A világ szerveződésének kémiai szintjén nem utolsósorban fontos szerepet játszik a szerkezeti részecskék összekapcsolásának és egymáshoz való kapcsolódásának módja. Az egyszerű anyagok, nevezetesen a nemfémek túlnyomó többsége kovalens nempoláris típusú kötéssel rendelkezik, kivéve a tiszta formájú fémeket, amelyek speciális kötési módszerrel rendelkeznek, amely a kristályrácsban lévő szabad elektronok megosztásán keresztül valósul meg.

Amelyek típusait és példáit az alábbiakban mutatjuk be, pontosabban ezeknek a kötéseknek a lokalizációját vagy részleges eltolódását az egyik kötési résztvevőhöz, pontosan egy adott elem elektronegatív jellemzői magyarázzák. Az elmozdulás azon atom felé történik, amelyiknél erősebb.

Kovalens nempoláris kötés

A kovalens nempoláris kötés „képlete” egyszerű - két azonos természetű atom vegyértékhéjának elektronjait egy közös párba egyesíti. Az ilyen párokat osztottnak nevezzük, mert egyformán tartozik a kötés mindkét résztvevőjéhez. Az elektronsűrűség elektronpár formájában történő szocializálódásának köszönhető, hogy az atomok stabilabb állapotba kerülnek, mivel teljessé teszik külső elektronszintjüket, illetve az „oktett” (vagy az egyszerű esetében „dublett”). hidrogén H 2, egyetlen s-pályája van, amihez két elektron szükséges) a külső szint azon állapota, amelyre minden atom hajlik, mivel a kitöltése a minimális energiájú állapotnak felel meg.

Van példa a nem poláris kovalens kötésre a szervetlen anyagokban, és bármennyire furcsán is hangzik, a szerves kémiában is. Ez a fajta kötés minden egyszerű anyagban benne van - nem fémekben, kivéve a nemesgázokat, mivel az inert gázatom vegyértékszintje már befejeződött, és egy elektronoktetttel rendelkezik, ami azt jelenti, hogy a hasonlóval való kötés nem eredményez. értelemszerűen, és energetikailag még kevésbé előnyös. A szerves anyagokban a polaritásmentesség bizonyos szerkezetű egyes molekulákban fordul elő, és feltételes.

Kovalens poláris kötés

A nempoláris kovalens kötés példája egy egyszerű anyag néhány molekulájára korlátozódik, míg a túlnyomó többségben vannak azok a dipólvegyületek, amelyekben az elektronsűrűség részben az elektronegatívabb elem felé tolódik el. Különböző elektronegativitású atomok bármilyen kombinációja poláris kötést eredményez. Különösen a szerves anyagokban lévő kötések poláris kovalens kötések. Néha az ionos, szervetlen oxidok is polárisak, a sókban és savakban pedig az ionos kötés dominál.

Az ionos típusú vegyületeket néha a poláris kötődés szélsőséges esetének tekintik. Ha az egyik elem elektronegativitása lényegesen nagyobb, mint a másiké, akkor az elektronpár a kötésközéppontból teljesen eltolódik oda. Így történik az ionokra való szétválás. Aki elektronpárt vesz fel, az anionná változik és negatív töltést kap, aki pedig elektront veszít, az kationná alakul és pozitív lesz.

Példák kovalens nempoláris típusú kötéssel rendelkező szervetlen anyagokra

Kovalens nempoláris kötéssel rendelkező anyagok például az összes bináris gázmolekula: hidrogén (H - H), oxigén (O = O), nitrogén (molekulájában 2 atom kapcsolódik össze hármas kötéssel (N ≡ N)); folyadékok és szilárd anyagok: klór (Cl - Cl), fluor (F - F), bróm (Br - Br), jód (I - I). És összetett anyagok is, amelyek különböző elemek atomjaiból állnak, de gyakorlatilag azonos elektronegativitási értékkel, például foszfor-hidrid - PH 3.

Organikus és nem poláris kötés

Nagyon világos, hogy minden összetett. Felmerül a kérdés: hogyan lehet nem poláris kötés egy összetett anyagban? A válasz nagyon egyszerű, ha egy kicsit logikusan végiggondolod. Ha a kötött elemek elektronegativitási értékei kissé eltérnek, és nem képeznek vegyületet, egy ilyen kötés nem polárisnak tekinthető. Pontosan ez a helyzet a szénnel és a hidrogénnel: a szerves anyagokban lévő összes C-H kötés nem polárisnak minősül.

A nem poláris kovalens kötésre példa a legegyszerűbb metánmolekula, amely egy szénatomból áll, amely vegyértéke szerint egyes kötéssel kapcsolódik négy hidrogénatomhoz. Valójában a molekula nem dipólus, mivel bizonyos szempontból tetraéderes szerkezete miatt nincs benne töltések lokalizációja. Az elektronsűrűség egyenletesen oszlik el.

A nempoláris kovalens kötések példája összetettebb szerves vegyületekben fordul elő. Ez a mezomer hatások, azaz az elektronsűrűség szekvenciális visszavonása miatt valósul meg, amely gyorsan elhalványul a szénlánc mentén. Így egy hexaklór-etán molekulában a C-C kötés nem poláris, mivel az elektronsűrűséget hat klóratom egyenletesen vonja vissza.

Más típusú csatlakozások

A kovalens kötések mellett, amelyek egyébként a donor-akceptor mechanizmuson keresztül is létrejöhetnek, léteznek ionos, fémes és hidrogénkötések. Az utolsó előtti kettő rövid jellemzőit fent mutatjuk be.

A hidrogénkötés egy intermolekuláris elektrosztatikus kölcsönhatás, amely akkor figyelhető meg, ha a molekula hidrogénatomot és bármely más atomot tartalmaz, amely magányos elektronpárokkal rendelkezik. Ez a kötéstípus jóval gyengébb, mint a többi, de mivel ezekből a kötésekből sok képződhet az anyagban, jelentősen hozzájárul a vegyület tulajdonságaihoz.

Kovalens kötés(atomi kötés, homeopoláris kötés) - paravalens elektronfelhők átfedésével (szocializációjával) kialakuló kémiai kötés. A kommunikációt biztosító elektronikus felhőket (elektronokat) ún megosztott elektronpár.

A kovalens kötés jellemző tulajdonságai - irányítottság, telítettség, polaritás, polarizálhatóság - meghatározzák a vegyületek kémiai és fizikai tulajdonságait.

A kapcsolat irányát az anyag molekulaszerkezete és molekulájának geometriai alakja határozza meg. A két kötés közötti szögeket kötési szögeknek nevezzük.

A telíthetőség az atomok azon képessége, hogy korlátozott számú kovalens kötést hozzanak létre. Az atom által alkotott kötések számát a külső atompályáinak száma korlátozza.

A kötés polaritását az elektronsűrűség egyenetlen eloszlása ​​okozza, amely az atomok elektronegativitásának különbségeiből adódik. Ezen az alapon a kovalens kötéseket nem polárisra és polárisra osztják (nem poláris - a kétatomos molekula azonos atomokból áll (H 2, Cl 2, N 2), és az egyes atomok elektronfelhői szimmetrikusan oszlanak el ezekhez az atomokhoz képest poláris - a kétatomos molekula különböző kémiai elemek atomjaiból áll, és az általános elektronfelhő az egyik atom felé tolódik, ezáltal aszimmetria alakul ki a molekulában az elektromos töltés eloszlásában, ami a molekula dipólusmomentumait generálja.

Egy kötés polarizálhatósága a kötés elektronjainak külső elektromos tér hatására bekövetkező elmozdulásában fejeződik ki, beleértve egy másik reagáló részecskét is. A polarizálhatóságot az elektronok mobilitása határozza meg. A kovalens kötések polaritása és polarizálhatósága határozza meg a molekulák poláris reagensekkel szembeni reakciókészségét.

Oktatási kommunikáció

A kovalens kötést két atom között megosztott elektronpár képezi, és ezeknek az elektronoknak két stabil pályát kell elfoglalniuk, mindegyik atomról egyet.

A + + B → A: B

A szocializáció eredményeként az elektronok feltöltött energiaszintet alkotnak. A kötés akkor jön létre, ha ezen a szinten az összenergiájuk kisebb, mint a kiindulási állapotban (és az energiakülönbség nem lesz több, mint a kötés energiája).

A H 2 molekulában lévő atomi (szélek mentén) és molekuláris (középen) pályáinak kitöltése elektronokkal. A függőleges tengely az energiaszintnek felel meg, az elektronokat a spinüket tükröző nyilak jelzik.

A molekuláris pályák elmélete szerint két atompálya átfedése a legegyszerűbb esetben két molekulapálya (MO) kialakulásához vezet: összekötő MOÉs kötésgátló (lazítás) MO. A megosztott elektronok az alacsonyabb energiájú kötési MO-n helyezkednek el.

A kovalens kötés típusai

Háromféle kovalens kémiai kötés létezik, amelyek a kialakulásának mechanizmusában különböznek:

1. Egyszerű kovalens kötés. Kialakulásához minden atom egy párosítatlan elektront biztosít. Ha egyszerű kovalens kötés jön létre, az atomok alaki töltései változatlanok maradnak.

· Ha az egyszerű kovalens kötést alkotó atomok azonosak, akkor a molekulában lévő atomok valódi töltései is azonosak, mivel a kötést alkotó atomok egyformán birtokolnak egy közös elektronpárt. Ezt a kapcsolatot hívják nem poláris kovalens kötés. Az egyszerű anyagoknak van ilyen kapcsolata, például: O 2, N 2, Cl 2. De nem csak az azonos típusú nemfémek alkothatnak kovalens nempoláris kötést. Azok a nemfém elemek, amelyek elektronegativitása azonos jelentőségű, kovalens nempoláris kötést is képezhetnek, például a PH 3 molekulában a kötés kovalens nempoláris, mivel a hidrogén EO-ja megegyezik a foszfor EO-jával.

· Ha az atomok különbözőek, akkor egy közös elektronpár birtoklásának fokát az atomok elektronegativitásának különbsége határozza meg. Egy nagyobb elektronegativitású atom erősebben vonz magához egy kötő elektronpárt, és valódi töltése negatív lesz. Egy kisebb elektronegativitású atom ennek megfelelően ugyanolyan nagyságú pozitív töltést kap. Ha két különböző nemfém között vegyület keletkezik, akkor az ilyen vegyületet ún kovalens poláris kötés.

2. Donor-elfogadó kötés. Az ilyen típusú kovalens kötés kialakításához mindkét elektront az egyik atom biztosítja - donor. A kötés kialakításában részt vevő atomok közül a másodikat ún elfogadó. A keletkező molekulában a donor formális töltése eggyel nő, az akceptor formális töltése eggyel csökken.

3. Szemipoláris csatlakozás. Poláris donor-akceptor kötésnek tekinthető. Ez a típusú kovalens kötés egy magányos elektronpárt tartalmazó atom (nitrogén, foszfor, kén, halogének stb.) és egy két párosítatlan elektront (oxigén, kén) tartalmazó atom között jön létre. A szemipoláris kötés kialakulása két szakaszban történik:

1. Egy elektron átvitele egy magányos elektronpárt tartalmazó atomról egy két párosítatlan elektront tartalmazó atomra. Ennek eredményeként egy magányos elektronpárral rendelkező atom gyökkationná (egy pozitív töltésű részecske párosítatlan elektronnal), a két párosítatlan elektronnal rendelkező atom pedig gyökös anionná (negatív töltésű részecske párosítatlan elektronnal) alakul. .

2. Páratlan elektronok megosztása (mint egy egyszerű kovalens kötés esetében).

Ha félpoláris kötés jön létre, egy magányos elektronpárral rendelkező atom eggyel növeli formális töltését, egy olyan atom pedig, amelynek két párosítatlan elektronja eggyel csökkenti.

σ kötés és π kötés

A szigma (σ)-, pi (π)-kötések a különböző vegyületek molekuláiban lévő kovalens kötések típusainak hozzávetőleges leírása. A σ-kötést az jellemzi, hogy az elektronfelhő sűrűsége maximális az összekötő tengely mentén; az atommagok. A -kötés kialakulásakor az elektronfelhők úgynevezett laterális átfedése következik be, és az elektronfelhő sűrűsége maximum a σ-kötés síkja „felett” és „alatt” van. Vegyük például az etilént, az acetilént és a benzolt.

A C 2 H 4 etilénmolekulában kettős kötés található CH 2 = CH 2, elektronképlete: H:C::C:H. Az összes etilén atom magja ugyanabban a síkban található. Az egyes szénatomok három elektronfelhője három kovalens kötést képez más atomokkal ugyanabban a síkban (közelítőleg 120°-os szöggel). A szénatom negyedik vegyértékelektronjának felhője a molekula síkja felett és alatt helyezkedik el. A két szénatom ilyen elektronfelhői, amelyek részben átfedik egymást a molekula síkja felett és alatt, második kötést képeznek a szénatomok között. A szénatomok közötti első, erősebb kovalens kötést σ kötésnek nevezzük; a második, kevésbé erős kovalens kötést -kötésnek nevezzük.

Lineáris acetilén molekulában

N-S≡S-N (N: S::: S: N)

A szén- és hidrogénatomok között σ-kötés, két szénatom között egy σ-kötés, ugyanazon szénatomok között pedig két σ-kötés van. Két -kötés található a σ-kötés hatásköre felett, két egymásra merőleges síkban.

A C 6 H 6 ciklusos benzolmolekula mind a hat szénatomja ugyanabban a síkban található. A gyűrű síkjában lévő szénatomok között σ kötések vannak; Minden szénatomnak azonos kötése van a hidrogénatomokkal. E kötések létrehozásához a szénatomok három elektront költenek el. A szénatomok negyedik vegyértékelektronjaiból álló, nyolcas alakzatú felhők a benzolmolekula síkjára merőlegesen helyezkednek el. Mindegyik ilyen felhő egyformán átfedi a szomszédos szénatomok elektronfelhőit. Egy benzolmolekulában nem három különálló -kötés képződik, hanem egyetlen hat elektronból álló -elektronikus rendszer, amely minden szénatomra közös. A benzolmolekulában a szénatomok közötti kötések pontosan megegyeznek.

Példák kovalens kötést tartalmazó anyagokra

Egyszerű kovalens kötés köti össze az atomokat az egyszerű gázok (H 2, Cl 2 stb.) és a vegyületek (H 2 O, NH 3, CH 4, CO 2, HCl stb.) molekuláiban. Donor-akceptor kötéssel rendelkező vegyületek - ammónium NH 4 +, tetrafluor-borát anion BF 4 - és mások szemipoláris kötéssel - dinitrogén-oxid N 2 O, O - -PCl 3 +.

A kovalens kötésekkel rendelkező kristályok dielektrikumok vagy félvezetők. Az atomi kristályok tipikus példái (azok az atomok, amelyekben kovalens (atomi) kötések kapcsolódnak egymáshoz: a gyémánt, a germánium és a szilícium.

Az egyetlen olyan anyag, amelyet az ember ismer egy fém és szén közötti kovalens kötésre, a cianokobalamin, B12-vitaminként ismert.

Ionos kötés- nagy elektronegativitáskülönbséggel (> 1,5 a Pauling-skálán) atomok között létrejövő nagyon erős kémiai kötés, amelyben a közös elektronpár teljesen átkerül egy nagyobb elektronegativitású atomra Ez az ionok, mint ellentétes töltésű testek vonzása . Példa erre a CsF vegyület, amelynek „ionossági foka” 97%. Példaként tekintsük a nátrium-klorid NaCl-t használó képződési módszert. A nátrium- és klóratomok elektronikus konfigurációja a következőképpen ábrázolható: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3р5. Ezek nem teljes energiaszintű atomok. Nyilvánvaló, hogy ezek befejezéséhez egy nátriumatom könnyebben ad fel egy elektront, mint egy hetet, a klóratomnál pedig könnyebb egy elektront, mint hetet. Kémiai kölcsönhatás során a nátriumatom egy elektront teljesen felad, a klóratom pedig elfogadja azt. Sematikusan ez a következőképpen írható fel: Na. - l e -> Na+ nátrium ion, stabil nyolcelektronos 1s2 2s2 2p6 héj a második energiaszint miatt. :Cl + 1е --> .Cl - klórion, stabil nyolc elektron héj. A Na+ és a Cl- ionok között elektrosztatikus vonzási erők lépnek fel, ami vegyület képződését eredményezi. Az ionos kötés a poláris kovalens kötés polarizációjának szélsőséges esete. Egy tipikus fém és nemfém között alakul ki. Ebben az esetben a fémből származó elektronok teljesen átkerülnek a nemfémbe. Ionok keletkeznek.

Ha kémiai kötés jön létre olyan atomok között, amelyek elektronegativitásában nagyon nagy különbség (EO > 1,7 Pauling szerint), akkor a közös elektronpár teljesen átkerül a magasabb EO-val rendelkező atomra. Ennek eredményeként ellentétes töltésű ionokból álló vegyület képződik:

A keletkező ionok között elektrosztatikus vonzás lép fel, amit ionos kötésnek nevezünk. Illetve ez a megjelenés kényelmes. Valójában az atomok közötti ionos kötés tiszta formájában sehol vagy szinte sehol sem valósul meg, sőt, a kötés részben ionos, részben kovalens jellegű. Ugyanakkor az összetett molekulaionok kötése gyakran tisztán ionosnak tekinthető. Az ionos kötések és más típusú kémiai kötések közötti legfontosabb különbségek az irányítatlanság és a telítetlenség. Ezért az ionos kötések hatására kialakuló kristályok a megfelelő ionok különféle sűrű pakolásai felé gravitálnak.

Jellemzők Az ilyen vegyületek jól oldódnak poláris oldószerekben (víz, savak stb.). Ez a molekula töltött részei miatt következik be. Ilyenkor az oldószer dipólusai a molekula töltéssel rendelkező végeihez vonzódnak, és a Brown-mozgás hatására darabokra „tépik” az anyag molekuláját, körülveszik azokat, megakadályozva az újbóli összekapcsolódást. Az eredmény oldószerdipólokkal körülvett ionok.

Az ilyen vegyületek feloldásakor általában energia szabadul fel, mivel a kialakuló oldószer-ion kötések összenergiája nagyobb, mint az anion-kation kötés energiája. Ez alól kivételt képez a salétromsav sok sója (nitrát), amelyek feloldódáskor hőt vesznek fel (az oldatok lehűlnek). Ez utóbbi tényt a fizikai kémiában figyelembe vett törvények alapján magyarázzák.

Az Egységes Államvizsga-kódoló témái: Kovalens kémiai kötés, fajtái és kialakulásának mechanizmusai. A kovalens kötések jellemzői (polaritás és kötési energia). Ionos kötés. Fém csatlakozás. Hidrogén kötés

Intramolekuláris kémiai kötések

Először is nézzük meg a molekulákon belüli részecskék között létrejövő kötéseket. Az ilyen kapcsolatokat ún intramolekuláris.

Kémiai kötés kémiai elemek atomjai között elektrosztatikus természetű és miatt jön létre külső (valencia) elektronok kölcsönhatása, kisebb-nagyobb mértékben pozitív töltésű magok tartják kötött atomok.

A kulcsfogalom itt az ELEKTRONEGATIVITÁS. Ez határozza meg az atomok közötti kémiai kötés típusát és ennek a kötésnek a tulajdonságait.

az atom azon képessége, hogy vonzza (tartsa) külső(vegyérték) elektronok. Az elektronegativitást a külső elektronok atommaghoz való vonzódásának mértéke határozza meg, és elsősorban az atom sugarától és az atommag töltésétől függ.

Az elektronegativitást nehéz egyértelműen meghatározni. L. Pauling összeállította a relatív elektronegativitások táblázatát (a kétatomos molekulák kötési energiái alapján). A legelektronegatívabb elem az fluor jelentéssel 4 .

Fontos megjegyezni, hogy a különböző forrásokban különböző skálák és táblázatok találhatók az elektronegativitás értékekről. Ettől nem kell megijedni, hiszen a kémiai kötés kialakulása is szerepet játszik atomok, és ez megközelítőleg azonos minden rendszerben.

Ha az A:B kémiai kötés egyik atomja erősebben vonzza az elektronokat, akkor az elektronpár feléje mozdul. A több elektronegativitás különbség atomok, annál jobban eltolódik az elektronpár.

Ha a kölcsönható atomok elektronegativitása egyenlő vagy megközelítőleg egyenlő: EO(A)≈EO(B), akkor a közös elektronpár nem tolódik el egyik atomra sem: A: B. Ezt a kapcsolatot hívják kovalens nempoláris.

Ha a kölcsönható atomok elektronegativitása eltér, de nem nagy mértékben (az elektronegativitás különbsége körülbelül 0,4 és 2 között van: 0,4<ΔЭО<2 ), akkor az elektronpár az egyik atomra tolódik. Ezt a kapcsolatot hívják kovalens poláris .

Ha a kölcsönható atomok elektronegativitása jelentősen eltér (az elektronegativitás különbsége nagyobb, mint 2: ΔEO>2), akkor az egyik elektron szinte teljesen átkerül egy másik atomra, a keletkezéssel ionok. Ezt a kapcsolatot hívják ión.

A kémiai kötések alaptípusai − kovalens, iónÉs fém kommunikáció. Nézzük meg őket közelebbről.

Kovalens kémiai kötés

Kovalens kötés – ez egy kémiai kötés miatt alakult ki közös elektronpár kialakulása A:B . Ráadásul két atom átfedés atomi pályák. A kovalens kötés kis elektronegativitáskülönbséggel rendelkező atomok kölcsönhatásából jön létre (általában két nem fém között) vagy egy elem atomjai.

A kovalens kötések alapvető tulajdonságai

• fókusz,
• telíthetőség,
• polaritás,
• polarizálhatóság.

Ezek a kötési tulajdonságok befolyásolják az anyagok kémiai és fizikai tulajdonságait.

Kommunikációs irány az anyagok kémiai szerkezetét és formáját jellemzi. A két kötés közötti szögeket kötési szögeknek nevezzük. Például egy vízmolekulában a H-O-H kötésszög 104,45 o, ezért a vízmolekula poláris, a metánmolekulában pedig a H-C-H kötésszög 108 o 28′.

Telíthetőség az atomok azon képessége, hogy korlátozott számú kovalens kémiai kötést hozzanak létre. Az atom által alkotható kötések számát nevezzük.

Polaritás kötés az elektronsűrűség egyenetlen eloszlása ​​miatt következik be két eltérő elektronegativitású atom között. A kovalens kötéseket polárisra és nempolárisra osztják.

Polarizálhatóság kapcsolatok vannak a kötéselektronok eltolódási képessége külső elektromos tér hatására(különösen egy másik részecske elektromos tere). A polarizálhatóság az elektronok mobilitásától függ. Minél távolabb van az elektron az atommagtól, annál mozgékonyabb, és ennek megfelelően a molekula jobban polarizálható.

Kovalens nempoláris kémiai kötés

A kovalens kötésnek 2 típusa van: POLÁRISÉs NEM POLÁRIS .

Példa . Tekintsük a H2 hidrogénmolekula szerkezetét. Minden hidrogénatom a külső energiaszintjén 1 párosítatlan elektront hordoz. Egy atom megjelenítéséhez a Lewis-struktúrát használjuk - ez egy atom külső energiaszintjének szerkezeti diagramja, amikor az elektronokat pontok jelzik. A Lewis-pontszerkezeti modellek nagyon hasznosak a második periódus elemeivel való munka során.

H. + . H = H:H

Így egy hidrogénmolekulának egy közös elektronpárja és egy H-H kémiai kötése van. Ez az elektronpár nem tolódik el egyik hidrogénatomhoz sem, mert A hidrogénatomok elektronegativitása azonos. Ezt a kapcsolatot hívják kovalens nempoláris .

Kovalens nempoláris (szimmetrikus) kötés egy kovalens kötés, amelyet azonos elektronegativitású atomok (általában ugyanazok a nemfémek) alkotnak, és ezért az atommagok között egyenletes elektronsűrűség-eloszlású.

A nem poláris kötések dipólusmomentuma 0.

Példák: H2 (H-H), O 2 (O=O), S 8.

Kovalens poláris kémiai kötés

Kovalens poláris kötés között létrejövő kovalens kötés különböző elektronegativitású atomok (általában, különféle nemfémek) és jellemzi elmozdulás megosztott elektronpárt egy elektronegatívabb atomhoz (polarizáció).

Az elektronsűrűség eltolódik az elektronegatívabb atomra - ezért azon részleges negatív töltés (δ-), a kevésbé elektronegatív atomon pedig részleges pozitív töltés (δ+, delta +) jelenik meg.

Minél nagyobb az atomok elektronegativitásának különbsége, annál nagyobb polaritás kapcsolatok és így tovább dipólmomentum . További vonzó erők hatnak a szomszédos molekulák és az ellenkező előjelű töltések között, ami növekszik erő kommunikáció.

A kötés polaritása befolyásolja a vegyületek fizikai és kémiai tulajdonságait. A reakciómechanizmusok, sőt a szomszédos kötések reakcióképessége is a kötés polaritásától függ. A kapcsolat polaritása gyakran meghatározza molekula polaritásaés így közvetlenül befolyásolja az olyan fizikai tulajdonságokat, mint a forráspont és az olvadáspont, az oldhatóság poláris oldószerekben.

Példák: HCl, CO 2, NH 3.

A kovalens kötés kialakulásának mechanizmusai

A kovalens kémiai kötések 2 mechanizmussal jöhetnek létre:

1. Csere mechanizmus A kovalens kémiai kötés kialakulása az, amikor minden részecske egy párosítatlan elektront biztosít, hogy közös elektronpárt képezzen:

A . + . B= A:B

2. A kovalens kötés kialakulása egy olyan mechanizmus, amelyben az egyik részecske egy magányos elektronpárt, a másik részecske pedig egy üres pályát biztosít ennek az elektronpárnak:

V: + B= A:B

Ebben az esetben az egyik atom egy magányos elektronpárt biztosít ( donor), a másik atom pedig üres pályát biztosít ennek a párnak ( elfogadó). Mindkét kötés kialakulása következtében az elektronok energiája csökken, i.e. ez előnyös az atomok számára.

Donor-akceptor mechanizmussal létrejövő kovalens kötés nem különbözik a cseremechanizmus által létrehozott más kovalens kötések tulajdonságaiban. A kovalens kötés kialakulása a donor-akceptor mechanizmussal jellemző azokra az atomokra, amelyeknél nagyszámú elektron van a külső energiaszinten (elektrondonorok), vagy fordítva, nagyon kis számú elektronnal (elektronakceptorok). Az atomok vegyértékképességét a megfelelő részben tárgyaljuk részletesebben.

A kovalens kötés egy donor-akceptor mechanizmussal jön létre:

- egy molekulában szén-monoxid CO(a molekulában a kötés hármas, 2 kötés cseremechanizmussal, egy donor-akceptor mechanizmussal jön létre): C≡O;

- V ammónium-ion NH 4 +, ionokban szerves aminok például a CH3-NH2+ metil-ammóniumionban;

- V összetett vegyületek kémiai kötés a központi atom és a ligandumcsoportok között, például nátrium-tetrahidroxoaluminátban Na-kötés alumínium és hidroxidionok között;

- V salétromsav és sói- nitrátok: HNO 3, NaNO 3, néhány más nitrogénvegyületben;

- egy molekulában ózon O3.

A kovalens kötések alapvető jellemzői

A kovalens kötések jellemzően nemfémes atomok között jönnek létre. A kovalens kötés fő jellemzői a következők hosszúság, energia, sokféleség és irányultság.

A kémiai kötés többszöröse

A kémiai kötés többszöröse - Ezt Egy vegyület két atomja között megosztott elektronpárok száma. A molekulát alkotó atomok értékéből egy kötés többszörössége meglehetősen könnyen meghatározható.

Például , a H 2 hidrogénmolekulában a kötés többszöröse 1, mert Minden hidrogénnek csak 1 párosítatlan elektronja van a külső energiaszintjén, így egy közös elektronpár jön létre.

Az O2 oxigénmolekulában a kötés többszöröse 2, mert A külső energiaszinten minden atomnak 2 párosítatlan elektronja van: O=O.

Az N2 nitrogénmolekulában a kötési multiplicitás 3, mert Az egyes atomok között 3 párosítatlan elektron van a külső energiaszinten, és az atomok 3 közös elektronpárt alkotnak N≡N.

Kovalens kötés hossza

Kémiai kötés hossza a kötést alkotó atomok magjainak középpontjai közötti távolság. Kísérleti fizikai módszerekkel határozzák meg. A kötés hossza hozzávetőlegesen megbecsülhető az additív szabály segítségével, amely szerint az AB molekulában a kötés hossza megközelítőleg egyenlő az A 2 és B 2 molekulák kötéshosszainak összegének felével:

A kémiai kötés hossza nagyjából megbecsülhető atomi sugarak szerint kötés kialakítása, ill kommunikációs sokrétűséggel, ha az atomok sugarai nem nagyon különböznek egymástól.

A kötést alkotó atomok sugarának növekedésével a kötés hossza növekszik.

Például

Az atomok közötti kötések sokaságának növekedésével (amelyek atomi sugarai nem, vagy csak kis mértékben térnek el egymástól), a kötés hossza csökken.

Például . A C–C, C=C, C≡C sorozatban a kötés hossza csökken.

Kommunikációs energia

A kémiai kötés erősségének mértéke a kötés energiája. Kommunikációs energia egy kötés megszakításához és a kötést alkotó atomok egymástól végtelen nagy távolságra történő eltávolításához szükséges energia határozza meg.

A kovalens kötés az nagyon tartós. Energiája több tíztől több száz kJ/molig terjed. Minél nagyobb a kötési energia, annál nagyobb a kötés erőssége, és fordítva.

A kémiai kötés erőssége a kötés hosszától, a kötés polaritásától és a kötés többszörösétől függ. Minél hosszabb egy kémiai kötés, annál könnyebben megszakad, és minél alacsonyabb a kötés energiája, annál kisebb az erőssége. Minél rövidebb a kémiai kötés, annál erősebb, és annál nagyobb a kötés energiája.

Például, a HF, HCl, HBr vegyületek sorozatában balról jobbra, a kémiai kötés erőssége csökken, mert A csatlakozás hossza megnő.

Ionos kémiai kötés

Ionos kötés alapú kémiai kötés ionok elektrosztatikus vonzása.

Ionok az elektronok atomok általi befogadása vagy adományozása során keletkeznek. Például az összes fém atomja gyengén tartja az elektronokat a külső energiaszintről. Ezért a fématomokat az jellemzi helyreállító tulajdonságok- elektron adományozási képesség.

Példa. A nátriumatom 1 elektront tartalmaz 3-as energiaszinten. Könnyen feladva a nátriumatom a sokkal stabilabb Na + iont képezi, a Ne nemesgáz neon elektronkonfigurációjával. A nátriumion 11 protont és csak 10 elektront tartalmaz, így az ion teljes töltése -10+11 = +1:

+11Na) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8

Példa. Egy klóratom a külső energiaszintjén 7 elektront tartalmaz. A stabil inert argonatom Ar konfigurációjának megszerzéséhez a klórnak 1 elektront kell nyernie. Egy elektron hozzáadása után stabil, elektronokból álló klórion keletkezik. Az ion teljes töltése -1:

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Jegyzet:

• Az ionok tulajdonságai eltérnek az atomokétól!
• Stabil ionok nem csak atomok, de szintén atomcsoportok. Például: ammóniumion NH 4 +, szulfátion SO 4 2- stb. Az ilyen ionok által létrehozott kémiai kötéseket is ionosnak tekintjük;
• Általában ionos kötések jönnek létre egymás között fémekÉs nemfémek(nem fémcsoportok);

A keletkező ionok az elektromos vonzás hatására vonzódnak: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Foglaljuk össze vizuálisan A kovalens és ionos kötéstípusok közötti különbség:

Fém csatlakozás relatíve kialakuló kapcsolat szabad elektronok között fémionok, kristályrácsot képezve.

A fématomok általában a külső energiaszinten helyezkednek el egy-három elektron. A fématomok sugarai általában nagyok - ezért a fématomok, ellentétben a nemfémekkel, meglehetősen könnyen adják fel külső elektronjaikat, pl. erős redukálószerek.

Elektronok adományozásával a fématomok átalakulnak pozitív töltésű ionok . A levált elektronok viszonylag szabadok mozognak pozitív töltésű fémionok között. E részecskék között van kapcsolat, mert a megosztott elektronok fémkationokat tartanak együtt rétegekben , így egy meglehetősen erős fém kristályrács . Ilyenkor az elektronok folyamatosan kaotikusan mozognak, azaz. Folyamatosan új semleges atomok és új kationok jelennek meg.

Intermolekuláris kölcsönhatások

Külön érdemes figyelembe venni az anyag egyes molekulái között fellépő kölcsönhatásokat - intermolekuláris kölcsönhatások . Az intermolekuláris kölcsönhatások olyan kölcsönhatások semleges atomok között, amelyekben nem jelennek meg új kovalens kötések. A molekulák közötti kölcsönhatás erőit Van der Waals fedezte fel 1869-ben, és róla nevezték el. Van dar Waals erők. Van der Waals erői osztva irányultság, indukció És szétszórt . Az intermolekuláris kölcsönhatások energiája sokkal kisebb, mint a kémiai kötések energiája.

Orientációs vonzási erők poláris molekulák között fordulnak elő (dipól-dipól kölcsönhatás). Ezek az erők a poláris molekulák között lépnek fel. Induktív kölcsönhatások a poláris molekula és a nem poláris molekula közötti kölcsönhatás. Egy nem poláris molekula polarizálódik egy poláris molekula hatására, ami további elektrosztatikus vonzást generál.

Az intermolekuláris kölcsönhatások speciális típusa a hidrogénkötés. - ezek intermolekuláris (vagy intramolekuláris) kémiai kötések, amelyek olyan molekulák között jönnek létre, amelyek erősen poláris kovalens kötésekkel rendelkeznek - H-F, H-O vagy H-N. Ha vannak ilyen kötések egy molekulában, akkor a molekulák között lesznek további vonzó erők .

Oktatási mechanizmus A hidrogénkötés részben elektrosztatikus, részben donor-akceptor. Ebben az esetben az elektronpár donor egy erősen elektronegatív elem (F, O, N) atomja, az akceptor pedig az ezekhez az atomokhoz kapcsolódó hidrogénatomok. A hidrogénkötésekre jellemző fókusz térben és telítettség

A hidrogénkötéseket pontokkal jelölhetjük: H ··· O. Minél nagyobb a hidrogénhez kapcsolódó atom elektronegativitása, és minél kisebb a mérete, annál erősebb a hidrogénkötés. Elsősorban kapcsolatokra jellemző fluor hidrogénnel , valamint ahhoz oxigén és hidrogén , Kevésbé nitrogén hidrogénnel .

Hidrogénkötések jönnek létre a következő anyagok között:

— hidrogén-fluorid HF(gáz, hidrogén-fluorid vizes oldata - fluorsav), víz H 2 O (gőz, jég, folyékony víz):

— ammónia és szerves aminok oldata- az ammónia és a vízmolekulák között;

— szerves vegyületek, amelyekben O-H vagy N-H kötések: alkoholok, karbonsavak, aminok, aminosavak, fenolok, anilin és származékai, fehérjék, szénhidrát oldatok - monoszacharidok és diszacharidok.

A hidrogénkötés befolyásolja az anyagok fizikai és kémiai tulajdonságait. Így a molekulák közötti további vonzás megnehezíti az anyagok forrását. A hidrogénkötéssel rendelkező anyagok forráspontja abnormálisan emelkedik.

Például Általában a molekulatömeg növekedésével az anyagok forráspontjának növekedése figyelhető meg. Számos anyagban azonban H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te nem figyelünk meg lineáris változást a forráspontokban.

Mégpedig at a víz forráspontja szokatlanul magas - nem kevesebb, mint -61 o C, ahogy az egyenes mutatja, de sokkal több, +100 o C. Ezt az anomáliát a vízmolekulák közötti hidrogénkötések jelenléte magyarázza. Ezért normál körülmények között (0-20 o C) a víz az folyékony fázisállapot szerint.

A kémiai kötésekre nincs egységes elmélet.

Kovalens kötés

A kovalens kötés kialakulása három mechanizmussal lehetséges: csere, donor-akceptor és dativus (Lewis).

Alapján metabolikus mechanizmus A kovalens kötés kialakulása a közös elektronpárok megosztása miatt következik be. Ebben az esetben minden atom hajlamos egy inert gáz héjára, pl. teljes külső energiaszintet szerezni. A kémiai kötések cseretípusonkénti kialakulását Lewis-képletekkel ábrázoljuk, amelyekben egy atom minden vegyértékelektronját pontok ábrázolják (1. ábra).

Rizs. 1 Kovalens kötés kialakulása a HCl molekulában cseremechanizmussal

Az atomszerkezet és a kvantummechanika elméletének fejlődésével a kovalens kötés kialakulása az elektronikus pályák átfedéseként jelenik meg (2. ábra).

Rizs. 2. Kovalens kötés kialakulása az elektronfelhők átfedése következtében

Minél nagyobb az atompályák átfedése, annál erősebb a kötés, annál rövidebb a kötés hossza és annál nagyobb a kötés energiája. Különböző pályák átfedésével kovalens kötés jöhet létre. Az s-s, s-p pályák, valamint a d-d, p-p, d-p pályák oldallebenyekkel való átfedése következtében kötések keletkeznek. A 2 atom atommagját összekötő egyenesre merőlegesen kötés jön létre. Az egy és egy kötés képes többszörös (kettős) kovalens kötés kialakítására, amely az alkének, alkadiének stb. osztályába tartozó szerves anyagokra jellemző. Az egy és két kötés többszörös (hármas) kovalens kötést képez, amely az osztály szerves anyagaira jellemző. alkinek (acetilének).

Kovalens kötés kialakulása által donor-akceptor mechanizmus Nézzük az ammóniumkation példáját:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

A nitrogénatomnak van egy szabad magányos elektronpárja (azok az elektronok, amelyek nem vesznek részt a molekulán belüli kémiai kötések kialakításában), a hidrogénkationnak pedig szabad pályája van, így ezek elektrondonorok, illetve akceptorok.

Tekintsük a kovalens kötés kialakulásának datív mechanizmusát egy klórmolekula példáján.

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

A klóratomnak van szabad magányos elektronpárja és üres pályái is, ezért mind donor, mind akceptor tulajdonságokat mutathat. Ezért amikor klórmolekula képződik, az egyik klóratom donorként, a másik pedig akceptorként működik.

Fő a kovalens kötés jellemzői a következők: telítettség (telített kötések akkor jönnek létre, ha egy atom annyi elektront köt magához, amennyit vegyértékképessége lehetővé tesz; telítetlen kötések akkor jönnek létre, ha a kapcsolódó elektronok száma kisebb, mint az atom vegyértékképessége); irányultság (ez az érték a molekula geometriájához és a „kötési szög” fogalmához kapcsolódik - a kötések közötti szög).

Ionos kötés

Nincsenek tiszta ionos kötéssel rendelkező vegyületek, bár ez alatt az atomok olyan kémiailag kötött állapotát értjük, amelyben az atom stabil elektronkörnyezete jön létre, amikor a teljes elektronsűrűség teljesen átkerül egy elektronegatívabb elem atomjára. Ionkötés csak az elektronegatív és elektropozitív elemek atomjai között lehetséges, amelyek ellentétes töltésű ionok - kationok és anionok - állapotban vannak.

MEGHATÁROZÁS

Ion elektromosan töltött részecskék, amelyek egy elektron eltávolításával vagy atomhoz való hozzáadásával keletkeznek.

Elektron átvitele során a fém és nemfém atomok hajlamosak stabil elektronhéj-konfigurációt kialakítani magjuk körül. Egy nemfém atom a következő inert gáz héját hozza létre magja körül, egy fématom pedig az előző inert gáz héját (3. ábra).

Rizs. 3. Ionos kötés kialakítása nátrium-klorid molekula példáján

Azok a molekulák, amelyekben az ionos kötések tiszta formában léteznek, az anyag gőzállapotában találhatók. Az ionos kötés nagyon erős, ezért az ilyen kötéssel rendelkező anyagok magas olvadásponttal rendelkeznek. A kovalens kötésekkel ellentétben az ionos kötésekre nem jellemző az irányítottság és a telítettség, mivel az ionok által keltett elektromos tér a gömbszimmetria miatt minden ionra egyformán hat.

Fém csatlakozás

A fémes kötés csak fémekben valósul meg - ez az a kölcsönhatás, amely egyetlen rácsban tartja a fématomokat. A kötés kialakításában csak a fématomok teljes térfogatához tartozó vegyértékelektronjai vesznek részt. A fémekben az elektronok folyamatosan leválnak az atomokról, és a fém teljes tömegében mozognak. Az elektronoktól megfosztott fématomok pozitív töltésű ionokká alakulnak, amelyek hajlamosak mozgó elektronokat befogadni. Ez a folyamatos folyamat létrehozza a fém belsejében az úgynevezett „elektrongázt”, amely szilárdan összeköti az összes fématomot (4. ábra).

A fémes kötés erős, ezért a fémekre jellemző a magas olvadáspont, az „elektrongáz” jelenléte pedig alakíthatóságot és hajlékonyságot ad a fémeknek.

Hidrogén kötés

A hidrogénkötés specifikus intermolekuláris kölcsönhatás, mert előfordulása és erőssége az anyag kémiai természetétől függ. Olyan molekulák között jön létre, amelyekben egy hidrogénatom nagy elektronegativitású (O, N, S) atomhoz kapcsolódik. A hidrogénkötés létrejötte két okból függ: egyrészt az elektronegatív atomhoz kapcsolódó hidrogénatom nem rendelkezik elektronokkal, és könnyen beépülhet más atomok elektronfelhőibe, másrészt, ha vegyértéke s-pálya, az A hidrogénatom képes befogadni egy elektronegatív atom magányos elektronpárját, és a donor-akceptor mechanizmuson keresztül kötést létesíteni vele.

A kovalens, ionos és fémes kémiai kötések három fő típusa.

Tudjunk meg többet a kovalens kémiai kötés. Tekintsük előfordulásának mechanizmusát. Vegyük például a hidrogénmolekula kialakulását:

Egy 1s elektron által alkotott gömbszimmetrikus felhő veszi körül a szabad hidrogénatom magját. Amikor az atomok közel kerülnek egy bizonyos távolsághoz, pályáik részben átfedik egymást (lásd az ábrát), ennek eredményeként mindkét atommag középpontja között megjelenik egy molekuláris kételektron-felhő, amelynek az atommagok közötti térben van a maximális elektronsűrűsége. A negatív töltés sűrűségének növekedésével a molekulafelhő és az atommagok közötti vonzási erők erős növekedése következik be.

Tehát azt látjuk, hogy az atomok átfedő elektronfelhőiből kovalens kötés jön létre, ami energia felszabadulásával jár. Ha az érintés előtt közeledő atommagok távolsága 0,106 nm, akkor az elektronfelhők átfedése után 0,074 nm lesz. Minél nagyobb az elektronpályák átfedése, annál erősebb a kémiai kötés.

Kovalens hívott kémiai kötés, amelyet elektronpárok hoznak létre. A kovalens kötést tartalmazó vegyületeket ún homeopoláris vagy atom.

Létezik kétféle kovalens kötés: polárisÉs nem poláris.

Nem polárishoz A kovalens kötésben a közös elektronpár által alkotott elektronfelhő szimmetrikusan oszlik el mindkét atom magjához képest. Ilyen például a kétatomos molekulák, amelyek egy elemből állnak: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 és mások, amelyek elektronpárja mindkét atomhoz egyformán tartozik.

A sarkon Kovalens kötésben az elektronfelhő a nagyobb relatív elektronegativitású atom felé tolódik el. Például illékony szervetlen vegyületek molekulái, mint például H 2 S, HCl, H 2 O és mások.

A HCl molekula képződése a következőképpen ábrázolható:

Mert a klóratom (2,83) relatív elektronegativitása nagyobb, mint a hidrogénatomé (2,1), az elektronpár eltolódik a klóratom felé.

A kovalens kötés kialakulásának cseremechanizmusa mellett - az átfedés miatt van még donor-elfogadó kialakulásának mechanizmusa. Ez egy olyan mechanizmus, amelyben az egyik atom (donor) kételektronos felhője és egy másik atom (akceptor) szabad pályája miatt kovalens kötés jön létre. Nézzünk egy példát az ammónium NH 4 + képződésének mechanizmusára Az ammónia molekulában a nitrogénatom kételektronos felhővel rendelkezik:

A hidrogénionnak szabad 1s pályája van, jelöljük ezt .

Az ammóniumion képződése során a kételektronos nitrogénfelhő közössé válik a nitrogén- és hidrogénatomokkal, ami azt jelenti, hogy molekuláris elektronfelhővé alakul. Következésképpen megjelenik egy negyedik kovalens kötés. Az ammóniumképződés folyamatát a következő diagrammal képzelheti el:

A hidrogénion töltése szétoszlik az összes atom között, és a nitrogénhez tartozó kételektronos felhő megosztódik a hidrogénnel.

Van még kérdése? Nem tudja, hogyan csinálja meg a házi feladatát?
Segítséget kérni egy oktatótól -.
Az első óra ingyenes!

blog.site, az anyag teljes vagy részleges másolásakor az eredeti forrásra mutató hivatkozás szükséges.

Előző cikk: Mekkora a fénysebesség Következő cikk: Harmonikus rezgések Az oszcillációs frekvencia fizikai képlete