Przykładowo dla HCl ustalono, że każdy z atomów w tej cząsteczce ma ładunek równy 0,17 ładunku całego elektronu. Na atomie wodoru wynosi +0,17, a na atomie chloru -0,17. Jako ilościową miarę polarności wiązania najczęściej stosuje się tzw. ładunki efektywne na atomach. Ładunek efektywny definiuje się jako różnicę między ładunkiem elektronów znajdujących się w pewnym obszarze przestrzeni w pobliżu jądra a ładunkiem jądra. Miara ta ma jednak jedynie znaczenie warunkowe i przybliżone [względne], gdyż nie da się jednoznacznie zidentyfikować w cząsteczce obszaru, który odnosi się wyłącznie do pojedynczego atomu, a w przypadku kilku wiązań – do konkretnego wiązania.

Kąt wiązania- kąt utworzony przez kierunki wiązań chemicznych (kowalencyjnych) pochodzących z jednego atomu. Znajomość kątów wiązań jest konieczna do określenia geometrii cząsteczek. Kąty wiązań zależą zarówno od indywidualnych cech przyłączonych atomów, jak i od hybrydyzacji orbitali atomowych atomu centralnego. W przypadku prostych cząsteczek kąt wiązania, podobnie jak inne parametry geometryczne cząsteczki, można obliczyć metodami chemii kwantowej. Wyznacza się je eksperymentalnie na podstawie wartości momentów bezwładności cząsteczek uzyskanych poprzez analizę ich widm rotacyjnych. Kąt wiązania złożonych cząsteczek wyznacza się metodami dyfrakcyjnej analizy strukturalnej.

EFEKTYWNY ŁADUNEK ATOMU, charakteryzuje różnicę pomiędzy liczbą elektronów należących do danego atomu w substancji chemicznej. conn. i liczbę wolnych elektronów. atom. Za oceny E. z. A. posługują się modelami, w których wielkości określone eksperymentalnie są reprezentowane jako funkcje punktowych ładunków niepolaryzowalnych zlokalizowanych na atomach; na przykład moment dipolowy cząsteczki dwuatomowej jest uważany za iloczyn E. z. A. do odległości międzyatomowej. W ramach takich modeli E. z. A. można obliczyć na podstawie danych optycznych. lub spektroskopia rentgenowska.

Momenty dipolowe cząsteczek.

Idealne wiązanie kowalencyjne istnieje tylko w cząstkach składających się z identycznych atomów (H2, N2 itp.). Jeśli między różnymi atomami powstaje wiązanie, wówczas gęstość elektronów przesuwa się do jednego z jąder atomowych, to znaczy następuje polaryzacja wiązania. Biegunowość wiązania charakteryzuje się momentem dipolowym.

Moment dipolowy cząsteczki jest równy sumie wektorów momentów dipolowych jej wiązań chemicznych. Jeśli wiązania polarne są ułożone symetrycznie w cząsteczce, wówczas ładunki dodatnie i ujemne znoszą się wzajemnie, a cząsteczka jako całość jest niepolarna. Dzieje się tak na przykład z cząsteczką dwutlenku węgla. Cząsteczki wieloatomowe z asymetrycznym układem wiązań polarnych są na ogół polarne. Dotyczy to w szczególności cząsteczki wody.

Na powstały moment dipolowy cząsteczki może wpływać samotna para elektronów. Zatem cząsteczki NH3 i NF3 mają geometrię czworościenną (biorąc pod uwagę samotną parę elektronów). Stopnie jonowości wiązań azot-wodór i azot-fluor wynoszą odpowiednio 15 i 19%, a ich długości wynoszą odpowiednio 101 i 137 µm. Na tej podstawie można stwierdzić, że NF3 ma większy moment dipolowy. Jednak eksperyment pokazuje coś przeciwnego. Aby dokładniej przewidzieć moment dipolowy, należy wziąć pod uwagę kierunek momentu dipolowego wolnej pary (rys. 29).

Pojęcie hybrydyzacji orbitali atomowych oraz struktura przestrzenna cząsteczek i jonów. Cechy rozkładu gęstości elektronowej orbitali hybrydowych. Główne typy hybrydyzacji: sp, sp2, sp3, dsp2, sp3d, sp3d2. Hybrydyzacja z udziałem samotnych par elektronów.

HYBRYDYZACJA ORBITALÓW ATOMOWYCH.

Aby wyjaśnić strukturę niektórych cząsteczek, metoda BC wykorzystuje model hybrydyzacji orbitalu atomowego (AO). W przypadku niektórych pierwiastków (beryl, bor, węgiel) w tworzeniu wiązań kowalencyjnych biorą udział zarówno elektrony s, jak i p. Elektrony te znajdują się na AO, które różnią się kształtem i energią. Mimo to powstałe z ich udziałem połączenia okazują się jednakowej wartości i rozmieszczone symetrycznie.

Na przykład w cząsteczkach BeC12, BC13 i CC14 kąt wiązania C1-E-C1 wynosi 180, 120 i 109,28°. Wartości i energie długości wiązań E-C1 są takie same dla każdej z tych cząsteczek. Zasada hybrydyzacji orbit jest taka, że ​​oryginalne AO ​​o różnych kształtach i energiach po zmieszaniu dają nowe orbitale o tym samym kształcie i energii. Rodzaj hybrydyzacji atomu centralnego determinuje kształt geometryczny utworzonej przez niego cząsteczki lub jonu.

Rozważmy strukturę cząsteczki z punktu widzenia hybrydyzacji orbitali atomowych.

Przestrzenny kształt cząsteczek.

Wzory Lewisa mówią wiele o strukturze elektronowej i stabilności cząsteczek, ale jak dotąd nie mogą powiedzieć nic o ich strukturze przestrzennej. W teorii wiązań chemicznych istnieją dwa dobre podejścia do wyjaśniania i przewidywania geometrii molekularnej. Dobrze się ze sobą zgadzają. Pierwsze podejście nazywa się teorią odpychania par elektronów walencyjnych (VEP). Pomimo „przerażającej” nazwy, istota tego podejścia jest bardzo prosta i jasna: wiązania chemiczne i samotne pary elektronów w cząsteczkach mają tendencję do lokalizacji jak najdalej od siebie. Wyjaśnijmy to na konkretnych przykładach. W cząsteczce BeCl2 znajdują się dwa wiązania Be-Cl. Kształt tej cząsteczki powinien być taki, aby oba te wiązania i atomy chloru na ich końcach były umieszczone jak najdalej od siebie:

Jest to możliwe tylko przy liniowej postaci cząsteczki, gdy kąt między wiązaniami (kąt ClBeCl) wynosi 180°.

Inny przykład: cząsteczka BF3 ma 3 wiązania B-F. Są one położone jak najdalej od siebie, a cząsteczka ma kształt płaskiego trójkąta, w którym wszystkie kąty między wiązaniami (kąty FBF) wynoszą 120 o:

Hybrydyzacja orbitali atomowych.

Hybrydyzacja polega nie tylko na wiązaniu elektronów, ale także samotne pary elektronów . Na przykład cząsteczka wody zawiera dwa kowalencyjne wiązania chemiczne pomiędzy atomem tlenu i dwoma atomami wodoru (Rysunek 21).

Oprócz dwóch par elektronów wspólnych z atomami wodoru, atom tlenu ma dwie pary elektronów zewnętrznych, które nie biorą udziału w tworzeniu wiązań ( samotne pary elektronów). Wszystkie cztery pary elektronów zajmują określone obszary w przestrzeni wokół atomu tlenu. Ponieważ elektrony odpychają się nawzajem, chmury elektronów są położone jak najdalej od siebie. W tym przypadku w wyniku hybrydyzacji zmienia się kształt orbitali atomowych, są one wydłużane i skierowane w stronę wierzchołków czworościanu. Dlatego cząsteczka wody ma kształt kątowy, a kąt między wiązaniami tlen-wodór wynosi 104,5 o.

Kształt cząsteczek i jonów typu AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. d-AO biorą udział w tworzeniu wiązań σ w cząsteczkach płaskich kwadratowych, cząsteczkach oktaedrycznych i cząsteczkach zbudowanych w formie bipiramidy trygonalnej. Wpływ odpychania par elektronów na konfigurację przestrzenną cząsteczek (koncepcja udziału samotnych par elektronów KNEP).

Forma cząsteczek i jonów typu AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. Każdemu rodzajowi hybrydyzacji AO odpowiada ściśle określony kształt geometryczny, potwierdzony eksperymentalnie. Jego podstawę tworzą wiązania σ utworzone przez orbitale hybrydowe, a zdelokalizowane pary elektronów π (w przypadku wiązań wielokrotnych) poruszają się w ich polu elektrostatycznym (tabela 5.3). hybrydyzacja sp. Ten typ hybrydyzacji ma miejsce, gdy atom tworzy dwa wiązania z powodu elektronów znajdujących się na orbitali s i p i mających podobne energie. Ten typ hybrydyzacji jest charakterystyczny dla cząsteczek typu AB2 (ryc. 5.4). Przykłady takich cząsteczek i jonów podano w tabeli. 5.3 (ryc. 5.4).

Tabela 5.3

Geometryczne kształty cząsteczek

E - samotna para elektronów.

Struktura cząsteczki BeCl2. Atom berylu w swoim stanie normalnym ma w swojej zewnętrznej warstwie dwa sparowane s-elektrony. W wyniku wzbudzenia jeden z elektronów s przechodzi w stan p - pojawiają się dwa niesparowane elektrony, różniące się kształtem orbity i energią. Kiedy tworzy się wiązanie chemiczne, przekształcają się one w dwa identyczne orbitale hybrydowe sp, skierowane względem siebie pod kątem 180 stopni.

Be 2s2 Be 2s1 2p1 - stan wzbudzony atomu

Ryż. 5.4. Układ przestrzenny chmur sp-hybrydowych

Główne typy oddziaływań międzycząsteczkowych. Substancja w stanie skondensowanym. Czynniki determinujące energię oddziaływań międzycząsteczkowych. Wiązanie wodorowe. Charakter wiązania wodorowego. Ilościowa charakterystyka wiązań wodorowych. Między- i wewnątrzcząsteczkowe wiązania wodorowe.

INTERAKCJE MIĘDZYCZĄSTECZKOWE- interakcja cząsteczki między sobą, nie powodując rozerwania ani powstania nowych substancji chemicznych. znajomości. M.v. określa różnicę między gazami rzeczywistymi a gazami doskonałymi, istnienie cieczy i mol. kryształy. Od M. v. zależy od liczby mnogiej strukturalne, spektralne, termodynamiczne. i inni święci. Pojawienie się koncepcji M. v. kojarzy się z nazwiskiem Van der Waalsa, który w 1873 roku zaproponował poziom stanu uwzględniający magnez w materii w celu wyjaśnienia właściwości rzeczywistych gazów i cieczy. Dlatego siły M. v. często nazywany van der Waalsem.

Podstawa M. wieku. stanowią interakcję sił Coulomba. pomiędzy elektronami i jądrami jednej cząsteczki a jądrami i elektronami drugiej. W eksperymentalnie określonych właściwościach substancji przejawia się uśredniona interakcja, która zależy od odległości R między cząsteczkami, ich wzajemnej orientacji, struktury i właściwości fizycznych. charakterystyki (moment dipolowy, polaryzowalność itp.). Przy dużym R, które znacznie przekracza wymiary liniowe samych cząsteczek, w wyniku czego powłoki elektronowe cząsteczek nie nakładają się, siły M.V. można całkiem rozsądnie podzielić na trzy typy - elektrostatyczny, polaryzacyjny (indukcyjny) i dyspersyjny. Siły elektrostatyczne są czasami nazywane orientacyjnymi, ale jest to niedokładne, ponieważ wzajemną orientację cząsteczek można również określić poprzez polaryzację. siły, jeśli cząsteczki są anizotropowe.

Przy małych odległościach między cząsteczkami (R ~ l) rozróżnia się poszczególne typy cząsteczek. można jedynie przybliżyć, a oprócz trzech wymienionych typów wyróżnia się dwa kolejne, związane z nakładaniem się powłok elektronicznych - oddziaływanie wymienne i oddziaływanie na skutek przeniesienia ładunku elektronowego. Mimo pewnej konwencji, taki podział w każdym konkretnym przypadku pozwala wyjaśnić naturę M. wieku. i obliczyć jego energię.

Struktura materii w stanie skondensowanym.

W zależności od odległości pomiędzy cząsteczkami tworzącymi substancję oraz od charakteru i energii oddziaływania między nimi, substancja może znajdować się w jednym z trzech stanów skupienia: stałym, ciekłym i gazowym.

W wystarczająco niskiej temperaturze substancja znajduje się w stanie stałym. Odległości między cząstkami substancji krystalicznej są rzędu wielkości samych cząstek. Średnia energia potencjalna cząstek jest większa od ich średniej energii kinetycznej. Ruch cząstek tworzących kryształy jest bardzo ograniczony. Siły działające pomiędzy cząstkami utrzymują je w bliskich pozycjach równowagi. Wyjaśnia to obecność ciał krystalicznych o własnym kształcie i objętości oraz dużej wytrzymałości na ścinanie.

Podczas topienia ciała stałe zamieniają się w ciecz. Struktura ciekłej substancji różni się od krystalicznej tym, że nie wszystkie cząstki znajdują się w tych samych odległościach od siebie, jak w kryształach, niektóre cząsteczki są od siebie oddalone w dużych odległościach. Średnia energia kinetyczna cząstek substancji w stanie ciekłym jest w przybliżeniu równa ich średniej energii potencjalnej.

Stany stałe i ciekłe są często łączone w ramach wspólnego terminu stan skondensowany.

Rodzaje oddziaływań międzycząsteczkowych. Wewnątrzcząsteczkowe wiązanie wodorowe. Nazywa się wiązania, w których tworzeniu nie zachodzi restrukturyzacja powłok elektronicznych interakcja między cząsteczkami . Do głównych typów oddziaływań molekularnych zaliczają się siły van der Waalsa, wiązania wodorowe oraz oddziaływania donor-akceptor.

Kiedy cząsteczki łączą się, pojawia się przyciąganie, które powoduje pojawienie się skondensowanego stanu materii (ciecz, ciało stałe z molekularną siecią krystaliczną). Siły, które sprzyjają przyciąganiu cząsteczek, nazywane są siłami van der Waalsa.

Charakteryzują się trzema typami interakcja międzycząsteczkowa :

a) oddziaływanie orientacyjne, które objawia się pomiędzy cząsteczkami polarnymi dążącymi do zajęcia pozycji, w której ich dipole byłyby zwrócone do siebie przeciwległymi biegunami, a wektory momentów tych dipoli byłyby zorientowane wzdłuż tej samej linii prostej (inaczej nazywa się to oddziaływanie dipol-dipol);

b) indukcja, która powstaje pomiędzy indukowanymi dipolami, której przyczyną jest wzajemna polaryzacja atomów dwóch zbliżających się cząsteczek;

c) dyspersyjny, który powstaje w wyniku oddziaływania mikrodipoli powstałych w wyniku chwilowych przemieszczeń ładunków dodatnich i ujemnych w cząsteczkach podczas ruchu elektronów i drgań jąder.

Siły dyspersji działają pomiędzy dowolnymi cząstkami. Oddziaływania orientacyjne i indukcyjne nie zachodzą dla cząstek wielu substancji, np.: He, Ar, H2, N2, CH4. W przypadku cząsteczek NH3 oddziaływanie dyspersyjne stanowi 50%, oddziaływanie orientacji stanowi 44,6%, a oddziaływanie indukcji stanowi 5,4%. Energia polarna sił przyciągania van der Waalsa charakteryzuje się niskimi wartościami. Zatem dla lodu jest to 11 kJ/mol, tj. 2,4% energii wiązania kowalencyjnego H-O (456 kJ/mol). Siły przyciągania Vandera Waalsa to oddziaływania fizyczne.

Wiązanie wodorowe jest wiązaniem fizykochemicznym pomiędzy wodorem jednej cząsteczki i pierwiastkiem EO innej cząsteczki. Tworzenie wiązań wodorowych tłumaczy się tym, że w polarnych cząsteczkach lub grupach spolaryzowany atom wodoru ma unikalne właściwości: brak wewnętrznych powłok elektronowych, znaczne przesunięcie pary elektronów do atomu o wysokim EO i bardzo małym rozmiarze. Dlatego wodór jest w stanie wniknąć głęboko w powłokę elektronową sąsiedniego atomu spolaryzowanego ujemnie. Jak pokazują dane spektralne, oddziaływanie donor-akceptor atomu EO jako donora i atomu wodoru jako akceptora również odgrywa znaczącą rolę w tworzeniu wiązania wodorowego. Wiązanie wodorowe może być międzycząsteczkowy Lub wewnątrzcząsteczkowy.

Wiązania wodorowe mogą występować zarówno pomiędzy różnymi cząsteczkami, jak i w obrębie cząsteczki, jeśli cząsteczka ta zawiera grupy posiadające zdolności donorowe i akceptorowe. Zatem to wewnątrzcząsteczkowe wiązania wodorowe odgrywają główną rolę w tworzeniu łańcuchów peptydowych, które determinują strukturę białek. Jednym z najbardziej znanych przykładów wpływu wewnątrzcząsteczkowego wiązania wodorowego na strukturę jest kwas dezoksyrybonukleinowy (DNA). Cząsteczka DNA jest złożona w podwójną helisę. Dwie nici tej podwójnej helisy są połączone ze sobą wiązaniami wodorowymi. Wiązanie wodorowe ma charakter pośredni między oddziaływaniami wartościowymi i międzycząsteczkowymi. Jest to związane z wyjątkowymi właściwościami spolaryzowanego atomu wodoru, jego niewielkimi rozmiarami i brakiem warstw elektronowych.

Międzycząsteczkowe i wewnątrzcząsteczkowe wiązania wodorowe.

Wiązania wodorowe występują w wielu związkach chemicznych. Powstają z reguły pomiędzy atomami fluoru, azotu i tlenu (pierwiastki najbardziej elektroujemne), rzadziej - z udziałem atomów chloru, siarki i innych niemetali. Silne wiązania wodorowe powstają w substancjach ciekłych, takich jak woda, fluorowodór, kwasy nieorganiczne zawierające tlen, kwasy karboksylowe, fenole, alkohole, amoniak i aminy. Podczas krystalizacji wiązania wodorowe w tych substancjach zwykle zostają zachowane. Dlatego ich struktury krystaliczne przyjmują postać łańcuchów (metanol), płaskich dwuwymiarowych warstw (kwas borowy) lub przestrzennych trójwymiarowych sieci (lód).

Jeśli wiązanie wodorowe łączy części jednej cząsteczki, wtedy mówimy wewnątrzcząsteczkowy wiązanie wodorowe. Dotyczy to szczególnie wielu związków organicznych (ryc. 42). Jeśli wiązanie wodorowe powstaje pomiędzy atomem wodoru jednej cząsteczki i atomem niemetalu innej cząsteczki (międzycząsteczkowe wiązanie wodorowe), wówczas cząsteczki tworzą dość mocne pary, łańcuchy, pierścienie. Zatem kwas mrówkowy występuje w postaci dimerów zarówno w stanie ciekłym, jak i gazowym:

a gazowy fluorowodór zawiera cząsteczki polimeru zawierające do czterech cząstek HF. Silne wiązania między cząsteczkami można znaleźć w wodzie, ciekłym amoniaku i alkoholach. Wszystkie węglowodany, białka i kwasy nukleinowe zawierają atomy tlenu i azotu niezbędne do tworzenia wiązań wodorowych. Wiadomo na przykład, że glukoza, fruktoza i sacharoza są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Ważną rolę odgrywają w tym wiązania wodorowe powstające w roztworze pomiędzy cząsteczkami wody i licznymi grupami OH węglowodanów.

Prawo okresowe. Nowoczesne sformułowanie prawa okresowości. Układ okresowy pierwiastków chemicznych jest graficzną ilustracją prawa okresowego. Nowoczesna wersja układu okresowego. Cechy wypełniania orbitali atomowych elektronami i powstawanie okresów. s-, p-, d-, f- Pierwiastki i ich rozmieszczenie w układzie okresowym. Grupy, okresy. Podgrupy główne i drugorzędne. Granice układu okresowego.

Odkrycie prawa okresowości.

Podstawowe prawo chemii – prawo okresowości odkrył D.I. Mendelejewa w 1869 r., w czasach, gdy atom uważano za niepodzielny i nic nie było wiadomo o jego wewnętrznej budowie. Podstawa prawa okresowego D.I. Mendelejew ustalił masy atomowe (dawniej masy atomowe) i właściwości chemiczne pierwiastków.

Układając 63 znane wówczas pierwiastki według rosnących mas atomowych, D.I. Mendelejew uzyskał naturalny (naturalny) szereg pierwiastków chemicznych, w którym odkrył okresową powtarzalność właściwości chemicznych.

Przykładowo właściwości typowego metalu litu Li powtórzono w pierwiastkach sodu Na i potasu K, właściwości typowego niemetalu fluoru F powtórzono w pierwiastkach chloru Cl, bromu Br, jodu I.

Niektóre elementy posiadają D.I. Mendelejew nie odkrył analogów chemicznych (na przykład aluminium Al i krzem Si), ponieważ takie analogi były wówczas jeszcze nieznane. Dla nich pozostawił puste przestrzenie w szeregu naturalnym i na podstawie okresowych powtórzeń przewidział ich właściwości chemiczne. Po odkryciu odpowiednich pierwiastków (analog glinu - gal Ga, analog krzemu - german Ge itp.) Przewidywania D.I. Mendelejewa zostały całkowicie potwierdzone.

Tematyka kodyfikatora Unified State Examination: Kowalencyjne wiązanie chemiczne, jego odmiany i mechanizmy powstawania. Charakterystyka wiązań kowalencyjnych (biegunowość i energia wiązania). Wiązanie jonowe. Połączenie metalowe. Wiązanie wodorowe

Wewnątrzcząsteczkowe wiązania chemiczne

Najpierw przyjrzyjmy się wiązaniam, które powstają pomiędzy cząstkami w cząsteczkach. Takie połączenia nazywane są wewnątrzcząsteczkowy.

Wiązanie chemiczne pomiędzy atomami pierwiastków chemicznych ma charakter elektrostatyczny i powstaje w wyniku oddziaływanie elektronów zewnętrznych (walencyjnych)., w mniejszym lub większym stopniu utrzymywane przez dodatnio naładowane jądra związane atomy.

Kluczową koncepcją jest tutaj ELEKTROujemność. To właśnie określa rodzaj wiązania chemicznego między atomami i właściwości tego wiązania.

to zdolność atomu do przyciągania (utrzymywania) zewnętrzny(wartościowość) elektrony. Elektroujemność zależy od stopnia przyciągania elektronów zewnętrznych do jądra i zależy przede wszystkim od promienia atomu i ładunku jądra.

Elektroujemność trudno jednoznacznie określić. L. Pauling sporządził tabelę względnych elektroujemności (w oparciu o energie wiązań cząsteczek dwuatomowych). Najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem jest fluor ze znaczeniem 4 .

Należy pamiętać, że w różnych źródłach można znaleźć różne skale i tabele wartości elektroujemności. Nie należy się tym niepokoić, ponieważ rolę odgrywa tworzenie wiązania chemicznego atomów i jest w przybliżeniu taki sam w każdym układzie.

Jeżeli jeden z atomów wiązania chemicznego A:B mocniej przyciąga elektrony, wówczas para elektronów przesuwa się w jego stronę. Więcej różnica elektroujemności atomów, tym bardziej przesuwa się para elektronów.

Jeżeli elektroujemności oddziałujących atomów są równe lub w przybliżeniu równe: EO(A)≈EO(B), wówczas wspólna para elektronów nie przesuwa się do żadnego z atomów: Odp.: B. To połączenie nazywa się kowalencyjne niepolarne.

Jeśli elektroujemności oddziałujących atomów różnią się, ale nieznacznie (różnica elektroujemności wynosi w przybliżeniu od 0,4 do 2: 0,4<ΔЭО<2 ), wówczas para elektronów zostaje przesunięta do jednego z atomów. To połączenie nazywa się kowalencyjny polarny .

Jeżeli elektroujemności oddziałujących atomów różnią się znacznie (różnica elektroujemności jest większa niż 2: ΔEO>2), wówczas jeden z elektronów zostaje prawie całkowicie przeniesiony na inny atom, wraz z utworzeniem jony. To połączenie nazywa się joński.

Podstawowe typy wiązań chemicznych − kowalencyjny, joński I metal komunikacja. Przyjrzyjmy się im bliżej.

Kowalencyjne wiązanie chemiczne

Wiązanie kowalencyjne – to wiązanie chemiczne , powstały z powodu utworzenie wspólnej pary elektronów A:B . Ponadto dwa atomy zachodzić na siebie orbitale atomowe. Wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku oddziaływania atomów o niewielkiej różnicy elektroujemności (zwykle pomiędzy dwoma niemetalami) lub atomy jednego pierwiastka.

Podstawowe właściwości wiązań kowalencyjnych

• centrum,
• nasycalność,
• biegunowość,
• polaryzowalność.

Te właściwości wiązania wpływają na właściwości chemiczne i fizyczne substancji.

Kierunek komunikacji charakteryzuje budowę chemiczną i postać substancji. Kąty między dwoma wiązaniami nazywane są kątami wiązania. Przykładowo w cząsteczce wody kąt wiązania H-O-H wynosi 104,45 o, zatem cząsteczka wody jest polarna, a w cząsteczce metanu kąt wiązania H-C-H wynosi 108 o 28′.

Nasycalność to zdolność atomów do tworzenia ograniczonej liczby kowalencyjnych wiązań chemicznych. Nazywa się liczbą wiązań, jaką może utworzyć atom.

Biegunowość wiązanie następuje w wyniku nierównomiernego rozkładu gęstości elektronów pomiędzy dwoma atomami o różnej elektroujemności. Wiązania kowalencyjne dzielą się na polarne i niepolarne.

Polaryzowalność połączenia są zdolność elektronów wiążących do przemieszczania się pod wpływem zewnętrznego pola elektrycznego(w szczególności pole elektryczne innej cząstki). Polaryzowalność zależy od ruchliwości elektronów. Im dalej elektron znajduje się od jądra, tym jest bardziej mobilny, a zatem cząsteczka jest bardziej polaryzowalna.

Kowalencyjne niepolarne wiązanie chemiczne

Istnieją 2 rodzaje wiązań kowalencyjnych – POLARNY I NIEPOLARNY .

Przykład . Rozważmy strukturę cząsteczki wodoru H2. Każdy atom wodoru na swoim zewnętrznym poziomie energii przenosi 1 niesparowany elektron. Aby wyświetlić atom, używamy struktury Lewisa - jest to schemat struktury zewnętrznego poziomu energii atomu, gdy elektrony są oznaczone kropkami. Modele struktury punktowej Lewisa są bardzo pomocne przy pracy z elementami drugiego okresu.

H. + . H = H:H

Zatem cząsteczka wodoru ma jedną wspólną parę elektronów i jedno wiązanie chemiczne H – H. Ta para elektronów nie przesuwa się do żadnego z atomów wodoru, ponieważ Atomy wodoru mają tę samą elektroujemność. To połączenie nazywa się kowalencyjne niepolarne .

Wiązanie kowalencyjne niepolarne (symetryczne). jest wiązaniem kowalencyjnym utworzonym przez atomy o równej elektroujemności (zwykle te same niemetale), a zatem o równomiernym rozkładzie gęstości elektronów pomiędzy jądrami atomów.

Moment dipolowy wiązań niepolarnych wynosi 0.

Przykłady: H2 (H-H), O2 (O=O), S 8.

Kowalencyjne polarne wiązanie chemiczne

Kowalencyjne wiązanie polarne jest wiązaniem kowalencyjnym występującym pomiędzy atomy o różnej elektroujemności (zazwyczaj, różne niemetale) i charakteryzuje się przemieszczenie wspólna para elektronów z atomem bardziej elektroujemnym (polaryzacja).

Gęstość elektronów jest przesunięta w stronę atomu bardziej elektroujemnego - dlatego pojawia się na nim częściowy ładunek ujemny (δ-), a na atomie mniej elektroujemnym pojawia się częściowy ładunek dodatni (δ+, delta +).

Im większa różnica elektroujemności atomów, tym większa biegunowość połączenia i nie tylko moment dipolowy . Dodatkowe siły przyciągające działają pomiędzy sąsiednimi cząsteczkami i ładunkami o przeciwnych znakach, co zwiększa się wytrzymałość komunikacja.

Polaryzacja wiązania wpływa na właściwości fizyczne i chemiczne związków. Mechanizmy reakcji, a nawet reaktywność sąsiednich wiązań zależą od polarności wiązania. Często decyduje polaryzacja połączenia polarność cząsteczki a tym samym bezpośrednio wpływa na takie właściwości fizyczne jak temperatura wrzenia i topnienia, rozpuszczalność w rozpuszczalnikach polarnych.

Przykłady: HCl, CO2, NH3.

Mechanizmy tworzenia wiązań kowalencyjnych

Kowalencyjne wiązania chemiczne mogą powstawać poprzez 2 mechanizmy:

1. Mechanizm wymiany tworzenie kowalencyjnego wiązania chemicznego ma miejsce, gdy każda cząstka dostarcza jeden niesparowany elektron, tworząc wspólną parę elektronów:

A . + . B= A:B

2. Tworzenie wiązania kowalencyjnego to mechanizm, w którym jedna z cząstek dostarcza samotną parę elektronów, a druga cząstka zapewnia wolny orbital dla tej pary elektronów:

A: + B= A:B

W tym przypadku jeden z atomów dostarcza samotną parę elektronów ( dawca), a drugi atom zapewnia wolny orbital dla tej pary ( akceptor). W wyniku powstania obu wiązań energia elektronów maleje, tj. jest to korzystne dla atomów.

Wiązanie kowalencyjne utworzone przez mechanizm donor-akceptor nie jest inny we właściwościach innych wiązań kowalencyjnych utworzonych w wyniku mechanizmu wymiany. Tworzenie wiązania kowalencyjnego przez mechanizm donor-akceptor jest typowe dla atomów albo z dużą liczbą elektronów na zewnętrznym poziomie energii (donory elektronów), albo odwrotnie, z bardzo małą liczbą elektronów (akceptory elektronów). Zdolności wartościowe atomów omówiono bardziej szczegółowo w odpowiedniej sekcji.

Wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku mechanizmu donor-akceptor:

- w cząsteczce tlenek węgla CO(wiązanie w cząsteczce jest potrójne, 2 wiązania powstają w wyniku mechanizmu wymiany, jedno w mechanizmie donor-akceptor): C≡O;

- V jon amonowy NH 4 +, w jonach aminy organiczne na przykład w jonie metyloamoniowym CH3-NH2+;

- V złożone związki, wiązanie chemiczne między atomem centralnym a grupami ligandów, na przykład w tetrahydroksoglinianie sodu wiązanie Na między jonami glinu i wodorotlenku;

- V kwas azotowy i jego sole- azotany: HNO 3, NaNO 3, w niektórych innych związkach azotu;

- w cząsteczce ozon O3.

Podstawowe cechy wiązań kowalencyjnych

Wiązania kowalencyjne zwykle tworzą się pomiędzy atomami niemetali. Główne cechy wiązania kowalencyjnego to długość, energia, krotność i kierunkowość.

Wielość wiązań chemicznych

Wielość wiązań chemicznych - Ten liczba wspólnych par elektronów między dwoma atomami w związku. Wielość wiązania można dość łatwo określić na podstawie wartości atomów tworzących cząsteczkę.

Na przykład , w cząsteczce wodoru H2 krotność wiązań wynosi 1, ponieważ Każdy wodór ma tylko 1 niesparowany elektron na swoim zewnętrznym poziomie energii, dlatego powstaje jedna wspólna para elektronów.

W cząsteczce tlenu O 2 krotność wiązań wynosi 2, ponieważ Każdy atom na zewnętrznym poziomie energii ma 2 niesparowane elektrony: O=O.

W cząsteczce azotu N2 krotność wiązań wynosi 3, ponieważ pomiędzy każdym atomem znajdują się 3 niesparowane elektrony na zewnętrznym poziomie energii, a atomy tworzą 3 wspólne pary elektronów N≡N.

Długość wiązania kowalencyjnego

Długość wiązania chemicznego jest odległością między środkami jąder atomów tworzących wiązanie. Określa się ją eksperymentalnymi metodami fizycznymi. Długość wiązania można w przybliżeniu oszacować za pomocą reguły addytywności, zgodnie z którą długość wiązania w cząsteczce AB jest w przybliżeniu równa połowie sumy długości wiązań w cząsteczkach A 2 i B 2:

Długość wiązania chemicznego można z grubsza oszacować przez promienie atomowe tworzenie wiązania lub poprzez wielość komunikacyjną, jeśli promienie atomów nie różnią się zbytnio.

Wraz ze wzrostem promieni atomów tworzących wiązanie wzrastać będzie jego długość.

Na przykład

Wraz ze wzrostem krotności wiązań między atomami (których promienie atomowe nie różnią się lub różnią się tylko nieznacznie), długość wiązania będzie się zmniejszać.

Na przykład . W szeregu: C–C, C=C, C≡C długość wiązania maleje.

Energia komunikacji

Miarą siły wiązania chemicznego jest energia wiązania. Energia komunikacji określona przez energię potrzebną do rozerwania wiązania i usunięcia atomów tworzących to wiązanie na nieskończenie dużą odległość od siebie.

Wiązanie kowalencyjne jest bardzo trwałe. Jego energia waha się od kilkudziesięciu do kilkuset kJ/mol. Im wyższa energia wiązania, tym większa siła wiązania i odwrotnie.

Siła wiązania chemicznego zależy od długości wiązania, polarności wiązania i krotności wiązań. Im dłuższe wiązanie chemiczne, tym łatwiej je rozerwać, a im niższa energia wiązania, tym mniejsza jest jego wytrzymałość. Im krótsze wiązanie chemiczne, tym jest ono silniejsze i tym większa jest energia wiązania.

Na przykład, w szeregu związków HF, HCl, HBr od lewej do prawej, siła wiązania chemicznego maleje, ponieważ Długość połączenia wzrasta.

Jonowe wiązanie chemiczne

Wiązanie jonowe jest wiązaniem chemicznym opartym na elektrostatyczne przyciąganie jonów.

Jony powstają w procesie przyjmowania lub oddawania elektronów przez atomy. Na przykład atomy wszystkich metali słabo utrzymują elektrony z zewnętrznego poziomu energii. Dlatego atomy metali charakteryzują się właściwości regeneracyjne- zdolność do oddawania elektronów.

Przykład. Atom sodu zawiera 1 elektron na poziomie energetycznym 3. Łatwo go oddając, atom sodu tworzy znacznie trwalszy jon Na +, o konfiguracji elektronowej neonu gazu szlachetnego Ne. Jon sodu zawiera 11 protonów i tylko 10 elektronów, zatem całkowity ładunek jonu wynosi -10+11 = +1:

+11Nie) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Nie +) 2 ) 8

Przykład. Atom chloru na swoim zewnętrznym poziomie energetycznym zawiera 7 elektronów. Aby uzyskać konfigurację stabilnego, obojętnego atomu argonu Ar, chlor musi zyskać 1 elektron. Po dodaniu elektronu powstaje stabilny jon chloru, składający się z elektronów. Całkowity ładunek jonu wynosi -1:

+17kl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 kl — ) 2 ) 8 ) 8

Notatka:

• Właściwości jonów różnią się od właściwości atomów!
• Stabilne jony mogą tworzyć się nie tylko atomy, ale również grupy atomów. Na przykład: jon amonowy NH 4 +, jon siarczanowy SO 4 2- itp. Wiązania chemiczne utworzone przez takie jony są również uważane za jonowe;
• Wiązania jonowe zwykle tworzą się między sobą metale I niemetale(grupy niemetalowe);

Powstałe jony są przyciągane na skutek przyciągania elektrycznego: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Podsumujmy wizualnie Różnica między rodzajami wiązań kowalencyjnych i jonowych:

Połączenie metalowe jest połączeniem utworzonym względnie wolne elektrony między jony metali, tworząc sieć krystaliczną.

Atomy metali zwykle znajdują się na zewnętrznym poziomie energetycznym od jednego do trzech elektronów. Promienie atomów metali z reguły są duże - dlatego atomy metali, w przeciwieństwie do niemetali, dość łatwo oddają swoje zewnętrzne elektrony, tj. są silnymi środkami redukującymi.

Oddając elektrony, atomy metali zamieniają się w jony naładowane dodatnio . Odłączone elektrony są stosunkowo wolne ruszają się pomiędzy dodatnio naładowanymi jonami metali. Pomiędzy tymi cząsteczkami powstaje połączenie, ponieważ wspólne elektrony utrzymują razem kationy metali ułożone warstwowo , tworząc w ten sposób dość silny metalowa sieć krystaliczna . W tym przypadku elektrony poruszają się w sposób ciągły chaotycznie, tj. Stale pojawiają się nowe neutralne atomy i nowe kationy.

Oddziaływania międzycząsteczkowe

Osobno warto rozważyć interakcje zachodzące między poszczególnymi cząsteczkami substancji - oddziaływania międzycząsteczkowe . Oddziaływania międzycząsteczkowe to rodzaj oddziaływania pomiędzy atomami obojętnymi, w którym nie pojawiają się nowe wiązania kowalencyjne. Siły oddziaływania między cząsteczkami zostały odkryte przez Van der Waalsa w 1869 roku i nazwane jego imieniem Siły Van dar Waalsa. Siły Van der Waalsa dzielą się na orientacja, wprowadzenie I dyspersyjny . Energia oddziaływań międzycząsteczkowych jest znacznie mniejsza niż energia wiązań chemicznych.

Orientacyjne siły przyciągania zachodzą pomiędzy cząsteczkami polarnymi (oddziaływanie dipol-dipol). Siły te występują pomiędzy cząsteczkami polarnymi. Oddziaływania indukcyjne jest oddziaływaniem pomiędzy cząsteczką polarną i niepolarną. Cząsteczka niepolarna ulega polaryzacji w wyniku działania cząsteczki polarnej, która generuje dodatkowe przyciąganie elektrostatyczne.

Szczególnym rodzajem interakcji międzycząsteczkowych są wiązania wodorowe. - są to międzycząsteczkowe (lub wewnątrzcząsteczkowe) wiązania chemiczne powstające pomiędzy cząsteczkami posiadającymi silnie polarne wiązania kowalencyjne - H-F, H-O lub H-N. Jeśli w cząsteczce są takie wiązania, to między cząsteczkami będą dodatkowe siły przyciągające .

Mechanizm edukacyjny wiązanie wodorowe jest częściowo elektrostatyczne, a częściowo donor-akceptor. W tym przypadku donorem pary elektronów jest atom pierwiastka silnie elektroujemnego (F, O, N), a akceptorem są połączone z tymi atomami atomy wodoru. Wiązania wodorowe charakteryzują się centrum w kosmosie i nasycenie

Wiązania wodorowe można oznaczyć kropkami: H ··· O. Im większa elektroujemność atomu związanego z wodorem i im mniejszy jest jego rozmiar, tym silniejsze jest wiązanie wodorowe. Jest to typowe przede wszystkim dla połączeń fluor z wodorem , a także do tlen i wodór , mniej azot z wodorem .

Wiązania wodorowe występują pomiędzy następującymi substancjami:

— fluorowodór HF(gaz, roztwór fluorowodoru w wodzie – kwas fluorowodorowy), woda H 2 O (para wodna, lód, woda w stanie ciekłym):

— roztwór amoniaku i amin organicznych- pomiędzy cząsteczkami amoniaku i wody;

— związki organiczne, w których występują wiązania O-H lub N-H: alkohole, kwasy karboksylowe, aminy, aminokwasy, fenole, anilina i jej pochodne, białka, roztwory węglowodanów - monosacharydów i disacharydów.

Wiązania wodorowe wpływają na właściwości fizyczne i chemiczne substancji. Zatem dodatkowe przyciąganie między cząsteczkami utrudnia wrzenie substancji. Substancje posiadające wiązania wodorowe wykazują nieprawidłowy wzrost temperatury wrzenia.

Na przykład Z reguły wraz ze wzrostem masy cząsteczkowej obserwuje się wzrost temperatury wrzenia substancji. Jednak w wielu substancjach H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te nie obserwujemy liniowej zmiany temperatur wrzenia.

Mianowicie o godz temperatura wrzenia wody jest nienormalnie wysoka - nie mniej niż -61 o C, jak pokazuje nam linia prosta, ale znacznie więcej, +100 o C. Anomalię tę tłumaczy się obecnością wiązań wodorowych pomiędzy cząsteczkami wody. Dlatego w normalnych warunkach (0-20 o C) woda jest płyn według stanu fazowego.