Akákoľvek interakcia medzi atómami je možná len v prítomnosti chemickej väzby. Takéto spojenie je dôvodom vzniku stabilného polyatómového systému – molekulového iónu, molekuly, kryštálovej mriežky. Pevná chemická väzba vyžaduje veľa energie na pretrhnutie, a preto je to základná hodnota na meranie pevnosti väzby.

Podmienky vzniku chemickej väzby

Vznik chemickej väzby je vždy sprevádzaný uvoľňovaním energie. K tomuto procesu dochádza v dôsledku poklesu potenciálnej energie systému interagujúcich častíc - molekúl, iónov, atómov. Potenciálna energia výsledného systému interagujúcich prvkov je vždy menšia ako energia neviazaných odchádzajúcich častíc. Základom pre výskyt chemickej väzby v systéme je teda pokles potenciálnej energie jej prvkov.

Povaha chemickej interakcie

Chemická väzba je dôsledkom interakcie elektromagnetických polí, ktoré vznikajú okolo elektrónov a jadier atómov tých látok, ktoré sa podieľajú na tvorbe novej molekuly alebo kryštálu. Po objavení teórie štruktúry atómu sa povaha tejto interakcie stala dostupnejšou pre štúdium.

Prvýkrát myšlienka elektrickej povahy chemickej väzby vznikla od anglického fyzika G. Davyho, ktorý navrhol, že molekuly vznikajú v dôsledku elektrickej príťažlivosti opačne nabitých častíc. Táto myšlienka zaujala švédskeho chemika a prírodovedca I.Ya. Berzellius, ktorý vypracoval elektrochemickú teóriu vzniku chemickej väzby.

Prvá teória, ktorá vysvetľovala procesy chemickej interakcie látok, bola nedokonalá a postupom času sa od nej muselo upustiť.

Butlerovova teória

Úspešnejší pokus o vysvetlenie podstaty chemickej väzby látok urobil ruský vedec A.M. Butlerov. Tento vedec založil svoju teóriu na nasledujúcich predpokladoch:

• Atómy v prepojenom stave sú navzájom spojené v určitom poradí. Zmena tohto poradia spôsobuje vznik novej látky.
• Atómy sa navzájom viažu podľa zákonov valencie.
• Vlastnosti látky závisia od poradia spojenia atómov v molekule látky. Iné usporiadanie spôsobuje zmenu chemických vlastností látky.
• Atómy spojené dohromady majú na seba najsilnejší vplyv.

Butlerovova teória vysvetľovala vlastnosti chemických látok nielen ich zložením, ale aj usporiadaním atómov. Takýto vnútorný poriadok A.M. Butlerov nazval „chemická štruktúra“.

Teória ruského vedca umožnila dať veci do poriadku v klasifikácii látok a umožnila určiť štruktúru molekúl podľa ich chemických vlastností. Teória dala odpoveď aj na otázku: prečo majú molekuly obsahujúce rovnaký počet atómov rôzne chemické vlastnosti.

Predpoklady pre tvorbu teórií chemických väzieb

Butlerov sa vo svojej teórii chemickej štruktúry nedotkol otázky, čo je chemická väzba. Na to bolo príliš málo údajov o vnútornej štruktúre hmoty. Až po objavení planetárneho modelu atómu začal americký vedec Lewis rozvíjať hypotézu, že chemická väzba vzniká vytvorením elektrónového páru, ktorý súčasne patrí dvom atómom. Následne sa táto myšlienka stala základom pre rozvoj teórie kovalentných väzieb.

kovalentná chemická väzba

Stabilná chemická zlúčenina môže vzniknúť, keď sa elektrónové oblaky dvoch susedných atómov prekrývajú. Výsledkom takéhoto vzájomného kríženia je rastúca hustota elektrónov v medzijadrovom priestore. Jadrá atómov, ako viete, sú kladne nabité, a preto sa snažia byť priťahované čo najbližšie k záporne nabitému elektrónovému oblaku. Táto príťažlivosť je oveľa silnejšia ako odpudivé sily medzi dvoma kladne nabitými jadrami, takže táto väzba je stabilná.

Prvé výpočty chemickej väzby vykonali chemici Heitler a London. Uvažovali o väzbe medzi dvoma atómami vodíka. Najjednoduchšie vizuálne znázornenie môže vyzerať takto:

Ako je možné vidieť, elektrónový pár zaujíma kvantové miesto v oboch atómoch vodíka. Toto dvojstredové usporiadanie elektrónov sa nazýva "kovalentná chemická väzba". Kovalentná väzba je typická pre molekuly jednoduchých látok a ich zlúčenín nekovov. Látky vytvorené ako výsledok kovalentnej väzby zvyčajne nevedú elektrický prúd alebo sú polovodiče.

Iónová väzba

Chemická väzba iónového typu nastáva, keď sú dva opačne nabité ióny elektricky priťahované. Ióny môžu byť jednoduché, pozostávajú z jedného atómu látky. V zlúčeninách tohto typu sú jednoduché ióny najčastejšie kladne nabité atómy kovov skupiny 1,2, ktoré stratili svoj elektrón. Tvorba záporných iónov je vlastná atómom typických nekovov a zásadám ich kyselín. Preto medzi typickými iónovými zlúčeninami existuje veľa halogenidov alkalických kovov, ako sú CsF, NaCl a iné.

Na rozdiel od kovalentnej väzby nemá ión saturáciu: k iónu alebo skupine iónov sa môže pripojiť iný počet opačne nabitých iónov. Počet pripojených častíc je obmedzený iba lineárnymi rozmermi interagujúcich iónov, ako aj podmienkou, za ktorej musia byť príťažlivé sily opačne nabitých iónov väčšie ako odpudivé sily identicky nabitých častíc zúčastňujúcich sa spojenia iónového typu.

vodíková väzba

Ešte pred vytvorením teórie chemickej štruktúry bolo experimentálne pozorované, že zlúčeniny vodíka s rôznymi nekovmi majú trochu nezvyčajné vlastnosti. Napríklad body varu fluorovodíka a vody sú oveľa vyššie, ako by sa dalo očakávať.

Tieto a ďalšie vlastnosti zlúčenín vodíka možno vysvetliť schopnosťou atómu H + vytvárať ďalšiu chemickú väzbu. Tento typ spojenia sa nazýva "vodíková väzba". Príčiny vodíkovej väzby spočívajú vo vlastnostiach elektrostatických síl. Napríklad v molekule fluorovodíka je všeobecný elektrónový oblak tak posunutý smerom k fluóru, že priestor okolo atómu tejto látky je nasýtený negatívnym elektrickým poľom. Okolo atómu vodíka, zbaveného jediného elektrónu, je pole oveľa slabšie a má kladný náboj. V dôsledku toho existuje ďalší vzťah medzi pozitívnymi poľami elektrónových oblakov H + a negatívnymi F -.

Chemické spájanie kovov

Atómy všetkých kovov sa nachádzajú v priestore určitým spôsobom. Usporiadanie atómov kovov sa nazýva kryštálová mriežka. V tomto prípade elektróny rôznych atómov navzájom slabo interagujú a vytvárajú spoločný elektrónový oblak. Tento typ interakcie medzi atómami a elektrónmi sa nazýva "kovová väzba".

Práve voľný pohyb elektrónov v kovoch môže vysvetliť fyzikálne vlastnosti kovových látok: elektrickú vodivosť, tepelnú vodivosť, pevnosť, tavivosť a iné.

.

Viete, že atómy sa môžu navzájom spájať a vytvárať jednoduché aj zložité látky. V tomto prípade sa vytvárajú rôzne typy chemických väzieb: iónové, kovalentné (nepolárne a polárne), kovové a vodíkové. Jedna z najdôležitejších vlastností atómov prvkov, ktorá určuje, aký druh väzby sa medzi nimi vytvorí - iónová alebo kovalentná, - je elektronegativita, t.j. schopnosť atómov v zlúčenine priťahovať k sebe elektróny.

Podmienené kvantitatívne hodnotenie elektronegativity je dané škálou relatívnej elektronegativity.

V obdobiach existuje všeobecná tendencia rastu elektronegativity prvkov a v skupinách - ich pokles. Prvky elektronegativity sú zoradené za sebou, na základe čoho je možné porovnávať elektronegativitu prvkov v rôznych obdobiach.

Typ chemickej väzby závisí od toho, aký veľký je rozdiel v hodnotách elektronegativity spojovacích atómov prvkov. Čím viac sa atómy prvkov tvoriacich väzbu líšia v elektronegativite, tým je chemická väzba polárnejšia. Je nemožné nakresliť ostrú hranicu medzi typmi chemických väzieb. Vo väčšine zlúčenín je typ chemickej väzby prechodný; napríklad vysoko polárna kovalentná chemická väzba je blízka iónovej väzbe. V závislosti od toho, ktorý z limitujúcich prípadov je svojou povahou bližšie k chemickej väzbe, sa označuje ako iónová alebo kovalentná polárna väzba.

Iónová väzba vzniká interakciou atómov, ktoré sa navzájom výrazne líšia v elektronegativite. Napríklad typické kovy lítium (Li), sodík (Na), draslík (K), vápnik (Ca), stroncium (Sr), bárium (Ba) tvoria iónovú väzbu s typickými nekovmi, hlavne halogénmi.

Okrem halogenidov alkalických kovov vznikajú iónové väzby aj v zlúčeninách, ako sú alkálie a soli. Napríklad v hydroxide sodnom (NaOH) a sírane sodnom (Na2S04) existujú iónové väzby iba medzi atómami sodíka a kyslíka (zvyšok väzieb je kovalentný polárny).

Keď atómy interagujú s rovnakou elektronegativitou, molekuly sa tvoria s kovalentnou nepolárnou väzbou. Takáto väzba existuje v molekulách nasledujúcich jednoduchých látok: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2 . Chemické väzby v týchto plynoch vznikajú prostredníctvom spoločných elektrónových párov, t.j. keď sa zodpovedajúce elektrónové oblaky prekrývajú v dôsledku elektrón-jadrovej interakcie, ku ktorej dochádza, keď sa atómy približujú k sebe.

Pri zostavovaní elektronických vzorcov látok by sa malo pamätať na to, že každý spoločný elektrónový pár je podmieneným obrazom zvýšenej hustoty elektrónov, ktorá je výsledkom prekrývania zodpovedajúcich elektrónových oblakov.

Počas interakcie atómov, ktorých hodnoty elektronegativity sa líšia, ale nie výrazne, dochádza k posunu spoločného elektrónového páru k viac elektronegatívnemu atómu. Toto je najbežnejší typ chemickej väzby, ktorý sa nachádza v anorganických aj organických zlúčeninách.

Kovalentné väzby plne zahŕňajú tie väzby, ktoré sú tvorené donorovo-akceptorovým mechanizmom, napríklad v hydróniových a amónnych iónoch.

Kovové spojenie.

Väzba, ktorá vzniká v dôsledku interakcie relatívne voľných elektrónov s kovovými iónmi, sa nazýva kovová väzba. Tento typ väzby je typický pre jednoduché látky – kovy.

Podstata procesu tvorby kovovej väzby je nasledovná: atómy kovu sa ľahko vzdávajú valenčných elektrónov a menia sa na kladne nabité ióny. Relatívne voľné elektróny, oddelené od atómu, sa pohybujú medzi kladnými kovovými iónmi. Vzniká medzi nimi kovová väzba, t.j. elektróny akoby stmelujú kladné ióny kryštálovej mriežky kovov.

Vodíková väzba.

Väzba, ktorá vzniká medzi atómami vodíka jednej molekuly a atómom silne elektronegatívneho prvku(O, N, F) iná molekula sa nazýva vodíková väzba.

Môže vyvstať otázka: prečo presne vodík tvorí takú špecifickú chemickú väzbu?

Je to preto, že atómový polomer vodíka je veľmi malý. Okrem toho, keď je jeden elektrón vytesnený alebo úplne darovaný, vodík získava relatívne vysoký kladný náboj, vďaka čomu vodík jednej molekuly interaguje s atómami elektronegatívnych prvkov, ktoré majú čiastočný negatívny náboj, ktorý je súčasťou iných molekúl (HF, H20, NH3).

Pozrime sa na niekoľko príkladov. Zvyčajne zloženie vody reprezentujeme chemickým vzorcom H 2 O. To však nie je úplne presné. Správnejšie by bolo označovať zloženie vody vzorcom (H 2 O) n, kde n \u003d 2.3.4 atď. Je to spôsobené tým, že jednotlivé molekuly vody sú vzájomne prepojené vodíkovými väzbami.

Vodíkové väzby sa zvyčajne označujú bodkami. Je oveľa slabšia ako iónová alebo kovalentná väzba, ale silnejšia ako zvyčajná medzimolekulová interakcia.

Prítomnosť vodíkových väzieb vysvetľuje nárast objemu vody s klesajúcou teplotou. Je to spôsobené tým, že s klesajúcou teplotou sa molekuly spevňujú a tým klesá hustota ich „zbalenia“.

Pri štúdiu organickej chémie vyvstala aj nasledujúca otázka: prečo sú teploty varu alkoholov oveľa vyššie ako teploty varu zodpovedajúcich uhľovodíkov? Vysvetľuje to skutočnosť, že vodíkové väzby sa tvoria aj medzi molekulami alkoholu.

K zvýšeniu teploty varu alkoholov dochádza aj v dôsledku zväčšovania ich molekúl.

Vodíková väzba je charakteristická aj pre mnohé iné organické zlúčeniny (fenoly, karboxylové kyseliny atď.). Z kurzov organickej chémie a všeobecnej biológie viete, že prítomnosť vodíkovej väzby vysvetľuje sekundárnu štruktúru bielkovín, štruktúru dvojitej špirály DNA, t. j. fenomén komplementarity.

Chemická väzba.

stanovenie chemickej väzby;

typy chemických väzieb;

metóda valenčných väzieb;

hlavné charakteristiky kovalentnej väzby;

mechanizmy tvorby kovalentnej väzby;

komplexné zlúčeniny;

molekulárna orbitálna metóda;

medzimolekulové interakcie.

STANOVENIE CHEMICKEJ VIAZBY

chemická väzba nazývaná interakcia medzi atómami, ktorá vedie k tvorbe molekúl alebo iónov a silnému držaniu atómov blízko seba.

Chemická väzba má elektronickú povahu, to znamená, že sa uskutočňuje v dôsledku interakcie valenčných elektrónov. V závislosti od rozloženia valenčných elektrónov v molekule sa rozlišujú tieto typy väzieb: iónové, kovalentné, kovové atď. Iónovú väzbu možno považovať za obmedzujúci prípad kovalentnej väzby medzi atómami, ktoré sa svojou povahou výrazne líšia.

TYPY CHEMICKÝCH VIAZ

Iónová väzba.

Hlavné ustanovenia modernej teórie iónovej väzby.

Iónová väzba vzniká pri interakcii prvkov, ktoré sa navzájom výrazne líšia vlastnosťami, teda medzi kovmi a nekovmi.

Vznik chemickej väzby sa vysvetľuje snahou atómov dosiahnuť stabilný osemelektrónový vonkajší obal (s 2 p 6).

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

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

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

Cl–: 1s 2 2s 2 p 6 3 s 2 p 6

Vytvorené opačne nabité ióny sú držané blízko seba v dôsledku elektrostatickej príťažlivosti.

Iónová väzba nie je smerová.

Neexistuje žiadna čistá iónová väzba. Keďže ionizačná energia je väčšia ako energia elektrónovej afinity, k úplnému prechodu elektrónov nedochádza ani v prípade dvojice atómov s veľkým rozdielom elektronegativity. Preto môžeme hovoriť o podiele ionicity väzby. Najvyššia väzbová ionicita sa vyskytuje vo fluoridoch a chloridoch s-prvkov. V kryštáloch RbCl, KCl, NaCl a NaF je to teda 99, 98, 90 a 97 %.

kovalentná väzba.

Hlavné ustanovenia modernej teórie kovalentných väzieb.

Kovalentná väzba vzniká medzi prvkami, ktoré majú podobné vlastnosti, teda nekovmi.

Každý prvok poskytuje 1 elektrón na tvorbu väzieb a spiny elektrónov musia byť antiparalelné.

Ak je kovalentná väzba tvorená atómami toho istého prvku, potom táto väzba nie je polárna, to znamená, že spoločný elektrónový pár nie je posunutý k žiadnemu z atómov. Ak je kovalentná väzba tvorená dvoma rôznymi atómami, potom sa spoločný elektrónový pár posunie k najviac elektronegatívnemu atómu, polárna kovalentná väzba.

Keď sa vytvorí kovalentná väzba, elektrónové oblaky interagujúcich atómov sa prekrývajú, v dôsledku čoho sa v priestore medzi atómami objaví zóna so zvýšenou hustotou elektrónov, ktorá priťahuje kladne nabité jadrá interagujúcich atómov a drží ich blízko seba. . V dôsledku toho sa energia systému znižuje (obr. 14). Pri veľmi silnom priblížení atómov sa však odpudzovanie jadier zvyšuje. Preto existuje optimálna vzdialenosť medzi jadrami ( dĺžka väzby,l pri ktorej má systém minimálnu energiu. V tomto stave sa uvoľňuje energia, nazývaná väzbová energia – E St.

Ryža. 14. Závislosť energie sústav dvoch atómov vodíka s paralelnými (1) a antiparalelnými (2) spinmi od vzdialenosti jadier (E je energia sústavy, Eb je väzbová energia, r je vzdialenosť Obr. medzi jadrami, l je dĺžka väzby).

Na opis kovalentnej väzby sa používajú dve metódy: metóda valenčných väzieb (BC) a molekulárna orbitálna metóda (MMO).

VALENČNÁ BONDOVÁ METÓDA.

Metóda VS je založená na nasledujúcich ustanoveniach:

1. Kovalentnú chemickú väzbu tvoria dva elektróny s opačne orientovanými spinmi a tento elektrónový pár patrí dvom atómom. Kombinácie takýchto dvojelektrónových dvojstredových väzieb, odrážajúcich elektrónovú štruktúru molekuly, sa nazývajú valentné schémy.

2. Čím silnejšia je kovalentná väzba, tým viac sa vzájomne prekrývajúce elektrónové oblaky prekrývajú.

Na vizuálne znázornenie valenčných schém sa zvyčajne používa nasledujúca metóda: elektróny nachádzajúce sa vo vonkajšej elektronickej vrstve sú označené bodkami umiestnenými okolo chemického symbolu atómu. Elektróny spoločné pre dva atómy sú znázornené bodkami umiestnenými medzi ich chemickými symbolmi; dvojitá alebo trojitá väzba sa označuje dvoma alebo tromi pármi spoločných bodiek:

N:1s2 2s 2 p 3 ;

C:1s2 2s 2 p 4

Z vyššie uvedených diagramov je možné vidieť, že každý pár elektrónov, ktorý viaže dva atómy, zodpovedá jednej pomlčke znázorňujúcej kovalentnú väzbu v štruktúrnych vzorcoch:

Počet spoločných elektrónových párov, ktoré viažu atóm daného prvku s inými atómami, alebo, inými slovami, počet kovalentných väzieb tvorených atómom, sa nazýva kovalencia podľa metódy VS. Takže kovalencia vodíka je 1, dusíka - 3.

Podľa toho, ako sa elektronické oblaky prekrývajú, existujú dva typy spojení:  - spojenie a  - spojenie.

 - spojenie nastáva, keď sa dva elektrónové oblaky prekrývajú pozdĺž osi spájajúcej jadrá atómov.

Ryža. 15. Schéma vzdelávania  - spojenia.

 - väzba vzniká pri prekrytí elektrónových oblakov na oboch stranách čiary spájajúcej jadrá interagujúcich atómov.

Ryža. 16. Schéma vzdelávania  - spojenia.

HLAVNÉ CHARAKTERISTIKY KOVALENTNÉHO BONDU.

1. Dĺžka väzby, ℓ. Ide o minimálnu vzdialenosť medzi jadrami interagujúcich atómov, ktorá zodpovedá najstabilnejšiemu stavu systému.

2. Energia väzby, E min - je to množstvo energie, ktoré sa musí vynaložiť na prerušenie chemickej väzby a odstránenie atómov z interakcie.

3. Dipólový moment väzby, ,=qℓ. Dipólový moment slúži ako kvantitatívna miera polarity molekuly. Pre nepolárne molekuly je dipólový moment 0, pre nepolárne molekuly nie je rovný 0. Dipólový moment polyatómovej molekuly sa rovná vektorovému súčtu dipólov jednotlivých väzieb:

4. Kovalentná väzba sa vyznačuje orientáciou. Orientácia kovalentnej väzby je určená potrebou maximálneho prekrytia elektrónových oblakov interagujúcich atómov v priestore, čo vedie k vytvoreniu najsilnejších väzieb.

Keďže tieto -väzby sú striktne orientované v priestore, v závislosti od zloženia molekuly môžu navzájom zvierať určitý uhol – takýto uhol sa nazýva valenčný uhol.

Diatomické molekuly majú lineárnu štruktúru. Polyatomické molekuly majú zložitejšiu konfiguráciu. Uvažujme o geometrii rôznych molekúl na príklade tvorby hydridov.

1. Skupina VI, hlavná podskupina (okrem kyslíka), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te.

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

Pre vodík sa na tvorbe väzby podieľa elektrón s s-AO, pre síru 3p y a 3p z. Molekula H2S má rovinnú štruktúru s uhlom medzi väzbami 90°. .

Obr. 17. Štruktúra molekuly H2E

2. Hydridy prvkov skupiny V, hlavná podskupina: PH 3, AsH 3, SbH 3.

R 1s 2 2s 2 R 6 3s 2 R3.

Na tvorbe väzieb sa zúčastňujú: vo vodíku s-AO, vo fosfore - p y, p x a p z AO.

Molekula PH 3 má tvar trigonálnej pyramídy (na základni je trojuholník).

Obrázok 18. Štruktúra molekuly EN 3

5. Sýtosť kovalentná väzba je počet kovalentných väzieb, ktoré môže atóm vytvoriť. Je to obmedzené, pretože Prvok má obmedzený počet valenčných elektrónov. Maximálny počet kovalentných väzieb, ktoré môže daný atóm vytvoriť v základnom alebo excitovanom stave, sa nazýva jeho kovalencia.

Príklad: vodík je jednomocný, kyslík je dvojmocný, dusík je trojmocný atď.

Niektoré atómy môžu zvýšiť svoju kovalenciu v excitovanom stave v dôsledku oddelenia párových elektrónov.

Príklad. Buďte 0 1 s 2 2s 2

Atóm berýlia v excitovanom stave má jeden valenčný elektrón na 2p-AO a jeden elektrón na 2s-AO, to znamená, že kovalencia Be 0 = 0 a kovalencia Be * = 2. Počas interakcie dochádza k hybridizácii orbitálov. vyskytuje.

Hybridizácia- toto je zarovnanie energie rôznych AO v dôsledku zmiešania pred chemickou interakciou. Hybridizácia je podmienená technika, ktorá umožňuje predpovedať štruktúru molekuly pomocou kombinácie AO. Tí AO, ktorých energie sú blízko, sa môžu zúčastniť hybridizácie.

Každý typ hybridizácie zodpovedá určitému geometrickému tvaru molekúl.

V prípade hydridov prvkov II. skupiny hlavnej podskupiny sa na tvorbe väzby podieľajú dva identické sp-hybridné orbitály. Tento typ väzby sa nazýva sp hybridizácia.

Obr. 19. VeH2.sp-hybridizačná molekula.

sp-hybridné orbitaly majú asymetrický tvar, predĺžené časti AO s väzbovým uhlom 180 o smerujú k vodíku. Preto má molekula BeH 2 lineárnu štruktúru (obr.).

Uvažujme o štruktúre hydridových molekúl prvkov skupiny III hlavnej podskupiny na príklade tvorby molekuly BH3.

B 0 1s 2 2s 2 p 1

Kovalencia B 0 = 1, kovalencia B * = 3.

Na tvorbe väzieb sa podieľajú tri sp-hybridné orbitály, ktoré vznikajú v dôsledku prerozdelenia elektrónových hustôt s-AO a dva p-AO. Tento typ spojenia sa nazýva sp 2 - hybridizácia. Väzbový uhol pri hybridizácii sp 2 je rovný 120 0, preto má molekula BH 3 plochú trojuholníkovú štruktúru.

Obr.20. molekula BH3. sp2 -Hybridizácia.

Na príklade tvorby molekuly CH 4 uvažujme o štruktúre hydridových molekúl prvkov IV. skupiny hlavnej podskupiny.

C 0 1s 2 2s 2 p 2

Kovalencia C 0 = 2, kovalencia C * = 4.

V uhlíku sa štyri sp-hybridné orbitály podieľajú na tvorbe chemickej väzby, ktorá vzniká v dôsledku prerozdelenia elektrónových hustôt medzi s-AO a tromi p-AO. Tvar molekuly CH 4 je štvorsten, väzbový uhol je 109 o 28`.

Ryža. 21. Molekula CH4.sp3 -Hybridizácia.

Výnimkou zo všeobecného pravidla sú molekuly H 2 O a NH 3 .

V molekule vody sú uhly medzi väzbami 104,5°. Na rozdiel od hydridov iných prvkov tejto skupiny má voda špeciálne vlastnosti, je polárna, diamagnetická. To všetko sa vysvetľuje skutočnosťou, že v molekule vody je typ väzby sp 3 . To znamená, že na tvorbe chemickej väzby sa podieľajú štyri sp - hybridné orbitaly. Dva orbitály obsahujú každý jeden elektrón, tieto orbitály interagujú s vodíkom, ďalšie dva orbitály obsahujú pár elektrónov. Prítomnosť týchto dvoch orbitálov vysvetľuje jedinečné vlastnosti vody.

V molekule amoniaku sú uhly medzi väzbami približne 107,3 ​​o, to znamená, že tvar molekuly amoniaku je štvorsten, typ väzby je sp 3 . Štyri hybridné sp 3 orbitaly sa podieľajú na tvorbe väzby v molekule dusíka. Tri orbitály obsahujú po jednom elektróne, tieto orbitály sú spojené s vodíkom, štvrtý AO obsahuje nezdieľaný pár elektrónov, ktorý určuje jedinečnosť molekuly amoniaku.

MECHANIZMY TVORBY KOVALENTNÉHO VÄZBU.

MVS umožňuje rozlíšiť tri mechanizmy tvorby kovalentnej väzby: výmena, donor-akceptor a datív.

výmenný mechanizmus. Zahŕňa tie prípady vzniku chemickej väzby, keď každý z dvoch viazaných atómov pridelí jeden elektrón na socializáciu, akoby si ich vymenil. Na naviazanie jadier dvoch atómov musia byť elektróny v priestore medzi jadrami. Táto oblasť v molekule sa nazýva väzobná oblasť (oblasť, kde elektrónový pár s najväčšou pravdepodobnosťou zostane v molekule). Aby došlo k výmene nepárových elektrónov v atómoch, je nevyhnutné prekrytie atómových orbitálov (obr. 10.11). Ide o pôsobenie mechanizmu výmeny na vytvorenie kovalentnej chemickej väzby. Atómové orbitály sa môžu prekrývať len vtedy, ak majú rovnaké vlastnosti symetrie okolo internukleárnej osi (obr. 10, 11, 22).

Ryža. 22. AO prekrytie, ktoré nevedie k vytvoreniu chemickej väzby.

Darcovsko-akceptorové a datívne mechanizmy.

Mechanizmus donor-akceptor je spojený s prenosom osamelého páru elektrónov z jedného atómu na prázdny atómový orbitál iného atómu. Napríklad tvorba iónu -:

Prázdne p-AO v atóme bóru v molekule BF 3 prijíma pár elektrónov z fluoridového iónu (donora). Vo výslednom anióne majú štyri kovalentné väzby B-F ekvivalentnú dĺžku a energiu. V pôvodnej molekule boli všetky tri B–F väzby vytvorené výmenným mechanizmom.

Atómy, ktorých vonkajší obal pozostáva iba zo s- alebo p-elektrónov, môžu byť buď donory alebo akceptory osamelého páru elektrónov. Atómy, ktoré majú valenčné elektróny aj na d-AO, môžu súčasne pôsobiť ako donory aj akceptory. Na rozlíšenie týchto dvoch mechanizmov boli zavedené koncepty datívneho mechanizmu tvorby väzby.

Najjednoduchším príkladom datívneho mechanizmu je interakcia dvoch atómov chlóru.

Dva atómy chlóru v molekule chlóru tvoria výmennú kovalentnú väzbu spojením svojich nepárových 3p elektrónov. Okrem toho atóm Cl-1 prenáša osamelý pár elektrónov 3p 5 - AO na atóm Cl-2 na prázdny 3d-AO a atóm Cl-2 prenáša rovnaký pár elektrónov na prázdny 3d-AO atóm Cl-1 Každý atóm súčasne vykonáva funkciu akceptora a donoru. Toto je datívny mechanizmus. Pôsobením datívneho mechanizmu sa zvyšuje pevnosť väzby, takže molekula chlóru je silnejšia ako molekula fluóru.

KOMPLEXNÉ SPOJENIA.

Podľa princípu mechanizmu donor-akceptor vzniká obrovská trieda zložitých chemických zlúčenín - komplexných zlúčenín.

Komplexné zlúčeniny sú zlúčeniny, ktoré majú vo svojom zložení komplexné ióny schopné existovať v kryštalickej forme aj v roztoku, vrátane centrálneho iónu alebo atómu spojeného so záporne nabitými iónmi alebo neutrálnymi molekulami kovalentnými väzbami vytvorenými donorovo-akceptorovým mechanizmom.

Štruktúra komplexných zlúčenín podľa Wernera.

Komplexné zlúčeniny pozostávajú z vnútornej gule (komplexný ión) a vonkajšej gule. Spojenie medzi iónmi vnútornej gule sa uskutočňuje podľa mechanizmu donor-akceptor. Akceptory sa nazývajú komplexotvorné činidlá, často to môžu byť kladné ióny kovov (okrem kovov skupiny IA), ktoré majú prázdne orbitály. Schopnosť vytvárať komplex sa zvyšuje so zvyšujúcim sa nábojom iónu a zmenšovaním jeho veľkosti.

Donory elektrónového páru sa nazývajú ligandy alebo adičné zlúčeniny. Ligandy sú neutrálne molekuly alebo záporne nabité ióny. Počet ligandov je určený koordinačným číslom komplexotvorného činidla, ktoré sa zvyčajne rovná dvojnásobku valencie komplexotvorného iónu. Ligandy sú buď monodentátne alebo polydentátne. Dentancia ligandu je určená počtom koordinačných miest, ktoré ligand obsadzuje v koordinačnej sfére komplexotvorného činidla. Napríklad F - - monodentátny ligand, S203 2- - bidentátny ligand. Náboj vnútornej gule sa rovná algebraickému súčtu nábojov iónov, ktoré ju tvoria. Ak má vnútorná guľa záporný náboj, ide o aniónový komplex, ak je kladný, ide o katiónový komplex. Katiónové komplexy sa v ruštine nazývajú názvom komplexotvorného iónu, v aniónových komplexoch sa komplexotvorné činidlo nazýva latinsky s pridaním prípony - pri. Spojenie medzi vonkajšou a vnútornou guľou v komplexnej zlúčenine je iónové.

Príklad: K 2 - tetrahydroxozinkát draselný, aniónový komplex.

2- - vnútorná guľa

2K+ - vonkajšia guľa

Zn 2+ - komplexotvorné činidlo

OH - - ligandy

koordinačné číslo - 4

spojenie medzi vonkajšou a vnútornou sférou je iónové:

2 K \u003d 2 000 + + 2-.

väzba medzi iónom Zn 2+ a hydroxylovými skupinami je kovalentná, vzniká mechanizmom donor-akceptor: OH - - donory, Zn 2+ - akceptor.

Zn 0: … 3d 10 4s 2

Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0

Typy komplexných zlúčenín:

1. Amoniak - ligandy molekuly amoniaku.

Cl2 - chlorid tetraamínmeďnatý (II). Amoniak sa získava pôsobením amoniaku na zlúčeniny obsahujúce komplexotvorné činidlo.

2. Hydroxo zlúčeniny - OH - ligandy.

Na je tetrahydroxoaluminát sodný. Hydroxokomplexy sa získavajú pôsobením prebytku alkálií na hydroxidy kovov, ktoré majú amfotérne vlastnosti.

3. Aquakomplexy - ligandy molekuly vody.

Cl3 je hexaaquachromium (III) chlorid. Aquakomplexy sa získavajú interakciou bezvodých solí s vodou.

4. Acidokomplexy - ligandy anióny kyselín - Cl -, F -, CN -, SO 3 2-, I -, NO 2 -, C 2 O 4 - a iné.

K 4 - hexakyanoželezitan draselný (II). Získané interakciou nadbytku soli obsahujúcej ligand so soľou obsahujúcou komplexotvorné činidlo.

MOLEKULÁRNA ORBITÁLNA METÓDA.

MVS celkom dobre vysvetľuje vznik a štruktúru mnohých molekúl, no táto metóda nie je univerzálna. Napríklad metóda valenčných väzieb neposkytuje uspokojivé vysvetlenie existencie iónu
, hoci na konci 19. storočia sa zistila existencia dosť silného molekulárneho vodíkového iónu
: energia prerušenia väzby je tu 2,65 eV. V tomto prípade však nemôže vzniknúť žiadny elektrónový pár, pretože zloženie iónu
obsahuje iba jeden elektrón.

Molekulárna orbitálna metóda (MMO) umožňuje vysvetliť množstvo rozporov, ktoré nie je možné vysvetliť pomocou metódy valenčných väzieb.

Základné ustanovenia IMO.

Keď interagujú dva atómové orbitály, vytvoria sa dva molekulárne orbitály. V súlade s tým, keď interagujú n-atómové orbitály, vytvárajú sa n-molekulárne orbitály.

Elektróny v molekule patria rovnako ku všetkým jadrám molekuly.

Z dvoch vytvorených molekulových orbitálov má jeden nižšiu energiu ako pôvodný, je väzbový molekulový orbitál, ten druhý má vyššiu energiu ako originál, to je antiväzbový molekulový orbitál.

MMO používajú energetické diagramy bez mierky.

Pri plnení energetických podúrovní elektrónmi sa používajú rovnaké pravidlá ako pre atómové orbitály:

princíp minimálnej energie, t.j. podúrovne s nižšou energiou sa vyplnia ako prvé;

Pauliho princíp: na každej energetickej podúrovni nemôžu byť viac ako dva elektróny s antiparalelnými spinmi;

Hundovo pravidlo: podúrovne energie sa napĺňajú tak, že celkový spin je maximálny.

Komunikačná multiplicita. Komunikačná multiplicita v IMO sa určuje podľa vzorca:

keď K p = 0, nevzniká väzba.

Príklady.

1. Môže existovať molekula H 2?

Ryža. 23. Schéma vzniku molekuly vodíka H 2.

Záver: molekula H2 bude existovať, pretože multiplicita väzby Kp\u003e 0.

2. Môže existovať molekula He2?

Ryža. 24. Schéma vzniku molekuly hélia He 2.

Záver: molekula He2 nebude existovať, pretože väzbová multiplicita Kp = 0.

3. Môže existovať častica H 2 +?

Ryža. 25. Schéma vzniku častice H 2 +.

Častica H2+ môže existovať, pretože násobnosť väzby Kp > 0.

4. Môže existovať molekula O 2?

Ryža. 26. Schéma vzniku molekuly O 2 .

Molekula O2 existuje. Z obr. 26 vyplýva, že molekula kyslíka má dva nepárové elektróny. Vďaka týmto dvom elektrónom je molekula kyslíka paramagnetická.

Metóda molekulových orbitálov teda vysvetľuje magnetické vlastnosti molekúl.

MEDZIMOLEKULÁRNA INTERAKCIA.

Všetky medzimolekulové interakcie možno rozdeliť do dvoch skupín: univerzálny a špecifické. Univerzálne sa vyskytujú vo všetkých molekulách bez výnimky. Tieto interakcie sa často nazývajú spojenie alebo van der Waalsove sily. Hoci sú tieto sily slabé (energia nepresahuje osem kJ/mol), sú príčinou prechodu väčšiny látok z plynného do kvapalného skupenstva, adsorpcie plynov povrchmi pevných látok a iných javov. Povaha týchto síl je elektrostatická.

Hlavné sily interakcie:

1). Dipól - dipólová (orientačná) interakcia existuje medzi polárnymi molekulami.

Orientačná interakcia je tým väčšia, čím väčšie sú dipólové momenty, čím menšia je vzdialenosť medzi molekulami a čím nižšia je teplota. Preto, čím väčšia je energia tejto interakcie, tým vyššia je teplota, na ktorú sa látka musí zahriať, aby mohla vrieť.

2). Induktívna interakcia nastáva, keď dôjde ku kontaktu medzi polárnymi a nepolárnymi molekulami v látke. V nepolárnej molekule je indukovaný dipól ako výsledok interakcie s polárnou molekulou.

Cl  + - Cl  - … Al  + Cl  - 3

Energia tejto interakcie sa zvyšuje so zvyšovaním polarizovateľnosti molekúl, teda schopnosti molekúl vytvárať dipól pod vplyvom elektrického poľa. Energia indukčnej interakcie je oveľa menšia ako energia dipólovo-dipólovej interakcie.

3). Rozptylová interakcia- ide o interakciu nepolárnych molekúl v dôsledku okamžitých dipólov, ktoré vznikajú v dôsledku kolísania hustoty elektrónov v atómoch.

V sérii látok rovnakého typu sa disperzná interakcia zvyšuje so zväčšovaním veľkosti atómov, ktoré tvoria molekuly týchto látok.

4) odpudivé sily sú spôsobené interakciou elektrónových oblakov molekúl a objavujú sa, keď sa k nim ďalej približujeme.

Špecifické medzimolekulové interakcie zahŕňajú všetky typy interakcií donor-akceptor, to znamená tie, ktoré sú spojené s prenosom elektrónov z jednej molekuly do druhej. Výsledná medzimolekulová väzba má všetky charakteristické znaky kovalentnej väzby: sýtosť a smerovosť.

Chemická väzba tvorená kladne polarizovaným vodíkom, ktorý je súčasťou polárnej skupiny alebo molekuly a elektronegatívnym atómom inej alebo tej istej molekuly, sa nazýva vodíková väzba. Napríklad molekuly vody môžu byť reprezentované takto:

Plné čiary sú polárne kovalentné väzby vo vnútri molekúl vody medzi atómami vodíka a kyslíka; bodky označujú vodíkové väzby. Dôvodom vzniku vodíkových väzieb je to, že atómy vodíka prakticky nemajú elektrónové obaly: ich jediné elektróny sú premiestnené na atómy kyslíka ich molekúl. To umožňuje protónom, na rozdiel od iných katiónov, priblížiť sa k jadrám atómov kyslíka susedných molekúl bez toho, aby zažili odpudzovanie z elektrónových obalov atómov kyslíka.

Vodíková väzba sa vyznačuje väzbovou energiou 10 až 40 kJ/mol. Táto energia je však dostatočná na to, aby spôsobila asociácia molekúl tie. ich spojenie do dimérov alebo polymérov, ktoré v niektorých prípadoch existujú nielen v kvapalnom stave látky, ale zachovávajú sa aj pri prechode do pary.

Napríklad fluorovodík v plynnej fáze existuje ako dimér.

V zložitých organických molekulách existujú medzimolekulové vodíkové väzby aj intramolekulárne vodíkové väzby.

Molekuly s intramolekulárnymi vodíkovými väzbami nemôžu vstúpiť do medzimolekulových vodíkových väzieb. Preto látky s takýmito väzbami netvoria asociáty, sú prchavejšie, majú nižšie viskozity, teploty topenia a varu ako ich izoméry schopné vytvárať medzimolekulové vodíkové väzby.

Charakteristika chemických väzieb

Doktrína chemickej väzby je základom celej teoretickej chémie. Chemická väzba je taká interakcia atómov, ktorá ich spája do molekúl, iónov, radikálov, kryštálov. Existujú štyri typy chemických väzieb: iónové, kovalentné, kovové a vodíkové. V rovnakých látkach môžu byť obsiahnuté rôzne typy väzieb.

1. V zásadách: medzi atómami kyslíka a vodíka v hydroxoskupinách je väzba polárna kovalentná a medzi kovom a hydroxoskupinou je iónová.

2. V soliach kyselín obsahujúcich kyslík: medzi nekovovým atómom a kyslíkom zvyšku kyseliny - kovalentné polárne a medzi kovom a zvyškom kyseliny - iónové.

3. V soliach amónnych, metylamónnych atď., medzi atómami dusíka a vodíka - kovalentné polárne a medzi amónnymi alebo metylamóniovými iónmi a zvyškom kyseliny - iónové.

4. V peroxidoch kovov (napríklad Na 2 O 2) je väzba medzi atómami kyslíka kovalentná nepolárna a medzi kovom a kyslíkom je iónová atď.

Dôvodom jednoty všetkých typov a druhov chemických väzieb je ich identická chemická podstata – elektrón-nukleárna interakcia. Tvorba chemickej väzby je v každom prípade výsledkom elektrón-nukleárnej interakcie atómov sprevádzanej uvoľňovaním energie.

Spôsoby tvorby kovalentnej väzby

kovalentná chemická väzba- ide o väzbu, ktorá vzniká medzi atómami v dôsledku tvorby spoločných elektrónových párov.

Kovalentné zlúčeniny sú zvyčajne plyny, kvapaliny alebo relatívne nízkotopiace sa pevné látky. Jednou zo vzácnych výnimiek je diamant, ktorý sa topí nad 3 500 °C. Je to spôsobené štruktúrou diamantu, ktorý je súvislou mriežkou kovalentne viazaných atómov uhlíka, a nie súborom jednotlivých molekúl. V skutočnosti je každý diamantový kryštál, bez ohľadu na jeho veľkosť, jedna obrovská molekula.

Kovalentná väzba vzniká vtedy, keď sa elektróny dvoch nekovových atómov spoja. Výsledná štruktúra sa nazýva molekula.

Mechanizmus tvorby takejto väzby môže byť výmena a donor-akceptor.

Vo väčšine prípadov majú dva kovalentne viazané atómy rozdielnu elektronegativitu a zdieľané elektróny nepatria k dvom atómom rovnako. Väčšinou sú bližšie k jednému atómu ako k druhému. Napríklad v molekule chlorovodíka sú elektróny, ktoré tvoria kovalentnú väzbu, umiestnené bližšie k atómu chlóru, pretože jeho elektronegativita je vyššia ako elektronegativita vodíka. Rozdiel v schopnosti priťahovať elektróny však nie je taký veľký, aby došlo k úplnému prenosu elektrónu z atómu vodíka na atóm chlóru. Preto na väzbu medzi atómami vodíka a chlóru možno nazerať ako na kríženie medzi iónovou väzbou (úplný prenos elektrónov) a nepolárnou kovalentnou väzbou (symetrické usporiadanie páru elektrónov medzi dvoma atómami). Čiastočný náboj na atómoch sa označuje gréckym písmenom δ. Takáto väzba sa nazýva polárna kovalentná väzba a o molekule chlorovodíka sa hovorí, že je polárna, to znamená, že má kladne nabitý koniec (atóm vodíka) a záporne nabitý koniec (atóm chlóru).

1. Mechanizmus výmeny funguje, keď atómy vytvárajú spoločné elektrónové páry spojením nepárových elektrónov.

1) H2 - vodík.

Väzba vzniká vytvorením spoločného elektrónového páru s-elektrónmi atómov vodíka (prekrývanie s-orbitálov).

2) HCl - chlorovodík.

Väzba vzniká v dôsledku vytvorenia spoločného elektrónového páru s- a p-elektrónov (prekrývajúce sa s-p-orbitály).

3) Cl 2: V molekule chlóru vzniká kovalentná väzba v dôsledku nepárových p-elektrónov (prekrývajúce sa p-p-orbitály).

4) N ​​​​2: V molekule dusíka sa medzi atómami tvoria tri spoločné elektrónové páry.

Donor-akceptorový mechanizmus tvorby kovalentnej väzby

Darca má elektrónový pár akceptor- voľný orbitál, ktorý môže táto dvojica obsadiť. V amónnom ióne sú všetky štyri väzby s atómami vodíka kovalentné: tri sa vytvorili v dôsledku vytvorenia spoločných elektrónových párov atómom dusíka a atómov vodíka mechanizmom výmeny, jedna - mechanizmom donor-akceptor. Kovalentné väzby sa klasifikujú podľa spôsobu, akým sa elektrónové orbitály prekrývajú, ako aj podľa ich posunutia k jednému z viazaných atómov. Chemické väzby vytvorené v dôsledku prekrytia elektrónových orbitálov pozdĺž väzobnej línie sa nazývajú σ -spojenia(sigma dlhopisy). Sigma väzba je veľmi silná.

p-orbitály sa môžu prekrývať v dvoch oblastiach, čím vytvárajú kovalentnú väzbu v dôsledku laterálneho prekrývania.

Chemické väzby vytvorené ako výsledok "laterálneho" prekrývania elektrónových orbitálov mimo komunikačnej linky, to znamená v dvoch oblastiach, sa nazývajú pí väzby.

Podľa stupňa vytesnenia spoločných elektrónových párov k jednému z nimi viazaných atómov môže byť kovalentná väzba polárna a nepolárna. Kovalentná chemická väzba vytvorená medzi atómami s rovnakou elektronegativitou sa nazýva nepolárna. Elektrónové páry nie sú vytesnené do žiadneho z atómov, pretože atómy majú rovnakú elektronegativitu - vlastnosť priťahovať valenčné elektróny z iných atómov k sebe. Napríklad,

t.j. molekuly jednoduchých nekovových látok vznikajú prostredníctvom kovalentnej nepolárnej väzby. Kovalentná chemická väzba medzi atómami prvkov, ktorých elektronegativita sa líši, sa nazýva polárna.

Napríklad NH3 je amoniak. Dusík je elektronegatívny prvok ako vodík, takže zdieľané elektrónové páry sú posunuté smerom k jeho atómu.

Charakteristika kovalentnej väzby: dĺžka väzby a energia

Charakteristickými vlastnosťami kovalentnej väzby sú jej dĺžka a energia. Dĺžka väzby je vzdialenosť medzi jadrami atómov. Chemická väzba je tým silnejšia, čím je jej dĺžka kratšia. Meradlom pevnosti väzby je však energia väzby, ktorá je určená množstvom energie potrebnej na prerušenie väzby. Zvyčajne sa meria v kJ/mol. Podľa experimentálnych údajov sú teda dĺžky väzieb molekúl H2, Cl2 a N2 0,074, 0,198 a 0,109 nm a väzbové energie sú 436, 242 a 946 kJ/mol.

Ióny. Iónová väzba

Existujú dve hlavné možnosti, ako sa atóm podriadiť oktetovému pravidlu. Prvým z nich je vytvorenie iónovej väzby. (Druhým je tvorba kovalentnej väzby, o ktorej bude reč nižšie). Keď sa vytvorí iónová väzba, atóm kovu stráca elektróny a atóm nekovu získava.

Predstavte si, že sa „stretnú“ dva atómy: atóm kovu skupiny I a atóm nekovu skupiny VII. Atóm kovu má vo svojej vonkajšej energetickej úrovni jeden elektrón, zatiaľ čo nekovovému atómu chýba iba jeden elektrón na dokončenie jeho vonkajšej úrovne. Prvý atóm ľahko odovzdá druhému svoj elektrón, ktorý je ďaleko od jadra a je s ním slabo viazaný, a druhý mu dá voľné miesto na svojej vonkajšej elektronickej úrovni. Potom sa atóm zbavený jedného zo svojich záporných nábojov stane kladne nabitou časticou a druhá sa vďaka prijatému elektrónu zmení na záporne nabitú časticu. Takéto častice sa nazývajú ióny.

Ide o chemickú väzbu, ktorá sa vyskytuje medzi iónmi. Čísla znázorňujúce počet atómov alebo molekúl sa nazývajú koeficienty a čísla znázorňujúce počet atómov alebo iónov v molekule sa nazývajú indexy.

kovové spojenie

Kovy majú špecifické vlastnosti, ktoré sa líšia od vlastností iných látok. Takými vlastnosťami sú relatívne vysoké body topenia, schopnosť odrážať svetlo a vysoká tepelná a elektrická vodivosť. Tieto vlastnosti sú spôsobené tým, že v kovoch existuje špeciálny typ väzby - kovová väzba.

Kovová väzba - väzba medzi kladnými iónmi v kovových kryštáloch, ktorá sa uskutočňuje v dôsledku priťahovania elektrónov voľne sa pohybujúcich cez kryštál. Atómy väčšiny kovov na vonkajšej úrovni obsahujú malý počet elektrónov – 1, 2, 3. Tieto elektróny ľahko odlomiť a atómy sa premenia na kladné ióny. Oddelené elektróny sa pohybujú z jedného iónu na druhý a spájajú ich do jedného celku. Spojením s iónmi tieto elektróny dočasne vytvoria atómy, potom sa opäť odlomia a spoja s iným iónom atď. Proces prebieha donekonečna, ktorý možno schematicky znázorniť takto:

V dôsledku toho sa v objeme kovu atómy nepretržite premieňajú na ióny a naopak. Väzba v kovoch medzi iónmi prostredníctvom socializovaných elektrónov sa nazýva kovová. Kovová väzba má určité podobnosti s kovalentnou väzbou, pretože je založená na socializácii vonkajších elektrónov. Pri kovalentnej väzbe sa však socializujú vonkajšie nepárové elektróny iba dvoch susedných atómov, zatiaľ čo pri kovovej väzbe sa na socializácii týchto elektrónov podieľajú všetky atómy. Preto sú kryštály s kovalentnou väzbou krehké, zatiaľ čo kryštály s kovovou väzbou sú spravidla plastové, elektricky vodivé a majú kovový lesk.

Kovová väzba je charakteristická ako pre čisté kovy, tak aj pre zmesi rôznych kovov - zliatiny, ktoré sú v pevnom a kvapalnom stave. V parnom stave sú však atómy kovov navzájom spojené kovalentnou väzbou (napríklad sodíkové pary sa používajú na naplnenie žltých lámp na osvetlenie ulíc veľkých miest). Kovové páry pozostávajú z jednotlivých molekúl (monatomických a dvojatómových).

Kovová väzba sa líši od kovalentnej väzby aj silou: jej energia je 3-4 krát menšia ako energia kovalentnej väzby.

Energia väzby – energia potrebná na prerušenie chemickej väzby vo všetkých molekulách, ktoré tvoria jeden mól látky. Energie kovalentných a iónových väzieb sú zvyčajne vysoké a pohybujú sa rádovo 100-800 kJ/mol.

vodíková väzba

chemická väzba medzi pozitívne polarizované atómy vodíka jednej molekuly(alebo ich časti) a negatívne polarizované atómy silne elektronegatívnych prvkov s dotovanými elektrónovými pármi (F, O, N a menej často S a Cl), ďalšia molekula (alebo jej časti) sa nazýva vodík. Mechanizmus tvorby vodíkovej väzby je čiastočne elektrostatický, čiastočne onor-akceptorový charakter.

Príklady medzimolekulových vodíkových väzieb:

V prítomnosti takejto väzby môžu byť aj nízkomolekulárne látky za normálnych podmienok kvapalinami (alkohol, voda) alebo ľahko skvapalniteľnými plynmi (amoniak, fluorovodík). V biopolyméroch - proteínoch (sekundárna štruktúra) - existuje intramolekulárna vodíková väzba medzi karbonylovým kyslíkom a vodíkom aminoskupiny:

Polynukleotidové molekuly - DNA (deoxyribonukleová kyselina) - sú dvojité špirály, v ktorých sú dva reťazce nukleotidov navzájom spojené vodíkovými väzbami. V tomto prípade funguje princíp komplementarity, t. j. tieto väzby sa tvoria medzi určitými pármi pozostávajúcimi z purínových a pyrimidínových báz: tymín (T) je umiestnený proti adenínovému nukleotidu (A) a cytozín (C) je umiestnený proti guanínu ( G).

Látky s vodíkovou väzbou majú molekulárne kryštálové mriežky.

Vonkajšie obaly všetkých prvkov, okrem vzácnych plynov, sú NEÚPLNÉ a v procese chemickej interakcie sú DOKONČENÉ.

Chemická väzba sa vytvára vďaka elektrónom vonkajších elektrónových obalov, ale uskutočňuje sa rôznymi spôsobmi.

Existujú tri hlavné typy chemických väzieb:

Kovalentná väzba a jej odrody: polárna a nepolárna kovalentná väzba;

iónová väzba;

Kovové spojenie.

Iónová väzba

Iónová chemická väzba je väzba vytvorená elektrostatickým priťahovaním katiónov k aniónom.

Iónová väzba vzniká medzi atómami, ktoré sa navzájom výrazne líšia v hodnotách elektronegativity, takže pár elektrónov tvoriacich väzbu je silne posunutý k jednému z atómov, takže ho možno považovať za patriaci k atómu tohto prvku.

Elektronegativita je schopnosť atómov chemických prvkov priťahovať svoje vlastné a cudzie elektróny.

Povaha iónovej väzby, štruktúra a vlastnosti iónových zlúčenín sú vysvetlené z hľadiska elektrostatickej teórie chemických väzieb.

Tvorba katiónov: M 0 - n e - \u003d M n +

Tvorba aniónu: HeM 0 + n e - \u003d HeM n-

Napríklad: 2Na0 + Cl20 = 2Na + Cl -

Pri spaľovaní kovového sodíka v chlóre v dôsledku redoxnej reakcie vznikajú katióny silne elektropozitívneho prvku sodíka a anióny silne elektronegatívneho prvku chlór.

Záver: medzi kovovými a nekovovými atómami vzniká iónová chemická väzba, ktoré sa značne líšia v elektronegativite.

Napríklad: CaF 2 KCl Na 2 O MgBr 2 atď.

Kovalentné nepolárne a polárne väzby

Kovalentná väzba je väzba atómov pomocou spoločných (medzi nimi zdieľaných) elektrónových párov.

Kovalentná nepolárna väzba

Uvažujme o vzniku kovalentnej nepolárnej väzby na príklade tvorby molekuly vodíka z dvoch atómov vodíka. Tento proces je už typickou chemickou reakciou, pretože z jednej látky (atómového vodíka) vzniká ďalšia – molekulárny vodík. Vonkajším znakom energetickej „ziskovosti“ tohto procesu je uvoľňovanie veľkého množstva tepla.

Elektrónové obaly atómov vodíka (s jedným s-elektrónom pre každý atóm) sa spájajú do spoločného elektrónového oblaku (molekulárneho orbitálu), kde oba elektróny „slúžia“ jadrám bez ohľadu na to, či je toto jadro „vlastné“ alebo „cudzie“. Nový elektrónový obal je podobný dokončenému elektrónovému obalu inertného plynu hélia z dvoch elektrónov: 1s 2 .

V praxi sa používajú jednoduchšie metódy. Napríklad americký chemik J. Lewis v roku 1916 navrhol označiť elektróny bodkami vedľa symbolov prvkov. Jedna bodka predstavuje jeden elektrón. V tomto prípade je tvorba molekuly vodíka z atómov napísaná takto:

Uvažujme väzbu dvoch atómov chlóru 17 Cl (jadrový náboj Z = 17) na dvojatómovú molekulu z hľadiska štruktúry elektrónových obalov chlóru.

Vonkajšia elektronická hladina chlóru obsahuje s 2 + p 5 = 7 elektrónov. Keďže elektróny nižších úrovní sa nezúčastňujú chemickej interakcie, bodkami označujeme len elektróny vonkajšej tretej úrovne. Tieto vonkajšie elektróny (7 kusov) môžu byť usporiadané vo forme troch elektrónových párov a jedného nepárového elektrónu.

Po spojení nepárových elektrónov dvoch atómov do molekuly sa získa nový elektrónový pár:

V tomto prípade je každý z atómov chlóru obklopený elektrónmi OCTETA. To je ľahké vidieť, ak zakrúžkujete niektorý z atómov chlóru.

Kovalentnú väzbu tvorí iba pár elektrónov umiestnených medzi atómami. Hovorí sa tomu rozdelená dvojica. Zostávajúce páry elektrónov sa nazývajú osamelé páry. Vypĺňajú škrupiny a nezúčastňujú sa viazania.

Atómy vytvárajú chemické väzby v dôsledku socializácie takého počtu elektrónov, aby nadobudli elektrónovú konfiguráciu podobnú dokončenej elektrónovej konfigurácii atómov ušľachtilých prvkov.

Podľa Lewisovej teórie a oktetového pravidla sa spojenie medzi atómami môže uskutočniť nie nevyhnutne jedným, ale aj dvoma alebo dokonca tromi rozdelenými pármi, ak to oktetové pravidlo vyžaduje. Takéto väzby sa nazývajú dvojité a trojité väzby.

Napríklad kyslík môže vytvoriť dvojatómovú molekulu s oktetom elektrónov pre každý atóm iba vtedy, keď sú medzi atómami umiestnené dva zdieľané páry:

Atómy dusíka (2s 2 2p 3 na poslednom obale) sa tiež viažu na dvojatómovú molekulu, ale aby mohli zorganizovať oktet elektrónov, musia medzi sebou usporiadať tri rozdelené páry:

Záver: kovalentná nepolárna väzba vzniká medzi atómami s rovnakou elektronegativitou, teda medzi atómami jedného chemického prvku - nekovu.

Napríklad: v molekulách H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br 2 - kovalentná nepolárna väzba.

kovalentná väzba

Polárna kovalentná väzba zaberá medzipolohu medzi čisto kovalentnou väzbou a iónovou väzbou. Rovnako ako iónové, môže vzniknúť iba medzi dvoma atómami rôznych typov.

Ako príklad uvažujme tvorbu vody pri reakcii medzi atómami vodíka (Z = 1) a kyslíka (Z = 8). Na tento účel je vhodné najskôr zapísať elektronické vzorce pre vonkajšie obaly vodíka (1s 1) a kyslíka (...2s 2 2p 4).

Ukazuje sa, že na to je potrebné vziať presne dva atómy vodíka na atóm kyslíka. Povaha je však taká, že akceptorné vlastnosti atómu kyslíka sú vyššie ako vlastnosti atómu vodíka (o dôvodoch sa bude diskutovať o niečo neskôr). Preto sú väzbové elektrónové páry v Lewisovom vzorci pre vodu mierne posunuté k jadru atómu kyslíka. Väzba v molekule vody je polárna kovalentná a na atómoch sa objavujú čiastočné kladné a záporné náboje.

Záver: kovalentná polárna väzba vzniká medzi atómami s rôznou elektronegativitou, teda medzi atómami rôznych chemických prvkov – nekovov.

Napríklad: v molekulách HCl, H 2 S, NH 3, P 2 O 5, CH 4 - kovalentná polárna väzba.

Štrukturálne vzorce

V súčasnosti je zvykom znázorňovať elektrónové páry (čiže chemické väzby) medzi atómami pomlčkami, pričom každá pomlčka je rozdelený pár elektrónov. V tomto prípade nám už známe molekuly vyzerajú takto:

Vzorce s pomlčkami medzi atómami sa nazývajú štruktúrne vzorce. Častejšie v štruktúrnych vzorcoch nie sú zobrazené osamelé páry elektrónov.

Na zobrazenie molekúl sú veľmi dobré štruktúrne vzorce: jasne ukazujú, ako sú atómy prepojené, v akom poradí, akými väzbami.

Väzbový pár elektrónov v Lewisových vzorcoch je rovnaký ako jedna pomlčka v štruktúrnych vzorcoch.

Dvojité a trojité väzby majú spoločný názov - viacnásobné väzby. O molekule dusíka sa tiež hovorí, že má väzbový poriadok tri. V molekule kyslíka je poradie väzieb dva. Poradie väzieb v molekulách vodíka a chlóru je rovnaké. Vodík a chlór už nemajú násobnú, ale jednoduchú väzbu.

Poradie väzieb je počet zdieľaných zdieľaných párov medzi dvoma viazanými atómami. Poradie komunikácie nad tri nenastane.