Vsaka interakcija med atomi je možna le ob prisotnosti kemične vezi. Takšna povezava je razlog za nastanek stabilnega poliatomskega sistema - molekularni ion, molekula, kristalna mreža. Močna kemična vez zahteva veliko energije za prekinitev, zato je osnovna vrednost za merjenje trdnosti vezi.

Pogoji za nastanek kemične vezi

Nastanek kemične vezi vedno spremlja sproščanje energije. Ta proces se pojavi zaradi zmanjšanja potencialne energije sistema medsebojno delujočih delcev - molekul, ionov, atomov. Potencialna energija nastalega sistema medsebojno delujočih elementov je vedno manjša od energije nevezanih izhodnih delcev. Tako je osnova za nastanek kemične vezi v sistemu upad potencialne energije njegovih elementov.

Narava kemične interakcije

Kemična vez je posledica interakcije elektromagnetnih polj, ki nastanejo okoli elektronov in jeder atomov tistih snovi, ki sodelujejo pri tvorbi nove molekule ali kristala. Po odkritju teorije strukture atoma je narava te interakcije postala bolj dostopna za preučevanje.

Prvič se je ideja o električni naravi kemične vezi pojavila pri angleškem fiziku G. Davyju, ki je predlagal, da molekule nastanejo zaradi električne privlačnosti nasprotno nabitih delcev. Ta ideja je zanimala švedskega kemika in naravoslovca I.Ya. Berzellius, ki je razvil elektrokemično teorijo nastanka kemične vezi.

Prva teorija, ki je razlagala procese kemičnega medsebojnega delovanja snovi, je bila nepopolna in jo je bilo treba sčasoma opustiti.

Butlerova teorija

Uspešnejši poskus razlage narave kemične vezi snovi je naredil ruski znanstvenik A. M. Butlerov. Ta znanstvenik je svojo teorijo utemeljil na naslednjih predpostavkah:

• Atomi v povezanem stanju so med seboj povezani v določenem vrstnem redu. Sprememba tega vrstnega reda povzroči nastanek nove snovi.
• Atomi se med seboj vežejo v skladu z zakoni valence.
• Lastnosti snovi so odvisne od vrstnega reda povezave atomov v molekuli snovi. Drugačna razporeditev povzroči spremembo kemičnih lastnosti snovi.
• Med seboj povezani atomi imajo najmočnejši vpliv drug na drugega.

Butlerovova teorija je pojasnila lastnosti kemičnih snovi ne le z njihovo sestavo, temveč tudi z razporeditvijo atomov. Tak notranji ukaz A.M. Butlerov imenovan "kemična struktura".

Teorija ruskega znanstvenika je omogočila ureditev razvrstitve snovi in ​​omogočila določitev strukture molekul po njihovih kemičnih lastnostih. Teorija je dala odgovor tudi na vprašanje: zakaj imajo molekule z enakim številom atomov različne kemijske lastnosti.

Predpogoji za nastanek teorij kemijskih vezi

Butlerov se v svoji teoriji kemične strukture ni dotaknil vprašanja, kaj je kemična vez. Za to je bilo takrat premalo podatkov o notranji zgradbi snovi. Šele po odkritju planetarnega modela atoma je ameriški znanstvenik Lewis začel razvijati hipotezo, da kemična vez nastane z tvorbo elektronskega para, ki hkrati pripada dvema atomoma. Kasneje je ta ideja postala temelj za razvoj teorije kovalentnih vezi.

kovalentna kemična vez

Stabilno kemično spojino lahko tvorimo s prekrivanjem elektronskih oblakov dveh sosednjih atomov. Rezultat takšnega medsebojnega križanja je naraščajoča elektronska gostota v medjedrnem prostoru. Kot veste, so jedra atomov pozitivno nabita, zato jih poskušajo pritegniti čim bližje negativno nabitemu elektronskemu oblaku. Ta privlačnost je veliko močnejša od odbojnih sil med dvema pozitivno nabitima jedroma, zato je ta vez stabilna.

Prve izračune kemičnih vezi sta opravila kemika Heitler in London. Upoštevali so vez med dvema atomoma vodika. Najenostavnejša vizualna predstavitev bi lahko izgledala takole:

Kot je razvidno, elektronski par zaseda kvantno mesto v obeh vodikovih atomih. Ta dvocentrična razporeditev elektronov se imenuje "kovalentna kemična vez". Kovalentna vez je značilna za molekule enostavnih snovi in ​​njihove nekovinske spojine. Snovi, ki nastanejo kot posledica kovalentne vezi, običajno ne prevajajo električne energije ali pa so polprevodniki.

Ionska vez

Kemična vez ionskega tipa nastane, ko se dva nasprotno nabita iona električno privlačita. Ioni so lahko preprosti, sestavljeni iz enega atoma snovi. V spojinah te vrste so preprosti ioni najpogosteje pozitivno nabiti atomi kovin skupine 1,2, ki so izgubili svoj elektron. Tvorba negativnih ionov je lastna atomom tipičnih nekovin in bazam njihovih kislin. Zato je med tipičnimi ionskimi spojinami veliko halogenidov alkalijskih kovin, kot so CsF, NaCl in drugi.

Za razliko od kovalentne vezi ion nima nasičenosti: ionu ali skupini ionov se lahko pridruži različno število nasprotno nabitih ionov. Število pritrjenih delcev je omejeno le z linearnimi dimenzijami medsebojno delujočih ionov, pa tudi s pogojem, pod katerim morajo biti privlačne sile nasprotno nabitih ionov večje od odbojnih sil enako nabitih delcev, ki sodelujejo v povezavi ionskega tipa.

vodikova vez

Že pred nastankom teorije kemijske strukture je bilo eksperimentalno opaženo, da imajo vodikove spojine z različnimi nekovinami nekoliko nenavadne lastnosti. Na primer, vrelišče vodikovega fluorida in vode je veliko višje, kot bi lahko pričakovali.

Te in druge značilnosti vodikovih spojin je mogoče razložiti s sposobnostjo atoma H +, da tvori drugo kemično vez. Ta vrsta povezave se imenuje "vodikova vez". Vzroki za nastanek vodikove vezi so v lastnostih elektrostatičnih sil. Na primer, v molekuli vodikovega fluorida je splošni elektronski oblak tako pomaknjen proti fluoru, da je prostor okoli atoma te snovi nasičen z negativnim električnim poljem. Okoli atoma vodika, ki je brez svojega edinega elektrona, je polje veliko šibkejše in ima pozitiven naboj. Posledično obstaja dodatno razmerje med pozitivnimi polji elektronskih oblakov H + in negativnim F - .

Kemična vezava kovin

Atomi vseh kovin se na določen način nahajajo v prostoru. Razporeditev kovinskih atomov se imenuje kristalna mreža. V tem primeru elektroni različnih atomov šibko medsebojno delujejo in tvorijo skupen elektronski oblak. Ta vrsta interakcije med atomi in elektroni se imenuje "kovinska vez".

Prav prosto gibanje elektronov v kovinah lahko razloži fizikalne lastnosti kovinskih snovi: električno prevodnost, toplotno prevodnost, trdnost, taljivost in druge.

.

Veste, da se atomi lahko kombinirajo med seboj in tvorijo tako preproste kot zapletene snovi. V tem primeru nastanejo različne vrste kemičnih vezi: ionski, kovalentni (nepolarni in polarni), kovinski in vodikovi. Ena najpomembnejših lastnosti atomov elementov, ki določajo, kakšna vez se med njimi tvori - ionska ali kovalentna, - je elektronegativnost, t.j. sposobnost atomov v spojini, da k sebi pritegnejo elektrone.

Pogojno kvantitativno oceno elektronegativnosti podaja lestvica relativne elektronegativnosti.

V obdobjih je splošna tendenca rasti elektronegativnosti elementov, v skupinah pa njihov upad. Elementi elektronegativnosti so razporejeni v vrsto, na podlagi česar je mogoče primerjati elektronegativnost elementov v različnih obdobjih.

Vrsta kemične vezi je odvisna od tega, kako velika je razlika v vrednostih elektronegativnosti povezovalnih atomov elementov. Bolj ko se atomi elementov, ki tvorijo vez, razlikujejo po elektronegativnosti, bolj polarna je kemična vez. Nemogoče je potegniti ostro mejo med vrstami kemičnih vezi. V večini spojin je vrsta kemične vezi vmesna; na primer, zelo polarna kovalentna kemična vez je blizu ionske vezi. Odvisno od tega, kateri od omejenih primerov je po naravi bližje kemični vezi, jo imenujemo bodisi ionska ali kovalentna polarna vez.

Ionska vez nastane z interakcijo atomov, ki se med seboj močno razlikujejo po elektronegativnosti. Na primer, tipične kovine litij (Li), natrij (Na), kalij (K), kalcij (Ca), stroncij (Sr), barij (Ba) tvorijo ionsko vez s tipičnimi nekovinami, predvsem halogeni.

Poleg halogenidov alkalijskih kovin se ionske vezi tvorijo tudi v spojinah, kot so alkalije in soli. Na primer, v natrijevem hidroksidu (NaOH) in natrijevem sulfatu (Na 2 SO 4) obstajajo ionske vezi samo med atomi natrija in kisika (ostale vezi so kovalentno polarne).

Ko atomi medsebojno delujejo z enako elektronegativnostjo, nastanejo molekule s kovalentno nepolarno vezjo. Takšna vez obstaja v molekulah naslednjih preprostih snovi: H 2 , F 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 . Kemične vezi v teh plinih nastanejo preko skupnih elektronskih parov, t.j. ko se ustrezni elektronski oblaki prekrivajo, zaradi elektron-jedrske interakcije, ki nastane, ko se atomi približajo drug drugemu.

Pri sestavljanju elektronskih formul snovi je treba spomniti, da je vsak skupni elektronski par pogojna slika povečane elektronske gostote, ki je posledica prekrivanja ustreznih elektronskih oblakov.

Med interakcijo atomov, katerih vrednosti elektronegativnosti se razlikujejo, vendar ne močno, pride do premika skupnega elektronskega para na bolj elektronegativni atom. To je najpogostejša vrsta kemične vezi, ki jo najdemo tako v anorganskih kot v organskih spojinah.

Kovalentne vezi v celoti vključujejo tiste vezi, ki jih tvori donorsko-akceptorski mehanizem, na primer v hidronijevih in amonijevih ionih.

Kovinska povezava.

Vez, ki nastane kot posledica interakcije relativno prostih elektronov s kovinskimi ioni, se imenuje kovinska vez. Ta vrsta vezi je značilna za preproste snovi - kovine.

Bistvo procesa tvorbe kovinske vezi je naslednje: kovinski atomi zlahka opustijo valenčne elektrone in se spremenijo v pozitivno nabite ione. Relativno prosti elektroni, ločeni od atoma, se premikajo med pozitivnimi kovinskimi ioni. Med njima nastane kovinska vez, to je, da elektroni tako rekoč cementirajo pozitivne ione kristalne mreže kovin.

Vodikova vez.

Vez, ki nastane med vodikovimi atomi ene molekule in atomom močno elektronegativnega elementa(O, N, Ž) druga molekula se imenuje vodikova vez.

Lahko se pojavi vprašanje: zakaj točno vodik tvori tako specifično kemično vez?

To je zato, ker je atomski polmer vodika zelo majhen. Poleg tega, ko se en sam elektron premakne ali popolnoma donira, vodik pridobi razmeroma visok pozitiven naboj, zaradi katerega vodik ene molekule komunicira z atomi elektronegativnih elementov, ki imajo delni negativni naboj, ki je del drugih molekul (HF, H2O, NH3).

Poglejmo si nekaj primerov. Običajno predstavljamo sestavo vode s kemijsko formulo H 2 O. Vendar to ni povsem natančno. Bolj pravilno bi bilo, če bi sestavo vode označili s formulo (H 2 O) n, kjer je n = 2.3.4 itd. To je posledica dejstva, da so posamezne molekule vode med seboj povezane z vodikovimi vezmi.

Vodikove vezi so običajno označene s pikami. Je veliko šibkejša od ionske ali kovalentne vezi, vendar močnejša od običajne medmolekularne interakcije.

Prisotnost vodikovih vezi pojasnjuje povečanje volumna vode z zniževanjem temperature. To je posledica dejstva, da z znižanjem temperature molekule postanejo močnejše in zato se gostota njihovega "pakiranja" zmanjša.

Pri študiju organske kemije se je pojavilo tudi naslednje vprašanje: zakaj so vrelišče alkoholov veliko višje od vrelišča ustreznih ogljikovodikov? To je razloženo z dejstvom, da se vodikove vezi tvorijo tudi med molekulami alkohola.

Do povečanja vrelišča alkoholov pride tudi zaradi povečanja njihovih molekul.

Vodikova vez je značilna tudi za številne druge organske spojine (fenoli, karboksilne kisline itd.). Iz predmetov organske kemije in splošne biologije veste, da prisotnost vodikove vezi pojasnjuje sekundarno strukturo beljakovin, strukturo dvojne vijačnice DNK, torej pojav komplementarnosti.

Kemična vez.

določitev kemične vezi;

vrste kemičnih vezi;

metoda valenčnih vezi;

glavne značilnosti kovalentne vezi;

mehanizmi za nastanek kovalentne vezi;

kompleksne spojine;

molekularna orbitalna metoda;

medmolekularne interakcije.

DOLOČANJE KEMIJSKE VEZI

kemična vez imenujemo interakcija med atomi, ki vodi do tvorbe molekul ali ionov in močnega zadrževanja atomov drug ob drugem.

Kemična vez ima elektronsko naravo, to je, da se izvaja zaradi interakcije valenčnih elektronov. Glede na porazdelitev valenčnih elektronov v molekuli ločimo naslednje vrste vezi: ionske, kovalentne, kovinske itd. Ionsko vez lahko obravnavamo kot mejni primer kovalentne vezi med atomi, ki se močno razlikujejo po naravi.

VRSTE KEMIJSKIH VEZI

Ionska vez.

Glavne določbe sodobne teorije ionske vezi.

Ionska vez nastane med interakcijo elementov, ki se med seboj močno razlikujejo po lastnostih, to je med kovinami in nekovinami.

Nastanek kemične vezi je razložen s prizadevanjem atomov, da bi dosegli stabilno zunanjo lupino z osmimi elektroni (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

Nastali nasprotno nabiti ioni se zaradi elektrostatične privlačnosti držijo drug ob drugem.

Ionska vez ni usmerjena.

Čiste ionske vezi ni. Ker je energija ionizacije večja od energije afinitete elektronov, se popoln prehod elektronov ne zgodi niti v primeru para atomov z veliko razliko v elektronegativnosti. Zato lahko govorimo o deležu ionnosti vezi. Največja ionska ionnost vezi je pri fluoridih in kloridih s-elementov. Tako je v kristalih RbCl, KCl, NaCl in NaF 99, 98, 90 oziroma 97 %.

kovalentna vez.

Glavne določbe sodobne teorije kovalentnih vezi.

Kovalentna vez nastane med elementi, ki so podobni po lastnostih, torej nekovinami.

Vsak element zagotavlja 1 elektron za tvorbo vezi, vrti elektronov pa morajo biti antiparalelni.

Če kovalentno vez tvorijo atomi istega elementa, potem ta vez ni polarna, to pomeni, da se skupni elektronski par ne premakne na nobenega od atomov. Če kovalentno vez tvorita dva različna atoma, se skupni elektronski par premakne na najbolj elektronegativni atom, to polarna kovalentna vez.

Ko nastane kovalentna vez, se elektronski oblaki medsebojno delujočih atomov prekrivajo, posledično se v prostoru med atomi pojavi cona povečane elektronske gostote, ki pritegne pozitivno nabita jedra medsebojno delujočih atomov in jih drži drug ob drugem. . Posledično se zmanjša energija sistema (slika 14). Pri zelo močnem približevanju atomov pa se odboj jeder poveča. Zato obstaja optimalna razdalja med jedri ( dolžina vezi,l pri kateri ima sistem minimalno energijo. V tem stanju se sprosti energija, imenovana vezavna energija - E St.

riž. Slika 14. Odvisnost energije sistemov dveh atomov vodika z vzporednim (1) in antiparalelnim (2) vrtenjem od razdalje med jedri (E je energija sistema, Eb je energija vezave, r je razdalja med jedri, l je dolžina vezi).

Za opis kovalentne vezi se uporabljata dve metodi: metoda valenčne vezi (BC) in molekularna orbitalna metoda (MMO).

METODA VALENČNE VEZI.

Metoda VS temelji na naslednjih določbah:

1. Kovalentno kemično vez tvorita dva elektrona z nasprotno usmerjenimi vrtenji, ta elektronski par pa pripada dvema atomoma. Kombinacije takšnih dvoelektronskih dvocentričnih vezi, ki odražajo elektronsko strukturo molekule, se imenujejo valentne sheme.

2. Močnejša kot je kovalentna vez, bolj se medsebojno delujoči elektronski oblaki prekrivajo.

Za vizualno predstavitev valenčnih shem se običajno uporablja naslednja metoda: elektroni, ki se nahajajo v zunanji elektronski plasti, so označeni s pikami, ki se nahajajo okoli kemičnega simbola atoma. Elektroni, ki so skupni dvema atomoma, so prikazani s pikami, postavljenimi med njunima kemičnima simboloma; dvojna ali trojna vez je označena z dvema ali tremi pari skupnih pik:

N:1s2 2s 2 str 3 ;

C:1s2 2s 2 str 4

Iz zgornjih diagramov je razvidno, da vsak par elektronov, ki veže dva atoma, ustreza eni črtici, ki prikazuje kovalentno vez v strukturnih formulah:

Število skupnih elektronskih parov, ki vežejo atom določenega elementa z drugimi atomi, ali, z drugimi besedami, število kovalentnih vezi, ki jih tvori atom, se imenuje kovalenca po metodi VS. Torej je kovalenca vodika 1, dušika - 3.

Glede na način prekrivanja elektronskih oblakov obstajata dve vrsti povezav:  - povezava in  - povezava.

 - povezava nastane, ko se dva elektronska oblaka prekrivata vzdolž osi, ki povezuje jedra atomov.

riž. 15. Shema izobraževanja  - povezave.

 - vez nastane, ko se elektronski oblaki prekrivajo na obeh straneh črte, ki povezuje jedra medsebojno delujočih atomov.

riž. 16. Shema izobraževanja  - povezave.

GLAVNE ZNAČILNOSTI KOVALENTNE VEZI.

1. Dolžina vezave, ℓ. To je najmanjša razdalja med jedri medsebojno delujočih atomov, ki ustreza najbolj stabilnemu stanju sistema.

2. Energija vezi, E min - to je količina energije, ki jo je treba porabiti za prekinitev kemične vezi in odstranitev atomov iz interakcije.

3. dipolni moment vezi, ,=qℓ. Dipolni moment služi kot kvantitativno merilo polarnosti molekule. Za nepolarne molekule je dipolni moment 0, za nepolarne molekule ni 0. Dipolni moment poliatomske molekule je enak vektorski vsoti dipolov posameznih vezi:

4. Za kovalentno vez je značilna usmerjenost. Usmeritev kovalentne vezi je določena s potrebo po največjem prekrivanju v prostoru elektronskih oblakov medsebojno delujočih atomov, ki vodijo v nastanek najmočnejših vezi.

Ker so te -vezi strogo orientirane v prostoru, so lahko glede na sestavo molekule med seboj pod določenim kotom – tak kot imenujemo valenčni kot.

Dvoatomske molekule imajo linearno strukturo. Poliatomske molekule imajo bolj zapleteno konfiguracijo. Razmislimo o geometriji različnih molekul na primeru tvorbe hidridov.

1. VI. skupina, glavna podskupina (razen kisika), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te.

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

Pri vodiku pri tvorbi vezi sodeluje elektron s s-AO, za žveplo pa 3p y in 3p z. Molekula H 2 S ima planarno strukturo s kotom med vezmi 90 0 . .

Slika 17. Struktura molekule H 2 E

2. Hidridi elementov skupine V, glavna podskupina: PH 3, AsH 3, SbH 3.

P 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 3.

Pri tvorbi vezi sodelujejo: v vodiku s-AO, v fosforju - p y, p x in p z AO.

Molekula PH 3 ima obliko trigonalne piramide (na dnu je trikotnik).

Slika 18. Struktura molekule EN 3

5. Nasičenost kovalentna vez je število kovalentnih vezi, ki jih atom lahko tvori. Omejeno je, ker Element ima omejeno število valenčnih elektronov. Največje število kovalentnih vezi, ki jih dani atom lahko tvori v osnovnem ali vzbujenem stanju, se imenuje njegovo kovalenca.

Primer: vodik je enovalenten, kisik dvovalenten, dušik trivalenten itd.

Nekateri atomi lahko povečajo svojo kovalenco v vzbujenem stanju zaradi ločitve seznanjenih elektronov.

Primer. Bodi 0 1s 2 2s 2

Atom berilija v vzbujenem stanju ima en valenčni elektron v 2p-AO in en elektron v 2s-AO, to je kovalenca Be 0 = 0 in kovalenca Be * = 2. Med interakcijo pride do hibridizacije orbital.

Hibridizacija- to je uskladitev energije različnih AO kot posledica mešanja pred kemično interakcijo. Hibridizacija je pogojna tehnika, ki omogoča napovedovanje strukture molekule s kombinacijo AO. Tisti AO, katerih energije so blizu, lahko sodelujejo pri hibridizaciji.

Vsaka vrsta hibridizacije ustreza določeni geometrijski obliki molekul.

V primeru hidridov elementov II skupine glavne podskupine pri tvorbi vezi sodelujeta dve enaki sp-hibridni orbitali. Ta vrsta vezi se imenuje sp hibridizacija.

Slika 19. VeH 2 .sp-hibridizacijska molekula.

sp-hibridne orbitale imajo asimetrično obliko, podolgovati deli AO z veznim kotom 180 o so usmerjeni proti vodiku. Zato ima molekula BeH 2 linearno strukturo (slika).

Razmislimo o strukturi hidridnih molekul elementov skupine III glavne podskupine na primeru tvorbe molekule BH 3.

B 0 1 s 2 2s 2 str 1

Kovalenca B 0 = 1, kovalenca B * = 3.

Pri tvorbi vezi sodelujejo tri sp-hibridne orbitale, ki nastanejo kot posledica prerazporeditve elektronskih gostot s-AO in dveh p-AO. Ta vrsta povezave se imenuje sp 2 - hibridizacija. Vezni kot pri sp 2 - hibridizaciji je enak 120 0, zato ima molekula BH 3 ravno trikotno strukturo.

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

Na primeru tvorbe molekule CH 4 si oglejmo strukturo hidridnih molekul elementov skupine IV glavne podskupine.

C 0 1s 2 2s 2 str 2

Kovalenca C 0 = 2, kovalenca C * = 4.

V ogljiku so štiri sp-hibridne orbitale vključene v tvorbo kemične vezi, ki nastane kot posledica prerazporeditve elektronske gostote med s-AO in tremi p-AO. Oblika molekule CH 4 je tetraeder, vezni kot je 109 o 28`.

riž. 21. Molekula CH 4 .sp 3 -Hibridizacija.

Izjema od splošnega pravila so molekule H 2 O in NH 3.

V molekuli vode so koti med vezmi 104,5 o. Za razliko od hidridov drugih elementov te skupine ima voda posebne lastnosti, je polarna, diamagnetna. Vse to je razloženo z dejstvom, da je v molekuli vode vrsta vezi sp 3 . To pomeni, da so pri tvorbi kemične vezi vključene štiri sp - hibridne orbitale. Dve orbitali vsebujeta po en elektron, ti orbitali medsebojno delujejo z vodikom, drugi dve orbitali vsebujeta par elektronov. Prisotnost teh dveh orbital pojasnjuje edinstvene lastnosti vode.

V molekuli amoniaka so koti med vezmi približno 107,3 ​​o, to pomeni, da je oblika molekule amoniaka tetraeder, vrsta vezi je sp 3 . Pri tvorbi vezi v molekuli dušika sodelujejo štiri hibridne orbitale sp 3. Tri orbitale vsebujejo po en elektron, te orbitale so povezane z vodikom, četrta AO vsebuje nedeljeni par elektronov, kar določa edinstvenost molekule amoniaka.

MEHANIZMI NASTANKA KOVALENTNE VEZI.

MVS omogoča razlikovanje treh mehanizmov za tvorbo kovalentne vezi: izmenjavo, darovalec-akceptor in dativ.

menjalni mehanizem. Vključuje tiste primere nastanka kemične vezi, ko vsak od dveh vezanih atomov dodeli en elektron za socializacijo, kot da bi ju zamenjal. Za vezavo jeder dveh atomov morajo biti elektroni v prostoru med jedri. To območje v molekuli se imenuje vezno območje (območje, kjer je najverjetneje, da bo elektronski par ostal v molekuli). Da bi prišlo do izmenjave neparnih elektronov v atomih, je potrebno prekrivanje atomskih orbital (slika 10.11). To je delovanje menjalnega mehanizma za tvorbo kovalentne kemične vezi. Atomske orbitale se lahko prekrivajo le, če imajo enake lastnosti simetrije glede medjedrne osi (sl. 10, 11, 22).

riž. 22. AO prekrivanje, ki ne vodi do nastanka kemične vezi.

Donorsko-akceptorski in dativni mehanizmi.

Mehanizem darovalec-akceptor je povezan s prenosom osamljenega para elektronov z enega atoma na prosto atomsko orbitalo drugega atoma. Na primer tvorba iona -:

Prazni p-AO v atomu bora v molekuli BF 3 sprejme par elektronov od fluoridnega iona (donorja). V nastalem anionu so štiri kovalentne vezi B-F enakovredne po dolžini in energiji. V prvotni molekuli so bile vse tri B–F vezi nastale z menjalnim mehanizmom.

Atomi, katerih zunanja lupina je sestavljena samo iz s- ali p-elektronov, so lahko bodisi darovalci bodisi akceptorji osamljenega para elektronov. Atomi, ki imajo valenčne elektrone tudi na d-AO, lahko hkrati delujejo kot darovalci in akceptorji. Za razlikovanje med tema dvema mehanizmoma sta bila uvedena koncepta dativnega mehanizma nastanka vezi.

Najenostavnejši primer dativnega mehanizma je interakcija dveh atomov klora.

Dva atoma klora v molekuli klora tvorita izmenjalno kovalentno vez tako, da združita svoje neparne 3p elektrone. Poleg tega atom Cl-1 prenese osamljeni par elektronov 3p 5 - AO na atom Cl- 2 na prazen 3d-AO, atom Cl-2 pa prenese isti par elektronov na prazen 3d-AO atoma atom Cl- 1. Vsak atom hkrati opravlja funkcije akceptorja in darovalca. To je dativni mehanizem. Delovanje dativnega mehanizma poveča moč vezi, zato je molekula klora močnejša od molekule fluora.

KOMPLEKSNE POVEZAVE.

Po principu donorsko-akceptorskega mehanizma nastane ogromen razred kompleksnih kemičnih spojin - kompleksnih spojin.

Kompleksne spojine so spojine, ki imajo v svoji sestavi kompleksne ione, ki lahko obstajajo tako v kristalni obliki kot v raztopini, vključno z osrednjim ionom ali atomom, ki je povezan z negativno nabitimi ioni ali nevtralnimi molekulami s kovalentnimi vezmi, ki jih tvori mehanizem darovalec-akceptor.

Struktura kompleksnih spojin po Wernerju.

Kompleksne spojine so sestavljene iz notranje krogle (kompleksni ion) in zunanje krogle. Povezava med ioni notranje krogle poteka po mehanizmu darovalec-akceptor. Akceptorji se imenujejo kompleksatorji, pogosto so lahko pozitivni kovinski ioni (razen kovin skupine IA), ki imajo prazne orbitale. Sposobnost tvorbe kompleksov se poveča s povečanjem naboja iona in zmanjšanjem njegove velikosti.

Donorji elektronskega para se imenujejo ligandi ali dodatki. Ligandi so nevtralne molekule ali negativno nabiti ioni. Število ligandov je določeno s koordinacijskim številom kompleksirnega sredstva, ki je običajno enako dvakratni valenci kompleksirnega iona. Ligandi so monodentatni ali polidentatni. Zobnost liganda je določena s številom koordinacijskih mest, ki jih ligand zaseda v koordinacijski sferi kompleksirnega sredstva. Na primer, F - - monodentatni ligand, S 2 O 3 2- - bidentatni ligand. Naboj notranje krogle je enak algebraični vsoti nabojev njenih sestavnih ionov. Če ima notranja krogla negativen naboj, je to anionski kompleks, če je pozitiven, je kationski kompleks. Kationski kompleksi se v ruščini imenujejo z imenom kompleksirni ion, v anionskih kompleksih se kompleksirno sredstvo imenuje v latinščini z dodatkom končnice - pri. Povezava med zunanjo in notranjo sfero v kompleksni spojini je ionska.

Primer: K 2 - kalijev tetrahidroksozinkat, anionski kompleks.

2- - notranja krogla

2K+ - zunanja krogla

Zn 2+ - kompleksirno sredstvo

OH - - ligandi

koordinacijska številka - 4

povezava med zunanjo in notranjo sfero je ionska:

K 2 \u003d 2K + + 2-.

vez med ionom Zn 2+ in hidroksilnimi skupinami je kovalentna, tvori jo donorsko-akceptorski mehanizem: OH - - darovalci, Zn 2+ - akceptor.

Zn 0: … 3d 10 4s 2

Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0

Vrste kompleksnih spojin:

1. Amoniak - ligandi molekule amoniaka.

Cl 2 - tetraaminbakrov (II) klorid. Amoniak dobimo z delovanjem amoniaka na spojine, ki vsebujejo kompleksirno sredstvo.

2. Hidrokso spojine - OH - ligandi.

Na je natrijev tetrahidroksoaluminat. Hidrokso kompleksi nastanejo z delovanjem presežka alkalij na kovinske hidrokside, ki imajo amfoterne lastnosti.

3. Akvakompleksi - ligandi molekule vode.

Cl 3 je heksaakvakrom (III) klorid. Aquakompleksi se pridobivajo z interakcijo brezvodnih soli z vodo.

4. Kislinski kompleksi - ligandi anioni kislin - Cl -, F -, CN -, SO 3 2-, I -, NO 2 -, C 2 O 4 - in drugi.

K 4 - kalijev heksacianoferat (II). Pridobljeno z interakcijo presežka soli, ki vsebuje ligand, na sol, ki vsebuje kompleksirno sredstvo.

MOLEKULARNA ORBITALNA METODA.

MVS precej dobro pojasnjuje nastanek in strukturo številnih molekul, vendar ta metoda ni univerzalna. Metoda valenčnih vezi na primer ne daje zadovoljive razlage obstoja iona
, čeprav je bil konec 19. stoletja ugotovljen obstoj dokaj močnega molekularnega vodikovega iona
: energija prekinitve vezi je tukaj 2,65 eV. Vendar v tem primeru ne more nastati noben elektronski par, saj je sestava iona
vključen je samo en elektron.

Molekularna orbitalna metoda (MMO) omogoča razlago številnih protislovij, ki jih ni mogoče razložiti z metodo valenčne vezi.

Osnovne določbe IMO.

Ko dve atomski orbitali medsebojno delujeta, nastaneta dve molekularni orbitali. V skladu s tem, ko n-atomske orbitale medsebojno delujejo, nastanejo n-molekularne orbitale.

Elektroni v molekuli pripadajo enako vsem jedrom molekule.

Od dveh nastalih molekularnih orbital ima ena nižjo energijo od izvirne, je vezna molekularna orbitala, drugi ima višjo energijo kot original, je protivezna molekularna orbitala.

MMO uporabljajo energijske diagrame brez merila.

Pri polnjenju energijskih podnivojev z elektroni se uporabljajo enaka pravila kot za atomske orbitale:

načelo minimalne energije, t.j. najprej se napolnijo podnivoji z nižjo energijo;

Paulijev princip: na vsaki energijski podravni ne moreta biti več kot dva elektrona z antiparalelnimi spini;

Hundovo pravilo: energijske podravni so napolnjene tako, da je skupni vrtenje maksimalen.

Množičnost komunikacije. Množičnost komunikacije v IMO se določi s formulo:

ko je K p = 0, se vez ne tvori.

Primeri.

1. Ali lahko molekula H 2 obstaja?

riž. 23. Shema nastanka molekule vodika H 2 .

Zaključek: molekula H 2 bo obstajala, saj je večkratnost vezi Kp\u003e 0.

2. Ali lahko obstaja molekula He 2?

riž. 24. Shema nastanka molekule helija He 2 .

Zaključek: molekula He 2 ne bo obstajala, saj je večkratnost vezi Kp = 0.

3. Ali lahko delec H 2 + obstaja?

riž. 25. Shema nastanka H 2 + delca.

Delec H 2 + lahko obstaja, saj je večkratnost vezi Kp > 0.

4. Ali lahko obstaja molekula O 2?

riž. 26. Shema nastanka molekule O 2.

Molekula O 2 obstaja. Iz slike 26 sledi, da ima molekula kisika dva neparna elektrona. Zaradi teh dveh elektronov je molekula kisika paramagnetna.

Tako metoda molekularnih orbital pojasnjuje magnetne lastnosti molekul.

INTERMOLEKULARNA INTERAKCIJA.

Vse medmolekularne interakcije lahko razdelimo v dve skupini: univerzalna in specifične. Univerzalni se pojavljajo v vseh molekulah brez izjeme. Te interakcije pogosto imenujemo povezave ali van der Waalsove sile. Čeprav so te sile šibke (energija ne presega osem kJ/mol), so vzrok za prehod večine snovi iz plinastega v tekoče stanje, adsorpcijo plinov s površinami trdnih snovi in ​​druge pojave. Narava teh sil je elektrostatična.

Glavne sile interakcije:

1). Dipol - dipolna (orientacijska) interakcija obstaja med polarnimi molekulami.

Večja je orientacijska interakcija, večji kot so dipolni momenti, manjša je razdalja med molekulami in nižja je temperatura. Zato večja kot je energija te interakcije, višja je temperatura, na katero je treba snov segreti, da zavre.

2). Induktivna interakcija se pojavi, ko pride do stika med polarnimi in nepolarnimi molekulami v snovi. V nepolarni molekuli se kot posledica interakcije s polarno molekulo inducira dipol.

Cl  + - Cl  - … Al  + Cl  - 3

Energija te interakcije narašča s povečanjem polarizabilnosti molekul, to je zmožnosti molekul, da tvorijo dipol pod vplivom električnega polja. Energija induktivne interakcije je veliko manjša od energije dipol-dipol interakcije.

3). Interakcija disperzije- to je interakcija nepolarnih molekul zaradi trenutnih dipolov, ki nastanejo zaradi nihanja elektronske gostote v atomih.

V nizu snovi iste vrste se disperzijska interakcija povečuje s povečanjem velikosti atomov, ki sestavljajo molekule teh snovi.

4) odbojne sile so posledica interakcije elektronskih oblakov molekul in se pojavijo ob nadaljnjem približevanju.

Specifične medmolekulske interakcije vključujejo vse vrste interakcij darovalec-akceptor, torej tiste, ki so povezane s prenosom elektronov z ene molekule na drugo. Nastala medmolekularna vez ima vse značilne lastnosti kovalentne vezi: nasičenost in usmerjenost.

Kemična vez, ki jo tvorita pozitivno polariziran vodik, ki je del polarne skupine ali molekule, in elektronegativni atom druge ali iste molekule, se imenuje vodikova vez. Na primer, molekule vode lahko predstavimo na naslednji način:

Trdne črte so polarne kovalentne vezi znotraj molekul vode med atomi vodika in kisika; pike označujejo vodikove vezi. Razlog za nastanek vodikovih vezi je, da so vodikovi atomi praktično brez elektronskih lupin: njihovi edini elektroni so premaknjeni na atome kisika njihovih molekul. To omogoča, da se protoni, za razliko od drugih kationov, približajo jedru kisikovih atomov sosednjih molekul, ne da bi pri tem doživeli odboj od elektronskih lupin atomov kisika.

Za vodikovo vez je značilna vezna energija od 10 do 40 kJ/mol. Vendar ta energija zadostuje za povzročitev povezovanje molekul tiste. njihovo združevanje v dimere ali polimere, ki v nekaterih primerih obstajajo ne le v tekočem stanju snovi, ampak se ohranijo tudi, ko ta prehaja v paro.

Na primer, vodikov fluorid v plinski fazi obstaja kot dimer.

V kompleksnih organskih molekulah obstajajo tako medmolekularne vodikove vezi kot intramolekularne vodikove vezi.

Molekule z intramolekularnimi vodikovimi vezmi ne morejo vstopiti v medmolekularne vodikove vezi. Zato snovi s takšnimi vezmi ne tvorijo asociatov, so bolj hlapne, imajo nižjo viskoznost, tališče in vrelišče kot njihovi izomeri, ki so sposobni tvoriti medmolekularne vodikove vezi.

Značilnosti kemičnih vezi

Nauk o kemični vezi je osnova vse teoretične kemije. Kemična vez je takšna interakcija atomov, ki jih veže v molekule, ione, radikale, kristale. Obstajajo štiri vrste kemičnih vezi: ionske, kovalentne, kovinske in vodikove. V istih snoveh so lahko različne vrste vezi.

1. V bazah: med atomi kisika in vodika v hidrokso skupinah je vez polarna kovalentna, med kovino in hidrokso skupino pa ionska.

2. V soli kislin, ki vsebujejo kisik: med nekovinskim atomom in kisikom kislinskega ostanka - kovalentno polarno, in med kovino in kislinskim ostankom - ionsko.

3. V soli amonija, metilamonijeva itd., med dušikovimi in vodikovimi atomi - kovalentno polarni, med amonijevimi ali metilamonijevimi ioni in kislinskim ostankom - ionski.

4. Pri kovinskih peroksidih (na primer Na 2 O 2) je vez med atomi kisika kovalentna nepolarna, med kovino in kisikom pa ionska itd.

Razlog za enotnost vseh vrst in vrst kemičnih vezi je njihova enaka kemična narava - elektronsko-jedrska interakcija. Nastanek kemične vezi je v vsakem primeru posledica elektronsko-jedrne interakcije atomov, ki jo spremlja sproščanje energije.

Metode za tvorbo kovalentne vezi

kovalentna kemična vez- to je vez, ki nastane med atomi zaradi tvorbe skupnih elektronskih parov.

Kovalentne spojine so običajno plini, tekočine ali relativno nizko talljive trdne snovi. Ena redkih izjem je diamant, ki se topi nad 3500°C. To je posledica strukture diamanta, ki je neprekinjena mreža kovalentno vezanih ogljikovih atomov in ne zbirka posameznih molekul. Pravzaprav je vsak kristal diamanta, ne glede na njegovo velikost, ena ogromna molekula.

Kovalentna vez nastane, ko se elektroni dveh nekovinskih atomov združijo. Nastala struktura se imenuje molekula.

Mehanizem nastanka takšne vezi je lahko menjalni in darovalec-akceptor.

V večini primerov imata dva kovalentno vezana atoma različno elektronegativnost in skupni elektroni ne pripadajo obema atomoma enako. Večino časa so bližje enemu atomu kot drugemu. V molekuli vodikovega klorida se na primer elektroni, ki tvorijo kovalentno vez, nahajajo bližje atomu klora, saj je njegova elektronegativnost višja od elektronegativnosti vodika. Vendar razlika v sposobnosti privabljanja elektronov ni tako velika, da bi prišlo do popolnega prenosa elektrona z atoma vodika na atom klora. Zato lahko vez med atomi vodika in klora razumemo kot križanec med ionsko vezjo (popoln prenos elektrona) in nepolarno kovalentno vezjo (simetrična razporeditev para elektronov med dvema atomoma). Delni naboj na atomih je označen z grško črko δ. Takšna vez se imenuje polarna kovalentna vez, molekula vodikovega klorida pa naj bi bila polarna, se pravi, da ima pozitivno nabit konec (vodikov atom) in negativno nabit konec (atom klora).

1. Mehanizem izmenjave deluje, ko atomi tvorijo skupne elektronske pare z združevanjem neparnih elektronov.

1) H 2 - vodik.

Vez nastane zaradi tvorbe skupnega elektronskega para s s-elektroni vodikovih atomov (prekrivanje s-orbital).

2) HCl - vodikov klorid.

Vez nastane zaradi tvorbe skupnega elektronskega para s- in p-elektronov (prekrivajoče se s-p-orbitale).

3) Cl 2: V molekuli klora nastane kovalentna vez zaradi neparnih p-elektronov (prekrivajoče se p-p-orbitale).

4) N ​​2: V molekuli dušika se med atomi tvorijo trije skupni elektronski pari.

Donorsko-akceptorski mehanizem tvorbe kovalentne vezi

Darovalec ima elektronski par sprejemnik- prosta orbitala, ki jo ta par lahko zasede. V amonijevem ionu so vse štiri vezi z vodikovimi atomi kovalentne: tri so nastale zaradi ustvarjanja skupnih elektronskih parov z atomom dušika in atomov vodika z izmenjevalnim mehanizmom, ena - z mehanizmom darovalec-akceptor. Kovalentne vezi so razvrščene glede na način prekrivanja elektronskih orbital, pa tudi glede na njihov premik na enega od vezanih atomov. Kemične vezi, ki nastanejo kot posledica prekrivanja elektronskih orbital vzdolž vezne črte, se imenujejo σ -povezave(sigma vezi). Sigma vez je zelo močna.

p-orbitale se lahko prekrivajo v dveh regijah in tvorijo kovalentno vez zaradi stranskega prekrivanja.

Kemične vezi, ki nastanejo kot posledica "bočnega" prekrivanja elektronskih orbital zunaj komunikacijske linije, torej v dveh regijah, se imenujejo pi vezi.

Glede na stopnjo premika skupnih elektronskih parov na enega od atomov, ki jih vežejo, je lahko kovalentna vez polarna in nepolarna. Kovalentna kemična vez, ki nastane med atomi z enako elektronegativnostjo, se imenuje nepolarna. Elektronski pari niso premaknjeni na noben atom, saj imajo atomi enako elektronegativnost - lastnost pritegovanja valenčnih elektronov iz drugih atomov k sebi. na primer

t.j. molekule preprostih nekovinskih snovi nastanejo s kovalentno nepolarno vezjo. Kovalentna kemična vez med atomi elementov, katerih elektronegativnost se razlikuje, se imenuje polarna.

Na primer, NH 3 je amoniak. Dušik je bolj elektronegativen element kot vodik, zato so skupni elektronski pari premaknjeni proti njegovemu atomu.

Značilnosti kovalentne vezi: dolžina in energija

Značilni lastnosti kovalentne vezi sta njena dolžina in energija. Dolžina vezi je razdalja med jedri atomov. Kemična vez je močnejša, čim krajša je njena dolžina. Vendar pa je merilo moči vezi energija vezi, ki je določena s količino energije, ki je potrebna za prekinitev vezi. Običajno se meri v kJ/mol. Tako so po eksperimentalnih podatkih dolžine vezi molekul H 2 , Cl 2 in N 2 0,074, 0,198 in 0,109 nm, energije vezave pa 436, 242 in 946 kJ/mol.

Ioni. Ionska vez

Obstajata dve glavni možnosti, da atom upošteva oktetno pravilo. Prva od teh je tvorba ionske vezi. (Drugi je tvorba kovalentne vezi, o kateri bomo govorili v nadaljevanju). Ko nastane ionska vez, kovinski atom izgubi elektrone, nekovinski atom pa pridobi.

Predstavljajte si, da se "srečata" dva atoma: kovinski atom skupine I in nekovinski atom skupine VII. Kovinski atom ima na svoji zunanji energijski ravni en sam elektron, medtem ko nekovinski atom za dokončanje zunanjega nivoja nima samo enega elektrona. Prvi atom bo drugemu zlahka odstopil svoj elektron, ki je daleč od jedra in nanj šibko vezan, drugi pa mu bo dal prosto mesto na njegovem zunanjem elektronskem nivoju. Nato bo atom, ki mu je odvzet eden od negativnih nabojev, postal pozitivno nabit delec, drugi pa se bo zaradi prejetega elektrona spremenil v negativno nabit delec. Takšni delci se imenujejo ioni.

To je kemična vez, ki se pojavi med ioni. Številke, ki prikazujejo število atomov ali molekul, se imenujejo koeficienti, številke, ki kažejo število atomov ali ionov v molekuli, pa indeksi.

kovinska povezava

Kovine imajo posebne lastnosti, ki se razlikujejo od lastnosti drugih snovi. Takšne lastnosti so razmeroma visoke tališče, sposobnost odboja svetlobe ter visoka toplotna in električna prevodnost. Te značilnosti so posledica obstoja v kovinah posebne vrste vezi - kovinske vezi.

Kovinska vez je vez med pozitivnimi ioni v kovinskih kristalih, ki se izvaja s privlačnostjo elektronov, ki se prosto gibljejo skozi kristal. Atomi večine kovin na zunanji ravni vsebujejo majhno število elektronov - 1, 2, 3. Ti elektroni zlahka zlomi, atomi pa se pretvorijo v pozitivne ione. Ločeni elektroni se premikajo od enega iona do drugega in jih vežejo v eno celoto. Ko se povežejo z ioni, ti elektroni začasno tvorijo atome, nato pa se ponovno odcepijo in se združijo z drugim ionom itd. Proces poteka neskončno, kar je shematično prikazano na naslednji način:

Posledično se v volumnu kovine atomi nenehno pretvarjajo v ione in obratno. Vez v kovinah med ioni s pomočjo socializiranih elektronov se imenuje kovinska. Kovinska vez ima nekaj podobnosti s kovalentno vezjo, saj temelji na socializaciji zunanjih elektronov. Pri kovalentni vezi pa so zunanji neparni elektroni le dveh sosednjih atomov socializirani, v kovinski vezi pa vsi atomi sodelujejo pri socializaciji teh elektronov. Zato so kristali s kovalentno vezjo krhki, tisti s kovinsko vezjo pa so praviloma duktilni, električno prevodni in imajo kovinski lesk.

Kovinska vez je značilna tako za čiste kovine kot za mešanice različnih kovin – zlitin, ki so v trdnem in tekočem stanju. Vendar pa so v stanju pare kovinski atomi povezani s kovalentno vezjo (na primer, natrijeva para se uporablja za polnjenje rumenih svetilk za osvetlitev ulic velikih mest). Kovinski pari so sestavljeni iz posameznih molekul (monatomskih in dvoatomskih).

Kovinska vez se od kovalentne razlikuje tudi po moči: njena energija je 3-4 krat manjša od energije kovalentne vezi.

Energija vezi - energija, potrebna za prekinitev kemične vezi v vseh molekulah, ki sestavljajo en mol snovi. Energije kovalentnih in ionskih vezi so običajno visoke in so reda 100-800 kJ/mol.

vodikova vez

kemična vez med pozitivno polarizirani vodikovi atomi ene molekule(ali njihove dele) in negativno polarizirani atomi močno elektronegativnih elementov ki imajo obdarjene elektronske pare (F, O, N in redkeje S in Cl), se druga molekula (ali njeni deli) imenuje vodik. Mehanizem tvorbe vodikove vezi je deloma elektrostatičen, deloma onor-akceptorski značaj.

Primeri medmolekularne vodikove vezi:

V prisotnosti takšne vezi so lahko tudi snovi z nizko molekulsko maso v normalnih pogojih tekočine (alkohol, voda) ali lahko utekočinjeni plini (amoniak, vodikov fluorid). V biopolimerih - beljakovinah (sekundarna struktura) - obstaja intramolekularna vodikova vez med karbonilnim kisikom in vodikom amino skupine:

Polinukleotidne molekule – DNK (deoksiribonukleinska kislina) – so dvojne vijačnice, v katerih sta dve verigi nukleotidov med seboj povezani z vodikovimi vezmi. V tem primeru deluje načelo komplementarnosti, to pomeni, da se te vezi tvorijo med določenimi pari, sestavljenimi iz purinskih in pirimidinskih baz: timin (T) se nahaja proti adenin nukleotidu (A), citozin (C) pa proti gvaninu ( G).

Snovi z vodikovo vezjo imajo molekularne kristalne mreže.

Zunanje lupine vseh elementov, razen žlahtnih plinov, so NEPOPOLNE in v procesu kemične interakcije so DOKONČENE.

Kemična vez nastane zaradi elektronov zunanjih elektronskih lupin, vendar se izvaja na različne načine.

Obstajajo tri glavne vrste kemičnih vezi:

Kovalentna vez in njene sorte: polarna in nepolarna kovalentna vez;

ionska vez;

Kovinska povezava.

Ionska vez

Ionska kemična vez je vez, ki nastane zaradi elektrostatičnega privlačenja kationov na anione.

Ionska vez nastane med atomi, ki se med seboj močno razlikujejo po vrednostih elektronegativnosti, zato je par elektronov, ki tvorijo vez, močno premaknjen na enega od atomov, tako da lahko štejemo, da pripada atomu tega elementa.

Elektronegativnost je sposobnost atomov kemičnih elementov, da pritegnejo svoje in tuje elektrone.

Narava ionske vezi, struktura in lastnosti ionskih spojin so razložene s stališča elektrostatične teorije kemijskih vezi.

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

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

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

Pri zgorevanju kovinskega natrija v kloru kot posledica redoks reakcije nastanejo kationi močno elektropozitivnega elementa natrija in anioni močno elektronegativnega elementa klora.

Zaključek: med kovinskimi in nekovinskimi atomi se tvori ionska kemična vez, ki se močno razlikujeta po elektronegativnosti.

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

Kovalentne nepolarne in polarne vezi

Kovalentna vez je vez atomov s pomočjo skupnih (med njimi skupnih) elektronskih parov.

Kovalentna nepolarna vez

Razmislimo o pojavu kovalentne nepolarne vezi na primeru tvorbe molekule vodika iz dveh vodikovih atomov. Ta proces je že tipična kemična reakcija, saj iz ene snovi (atomskega vodika) nastane druga - molekularni vodik. Zunanji znak energetske "donosnosti" tega procesa je sproščanje velike količine toplote.

Elektronske lupine atomov vodika (z enim s-elektronom za vsak atom) se združijo v skupni elektronski oblak (molekularno orbitalo), kjer oba elektrona »služita« jedrom, ne glede na to, ali je to jedro »lastno« ali »tuje«. Nova elektronska lupina je podobna dokončani elektronski lupini inertnega plina helija dveh elektronov: 1s 2 .

V praksi se uporabljajo enostavnejše metode. Na primer, ameriški kemik J. Lewis je leta 1916 predlagal, da se elektrone označijo s pikami poleg simbolov elementov. Ena pika predstavlja en elektron. V tem primeru se tvorba molekule vodika iz atomov zapiše takole:

Razmislite o vezavi dveh atomov klora 17 Cl (jedrski naboj Z = 17) v dvoatomsko molekulo s stališča strukture elektronskih lupin klora.

Zunanji elektronski nivo klora vsebuje s 2 + p 5 = 7 elektronov. Ker elektroni nižjih nivojev ne sodelujejo pri kemični interakciji, s pikami označujemo le elektrone zunanjega tretjega nivoja. Ti zunanji elektroni (7 kosov) so lahko razporejeni v obliki treh elektronskih parov in enega neparnega elektrona.

Ko se neparni elektroni dveh atomov združijo v molekulo, dobimo nov elektronski par:

V tem primeru je vsak od atomov klora obdan z OCTETA elektroni. To je enostavno videti, če obkrožite katerega od atomov klora.

Kovalentno vez tvori le par elektronov, ki se nahajajo med atomi. Imenuje se razdeljeni par. Preostale pare elektronov imenujemo osamljeni pari. Polnijo lupine in ne sodelujejo pri vezavi.

Atomi tvorijo kemične vezi kot rezultat socializacije takšnega števila elektronov, da pridobijo elektronsko konfiguracijo, podobno dokončani elektronski konfiguraciji atomov plemenitih elementov.

Po Lewisovi teoriji in oktetskem pravilu se povezava med atomi lahko izvede ne nujno z enim, ampak tudi z dvema ali celo tremi skupnimi pari, če to zahteva oktetno pravilo. Takšne vezi imenujemo dvojne in trojne vezi.

Na primer, kisik lahko tvori dvoatomsko molekulo z oktetom elektronov za vsak atom le, če sta med atomi postavljena dva skupna para:

Atomi dušika (2s 2 2p 3 na zadnji lupini) se prav tako vežejo v dvoatomsko molekulo, a da bi organizirali oktet elektronov, morajo med seboj razporediti tri razdeljene pare:

Zaključek: kovalentna nepolarna vez se pojavi med atomi z enako elektronegativnostjo, torej med atomi enega kemičnega elementa - nekovine.

Na primer: v molekulah H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br 2 - kovalentna nepolarna vez.

kovalentna vez

Polarna kovalentna vez zavzema vmesni položaj med čisto kovalentno vezjo in ionsko vezjo. Tako kot ionski lahko nastane le med dvema atomoma različnih vrst.

Kot primer razmislite o tvorbi vode v reakciji med atomi vodika (Z = 1) in kisika (Z = 8). Za to je priročno najprej zapisati elektronske formule za zunanje ovojnice vodika (1s 1) in kisika (...2s 2 2p 4).

Izkazalo se je, da je za to potrebno vzeti natanko dva atoma vodika na atom kisika. Vendar je narava taka, da so akceptorske lastnosti atoma kisika višje od lastnosti vodikovega atoma (o razlogih za to bomo razpravljali malo kasneje). Zato so vezni elektronski pari v Lewisovi formuli za vodo nekoliko premaknjeni v jedro atoma kisika. Vez v molekuli vode je polarna kovalentna, na atomih pa se pojavijo delni pozitivni in negativni naboji.

Zaključek: kovalentna polarna vez nastane med atomi z različno elektronegativnostjo, torej med atomi različnih kemičnih elementov - nekovin.

Na primer: v molekulah HCl, H 2 S, NH 3, P 2 O 5, CH 4 - kovalentna polarna vez.

Strukturne formule

Trenutno je običajno, da se elektronske pare (torej kemične vezi) med atomi upodabljajo s črticami.Vsaka črtica je razdeljen par elektronov. V tem primeru so nam že znane molekule videti takole:

Formule s pomišljaji med atomi se imenujejo strukturne formule. Pogosteje v strukturnih formulah osamljeni pari elektronov niso prikazani.

Strukturne formule so zelo dobre za upodabljanje molekul: jasno kažejo, kako so atomi med seboj povezani, v kakšnem vrstnem redu, s kakšnimi vezmi.

Vezni par elektronov v Lewisovih formulah je enak eni črtici v strukturnih formulah.

Dvojne in trojne vezi imajo skupno ime - večkratne vezi. Prav tako naj bi imela molekula dušika vezni red tri. V molekuli kisika je vrstni red vezi dva. Vrstni red vezi v molekulah vodika in klora je enak. Vodik in klor nimata več večkratne, temveč preprosto vez.

Vrstni red vezi je število skupnih skupnih parov med dvema vezanima atomoma. Vrstni red komunikacije nad tremi se ne pojavi.