Šta je karakteristično za kovalentnu vezu. Vrste hemijskih veza: jonske, kovalentne, metalne

Kovalentna veza je najčešći tip hemijske veze koja se javlja pri interakciji sa istim ili sličnim vrednostima elektronegativnosti.

Kovalentna veza je veza između atoma pomoću zajedničkih elektronskih parova.

Od otkrića elektrona, učinjeni su mnogi pokušaji da se razvije elektronska teorija hemijskog vezivanja. Najuspješniji su bili radovi Lewisa (1916.), koji je predložio da se formiranje veze razmotri kao posljedica pojave elektronskih parova zajedničkih za dva atoma. Da bi to učinio, svaki atom daje isti broj elektrona i pokušava se okružiti oktetom ili dubletom elektrona, karakterističnim za vanjsku elektronsku konfiguraciju inertnih plinova. Grafički, formiranje kovalentnih veza zbog nesparenih elektrona prema Lewisovoj metodi je prikazano pomoću tačaka koje označavaju vanjske elektrone atoma.

Formiranje kovalentne veze prema Lewisovoj teoriji

Mehanizam stvaranja kovalentne veze

Glavni znak kovalentne veze je prisustvo zajedničkog elektronskog para koji pripada oba hemijski povezana atoma, jer je prisustvo dva elektrona u polju delovanja dva jezgra energetski povoljnije od prisustva svakog elektrona u polju sopstveno jezgro. Nastanak zajedničkog elektronskog para veza može se odvijati različitim mehanizmima, češće razmjenom, a ponekad i donor-akceptorom.

Prema principu mehanizma razmjene za formiranje kovalentne veze, svaki od atoma u interakciji dovodi isti broj elektrona sa antiparalelnim spinovima za stvaranje veze. Na primjer:

Opšta šema za formiranje kovalentne veze: a) mehanizmom razmene; b) prema mehanizmu donor-akceptor

Prema mehanizmu donor-akceptor, veza dva elektrona nastaje tokom interakcije različitih čestica. Jedan od njih je donator ALI: ima nepodijeljeni par elektrona (tj. onaj koji pripada samo jednom atomu), a drugi je akceptor AT ima slobodnu orbitalu.

Čestica koja daje vezu dva elektrona (nedijeljeni par elektrona) naziva se donor, a čestica sa slobodnom orbitalom koja prihvata ovaj elektronski par naziva se akceptor.

Mehanizam stvaranja kovalentne veze zbog oblaka od dva elektrona jednog atoma i prazne orbitale drugog naziva se mehanizam donor-akceptor.

Veza donor-akceptor se inače naziva semipolarna, jer na donorskom atomu nastaje djelomični efektivni pozitivni naboj δ+ (zbog činjenice da je njegov nepodijeljeni par elektrona odstupio od njega), a djelomični efektivni negativni naboj δ- nastaje na atom akceptora (zbog činjenice da postoji pomak u njegovom smjeru nepodijeljenog elektronskog para donora).

Primjer jednostavnog donora elektronskog para je H ion. — , koji ima nepodijeljeni elektronski par. Kao rezultat dodavanja negativnog hidridnog jona molekuli čiji centralni atom ima slobodnu orbitalu (označenu kao prazna kvantna ćelija na dijagramu), na primjer, VN 3 , formira se kompleksni kompleksni ion VN 4 — sa negativnim nabojem (N — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4] -):

Akceptor elektronskog para je jon vodonika, ili jednostavno proton H+. Njegovo vezivanje za molekul čiji centralni atom ima nepodijeljeni elektronski par, na primjer, za NH 3, također dovodi do stvaranja kompleksnog jona NH 4 +, ali s pozitivnim nabojem:

Metoda valentne veze

Prvo kvantnomehanička teorija kovalentne veze je kreiran od strane Heitlera i Londona (1927.) da opiše molekul vodonika, a zatim ga je Pauling primijenio na poliatomske molekule. Ova teorija se zove metoda valentne veze, čije se glavne tačke mogu sažeti na sljedeći način:

• svaki par atoma u molekulu drži zajedno jedan ili više zajedničkih elektronskih parova, pri čemu se elektronske orbitale atoma u interakciji preklapaju;
• jačina veze zavisi od stepena preklapanja elektronskih orbitala;
• uslov za formiranje kovalentne veze je antismer spinova elektrona; zbog toga nastaje generalizirana elektronska orbitala s najvećom gustinom elektrona u međunuklearnom prostoru, što osigurava privlačenje pozitivno nabijenih jezgara jedno prema drugom i praćeno smanjenjem ukupne energije sistema.

Hibridizacija atomskih orbitala

Uprkos činjenici da elektroni s-, p- ili d-orbitala, koji imaju različite oblike i različite orijentacije u prostoru, učestvuju u formiranju kovalentnih veza, u mnogim jedinjenjima ove veze su ekvivalentne. Da bi se objasnio ovaj fenomen, uveden je koncept "hibridizacije".

Hibridizacija je proces miješanja i poravnanja orbitala po obliku i energiji, u kojem se preraspodijele elektronske gustoće orbitala sa sličnim energijama, zbog čega one postaju ekvivalentne.

Glavne odredbe teorije hibridizacije:

1. Tokom hibridizacije, početni oblik i orbitale se međusobno mijenjaju, dok se formiraju nove, hibridizirane orbitale, ali sa istom energijom i istim oblikom, koje podsjećaju na nepravilnu osmicu.
2. Broj hibridiziranih orbitala jednak je broju izlaznih orbitala uključenih u hibridizaciju.
3. Orbitale sa sličnim energijama (s- i p-orbitale vanjskog energetskog nivoa i d-orbitale vanjskog ili preliminarnog nivoa) mogu učestvovati u hibridizaciji.
4. Hibridizovane orbitale su više izdužene u pravcu formiranja hemijskih veza i stoga obezbeđuju bolje preklapanje sa orbitalama susednog atoma, kao rezultat toga, on postaje jači od pojedinačnih nehibridnih orbitala koje nastaju usled elektrona.
5. Uslijed stvaranja jačih veza i simetričnije raspodjele elektronske gustoće u molekulu, dobiva se energetski dobitak, koji više nego kompenzira potrošnju energije potrebnu za proces hibridizacije.
6. Hibridizovane orbitale moraju biti orijentisane u prostoru na takav način da obezbede maksimalno međusobno odvajanje jedna od druge; u ovom slučaju, energija odbijanja je najmanja.
7. Vrsta hibridizacije je određena vrstom i brojem izlaznih orbitala i mijenja veličinu veznog ugla, kao i prostornu konfiguraciju molekula.

Oblik hibridiziranih orbitala i valentni uglovi (geometrijski uglovi između osa simetrije orbitala) u zavisnosti od vrste hibridizacije: a) sp-hibridizacija; b) sp 2 hibridizacija; c) sp 3 hibridizacija

Prilikom formiranja molekula (ili pojedinačnih fragmenata molekula) najčešće se javljaju sljedeće vrste hibridizacije:

Opća shema sp hibridizacije

Veze koje se formiraju uz učešće elektrona sp-hibridizovanih orbitala takođe se postavljaju pod uglom od 180 0, što dovodi do linearnog oblika molekula. Ova vrsta hibridizacije uočena je u halogenidima elemenata druge grupe (Be, Zn, Cd, Hg), čiji atomi u valentnom stanju imaju nesparene s- i p-elektrone. Linearni oblik je karakterističan i za molekule drugih elemenata (0=C=0,HC≡CH), u kojima veze formiraju sp-hibridizovani atomi.

Shema sp 2 hibridizacije atomskih orbitala i ravnog trokutastog oblika molekule, koji je posljedica sp 2 hibridizacije atomskih orbitala

Ova vrsta hibridizacije najtipičnija je za molekule p-elemenata treće grupe, čiji atomi u pobuđenom stanju imaju vanjsku elektronsku strukturu ns 1 np 2, gdje je n broj perioda u kojem se element nalazi. Dakle, u molekulima VF 3 , BCl 3 , AlF 3 i u ostalima veze nastaju zbog sp 2 -hibridiziranih orbitala centralnog atoma.

Shema sp 3 hibridizacije atomskih orbitala

Postavljanje hibridiziranih orbitala centralnog atoma pod uglom od 109 0 28` uzrokuje tetraedarski oblik molekula. Ovo je vrlo tipično za zasićena jedinjenja četvorovalentnog ugljenika CH 4 , CCl 4 , C 2 H 6 i drugih alkana. Primjeri spojeva drugih elemenata sa tetraedarskom strukturom zbog sp 3 hibridizacije valentnih orbitala centralnog atoma su joni: BH 4 - , BF 4 - , PO 4 3- , SO 4 2- , FeCl 4 - .

Opća shema sp 3d hibridizacije

Ova vrsta hibridizacije najčešće se nalazi u nemetalnim halogenidima. Primjer je struktura fosfornog hlorida PCl 5 , prilikom čijeg formiranja atom fosfora (P ... 3s 2 3p 3) prvo prelazi u pobuđeno stanje (P ... 3s 1 3p 3 3d 1), a zatim podvrgava se s 1 p 3 d-hibridizaciji - pet jednoelektronskih orbitala postaju ekvivalentne i orijentiraju se svojim izduženim krajevima prema uglovima mentalne trigonalne bipiramide. Ovo određuje oblik molekule PCl 5, koji nastaje kada se pet s 1 p 3 d-hibridiziranih orbitala preklapaju sa 3p orbitalama od pet atoma hlora.

1. sp - Hibridizacija. Kada se jedan s-i kombinuje sa jednom p-orbitalom, nastaju dve sp-hibridizovane orbitale, koje se nalaze simetrično pod uglom od 180 0 .
2. sp 2 - Hibridizacija. Kombinacija jedne s- i dvije p-orbitale dovodi do stvaranja sp 2 -hibridiziranih veza smještenih pod uglom od 120 0, pa molekul poprima oblik pravilnog trougla.
3. sp 3 - Hibridizacija. Kombinacija četiri orbitale - jedne s- i tri p dovodi do sp 3 - hibridizacije, u kojoj su četiri hibridizovane orbitale simetrično orijentisane u prostoru na četiri vrha tetraedra, odnosno pod uglom od 109 0 28`.
4. sp 3 d - Hibridizacija. Kombinacija jedne s-, tri p- i jedne d-orbitale daje sp 3 d-hibridizaciju, koja određuje prostornu orijentaciju pet sp 3 d-hibridiziranih orbitala prema vrhovima trigonalne bipiramide.
5. Druge vrste hibridizacije. U slučaju sp 3 d 2 hibridizacije, šest sp 3 d 2 hibridiziranih orbitala usmjereno je prema vrhovima oktaedra. Orijentacija sedam orbitala prema vrhovima pentagonalne bipiramide odgovara sp 3 d 3 hibridizaciji (ili ponekad sp 3 d 2 f) valentnih orbitala centralnog atoma molekula ili kompleksa.

Metoda hibridizacije atomskih orbitala objašnjava geometrijsku strukturu velikog broja molekula, međutim, prema eksperimentalnim podacima, češće se uočavaju molekuli s nešto drugačijim uglovima veze. Na primjer, u molekulima CH 4, NH 3 i H 2 O, centralni atomi su u sp 3 hibridiziranom stanju, pa bi se očekivalo da su uglovi veze u njima jednaki tetraedarskim (~ 109,5 0). Eksperimentalno je utvrđeno da je ugao veze u molekuli CH 4 zapravo 109,5 0 . Međutim, kod molekula NH 3 i H 2 O vrijednost veznog ugla odstupa od tetraedarskog: u molekuli NH 3 je 107,3 ​​0, a u molekuli H 2 O 104,5 0. Ovakva odstupanja se objašnjavaju prisustvom nepodijeljeni elektronski par na atomima dušika i kisika. Dvoelektronska orbitala, koja sadrži nepodijeljeni par elektrona, zbog svoje povećane gustoće odbija jednoelektronske valentne orbitale, što dovodi do smanjenja veznog ugla. Na atomu dušika u molekuli NH 3, od četiri sp 3 hibridizirane orbitale, tri jednoelektronske orbitale formiraju veze sa tri H atoma, a četvrta orbitala sadrži nepodijeljeni par elektrona.

Nevezani elektronski par, koji zauzima jednu od sp 3 -hibridiziranih orbitala usmjerenih na vrhove tetraedra, odbija jednoelektronske orbitale, uzrokuje asimetričnu raspodjelu elektronske gustine oko atoma dušika i kao rezultat toga komprimira vezu ugao do 107,3 ​​0 . Slična slika smanjenja ugla veze sa 109,5 0 na 107 0 kao rezultat djelovanja nepodijeljenog elektronskog para atoma N također je uočena u molekulu NCl 3 .

Odstupanje veznog ugla od tetraedra (109,5 0) u molekulu: a) NH3; b) NCl3

Na atomu kiseonika u molekuli H 2 O, četiri sp 3 hibridizovane orbitale imaju dve jednoelektronske i dve dvoelektronske orbitale. Hibridizovane orbitale sa jednim elektronom učestvuju u formiranju dve veze sa dva H atoma, a dva dvoelektronska para ostaju nepodeljena, odnosno pripadaju samo atomu H. Time se povećava asimetrija raspodele elektronske gustine oko atoma O i smanjuje vezni ugao u odnosu na tetraedarski na 104,5 0 .

Posljedično, broj nevezanih elektronskih parova centralnog atoma i njihov smještaj u hibridizirane orbitale utječe na geometrijsku konfiguraciju molekula.

Karakteristike kovalentne veze

Kovalentna veza ima skup specifičnih svojstava koja definišu njene specifične karakteristike, ili karakteristike. One, pored karakteristika koje su već razmatrane kao "energija veze" i "dužina veze", uključuju: ugao veze, zasićenje, usmjerenost, polaritet i slično.

1. Valentni ugao- ovo je ugao između susjednih osa veze (tj. uslovne linije povučene kroz jezgra kemijski povezanih atoma u molekulu). Vrijednost veznog ugla ovisi o prirodi orbitala, vrsti hibridizacije centralnog atoma, utjecaju nepodijeljenih elektronskih parova koji ne učestvuju u formiranju veza.

2. Zasićenje. Atomi imaju sposobnost formiranja kovalentnih veza, koje se mogu formirati, prvo, prema mehanizmu izmjene zbog nesparenih elektrona nepobuđenog atoma i zbog onih nesparenih elektrona koji nastaju kao rezultat njegovog pobuđivanja, a drugo, prema mehanizam donor-akceptor. Međutim, ukupan broj veza koji atom može formirati je ograničen.

Zasićenost je sposobnost atoma elementa da formira određeni, ograničeni broj kovalentnih veza s drugim atomima.

Dakle, drugi period, koji ima četiri orbitale na vanjskom energetskom nivou (jedan s- i tri p-), formiraju veze, čiji broj ne prelazi četiri. Atomi elemenata drugih perioda sa velikim brojem orbitala na vanjskom nivou mogu formirati više veza.

3. Orijentacija. Prema metodi, hemijska veza između atoma nastaje zbog preklapanja orbitala, koje, sa izuzetkom s-orbitala, imaju određenu orijentaciju u prostoru, što vodi ka pravcu kovalentne veze.

Orijentacija kovalentne veze je takav raspored elektronske gustoće između atoma, koji je određen prostornom orijentacijom valentnih orbitala i osigurava njihovo maksimalno preklapanje.

Budući da elektronske orbitale imaju različite oblike i različite orijentacije u prostoru, njihovo se međusobno preklapanje može ostvariti na različite načine. U zavisnosti od toga, razlikuju se σ-, π- i δ-veze.

Sigma veza (σ veza) je preklapanje elektronskih orbitala u kojoj je maksimalna gustoća elektrona koncentrisana duž zamišljene linije koja povezuje dva jezgra.

Sigma vezu mogu formirati dva s elektrona, jedan s i jedan p elektron, dva p elektrona ili dva d elektrona. Takvu σ-vezu karakterizira prisustvo jednog područja preklapajućih elektronskih orbitala, uvijek je jednostruka, odnosno formirana je od samo jednog elektronskog para.

Različiti oblici prostorne orijentacije "čistih" orbitala i hibridiziranih orbitala ne dopuštaju uvijek mogućnost preklapanja orbitala na osi veze. Do preklapanja valentnih orbitala može doći sa obe strane ose veze - takozvanog "lateralnog" preklapanja, koje se najčešće dešava prilikom formiranja π veza.

Pi-veza (π-veza) je preklapanje elektronskih orbitala, u kojem je maksimalna gustina elektrona koncentrisana na obje strane linije koja povezuje jezgra atoma (tj. od ose veze).

Pi veza može nastati interakcijom dvije paralelne p orbitale, dvije d orbitale ili druge kombinacije orbitala čije se ose ne poklapaju sa osom veze.

Sheme za formiranje π-veza između uvjetnih A i B atoma u bočnom preklapanju orbitala elektrona

4. Višestrukost. Ova karakteristika je određena brojem zajedničkih elektronskih parova koji vežu atome. Kovalentna veza u višestrukosti može biti jednostruka (jednostavna), dvostruka i trostruka. Veza između dva atoma koja koristi jedan zajednički elektronski par naziva se jednostruka veza (jednostavna), dva elektronska para - dvostruka veza, tri elektronska para - trostruka veza. Dakle, u molekuli vodika H 2 atomi su povezani jednostrukom vezom (H-H), u molekuli kisika O 2 - dvostruko (B = O), u molekuli dušika N 2 - trostruko (N≡N). Od posebne je važnosti višestrukost veza u organskim jedinjenjima - ugljovodonicima i njihovim derivatima: u etanu C 2 H 6 jednostruka veza (C-C) se javlja između C atoma, u etilenu C 2 H 4 - dvostruka (C \u003d C) u acetilenu C 2 H 2 - trostruko (C ≡ C)(C≡C).

Višestrukost veze utječe na energiju: s povećanjem višestrukosti, njena snaga se povećava. Povećanje multiplicitnosti dovodi do smanjenja međunuklearne udaljenosti (dužine veze) i povećanja energije vezivanja.

Višestrukost veza između atoma ugljika: a) jednostruka σ-veza u etanu H3C-CH3; b) dvostruka σ + π-veza u etilenu H2C = CH2; c) trostruka σ+π+π-veza u acetilenu HC≡CH

5. Polaritet i polarizabilnost. Gustoća elektrona kovalentne veze može se različito locirati u internuklearnom prostoru.

Polaritet je svojstvo kovalentne veze, koje je određeno lokacijom elektronske gustine u međunuklearnom prostoru u odnosu na povezane atome.

U zavisnosti od lokacije elektronske gustine u međunuklearnom prostoru, razlikuju se polarne i nepolarne kovalentne veze. Nepolarna veza je takva veza u kojoj se zajednički elektronski oblak nalazi simetrično u odnosu na jezgra povezanih atoma i podjednako pripada oba atoma.

Molekuli s ovom vrstom veze nazivaju se nepolarni ili homonuklearni (odnosno oni koji uključuju atome jednog elementa). Nepolarna veza javlja se po pravilu u homonuklearnim molekulima (H 2, Cl 2, N 2 itd.) ili, rjeđe, u spojevima koje formiraju atomi elemenata sa sličnim vrijednostima elektronegativnosti, na primjer, karborund SiC. Polarna (ili heteropolarna) veza je veza u kojoj je zajednički elektronski oblak asimetričan i pomaknut na jedan od atoma.

Molekuli s polarnom vezom nazivaju se polarni ili heteronuklearni. U molekulima s polarnom vezom, generalizirani elektronski par se pomiče prema atomu s višom elektronegativnošću. Kao rezultat, na ovom atomu se pojavljuje određeni djelomični negativni naboj (δ-), koji se naziva efektivnim, a atom sa nižom elektronegativnošću ima djelomični pozitivni naboj iste veličine, ali suprotnog predznaka (δ+). Na primjer, eksperimentalno je utvrđeno da je efektivni naboj na atomu vodonika u molekulu klorovodika HCl δH=+0,17, a na atomu hlora δCl=-0,17 apsolutnog naboja elektrona.

Da bi se odredilo u kom smjeru će se pomjeriti elektronska gustina polarne kovalentne veze, potrebno je uporediti elektrone oba atoma. Kako bi se povećala elektronegativnost, najčešći hemijski elementi su raspoređeni u sledećem redosledu:

Polarni molekuli se nazivaju dipoli - sistemi u kojima se centri gravitacije pozitivnih naelektrisanja jezgara i negativnih naelektrisanja elektrona ne poklapaju.

Dipol je sistem koji je skup električnih naboja u dvije tačke, jednakih po veličini i suprotnog znaka, koji se nalaze na određenoj udaljenosti jedan od drugog.

Udaljenost između centara privlačenja naziva se dužina dipola i označava se slovom l. Polaritet molekula (ili veze) kvantitativno karakterizira dipolni moment μ, koji je u slučaju dvoatomske molekule jednak proizvodu dužine dipola i vrijednosti naboja elektrona: μ=el.

U SI jedinicama, dipolni moment se mjeri u [C × m] (kulonski metri), ali češće koriste izvansistemsku jedinicu [D] (debye): 1D = 3,33 10 -30 C × m. dipolni momenti kovalentnih molekula variraju unutar 0-4 D, a jonski - 4-11D. Što je dužina dipola duža, to je molekul polarniji.

Zajednički elektronski oblak u molekulu može biti pomjeren vanjskim električnim poljem, uključujući polje drugog molekula ili jona.

Polarizabilnost je promjena polariteta veze kao rezultat pomicanja elektrona koji formiraju vezu pod djelovanjem vanjskog električnog polja, uključujući polje sile druge čestice.

Polarizabilnost molekula ovisi o pokretljivosti elektrona, koja je jača što je udaljenost od jezgara veća. Osim toga, polarizabilnost ovisi o smjeru električnog polja i sposobnosti elektronskih oblaka da se deformiraju. Pod djelovanjem vanjskog polja nepolarni molekuli postaju polarni, a polarni molekuli postaju još polarniji, odnosno u molekulima se inducira dipol koji se naziva reduciranim ili induciranim dipolom.

Shema formiranja induciranog (reduciranog) dipola iz nepolarne molekule pod djelovanjem polja sila polarne čestice - dipola

Za razliku od stalnih, inducirani dipoli nastaju samo pod djelovanjem vanjskog električnog polja. Polarizacija može uzrokovati ne samo polarizabilnost veze, već i njen prekid, pri čemu dolazi do prijelaza veznog elektronskog para na jedan od atoma i formiraju se negativno i pozitivno nabijeni ioni.

Polaritet i polarizabilnost kovalentnih veza određuju reaktivnost molekula u odnosu na polarne reagense.

Osobine jedinjenja sa kovalentnom vezom

Supstance s kovalentnim vezama podijeljene su u dvije nejednake grupe: molekularne i atomske (ili nemolekularne), koje su mnogo manje od molekularnih.

Molekularna jedinjenja u normalnim uslovima mogu biti u različitim agregacionim stanjima: u obliku gasova (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), isparljivih tečnosti (Br 2, H 2 O, C 2 H 5 OH ) ili čvrste kristalne supstance, od kojih se većina, čak i uz vrlo lagano zagrijavanje, može brzo otopiti i lako sublimirati (S 8, P 4, I 2, šećer C 12 H 22 O 11, "suhi led" CO 2).

Niske tačke topljenja, sublimacije i ključanja molekularnih supstanci objašnjavaju se vrlo slabim silama međumolekularne interakcije u kristalima. Zbog toga se molekularni kristali ne odlikuju velikom čvrstoćom, tvrdoćom i električnom provodljivošću (led ili šećer). Štaviše, supstance sa polarnim molekulima imaju veće tačke topljenja i ključanja od onih sa nepolarnim molekulima. Neki od njih su rastvorljivi u ili drugim polarnim rastvaračima. A tvari s nepolarnim molekulima, naprotiv, bolje se otapaju u nepolarnim otapalima (benzen, ugljik tetraklorid). Dakle, jod, čiji su molekuli nepolarni, ne otapa se u polarnoj vodi, već se otapa u nepolarnom CCl 4 i alkoholu niskog polariteta.

Nemolekularne (atomske) supstance sa kovalentnim vezama (dijamant, grafit, silicijum Si, kvarc SiO 2, karborund SiC i druge) formiraju izuzetno jake kristale, sa izuzetkom grafita koji ima slojevitu strukturu. Na primjer, kristalna rešetka dijamanta je pravilan trodimenzionalni okvir u kojem je svaki sp 3 hibridizirani atom ugljika povezan sa četiri susjedna C atoma σ vezama. Zapravo, cijeli kristal dijamanta je jedan ogroman i vrlo jak molekul. Sličnu strukturu imaju kristali silikona Si, koji se široko koristi u radio elektronici i elektronskom inženjerstvu. Ako polovinu atoma C u dijamantu zamijenimo atomima Si bez narušavanja strukture okvira kristala, dobićemo kristal karborunda - silicijum karbida SiC - vrlo tvrde supstance koja se koristi kao abrazivni materijal. A ako se atom O umetne između svaka dva atoma Si u kristalnoj rešetki silicijuma, tada se formira kristalna struktura kvarca SiO 2 - također vrlo čvrsta supstanca, čija se raznolikost također koristi kao abrazivni materijal.

Kristali dijamanta, silicija, kvarca i sličnih po strukturi su atomski kristali, oni su ogromne "supermolekule", pa se njihove strukturne formule ne mogu prikazati u cijelosti, već samo kao poseban fragment, na primjer:

Kristali dijamanta, silicijuma, kvarca

Nemolekularni (atomski) kristali, koji se sastoje od atoma jednog ili dva elementa međusobno povezanih kemijskim vezama, pripadaju vatrostalnim tvarima. Visoke temperature topljenja nastaju zbog potrebe da se utroši velika količina energije za prekid jakih hemijskih veza tokom topljenja atomskih kristala, a ne slabe međumolekularne interakcije, kao u slučaju molekularnih supstanci. Iz istog razloga se mnogi atomski kristali ne tope kada se zagrijavaju, već se raspadaju ili odmah prelaze u stanje pare (sublimacija), na primjer, grafit sublimira na 3700 o C.

Nemolekularne tvari s kovalentnim vezama su netopive u vodi i drugim otapalima, većina njih ne provode električnu struju (osim grafita koji ima električnu provodljivost i poluvodiča - silicija, germanija itd.).

kovalentna veza

Karakteristike hemijske veze. Hibridizacija.

PREDAVANJE №3. Hemijska veza i struktura molekula. Valence.

Samo nekoliko hemijskih elemenata u prirodnim uslovima je u monoatomskom stanju (na primer, inertni gasovi). Slobodni atomi drugih elemenata formiraju složenije sisteme - molekule sa stabilnijim elektronskim konfiguracijama. Ova pojava se naziva stvaranje hemijske veze.

hemijska veza - ovo je interakcija dva ili više atoma, kao rezultat čega se formira hemijski stabilan dvo- ili poliatomski sistem. Formiranje hemijske veze je praćeno smanjenjem ukupne energije sistema.

Teorija hemijskog vezivanja zasniva se na idejama o elektronskim interakcijama. Najstabilnije (jake) grupe elektrona su završeni vanjski elektronski slojevi atoma inertnih plinova (dvoelektronski za helijum i osmoelektronski za ostale plemenite plinove). Nepotpuni vanjski elektronski slojevi svih ostalih elemenata su nestabilni, a kada se takvi atomi spoje s drugim atomima, njihove elektronske ljuske su preuređene. Hemijska veza se formira valentnim elektronima, ali se izvodi na različite načine.

Valence nazivaju se elektroni koji sudjeluju u stvaranju kemijskih veza, uglavnom su to elektroni posljednjeg ili pretposljednjeg energetskog nivoa.

Postoji nekoliko tipova hemijskih veza: jonske, metalne, kovalentne i vodonične.

Najjednostavniji primjer kovalentne veze je formiranje molekule vodika. Atomi vodika imaju elektronsku ljusku od jednog nesparenog s-elektrona, tj. jedan elektron nedostaje da se nivo završi. Kada se atomi vodika približe jedan drugom na određenu udaljenost, elektroni s antiparalelnim spinovima stupaju u interakciju s formacijom general elektronski par. Zajednički elektronski par nastaje kao rezultat djelomičnog preklapanja s-orbitala, a u ovom slučaju najveća gustoća se stvara u području preklapajućih orbitala.

Vezivanje atoma pomoću zajedničkih elektronskih parova naziva se kovalentna.

Molekul s kovalentnom vezom može se napisati u obliku dvije formule: elektronske (elektron je označen tačkom) i strukturne (zajednički elektronski par je označen crtom).

1. Dužina veze je udaljenost između jezgara atoma. Izraženo u nm. Hemijska veza je jača što je njena dužina kraća. Međutim, mjera snage veze je njena energija.

2. Energija veze - to je količina energije koja se oslobađa prilikom formiranja hemijske veze i, prema tome, to je rad koji se mora potrošiti na prekid veze. Izraženo u kJ/mol. Energija veze raste sa smanjenjem dužine veze.

3. Ispod sitost razumiju sposobnost atoma da formiraju ograničen broj kovalentnih veza. Na primjer, atom vodika, koji ima jedan nespareni elektron, može formirati jednu vezu, a pobuđeni atom ugljika može formirati najviše četiri veze. Zbog zasićenosti veza, molekuli imaju određeni sastav. Međutim, čak i sa zasićenim kovalentnim vezama, složeniji molekuli mogu se formirati prema mehanizmu donor-akceptor.

4. višestrukost određena brojem zajedničkih elektronskih parova između atoma, tj. broj hemijskih veza. U razmatranoj molekuli vodonika, kao i u molekulima fluora i hlora, veza između atoma se ostvaruje zahvaljujući jednom elektronskom paru, takva veza se naziva single. U molekulu kiseonika duplo, a u molekuli azota - trostruko.

Štaviše, kovalentna veza može biti dva tipa:

1) Ako se oblaci elektrona preklapaju u pravcu prave linije koja spaja jezgra atoma (tj. duž komunikacijske ose ), takva kovalentna veza se zove sigma bond . Kovalentne sigma veze se formiraju preklapajućim orbitalama: s-s (molekul vodonika), s-p (klorovodik) i p-p (molekul hlora).

2) Ako se p-orbitale usmjerene okomito na osu veze preklapaju, formiraju se dvije oblasti preklapanja s obje strane ose veze i takva veza se naziva pi bond .

Unatoč činjenici da je energija pi veze manja od sigme, ukupna energija dvostruke, a još više trostruke veze, veća je od jednostruke.

5. Polaritet veze su određene lokacijom zajedničkog elektronskog para, ako je raspoređen u prostoru simetrično u odnosu na jezgra oba atoma, tada se takva kovalentna veza naziva nepolarni . Primjer su dvoatomne molekule koje se sastoje od atoma istog elementa, tj. jednostavne supstance.

U slučaju polarnu kovalentnu vezu , molekul je formiran od atoma različitih elemenata i elektronski oblak veze se, u ovom slučaju, pomjera na atom s višom relativnom elektronegativnošću. Na primjer, tokom formiranja molekule HCl, zajednički elektronski par se pomjera na atom hlora, jer ima veći EO.

EO- ovo je sposobnost atoma elemenata da privlače zajedničke elektronske parove k sebi. Atom više od EO elementa preuzima efektivno negativno naelektrisanje d-, a drugi atom preuzima efektivno pozitivno naelektrisanje d+. Kao rezultat toga, postoji dipol. Mjera polariteta veze je električni dipolni moment .

6. Orijentacija kovalentna veza određuje prostornu strukturu molekula, tj. njihov geometrijski oblik. Usmjerenost je kvantificirana valentni ugao je ugao između hemijskih veza. Kovalentne veze formirane od viševalentnih atoma uvijek imaju prostornu orijentaciju.

Pored karakteristika zajedničkih za bilo koju hemijsku vezu (energija, dužina), kovalentna veza ima i dodatne karakteristike: višestrukost, zasićenost, usmjerenost, konjugacija, polaritet i polarizabilnost.

višestrukost

Između povezanih atoma mogu se formirati jedna, dvije ili tri kovalentne veze.

Višestrukost (ili red) kovalentne veze karakteriše se brojem zajedničkih elektronskih parova između povezanih atoma.

Par elektrona između atoma predstavljen je veznom linijom - valentine stroke.

U prisustvu jednog elektronskog para između povezanih atoma govore o jednostavnoj (običnoj ili jednostrukoj) kovalentnoj vezi.

Na primjer, u molekulama H 2 , F 2 , HF, H 2 O, NH 3 , CH 4 , CH 3 CH 3 ili kompleksnim ionima OH - , + , 2- , 2+ sve veze između atoma su obične i σ- obveznice.

Ako povezani atomi imaju dva ili tri zajednička elektronska para, između njih postoji dvostruka ili trostruka kovalentna veza, dok je jedna veza nužno σ-veza, ostale su π-veze.

Primjeri su molekule ili poliatomski joni, gdje postoje višestruke (dvostruke ili trostruke) veze između atoma: N≡N (dušik), H 2 C=CH 2 (etilen), H 2 C=O (formaldehid), HC≡CH ( acetilen), O=N-O - , C≡N - (cijanid - jon).

Sa povećanjem višestrukosti kovalentne veze, njena dužina se smanjuje, a snaga raste:

Međutim, povećanje energije kovalentne veze, kao što se vidi iz datih vrijednosti, nije proporcionalno porastu njene višestrukosti, što ukazuje na razliku u energijama σ- i π-veze, te E σ > E π . To je zbog činjenice da je efikasnost preklapanja atomskih orbitala u formiranju σ-molekularne orbitale veća nego u formiranju π-molekularne orbitale.

Zasićenost

Svaki atom je u stanju da formira određeni broj kovalentnih veza, zahvaljujući kojima molekuli imaju određeni sastav: H 2, H 2 O, PCl 5, CH 4.

Broj mogućih kovalentnih veza koje formira dati atom zavisi od broja nesparenih elektrona na vanjskom energetskom nivou atoma u osnovnom i pobuđenom stanju tokom mehanizma razmjene, kao i od broja slobodnih orbitala na vanjskim nivoima u stanje donor-akceptor.

Prilikom određivanja broja kovalentnih veza koje atom datog elementa može formirati mehanizmom razmjene, treba uzeti u obzir da kada atom prijeđe u pobuđeno stanje, broj njegovih nesparenih elektrona može porasti kao rezultat odvajanje nekih elektronskih parova i prelazak elektrona na više energetske podnivoe. Ako je energija koja se troši na pobudu atoma mala, tada se može nadoknaditi energijom formirane kemijske veze, a pobuđeno stanje atoma se stabilizira.

Mali utrošak energije je praćen prelazima elektrona na više energetske podnivoe unutar nivoa. Prelazi elektrona sa energetskih podnivoa jednog nivoa na podnivoe drugog nivoa zahtevaju mnogo energije, pa pobuđena stanja atoma elemenata prva tri perioda Periodnog sistema hemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva, koja nastaju kao rezultat takvih prelaza, ne može se stabilizovati hemijskim vezama.

Odredimo valencije 1 atoma elemenata prvog i drugog perioda periodnog sistema hemijskih elemenata u osnovnom i pobuđenom stanju.

Atom vodonika ima jedan elektron, pa je njegova valencija uvijek I.

U atomu helijuma dva elektrona zauzimaju l s- orbitalni. Opadanje i prelazak jednog od ovih elektrona na viši energetski nivo zahteva mnogo energije, pa je atom helijuma hemijski inertan.

Valencije litijevih atoma Li, dušika N, kisika O, fluora F i neona Ne jednake su broju nesparenih elektrona u osnovnom stanju, budući da je raspadanje elektronskih parova atoma ovih elemenata moguće samo kada elektron prijeđe na viši nivo energije:

Iz gornjih šema elektronskih formula može se vidjeti da je valencija atoma litijuma I, dušika - III, kisika - II, fluora - I, neona - 0. U atomima berilija Be, bora B i ugljika C , elektronski parovi se mogu raspariti i elektroni se mogu prenositi iz 2 s- podnivo do slobodnih orbitala 2 R- podnivo.

Prelazak na viši energetski podnivo unutar nivoa ne zahteva veliki utrošak energije, a može se nadoknaditi formiranjem hemijske veze. I stoga se takvi prijelazi izvode u uvjetima običnih kemijskih reakcija. Stoga su valencije II, III i IV, koje su svojstvene atomima Be, B i C u pobuđenom stanju, karakterističnije od valence I i II, respektivno, atoma B i C, koje su određene po broju nesparenih R- elektroni u svom osnovnom stanju:

Počevši od trećeg perioda, atomi R- elemenata pri pobuđivanju vanjskih elektrona s- i R- podnivoi se mogu premjestiti na slobodne d- podnivoa, što uzrokuje povećanje broja mogućih hemijskih veza. Ovo objašnjava sposobnost atoma fosfora P da formira pet hemijskih veza (PCl 5), atoma sumpora S - četiri (SO 2) ili šest (SO 3), a atoma hlora Cl - tri, pet pa čak i sedam (tzv. dolazi do proširenja okteta):

U većini slučajeva, kada se formira veza, dijele se elektroni vezanih atoma. Ova vrsta hemijske veze naziva se kovalentna veza (prefiks "co-" na latinskom znači kompatibilnost, "valentnost" - ima snagu). Vezni elektroni su pretežno locirani u prostoru između vezanih atoma. Zbog privlačenja jezgara atoma na ove elektrone, formira se hemijska veza. Dakle, kovalentna veza je hemijska veza koja nastaje usled povećanja elektronske gustine u oblasti između hemijski vezanih atoma.

Prva teorija kovalentne veze pripada američkom fizikalnom hemičaru G.-N. Lewis. Godine 1916. sugerirao je da veze između dva atoma izvode par elektrona, pri čemu se oko svakog atoma obično formira ljuska od osam elektrona (pravilo okteta).

Jedno od bitnih svojstava kovalentne veze je njena zasićenost. Sa ograničenim brojem vanjskih elektrona u područjima između jezgara, ograničen broj elektronskih parova se formira u blizini svakog atoma (i, posljedično, broj kemijskih veza). Upravo je ovaj broj usko povezan s konceptom valencije atoma u molekuli (valencija je ukupan broj kovalentnih veza koje formira atom). Još jedno važno svojstvo kovalentne veze je njena orijentacija u prostoru. To se očituje u približno istoj geometrijskoj strukturi hemijskih čestica sličnog sastava. Karakteristika kovalentne veze je i njena polarizabilnost.

Za opisivanje kovalentne veze uglavnom se koriste dvije metode, zasnovane na različitim aproksimacijama u rješavanju Schrödingerove jednadžbe: metoda molekularnih orbitala i metoda valentnih veza. Trenutno se metoda molekularnih orbitala koristi gotovo isključivo u teorijskoj hemiji. Međutim, metoda valentnih veza, uprkos velikoj složenosti proračuna, daje vizualniji prikaz formiranja i strukture hemijskih čestica.

Parametri kovalentne veze

Skup atoma koji formiraju hemijsku česticu značajno se razlikuje od skupa slobodnih atoma. Formiranje hemijske veze dovodi, posebno, do promene atomskih radijusa i njihove energije. Dolazi i do preraspodjele elektronske gustine: povećava se vjerovatnoća pronalaženja elektrona u prostoru između vezanih atoma.

Dužina hemijske veze

Kada se formira hemijska veza, atomi se uvek približavaju jedan drugom - udaljenost između njih je manja od zbira poluprečnika izolovanih atoma:

r(A−B) r(A) + r(B)

Poluprečnik atoma vodika je 53 pm, atoma fluora je 71 pm, a udaljenost između jezgara atoma u HF molekuli je 92 pm:

Međunuklearna udaljenost između hemijski vezanih atoma naziva se dužina hemijske veze.

U mnogim slučajevima, dužina veze između atoma u molekulu supstance može se predvidjeti poznavanjem udaljenosti između ovih atoma u drugim kemikalijama. Dužina veze između atoma ugljika u dijamantu je 154 pm, između atoma halogena u molekulu hlora - 199 pm. Poluzbir udaljenosti između atoma ugljika i klora izračunat iz ovih podataka je 177 pm, što se poklapa s eksperimentalno izmjerenom dužinom veze u molekulu CCl 4. Istovremeno, to nije uvijek slučaj. Na primjer, udaljenost između atoma vodika i broma u dvoatomskim molekulima je 74 i 228 pm, respektivno. Aritmetička sredina ovih brojeva je 151 pm, ali stvarna udaljenost između atoma u molekulu bromovodonika je 141 pm, odnosno znatno manja.

Razmak između atoma značajno se smanjuje formiranjem višestrukih veza. Što je višestrukost veze veća, to je kraća međuatomska udaljenost.

Dužine nekih jednostavnih i višestrukih veza

Valentni uglovi

Smjer kovalentnih veza karakteriziraju valentni uglovi - uglovi između linija koje povezuju povezane atome. Grafička formula hemijske čestice ne sadrži informacije o uglovima veze. Na primjer, u SO 4 2− sulfatnom jonu, uglovi veze između veza sumpor-kiseonik su 109,5 o , a u tetrakloropaladatnom jonu 2− 90 o . Kombinacija dužina veza i uglova veze u hemijskoj čestici određuje njenu prostornu strukturu. Za određivanje uglova veze koriste se eksperimentalne metode za proučavanje strukture kemijskih spojeva. Valentni uglovi se mogu teoretski proceniti na osnovu elektronske strukture hemijske čestice.

Energija kovalentne veze

Hemijski spoj nastaje od pojedinačnih atoma samo ako je energetski povoljan. Ako privlačne sile prevladaju nad silama odbijanja, potencijalna energija atoma u interakciji se smanjuje, u suprotnom se povećava. Na određenoj udaljenosti (jednako dužini veze r 0) ova energija je minimalna.

Dakle, kada se formira hemijska veza, energija se oslobađa, a kada se prekine, energija se apsorbuje. Energija E 0 , neophodan da se atomi razdvoje i uklone jedan od drugog na udaljenosti na kojoj ne interaguju, naziva se energija vezivanja. Za dvoatomske molekule, energija vezivanja je definirana kao energija disocijacije molekula na atome. Može se eksperimentalno izmjeriti.

U molekuli vodonika, energija vezivanja je numerički jednaka energiji koja se oslobađa tokom formiranja molekule H2 iz H atoma:

H + H \u003d H 2 + 432 kJ

Ista energija se mora potrošiti da se prekine H-H veza:

H 2 \u003d H + H - 432 kJ

Za poliatomske molekule ova vrijednost je uvjetna i odgovara energiji takvog procesa u kojem određena kemijska veza nestaje, dok sve ostale ostaju nepromijenjene. Ako postoji nekoliko identičnih veza (na primjer, za molekulu vode koja sadrži dvije veze kisik-vodik), njihova energija se može izračunati pomoću Hesov zakon. Poznate su vrijednosti energije razgradnje vode na jednostavne tvari, kao i energije disocijacije vodika i kisika na atome:

2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2; 484 kJ/mol

H 2 \u003d 2H; 432 kJ/mol

O 2 \u003d 2O; 494 kJ/mol

S obzirom da dva molekula vode sadrže 4 veze, energija veze kiseonik-vodik je:

E(O−N) = (2. 432 + 494 + 484) / 4 = 460,5 kJ / mol

U molekulima sastava AB n uzastopno odvajanje B atoma je praćeno određenim (ne uvijek identičnim) utroškom energije. Na primjer, energetske vrijednosti (kJ/mol) uzastopne eliminacije atoma vodika iz molekule metana značajno se razlikuju:

	427		368		519		335
CH 4	→	CH 3	→	CH 2	→	CH	→	OD

U ovom slučaju, energija A–B veze je definirana kao prosječna vrijednost potrošene energije u svim fazama:

CH 4 \u003d C + 4H; 1649 kJ/mol

E(S−N) = 1649 / 4 = 412 kJ/mol

Što je energija hemijske veze veća, to je veza jača.. Veza se smatra jakom ili jakom ako njena energija prelazi 500 kJ/mol (na primjer, 942 kJ/mol za N 2), slabom - ako je njena energija manja od 100 kJ/mol (na primjer, 69 kJ/mol za NO 2). Ako se prilikom interakcije atoma oslobodi energija manja od 15 kJ/mol, onda se smatra da se kemijska veza ne stvara, već se uočava međumolekularna interakcija (na primjer, 2 kJ/mol za Xe 2). Snaga veze obično opada sa povećanjem dužine veze.

Jedna veza je uvijek slabija od višestrukih veza - dvostrukih i trostrukih - između istih atoma.

Energije nekih jednostavnih i višestrukih veza

Polaritet kovalentne veze

Polaritet hemijske veze zavisi od razlike u elektronegativnosti vezanih atoma.

Elektronegativnost je uslovna vrijednost koja karakterizira sposobnost atoma u molekuli da privuče elektrone. Ako se u dvoatomskom molekulu A–B vezni elektroni privlače na B atom jače nego na A atom, tada se B atom smatra elektronegativnijim.

Skalu elektronegativnosti koristio je L. Pauling za kvantitativne karakteristike sposobnosti atoma da polariziraju kovalentne veze. Za kvantitativni opis elektronegativnosti, osim termohemijskih podataka, koriste se i podaci o geometriji molekula (Sandersonova metoda) ili spektralnim karakteristikama (Gordyjeva metoda). Široko se koristi i Allredova i Rochova skala u kojoj se u proračunu koriste efektivni nuklearni naboj i atomski kovalentni radijus. Metoda koju je predložio američki fizikalni hemičar R. Mulliken (1896-1986) ima najjasnije fizičko značenje. On je definisao elektronegativnost atoma kao polovinu sume njegovog elektronskog afiniteta i jonizacionog potencijala. Vrijednosti elektronegativnosti zasnovane na Mullikenovoj metodi i proširene na širok raspon različitih objekata nazivaju se apsolutnim.

Fluor ima najveću vrijednost elektronegativnosti. Najmanje elektronegativni element je cezijum. Što je veća razlika između elektronegativnosti dva atoma, to je polarnija kemijska veza između njih.

Ovisno o tome kako dolazi do preraspodjele elektronske gustoće tijekom formiranja kemijske veze, razlikuje se nekoliko vrsta. Ograničavajući slučaj polarizacije kemijske veze je potpuni prijelaz elektrona s jednog atoma na drugi. U tom slučaju nastaju dva jona, između kojih nastaje ionska veza. Da bi dva atoma formirala ionsku vezu, njihova elektronegativnost mora biti vrlo različita. Ako su elektronegativnosti atoma jednake (kada se molekule formiraju od identičnih atoma), veza se naziva nepolarni kovalentni. Najčešće se nalaze polarni kovalentni veza - formira se između bilo kojih atoma koji imaju različite vrijednosti elektronegativnosti.

Kvantificiranje polaritet("jonske") veze mogu poslužiti kao efektivni naboji atoma. Efektivni naboj atoma karakterizira razliku između broja elektrona koji pripadaju datom atomu u kemijskom spoju i broja elektrona u slobodnom atomu. Atom elektronegativnijeg elementa jače privlači elektrone. Dakle, elektroni su mu bliži i on prima neki negativni naboj, koji se naziva efektivnim, a njegov partner ima isto pozitivno naelektrisanje. Ako elektroni koji formiraju vezu između atoma jednako pripadaju njima, efektivni naboji su nula. U jonskim jedinjenjima efektivna naelektrisanja moraju se podudarati sa naelektrisanjem jona. A za sve ostale čestice imaju srednje vrijednosti.

Najbolja metoda za procjenu naboja atoma u molekuli je rješavanje valne jednačine. Međutim, to je moguće samo u prisustvu malog broja atoma. Kvalitativno, raspodjela naboja se može procijeniti korištenjem skale elektronegativnosti. Koriste se i razne eksperimentalne metode. Za dvoatomske molekule, polaritet veze se može okarakterisati i efektivni naboji atoma mogu se odrediti na osnovu mjerenja dipolnog momenta:

μ = q r,

gdje q je naboj dipolnog pola, koji je jednak efektivnom naboju za dvoatomsku molekulu, r− međunuklearna udaljenost.

Dipolni moment veze je vektorska veličina. Usmjeren je od pozitivno nabijenog dijela molekule prema njegovom negativnom dijelu. Na osnovu mjerenja dipolnog momenta, utvrđeno je da u molekulu HCl atom vodonika ima pozitivan naboj od +0,2 frakcije naboja elektrona, a atom hlora negativan naboj od -0,2. Dakle, H–Cl veza je jonska za 20%. A Na–Cl veza je 90% jonska.

1. Prostorna orijentacija. Ako se oblaci elektrona preklapaju u pravcu prave linije koja spaja jezgra atoma, takva veza se naziva s-obveznica(s–s preklapanje H 2 , r–rCl 2 , s–rHC1).

Kada se p-orbitale usmjerene okomito na osu veze preklapaju, formiraju se dva preklapajuća područja na obje strane ose veze. Takva kovalentna veza naziva se p-veza. Na primjer, u molekuli dušika, atomi su povezani jednom s-vezom i dvije p-veze.

Pravac veze određuje prostornu strukturu molekula, odnosno njihov oblik i karakteriše ga prisustvo strogo definisanog ugla između veza. Na primjer, ugao između s-veza u molekuli vode je 104,5°.

2. Polaritet komunikacije je određena asimetrijom u raspodjeli zajedničkog elektronskog oblaka duž ose veze.

Ako se zajednički parovi elektrona nalaze simetrično u odnosu na oba jezgra, onda se takva kovalentna veza naziva nepolarna.

Ako se uobičajeni elektronski parovi pomaknu na jedan od atoma (nalaze se asimetrično u odnosu na jezgra različitih atoma), tada se takva kovalentna veza naziva polarnom.

U slučaju kada se elektronski par pomeri prema elektronegativnijem atomu, centri (+) i (-) naelektrisanja se ne poklapaju i nastaje sistem (električni dipol) od dva jednaka po veličini, ali suprotna po predznaku. , udaljenost između kojih ( l) naziva se dužina dipola. Mjera polariteta molekula je dipolni električni moment m, jednako proizvodu apsolutne vrijednosti naboja elektrona
(q = 1,6 × 10 –19 C) po dužini dipola l:

m = q× l.

Jedinica m je debye D, 1 D = 3,33×10 -30 C×m.

Vježbajte. Dužina dipola molekula HCl je 2,2×10 –9 cm Izračunajte električni moment dipola.

2,2×10 -9 cm = 2,2×10 -11 m

m = 1,6 × 10 -19 × 2,2 × 10 -11 = 3,52 × 10 -30 C × m = 3,52 × 10 -30 / 3,33 × 10 -30 = 1,06 D.

3. višestrukost kovalentna veza je određena brojem zajedničkih elektronskih parova koji povezuju atome. Veza između dva atoma pomoću jednog para elektrona naziva se jednostavno(veze H - C1, C - H, H - O, itd.). Komunikacija koja koristi dva elektronska para se naziva duplo(etilen H 2 C \u003d CH 2) , koristeći tri elektronska para trostruko(azot N N, acetilen H - C C - H).

4.Dužina veze je ravnotežna udaljenost između jezgara atoma. Dužina veze je izražena u nanometrima (nm). 1 nm = 10 -9 m. Što je kraća dužina veze, to je hemijska veza jača.

5. Energija veze jednak je radu koji se mora uložiti da bi se veza prekinula. Izrazite energiju vezivanja u kilodžulima po molu (kJ/mol). Energija veze raste sa smanjenjem dužine veze i povećanjem višestrukosti veze. Proces stvaranja veze nastavlja se oslobađanjem energije (egzotermni proces), i proces raskidanja veze - uz apsorpciju energije (endotermni proces).

Hibridizacija

Hibridizacija– poravnanje orbitala u obliku i energiji.

Sp hibridizacija

Razmotrimo primjer berilijum hidrida BeH 2 . Elektronska struktura atoma Be u normalnom stanju je 1s 2 2s 2 . Atom berilija može komunicirati sa atomima vodonika samo u pobuđenom stanju (s ® p-prijelaz).

Budi - 1s 2 2s 1 2p 1

Dvije nastale veze moraju biti različite po energiji, budući da je formiranje jedne povezano s preklapanjem dvije s-orbitale, druge
roj - s- i p-orbitale. Tada atomi vodika u molekuli također moraju biti kemijski nejednaki: jedan je pokretniji i reaktivniji od drugog. Eksperimentalno, to nije slučaj - oba atoma vodika su energetski ekvivalentna. Da bi objasnio ovaj fenomen, J.K. Slater i L. Pauling su predložili da "prilikom tumačenja i izračunavanja uglova između veza i dužine veze, preporučljivo je zamijeniti veze koje su bliske po energiji sa jednakim brojem energetski ekvivalentnih veza." Veze koje nastaju na ovaj način su hibridne.

Tako su jedna s- i jedna p-orbitala atoma berilija zamijenjene sa dvije energetski ekvivalentne sp-orbitale koje se nalaze pod uglom od 180° jedna prema drugoj, tj. molekul ima linearnu strukturu.

sp 2 hibridizacija

Razmotrimo primjer molekule borovog hidrida VN 3. Elektronska struktura atoma bora u normalnom stanju je B - 1s 2 2s 2 2p 1 . Može formirati samo jednu kovalentnu vezu. Tri kovalentne veze za atom bora karakteristične su samo u pobuđenom stanju B* – 1s 2 2s 1 2p 2

Jedna veza nastala preklapanjem dvije s-orbitale B i H atoma ne razlikuje se energetski od druge dvije, nastale preklapanjem s- i p-orbitala. Tri sp 2 -hibridne orbitale koje se nalaze pod uglom od 120 jedna prema drugoj, molekul ima ravnu strukturu. Slična slika je tipična za bilo koje četveroatomske molekule formirane od tri sp 2 hibridne veze, na primjer, za bor hlorid (BCl 3).

sp 3 hibridizacija

Razmotrimo primjer metana CH 4 . U normalnom stanju, atom ugljika s elektronskom strukturom 1s 2 2s 2 2p 2 može dati samo dvije kovalentne veze. U pobuđenom stanju, sposoban je biti četverovalentan s elektronskom strukturom od 1s 2 2s 1 2p 3.

Jedna s- i tri p-orbitale atoma ugljika postaju hibridne, a formiraju se četiri sp 3-hibridne, energetski ekvivalentne orbitale. Molekul metana dobija tetraedarsku strukturu. U središtu tetraedra, čiji su svi vrhovi geometrijski ekvivalentni, nalazi se atom ugljika i atomi vodika u njegovim vrhovima. Ugao između veza je 109 oko 28¢.

Sile interakcije između molekula nazivaju se van der Waalsovim ili intermolekularnim. Ova interakcija je posljedica elektrostatičke privlačnosti između pojedinačnih molekula i karakteriziraju je sljedeće karakteristike:

Djeluje na relativno velikim udaljenostima, značajno premašujući veličinu samih molekula;

Karakterizira ga niska energija, stoga značajno slabi s povećanjem temperature;

Nezasićuje se, odnosno interakcija ovog molekula sa drugim ne isključuje sličan efekat u odnosu na treći, četvrti itd.

S povećanjem relativne molarne mase povećavaju se sile međumolekularne interakcije i, kao rezultat, povećavaju se točke topljenja i ključanja tvari.

Vježbajte. Izračunajte razliku u elektronegativnosti atoma ΔEO za O–H i O–Mg veze u spoju Mg(OH) 2 i odredite koja je od ovih veza polarnija. EO(H) = 2,1 eV, EO(O) = 3,5 eV, EO(Mg) = 1,2 eV.

Rješenje:

ΔEO(O–H) = 3,5 – 2,1 = 1,4; ΔEO(O–Mg) = 3,5 – 1,2 = 2,3.

Dakle, veza Mg–O je polarnija.

Kada se spojevi formiraju od elemenata koji su vrlo različiti u elektronegativnosti (tipični metali i tipični nemetali), uobičajeni elektronski parovi se potpuno pomjeraju na elektronegativniji atom. Na primjer, tokom sagorijevanja natrijuma u hloru, nespareni 3s elektron atoma natrijuma uparuje se sa 3p elektronom atoma hlora. Zajednički elektronski par je potpuno pomjeren na atom hlora (Δχ(Cl) = 2,83 eV, Δχ(Cl) = 0,93 eV). Da bi nastala ionska veza, potrebno je:

1. Prisustvo atoma sa izraženom tendencijom da donira elektron sa formiranjem pozitivno nabijenog jona (katjona), tj. sa niskim EI. Jonizacijski potencijal je energija koja se mora potrošiti da se prvi elektron ukloni iz vanjske orbite. Što je niži potencijal ionizacije, atom lakše gubi elektrone, to su metalna svojstva elementa izraženija. Jonizacijski potencijal raste u periodu slijeva na desno, smanjuje se odozgo prema dolje.

Proces doniranja elektrona naziva se oksidacija.

2. Prisustvo atoma sa izraženom tendencijom da prikači elektron sa stvaranjem negativno nabijenih jona (anjona), tj. sa velikim SE. Proces dodavanja elektrona naziva se redukcija.

Cl + e ® Cl –

Tipična jonska jedinjenja nastaju kombinacijom atoma metala glavnih podgrupa grupa I i II sa atomima nemetala glavne podgrupe VII grupe (NaCl, KF, CaCl 2).

Ne postoji oštra granica između jonske i kovalentne veze. U gasnoj fazi, supstance karakteriše čisto kovalentna polarna veza, ali iste supstance u čvrstom stanju karakteriše jonska veza.