Mechanizmus vytvárania viacnásobného spojenia. Kovalentná väzba: polárna a nepolárna, vlastnosti a príklady. Tvorba väzieb rekombináciou atómov

KS - väzba uskutočnená v dôsledku elektrónového páru patriaceho k obom atómom.

Podmienky vzniku COP: vzniká medzi atómami s vysokou elektronegativitou. (elektróny - schopnosť atómov priťahovať elektróny k sebe).

∆Χ je rozdiel elektronegativity 2 atómov, ak je ∆Χ≤1,4, väzba je polárna

KS m.b. vytvorené:

1 - medzi ľubovoľnými atómami nekovov (pretože všetky nekovy majú vysoké hodnoty elektrickej separácie), pr: HCl, hodnoty elektrickej separácie - podľa tabuliek pre H \u003d 2,1, pre Cl \u003d 3,1, - ∆Χ \u003d 3,1-2,1 \u003d 1 \u003c1,4, táto väzba je kovalentná a polárna.

2 - medzi atómami nekovu a kovu, ak je kov vo vysokom oxidačnom stave, napríklad: CrCl6 pre Cr \u003d 2,4, ∆Χ \u003d 3,1-2,4 \u003d 0,7 \u003c1,4 je kovalentná polárna väzba.

Mechanizmy tvorby CS:

1- výmenný mechanizmus - 2 atómy si vymieňajú elektróny a vytvárajú spoločný elektrónový pár, ktorý patrí obom a nazýva sa „zdieľaný“. Príkladom sú molekuly prchavých anorganických zlúčenín: HCl, H20, H2S, NH3 atď. Tvorbu molekuly HCl možno znázorniť schémou H. +. Сl: \u003d Н: Cl: Elektrónový pár je posunutý smerom k atómu chlóru, pretože relatívna elektronegativita atómu chlóru (2.83) je vyššia ako atóm vodíka (2.1).

2 - mechanizmus darca-príjemca: - spočíva v tom, že dvojica elektrónov jedného atómu (donora) zaberá voľnú obežnú dráhu iného atómu (akceptora). Uvažujme ako príklad mechanizmus tvorby amónneho iónu. V molekule amoniaku má atóm dusíka osamelý pár elektrónov, dvoj elektrónový mrak) :.

Vodíkový ión má voľný (nevyplnený) 1s-orbitál, ktorý možno označiť ako □ H +. Keď sa vytvorí amónny ión, dvojatrónový oblak dusíka sa stane bežným pre atómy dusíka a vodíka, t.j. mení sa na molekulárny elektrónový mrak. To znamená, že sa objaví štvrtá kovalentná väzba. Tvorbu amónneho iónu je možné znázorniť na diagrame

+ □ H + →

Náboj vodíkového iónu sa stáva bežným (je delokalizovaný, t. J. Rozptýlený medzi všetkými atómami) a dvojelektrónový oblak (osamelý elektrónový pár) patriaci k dusíku sa stáva bežným s vodíkom.

Kovalentná väzba je polárna (komplexné molekuly) a nepolárna (jednoduché molekuly).

Vlastnosti kovalentnej väzby

Kovalentná väzba má množstvo dôležitých vlastností. Medzi ne patrí sýtosť a zaostrenie.

Sýtosť - charakteristická vlastnosť kovalentnej väzby. Prejavuje sa to v schopnosti atómov vytvárať obmedzený počet kovalentných väzieb. Je to tak kvôli skutočnosti, že jeden orbitál atómu sa môže podieľať na tvorbe iba jednej kovalentnej chemickej väzby. Táto vlastnosť určuje zloženie molekulárnych chemických zlúčenín. Takže pri interakcii atómov vodíka vzniká molekula cule 2, a nie not 3. Tretí atóm vodíka sa nemôže spojiť, pretože spin jeho elektrónu bude rovnobežný s spinom jedného z párových elektrónov v molekule. Schopnosť vytvárať jeden alebo iný počet kovalentných väzieb v atómoch rôznych prvkov je obmedzená získaním maximálneho počtu nepárových valenčných elektrónov.

Zameranie - vlastnosť kovalentnej väzby, ktorá určuje geometrickú štruktúru molekuly. Dôvod smerovosti spojenia spočíva v tom, že prekrývanie elektrónových orbitálov je možné iba vtedy, ak majú určitú vzájomnú orientáciu, ktorá poskytuje najvyššiu hustotu elektrónov v oblasti ich prekrytia. V takom prípade sa vytvorí najsilnejšia chemická väzba.

Kovalentná väzba je väzba, ktorá najčastejšie viaže atómy nekovov v molekulách a kryštáloch. Hovoríme o tom, aký druh chemickej väzby sa v tomto článku nazýva kovalentný.

Čo je to kovalentná chemická väzba?

Kovalentná chemická väzba je väzba uskutočňovaná tvorbou bežných (väzbových) elektrónových párov.

Ak je medzi dvoma atómami jeden spoločný elektrónový pár, potom sa takáto väzba nazýva jednoduchá (obyčajná), ak dve - dvojité, ak tri - trojné.

Väzba je obvykle označovaná vodorovnou čiarou medzi atómami. Napríklad v molekule vodíka je jednoduchá väzba: H-H; v molekule kyslíka je dvojitá väzba: O \u003d O; v molekule dusíka je trojitá väzba:

Obrázok: 1. Trojitá väzba v molekule dusíka.

Čím vyšší je pomer väzby, tým silnejšia je molekula: prítomnosť trojitej väzby vysvetľuje vysokú chemickú stabilitu molekúl dusíka.

Tvorba a typy kovalentných väzieb

Existujú dva mechanizmy na vytvorenie kovalentnej väzby: výmenný mechanizmus a mechanizmus darca-akceptor:

• mechanizmus výmeny... V mechanizme výmeny za vzniku spoločného elektrónového páru poskytujú dva väzbové atómy každý jeden nepárový elektrón. Presne to sa deje napríklad pri vzniku molekuly vodíka.

Obrázok: 2. Tvorba molekuly vodíka.

Spoločný elektrónový pár patrí každému z pripojených atómov, to znamená, že ich elektrónový obal je úplný.

• mechanizmus darca-príjemca... V mechanizme donor-akceptor je spoločný elektrónový pár predstavovaný jedným z väzbových atómov, ktorý je elektronegatívnejší. Druhý atóm predstavuje voľný orbitál pre bežný elektrónový pár.

Obrázok: 3. Tvorba amónneho iónu.

Tak sa vytvorí amónny ión NH4 +. Tento kladne nabitý ión (katión) vzniká pri interakcii plynného amoniaku s akoukoľvek kyselinou. V kyslom roztoku sa nachádzajú vodíkové katióny (protóny), ktoré vo vodíkovom prostredí tvoria hydroniový katión H30 +. Vzorec pre amoniak NH3: molekula pozostáva z jedného atómu dusíka a troch atómov vodíka spojených jednoduchými kovalentnými väzbami výmenným mechanizmom. Atóm dusíka má súčasne jeden voľný elektrónový pár. Poskytuje ho ako spoločného darcu pre vodíkový ión H +, ktorý má voľný orbitál.

Kovalentná chemická väzba v chemikáliách môže byť polárna a nepolárna. Väzba nemá dipólový moment, to znamená polaritu, ak sú spojené dva atómy toho istého prvku a majú rovnakú hodnotu elektronegativity. V molekule vodíka je teda väzba nepolárna.

V molekule chlorovodíka HCl sú atómy s rôznou elektronegativitou spojené kovalentnou jednoduchou väzbou. Celkový elektrónový pár sa posúva smerom k chlóru, ktorý má vyššiu elektrónovú afinitu a elektronegativitu. Objaví sa dipólový moment, väzba sa stane polárnou. V tomto prípade dôjde k čiastočnej separácii náboja: atóm vodíka sa stane kladným koncom dipólu a atóm chlóru sa stane záporným.

Akákoľvek kovalentná väzba má tieto vlastnosti: energia, dĺžka, multiplicita, polarita, polarizovateľnosť, saturácia, smernosť v priestore

Čo sme sa naučili?

Kovalentná chemická väzba sa vytvorí prekrytím dvojice valenčných elektrónových mrakov. Tento typ väzby môže byť tvorený mechanizmom donor-akceptor, ako aj výmenným mechanizmom. Kovalentná väzba je polárna a nepolárna a vyznačuje sa prítomnosťou dĺžky, početnosti, polarity, smerovosti v priestore.

Test podľa témy

Posúdenie správy

Priemerné hodnotenie: 4.2. Celkový počet hodnotení: 164.

(na základe materiálov z webu http://chemel.ru/2008-05-24-19-19-34/2008-06-01-15-23-43/18-2008-05-29-22-08-32. html)

Je známe, že nekovy navzájom interagujú. Uvažujme o mechanizme tvorby kovalentnej väzby na príklade tvorby molekuly vodíka:
H + H \u003d H2H \u003d - 436 kJ / mol

Poďme si predstaviť, že máme dva samostatné izolované atómy vodíka. Jadro každého z voľných atómov vodíka je obklopené sférickým symetrickým elektrónovým mrakom tvoreným elektrónom 1 s (pozri obr. 1). Keď sa atómy priblížia k určitej vzdialenosti, dôjde k čiastočnému prekrytiu elektrónových obalov (orbitálov) (obr. 2).

Vo výsledku sa medzi stredmi oboch jadier objaví molekulárny dvoj elektrónový mrak, ktorý má maximálnu elektrónovú hustotu v priestore medzi jadrami; zvýšenie hustoty záporného náboja zvýhodňuje silné zvýšenie príťažlivých síl medzi jadrami a molekulárnym oblakom.

Takže vzniká kovalentná väzba v dôsledku prekrývania elektrónových mračien atómov sprevádzaného uvoľňovaním energie. Ak je vzdialenosť medzi jadrami atómov vodíka, ktoré sa priblížili k dotyku, 0,106 nm, potom po prekrytí elektrónových mračien (vznik molekuly H2) je táto vzdialenosť 0,074 nm (obr. 2).

Najväčšie prekrytie elektrónových mrakov sa zvyčajne vyskytuje pozdĺž čiary spájajúcej jadrá dvoch atómov.

Čím väčšie je prekrytie elektrónových orbitálov, tým silnejšia je chemická väzba.

V dôsledku vytvorenia chemickej väzby medzi dvoma atómami vodíka každý z nich dosiahne elektronickú konfiguráciu atómu vzácneho plynu.

Je bežné zobrazovať chemické väzby rôznymi spôsobmi:

1) pomocou elektrónov vo forme bodiek nastavených na chemický znak prvku.

Potom môže byť tvorba molekuly vodíka znázornená na diagrame:
H + H H: H

2) pomocou kvantových buniek (Gundových buniek), ako umiestnenie dvoch elektrónov s opačnými otáčkami v jednej molekulárnej kvantovej bunke:

Diagram vľavo ukazuje, že úroveň molekulárnej energie je nižšia ako pôvodné atómové hladiny, čo znamená, že molekulárny stav hmoty je stabilnejší ako atómový.

3) často, najmä v organickej chémii, je kovalentná väzba zobrazená pomlčkou (ťahom)

(napríklad H-H), čo symbolizuje dvojicu elektrónov.
Kovalentná väzba v molekule chlóru sa tiež uskutočňuje pomocou dvoch bežných elektrónov alebo elektrónového páru:


Ako vidíte, každý atóm chlóru má tri voľné páry a jeden nepárový elektrón.

K vytvoreniu chemickej väzby dochádza v dôsledku nespárovaných elektrónov každého atómu. Nepárové elektróny sa viažu na spoločný pár elektrónov, ktorý sa tiež nazýva spoločný (zdieľaný) pár.

Ak medzi atómami vznikla jedna kovalentná väzba (jeden spoločný elektrónový pár), potom sa nazýva jednoduchá; ak viac, potom násobok (dva spoločné elektrónové páry), trojitý (tri spoločné elektrónové páry).

Jednoduchá väzba je znázornená jednou pomlčkou (zdvihom), dvojitým - dvoma, trojitým - tromi. Pomlčka medzi dvoma atómami ukazuje, že majú zovšeobecnený pár elektrónov, v dôsledku čoho vzniká chemická väzba. Pomocou takýchto pomlčiek je znázornená postupnosť spojenia atómov v molekule.

Takže v molekule chlóru má každý z jeho atómov úplnú vonkajšiu hladinu ôsmich elektrónov (s 2 p 6) a dva z nich (elektrónový pár) patria rovnako k obom atómom.

Väzba v molekule kyslíka 02 je zobrazená trochu odlišne. Experimentálne sa zistilo, že kyslík je paramagnetická látka (vtiahnutá do magnetického poľa). V jeho molekule sú dva nepárové elektróny. Štruktúru tejto molekuly možno znázorniť nasledovne:

Jednoznačné riešenie obrazu elektrónovej štruktúry molekuly kyslíka sa zatiaľ nepodarilo nájsť. Nemožno ju však vykresliť takto:

V molekule dusíka majú atómy N 2 tri spoločné elektrónové páry:

Je zrejmé, že molekula dusíka je silnejšia ako molekula kyslíka alebo chlóru, čo je dôvodom významnej inertnosti dusíka pri chemických reakciách.

Chemická väzba uskutočňovaná elektrónovými pármi sa nazýva kovalentná.

Jedná sa o dvoj elektrónovú a dvojcentrovú väzbu (drží dve jadrá).

Zlúčeniny s kovalentnou väzbou sa nazývajú homeopolárne alebo atómové.

Existujú dva typy kovalentných väzieb: nepolárne a polárne.

V prípade nepolárnej kovalentnej väzby je elektrónový mrak tvorený spoločným párom elektrónov alebo mrak elektrónových väzieb distribuovaný v priestore symetricky vzhľadom na jadrá oboch atómov.

Príkladom sú dvojatómové molekuly pozostávajúce z atómov jedného prvku: H2C12, 02, N2, F2 atď., V ktorých elektrónový pár patrí k obidvom atómom v rovnakom rozsahu.

V prípade polárnej kovalentnej väzby je elektrónový mrak väzby posunutý smerom k atómu s vyššou relatívnou elektronegativitou.

Príkladom sú molekuly prchavých anorganických zlúčenín: HC1, H20, H2S, NH3 atď.

Tvorbu molekuly HC1 možno znázorniť schémou:

Elektrónový pár je posunutý smerom k atómu chlóru, pretože relatívna elektronegativita atómu chlóru (2.83) je vyššia ako relatívna elektronegativita atómu vodíka (2.1).

Kovalentná väzba sa formuje nielen vďaka prekrývaniu oblakov s jedným elektrónom, je to výmenný mechanizmus pre tvorbu kovalentnej väzby.

Je možný ďalší mechanizmus tvorby kovalentnej väzby - donor-akceptor. V tomto prípade nastáva chemická väzba v dôsledku dvoj elektrónového mraku jedného atómu a voľnej obežnej dráhy iného atómu. Uveďme ako príklad mechanizmus tvorby amónneho iónu NH +4. V molekule amoniaku má atóm dusíka voľný pár elektrónov (dvoj elektrón
oblak):

Vodíkový ión má voľný (nevyplnený) 1s-orbitál, ktorý možno označiť ako H +. Keď sa vytvorí amónny ión, dvojatrónový oblak dusíka sa stane bežným pre atómy dusíka a vodíka, t.j. mení sa na molekulárny elektrónový mrak. To znamená, že sa objaví štvrtá kovalentná väzba.

Tvorbu amónneho iónu môžeme znázorniť na diagrame:

Náboj vodíkového iónu sa stáva bežným (je delokalizovaný, t. J. Rozptýlený medzi všetkými atómami) a dvojelektrónový oblak (osamelý elektrónový pár) patriaci k dusíku sa stáva bežným s vodíkom. V diagramoch je obraz bunky často vynechaný.

Atóm, ktorý poskytuje osamelý pár, sa nazýva darca a atóm, ktorý ho prijíma (tj. Poskytuje voľný orbitál), sa nazýva akceptor.

Mechanizmus tvorby kovalentnej väzby vďaka dvojelektrónovému mraku jedného atómu (donora) a voľnej obežnej dráhy iného atómu (akceptora) sa nazýva donor-akceptor. Takto vytvorená kovalentná väzba sa nazýva väzba donor-akceptor alebo koordinácia.

Nejde však o špeciálny typ väzby, ale iba o odlišný mechanizmus (spôsob) tvorby kovalentnej väzby. Vlastnosti štvrtej väzby N-H v amónnom ióne sa nelíšia od zvyšku väzieb.

Kovová väzba

Atómy väčšiny kovov na vonkajšej energetickej úrovni obsahujú malý počet elektrónov. Takže každý jeden elektrón obsahuje 16 prvkov, dva - 58, tri - 4 prvky a žiadny - iba v Pd. Atómy prvkov Ge, Sn a Pb majú na vonkajšej úrovni 4 elektróny, každý Sb a Bi - 5, Po - 6, ale tieto prvky nie sú charakteristickými kovmi.

Prvky kovy tvoria jednoduché látky - kovy. Za normálnych podmienok sú to kryštalické látky (okrem ortuti). Na obr. 3 zobrazuje diagram kryštalickej mriežky sodíka.

Ako vidíte, každý atóm sodíka je obklopený ôsmimi susednými atómami. Zoberme si do úvahy povahu chemických väzieb v kovoch, pričom ako príklad použijeme sodík.

Atóm sodíka, rovnako ako iné kovy, má prebytok valenčných orbitálov a nedostatok elektrónov.

Valenčný elektrón (3 s 1) teda môže obsadzovať jeden z deviatich voľných orbitálov - 3 s (jeden), 3p (tri) a 3d (päť).

Keď sa blíži atómy kryštalické valenčné valenčné orbitály susedných atómov sa prekrývajú,

vďaka čomu sa elektróny voľne pohybujú z jednej orbity na druhú, čím vytvárajú spojenie medzi všetkými atómami kovového kryštálu. Tento typ chemickej väzby sa nazýva kovová väzba.

Kovová väzba je tvorená prvkami, ktorých atómy na vonkajšej úrovni majú v porovnaní s celkovým počtom vonkajších energeticky blízkych orbitalov málo valenčných elektrónov a valenčné elektróny sú v atóme slabo zadržiavané vďaka svojej nízkej ionizačnej energii.

Chemická väzba v kovových kryštáloch je silne delokalizovaná, t.j. elektróny, ktoré vytvárajú spojenie, sú socializované („elektrónový plyn“) a pohybujú sa po celom kuse kovu, všeobecne elektricky neutrálnom.

Kovová väzba je charakteristická pre kovy v pevnom a kvapalnom skupenstve. Toto je vlastnosť agregátov atómov umiestnených v tesnej blízkosti navzájom. Avšak v parnom stave sú atómy kovov, rovnako ako všetky látky, spojené kovalentnou väzbou. Kovové páry sa skladajú z jednotlivých molekúl (jednoatómových a dvojatómových). Sila väzby v kryštáli je väčšia ako v molekule kovu, a preto proces tvorby kovového kryštálu prebieha s uvoľňovaním energie.

Kovová väzba má určité podobnosti s kovalentnou väzbou, pretože je založená na socializácii valenčných elektrónov. Elektróny, ktoré vykonávajú kovalentnú väzbu, sa však nachádzajú v blízkosti spojených atómov a sú k nim pevne viazané. Elektróny, ktoré uskutočňujú kovovú väzbu, sa voľne pohybujú v celom kryštáli a patria ku všetkým jeho atómom. Preto sú kryštály s kovalentnou väzbou krehké a kryštály s kovovou väzbou plastické, t.j. pri náraze menia tvar, stočili sa do tenkých plechov a stiahli do drôtu.

Kovová väzba vysvetľuje fyzikálne vlastnosti kovov.

Vodíková väzba

Vodíková väzba je druh chemickej väzby. Môže to byť intermolekulárne a intramolekulárne.

Medzi molekulami, ktoré obsahujú vodík a silne elektronegatívnym prvkom - fluór, kyslík, dusík, menej často chlór, síra, sa vyskytuje intermolekulárna vodíková väzba. Pretože v takejto molekule je celkový elektrónový pár silne vytesnený z vodíka na atóm elektronegatívneho prvku a kladný náboj vodíka je koncentrovaný v malom objeme, protón interaguje s voľným elektrónovým párom iného atómu alebo iónu a socializuje ho. Vďaka tomu sa vytvorí druhá, slabšia väzba, ktorá sa nazýva vodík.

Predtým sa vodíková väzba redukovala na elektrostatickú príťažlivosť medzi protónom a ďalšou polárnou skupinou. Malo by sa však považovať za správnejšie, že interakcia darca-príjemca prispieva aj k jej formovaniu. Pre toto spojenie je charakteristická priestorová orientácia a sýtosť.

Vodíková väzba je zvyčajne označená bodkami, čo naznačuje, že je oveľa slabšia ako kovalentná väzba (asi 15 až 20-krát). Napriek tomu je zodpovedný za asociáciu molekúl. Napríklad tvorbu dimérov (v kvapalnom stave sú najstabilnejšie) vody a kyseliny octovej možno znázorniť nasledujúcimi schémami:

Ako je zrejmé z týchto príkladov, dve molekuly vody sa kombinujú cez vodíkovú väzbu a v prípade kyseliny octovej dve molekuly kyseliny za vzniku cyklickej štruktúry.

Prítomnosť vodíkových väzieb vysvetľuje vyššiu teplotu varu vody (100 ° C) v porovnaní so zlúčeninami vodíka prvkov kyslíkovej podskupiny (H20, H2S, H2 Te). V prípade vody je potrebné vynaložiť ďalšiu energiu na prerušenie vodíkových väzieb.

Kovalentná väzba sa uskutočňuje v dôsledku zdieľania elektrónov patriacich obidvom atómom, ktoré sa zúčastňujú na interakcii. Elektronegativity nekovov sú dostatočne veľké, takže nedochádza k prenosu elektrónov.

Elektróny v prekrývajúcich sa elektrónových orbitáloch sa používajú všeobecne. V tomto prípade sa vytvorí situácia, v ktorej sú vyplnené vonkajšie elektronické úrovne atómov, to znamená, že sa vytvorí vonkajší obal 8 alebo 2 elektrónov.

V kontakte s

Stav, v ktorom je elektrónový obal úplne naplnený, sa vyznačuje najnižšou energiou a podľa toho maximálnou stabilitou.

Existujú dva mechanizmy formovania:

1. darca-príjemca;
2. výmena.

V prvom prípade jeden z atómov poskytuje svoj vlastný pár elektrónov a druhý - voľný elektrónový orbitál.

V druhej prichádza jeden elektrón na spoločný pár od každého účastníka interakcie.

Podľa toho, o aký typ ide - atómové alebo molekulárne, zlúčeniny s podobným typom väzby sa môžu výrazne líšiť vo fyzikálnych a chemických vlastnostiach.

Molekulárne látky najčastejšie plyny, kvapaliny alebo tuhé látky s nízkou teplotou topenia a bodom varu, nevodivé a nízkej pevnosti. Patria sem: vodík (H 2), kyslík (O 2), dusík (N 2), chlór (Cl 2), bróm (Br 2), kosoštvorcová síra (S 8), biely fosfor (P 4) a ďalšie jednoduché látky; oxid uhličitý (CO 2), oxid siričitý (SO 2), oxid dusičitý V (N 2 O 5), voda (H 2 O), chlorovodík (HCl), fluorovodík (HF), amoniak (NH 3), metán (CH 4), etylalkohol (C2H5OH), organické polyméry a ďalšie.

Atómové látky existujú vo forme silných kryštálov s vysokými bodmi varu a teploty topenia, nerozpustných vo vode a iných rozpúšťadlách, mnohé z nich nevedú elektrický prúd. Príkladom je diamant, ktorý má mimoriadnu pevnosť. Je to tak preto, lebo diamant je kryštál tvorený atómami uhlíka spojenými kovalentnými väzbami. V diamantu nie sú žiadne jednotlivé molekuly. Atómovú štruktúru majú aj látky ako grafit, kremík (Si), oxid kremičitý (SiO 2), karbid kremíka (SiC) a ďalšie.

Kovalentné väzby môžu byť nielen jednoduché (ako v molekule chlóru Cl2), ale aj dvojité, ako napríklad v molekule kyslíka O2, alebo trojité, ako napríklad v molekule dusíka N2. Trojčatá majú zároveň viac energie a sú odolnejšie ako dvojlôžkové a jednolôžkové.

Kovalentná väzba môže byť vznikli tak medzi dvoma atómami jedného prvku (nepolárnymi), ako aj medzi atómami rôznych chemických prvkov (polárne).

Nie je ťažké označiť vzorec zlúčeniny s kovalentnou polárnou väzbou, ak porovnáme hodnoty elektronegativity, ktoré tvoria molekuly atómov. Nepolaritu neurčí žiadny rozdiel v elektronegativite. Ak existuje rozdiel, potom bude molekula polárna.

Neprehliadnite: Mechanizmus vzdelávania, konkrétne príklady.

Kovalentná nepolárna chemická väzba

Charakteristické pre jednoduché látky nekovov... Elektróny patria k atómom rovnako a nedochádza k posunu hustoty elektrónov.

Príkladom sú nasledujúce molekuly:

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

Výnimkou sú inertné plyny... Ich úroveň vonkajšej energie je úplne naplnená a tvorba molekúl pre nich nie je energeticky priaznivá, v súvislosti s ktorou existujú vo forme samostatných atómov.

Príkladom látok s nepolárnou kovalentnou väzbou by tiež mohol byť napríklad PH3. Napriek tomu, že látka pozostáva z rôznych prvkov, hodnoty elektronegativít prvkov sa v skutočnosti nelíšia, čo znamená, že elektrónový pár sa nebude posúvať.

Kovalentná polárna chemická väzba

Ak vezmeme do úvahy kovalentnú polárnu väzbu, existuje veľa príkladov: HCl, H20, H2S, NH3, CH4, CO2, S03, CCI4, Si02, CO.

tvorené medzi atómami nekovov s rôznou elektronegativitou. V tomto prípade jadro prvku s väčšou elektronegativitou priťahuje bežné elektróny bližšie k sebe.

Tvorba kovalentnej polárnej väzby

V závislosti od mechanizmu formácie bežné elektróny jedného z atómov alebo obidvoch.

Obrázok jasne ukazuje interakciu v molekule kyseliny chlorovodíkovej.

Pár elektrónov patrí jednému aj druhému atómu, takže vonkajšie úrovne sú plné. Ale elektronegatívnejší chlór priťahuje pár elektrónov trochu bližšie k sebe (zatiaľ čo zostáva bežný). Rozdiel v elektronegativite nie je taký veľký, aby dvojica elektrónov úplne prešla k jednému z atómov. Výsledkom je čiastočný záporný náboj pre chlór a čiastočný kladný náboj pre vodík. Molekula HCl je polárna molekula.

Fyzikálne a chemické vlastnosti väzby

Spojenie je možné charakterizovať nasledujúcimi vlastnosťami: smerovosť, polarita, polarizovateľnosť a saturácia.

Kovalentnú väzbu podľa toho, ako vzniká spoločný elektrónový pár, možno vytvoriť pomocou výmenaalebo mechanizmus darca-príjemca.

Mechanizmus výmenytvorba kovalentnej väzby sa realizuje v prípadoch, keď sa atómový orbitál aj nepárový elektrón nachádzajúci sa v tomto orbitáli zúčastňujú na formovaní spoločného elektrónového páru z každého atómu.

Napríklad v molekule vodíka. Interagujúce atómy vodíka, ktoré obsahujú jednotlivé elektróny s opačnými otáčkami na atómových s-orbitáloch, tvoria spoločný elektrónový pár, ktorého pohyb v molekule H2 sa uskutočňuje v medziach σ-molekulárneho orbitálu, ktorý vzniká spojením dvoch s-atómových orbitálov:

V molekule amoniaku tvorí atóm dusíka, ktorý má tri samostatné elektróny a jeden elektrónový pár na štyroch atómových orbitáloch úrovne vonkajšej energie, tri spoločné elektrónové páry so s-elektrónmi troch atómov vodíka. Tieto elektrónové páry v molekule NH3 sú umiestnené na troch σ-molekulárnych orbitáloch, z ktorých každý vzniká, keď sa atómový orbitál atómu dusíka zlúči s s-orbitálom atómu vodíka:

V molekule amoniaku teda atóm dusíka vytvára tri σ-väzby s atómami vodíka a má nezdieľa sa elektronický pár.

Mechanizmus darcu a príjemcu tvorba kovalentnej väzby sa realizuje v prípadoch, keď je jeden neutrálny atóm alebo ión (darca) má elektrónový pár na atómovej obežnej dráhe úrovne vonkajšej energie a ďalší ión alebo neutrálny atóm (akceptor) - voľný (voľný) orbitál. Pri zlúčení atómových orbitálov vzniká molekulárny orbitál, na ktorom je spoločný elektrónový pár, ktorý predtým patril donorovému atómu:

Podľa mechanizmu donor-akceptor napríklad dochádza k tvorbe kovalentnej väzby medzi molekulou amoniaku a vodíkovým iónom za vzniku amónneho + iónu. V molekule amoniaku má atóm dusíka vo vonkajšej vrstve voľný elektrónový pár, čo umožňuje tejto molekule pôsobiť ako darca. Vodíkový ión (akceptor) má voľný s-orbitál. V dôsledku fúzie atómových orbitálov atómu dusíka a vodíkového iónu vzniká σ-molekulárny orbitál a voľný pár elektrónov atómu dusíka sa stáva bežným pre spojovacie atómy:

Alebo H + + NH3 [H NH3] +

V amónnom + ióne je kovalentná väzba N-H tvorená mechanizmom donor-akceptor ekvivalentná v energii a dĺžke trom ďalším kovalentným väzbám N-H vytvoreným mechanizmom výmeny.

Atóm bóru vytvára molekulu fluoridu boritého BF 3 v dôsledku prekrytia elektrónových orbitálov obsadených v excitovanom stave nepárovými elektrónmi s elektrónovými orbitálmi fluóru. V tomto prípade si atóm bóru zachováva jeden voľný orbitál, vďaka čomu môže byť mechanizmom donor-akceptor vytvorená štvrtá chemická väzba.

Väzba tvorená mechanizmom darca-príjemca sa často nazýva darca-prijímateľ, koordinácia alebo koordinovať. Nejde však o špeciálny typ väzby, ale iba o odlišný mechanizmus tvorby kovalentnej väzby.

Mechanizmus donora-akceptora na vytvorenie kovalentnej väzby je charakteristický pre komplexné zlúčeniny: úlohu akceptora zvyčajne zohrávajú ióny d-kovu, ktoré zvyčajne môžu poskytnúť dva, štyri alebo šesť voľných atómových orbitálov typu s-, p-, d, čo významne rozširuje ich schopnosť vytvárať kovalentné látky komunikácia.

Napríklad ióny Ag + a Cu 2+ poskytujú dva a štyri voľné atómové orbitaly a donorom elektrónových párov môžu byť napríklad dve alebo štyri molekuly amoniaku alebo kyanidového iónu:

Akceptorový darca

V týchto prípadoch vznikajú kovalentné väzby medzi donormi a akceptormi za tvorby komplexných katiónov (amoniaky striebra a medi) alebo aniónov (kyanid medi).