Példák kovalens kötésekre. Kovalens kötés: poláris, nem poláris, megjelenési mechanizmusai

Amelyben az egyik atom feladott egy elektront és kationná vált, a másik atom pedig elektront fogadott és anionná vált.

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

A kapcsolat iránya meghatározásra kerül molekuláris szerkezet anyagok és geometriai alakzat a molekuláikat. A két kötés közötti szögeket kötésszögeknek 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 elektronegativitásbeli 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 - egy kétatomos molekula különböző atomokból áll kémiai elemek, és az általános elektronfelhő eltolódik az egyik atom felé, ezáltal aszimmetriát hozva létre a molekulában az elektromos töltés eloszlásában, ami a molekula dipólusmomentumait generálja.

A kötés polarizálhatósága a kötéselektronok külső hatása alatti elmozdulásában fejeződik ki elektromos mező, 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.

Azonban kétszer nyertes Nóbel díj L. Pauling 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 molekuláris rendszer elektronfelhőjének elektronsűrűségének középpontja egyenlő távolságra van mindkét protontól α 0 =0,53 A Bohr-sugárnál, és a szimmetria középpontja molekuláris ion hidrogén H 2 + .

Enciklopédiai YouTube

1 / 5

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).

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 kötés kialakulásának az előző részben vázolt homogén mechanizmusa mellett létezik egy heterogén mechanizmus - az ellentétes töltésű ionok kölcsönhatása - a H + proton ill. negatív ion hidrogén H-, úgynevezett hidridion:

H + + H - → H 2

Az ionok közeledtével a kételektronos felhő ( elektronpár) a hidridion 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 egyaránt szocializált elektronpárral rendelkezik. 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 alkothatnak kovalens nempoláris kötést. Kovalens nempoláris kötéseket olyan nemfémes elemek is létrehozhatnak, 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 azonos méretűvé válik pozitív töltés. 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.

BAN BEN lineáris molekula acetilén

N-S≡S-N (N: S::: S: N)

σ kötés van a szén- és hidrogénatom között, egy σ kötés két szénatom között és két π (\displaystyle \pi )- kötések ugyanazon szénatomok között. Kettő π (\displaystyle \pi )-kötések a σ-kötés hatásköre felett helyezkednek el 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 különül el π (\displaystyle \pi )-kapcsolatok, de egyetlen π (\displaystyle \pi) dielektrikumok vagy félvezetők. Tipikus példák az atomkristályokra (azok az atomok, amelyekben kovalens (atomi) kötések kapcsolódnak egymáshoz)

Először olyan fogalomról, mint kovalens kötés A vegyész tudósok Gilbert Newton Lewis felfedezése után kezdtek beszélni, amelyet két elektron szocializációjaként írt le. A későbbi vizsgálatok lehetővé tették magának a kovalens kötés elvének leírását. Szó kovalens a kémia keretein belül az atom azon képességeként fogható fel, hogy kötéseket hozzon létre más atomokkal.

Magyarázzuk meg egy példával:

Két atom van, amelyek elektronegativitása kismértékben különbözik (C és CL, C és H). Általában ezek a lehető legközelebb vannak az épülethez elektronhéj nemesgázok.

Ha ezek a feltételek teljesülnek, akkor ezen atomok magjai vonzódnak a velük közös elektronpárhoz. Ebben az esetben az elektronfelhők nem egyszerűen átfedik egymást, mint a kovalens kötés esetében, amely két atom megbízható kapcsolatát biztosítja az elektronsűrűség újraeloszlása és a rendszer energiájának változása miatt, ami egy másik elektronfelhőjének az egyik atom magközi terébe való „behúzása” okozza. Minél kiterjedtebb az elektronfelhők kölcsönös átfedése, annál erősebbnek tekinthető a kapcsolat.

Innen, kovalens kötés- ez egy olyan képződmény, amely két atomhoz tartozó két elektron kölcsönös szocializációja során keletkezett.

A molekuláris kristályrácsos anyagok általában kovalens kötéseken keresztül jönnek létre. A jellemzők: olvadás és forráspont alacsony hőmérsékletek, rosszul oldódik vízben és alacsony az elektromos vezetőképessége. Ebből arra következtethetünk: az olyan elemek szerkezete, mint a germánium, a szilícium, a klór és a hidrogén, kovalens kötésen alapul.

Az ilyen típusú csatlakozásokra jellemző tulajdonságok:

Telíthetőség. Ezt a tulajdonságot általában úgy értik maximális összeget azokat a kötéseket, amelyeket meghatározott atomokkal létesíthetnek. Ezt a mennyiséget meghatározzák teljes szám az atom azon pályái, amelyek részt vehetnek a kémiai kötések kialakításában. Az atom vegyértéke viszont az erre a célra már használt pályák számával határozható meg.
Fókusz. Minden atom a lehető legerősebb kötés kialakítására törekszik. A legnagyobb erősséget akkor érjük el, ha két atom elektronfelhőinek térbeli orientációja egybeesik, mivel átfedik egymást. Ezen túlmenően a kovalens kötésnek éppen ez a tulajdonsága, mint például az irányítottság, az, ami hatással van térbeli elrendezés molekulák, vagyis azok „geometriai alakjáért” felelős.
Polarizálhatóság. Ez az álláspont azon az elgondoláson alapul, hogy kétféle kovalens kötés létezik:

poláris vagy aszimmetrikus. Ilyen típusú kötést csak különböző típusú atomok alkothatnak, pl. azok, amelyek elektronegativitása jelentősen változik, vagy olyan esetekben, amikor a megosztott elektronpár aszimmetrikusan megoszlik.
olyan atomok között fordul elő, amelyek elektronegativitása gyakorlatilag egyenlő, és elektronsűrűség-eloszlása egyenletes.

Ezen kívül vannak bizonyos mennyiségiek is:

Kommunikációs energia. Ez a paraméter a poláris kötést az erőssége szempontjából jellemzi. Az energia azt a hőmennyiséget jelenti, amely a két atom közötti kötés megszakításához szükséges, valamint a kapcsolódásuk során felszabaduló hőmennyiséget.
Alatt kötés hosszaés be molekuláris kémia két atom magja közötti egyenes vonal hosszára utal. Ez a paraméter a kapcsolat erősségét is jellemzi.
Dipólmomentum- a vegyértékkötés polaritását jellemző mennyiség.

Meghatározás

A kovalens kötés egy kémiai kötés, amelyet az atomok hoznak létre, amelyek megosztják egymással vegyértékelektronjaikat. Kötelező feltétel A kovalens kötés kialakulása az atompályák (AO) átfedése, amelyeken a vegyértékelektronok találhatók. A legegyszerűbb esetben két AO átfedése két molekulapálya (MO) kialakulásához vezet: egy kötő MO és egy antikötő (antibonding) MO. A megosztott elektronok az alacsonyabb energiájú kötési MO-n helyezkednek el:

Oktatási kommunikáció

Kovalens kötés (atomi kötés, homeopoláris kötés) - két atom közötti kötés két elektron elektronmegosztása miatt - mindegyik atomból egy:

A. + B. -> A: B

Emiatt a homeopoláris kapcsolat irányított. A kötést végző elektronpár egyszerre tartozik mindkét kötött atomhoz, például:

	..		..				..
:	Cl	:	Cl	:	H	:	O	:	H
	..		..				..

A kovalens kötés típusai

Háromféle kovalens kémiai kötés létezik, amelyek a kialakulásuk 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, az ilyen kötést nem poláris kovalensnek nevezzük. kötvény. Ha az atomok különbözőek, akkor egy közös elektronpár birtoklásának fokát az atomok elektronegativitásának különbsége határozza meg, a nagyobb elektronegativitással rendelkező atom nagyobb mértékben van egy pár kötőelektronja, ezért a valódi töltése az negatív előjel, egy kisebb elektronegativitású atom azonos nagyságú, de pozitív előjelű töltést kap.

Szigma (σ)-, pi (π)-kötések - a molekulák kovalens kötéseinek hozzávetőleges leírása szerves vegyületek, σ-kötésre jellemző, hogy az elektronfelhő sűrűsége az atommagokat összekötő tengely mentén maximális. A π kötés kialakulásakor az elektronfelhők úgynevezett laterális átfedése következik be, és az elektronfelhő sűrűsége maximum a σ kötéssík „felett” és „alatt” van. Vegyünk például etilént, acetilént és benzolt.

Lineáris acetilén molekulában

N-S≡S-N (N: S::: S: N)

σ kötés van a szén- és hidrogénatom között, egy σ kötés két szénatom között, és két π kötés ugyanazon szénatomok között. Két π-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 π kötés jön létre, hanem egyetlen, hat elektronból álló π elektronrendszer, amely minden szénatomra jellemző. A benzolmolekulában a szénatomok közötti kötések pontosan megegyeznek.

Az elektronok megosztása (közös elektronpárok kialakítása) eredményeként kovalens kötés jön létre, amely az elektronfelhők átfedése során jön létre. A kovalens kötés kialakulása két atom elektronfelhőit foglalja magában. A kovalens kötéseknek két fő típusa van:

Egyazon kémiai elem nemfém atomjai között kovalens nempoláris kötés jön létre. Az egyszerű anyagok, például az O 2 ilyen kapcsolattal rendelkeznek; N 2; C 12.
Poláris kovalens kötés jön létre a különböző nemfémek atomjai között.

Lásd még

Irodalom

"Kémiai enciklopédikus szótár", M., " Szovjet enciklopédia", 1983, 264. o.

Szerves kémia

Szerves vegyületek listája

Szerkezeti kémia
Kémiai kötés:	Aromás \| Kovalens kötés\| Ionos kötés \| Fém csatlakozás \| Hidrogénkötés \| Donor-elfogadó kötvény \| Tautomeria
Szerkezeti megjelenítés:	Funkcionális csoport \| Szerkezeti képlet \| Kémiai képlet \| Ligand
Elektronikus tulajdonságok:	Elektronegativitás \| Elektronaffinitás \| Ionizációs energia \| Dipólus \| Oktett szabály
Sztereokémia:	Aszimmetrikus atom \| Izomerizmus \| Konfiguráció \| Kiralitás \| Konformáció

Wikimédia Alapítvány. 2010.

Nagy Politechnikai Enciklopédia

KÉMIAI KÖTÉS, az a mechanizmus, amellyel az atomok összekapcsolódnak és molekulákat képeznek. Az ilyen kapcsolatoknak többféle típusa létezik, akár a vonzalom alapján ellentétes töltések, vagy stabil konfigurációk kialakításáról elektroncsere révén.... ... Tudományos és műszaki enciklopédikus szótár

Kémiai kötés- KÉMIAI KÖTÉS, az atomok kölcsönhatása, molekulákká és kristályokká való egyesülésüket okozva. A kémiai kötés kialakulása során ható erők főként elektromos természet. A kémiai kötés kialakulása szerkezetátalakítással jár... ... Illusztrált enciklopédikus szótár

Az atomok kölcsönös vonzása, ami molekulák és kristályok kialakulásához vezet. Szokás azt mondani, hogy egy molekulában vagy egy kristályban a szomszédos atomok között kémiai szerkezetek vannak. Az atom vegyértéke (melyről az alábbiakban részletesebben lesz szó) a kötések számát mutatja... Nagy szovjet enciklopédia

kémiai kötés- az atomok kölcsönös vonzása, ami molekulák és kristályok kialakulásához vezet. Az atom vegyértéke azt mutatja meg, hogy egy adott atom hány kötést hoz létre a szomszédos kötésekkel. A " kifejezés kémiai szerkezete"A. M. Butlerov akadémikus vezette be a... enciklopédikus szótár a kohászatban

Ionos kötés nagy elektronegativitáskülönbséggel rendelkező atomok között létrejövő erős kémiai kötés, amelyben a megosztott elektronpár teljesen átkerül a nagyobb elektronegativitású atomra. Példa erre a CsF... Wikipédia vegyület

Kémiai kötés az atomok kölcsönhatásának jelensége, amelyet az elektronfelhők, kötőrészecskék átfedése okoz, ami csökkenéssel jár teljes energia rendszerek. A „kémiai szerkezet” kifejezést először A. M. Butlerov vezette be 1861-ben... ... Wikipédia

A legtöbb elem atomjai nem léteznek külön-külön, mivel kölcsönhatásba léphetnek egymással. Ez a kölcsönhatás összetettebb részecskéket eredményez.

A kémiai kötés természete az elektrosztatikus erők hatása, amelyek az elektromos töltések közötti kölcsönhatás erői. Az elektronok és az atommagok ilyen töltésekkel rendelkeznek.

A külső elektronszinteken (valenciaelektronok) elhelyezkedő elektronok, amelyek a legtávolabb vannak az atommagtól, azzal lépnek kölcsönhatásba a leggyengébb módon, ezért képesek elszakadni az atommagtól. Ők felelősek az atomok egymáshoz kötéséért.

A kölcsönhatások típusai a kémiában

A kémiai kötések típusait a következő táblázat mutatja be:

Az ionos kötés jellemzői

Kémiai reakció, amely miatt következik be ionvonzás amelynek különböző díjak ionosnak nevezik. Ez akkor fordul elő, ha a kötődő atomok elektronegativitása (vagyis elektronvonzó képessége) jelentős eltérést mutat, és az elektronpár az elektronegatívabb elemhez megy. Az elektronok egyik atomról a másikra történő átvitelének eredménye töltött részecskék - ionok - képződése. Vonzalom támad köztük.

Ezek rendelkeznek a legalacsonyabb elektronegativitási indexekkel tipikus fémek, a legnagyobbak pedig tipikus nemfémek. Az ionok tehát tipikus fémek és tipikus nemfémek kölcsönhatása révén jönnek létre.

A fématomok pozitív töltésű ionokká (kationokká) válnak, amelyek elektronokat adnak át külső elektronszintjüknek, a nemfémek pedig elektronokat fogadnak be, így negatív töltésű ionok (anionok).

Az atomok stabilabb energiaállapotba kerülnek, befejezve elektronikus konfigurációikat.

Az ionos kötés nem irányított és nem telíthető, mivel az elektrosztatikus kölcsönhatás minden irányban fellép, ennek megfelelően az ion vonzza az ionokat ellentétes jel minden irányban.

Az ionok elrendezése olyan, hogy mindegyik körül van egy bizonyos szám ellentétes töltésű ionok. A "molekula" fogalma ionos vegyületekre nincs értelme.

Példák az oktatásra

A nátrium-kloridban (nacl) a kötés kialakulása annak köszönhető, hogy egy elektron a Na-atomról a Cl-atomra jut át, hogy a megfelelő ionokat képezze:

Na 0 - 1 e = Na + (kation)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anion)

A nátrium-kloridban hat klorid-anion található a nátrium-kationok körül, és hat nátriumion minden kloridion körül.

Amikor a bárium-szulfid atomjai között kölcsönhatás jön létre, a következő folyamatok mennek végbe:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

A Ba a két elektronját kénnek adja, aminek eredményeként kén-anionok S 2- és báriumkationok Ba 2+ képződnek.

Fém kémiai kötés

A fémek külső energiaszintjében az elektronok száma kicsi, könnyen elválaszthatók az atommagtól. Ennek a leválásnak az eredményeként fémionok és szabad elektronok keletkeznek. Ezeket az elektronokat "elektrongáznak" nevezik. Az elektronok szabadon mozognak a fém teljes térfogatában, és állandóan meg vannak kötve és el vannak választva az atomoktól.

A fémanyag szerkezete a következő: kristálysejt az anyag váza, csomópontjai között az elektronok szabadon mozoghatnak.

A következő példák adhatók:

Mg - 2е<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Kovalens: poláris és nem poláris

A leggyakoribb típus kémiai kölcsönhatás kovalens kötés. A kölcsönhatásban lévő elemek elektronegativitási értékei nem különböznek élesen, ezért csak a közös elektronpár eltolódása következik be egy elektronegatívabb atomra.

Kovalens kölcsönhatások létrejöhetnek kicserélő mechanizmussal vagy donor-akceptor mechanizmussal.

A cseremechanizmus akkor valósul meg, ha mindegyik atomban vannak páratlan elektronok a külső elektronszinteken, és az atomi pályák átfedése egy olyan elektronpár megjelenéséhez vezet, amely már mindkét atomhoz tartozik. Amikor az egyik atomnak van egy elektronpárja a külsején elektronikus szint, a másiknak pedig szabad pályája van, majd amikor az atomi pályák átfedik egymást, az elektronpár megoszlik és a donor-akceptor mechanizmus szerint kölcsönhatásba lép.

A kovalenseket a multiplicitás alapján a következőkre osztjuk:

egyszerű vagy egyszeri;
kettős;
hármas.

A kettősek két elektronpár megosztását biztosítják egyszerre, a hármasak pedig három.

A kötött atomok közötti elektronsűrűség (polaritás) megoszlása szerint a kovalens kötés a következőkre oszlik:

nem poláris;
poláris.

Nem poláris kötés jön létre azonos atomok, és poláris - elektronegativitásban különbözik.

A hasonló elektronegativitású atomok kölcsönhatását nempoláris kötésnek nevezzük. Egy ilyen molekulában lévő közös elektronpár nem vonzódik egyik atomhoz sem, hanem mindkettőhöz egyformán tartozik.

Az elektronegativitásban eltérő elemek kölcsönhatása vezet a képződéshez poláris kötések. Az ilyen típusú kölcsönhatásban a megosztott elektronpárok az elektronegatívabb elemhez vonzódnak, de nem kerülnek át teljesen rá (azaz ionok képződése nem történik meg). Az elektronsűrűség ezen eltolódása következtében az atomokon parciális töltések jelennek meg: az elektronegatívabbnak negatív, a kevésbé elektronegatívnak pozitív töltése van.

A kovalencia tulajdonságai és jellemzői

A kovalens kötés főbb jellemzői:

A hosszúságot a kölcsönhatásban lévő atomok magjai közötti távolság határozza meg.
A polaritást az elektronfelhőnek az egyik atom felé történő elmozdulása határozza meg.
Az irányítottság a térben orientált kötések és ennek megfelelően bizonyos geometriai alakzatú molekulák kialakításának tulajdonsága.
A telítettséget a korlátozott számú kötés kialakításának képessége határozza meg.
A polarizálhatóságot a polaritás megváltoztatásának képessége határozza meg külső elektromos tér hatására.
A kötelék megszakításához szükséges energia határozza meg annak erejét.

A kovalens nem poláris kölcsönhatásra példa lehet a hidrogén (H2), klór (Cl2), oxigén (O2), nitrogén (N2) és sok más molekula.

H· + ·H → H-H molekula egyetlen nem poláris kötést tartalmaz,

O: + :O → O=O molekula kettős nempoláris,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N a molekula hármas nempoláris.

A kémiai elemek kovalens kötéseire példák a szén-dioxid (CO2) és szén-monoxid (CO), hidrogén-szulfid (H2S) molekulák, sósavból(HCL), víz (H2O), metán (CH4), kén-oxid (SO2) és még sokan mások.

A CO2 molekulában a szén- és oxigénatomok kapcsolata kovalens poláris, mivel az elektronegatívabb hidrogén vonzza az elektronsűrűséget. Az oxigénben két párosítatlan elektron van külső szint, a szén pedig négy kölcsönhatást biztosíthat a formációhoz vegyérték-elektron. Ennek eredményeként kettős kötésekés a molekula így néz ki: O=C=O.

Egy adott molekulában lévő kötés típusának meghatározásához elegendő figyelembe venni a molekulát alkotó atomokat. Az egyszerű anyagok a fémek fémet alkotnak, a fémek a nemfémekkel ionossá, egyszerű anyagok A nemfémek kovalens nem polárisak, és a különböző nemfémekből álló molekulák kovalens poláris kötéseken keresztül jönnek létre.

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. Növekvő sűrűséggel negatív töltés a molekulafelhő és a magok között erősen megnövekednek a vonzási erők.

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 több az átfedés elektronpályák, 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 atommagjához 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 A kovalens kötésben az elektronfelhő a nagyobb relatív elektronegativitású atom felé tolódik el. Például illékony molekulák szervetlen vegyületek mint például a H2S, HCl, H2O 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 az összes atom között eloszlik, 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