Kovalens kémiai kötés munkalap. Kovalens kötések

Az előadás vázlata:

1. A kovalens kötés fogalma.

2. Elektronegativitás.

3. Poláris és nem poláris kovalens kötések.

Kovalens kötés jön létre a megosztott elektronpárok miatt, amelyek a kötött atomok héjában jelennek meg.

Ugyanazon elem atomjai alkothatják, és akkor nem poláris; például ilyen kovalens kötés létezik az egyelemes gázok H 2, O 2, N 2, Cl 2 stb. molekuláiban.

Kovalens kötést atomok is létrehozhatnak különböző elemek, hasonló kémiai jellegű, és akkor poláris; például ilyen kovalens kötés létezik a H 2 O, NF 3, CO 2 molekulákban.

Be kell vezetni az elektronegativitás fogalmát.

Az elektronegativitás egy kémiai elem atomjainak azon képessége, hogy magukhoz vonzzák a kémiai kötés kialakításában részt vevő közös elektronpárokat.

elektronegativitási sorozat

A nagyobb elektronegativitással rendelkező elemek vonzzák megosztott elektronok kisebb elektronegativitású elemekből.

A kovalens kötés vizuális megjelenítéséhez kémiai képletek pontokat használnak (minden pont egy vegyértékelektronnak felel meg, és egy oszlop is egy közös elektronpárnak felel meg).

Példa.A Cl 2 molekulában lévő kötések a következőképpen ábrázolhatók:

Az ilyen képletek egyenértékűek. A kovalens kötéseknek van térbeli irányuk. Az atomok kovalens kötése következtében vagy molekulák, vagy atomi kristályrácsok jönnek létre az atomok szigorúan meghatározott geometriai elrendezésével. Minden anyagnak saját szerkezete van.

Bohr elmélete szerint a kovalens kötés kialakulása azzal magyarázható, hogy az atomok hajlamosak külső rétegüket oktettté alakítani (akár 8 elektron teljes kitöltése mindkét atomban egy páratlan elektronnal kovalens kötést alkot, és mindkét elektron megosztott lesz.
Példa. Klórmolekula képződése.

A pontok elektronokat jelölnek. Az elrendezés során be kell tartani a szabályt: az elektronokat egy bizonyos sorrendben helyezik el - balra, felül, jobbra, lent, egyenként, majd egyesével adják hozzá, párosítatlan elektronok és részt vesznek a kötés kialakításában.

Egy új elektronpár, amely két párosítatlan elektronból származik, két klóratommal közössé válik. Számos módja van kovalens kötések létrehozásának elektronfelhők átfedésével.

A σ kötés sokkal erősebb, mint a π kötés, és π kötés csak σ kötéssel lehet ennek köszönhetően kettős és hármas többszörös kötés jön létre.

Poláris kovalens kötések jönnek létre a különböző elektronegativitású atomok között.

Az elektronok hidrogénről klórra való eltolódása miatt a klóratom részben negatívan, a hidrogénatom pedig részben pozitívan töltődik.

Poláris és nem poláris kovalens kötés

Ha egy kétatomos molekula egy elem atomjaiból áll, akkor az elektronfelhő a térben szimmetrikusan oszlik el az atommagokhoz képest. Az ilyen kovalens kötést nempolárisnak nevezzük. Ha kovalens kötés jön létre a különböző elemek atomjai között, akkor a közös elektronfelhő az egyik atom felé tolódik el. Ebben az esetben a kovalens kötés poláris. Az elektronegativitást arra használják, hogy felmérjék az atom azon képességét, hogy vonzzon egy közös elektronpárt.

A poláris kovalens kötés kialakulása következtében az elektronegatívabb atom részleges negatív, a kisebb elektronegativitással rendelkező atom pedig részleges pozitív töltést. Ezeket a töltéseket általában a molekulában lévő atomok effektív töltéseinek nevezik. Törtértékük lehet. Például egy HCl molekulában az effektív töltés 0,17e (ahol e az elektron töltése. Az elektron töltése 1,602,10 -19 C):

Az egymástól bizonyos távolságra elhelyezkedő két egyenlő nagyságú, de ellentétes előjelű töltésből álló rendszert elektromos dipólusnak nevezzük. Nyilvánvaló, hogy a poláris molekula egy mikroszkopikus dipólus. Bár a dipólus teljes töltése egyenlő nullával, az őt körülvevő térben elektromos tér van, amelynek intenzitása arányos az m dipólusmomentummal:

Az SI rendszerben a dipólusmomentumot cm-ben mérik, de poláris molekuláknál általában a Debye-t használják mértékegységként (az egység P. Debye-ről kapta a nevét):

1 D = 3,33×10 –30 C×m

A dipólusmomentum a molekula polaritásának kvantitatív mértékeként szolgál. Többatomos molekulák esetében a dipólusmomentum vektorösszeg dipólus pillanatok kémiai kötések. Ezért, ha egy molekula szimmetrikus, akkor lehet nempoláris, még akkor is, ha mindegyik kötésének jelentős dipólusmomentuma van. Például egy lapos BF 3 molekulában vagy egy lineáris BeCl 2 molekulában a kötések dipólusmomentumainak összege nulla:

Hasonlóképpen, a CH 4 és CBr 4 tetraéder molekulák dipólusmomentuma nulla. A szimmetria megsértése azonban, például a BF 2 Cl molekulában, nullától eltérő dipólusmomentumot okoz.

A kovalens poláris kötés korlátozó esete egy ionos kötés. Olyan atomok alkotják, amelyek elektronegativitása jelentősen eltér. Ionos kötés kialakulásakor a kötő elektronpár szinte teljes átmenete az egyik atomra, pozitív és negatív ionok képződnek, amelyeket elektrosztatikus erők tartják közel egymáshoz. Mivel az elektrosztatikus vonzás egy adott ionhoz bármely ionra hat ellenkező előjel Iránytól függetlenül az ionos kötést a kovalens kötéstől eltérően a irány hiányaÉs telítetlenség. A legkifejezettebb ionkötésekkel rendelkező molekulák tipikus fémek és tipikus nemfémek (NaCl, CsF stb.) atomjaiból jönnek létre, pl. amikor az atomok elektronegativitásának különbsége nagy.

És kételektronos háromközpontú kommunikáció.

A statisztikai értelmezés figyelembe vétele hullámfüggvény M. Born, a kötőelektronok megtalálásának valószínűségi sűrűsége a molekula magjai közötti térben koncentrálódik (1. ábra). Az elektronpár taszítás elmélete ezeknek a pároknak a geometriai méreteit veszi figyelembe. Tehát minden korszak elemei számára van egy bizonyos átlagos sugár elektronpár (Å):

0,6 neonig terjedő elemekhez; 0,75 argonig terjedő elemeknél; 0,75 kriptonig és 0,8 xenonig.

A kovalens kötés jellemző tulajdonságai

Jellemző tulajdonságok kovalens kötés - irányítottság, telítettség, polaritás, polarizálhatóság - határozza meg a kémiai ill fizikai tulajdonságok kapcsolatokat.

• A csatlakozás iránya meg van határozva molekuláris szerkezet anyagok és molekuláik geometriai alakja.

A két kötés közötti szögeket kötési szögeknek nevezzük.

• Telíthetőség - az atomok képződési képessége korlátozott számban kovalens kötések. Az atom által alkotott kötések számát a külső kötéseinek száma korlátozza atomi pályák.

• 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 atomok(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 a közös elektronfelhő eltolódik az egyik atom felé, ezáltal aszimmetriát képezve a molekulában az elektromos töltés eloszlásában, és a molekula dipólusmomentuma keletkezik).

• 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.

A kétszeres Nobel-díjas L. Pauling azonban rámutatott, hogy „egyes molekulákban kovalens kötések vannak, amelyek egy vagy három elektronnak köszönhetőek a közös pár helyett”. A H 2 + molekuláris hidrogénionban egyelektronos kémiai kötés jön létre.

A molekuláris hidrogénion H2+ két protont és egy elektront tartalmaz. A molekuláris rendszer egyetlen elektronja kompenzálja a két proton elektrosztatikus taszítását, és 1,06 Å (a H 2+ kémiai kötés hossza) távolságban tartja őket. A molekularendszer elektronfelhőjének elektronsűrűségének középpontja egyenlő távolságra van mindkét protontól α 0 = 0,53 A Bohr-sugárnál, és a szimmetria középpontja molekuláris ion hidrogén H 2 + .

A kifejezés története

A "kovalens kötés" kifejezést először a Nobel-díjas Irving Langmuir használta 1919-ben. A kifejezés az elektronok megosztott birtoklásából adódó kémiai kötésre utalt, szemben a fémes kötéssel, amelyben az elektronok szabadok voltak, vagy az ionos kötést, amelyben az egyik atom elektront adott és kationná alakult. a másik atom befogadott egy elektront és anionná vált.

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. Kötés akkor jön létre, ha ezen a szinten az összenergiájuk kisebb, mint a kezdeti állapotban (és az energiakülönbség nem lesz több, mint a kötés energiája).

Az elmélet szerint molekuláris pályák, 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.

Kötésképződés az atomok rekombinációja során

Az interatomikus kölcsönhatás mechanizmusa azonban hosszú ideje ismeretlen maradt. F. London csak 1930-ban vezette be a diszperziós vonzás fogalmát – a pillanatnyi és az indukált (indukált) dipólusok közötti kölcsönhatást. Jelenleg az atomok és molekulák fluktuáló elektromos dipólusai közötti kölcsönhatás által okozott vonzóerőket „londoni erőknek” nevezik.

Az ilyen kölcsönhatás energiája egyenesen arányos az elektronikus polarizálhatóság α négyzetével, és fordítottan arányos két atom vagy molekula távolságával a hatodik hatványig.

Kötésképződés donor-akceptor mechanizmussal

A kovalens kötések kialakulásának előző részben vázolt homogén mechanizmusa mellett létezik egy heterogén mechanizmus - az ellentétes töltésű ionok - a H + proton és a negatív hidrogénion H - kölcsönhatása, az úgynevezett hidridion:

H + + H - → H 2

Az ionok közeledtével a hidridion kételektronos felhője (elektronpárja) a protonhoz vonzódik, és végül mindkét hidrogénmagban közös lesz, azaz kötő elektronpárrá alakul. Az elektronpárt ellátó részecskét donornak, az ezt az elektronpárt befogadó részecskét akceptornak nevezzük. A kovalens kötés kialakulásának ezt a mechanizmusát donor-akceptornak nevezik.

H + + H 2 O → H 3 O +

A proton megtámadja a vízmolekula magányos elektronpárját, és stabil kationt képez, amely vizes oldatok savak

Hasonlóképpen, protont adnak egy ammónia molekulához, hogy komplex ammóniumkationt képezzenek:

NH 3 + H + → NH 4 +

Ily módon (a kovalens kötés kialakulásának donor-akceptor mechanizmusa szerint) az óniumvegyületek nagy csoportját kapjuk, amely magában foglalja az ammóniumot, oxóniumot, foszfóniumot, szulfóniumot és más vegyületeket.

A hidrogénmolekula egy elektronpár donoraként működhet, amely protonnal érintkezve molekuláris hidrogénion H 3 + képződéséhez vezet:

H 2 + H + → H 3 +

A molekuláris hidrogénion H 3 + kötő elektronpárja egyidejűleg három protonhoz tartozik.

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: 2, 2, 2. De nem csak az azonos típusú nemfémek képezhetnek kovalens nempoláris kötést. Nem fém elemek, amelyek elektronegativitása rendelkezik egyenlő értékű Például a PH 3 molekulában a kötés kovalens nempoláris, mivel a hidrogén EO-ja egyenlő 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.

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, gyengébb kovalens kötést nevezzük π (\displaystyle \pi )- kommunikáció.

A kémiai vegyületek képződése a molekulákban és kristályokban lévő atomok közötti kémiai kötések kialakulásának köszönhető.

A kémiai kötés a molekulában lévő atomok és a kristályrács kölcsönös adhéziója az atomok közötti elektromos vonzási erők hatására.

KOVALENS KÖTÉS.

A kötött atomok héjában megjelenő megosztott elektronpárok miatt kovalens kötés jön létre. Ugyanazon elem atomjai alkothatják, majd azt nem poláris; például ilyen kovalens kötés létezik az egyelemű gázok H2, O2, N2, Cl2 stb. molekuláiban.

Kovalens kötést különböző elemek atomjai alkothatnak, amelyek kémiai jellegükben hasonlóak, majd azt poláris; például ilyen kovalens kötés létezik a H2O, NF3, CO2 molekulákban. Az elemek atomjai között kovalens kötés jön létre,

Mennyiségi jellemzők kémiai kötések. A kommunikáció energiája. Link hossza. A kémiai kötés polaritása. Kötési szög. A molekulák atomjainak effektív töltései. Kémiai kötés dipólusmomentuma. Többatomos molekula dipólusmomentuma. A többatomos molekula dipólusmomentumának nagyságát meghatározó tényezők.

A kovalens kötés jellemzői . A kovalens kötés fontos mennyiségi jellemzői a kötés energiája, hossza és dipólusmomentuma.

Kommunikációs energia- a kialakulása során felszabaduló, vagy két kötött atom elválasztásához szükséges energia. A kötési energia jellemzi annak erejét.

Link hossza- a kötött atomok középpontjai közötti távolság. Hogyan rövidebb hosszúságú, annál erősebb a kémiai kötés.

A csatolás dipólusmomentuma(m)- vektor mennyiség, amely a kapcsolat polaritását jellemzi.

A vektor hossza megegyezik az l kötéshossz és a q effektív töltés szorzatával, amelyet az atomok az elektronsűrűség eltolódásakor szereznek: | m | = lХ q. A dipólusmomentumvektor a pozitív töltésből a negatívba irányul. Nál nél vektor összeadás Minden kötés dipólusmomentuma adja a molekula dipólusmomentumait.

A kötések jellemzőit befolyásolja a sokféleség:

A kötési energia sorozatosan növekszik;

A kapcsolat hossza fordított sorrendben növekszik.

Kommunikációs energia(a rendszer adott állapotára) - annak az állapotnak az energiája, amelyben a rendszer alkotórészei végtelen távolságra vannak egymástól és aktív nyugalmi állapotban vannak, és a rendszer kötött állapotának összenergiája közötti különbség. rendszer: ,

ahol E a komponensek kötési energiája egy N komponensből (részecskéből) álló rendszerben, Ei az teljes energia az i-edik komponens kötetlen állapotban (egy álló részecske a végtelenben), E pedig a teljes energia csatlakoztatott rendszer. Egy végtelenül távoli részecskékből álló rendszernél nyugalmi állapotban a kötési energiát általában nullával egyenlőnek tekintjük, vagyis ha kötött állapot jön létre, energia szabadul fel. A kötési energia egyenlő azzal a minimális munkával, amelyet a rendszer alkotó részecskéire bontásához kell fordítani.

A rendszer stabilitását jellemzi: minél nagyobb a kötési energia, annál stabilabb a rendszer. A semleges atomok alapállapotú vegyértékelektronjainál (a külső elektronhéjak elektronjainál) a kötési energia egybeesik az ionizációs energiával, negatív ionok- elektronaffinitással. A kémiai kötések energiái kétatomos molekula termikus disszociációs energiájának felel meg, amely több száz kJ/mol nagyságrendű. A hadronkötési energia atommag főként meghatározott erős interakció. Könnyű atommagoknál ez ~0,8 MeV nukleononként.

Kémiai kötés hossza— a kémiailag kötött atomok magjai közötti távolság. A kémiai kötés hossza fontos fizikai mennyiség, amely meghatározza a kémiai kötés geometriai méreteit és térbeli kiterjedését. A kémiai kötések hosszának meghatározására különféle módszereket alkalmaznak. Gázelektron diffrakció, mikrohullámú spektroszkópia, Raman spektrumok és IR spektrumok nagy felbontású a gőz (gáz) fázisban lévő izolált molekulák kémiai kötéseinek hosszának becslésére szolgál. Úgy gondolják, hogy a kémiai kötés hossza egy additív mennyiség, amelyet a kémiai kötést alkotó atomok kovalens sugarának összege határoz meg.

A kémiai kötések polaritása- egy kémiai kötés jellemzője, amely az atommagok körüli térben az elektronsűrűség eloszlásának változását mutatja a kötést alkotó semleges atomok elektronsűrűségének eloszlásához képest. Lehetőség van egy molekulában lévő kötés polaritásának számszerűsítésére. Pontossági nehézség számszerűsítése az, hogy a kötés polaritása több tényezőtől függ: az összekötő molekulák atomjainak és ionjainak méretétől; azon kapcsolatok számától és jellegétől, amelyekkel az összekötő atomok már adott kölcsönhatásuk előtt rendelkeztek; a szerkezet típusáról, sőt a kristályrácsuk hibáinak jellemzőiről. Ilyen típusú számításokat végeznek különféle módszerek, amelyek általában megközelítőleg azonos eredményeket (értékeket) adnak.

Például a HCl esetében megállapították, hogy ebben a molekulában minden egyes atom töltése egyenlő egy teljes elektron töltésének 0,17-ével. A hidrogénatomon +0,17, a klóratomon -0,17. Az atomok úgynevezett effektív töltéseit leggyakrabban a kötés polaritásának kvantitatív mérésére használják. Az effektív töltést úgy határozzuk meg, mint az atommag közelében a tér valamely régiójában elhelyezkedő elektronok töltése és az atommag töltése közötti különbséget. Ennek a mértéknek azonban csak feltételes és hozzávetőleges [relatív] jelentése van, mivel lehetetlen egyértelműen azonosítani a molekulában egy olyan régiót, amely kizárólag egy atomhoz, több kötés esetén pedig egy meghatározott kötéshez kapcsolódik.

Kötési szög- az egy atomból kiinduló kémiai (kovalens) kötések irányai által bezárt szög. A kötésszögek ismerete szükséges a molekulák geometriájának meghatározásához. A kötési szögek mind a kapcsolódó atomok egyedi jellemzőitől, mind a központi atom atompályáinak hibridizációjától függenek. Egyszerű molekulák esetén a kötésszög a molekula egyéb geometriai paramétereihez hasonlóan kvantumkémiai módszerekkel számítható ki. Kísérleti úton határozzák meg a molekulák tehetetlenségi nyomatékának értékeiből, amelyeket forgási spektrumaik elemzésével kaptak. A komplex molekulák kötési szögét diffrakciós szerkezetelemző módszerekkel határozzuk meg.

HATÉKONY ATOM TÖLTÉS, tartozó elektronok számának különbségét jellemzi egy adott atomhoz kémiában konn., és a szabad elektronok száma. atom. Az E. z. A. olyan modelleket használnak, amelyekben a kísérletileg meghatározott mennyiségeket az atomokon lokalizált pontszerű, nem polarizálható töltések függvényeként ábrázolják; például egy kétatomos molekula dipólusmomentumát az elektronérték szorzatának tekintjük. A. az atomközi távolságra. Belül hasonló modellek E. z. A. optikai adatokkal számolható. vagy röntgenspektroszkópia.

Molekulák dipólusmomentumai.

Ideális kovalens kötés csak az azonos atomokból álló részecskékben létezik (H2, N2 stb.). Ha kapcsolat jön létre között különböző atomok, akkor az elektronsűrűség eltolódik valamelyik atommag felé, azaz kötéspolarizáció következik be. Egy kötés polaritását a dipólusmomentuma jellemzi.

Egy molekula dipólusmomentuma egyenlő a kémiai kötései dipólusmomentumainak vektorösszegével. Ha a poláris kötések szimmetrikusan helyezkednek el egy molekulában, akkor a pozitív és negatív töltések kioltják egymást, és a molekula egésze nem poláris. Ez történik például egy szén-dioxid molekulával. A poláris kötésekkel aszimmetrikus elrendezésű többatomos molekulák általában polárisak. Ez különösen vonatkozik a vízmolekulára.

Egy molekula így létrejövő dipólusmomentumát a magányos elektronpár befolyásolhatja. Így az NH3 és NF3 molekulák tetraéderes geometriájúak (figyelembe véve a magányos elektronpárt). A nitrogén-hidrogén és a nitrogén-fluor kötések ionossági foka 15, illetve 19%, hosszuk 101, illetve 137 pm. Ez alapján arra lehet következtetni, hogy az NF3-nak nagyobb a dipólusmomentuma. A kísérlet azonban ennek az ellenkezőjét mutatja. A dipólusmomentum pontosabb előrejelzéséhez a magányos pár dipólusmomentumának irányát kell figyelembe venni (29. ábra).

Az atompályák hibridizációjának fogalma, valamint a molekulák és ionok térszerkezete. Hibridpályák elektronsűrűség-eloszlásának jellemzői. A hibridizáció fő típusai: sp, sp2, sp3, dsp2, sp3d, sp3d2. Hibridizáció magányos elektronpárokkal.

ATOMOS ORBITALOK HIBRIDIZÁLÁSA.

Egyes molekulák szerkezetének magyarázatára a BC módszer az atompálya (AO) hibridizációs modellt használja. Egyes elemek (berillium, bór, szén) esetében az s- és a p-elektronok egyaránt részt vesznek a kovalens kötések kialakításában. Ezek az elektronok olyan AO-kon helyezkednek el, amelyek alakjukban és energiájukban különböznek egymástól. Ennek ellenére a részvételükkel kialakult kapcsolatok azonos értékűek és szimmetrikusan helyezkednek el.

A BeC12, BC13 és CC14 molekulákban például a C1-E-C1 kötésszög 180, 120 és 109,28°. Az E-C1 kötéshosszak értékei és energiái mindegyik molekulánál azonosak. Az orbitális hibridizáció elve az, hogy az eredeti AO különböző formák az energia pedig összekeverve új pályákat ad ugyanaz a formaés energia. A központi atom hibridizációjának típusa meghatározza az általa képzett molekula vagy ion geometriai alakját.

Tekintsük a molekula szerkezetét az atompályák hibridizációja szempontjából.

Molekulák térbeli alakja.

A Lewis-képletek sokat elárulnak a molekulák elektronszerkezetéről és stabilitásáról, de térbeli szerkezetükről egyelőre nem tudnak mit mondani. A kémiai kötéselméletben két jó megközelítés létezik a molekuláris geometria magyarázatára és előrejelzésére. Jól egyetértenek egymással. Az első megközelítést a valence elektronpár taszítás (VEP) elméletének nevezik. Az „ijesztő” név ellenére ennek a megközelítésnek a lényege nagyon egyszerű és világos: a molekulákban a kémiai kötések és a magányos elektronpárok általában a lehető legtávolabb helyezkednek el egymástól. Hadd magyarázzuk el konkrét példákkal. A BeCl2 molekulában két Be-Cl kötés található. Ennek a molekulának olyannak kell lennie, hogy mindkét kötés és a végükön lévő klóratomok a lehető legtávolabb helyezkedjenek el egymástól:

Ez csak a molekula lineáris formájával lehetséges, amikor a kötések közötti szög (ClBeCl szög) 180°.

Egy másik példa: a BF3 molekulának 3 van B-F csatlakozások. A lehető legtávolabb helyezkednek el egymástól, és a molekula lapos háromszög alakú, ahol a kötések közötti összes szög (FBF szög) 120°:

Atompályák hibridizációja.

A hibridizáció nemcsak elektronok kötését jelenti, hanem azt is magányos elektronpárok . Például egy vízmolekula két kovalens kémiai kötést tartalmaz egy oxigénatom és két hidrogénatom között (21. ábra).

A hidrogénatomokkal közösen megosztott két elektronpáron kívül az oxigénatomnak van két külső elektronpárja, amelyek nem vesznek részt a kötés kialakulásában ( magányos elektronpárok). Mind a négy elektronpár meghatározott régiókat foglal el az oxigénatom körüli térben. Mivel az elektronok taszítják egymást, az elektronfelhők a lehető legtávolabb helyezkednek el egymástól. Ebben az esetben a hibridizáció következtében az atompályák alakja megnyúlik és a tetraéder csúcsai felé irányul. Ezért a vízmolekula szögletes alakú, és az oxigén-hidrogén kötések közötti szög 104,5 o.

AB2, AB3, AB4, AB5, AB6 típusú molekulák és ionok alakja. A d-AO-k részt vesznek a σ kötések kialakításában lapos négyzet molekulákban, oktaéderekben és trigonális bipiramisok formájában felépített molekulákban. Az elektronpárok taszításának hatása a molekulák térbeli konfigurációjára (a KNEP magányos elektronpárjainak részvételének fogalma).

AB2, AB3, AB4, AB5, AB6 típusú molekulák és ionok formája. Az AO hibridizáció minden típusa megfelel egy szigorúan meghatározott geometriai alakzat, kísérletileg megerősítve. Alapját a hibrid pályák által alkotott σ-kötések (többszöri kötés esetén) delokalizált π-elektronpárok alkotják elektrosztatikus mezőjükben (5.3. táblázat). sp hibridizáció. Ez a típusú hibridizáció akkor következik be, amikor egy atom két kötést hoz létre az s- és p-pályán elhelyezkedő és hasonló energiájú elektronok miatt. Ez a típusú hibridizáció az AB2 típusú molekulákra jellemző (5.4. ábra). Az ilyen molekulákra és ionokra példákat adunk meg a táblázatban. 5.3 (5.4. ábra).

5.3. táblázat

Molekulák geometriai alakzatai

E - magányos elektronpár.

A BeCl2 molekula szerkezete. A berillium atom normál állapotban van külső réteg két páros s elektron. A gerjesztés hatására az egyik s elektron p-állapotba kerül - két párosítatlan elektron jelenik meg, amelyek pálya alakjukban és energiájukban különböznek egymástól. Ha kémiai kötés jön létre, akkor két azonos sp-hibrid pályává alakulnak át, amelyek 180 fokos szöget zárnak be egymással.

Legyen 2s2 Legyen 2s1 2p1 - izgatott állapot atom

Rizs. 5.4. Sp-hibrid felhők térbeli elrendezése

Az intermolekuláris kölcsönhatások fő típusai. Anyag sűrített állapotban. Az intermolekuláris kölcsönhatások energiáját meghatározó tényezők. Hidrogén kötés. A hidrogénkötés természete. A hidrogénkötés mennyiségi jellemzői. Inter- és intramolekuláris hidrogénkötés.

INTERMOLEKULÁRIS KÖLCSÖNHATÁSOK- kölcsönhatás molekulák egymás között anélkül, hogy ez szakadáshoz vagy új vegyi anyagok képződéséhez vezetne. kapcsolatokat. M.v. meghatározza a valódi gázok és az ideális gázok közötti különbséget, a folyadékok és a mol létezését. kristályok. M. v. többes számtól függ szerkezeti, spektrális, termodinamikai. satöbbi. sv-va. Az M. fogalmának megjelenése v. Van der Waals nevéhez fűződik, aki 1873-ban olyan állapotszintet javasolt, amely figyelembe veszi az anyag magnéziumát, hogy megmagyarázza a valódi gázok és folyadékok tulajdonságait. Ezért az erők M. v. gyakran van der Waalsnak nevezik.

M. század alapja. smink Coulomb-erők kölcsönhatás az egyik molekula elektronjai és magjai, valamint egy másik molekula atommagjai és elektronjai között. Az anyag kísérletileg meghatározott tulajdonságaiban egy átlagos kölcsönhatás nyilvánul meg, amely a molekulák közötti R távolságtól, kölcsönös orientációjuktól, szerkezetüktől és fizikai tulajdonságaiktól függ. jellemzők (dipólusmomentum, polarizálhatóság stb.). Nagy R-nél, amely jelentősen meghaladja maguknak a molekuláknak a lineáris méreteit, aminek következtében a molekulák elektronhéjai nem fedik át egymást, az M.V. meglehetősen ésszerűen három típusra osztható - elektrosztatikus, polarizációs (indukciós) és diszperzív. Az elektrosztatikus erőket néha orientációsnak is nevezik, de ez pontatlan, mivel a molekulák kölcsönös orientációja a polarizációval is meghatározható. erők, ha a molekulák anizotrópok.

A molekulák közötti kis távolságoknál (R ~ l) meg kell különböztetni az egyes molekulatípusokat. csak közelíthető, és a három nevezett típuson kívül még kettőt különböztetünk meg, amelyek az elektronikus héjak átfedésével kapcsolatosak - cserekölcsönhatás és elektrontöltés-átvitelből adódó kölcsönhatások. Egy bizonyos konvenció ellenére egy ilyen felosztás mindegyikben konkrét eset lehetővé teszi a M. század természetének magyarázatát. és kiszámítja az energiáját.

Az anyag szerkezete sűrített állapotban.

Az anyagot alkotó részecskék távolságától, valamint a köztük lévő kölcsönhatás természetétől és energiájától függően egy anyag aggregáció három állapotának egyikében lehet: szilárd, folyékony és gáz halmazállapotú.

Megfelelően alacsony hőmérsékleten az anyag szilárd halmazállapotú. A kristályos anyag részecskéi közötti távolság a részecskék méretének nagyságrendje. Átlagos helyzeti energia A részecskék átlagos kinetikus energiája nagyobb. A kristályokat alkotó részecskék mozgása nagyon korlátozott. A részecskék között ható erők szoros egyensúlyi helyzetben tartják őket. Ez magyarázza a kristályos testek jelenlétét saját formájukkal és térfogatukkal, valamint nagy nyírási ellenállással.

Olvadáskor a szilárd anyagok folyadékokká alakulnak. Szerkezetében a folyékony anyag abban különbözik a kristályostól, hogy nem minden részecske helyezkedik el egymástól olyan távolságra, mint a kristályokban, egyes molekulák nagy távolságra vannak egymástól. Átlagos kinetikus energia A folyékony halmazállapotú anyagok részecskéinek értéke megközelítőleg egyenlő az átlagos potenciális energiájukkal.

Szilárd és folyékony halmazállapot gyakran szokás kombinálni Általános kifejezés- sűrített állapot.

Intermolekuláris kölcsönhatások típusai intramolekuláris hidrogénkötés. Azokat a kötvényeket, amelyek kialakulása során nem történik meg az elektronikus héjak szerkezetátalakítása, nevezzük molekulák közötti kölcsönhatás . A molekuláris kölcsönhatások fő típusai közé tartoznak a van der Waals-erők, a hidrogénkötések és a donor-akceptor kölcsönhatások.

Amikor a molekulák összeérnek, megjelenik a vonzás, ami kondenzált halmazállapotú (folyékony, szilárd, molekuláris kristályrácsos halmazállapotú) megjelenését idézi elő. A molekulák vonzását elősegítő erőket van der Waals erőknek nevezzük.

Három típus jellemzi őket intermolekuláris kölcsönhatás :

a) orientációs kölcsönhatás, amely olyan poláris molekulák között nyilvánul meg, amelyek hajlamosak olyan pozíciót elfoglalni, amelyben dipólusaik ellentétes pólusokkal néznek szembe egymással, és e dipólusok nyomatékvektorai ugyanazon egyenes mentén orientálódnának (más módon ún. dipól-dipól kölcsönhatás );

b) indukció, amely indukált dipólusok között jön létre, amelynek kialakulásának oka két közeledő molekula atomjainak kölcsönös polarizációja;

c) diszperzív, amely a molekulákban az elektronok mozgása és az atommagok rezgései során a pozitív és negatív töltések pillanatnyi elmozdulása miatt kialakuló mikrodipólusok kölcsönhatása eredményeként jön létre.

Bármely részecskék között diszperziós erők hatnak. Orientációs és induktív kölcsönhatások sok anyag részecskéinél nem fordulnak elő, például: He, Ar, H2, N2, CH4. Az NH3 molekulák esetében a diszperziós kölcsönhatás 50%-ot, az orientációs kölcsönhatás 44,6%-ot, az indukciós kölcsönhatás 5,4%-ot tesz ki. A van der Waals vonzóerők poláris energiáját alacsony értékek jellemzik. Tehát jégnél 11 kJ/mol, azaz. 2,4% H-O kovalens kötési energia (456 kJ/mol). Vander Waals vonzási erői fizikai kölcsönhatások.

Hidrogén kötés egy fiziko-kémiai kötés az egyik molekula hidrogénje és egy másik molekula EO eleme között. A hidrogénkötések kialakulását az magyarázza, hogy a poláris molekulákban vagy csoportokban a polarizált hidrogénatom egyedi tulajdonságokkal rendelkezik: belső elektronhéjak hiánya, az elektronpár jelentős eltolódása magas EO-val és nagyon kis méretű atomra. Ezért a hidrogén képes mélyen behatolni a szomszédos, negatívan polarizált atom elektronhéjába. Amint azt a spektrális adatok mutatják, a hidrogénkötés kialakulásában fontos szerep Az EO atom mint donor és a hidrogénatom mint akceptor donor-akceptor kölcsönhatása is szerepet játszik. A hidrogénkötés lehet intermolekuláris vagy intramolekuláris.

Hidrogénkötések létrejöhetnek különböző molekulák között és egy molekulán belül is, ha ez a molekula donor és akceptor képességgel rendelkező csoportokat tartalmaz. Így a peptidláncok kialakításában az intramolekuláris hidrogénkötések játszanak fő szerepet, amelyek meghatározzák a fehérjék szerkezetét. Az intramolekuláris hidrogénkötés szerkezetre gyakorolt ​​hatásának egyik legismertebb példája a dezoxiribonukleinsav (DNS). DNS-molekula hajtogatva kettős spirál. Ennek a kettős hélixnek a két szála hidrogénkötésekkel kapcsolódik egymáshoz. A hidrogénkötés intermedier természetű a vegyérték és az intermolekuláris kölcsönhatások között. A polarizált hidrogénatom egyedi tulajdonságaihoz, kis méretéhez és az elektronikus rétegek hiányához kapcsolódik.

Intermolekuláris és intramolekuláris hidrogénkötés.

A hidrogénkötések számos kémiai vegyületben megtalálhatók. Általában a fluor-, nitrogén- és oxigénatomok (a leginkább elektronegatív elemek) között keletkeznek, ritkábban - klór-, kén- és más nemfémek atomjainak részvételével. Erős hidrogénkötések jönnek létre az ilyenekben folyékony anyagok, mint például víz, hidrogén-fluorid, oxigén tartalmú szervetlen savak, karbonsavak, fenolok, alkoholok, ammónia, aminok. A kristályosítás során ezekben az anyagokban általában megmaradnak a hidrogénkötések. Ezért kristályszerkezetük láncok (metanol), lapos kétdimenziós rétegek (bórsav) vagy térbeli háromdimenziós hálózatok (jég) formáját öltik.

Ha egy hidrogénkötés egyesíti egy molekula részeit, akkor beszélünk intramolekuláris hidrogén kötés. Ez különösen igaz sok szerves vegyületre (42. ábra). Ha hidrogénkötés jön létre az egyik molekula hidrogénatomja és egy másik molekula nemfém atomja között (intermolekuláris hidrogénkötés), akkor a molekulák meglehetősen erős párokat, láncokat, gyűrűket alkotnak. Így, hangyasav folyékony és gáz halmazállapotban is létezik dimerek formájában:

a hidrogén-fluorid gáz pedig legfeljebb négy HF részecskét tartalmazó polimer molekulákat tartalmaz. A molekulák közötti erős kötések vízben, folyékony ammóniában és alkoholokban találhatók. A hidrogénkötések kialakulásához szükséges oxigén- és nitrogénatomok tartalmazzák az összes szénhidrátot, fehérjét, nukleinsavak. Ismeretes például, hogy a glükóz, a fruktóz és a szacharóz jól oldódik vízben. Ebben fontos szerepet játszanak a vízmolekulák és a szénhidrátok számos OH-csoportja között oldatban képződő hidrogénkötések.

Periodikus törvény. A periódusos törvény modern megfogalmazása. A kémiai elemek periódusos rendszere a periódusos törvény grafikus illusztrációja. Modern változat Periodikus rendszer. Az atompályák elektronokkal való feltöltésének és a periódusok kialakulásának jellemzői. s-, p-, d-, f- Elemek és elrendezésük a periódusos rendszerben. Csoportok, időszakok. Fő és másodlagos alcsoportok. A periódusos rendszer határai.

A periódusos törvény felfedezése.

A kémia alaptörvényét – a periódusos törvényt – fedezte fel D.I. Mengyelejev 1869-ben, amikor az atomot oszthatatlannak tekintették, és semmit sem tudtak a belső szerkezetéről. A Periodikus Törvény alapja D.I. Mengyelejev meghatározta az atomtömegeket (korábban az atomtömegeket) és az elemek kémiai tulajdonságait.

Az akkor ismert 63 elem növekvő sorrendbe rendezése atomtömegek, D.I. Mengyelejev megszerezte a kémiai elemek természetes (természetes) sorozatát, amelyben felfedezte a kémiai tulajdonságok periodikus megismételhetőségét.

Például a tipikus fém lítium Li tulajdonságai megismétlődnek a nátrium Na és kálium K elemekben, a tipikus nemfém fluor F tulajdonságai ismétlődnek a klór Cl, bróm Br, jód I elemekben.

Egyes elemek D.I. Mengyelejev nem fedezett fel kémiai analógokat (például alumínium Al és szilícium Si), mivel az ilyen analógok akkoriban még ismeretlenek voltak. Számukra üres helyeket hagyott a természetes sorozatban, és időszakos ismétlődés alapján megjósolta kémiai tulajdonságaikat. A megfelelő elemek (az alumínium analógja - gallium Ga, a szilícium analógja - germánium Ge stb.) felfedezése után D.I. Mengyelejev teljes mértékben megerősítette.

A kovalens kötés a kémiai kötések legelterjedtebb típusa, amely azonos vagy hasonló elektronegativitási értékekkel való kölcsönhatások révén jön létre.

A kovalens kötés az atomok közötti kötés közös elektronpárok segítségével.

Az elektron felfedezése óta számos kísérlet történt a fejlesztésére elektronelmélet kémiai kötés. A legsikeresebbek Lewis (1916) munkái voltak, aki azt javasolta, hogy a kötés kialakulását a két atomban közös elektronpárok megjelenésének következményeként vegyék figyelembe. Ennek érdekében minden atom ugyanannyi elektront biztosít, és megpróbálja körülvenni magát a külsőre jellemző elektronoktetttel vagy dubletttel. elektronikus konfiguráció inert gázok. Grafikusan a párosítatlan elektronok miatt létrejövő kovalens kötések Lewis-módszerrel történő képződését pontokkal ábrázoltuk, amelyek jelzik külső elektronok atom.

Kovalens kötés kialakulása Lewis elmélete szerint

A kovalens kötés kialakulásának mechanizmusa

A kovalens kötés fő jellemzője egy közös elektronpár jelenléte, amely mindkét kémiailag összekapcsolt atomhoz tartozik, mivel két elektron jelenléte két atommag hatásmezejében energetikailag kedvezőbb, mint az egyes elektronok jelenléte saját magja. Egy közös elektronkötéspár kialakulása különböző mechanizmusokon keresztül történhet, leggyakrabban csere, néha donor-akceptor mechanizmusok révén.

A kovalens kötés kialakulásának cseremechanizmusának elve szerint a kölcsönhatásban lévő atomok mindegyike ugyanannyi elektront lát el antiparallel spinekkel a kötés kialakításához. Például:

Általános séma kovalens kötés kialakítása: a) cseremechanizmussal; b) donor-akceptor mechanizmussal

A donor-akceptor mechanizmus szerint kételektronos kötés jön létre, amikor különböző részecskék kölcsönhatásba lépnek. Egyikük donor V: van egy meg nem osztott elektronpárja (azaz az egyik csak egy atomhoz tartozik), a másik pedig egy akceptor BAN BEN— üres orbitája van.

Azt a részecskét, amely kételektronos (nem megosztott elektronpárt) biztosít a kötéshez, donornak, az üres pályával rendelkező, ezt az elektronpárt befogadó részecskét pedig akceptornak nevezzük.

A kovalens kötés kialakulásának mechanizmusát az egyik atom kételektronos felhője és egy másik üres pályája miatt donor-akceptor mechanizmusnak nevezzük.

A donor-akceptor kötést másképpen félpolárisnak nevezik, mivel a donor atomon egy részleges effektív pozitív töltés δ+ keletkezik (aminek oka, hogy a meg nem osztott elektronpárja eltávolodott tőle), és a δ- részleges effektív negatív töltés. az akceptor atom (ami miatt, hogy irányeltolódás történik a donor meg nem osztott elektronpárjához képest).

Egy egyszerű elektronpár donorra példa a H-ion — , amelynek meg nem osztott elektronpárja van. Egy negatív hidridion hozzáadásával egy olyan molekulához, amelynek központi atomja szabad pályával rendelkezik (az ábrán üres kvantumcellaként jelölve), például BH 3 komplex komplex ion képződik BH 4 — negatív töltéssel (N — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4 ] -) :

Az elektronpár akceptor egy hidrogénion, vagy egyszerűen csak egy H + proton. Hozzáadása egy olyan molekulához, amelynek központi atomja megosztott elektronpárral rendelkezik, például NH 3-hoz, szintén komplex NH 4 + ion képződéséhez vezet, de pozitív töltéssel:

Vegyérték kötés módszer

Első kovalens kötés kvantummechanikai elmélete Heitler és London alkotta meg (1927-ben) a hidrogénmolekula leírására, majd Pauling alkalmazta a többatomos molekulákra. Ezt az elméletet az ún vegyértékkötés módszer, melynek főbb rendelkezései röviden a következőkben foglalhatók össze:

• a molekulában lévő minden egyes atompárt egy vagy több közös elektronpár tartja össze, és a kölcsönhatásban lévő atomok elektronpályái átfedik egymást;
• a kötés erőssége az elektronpályák átfedésének mértékétől függ;
• a kovalens kötés kialakulásának feltétele az elektron spinek ellenirányúsága; ennek köszönhetően az atommagok közötti térben a legnagyobb elektronsűrűségű generalizált elektronpálya keletkezik, amely biztosítja a pozitív töltésű atommagok egymáshoz való vonzódását és a rendszer összenergiájának csökkenésével jár.

Atompályák hibridizációja

Annak ellenére, hogy a kovalens kötések kialakításában az s-, p- vagy d-pályákról származó, térben eltérő alakú és eltérő orientációjú elektronok vesznek részt, sok vegyületben ezek a kötések egyenértékűnek bizonyulnak. A jelenség magyarázatára bevezették a „hibridizáció” fogalmát.

A hibridizáció a pályák alakban és energiában történő keveredésének és összehangolásának folyamata, amelynek során a hasonló energiájú pályák elektronsűrűsége újraeloszlik, aminek eredményeként azok ekvivalenssé válnak.

A hibridizáció elméletének alapelvei:

1. A hibridizáció során kezdeti formájaés a pályák kölcsönösen változnak, és új, hibridizált pályák jönnek létre, de ugyanolyan energiájúak és azonos alakúak, amelyek egy szabálytalan nyolcas alakra emlékeztetnek.
2. A hibridizált pályák száma megegyezik a hibridizációban részt vevő kimeneti pályák számával.
3. A hibridizációban hasonló energiájú pályák (külső energiaszint s- és p-pályái, külső vagy előzetes szintek d-pályái) vehetnek részt.
4. A hibridizált pályák a kémiai kötések kialakulásának irányában megnyúltak, ezért jobb átfedést biztosítanak a szomszédos atom pályáival, ennek eredményeként az erősebb lesz, mint az egyes nem hibrid pályák elektronjai által alkotott.
5. Az erősebb kötések kialakulása és a molekulában az elektronsűrűség szimmetrikusabb eloszlása ​​miatt energianyereség keletkezik, amely a hibridizációs folyamathoz szükséges energiafelhasználást egy tartalékkal kompenzálja.
6. A hibrid pályákat a térben úgy kell elhelyezni, hogy kölcsönösen maximális távolságot biztosítsanak egymástól; ebben az esetben a taszítási energia minimális.
7. A hibridizáció típusát a kilépőpályák típusa és száma határozza meg, és megváltoztatja a kötési szög méretét, valamint a molekulák térbeli konfigurációját.

A hibridizált pályák alakja és a kötési szögek (pályák szimmetriatengelyei közötti geometriai szögek) a hibridizáció típusától függően: a) sp-hibridizáció; b) sp 2 hibridizáció; c) sp 3 hibridizáció

Molekulák (vagy molekulák egyedi fragmentumai) kialakításakor leggyakrabban a következő típusú hibridizáció fordul elő:

Az sp hibridizáció általános sémája

Az sp-hibridizált pályák elektronjainak részvételével létrejövő kötések szintén 180 0 -os szöget zárnak be, ami a molekula lineáris alakjához vezet. Ez a fajta hibridizáció figyelhető meg a második csoportba tartozó elemek halogenidjeiben (Be, Zn, Cd, Hg), amelyek vegyértékállapotú atomjai párosítatlan s- és p-elektronokkal rendelkeznek. A lineáris forma más elemek molekuláira is jellemző (0=C=0,HC≡CH), amelyekben a kötéseket sp-hibridizált atomok alkotják.

Az atompályák sp 2 hibridizációjának sémája és a molekula lapos háromszög alakja, amely az atompályák sp 2 hibridizációjából adódik

Ez a fajta hibridizáció leginkább a harmadik csoportba tartozó p-elemek molekuláira jellemző, amelyek atomjai gerjesztett állapotban külső elektronikus szerkezet ns 1 np 2, ahol n annak a periódusnak a száma, amelyben az elem található. Így a molekulákban BF 3, BCl 3, AlF 3 és más kötések jönnek létre a központi atom sp 2 hibridizált pályáinak köszönhetően.

Az atompályák sp 3 hibridizációjának sémája

A központi atom hibridizált pályáinak 109 0 28" szögben történő elhelyezése a molekulák tetraéderes alakját eredményezi. Ez nagyon jellemző a négy vegyértékű szénatom CH 4, CCl 4, C 2 H 6 és más alkánok telített vegyületeire. A központi atom vegyértékpályáinak sp 3 -hibridizációja következtében tetraéderes szerkezetű egyéb elemek vegyületei például a következő ionok: BH 4 -, BF 4 -, PO 4 3-, SO 4 2-, FeCl 4 - .

Az sp 3d hibridizáció általános sémája

Az ilyen típusú hibridizáció leggyakrabban nemfém-halogenidekben található. Példa erre a PCl 5 foszfor-klorid szerkezete, amelynek kialakulása során a foszforatom (P ... 3s 2 3p 3) először gerjesztett állapotba kerül (P ... 3s 1 3p 3 3d 1), majd ezt követően s 1 p 3 d-hibridizáción megy keresztül - öt egyelektronos pálya ekvivalenssé válik, és hosszúkás végükkel egy mentális trigonális bipiramis sarkai felé orientálódnak. Ez határozza meg a PCl 5 molekula alakját, amely öt s 1 p 3 d-hibridizált pálya és öt klóratom 3p-pályájának átfedésével jön létre.

1. sp - Hibridizáció. Ha egy s-i-t és egy p-pályát kombinálunk, két sp-hibridizált pálya keletkezik, amelyek szimmetrikusan 180 0 -os szögben helyezkednek el.
2. sp 2 - Hibridizáció. Egy s- és két p-pálya kombinációja 120 0 -os szögben elhelyezkedő sp 2 -hibridizált kötések kialakulásához vezet, így a molekula szabályos háromszög alakot ölt.
3. sp 3 - Hibridizáció. Négy orbitál - egy s- és három p - kombinációja sp 3 - hibridizációhoz vezet, amelyben a négy hibridizált pálya szimmetrikusan orientálódik térben a tetraéder négy csúcsához, azaz 109 0 28 szöget zár be. .
4. sp 3 d - Hibridizáció. Egy s-, három p- és egy d-pálya kombinációja sp 3 d-hibridizációt ad, amely meghatározza az öt sp 3 d-hibridizált pálya térbeli orientációját a trigonális bipiramis csúcsaihoz képest.
5. A hibridizáció egyéb típusai. Sp 3 d 2 hibridizáció esetén hat sp 3 d 2 hibridizált pálya irányul az oktaéder csúcsai felé. A hét pálya orientációja az ötszögletű bipiramis csúcsaihoz a molekula vagy komplex központi atomja vegyértékpályáinak sp 3 d 3 hibridizációjának (vagy néha sp 3 d 2 f) felel meg.

Az atomi orbitális hibridizációs módszer a geometriai szerkezetet magyarázza nagy mennyiség molekulák, azonban a kísérleti adatok szerint gyakrabban figyelhetők meg a kissé eltérő kötési szögértékekkel rendelkező molekulák. Például a CH 4, NH 3 és H 2 O molekulákban a központi atomok sp 3 hibridizált állapotban vannak, így várható, hogy bennük a kötésszögek tetraéderek (~ 109,5 0). Kísérletileg megállapították, hogy a CH 4 molekulában a kötési szög valójában 109,5 0. Az NH 3 és H 2 O molekulákban azonban a kötésszög értéke eltér a tetraédertől: az NH 3 molekulában 107,3 ​​0, a H 2 O molekulában pedig 104,5 0 az ilyen eltérések magyarázata egy meg nem osztott elektronpár jelenléte a nitrogén- és oxigénatomokon. A meg nem osztott elektronpárt tartalmazó kételektronos pálya a megnövekedett sűrűsége miatt taszítja az egyelektron vegyértékpályákat, ami a kötési szög csökkenéséhez vezet. Az NH 3 molekulában lévő nitrogénatom esetében négy sp 3 -hibridizált pálya közül három egyelektronos pálya alkot kötést három H atommal, a negyedik pedig egy meg nem osztott elektronpárt tartalmaz.

A tetraéder csúcsai felé irányuló sp 3 -hibridizált pályák egyikét elfoglaló kötetlen elektronpár, amely taszítja az egyelektronos pályákat, a nitrogénatomot körülvevő elektronsűrűség aszimmetrikus eloszlását idézi elő, és ennek következtében összenyomja a kötést. szög 107,3 ​​0. Hasonló kép figyelhető meg az NCl 3 molekulában a kötésszög 109,5 0-ról 107 0-ra történő csökkenésére az N atom nem megosztott elektronpárjának hatására.

A kötésszög eltérése a tetraédertől (109,5 0) a molekulában: a) NH3; b) NCl3

A H 2 O molekulában lévő oxigénatom négy sp 3 -hibridizált pályánként két egyelektronos és két kételektronos pályával rendelkezik. Az egyelektronos hibridizált pályák két kötés kialakításában vesznek részt két H atommal, és két kételektronpár marad megosztatlan, vagyis csak a H atomhoz tartozik Ez növeli az O atom körüli elektronsűrűség-eloszlás aszimmetriáját a kötési szöget a tetraéderhez képest 104,5 0-ra csökkenti.

Következésképpen a központi atom kötetlen elektronpárjainak száma és hibridizált pályákon való elhelyezkedése befolyásolja a molekulák geometriai konfigurációját.

A kovalens kötés jellemzői

A kovalens kötésnek halmaza van bizonyos tulajdonságokat, amelyek meghatározzák azt sajátos jellemzők, vagy jellemzői. Ezek a „kötési energia” és a „kötéshossz” már tárgyalt jellemzői mellett a következők: kötési szög, telítettség, irányultság, polaritás és hasonlók.

1. Kötési szög- ez a szomszédos kötéstengelyek közötti szög (vagyis a molekulában lévő kémiailag kapcsolódó atomok magjain keresztül húzott konvencionális vonalak). A kötésszög nagysága függ a pályák természetétől, a központi atom hibridizációjának típusától, valamint a kötések kialakításában nem részt vevő megosztatlan elektronpárok hatásától.

2. Telítettség. Az atomok képesek kovalens kötések kialakítására, amelyek egyrészt a gerjesztetlen atom párosítatlan elektronjai, másrészt a donor által keletkező párosítatlan elektronok cseréje révén jöhetnek létre. - elfogadó mechanizmus. azonban teljes Az atom által alkotható kötések korlátozottak.

A telítettség egy elem atomjának azon képessége, hogy meghatározott, korlátozott számú kovalens kötést hozzon létre más atomokkal.

Így a második periódusból, amelynek külső energiaszinten négy pályája van (egy s- és három p-), kötéseket alkotnak, amelyek száma nem haladja meg a négyet. Más periódusok elemeinek atomjai -val egy nagy szám a külső szinten lévő pályák több kötést tudnak kialakítani.

3. Fókusz. A módszer szerint az atomok közötti kémiai kötés a pályák átfedésének köszönhető, amelyek az s-pályák kivételével bizonyos térbeli orientációval rendelkeznek, ami a kovalens kötés irányultságához vezet.

A kovalens kötés iránya az atomok közötti elektronsűrűség elrendezése, amelyet a vegyértékpályák térbeli orientációja határoz meg, és biztosítja azok maximális átfedését.

Mivel az elektronpályák különböző alakúak és eltérő tájolásúak a térben, kölcsönös átfedésük megvalósítható különböző utak. Ennek függvényében σ-, π- és δ-kötéseket különböztetünk meg.

A szigma kötés (σ kötés) az elektronpályák átfedése úgy, hogy a maximális elektronsűrűség a két atommagot összekötő képzeletbeli vonal mentén koncentrálódik.

Szigmakötést két s elektron, egy s és egy p elektron, két p elektron vagy két d elektron alkothat. Az ilyen σ kötést az elektronpályák egy átfedési tartományának jelenléte jellemzi, ez mindig egyetlen, azaz csak egy elektronpár alkotja.

Változatos formák térbeli tájékozódás A „tiszta” pályák és a hibridizált pályák nem mindig teszik lehetővé a pályák átfedésének lehetőségét a kötéstengelyen. A vegyértékpályák átfedése a kötés tengelyének mindkét oldalán előfordulhat – az úgynevezett „oldalsó” átfedés, amely leggyakrabban a π kötések kialakulása során fordul elő.

A pi kötés (π kötés) az elektronpályák átfedése, amelyben a maximális elektronsűrűség az atommagokat összekötő vonal (azaz a kötés tengelye) két oldalán koncentrálódik.

A pi-kötés létrejöhet két párhuzamos p-pálya, két d-pálya kölcsönhatásával, vagy olyan pályák egyéb kombinációival, amelyek tengelyei nem esnek egybe a kötéstengellyel.

Sémák π-kötések kialakítására feltételes A és B atomok között az elektronikus pályák oldalirányú átfedésével

4. Sokféleség. Ezt a jellemzőt az atomokat összekötő közös elektronpárok száma határozza meg. A kovalens kötés lehet egyszeres (egyszeres), kettős vagy hármas. Két atom közötti, egy közös elektronpárt használó kötést egyszeres kötésnek, két elektronpárt kettős kötésnek, három elektronpárt pedig hármas kötésnek nevezzük. Így a H 2 hidrogénmolekulában az atomok egyszeres kötéssel (H-H), az oxigénmolekulában O 2 - kettős kötéssel (B = O), a nitrogénmolekulában N 2 - hármas kötéssel (N) kapcsolódnak egymáshoz. ≡N). Különleges jelentés az összefüggések sokasága válik szerves vegyületek- szénhidrogének és származékaik: az etánban C 2 H 6 egyszeres kötés van a C atomok között (C-C), az etilénben C 2 H 4 kettős kötés (C = C) az acetilénben C 2 H 2 van egy hármas kötés (C ≡ C) (C ≡ C).

A kötési multiplicitás hatással van az energiára: a sokféleség növekedésével növekszik az ereje. A multiplicitás növelése a magok közötti távolság (kötéshossz) csökkenéséhez és a kötési energia növekedéséhez vezet.

A szénatomok közötti kötések sokasága: a) egyszeres σ-kötés az etánban H3C-CH3; b) kettős σ+π kötés etilénben H2C = CH2; c) hármas σ+π+π kötés acetilénben HC≡CH

5. Polaritás és polarizálhatóság. A kovalens kötés elektronsűrűsége eltérően is elhelyezkedhet a magközi térben.

A polaritás a kovalens kötés olyan tulajdonsága, amelyet az atommagok közötti elektronsűrűségnek a kapcsolódó atomokhoz viszonyított elhelyezkedése határoz meg.

Attól függően, hogy az elektronsűrűség hol helyezkedik el az atommagok közötti térben, megkülönböztetünk poláris és nem poláris kovalens kötéseket. A nempoláris kötés olyan kötés, amelyben a közös elektronfelhő szimmetrikusan helyezkedik el a kapcsolódó atomok magjaihoz képest, és mindkét atomhoz egyformán tartozik.

Az ilyen típusú kötéssel rendelkező molekulákat nempolárisnak vagy homonukleárisnak nevezik (vagyis azokat, amelyek ugyanazon elem atomjait tartalmazzák). Nem poláris kapcsolatÁltalában homonukleáris molekulákban (H 2, Cl 2, N 2 stb.) vagy ritkábban hasonló elektronegativitású elemek atomjaiból képzett vegyületekben, például karborundum SiC-ben nyilvánul meg. A poláris (vagy heteropoláris) olyan kötés, amelyben a teljes elektronfelhő aszimmetrikus, és az egyik atom felé tolódik el.

A poláris kötésekkel rendelkező molekulákat polárisnak vagy heteronukleárisnak nevezzük. A poláris kötéssel rendelkező molekulákban az általánosított elektronpár a nagyobb elektronegativitású atom felé tolódik el. Ennek eredményeként ezen az atomon egy bizonyos részleges negatív töltés (δ-) jelenik meg, amelyet effektívnek neveznek, és egy kisebb elektronegativitású atomnak azonos nagyságú, de ellentétes előjelű részleges pozitív töltése (δ+). Például kísérletileg megállapították, hogy a hidrogén-klorid HCl molekulában a hidrogénatom effektív töltése δH=+0,17, a klóratomé pedig δCl=-0,17 az abszolút elektrontöltéshez képest.

Annak meghatározásához, hogy a poláris kovalens kötés elektronsűrűsége melyik irányba tolódik el, össze kell hasonlítani mindkét atom elektronjait. Az elektronegativitás növelésének sorrendjében a leggyakoribb kémiai elemek a következő sorrendben kerülnek elhelyezésre:

A poláris molekulákat ún dipólusok — olyan rendszerek, amelyekben az atommagok pozitív töltéseinek és az elektronok negatív töltéseinek súlypontja nem esik egybe.

A dipólus egy olyan rendszer, amely két, egymástól bizonyos távolságra elhelyezkedő, egyenlő nagyságú és ellentétes előjelű pontszerű elektromos töltés kombinációja.

A vonzáspontok közötti távolságot dipólushossznak nevezzük, és l betűvel jelöljük. A molekula (vagy kötés) polaritását kvantitatívan a μ dipólusmomentum jellemzi, amely kétatomos molekula esetén egyenlő a termékkel dipólushossz egy elektrontöltésre: μ=el.

Az SI-mértékegységekben a dipólusmomentumot [C × m]-ben (Coulomb-méterben) mérik, de gyakrabban használják nem rendszeregység[D] (debye): 1D = 3,33 · 10 -30 C × m A kovalens molekulák dipólusmomentumai 0-4 D között, az ionosok pedig 4-11D között változnak. Minél hosszabb a dipólus, annál polárisabb a molekula.

A molekulában lévő megosztott elektronfelhő elmozdulhat külső elektromos tér hatására, beleértve egy másik molekula vagy ion mezőjét is.

A polarizálhatóság egy kötés polaritásának megváltozása a kötést alkotó elektronok külső elektromos tér hatására bekövetkező elmozdulása következtében, ideértve egy másik részecske erőterét is.

Egy molekula polarizálhatósága az elektronok mobilitásától függ, amely annál erősebb nagyobb távolság a magoktól. Ezenkívül a polarizálhatóság függ az elektromos tér irányától és az elektronfelhők deformációs képességétől. Befolyása alatt külső mező a nem poláris molekulák polárissá, a poláris molekulák pedig még polárisabbá válnak, vagyis a molekulákban dipól indukálódik, amit redukált vagy indukált dipólnak nevezünk.

Az indukált (redukált) dipól képződésének sémája egy nem poláris molekulából egy poláris részecske - dipólus - erőterének hatására

A permanensekkel ellentétben az indukált dipólusok csak külső elektromos tér hatására keletkeznek. A polarizáció nemcsak a kötés polarizálhatóságát okozhatja, hanem annak felszakadását is, melynek során megtörténik az összekötő elektronpár átvitele az egyik atomra, és negatív és pozitív töltésű ionok keletkeznek.

A kovalens kötések polaritása és polarizálhatósága határozza meg a molekulák poláris reagensekkel szembeni reakciókészségét.

A kovalens kötést tartalmazó vegyületek tulajdonságai

A kovalens kötéssel rendelkező anyagokat két egyenlőtlen csoportra osztják: molekuláris és atomi (vagy nem molekuláris) csoportra, amelyekből sokkal kevesebb van, mint molekulárisra.

A molekuláris vegyületek normál körülmények között különbözőek lehetnek aggregáció állapotai: gázok (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), erősen illékony folyadékok (Br 2, H 2 O, C 2 H 5 OH) vagy szilárd anyagok formájában kristályos anyagok, amelyek többsége még nagyon enyhe melegítés mellett is gyorsan megolvad és könnyen szublimál (S 8, P 4, I 2, cukor C 12 H 22 O 11, „szárazjég” CO 2).

Alacsony olvadáspont, szublimációs és forráspont molekuláris anyagok nagyon megmagyarázott gyenge erők intermolekuláris kölcsönhatás kristályokban. Éppen ezért a molekuláris kristályokra nem jellemző a nagy szilárdság, keménység és elektromos vezetőképesség (jég vagy cukor). Ebben az esetben a poláris molekulákkal rendelkező anyagok magasabb olvadáspontú és forráspontúak, mint a nem polárisaké. Némelyikük oldható más poláris oldószerben. Éppen ellenkezőleg, a nem poláris molekulákkal rendelkező anyagok jobban oldódnak a nem poláris oldószerekben (benzol, szén-tetraklorid). Így a jód, amelynek molekulái nem polárisak, nem oldódik poláris vízben, de oldódik apoláris CCl 4-ben és alacsony poláris alkoholban.

A kovalens kötéssel rendelkező nem molekuláris (atomi) anyagok (gyémánt, grafit, szilícium Si, kvarc SiO 2, karborundum SiC és mások) rendkívül erős kristályokat képeznek, kivéve a grafitot, amely réteges szerkezet. Például a gyémánt kristályrácsa egy szabályos háromdimenziós váz, amelyben minden egyes sp 3 -hibridizált szénatom négy szomszédos atomhoz kapcsolódik σ kötésekkel. Valójában az egész gyémántkristály egyetlen hatalmas és nagyon erős molekula. Hasonló szerkezetűek a szilíciumkristályok, amelyeket széles körben használnak a rádióelektronikában és az elektronikai mérnökökben. Ha a gyémántban lévő C atomok felét Si atomokra cseréljük anélkül, hogy megzavarnánk a kristály vázszerkezetét, karborundum kristályt kapunk - szilícium-karbid SiC - egy nagyon kemény anyag, amelyet csiszolóanyagként használnak. És ha be kristályrács szilícium, helyezzen be egy O atomot minden két Si atom közé, majd kristályos szerkezet A kvarc SiO 2 is nagyon kemény anyag, amelynek számos változatát csiszolóanyagként is használják.

A gyémánt, szilícium, kvarc és hasonló szerkezetű kristályok atomi kristályok, hatalmas „szupermolekulák”, így szerkezeti képletek nem teljesen, hanem csak külön töredékként ábrázolható, pl.

Gyémánt, szilícium, kvarc kristályok

A nem molekuláris (atomi) kristályok, amelyek egy vagy két elem atomjaiból állnak, amelyeket kémiai kötéssel kapcsolnak össze, tűzálló anyagok közé sorolják. A magas olvadási hőmérsékletet az okozza, hogy nagy mennyiségű energiát kell fordítani az erős kémiai kötések megszakítására az atomkristályok olvasztásakor, és nem a gyenge intermolekuláris kölcsönhatások, mint a molekuláris anyagok esetében. Ugyanezen okból sok atomkristály nem olvad meg hevítéskor, hanem lebomlik, vagy azonnal gőzállapotba kerül (szublimáció), például a grafit 3700 o C-on szublimál.

A kovalens kötéssel rendelkező nem molekuláris anyagok vízben és más oldószerekben nem oldódnak (kivéve a grafitot, amely eredendően vezetőképes, és a félvezetőket - szilícium, germánium stb.).

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 elméletének fejlődésével és kvantummechanika a kovalens kötés kialakulását az elektronikus pályák átfedéseként ábrázoljuk (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 átfedés eredményeként s-p pályák, valamint d-d, p-p, d-p pályák az oldallapátok összeköttetést alkotnak. 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 egy 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. Ionos kötés 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 konfigurációt kialakítani magjuk körül elektronhéj. Egy nemfém atom az ezt követő 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

Molekulák, amelyekben tiszta forma az anyag gőzállapotában ionos kötés található. 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. Csak vegyérték elektronok teljes térfogatához tartozó fématomok. 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 folyamatos folyamatúgynevezett „elektrongázt” képez a fém belsejében, 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 egy elektronegatív atom magányos elektronpárját képes befogadni és a donor-akceptor mechanizmuson keresztül kötést kialakítani vele.

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