Wiązanie chemiczne- oddziaływanie elektrostatyczne pomiędzy elektronami i jądrami, prowadzące do powstania cząsteczek.
Wiązania chemiczne tworzą elektrony walencyjne. W przypadku pierwiastków s i p elektronami walencyjnymi są elektrony warstwy zewnętrznej, w przypadku pierwiastków d - elektrony s warstwy zewnętrznej i elektrony d warstwy przedzewnętrznej. Kiedy tworzy się wiązanie chemiczne, atomy uzupełniają swoją zewnętrzną powłokę elektronową, tworząc powłokę odpowiedniego gazu szlachetnego.
Długość łącza- średnia odległość między jądrami dwóch chemicznie związanych atomów.
Energia wiązań chemicznych- ilość energii potrzebna do rozerwania wiązania i wyrzucenia fragmentów cząsteczki na nieskończenie dużą odległość.
Kąt wiązania- kąt między liniami łączącymi chemicznie związane atomy.
Znane są następujące główne typy wiązań chemicznych: kowalencyjne (polarne i niepolarne), jonowe, metaliczne i wodór.
kowalencyjny zwane wiązaniem chemicznym powstałym w wyniku utworzenia wspólnej pary elektronów.
Jeżeli wiązanie tworzy para wspólnych elektronów, w równym stopniu należących do obu łączących się atomów, wówczas nazywa się to wiązaniem kowalencyjne wiązanie niepolarne. To wiązanie występuje na przykład w cząsteczkach H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2. Pomiędzy identycznymi atomami występuje kowalencyjne wiązanie niepolarne, a łącząca je chmura elektronów jest równomiernie rozłożona pomiędzy nimi.
W cząsteczkach między dwoma atomami można utworzyć różną liczbę wiązań kowalencyjnych (na przykład jedno w cząsteczkach halogenu F2, Cl2, Br2, I2, trzy w cząsteczce azotu N2).
Kowalencyjne wiązanie polarne zachodzi pomiędzy atomami o różnej elektroujemności. Tworząca go para elektronów jest przesunięta w stronę atomu bardziej elektroujemnego, ale pozostaje związana z obydwoma jądrami. Przykłady związków z kowalencyjnym wiązaniem polarnym: HBr, HI, H2S, N2O itp.
joński nazywany granicznym przypadkiem wiązania polarnego, w którym para elektronów jest całkowicie przenoszona z jednego atomu na drugi, a związane cząstki zamieniają się w jony.
Ściśle mówiąc, do związków z wiązaniami jonowymi można zaliczyć tylko związki, dla których różnica elektroujemności jest większa niż 3, ale znanych jest bardzo niewiele takich związków. Należą do nich fluorki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych. Konwencjonalnie uważa się, że wiązanie jonowe zachodzi pomiędzy atomami pierwiastków, których różnica elektroujemności jest większa niż 1,7 w skali Paulinga. Przykłady związków z wiązaniami jonowymi: NaCl, KBr, Na 2 O. Skala Paulinga zostanie omówiona szerzej w kolejnej lekcji.
Metal nazywamy wiązaniem chemicznym pomiędzy jonami dodatnimi w kryształach metalu, które powstaje w wyniku przyciągania elektronów poruszających się swobodnie w krysztale metalu.
Atomy metali przekształcają się w kationy, tworząc metaliczną sieć krystaliczną. Są one utrzymywane w tej siatce przez elektrony wspólne dla całego metalu (gaz elektronowy).
Zadania szkoleniowe
1. Każda z substancji, których wzory są utworzone przez kowalencyjne wiązanie niepolarne
1) O 2, H 2, N 2
2) Al, O 3, H 2 SO 4
3) Na, H2, NaBr
4) H 2 O, O 3, Li 2 SO 4
2. Każda z substancji, której wzory są utworzone przez kowalencyjne wiązanie polarne
1) O 2, H 2 SO 4, N 2
2) H 2 SO 4, H 2 O, HNO 3
3) NaBr, H3PO4, HCl
4) H 2 O, O 3, Li 2 SO 4
3. Każda z substancji, której wzory tworzą wyłącznie wiązania jonowe
1) CaO, H 2 SO 4, N 2
2) BaSO 4, BaCl 2, BaNO 3
3) NaBr, K3PO4, HCl
4) RbCl, Na2S, LiF
4. Wiązanie metali jest typowe dla elementów listowych
1) Ba, Rb, Se
2) Cr, Ba, Si
3) Na, P, Mg
4) Rb, Na, Cs
5. Odpowiednio są to związki posiadające tylko jonowe i tylko kowalencyjne wiązania polarne
1) HCl i Na2S
2) Cr i Al(OH) 3
3) NaBr i P 2 O 5
4) P 2 O 5 i CO 2
6. Pomiędzy pierwiastkami powstają wiązania jonowe
1) chlor i brom
2) brom i siarka
3) cez i brom
4) fosfor i tlen
7. Pomiędzy pierwiastkami tworzy się kowalencyjne wiązanie polarne
1) tlen i potas
2) siarka i fluor
3) brom i wapń
4) rubid i chlor
8. W lotnych związkach wodoru pierwiastków z grupy VA trzeciego okresu wiązanie chemiczne
1) kowalencyjny polarny
2) kowalencyjny niepolarny
3) jonowy
4) metal
9. W wyższych tlenkach pierwiastków III okresu rodzaj wiązania chemicznego zmienia się wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka
1) od wiązania jonowego do kowalencyjnego wiązania polarnego
2) od metalicznego do kowalencyjnego niepolarnego
3) z kowalencyjnego wiązania polarnego do wiązania jonowego
4) z kowalencyjnego wiązania polarnego do wiązania metalicznego
10. Długość wiązania chemicznego E – H wzrasta w wielu substancjach
1) HI – PH 3 – HCl
2) PH 3 – HCl – H 2 S
3) HI – HCl – H2S
4) HCl – H 2 S – PH 3
11. Długość wiązania chemicznego E – H zmniejsza się w wielu substancjach
1) NH3 – H2O – HF
2) PH 3 – HCl – H 2 S
3) HF – H 2 O – HCl
4) HCl – H2S – HBr
12. Liczba elektronów biorących udział w tworzeniu wiązań chemicznych w cząsteczce chlorowodoru wynosi
1) 4
2) 2
3) 6
4) 8
13. Liczba elektronów biorących udział w tworzeniu wiązań chemicznych w cząsteczce P 2 O 5 wynosi
1) 4
2) 20
3) 6
4) 12
14. W chlorku fosforu (V) wiązanie chemiczne to
1) jonowy
2) kowalencyjny polarny
3) kowalencyjny niepolarny
4) metal
15. Najbardziej polarne wiązanie chemiczne w cząsteczce
1) fluorowodór
2) chlorowodór
3) woda
4) siarkowodór
16. Najmniej polarne wiązanie chemiczne w cząsteczce
1) chlorowodór
2) bromowodór
3) woda
4) siarkowodór
17. Ze względu na wspólną parę elektronów w substancji powstaje wiązanie
1) mgr
2) H2
3) NaCl
4) CaCl2
18. Wiązanie kowalencyjne powstaje pomiędzy pierwiastkami o liczbie atomowej
1) 3 i 9
2) 11 i 35
3) 16 i 17
4) 20 i 9
19. Wiązanie jonowe powstaje pomiędzy pierwiastkami o liczbie atomowej
1) 13 i 9
2) 18 i 8
3) 6 i 8
4) 7 i 17
20. Na liście substancji, których wzory są związkami zawierającymi tylko wiązania jonowe, jest to
1) NaF, CaF 2
2) NaNO 3, N 2
3) O 2, SO 3
4) Ca(NO 3) 2, AlCl 3
Definicja
Wiązanie kowalencyjne to wiązanie chemiczne utworzone przez atomy dzielące swoje elektrony walencyjne. Warunkiem powstania wiązania kowalencyjnego jest nakładanie się orbitali atomowych (AO), w których znajdują się elektrony walencyjne. W najprostszym przypadku nakładanie się dwóch AO prowadzi do powstania dwóch orbitali molekularnych (MO): MO wiążącego i MO antywiązania (antywiązania). Wspólne elektrony znajdują się w wiązaniu o niższej energii MO:
Komunikacja Edukacyjna
Wiązanie kowalencyjne (wiązanie atomowe, wiązanie homeopolarne) - wiązanie pomiędzy dwoma atomami na skutek współdzielenia elektronów przez dwa elektrony - po jednym z każdego atomu:
A. + B. -> A: B
Z tego powodu relacja homeopolarna jest kierunkowa. Para elektronów wykonująca wiązanie należy jednocześnie do obu związanych atomów, np.:
| .. | .. | .. | |||||||||
| : | kl | : | kl | : | H | : | O | : | H | ||
| .. | .. | .. |
Rodzaje wiązań kowalencyjnych
Wyróżnia się trzy rodzaje kowalencyjnych wiązań chemicznych, różniące się mechanizmem ich powstawania:
1. Proste wiązanie kowalencyjne. Do jego powstania każdy atom dostarcza jeden niesparowany elektron. Kiedy tworzy się proste wiązanie kowalencyjne, ładunki formalne atomów pozostają niezmienione. Jeśli atomy tworzące proste wiązanie kowalencyjne są takie same, to prawdziwe ładunki atomów w cząsteczce są również takie same, ponieważ atomy tworzące wiązanie w równym stopniu posiadają wspólną parę elektronów, takie wiązanie nazywa się kowalencyjnym niepolarnym obligacja. Jeżeli atomy są różne, to o stopniu posiadania wspólnej pary elektronów decyduje różnica elektroujemności atomów, atom o większej elektroujemności ma w większym stopniu parę wiążących się elektronów, a zatem jego prawdziwa ładunek ma znak ujemny, atom o niższej elektroujemności otrzymuje ten sam ładunek, ale ze znakiem dodatnim.
Wiązania Sigma (σ)-, pi (π) są przybliżonym opisem rodzajów wiązań kowalencyjnych w cząsteczkach związków organicznych; wiązanie σ charakteryzuje się tym, że gęstość chmury elektronów jest maksymalna wzdłuż osi łączącej jądra atomowe. Kiedy tworzy się wiązanie π, następuje tzw. boczne nakładanie się chmur elektronów, a gęstość chmury elektronów jest maksymalna „powyżej” i „poniżej” płaszczyzny wiązania σ. Weźmy na przykład etylen, acetylen i benzen.
W cząsteczce etylenu C 2 H 4 występuje wiązanie podwójne CH 2 = CH 2, jego wzór elektroniczny: H:C::C:H. Jądra wszystkich atomów etylenu znajdują się w tej samej płaszczyźnie. Trzy chmury elektronów każdego atomu węgla tworzą trzy wiązania kowalencyjne z innymi atomami w tej samej płaszczyźnie (z kątami między nimi około 120°). Chmura czwartego elektronu walencyjnego atomu węgla znajduje się powyżej i poniżej płaszczyzny cząsteczki. Takie chmury elektronów obu atomów węgla, częściowo zachodzące na siebie powyżej i poniżej płaszczyzny cząsteczki, tworzą drugie wiązanie pomiędzy atomami węgla. Pierwsze, silniejsze wiązanie kowalencyjne między atomami węgla nazywa się wiązaniem σ; drugie, słabsze wiązanie kowalencyjne nazywa się wiązaniem π.
W liniowej cząsteczce acetylenu
N-S≡S-N (N: S::: S: N)
istnieją wiązania σ między atomami węgla i wodoru, jedno wiązanie σ między dwoma atomami węgla i dwa wiązania π między tymi samymi atomami węgla. Dwa wiązania π znajdują się nad sferą działania wiązania σ w dwóch wzajemnie prostopadłych płaszczyznach.
Wszystkie sześć atomów węgla cyklicznej cząsteczki benzenu C 6 H 6 leży w tej samej płaszczyźnie. Pomiędzy atomami węgla w płaszczyźnie pierścienia występują wiązania σ; Każdy atom węgla ma takie same wiązania z atomami wodoru. Atomy węgla wydają trzy elektrony, aby utworzyć te wiązania. Chmury czwartych elektronów walencyjnych atomów węgla, w kształcie ósemek, są rozmieszczone prostopadle do płaszczyzny cząsteczki benzenu. Każda taka chmura pokrywa się w równym stopniu z chmurami elektronów sąsiadujących atomów węgla. W cząsteczce benzenu nie powstają trzy oddzielne wiązania π, ale pojedynczy układ elektronów π składający się z sześciu elektronów, wspólny dla wszystkich atomów węgla. Wiązania między atomami węgla w cząsteczce benzenu są dokładnie takie same.
Wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku podziału elektronów (tworząc wspólne pary elektronów), co następuje podczas nakładania się chmur elektronów. Tworzenie wiązania kowalencyjnego obejmuje chmury elektronów dwóch atomów. Istnieją dwa główne typy wiązań kowalencyjnych:
- Kowalencyjne wiązanie niepolarne powstaje pomiędzy atomami niemetali tego samego pierwiastka chemicznego. Proste substancje, na przykład O 2, mają takie połączenie; N2; C 12.
- Polarne wiązanie kowalencyjne powstaje pomiędzy atomami różnych niemetali.
Zobacz też
Literatura
- „Chemical Encyclopedic Dictionary”, M., „Soviet Encyclopedia”, 1983, s. 264.
| Chemia organiczna |
|---|
| Lista związków organicznych |
| Chemia strukturalna | |
|---|---|
| Wiązanie chemiczne: | Aromatyczność | Wiązanie kowalencyjne| Wiązanie jonowe | Połączenie metalowe | Wiązanie wodorowe | Więź dawca-akceptor | Tautomeryzm |
| Wyświetlanie struktury: | Grupa funkcjonalna | Wzór strukturalny | Wzór chemiczny | Ligand |
| Właściwości elektroniczne: | Elektroujemność | Powinowactwo elektronowe | Energia jonizacji | Dipol | Reguła oktetu |
| Stereochemia: | Atom asymetryczny | Izomeria | Konfiguracja | Chiralność | Struktura |
Fundacja Wikimedia. 2010.
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 położenia, w którym 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.
Wiązanie kowalencyjne to wiązanie atomów za pomocą wspólnych (wspólnych między nimi) par elektronów. W słowie „kowalencyjny” przedrostek „co-” oznacza „wspólny udział”. A „walens” przetłumaczony na rosyjski oznacza siłę, zdolność. W tym przypadku mamy na myśli zdolność atomów do wiązania się z innymi atomami.
Kiedy powstaje wiązanie kowalencyjne, atomy łączą swoje elektrony jak we wspólną „skarbonkę” - orbital molekularny, który powstaje z powłok atomowych poszczególnych atomów. Ta nowa powłoka zawiera możliwie kompletną liczbę elektronów i zastępuje atomy ich własnymi, niekompletnymi powłokami atomowymi.
Pomysły dotyczące mechanizmu powstawania cząsteczki wodoru zostały rozszerzone na bardziej złożone cząsteczki. Opracowaną na tej podstawie teorię wiązań chemicznych nazwano metoda wiązań walencyjnych (metoda VS). Metoda BC opiera się na następujących założeniach:
1) Wiązanie kowalencyjne tworzą dwa elektrony o przeciwnych spinach, a ta para elektronów należy do dwóch atomów.
2) Im bardziej chmury elektronów zachodzą na siebie, tym silniejsze jest wiązanie kowalencyjne.
Kombinacje dwuelektronowych wiązań dwucentrowych, odzwierciedlające strukturę elektronową cząsteczki, nazywane są schematami walencyjnymi. Przykłady konstrukcji obwodów walencyjnych:
Schematy walencyjne najwyraźniej ucieleśniają reprezentacje Chwytak o tworzeniu wiązania chemicznego poprzez współdzielenie elektronów z utworzeniem powłoki elektronowej gazu szlachetnego: za wodór– dwóch elektronów (powłoka On), Dla azot– ośmiu elektronów (powłoka Nie).
29. Wiązania kowalencyjne niepolarne i polarne.
Jeśli cząsteczka dwuatomowa składa się z atomów jednego pierwiastka, wówczas chmura elektronów jest rozmieszczona w przestrzeni symetrycznie względem jąder atomowych. Takie wiązanie kowalencyjne nazywa się niepolarnym. Jeśli między atomami różnych pierwiastków powstanie wiązanie kowalencyjne, wówczas wspólna chmura elektronów zostanie przesunięta w stronę jednego z atomów. W tym przypadku wiązanie kowalencyjne jest polarne.
W wyniku powstania polarnego wiązania kowalencyjnego atom bardziej elektroujemny uzyskuje częściowy ładunek ujemny, a atom o mniejszej elektroujemności uzyskuje częściowy ładunek dodatni. Ładunki te nazywane są zwykle ładunkami efektywnymi atomów w cząsteczce. Mogą mieć wartość ułamkową.
30. Metody wyrażania wiązań kowalencyjnych.
Istnieją dwa główne sposoby edukacji wiązanie kowalencyjne * .
1) Para elektronów tworząca wiązanie może powstać w wyniku niesparowania elektrony, dostępny w wersji unexcited atomy. Wzrostowi liczby utworzonych wiązań kowalencyjnych towarzyszy uwolnienie większej ilości energii niż jest zużywana na wzbudzenie atomu. Ponieważ wartościowość atomu zależy od liczby niesparowanych elektronów, wzbudzenie prowadzi do wzrostu wartościowości. W przypadku atomów azotu, tlenu i fluoru liczba niesparowanych elektronów nie wzrasta, ponieważ na drugim poziomie nie ma wolnych miejsc pracy orbitale*, a ruch elektronów na trzeci poziom kwantowy wymaga znacznie więcej energii niż ta, która zostałaby uwolniona podczas tworzenia dodatkowych wiązań. Zatem, gdy atom jest wzbudzony, następuje przejście elektronów do wolnychorbitale możliwe tylko w obrębie jednego poziomu energii.
2) Wiązania kowalencyjne mogą powstawać dzięki sparowanym elektronom obecnym w zewnętrznej warstwie elektronowej atomu. W takim przypadku drugi atom musi mieć wolny orbital na zewnętrznej warstwie. Atom, który dostarcza parę elektronów do utworzenia wiązania kowalencyjnego *, nazywany jest donorem, a atom zapewniający pusty orbital nazywany jest akceptorem. Powstałe w ten sposób wiązanie kowalencyjne nazywa się wiązaniem donor-akceptor. W kationie amonowym wiązanie to ma absolutnie identyczne właściwości z pozostałymi trzema wiązaniami kowalencyjnymi utworzonymi pierwszą metodą, dlatego określenie „donor-akceptor” nie oznacza żadnego specjalnego rodzaju wiązania, a jedynie sposób jego tworzenia.
Substancje o strukturze molekularnej powstają w wyniku specjalnego rodzaju wzajemnych połączeń. Wiązanie kowalencyjne w cząsteczce, polarne lub niepolarne, nazywane jest również wiązaniem atomowym. Nazwa ta pochodzi od łacińskiego „co” – „razem” i „vales” – „mieć siłę”. W tej metodzie tworzenia związków para elektronów jest dzielona między dwa atomy.
Co to są wiązania kowalencyjne polarne i niepolarne? Jeśli w ten sposób powstanie nowy związek, tosocjalizacja par elektronowych. Zazwyczaj takie substancje mają strukturę molekularną: H2, O3, HCl, HF, CH4.
Istnieją również substancje niemolekularne, w których atomy są połączone w ten sposób. Są to tak zwane kryształy atomowe: diament, dwutlenek krzemu, węglik krzemu. W nich każda cząstka jest połączona z czterema innymi, tworząc bardzo mocny kryształ. Kryształy o strukturze molekularnej zwykle nie są zbyt mocne.
Właściwości tej metody tworzenia związków:
- wielość;
- kierunek;
- stopień polaryzacji;
- polaryzowalność;
- łączenie w pary.
Krotność to liczba współdzielonych par elektronów. Może być od jednego do trzech. Tlen nie ma wystarczającej liczby elektronów, aby wypełnić swoją powłokę, więc będzie podwójny. W cząsteczce azotu N2 jest potrójny.
Polaryzowalność - możliwość utworzenia kowalencyjnego wiązania polarnego i niepolarnego. Co więcej, może być mniej lub bardziej polarny, bliżej jonowy lub odwrotnie - jest to właściwość stopnia polarności.
Kierunkowość oznacza, że atomy mają tendencję do łączenia się w taki sposób, aby zachować między nimi możliwie największą gęstość elektronów. Mówienie o kierunkowości ma sens, gdy orbitale p lub d są połączone. Orbitale S są sferycznie symetryczne, dla nich wszystkie kierunki są równoważne. W orbitali p niepolarne lub polarne wiązanie kowalencyjne jest skierowane wzdłuż ich osi, tak że dwie „ósemki” nakładają się na wierzchołki. To jest wiązanie σ. Istnieją również słabsze wiązania π. W przypadku orbitali p „osiem” orbitali zachodzi na siebie bokami bocznymi poza osią cząsteczki. W przypadku podwójnym lub potrójnym orbitale p tworzą jedno wiązanie σ, a reszta będzie typu π.
Koniugacja to naprzemienność liczb pierwszych i wielokrotności, dzięki czemu cząsteczka jest bardziej stabilna. Ta właściwość jest charakterystyczna dla złożonych związków organicznych.
Rodzaje i metody tworzenia wiązań chemicznych
Biegunowość
Ważny! Jak ustalić, czy przed nami znajdują się substancje posiadające niepolarne wiązanie kowalencyjne lub polarne? To bardzo proste: pierwszy zawsze występuje pomiędzy identycznymi atomami, a drugi - pomiędzy różnymi atomami, które mają nierówną elektroujemność.
Przykłady kowalencyjnych wiązań niepolarnych - substancje proste:
- wodór H2;
- azot N2;
- tlen O2;
- chlor Cl2.
Schemat tworzenia kowalencyjnego wiązania niepolarnego pokazuje, że łącząc parę elektronów, atomy mają tendencję do uzupełniania zewnętrznej powłoki do 8 lub 2 elektronów. Na przykład fluorowi brakuje jednego elektronu do powłoki ośmioelektronowej. Po utworzeniu wspólnej pary elektronów zostanie ona wypełniona. Powszechnym wzorem substancji z kowalencyjnym wiązaniem niepolarnym jest cząsteczka dwuatomowa.
Polar zwykle łączy tylko:
- H2O;
- CH4.
Ale są wyjątki, takie jak AlCl3. Aluminium ma właściwość amfoteryczności, to znaczy w niektórych związkach zachowuje się jak metal, a w innych jak niemetal. Różnica elektroujemności w tym związku jest niewielka, więc aluminium łączy się z chlorem w ten sposób, a nie według typu jonowego.
W tym przypadku cząsteczkę tworzą różne pierwiastki, ale różnica elektroujemności nie jest tak duża, aby elektron został całkowicie przeniesiony z jednego atomu na drugi, jak w substancjach o strukturze jonowej.
Schematy tworzenia tego typu struktury kowalencyjnej pokazują, że gęstość elektronów przesuwa się do atomu bardziej elektroujemnego, to znaczy wspólna para elektronów jest bliżej jednego z nich niż drugiego. Części cząsteczki uzyskują ładunek, który jest oznaczony grecką literą delta. Na przykład w chlorowodorze chlor staje się bardziej naładowany ujemnie, a wodór bardziej dodatnio. Ładunek będzie częściowy, a nie cały, jak w przypadku jonów.
Ważny! Polaryzacji wiązania nie należy mylić z polarnością molekularną. Na przykład w metanie CH4 atomy są związane polarnie, ale sama cząsteczka jest niepolarna.
Przydatne wideo: polarne i niepolarne wiązania kowalencyjne
Mechanizm edukacyjny
Tworzenie nowych substancji może nastąpić poprzez mechanizm wymiany lub donor-akceptor. W tym przypadku orbitale atomowe są łączone. Powstaje jeden lub więcej orbitali molekularnych. Różnią się tym, że obejmują oba atomy. Podobnie jak elektron atomowy, może zawierać nie więcej niż dwa elektrony, a ich spiny również muszą być w różnych kierunkach.
Jak ustalić, który mechanizm jest zaangażowany? Można tego dokonać na podstawie liczby elektronów na orbitali zewnętrznych.
Giełda
W tym przypadku para elektronów na orbicie molekularnym jest utworzona z dwóch niesparowanych elektronów, z których każdy należy do własnego atomu. Każdy z nich stara się wypełnić swoją zewnętrzną powłokę elektronową i uczynić ją stabilną ośmio- lub dwuelektronową. W ten sposób zwykle powstają substancje o budowie niepolarnej.
Rozważmy na przykład kwas solny HCl. Wodór ma jeden elektron na swoim zewnętrznym poziomie. Chlor ma siedem. Po narysowaniu schematów powstawania dla niego struktury kowalencyjnej zobaczymy, że każdemu z nich brakuje jednego elektronu do wypełnienia zewnętrznej powłoki. Dzieląc między sobą parę elektronów, będą w stanie ukończyć zewnętrzną powłokę. Tę samą zasadę stosuje się do tworzenia dwuatomowych cząsteczek prostych substancji, na przykład wodoru, tlenu, chloru, azotu i innych niemetali.
Mechanizm edukacyjny
Dawca-akceptor
W drugim przypadku oba elektrony stanowią samotną parę i należą do tego samego atomu (dawcy). Drugi (akceptor) ma pusty orbital.
Wzór substancji z utworzonym w ten sposób kowalencyjnym wiązaniem polarnym, na przykład jon amonowy NH 4 +. Powstaje z jonu wodoru, który ma pusty orbital, oraz amoniaku NH3, który zawiera jeden „dodatkowy” elektron. Para elektronów z amoniaku jest uspołeczniona.
Hybrydyzacja
Kiedy para elektronów jest współdzielona pomiędzy orbitalami o różnych kształtach, takimi jak s i p, powstaje hybrydowa chmura elektronów sp. Takie orbitale bardziej się pokrywają, więc wiążą się mocniej.
Tak zbudowane są cząsteczki metanu i amoniaku. W cząsteczce metanu CH 4 powinny powstać trzy wiązania w orbitali p i jedno w s. Zamiast tego orbital hybrydyzuje z trzema orbitalami p, w wyniku czego powstają trzy orbitale hybrydowe sp3 w kształcie wydłużonych kropelek. Dzieje się tak, ponieważ elektrony 2s i 2p mają podobne energie, oddziałują ze sobą, gdy łączą się z innym atomem. Następnie można utworzyć orbital hybrydowy. Powstała cząsteczka ma kształt czworościanu, w którego wierzchołkach znajduje się wodór.
Inne przykłady substancji z hybrydyzacją:
- acetylen;
- benzen;
- diament;
- woda.
Węgiel charakteryzuje się hybrydyzacją sp3, dlatego często występuje w związkach organicznych.
Przydatne wideo: polarne wiązanie kowalencyjne
Wniosek
Wiązanie kowalencyjne, polarne lub niepolarne, jest charakterystyczne dla substancji o strukturze molekularnej. Atomy jednego pierwiastka są wiązane niepolarnie, natomiast atomy różnych pierwiastków są wiązaniami polarnymi, ale o nieco innej elektroujemności. Zwykle w ten sposób łączone są elementy niemetalowe, ale zdarzają się wyjątki, np. aluminium.