Svaka interakcija između atoma moguća je samo u prisustvu hemijske veze. Takva veza je razlog za formiranje stabilnog poliatomskog sistema - molekularni jon, molekul, kristalna rešetka. Jaka hemijska veza zahteva puno energije da bi se prekinula, zbog čega je to osnovna vrednost za merenje snage veze.

Uslovi za stvaranje hemijske veze

Stvaranje hemijske veze je uvek praćeno oslobađanjem energije. Ovaj proces nastaje zbog smanjenja potencijalne energije sistema čestica u interakciji - molekula, jona, atoma. Potencijalna energija rezultirajućeg sistema interakcijskih elemenata uvijek je manja od energije nevezanih odlazećih čestica. Dakle, osnova za nastanak hemijske veze u sistemu je pad potencijalne energije njegovih elemenata.

Priroda hemijske interakcije

Hemijska veza je posljedica interakcije elektromagnetnih polja koja nastaju oko elektrona i jezgri atoma onih tvari koje sudjeluju u formiranju nove molekule ili kristala. Nakon otkrića teorije strukture atoma, priroda ove interakcije postala je pristupačnija za proučavanje.

Po prvi put ideja o električnoj prirodi kemijske veze potekla je od engleskog fizičara G. Davyja, koji je sugerirao da se molekule formiraju zbog električne privlačnosti suprotno nabijenih čestica. Ova ideja je zainteresovala švedskog hemičara i prirodnjaka I.Ya. Berzellius, koji je razvio elektrohemijsku teoriju formiranja hemijske veze.

Prva teorija, koja je objašnjavala procese hemijske interakcije supstanci, bila je nesavršena i s vremenom je morala biti napuštena.

Butlerovljeva teorija

Uspješniji pokušaj da se objasni priroda hemijske veze supstanci napravio je ruski naučnik A.M. Butlerov. Ovaj naučnik je svoju teoriju zasnovao na sljedećim pretpostavkama:

• Atomi u povezanom stanju povezani su jedni s drugima određenim redoslijedom. Promjena ovog poretka uzrokuje stvaranje nove supstance.
• Atomi se vezuju jedni za druge prema zakonima valencije.
• Svojstva supstance zavise od redosleda povezivanja atoma u molekulu supstance. Drugačiji raspored uzrokuje promjenu hemijskih svojstava supstance.
• Atomi povezani zajedno imaju najjači uticaj jedni na druge.

Butlerovljeva teorija je objasnila svojstva hemijskih supstanci ne samo njihovim sastavom, već i rasporedom atoma. Takav interni nalog A.M. Butlerov naziva "hemijskom strukturom".

Teorija ruskog naučnika omogućila je da se stvari dovedu u red u klasifikaciji supstanci i omogućila je određivanje strukture molekula prema njihovim hemijskim svojstvima. Teorija je dala odgovor i na pitanje: zašto molekuli koji sadrže isti broj atoma imaju različita hemijska svojstva.

Preduslovi za stvaranje teorija hemijskih veza

U svojoj teoriji hemijske strukture, Butlerov se nije dotakao pitanja šta je hemijska veza. Za to je tada bilo premalo podataka o unutrašnjoj strukturi materije. Tek nakon otkrića planetarnog modela atoma, američki naučnik Lewis počeo je razvijati hipotezu da kemijska veza nastaje stvaranjem elektronskog para, koji istovremeno pripada dva atoma. Kasnije je ova ideja postala temelj za razvoj teorije kovalentnih veza.

kovalentna hemijska veza

Stabilno hemijsko jedinjenje može se formirati kada se elektronski oblaci dva susedna atoma preklapaju. Rezultat takvog međusobnog ukrštanja je sve veća gustoća elektrona u međunuklearnom prostoru. Jezgra atoma, kao što znate, su pozitivno nabijena, pa se stoga pokušavaju privući što bliže negativno nabijenom oblaku elektrona. Ova privlačnost je mnogo jača od odbojnih sila između dva pozitivno nabijena jezgra, tako da je ova veza stabilna.

Prve proračune hemijske veze izvršili su hemičari Heitler i London. Razmatrali su vezu između dva atoma vodika. Najjednostavniji vizuelni prikaz bi mogao izgledati ovako:

Kao što se može vidjeti, elektronski par zauzima kvantno mjesto u oba atoma vodonika. Ovaj dvocentrični raspored elektrona naziva se "kovalentna hemijska veza". Kovalentna veza je tipična za molekule jednostavnih supstanci i njihove spojeve nemetala. Supstance nastale kao rezultat kovalentne veze obično ne provode električnu energiju ili su poluvodiči.

Jonska veza

Hemijska veza jonskog tipa nastaje kada se dva suprotno nabijena jona električni privlače. Joni mogu biti jednostavni, sastoje se od jednog atoma tvari. U jedinjenjima ovog tipa jednostavni ioni su najčešće pozitivno nabijeni atomi metala grupe 1,2 koji su izgubili svoj elektron. Formiranje negativnih iona svojstveno je atomima tipičnih nemetala i bazama njihovih kiselina. Stoga, među tipičnim jonskim jedinjenjima, ima mnogo halogenida alkalnih metala, kao što su CsF, NaCl i drugi.

Za razliku od kovalentne veze, ion nema zasićenje: različit broj suprotno nabijenih jona može se pridružiti jonu ili grupi jona. Broj vezanih čestica ograničen je samo linearnim dimenzijama jona u interakciji, kao i uslovom pod kojim privlačne sile suprotno nabijenih jona moraju biti veće od sila odbijanja identično nabijenih čestica koje učestvuju u vezi jonskog tipa.

vodonična veza

Čak i prije stvaranja teorije kemijske strukture, eksperimentalno je uočeno da jedinjenja vodika s različitim nemetalima imaju pomalo neobična svojstva. Na primjer, tačke ključanja fluorovodonika i vode su mnogo veće nego što bi se moglo očekivati.

Ove i druge karakteristike jedinjenja vodonika mogu se objasniti sposobnošću H + atoma da formira drugu hemijsku vezu. Ova vrsta veze se naziva "vodikova veza". Uzroci vodonične veze leže u svojstvima elektrostatičkih sila. Na primjer, u molekuli fluorovodika, opći oblak elektrona je toliko pomaknut prema fluoru da je prostor oko atoma ove tvari zasićen negativnim električnim poljem. Oko atoma vodika, lišenog svog jedinog elektrona, polje je mnogo slabije i ima pozitivan naboj. Kao rezultat, postoji dodatni odnos između pozitivnih polja elektronskih oblaka H + i negativnih F - .

Hemijsko vezivanje metala

Atomi svih metala nalaze se u svemiru na određeni način. Raspored atoma metala naziva se kristalna rešetka. U ovom slučaju, elektroni različitih atoma slabo interaguju jedni s drugima, formirajući zajednički elektronski oblak. Ova vrsta interakcije između atoma i elektrona naziva se "metalna veza".

Slobodno kretanje elektrona u metalima može objasniti fizička svojstva metalnih supstanci: električnu provodljivost, toplotnu provodljivost, čvrstoću, topljivost i druge.

.

Znate da se atomi mogu kombinovati jedni s drugima i formirati jednostavne i složene tvari. U ovom slučaju nastaju različite vrste hemijskih veza: jonski, kovalentni (nepolarni i polarni), metalni i vodonik. Jedno od najbitnijih svojstava atoma elemenata, koje određuju kakva će se veza između njih formirati - ionska ili kovalentna, - je elektronegativnost, tj. sposobnost atoma u spoju da privuče elektrone sebi.

Uslovna kvantitativna procjena elektronegativnosti data je skalom relativne elektronegativnosti.

U periodima postoji opšta tendencija rasta elektronegativnosti elemenata, au grupama - njihovog opadanja. Elementi elektronegativnosti su raspoređeni u nizu, na osnovu čega je moguće uporediti elektronegativnost elemenata u različitim periodima.

Vrsta kemijske veze ovisi o tome koliko je velika razlika u vrijednostima elektronegativnosti spojnih atoma elemenata. Što se atomi elemenata koji formiraju vezu više razlikuju po elektronegativnosti, to je hemijska veza polarnija. Nemoguće je povući oštru granicu između tipova hemijskih veza. U većini jedinjenja, tip hemijske veze je srednji; na primjer, visoko polarna kovalentna hemijska veza je bliska ionskoj vezi. U zavisnosti od toga kojem od graničnih slučajeva je hemijska veza bliža po prirodi, naziva se jonskom ili kovalentnom polarnom vezom.

Jonska veza nastaje interakcijom atoma koji se međusobno oštro razlikuju po elektronegativnosti. Na primjer, tipični metali litijum (Li), natrijum (Na), kalij (K), kalcijum (Ca), stroncijum (Sr), barijum (Ba) formiraju ionsku vezu sa tipičnim nemetalima, uglavnom halogenima.

Pored halida alkalnih metala, jonske veze se formiraju i u jedinjenjima kao što su alkalije i soli. Na primjer, u natrijum hidroksidu (NaOH) i natrijum sulfatu (Na 2 SO 4), jonske veze postoje samo između atoma natrijuma i kiseonika (ostale veze su kovalentno polarne).

Kada atomi stupaju u interakciju s istom elektronegativnošću, molekuli se formiraju s kovalentnom nepolarnom vezom. Takva veza postoji u molekulima sljedećih jednostavnih supstanci: H 2 , F 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 . Hemijske veze u ovim gasovima nastaju preko zajedničkih elektronskih parova, tj. kada se odgovarajući elektronski oblaci preklapaju, zbog elektron-nuklearne interakcije, koja se javlja kada se atomi približavaju jedan drugom.

Prilikom sastavljanja elektronskih formula tvari, treba imati na umu da je svaki zajednički elektronski par uvjetna slika povećane gustoće elektrona koja je rezultat preklapanja odgovarajućih elektronskih oblaka.

Tijekom interakcije atoma, čije se vrijednosti elektronegativnosti razlikuju, ali ne oštro, dolazi do pomaka zajedničkog elektronskog para na elektronegativniji atom. Ovo je najčešći tip hemijske veze koji se nalazi u neorganskim i organskim jedinjenjima.

Kovalentne veze u potpunosti uključuju one veze koje nastaju donor-akceptorskim mehanizmom, na primjer, u hidronij i amonijevim ionima.

Metalni priključak.

Veza koja nastaje kao rezultat interakcije relativno slobodnih elektrona sa ionima metala naziva se metalna veza. Ova vrsta veze je tipična za jednostavne supstance - metale.

Suština procesa formiranja metalne veze je sljedeća: atomi metala lako odustaju od valentnih elektrona i pretvaraju se u pozitivno nabijene ione. Relativno slobodni elektroni, odvojeni od atoma, kreću se između pozitivnih metalnih jona. Između njih nastaje metalna veza, odnosno, elektroni, takoreći, cementiraju pozitivne ione kristalne rešetke metala.

Vodikova veza.

Veza koja se stvara između atoma vodika jedne molekule i atoma jako elektronegativnog elementa(O, N, Ž) drugi molekul se zove vodikova veza.

Može se postaviti pitanje: zašto tačno vodonik formira tako specifičnu hemijsku vezu?

To je zato što je atomski radijus vodonika vrlo mali. Osim toga, kada je jedan elektron istisnut ili potpuno doniran, vodik dobiva relativno visok pozitivan naboj, zbog čega vodik jedne molekule stupa u interakciju s atomima elektronegativnih elemenata koji imaju djelomični negativni naboj koji je dio drugih molekula (HF, H 2 O, NH 3) .

Pogledajmo neke primjere. Obično predstavljamo sastav vode sa hemijskom formulom H 2 O. Međutim, to nije sasvim tačno. Bilo bi ispravnije označiti sastav vode formulom (H 2 O) n, gdje je n = 2.3.4, itd. To je zbog činjenice da su pojedinačni molekuli vode međusobno povezani vodoničnim vezama.

Vodikove veze se obično označavaju tačkama. Mnogo je slabija od jonske ili kovalentne veze, ali jača od uobičajene međumolekularne interakcije.

Prisustvo vodoničnih veza objašnjava povećanje zapremine vode sa smanjenjem temperature. To je zbog činjenice da kako temperatura opada, molekuli su ojačani i stoga se gustoća njihovog "pakiranja" smanjuje.

Prilikom proučavanja organske hemije pojavilo se i sljedeće pitanje: zašto su tačke ključanja alkohola mnogo veće od onih odgovarajućih ugljovodonika? To se objašnjava činjenicom da se između molekula alkohola formiraju i vodikove veze.

Do povećanja tačke ključanja alkohola dolazi i zbog povećanja njihovih molekula.

Vodikova veza je karakteristična i za mnoga druga organska jedinjenja (fenole, karboksilne kiseline itd.). Iz kurseva organske hemije i opšte biologije znate da prisustvo vodonične veze objašnjava sekundarnu strukturu proteina, strukturu dvostruke spirale DNK, odnosno fenomen komplementarnosti.

Hemijska veza.

određivanje hemijske veze;

vrste hemijskih veza;

metoda valentnih veza;

glavne karakteristike kovalentne veze;

mehanizmi za stvaranje kovalentne veze;

kompleksna jedinjenja;

molekularna orbitalna metoda;

intermolekularne interakcije.

ODREĐIVANJE HEMIJSKE VEZE

hemijska veza nazvana interakcija između atoma, koja dovodi do stvaranja molekula ili jona i snažnog držanja atoma jedan blizu drugog.

Hemijska veza ima elektronsku prirodu, odnosno ostvaruje se zbog interakcije valentnih elektrona. Ovisno o raspodjeli valentnih elektrona u molekulu razlikuju se sljedeće vrste veza: ionske, kovalentne, metalne itd. Jonska veza se može smatrati graničnim slučajem kovalentne veze između atoma koji se oštro razlikuju po prirodi.

VRSTE HEMIJSKIH VEZA

Jonska veza.

Glavne odredbe moderne teorije jonskog vezivanja.

Jonska veza nastaje tokom interakcije elemenata koji se međusobno oštro razlikuju po svojstvima, odnosno između metala i nemetala.

Formiranje hemijske veze objašnjava se težnjom atoma da postignu stabilnu spoljnu ljusku od osam elektrona (s 2 p 6).

Ca: 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 6 4s 2

Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 str 6

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

Cl–: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 str 6

Formirani suprotno nabijeni ioni se drže jedan blizu drugog zbog elektrostatičke privlačnosti.

Jonska veza nije usmjerena.

Ne postoji čista jonska veza. Budući da je energija jonizacije veća od energije afiniteta elektrona, potpuni prijelaz elektrona ne nastaje čak ni u slučaju para atoma sa velikom razlikom u elektronegativnosti. Dakle, možemo govoriti o udjelu jonske veze. Najveća jonizacija veze javlja se u fluoridima i hloridima s-elemenata. Tako je u kristalima RbCl, KCl, NaCl i NaF 99, 98, 90, odnosno 97%.

kovalentna veza.

Glavne odredbe moderne teorije kovalentnih veza.

Kovalentna veza se formira između elemenata sličnih svojstava, odnosno nemetala.

Svaki element daje 1 elektron za formiranje veza, a spinovi elektrona moraju biti antiparalelni.

Ako kovalentnu vezu formiraju atomi istog elementa, tada ta veza nije polarna, odnosno zajednički elektronski par nije pomjeren ni na jedan od atoma. Ako kovalentnu vezu formiraju dva različita atoma, tada se zajednički elektronski par pomjera na najelektronegativniji atom, ovaj polarnu kovalentnu vezu.

Kada se formira kovalentna veza, elektronski oblaci atoma u interakciji se preklapaju, zbog čega se u prostoru između atoma pojavljuje zona povećane elektronske gustine, koja privlači pozitivno nabijena jezgra atoma u interakciji i drži ih jedno blizu drugog. . Kao rezultat, energija sistema se smanjuje (slika 14). Međutim, s vrlo snažnim približavanjem atoma, povećava se odbijanje jezgara. Stoga postoji optimalna udaljenost između jezgara ( dužina veze,l na kojoj sistem ima minimalnu energiju. U tom stanju se oslobađa energija, nazvana energija vezivanja - E St.

Rice. 14. Zavisnost energije sistema dva atoma vodonika sa paralelnim (1) i antiparalelnim (2) spinom od udaljenosti između jezgara (E je energija sistema, Eb je energija veze, r je rastojanje između jezgara, l je dužina veze).

Za opisivanje kovalentne veze koriste se dvije metode: metoda valentne veze (BC) i molekularna orbitalna metoda (MMO).

METODA VALENTNE VEZE.

VS metoda se zasniva na sljedećim odredbama:

1. Kovalentnu hemijsku vezu formiraju dva elektrona sa suprotno usmerenim spinovima, a ovaj elektronski par pripada dva atoma. Kombinacije takvih dvoelektronskih veza sa dva centra, koje odražavaju elektronsku strukturu molekula, nazivaju se valentne sheme.

2. Što je kovalentna veza jača, više se međusobno preklapaju elektronski oblaci.

Za vizualni prikaz valentnih shema obično se koristi sljedeća metoda: elektroni koji se nalaze u vanjskom elektronskom sloju su označeni tačkama koje se nalaze oko hemijskog simbola atoma. Elektroni zajednički za dva atoma prikazani su tačkama postavljenim između njihovih hemijskih simbola; dvostruka ili trostruka veza se označava sa dva ili tri para zajedničkih tačaka:

N:1s2 2s 2 str 3 ;

C:1s2 2s 2 str 4

Iz gornjih dijagrama se može vidjeti da svaki par elektrona koji veže dva atoma odgovara jednoj crtici koja prikazuje kovalentnu vezu u strukturnim formulama:

Broj zajedničkih elektronskih parova koji vežu atom datog elementa s drugim atomima, ili, drugim riječima, broj kovalentnih veza koje formira atom, naziva se kovalentnost prema VS metodi. Dakle, kovalentnost vodonika je 1, azota - 3.

Prema načinu na koji se elektronski oblaci preklapaju, postoje dvije vrste veza:  - veza i  - veza.

 - veza nastaje kada se dva elektronska oblaka preklapaju duž ose koja povezuje jezgra atoma.

Rice. 15. Šema obrazovanja  - veze.

 - veza nastaje kada se oblaci elektrona preklapaju sa obe strane linije koja povezuje jezgra atoma u interakciji.

Rice. 16. Šema obrazovanja  - veze.

GLAVNE KARAKTERISTIKE KOVALENTNE VEZE.

1. Dužina veze, ℓ. Ovo je minimalna udaljenost između jezgara atoma u interakciji, koja odgovara najstabilnijem stanju sistema.

2. Energija veze, E min - to je količina energije koja se mora potrošiti da se razbije hemijska veza i uklone atomi iz interakcije.

3. Dipolni moment veze, ,=qℓ. Dipolni moment služi kao kvantitativna mjera polariteta molekula. Za nepolarne molekule, dipolni moment je 0, za nepolarne molekule nije jednak 0. Dipolni moment poliatomske molekule jednak je vektorskoj sumi dipola pojedinačnih veza:

4. Kovalentnu vezu karakteriše orijentacija. Orijentacija kovalentne veze određena je potrebom maksimalnog preklapanja u prostoru elektronskih oblaka atoma koji međusobno djeluju, što dovodi do stvaranja najjačih veza.

Pošto su ove -veze striktno orijentisane u prostoru, u zavisnosti od sastava molekula, mogu biti pod određenim uglom jedna prema drugoj – takav ugao se naziva valentnim uglom.

Dvoatomske molekule imaju linearnu strukturu. Poliatomske molekule imaju složeniju konfiguraciju. Razmotrimo geometriju različitih molekula na primjeru formiranja hidrida.

1. Grupa VI, glavna podgrupa (osim kiseonika), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te.

S1s 2 2s 2 r 6 3s 2 r 4

Za vodonik, elektron sa s-AO učestvuje u formiranju veze, za sumpor, 3p y i 3p z. Molekul H 2 S ima planarnu strukturu sa uglom između veza od 90 0 . .

Slika 17. Struktura molekula H 2 E

2. Hidridi elemenata V grupe, glavna podgrupa: PH 3, AsH 3, SbH 3.

R 1s 2 2s 2 R 6 3s 2 R 3 .

U formiranju veza učestvuju: u vodoniku s-AO, u fosforu - p y, p x i p z AO.

Molekul PH 3 ima oblik trigonalne piramide (u osnovi je trokut).

Slika 18. Struktura EN 3 molekula

5. Zasićenost kovalentna veza je broj kovalentnih veza koje atom može formirati. Ograničeno je, jer Element ima ograničen broj valentnih elektrona. Maksimalni broj kovalentnih veza koji dati atom može formirati u osnovnom ili pobuđenom stanju naziva se njegovim kovalentnost.

Primjer: vodonik je jednovalentan, kisik dvovalentan, dušik trovalentan, itd.

Neki atomi mogu povećati svoju kovalenciju u pobuđenom stanju zbog razdvajanja uparenih elektrona.

Primjer. Budite 0 1s 2 2s 2

Atom berilija u pobuđenom stanju ima jedan valentni elektron na 2p-AO i jedan elektron na 2s-AO, odnosno kovalenciju Be 0 = 0 i kovalenciju Be * = 2. Tokom interakcije, hibridizacija orbitala javlja.

Hibridizacija- ovo je usklađivanje energije različitih AO kao rezultat miješanja prije kemijske interakcije. Hibridizacija je uslovna tehnika koja omogućava predviđanje strukture molekula upotrebom kombinacije AO. Oni AO čije su energije bliske mogu učestvovati u hibridizaciji.

Svaka vrsta hibridizacije odgovara određenom geometrijskom obliku molekula.

U slučaju hidrida elemenata II grupe glavne podgrupe, u formiranju veze učestvuju dve identične sp-hibridne orbitale. Ova vrsta veze naziva se sp hibridizacija.

Slika 19. VeH 2 .sp-hibridizacijski molekul.

sp-hibridne orbitale imaju asimetričan oblik, izduženi dijelovi AO sa uglom veze od 180o usmjereni su prema vodoniku. Stoga, molekul BeH 2 ima linearnu strukturu (Sl.).

Razmotrimo strukturu molekula hidrida elemenata III grupe glavne podgrupe na primjeru formiranja molekula BH 3.

B 0 1s 2 2s 2 str 1

Kovalencija B 0 = 1, kovalentnost B * = 3.

U formiranju veza učestvuju tri sp-hibridne orbitale, koje nastaju kao rezultat preraspodjele elektronskih gustoća s-AO i dvije p-AO. Ova vrsta veze se naziva sp 2 - hibridizacija. Ugao veze kod sp 2 - hibridizacije je jednak 120 0, stoga molekula BH 3 ima ravnu trouglastu strukturu.

Fig.20. BH 3 molekula. sp 2 -Hibridizacija.

Na primjeru formiranja molekule CH 4, razmotrimo strukturu molekula hidrida elemenata IV grupe glavne podgrupe.

C 0 1s 2 2s 2 str 2

Kovalencija C 0 = 2, kovalentnost C * = 4.

U ugljeniku, četiri sp-hibridne orbitale su uključene u formiranje hemijske veze, nastale kao rezultat preraspodele gustoće elektrona između s-AO i tri p-AO. Oblik CH 4 molekula je tetraedar, vezni ugao je 109 o 28`.

Rice. 21. Molekul CH 4 .sp 3 -Hibridizacija.

Izuzeci od općeg pravila su molekuli H 2 O i NH 3.

U molekulu vode, uglovi između veza su 104,5 o. Za razliku od hidrida drugih elemenata ove grupe, voda ima posebna svojstva, polarna je, dijamagnetna. Sve se to objašnjava činjenicom da je u molekuli vode vrsta veze sp 3 . Odnosno, četiri sp - hibridne orbitale su uključene u formiranje hemijske veze. Dvije orbitale sadrže po jedan elektron, ove orbitale su u interakciji sa vodonikom, druge dvije orbitale sadrže par elektrona. Prisustvo ove dvije orbitale objašnjava jedinstvena svojstva vode.

U molekuli amonijaka uglovi između veza su približno 107,3 ​​o, odnosno oblik molekule amonijaka je tetraedar, tip veze je sp 3 . Četiri hibridne sp 3 orbitale učestvuju u formiranju veze u molekulu azota. Tri orbitale sadrže po jedan elektron, ove orbitale su povezane s vodikom, četvrta AO sadrži nepodijeljeni par elektrona, što određuje jedinstvenost molekule amonijaka.

MEHANIZMI STVARANJA KOVALENTNE VEZE.

MVS omogućava razlikovanje tri mehanizma za formiranje kovalentne veze: razmjena, donor-akceptor i dativ.

mehanizam razmene. Uključuje one slučajeve stvaranja kemijske veze, kada svaki od dva vezana atoma izdvaja po jedan elektron za socijalizaciju, kao da ih razmjenjuje. Da bi vezali jezgra dva atoma, elektroni moraju biti u prostoru između jezgara. Ovo područje u molekulu naziva se područje vezivanja (područje gdje je najvjerovatnije da će elektronski par ostati u molekulu). Da bi došlo do razmene nesparenih elektrona u atomima, neophodno je preklapanje atomskih orbitala (slika 10.11). To je djelovanje mehanizma izmjene za stvaranje kovalentne hemijske veze. Atomske orbitale se mogu preklapati samo ako imaju ista svojstva simetrije oko internuklearne ose (sl. 10, 11, 22).

Rice. 22. AO preklapanje koje ne dovodi do stvaranja hemijske veze.

Donorsko-akceptorski i dativni mehanizmi.

Mehanizam donor-akceptor povezan je s prijenosom usamljenog para elektrona s jednog atoma na praznu atomsku orbitalu drugog atoma. Na primjer, formiranje jona -:

Prazan p-AO u atomu bora u molekuli BF 3 prihvata par elektrona od jona fluora (donora). U rezultirajućem anionu, četiri B-F kovalentne veze su ekvivalentne po dužini i energiji. U originalnom molekulu, sve tri B–F veze nastale su razmjenskim mehanizmom.

Atomi čija se vanjska ljuska sastoji samo od s- ili p-elektrona mogu biti ili donori ili akceptori usamljenog para elektrona. Atomi koji imaju valentne elektrone također na d-AO mogu istovremeno djelovati i kao donori i kao akceptori. Da bi se napravila razlika između ova dva mehanizma, uvedeni su koncepti dativnog mehanizma formiranja veze.

Najjednostavniji primjer dativnog mehanizma je interakcija dva atoma hlora.

Dva atoma hlora u molekulu hlora formiraju izmjenjivu kovalentnu vezu spajanjem svojih nesparenih 3p elektrona. Osim toga, atom Cl-1 prenosi usamljeni par elektrona 3p 5 - AO na atom Cl-2 na slobodni 3d-AO, a atom Cl-2 prenosi isti par elektrona na slobodni 3d-AO atoma atom Cl-1 Svaki atom istovremeno obavlja funkcije akceptora i donora. Ovo je dativni mehanizam. Djelovanje dativnog mehanizma povećava snagu veze, pa je molekul hlora jači od molekula fluora.

KOMPLEKSNE VEZE.

Prema principu mehanizma donor-akceptor, formira se ogromna klasa složenih hemijskih jedinjenja - složenih jedinjenja.

Kompleksna jedinjenja su jedinjenja koja u svom sastavu imaju kompleksne ione sposobne da postoje iu kristalnom obliku i u rastvoru, uključujući centralni ion ili atom povezan sa negativno nabijenim ionima ili neutralnim molekulima kovalentnim vezama formiranim mehanizmom donor-akceptor.

Struktura kompleksnih jedinjenja prema Werneru.

Kompleksna jedinjenja sastoje se od unutrašnje sfere (kompleksnog jona) i spoljašnje sfere. Veza između jona unutrašnje sfere vrši se prema mehanizmu donor-akceptor. Akceptori se nazivaju kompleksatori, često mogu biti pozitivni metalni joni (osim metala IA grupe) koji imaju prazne orbitale. Sposobnost stvaranja kompleksa povećava se s povećanjem naboja jona i smanjenjem njegove veličine.

Donori elektronskog para nazivaju se ligandi ili adendi. Ligandi su neutralne molekule ili negativno nabijeni ioni. Broj liganada je određen koordinacijskim brojem agensa za kompleksiranje, koji je obično jednak dvostrukoj valentnosti jona za kompleksiranje. Ligandi su ili monodentatni ili polidentatni. Zubnost liganda određena je brojem koordinacionih mesta koje ligand zauzima u koordinacionoj sferi agensa za stvaranje kompleksa. Na primjer, F - - monodentatni ligand, S 2 O 3 2- - bidentatni ligand. Naboj unutrašnje sfere jednak je algebarskom zbiru naboja njenih konstitutivnih jona. Ako unutrašnja sfera ima negativan naboj, to je anjonski kompleks; ako je pozitivna, to je kationski kompleks. Kationski kompleksi se na ruskom nazivaju imenom kompleksirajući jon, u anionskim kompleksima agens za kompleksiranje se naziva na latinskom sa dodatkom sufiksa - at. Veza između vanjske i unutrašnje sfere u kompleksnom spoju je jonska.

Primer: K 2 - kalijum tetrahidroksozinkat, anjonski kompleks.

2- - unutrašnja sfera

2K+ - vanjska sfera

Zn 2+ - agens za stvaranje kompleksa

OH - - ligandi

koordinacioni broj - 4

veza između vanjske i unutrašnje sfere je jonska:

K 2 \u003d 2K + + 2-.

veza između jona Zn 2+ i hidroksilnih grupa je kovalentna, formirana mehanizmom donor-akceptor: OH - - donori, Zn 2+ - akceptor.

Zn 0: … 3d 10 4s 2

Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0

Vrste kompleksnih jedinjenja:

1. Amonijak - ligandi molekule amonijaka.

Cl 2 - tetraaminbakar (II) hlorid. Amonijak se dobija djelovanjem amonijaka na spojeve koji sadrže agens za stvaranje kompleksa.

2. Hidrokso jedinjenja - OH - ligandi.

Na je natrijum tetrahidroksoaluminat. Hidrokso kompleksi se dobijaju dejstvom viška alkalija na hidrokside metala, koji imaju amfoterna svojstva.

3. Akvakompleksi - ligandi molekule vode.

Cl 3 je heksaakvahrom (III) hlorid. Akvakompleksi se dobijaju interakcijom bezvodnih soli sa vodom.

4. Acido kompleksi - ligandi anjoni kiselina - Cl -, F -, CN -, SO 3 2-, I -, NO 2 -, C 2 O 4 - i dr.

K 4 - kalijum heksacijanoferat (II). Dobiva se interakcijom viška soli koja sadrži ligand na soli koja sadrži agens za stvaranje kompleksa.

MOLEKULARNA ORBITALNA METODA.

MVS prilično dobro objašnjava formiranje i strukturu mnogih molekula, ali ova metoda nije univerzalna. Na primjer, metoda valentnih veza ne daje zadovoljavajuće objašnjenje za postojanje jona
, iako je krajem 19. stoljeća ustanovljeno postojanje prilično jakog molekularnog vodikovog jona
: energija prekida veze je 2,65 eV. Međutim, u ovom slučaju ne može nastati nikakav elektronski par, budući da je sastav jona
uključen je samo jedan elektron.

Molekularna orbitalna metoda (MMO) omogućava da se objasne niz kontradikcija koje se ne mogu objasniti metodom valentne veze.

Osnovne odredbe IMO-a.

Kada dvije atomske orbitale međusobno djeluju, nastaju dvije molekularne orbitale. Shodno tome, kada n-atomske orbitale interaguju, nastaju n-molekularne orbitale.

Elektroni u molekulu podjednako pripadaju svim jezgrima molekula.

Od dvije formirane molekularne orbitale, jedna ima nižu energiju od originalne, je vezna molekularna orbitala, drugi ima veću energiju od originala, to jest antivezujuća molekularna orbitala.

MMO koriste energetske dijagrame bez razmjera.

Prilikom punjenja energetskih podnivoa elektronima, koriste se ista pravila kao i za atomske orbitale:

princip minimalne energije, tj. prvi se popunjavaju podnivoi sa nižom energijom;

Paulijev princip: na svakom energetskom podnivou ne može biti više od dva elektrona sa antiparalelnim spinovima;

Hundovo pravilo: energetski podnivoi se popunjavaju na način da je ukupni spin maksimalan.

Višestrukost komunikacije. Višestrukost komunikacije u IMO-u određuje se formulom:

kada je K p = 0, veza se ne formira.

Primjeri.

1. Može li molekul H 2 postojati?

Rice. 23. Šema formiranja molekule vodonika H 2 .

Zaključak: molekul H 2 će postojati, budući da je višestrukost veze Kp\u003e 0.

2. Može li molekul He 2 postojati?

Rice. 24. Šema formiranja molekula helijuma He 2 .

Zaključak: molekul He 2 neće postojati, jer je višestrukost veze Kp = 0.

3. Može li čestica H 2 + postojati?

Rice. 25. Šema formiranja H 2 + čestice.

H 2 + čestica može postojati, jer je višestrukost veze Kp > 0.

4. Može li postojati O 2 molekul?

Rice. 26. Šema formiranja O 2 molekula.

Molekul O 2 postoji. Iz slike 26 slijedi da molekul kisika ima dva nesparena elektrona. Zbog ova dva elektrona, molekul kiseonika je paramagnetičan.

Tako metoda molekularnih orbitala objašnjava magnetska svojstva molekula.

INTERMOLEKULARNA INTERAKCIJA.

Sve intermolekularne interakcije mogu se podijeliti u dvije grupe: univerzalni i specifično. Univerzalni se pojavljuju u svim molekulima bez izuzetka. Ove interakcije se često nazivaju veze ili van der Waalsovih snaga. Iako su te sile slabe (energija ne prelazi osam kJ/mol), one su uzrok prijelaza većine tvari iz plinovitog u tekuće stanje, adsorpcije plinova površinama čvrstih tijela i drugih pojava. Priroda ovih sila je elektrostatička.

Glavne sile interakcije:

1). Dipol - dipol (orijentacijska) interakcija postoji između polarnih molekula.

Orijentacijska interakcija je veća, što su veći dipolni momenti, što je manja udaljenost između molekula i niža je temperatura. Dakle, što je veća energija ove interakcije, to je veća temperatura na koju se supstanca mora zagrijati da bi proključala.

2). Induktivna interakcija nastaje kada postoji kontakt između polarnih i nepolarnih molekula u tvari. Dipol se inducira u nepolarnom molekulu kao rezultat interakcije s polarnim molekulom.

Cl  + - Cl  - … Al  + Cl  - 3

Energija ove interakcije raste sa povećanjem polarizabilnosti molekula, odnosno sposobnosti molekula da formiraju dipol pod uticajem električnog polja. Energija induktivne interakcije je mnogo manja od energije dipol-dipol interakcije.

3). Interakcija disperzije- ovo je interakcija nepolarnih molekula zbog trenutnih dipola koji nastaju zbog fluktuacija elektronske gustoće u atomima.

U nizu supstanci istog tipa, interakcija disperzije raste s povećanjem veličine atoma koji čine molekule ovih tvari.

4) odbojne sile nastaju zbog interakcije elektronskih oblaka molekula i pojavljuju se kada im se dalje približava.

Specifične intermolekularne interakcije uključuju sve vrste interakcija donor-akceptor, odnosno one povezane s prijenosom elektrona s jednog molekula na drugi. Rezultirajuća intermolekularna veza ima sve karakteristične karakteristike kovalentne veze: zasićenost i usmjerenost.

Hemijska veza koju formiraju pozitivno polarizirani vodik koji je dio polarne grupe ili molekule i elektronegativni atom druge ili iste molekule naziva se vodikova veza. Na primjer, molekule vode mogu se predstaviti na sljedeći način:

Pune linije su polarne kovalentne veze unutar molekula vode između atoma vodika i kisika; tačke označavaju vodikove veze. Razlog za stvaranje vodikovih veza je taj što su atomi vodika praktički lišeni elektronskih omotača: njihovi jedini elektroni su pomjereni na atome kisika njihovih molekula. Ovo omogućava protonima, za razliku od drugih kationa, da se približe jezgri atoma kisika susjednih molekula, a da ne iskuse odbojnost od elektronskih omotača atoma kisika.

Vodoničnu vezu karakteriše energija vezivanja od 10 do 40 kJ/mol. Međutim, ova energija je dovoljna za izazivanje asocijacija molekula one. njihovo udruživanje u dimere ili polimere, koji u nekim slučajevima postoje ne samo u tekućem stanju supstance, već se i čuvaju kada ona pređe u paru.

Na primjer, fluorovodonik u gasnoj fazi postoji kao dimer.

U složenim organskim molekulima postoje i intermolekularne vodonične veze i intramolekularne vodikove veze.

Molekuli s intramolekularnim vodikovim vezama ne mogu ući u intermolekularne vodikove veze. Stoga, tvari s takvim vezama ne stvaraju asociate, isparljivije su, imaju niže viskoznosti, tačke topljenja i ključanja od njihovih izomera sposobnih za stvaranje međumolekularnih vodikovih veza.

Karakteristike hemijskih veza

Doktrina o hemijskoj vezi je osnova sve teorijske hemije. Hemijska veza je takva interakcija atoma koja ih veže u molekule, ione, radikale, kristale. Postoje četiri vrste hemijskih veza: jonski, kovalentni, metalni i vodonik. U istim supstancama mogu biti sadržane različite vrste veza.

1. U bazama: između atoma kiseonika i vodonika u hidrokso grupama veza je polarna kovalentna, a između metala i hidrokso grupe je jonska.

2. U solima kiselina koje sadrže kiseonik: između atoma nemetala i kiseonika kiselinskog ostatka - kovalentno polarni, a između metala i kiselinskog ostatka - jonski.

3. U solima amonijuma, metilamonijuma itd., između atoma azota i vodonika - kovalentno polarni, a između amonijum ili metilamonijum jona i kiselinskog ostatka - jonski.

4. Kod metalnih peroksida (npr. Na 2 O 2) veza između atoma kiseonika je kovalentna nepolarna, a između metala i kiseonika jonska itd.

Razlog jedinstva svih vrsta i vrsta hemijskih veza je njihova identična hemijska priroda - elektron-nuklearna interakcija. Formiranje hemijske veze u svakom slučaju je rezultat elektronsko-nuklearne interakcije atoma, praćene oslobađanjem energije.

Metode za formiranje kovalentne veze

kovalentna hemijska veza- ovo je veza koja se javlja između atoma zbog formiranja zajedničkih elektronskih parova.

Kovalentna jedinjenja su obično gasovi, tečnosti ili relativno nisko topljive čvrste materije. Jedan od retkih izuzetaka je dijamant, koji se topi iznad 3.500°C. To je zbog strukture dijamanta, koji je kontinuirana rešetka kovalentno vezanih atoma ugljika, a ne skup pojedinačnih molekula. U stvari, svaki kristal dijamanta, bez obzira na njegovu veličinu, je jedan ogroman molekul.

Kovalentna veza nastaje kada se elektroni dva atoma nemetala spoje zajedno. Rezultirajuća struktura naziva se molekula.

Mehanizam nastanka takve veze može biti razmjenski i donor-akceptor.

U većini slučajeva, dva kovalentno vezana atoma imaju različitu elektronegativnost i zajednički elektroni ne pripadaju ta dva atoma podjednako. Većinu vremena su bliže jednom atomu nego drugom. U molekulu klorovodika, na primjer, elektroni koji formiraju kovalentnu vezu nalaze se bliže atomu klora, jer je njegova elektronegativnost veća od elektronegativnosti vodonika. Međutim, razlika u sposobnosti privlačenja elektrona nije toliko velika da postoji potpuni prijenos elektrona s atoma vodika na atom klora. Stoga se veza između atoma vodika i hlora može posmatrati kao križ između jonske veze (potpuni prijenos elektrona) i nepolarne kovalentne veze (simetričan raspored para elektrona između dva atoma). Djelomični naboj na atomima je označen grčkim slovom δ. Takva veza se naziva polarna kovalentna veza, a za molekulu klorovodika se kaže da je polarna, odnosno da ima pozitivno nabijen kraj (atom vodika) i negativno nabijen kraj (atom klora).

1. Mehanizam razmene funkcioniše kada atomi formiraju zajedničke elektronske parove kombinovanjem nesparenih elektrona.

1) H 2 - vodonik.

Veza nastaje zbog formiranja zajedničkog elektronskog para od strane s-elektrona atoma vodika (preklapanje s-orbitala).

2) HCl - hlorovodonik.

Veza nastaje zbog formiranja zajedničkog elektronskog para s- i p-elektrona (preklapajućih s-p-orbitala).

3) Cl 2: U molekulu hlora, kovalentna veza se formira zbog nesparenih p-elektrona (p-p-orbitale koje se preklapaju).

4) N ​​2: U molekuli dušika između atoma se formiraju tri zajednička elektronska para.

Donor-akceptorski mehanizam stvaranja kovalentne veze

Donator ima elektronski par akceptor- slobodna orbitala koju ovaj par može zauzeti. U amonijum jonu, sve četiri veze sa atomima vodonika su kovalentne: tri su nastale usled stvaranja zajedničkih elektronskih parova atomom azota i atoma vodonika izmenjivanjem, jedna - donor-akceptorskim mehanizmom. Kovalentne veze se klasifikuju prema načinu preklapanja orbitala elektrona, kao i prema njihovom pomeranju na jedan od vezanih atoma. Hemijske veze nastale kao rezultat preklapanja orbitala elektrona duž linije veze nazivaju se σ -veze(sigma obveznice). Sigma veza je veoma jaka.

p-orbitale se mogu preklapati u dva regiona, formirajući kovalentnu vezu zbog bočnog preklapanja.

Hemijske veze nastale kao rezultat "bočnog" preklapanja elektronskih orbitala izvan komunikacione linije, odnosno u dvije regije, nazivaju se pi veze.

Prema stepenu pomaka uobičajenih elektronskih parova za jedan od atoma koji su njima vezani, kovalentna veza može biti polarna i nepolarna. Kovalentna hemijska veza nastala između atoma sa istom elektronegativnošću naziva se nepolarna. Elektronski parovi nisu pomjereni ni na jedan od atoma, budući da atomi imaju istu elektronegativnost - svojstvo privlačenja valentnih elektrona iz drugih atoma na sebe. Na primjer,

tj. molekule jednostavnih nemetalnih supstanci nastaju kovalentnom nepolarnom vezom. Kovalentna hemijska veza između atoma elemenata čija se elektronegativnost razlikuje naziva se polarna.

Na primjer, NH 3 je amonijak. Dušik je elektronegativniji element od vodonika, tako da su zajednički parovi elektrona pomjereni prema njegovom atomu.

Karakteristike kovalentne veze: dužina veze i energija

Karakteristična svojstva kovalentne veze su njena dužina i energija. Dužina veze je udaljenost između jezgara atoma. Hemijska veza je jača što je njena dužina kraća. Međutim, mjera snage veze je energija veze, koja je određena količinom energije koja je potrebna za prekid veze. Obično se mjeri u kJ/mol. Dakle, prema eksperimentalnim podacima, dužine veze molekula H 2 , Cl 2 i N 2 su 0,074, 0,198 i 0,109 nm, respektivno, a energije vezivanja 436, 242 i 946 kJ/mol, respektivno.

Joni. Jonska veza

Postoje dvije glavne mogućnosti da se atom povinuje pravilu okteta. Prvi od njih je formiranje jonske veze. (Drugo je formiranje kovalentne veze, o čemu će biti reči u nastavku). Kada se formira jonska veza, atom metala gubi elektrone, a nemetalni atom dobija.

Zamislite da se dva atoma "susreću": atom metala grupe I i atom nemetala grupe VII. Atom metala ima jedan elektron na svom vanjskom energetskom nivou, dok atomu nemetala nedostaje samo jedan elektron da dovrši svoj vanjski nivo. Prvi atom će drugom lako ustupiti svoj elektron, koji je udaljen od jezgra i slabo vezan za njega, a drugi će mu dati slobodno mjesto na njegovom vanjskom elektronskom nivou. Tada će atom, lišen jednog od svojih negativnih naboja, postati pozitivno nabijena čestica, a druga će se zbog primljenog elektrona pretvoriti u negativno nabijenu česticu. Takve čestice nazivaju se joni.

Ovo je hemijska veza koja se javlja između jona. Brojevi koji pokazuju broj atoma ili molekula nazivaju se koeficijenti, a brojevi koji pokazuju broj atoma ili jona u molekulu nazivaju se indeksi.

metalni spoj

Metali imaju specifična svojstva koja se razlikuju od onih drugih tvari. Takva svojstva su relativno visoke tačke topljenja, sposobnost reflektiranja svjetlosti i visoka toplinska i električna provodljivost. Ove karakteristike su rezultat postojanja u metalima posebne vrste veze - metalne veze.

Metalna veza - veza između pozitivnih iona u metalnim kristalima, nastala zbog privlačenja elektrona koji se slobodno kreću kroz kristal. Atomi većine metala na vanjskom nivou sadrže mali broj elektrona - 1, 2, 3. Ovi elektroni lako prekinuti, a atomi se pretvaraju u pozitivne jone. Odvojeni elektroni se kreću od jednog jona do drugog, vezujući ih u jednu cjelinu. Povezujući se sa jonima, ovi elektroni privremeno formiraju atome, zatim se ponovo odvajaju i spajaju sa drugim jonom, itd. Proces se odvija beskonačno, što se može shematski prikazati na sledeći način:

Posljedično, u volumenu metala atomi se kontinuirano pretvaraju u ione i obrnuto. Veza u metalima između jona pomoću socijalizovanih elektrona naziva se metalna. Metalna veza ima neke sličnosti sa kovalentnom vezom, jer se zasniva na socijalizaciji spoljašnjih elektrona. Međutim, u kovalentnoj vezi, spoljašnji nespareni elektroni samo dva susedna atoma su socijalizovani, dok u metalnoj vezi svi atomi učestvuju u socijalizaciji ovih elektrona. Zato su kristali sa kovalentnom vezom krti, dok su oni sa metalnom vezom po pravilu plastični, električno provodljivi i imaju metalni sjaj.

Metalna veza je karakteristična i za čiste metale i za mješavine različitih metala - legura koje su u čvrstom i tekućem stanju. Međutim, u stanju pare, atomi metala su međusobno povezani kovalentnom vezom (na primjer, natrijeva para se koristi za punjenje žutih lampi za osvjetljavanje ulica velikih gradova). Metalni parovi se sastoje od pojedinačnih molekula (monatomskih i dvoatomnih).

Metalna veza se razlikuje od kovalentne i po snazi: njena energija je 3-4 puta manja od energije kovalentne veze.

Energija veze - energija potrebna za prekid hemijske veze u svim molekulima koji čine jedan mol supstance. Energije kovalentnih i jonskih veza su obično visoke i kreću se od 100-800 kJ/mol.

vodonična veza

hemijska veza između pozitivno polarizirani atomi vodika jedne molekule(ili njihovi dijelovi) i negativno polarizirani atomi jako elektronegativnih elemenata koji imaju obdarene elektronske parove (F, O, N i rjeđe S i Cl), drugi molekul (ili njegovi dijelovi) naziva se vodonik. Mehanizam stvaranja vodonične veze je dijelom elektrostatički, dijelom onor-akceptorski karakter.

Primjeri međumolekularne vodikove veze:

U prisustvu takve veze, čak i male molekularne supstance mogu u normalnim uslovima biti tečnosti (alkohol, voda) ili lako tečni gasovi (amonijak, fluorovodonik). U biopolimerima - proteinima (sekundarna struktura) - postoji intramolekularna vodikova veza između karbonilnog kiseonika i vodika amino grupe:

Molekuli polinukleotida - DNK (deoksiribonukleinska kiselina) - su dvostruke spirale u kojima su dva lanca nukleotida međusobno povezana vodoničnim vezama. U ovom slučaju djeluje princip komplementarnosti, odnosno te veze nastaju između određenih parova koji se sastoje od purinskih i pirimidinskih baza: timin (T) je lociran naspram adenin nukleotida (A), a citozin (C) je lociran naspram gvanina ( G).

Supstance sa vodoničnom vezom imaju molekularne kristalne rešetke.

Spoljne ljuske svih elemenata, osim plemenitih gasova, su NEKOMPLETNE iu procesu hemijske interakcije su KOMPLETNE.

Hemijska veza nastaje zbog elektrona vanjskih elektronskih omotača, ali se odvija na različite načine.

Postoje tri glavne vrste hemijskih veza:

Kovalentna veza i njene varijante: polarna i nepolarna kovalentna veza;

jonska veza;

Metalni priključak.

Jonska veza

Jonska hemijska veza je veza nastala elektrostatičkim privlačenjem kationa na anione.

Jonska veza nastaje između atoma koji se međusobno oštro razlikuju po vrijednostima elektronegativnosti, pa je par elektrona koji tvore vezu snažno pomjeren na jedan od atoma, tako da se može smatrati da pripada atomu ovog elementa.

Elektronegativnost je sposobnost atoma hemijskih elemenata da privlače svoje i tuđe elektrone.

Priroda jonske veze, struktura i svojstva ionskih jedinjenja objašnjeni su sa stanovišta elektrostatičke teorije hemijskih veza.

Formiranje kationa: M 0 - n e - \u003d M n +

Formiranje aniona: HeM 0 + n e - \u003d HeM n-

Na primjer: 2Na 0 + Cl 2 0 = 2Na + Cl -

Prilikom sagorijevanja metalnog natrijuma u hloru, kao rezultat redoks reakcije, nastaju kationi jako elektropozitivnog elementa natrijuma i anioni jako elektronegativnog elementa hlora.

Zaključak: između atoma metala i nemetala nastaje ionska hemijska veza, koji se jako razlikuju po elektronegativnosti.

Na primjer: CaF 2 KCl Na 2 O MgBr 2 itd.

Kovalentne nepolarne i polarne veze

Kovalentna veza je veza atoma uz pomoć zajedničkih (zajedničkih) elektronskih parova.

Kovalentna nepolarna veza

Razmotrimo nastanak kovalentne nepolarne veze na primjeru formiranja molekule vodika iz dva atoma vodika. Ovaj proces je već tipična hemijska reakcija, jer iz jedne supstance (atomskog vodonika) nastaje druga - molekularni vodonik. Vanjski znak energetske "isplativosti" ovog procesa je oslobađanje velike količine topline.

Elektronske ljuske atoma vodika (sa po jednim s-elektronom za svaki atom) spajaju se u zajednički elektronski oblak (molekularna orbitala), gdje oba elektrona "služe" jezgrima, bez obzira da li je ovo jezgro "sopstveno" ili "strano". Nova elektronska ljuska slična je završenoj elektronskoj ljusci helijuma inertnog plina od dva elektrona: 1s 2 .

U praksi se koriste jednostavnije metode. Na primjer, američki hemičar J. Lewis je 1916. predložio da se elektroni označavaju tačkama pored simbola elemenata. Jedna tačka predstavlja jedan elektron. U ovom slučaju, formiranje molekule vodika iz atoma zapisuje se na sljedeći način:

Razmotrimo vezivanje dva atoma hlora 17 Cl (naboj jezgra Z = 17) u dvoatomski molekul sa stanovišta strukture elektronskih omotača hlora.

Vanjski elektronski nivo hlora sadrži s 2 + p 5 = 7 elektrona. Pošto elektroni nižih nivoa ne učestvuju u hemijskoj interakciji, tačkama označavamo samo elektrone spoljašnjeg trećeg nivoa. Ovi vanjski elektroni (7 komada) mogu biti raspoređeni u obliku tri elektronska para i jednog nesparenog elektrona.

Nakon što se nespareni elektroni dva atoma spoje u molekulu, dobije se novi elektronski par:

U ovom slučaju, svaki od atoma hlora je okružen OCTETA elektronima. Ovo je lako vidjeti ako zaokružite neki od atoma hlora.

Kovalentnu vezu formira samo par elektrona koji se nalazi između atoma. Zove se podijeljeni par. Preostali parovi elektrona nazivaju se usamljenim parovima. Oni pune školjke i ne učestvuju u vezivanju.

Atomi formiraju hemijske veze kao rezultat socijalizacije takvog broja elektrona da dobiju elektronsku konfiguraciju sličnu završenoj elektronskoj konfiguraciji atoma plemenitih elemenata.

Prema Lewisovoj teoriji i pravilu okteta, veza između atoma može se ostvariti ne nužno jednim, već i dva ili čak tri podijeljena para, ako to pravilo okteta zahtijeva. Takve veze se nazivaju dvostrukim i trostrukim vezama.

Na primjer, kisik može formirati dvoatomsku molekulu sa oktetom elektrona za svaki atom samo kada su dva zajednička para postavljena između atoma:

Atomi dušika (2s 2 2p 3 na posljednjoj ljusci) također se vežu u dvoatomsku molekulu, ali da bi organizirali oktet elektrona, potrebno je između sebe rasporediti tri podijeljena para:

Zaključak: kovalentna nepolarna veza nastaje između atoma iste elektronegativnosti, odnosno između atoma jednog hemijskog elementa - nemetala.

Na primjer: u molekulima H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br 2 - kovalentna nepolarna veza.

kovalentna veza

Polarna kovalentna veza zauzima srednju poziciju između čisto kovalentne veze i jonske veze. Baš kao i jonski, može nastati samo između dva atoma različitih tipova.

Kao primjer, razmotrite stvaranje vode u reakciji između atoma vodika (Z = 1) i kisika (Z = 8). Da biste to učinili, zgodno je prvo zapisati elektronske formule za vanjske ljuske vodonika (1s 1) i kisika (...2s 2 2p 4).

Ispada da je za to potrebno uzeti tačno dva atoma vodika po atomu kiseonika. Međutim, priroda je takva da su akceptorska svojstva atoma kisika veća od onih atoma vodika (o razlozima za to ćemo govoriti nešto kasnije). Zbog toga su vezni elektronski parovi u Lewisovoj formuli za vodu blago pomaknuti prema jezgru atoma kisika. Veza u molekuli vode je polarna kovalentna, a na atomima se pojavljuju djelomični pozitivni i negativni naboji.

Zaključak: kovalentna polarna veza nastaje između atoma različite elektronegativnosti, odnosno između atoma različitih kemijskih elemenata - nemetala.

Na primjer: u HCl, H 2 S, NH 3, P 2 O 5, CH 4 molekulima - kovalentna polarna veza.

Strukturne formule

Trenutno je uobičajeno da se elektronski parovi (odnosno hemijske veze) između atoma prikazuju crticama.Svaka crtica je podeljeni par elektrona. U ovom slučaju, molekule koje su nam već poznate izgledaju ovako:

Formule sa crticama između atoma nazivaju se strukturne formule. Češće se u strukturnim formulama ne prikazuju usamljeni parovi elektrona.

Strukturne formule su vrlo dobre za opisivanje molekula: jasno pokazuju kako su atomi međusobno povezani, kojim redoslijedom, kojim vezama.

Vezni par elektrona u Lewisovim formulama je isti kao jedna crtica u strukturnim formulama.

Dvostruke i trostruke veze imaju zajednički naziv - višestruke veze. Takođe se kaže da molekul azota ima vezu od tri. U molekulu kiseonika red veze je dva. Redoslijed veza u molekulima vodonika i hlora je isti. Vodik i hlor više nemaju višestruku, već jednostavnu vezu.

Red veze je broj zajedničkih parova između dva vezana atoma. Redoslijed komunikacije iznad tri se ne javlja.