Ковалентна и химична връзка и нейните свойства. ковалентна връзка. Структурата на простите вещества - неметали

ковалентна връзка - химическа връзкаобразувани от социализацията на двойка валентни електронни облаци. Електроните, които осигуряват връзката, се наричат обща електронна двойка.

Свещена ковалентна връзка : насоченост, насищане, полярност, поляризуемост - определят химичните и физични свойствавръзки.

Посоката на връзката определя молекулярната структура на веществата и геометричната форма на техните молекули. Ъглите между две връзки се наричат ​​ъгли на връзката.

Насищане - способността на атомите да образуват ограничен брой ковалентни връзки. Броят на връзките, образувани от един атом, е ограничен от броя на неговите външни атомни орбитали.

Полярността на връзката се дължи на неравномерното разпределение на електронната плътност поради разликите в електроотрицателността на атомите. На тази основа ковалентните връзки се делят на неполярни и полярни.

Поляризуемостта на връзката се изразява в изместването на електроните на връзката под въздействието на външен електрическо поле, включително друга реагираща частица. Поляризуемостта се определя от подвижността на електроните. Полярността и поляризуемостта на ковалентните връзки определят реактивността на молекулите по отношение на полярните реагенти.

Йонна връзка.

Йонният тип връзка е възможен само между атоми, които рязко се различават по свойства. Рязката разлика в свойствата на елементите води до факта, че металният атом напълно губи своите валентни електрони, а неметалният атом ги добавя. образуват положително и отрицателно заредени йони в молекулите и кристалната решетка от силите на електростатичното привличане. Такава връзка се нарича йонна.

Пример е образуването на молекула NaCL в газовата фаза.

Неспецифични видове комуникация.

метална връзка - химична връзка поради наличието на относително свободни електрони. Характерен е както за чистите метали, така и за техните сплави и интерметални съединения.

Механизъм на метално свързване: Положителните метални йони са разположени във всички възли на кристалната решетка. Между тях хаотично, като газови молекули, се движат валентни електрони, откачени от атомите по време на образуването на йони. Тези електрони играят ролята на цимент, задържайки положителните йони заедно; в противен случай решетката би се разпаднала под действието на отблъскващи сили между йоните. В същото време електроните също се задържат от йони в кристалната решетка и не могат да я напуснат. Комуникационните сили не са локализирани и ненасочени. Следователно в повечето случаи се появяват високи координационни числа (например 12 или 8).

Други свойства: Свободно движещите се електрони причиняват висока електрическа и топлопроводимост. Веществата с метална връзка често съчетават сила с пластичност, тъй като когато атомите се изместват един спрямо друг, връзките не се разпадат.

Сили на Ван дер Ваалс - сили на междумолекулно взаимодействие с енергия от 0,8 - 8,16 kJ / mol. Този термин първоначално е обозначавал всички такива сили, в съвременна наукаобикновено се прилага към сили, възникващи от поляризацията на молекулите и образуването на диполи. Открит от Й. Д. ван дер Ваалс през 1869 г.

Силите на Ван дер Ваалс включват взаимодействия между диполи (постоянни и индуцирани). Името идва от факта, че тези сили са причината за корекцията за вътрешното налягане в уравнението на Ван дер Ваалс за състояние на реален газ. Тези взаимодействия определят главно силите, отговорни за формирането на пространствената структура на биологичните макромолекули.

Важни количествени характеристики на ковалентната връзка са Свързваща енергия, нея дължинаИ диполен момент.

Енергия на връзката- енергията, освободена по време на образуването му или необходима за разделяне на два свързани атома. Енергията на връзката характеризира нейната сила.

Дължина на връзкатае разстоянието между центровете на свързаните атоми. Колкото по-къса е дължината, толкова по-силна е химическата връзка.

Диполен моментвръзка (μ) е векторна стойност, характеризираща полярността на връзката (измерена в дебайове дили кулонови метри: 1 д= 3,4·10 -30°С m).

Дължината на вектора е равна на произведението от дължината на връзката л за ефективно зареждане р , които атомите придобиват, когато електронната плътност се измества: | μ | = л · р .Векторът на диполния момент е насочен от положителен заряд към отрицателен. С векторното добавяне на диполните моменти на всички връзки се получава диполният момент на молекулата.
Характеристиките на облигациите се влияят от тяхната множественост:

ковалентна връзка(атомна връзка, хомеополярна връзка) - химическа връзка, образувана от припокриването (социализация) на двойка валентни електронни облаци. Електронните облаци (електрони), които осигуряват комуникация, се наричат обща електронна двойка.

Терминът ковалентна връзка е въведен за първи път от лауреата Нобелова наградаЪрвинг Лангмюр през 1919 г. Терминът се отнася до химическа връзка, дължаща се на споделеното притежание на електрони, за разлика от метална връзка, при която електроните са свободни, или йонна връзка, при която един от атомите отдава електрон и става катион, а друг атом прие електрон и стана анион.

По-късно (1927 г.) Ф. Лондон и В. Хайтлер, използвайки примера на водородна молекула, дават първото описание на ковалентна връзка от гледна точка на квантовата механика.

Като се има предвид статистическата интерпретация на вълновата функция на М. Борн, плътността на вероятността за намиране на свързващи електрони е концентрирана в пространството между ядрата на молекулата (фиг. 1). В теорията на отблъскването на електронните двойки се разглеждат геометричните размери на тези двойки. Така че за елементите на всеки период има определен среден радиус на електронната двойка (Å):

0,6 за елементи до неон; 0,75 за елементи до аргон; 0,75 за елементи до криптон и 0,8 за елементи до ксенон.

Характерните свойства на ковалентната връзка - насоченост, наситеност, полярност, поляризуемост - определят химичните и физичните свойства на съединенията.

Определя се посоката на комуникация молекулярна структуравеществата и геометричната форма на техните молекули. Ъглите между две връзки се наричат ​​ъгли на връзката.

Насищане - способността на атомите да образуват ограничен брой ковалентни връзки. Броят на връзките, образувани от един атом, е ограничен от броя на неговите външни атомни орбитали.

Полярността на връзката се дължи на неравномерното разпределение на електронната плътност поради разликите в електроотрицателността на атомите. На тази основа ковалентните връзки се разделят на неполярни и полярни (неполярни - двуатомната молекула се състои от еднакви атоми (H 2, Cl 2, N 2) и електронните облаци на всеки атом са разпределени симетрично по отношение на тези атоми; полярна - двуатомната молекула се състои от атоми на различни химични елементи и общият електронен облак се измества към един от атомите, като по този начин образува асиметрия в разпределението на електрическия заряд в молекулата, генерирайки диполния момент на молекулата) .

Поляризуемостта на връзката се изразява в изместването на електроните на връзката под въздействието на външно електрическо поле, включително и на друга реагираща частица. Поляризуемостта се определя от подвижността на електроните. Полярността и поляризуемостта на ковалентните връзки определят реактивността на молекулите по отношение на полярните реагенти.

Но два пъти носителят на Нобелова награда Л. Полинг посочи, че "в някои молекули има ковалентни връзки, дължащи се на един или три електрона вместо обща двойка." В молекулярен водороден йон H 2 + се осъществява едноелектронна химична връзка.

Молекулярният водороден йон H 2 + съдържа два протона и един електрон. Единичният електрон на молекулярната система компенсира електростатичното отблъскване на два протона и ги държи на разстояние 1,06 Å (дължината на химичната връзка H 2 +). Центърът на електронната плътност на електронния облак на молекулярната система е на еднакво разстояние от двата протона с радиуса на Бор α 0 =0,53 Å и е център на симетрия на молекулния водороден йон H 2 + .

9- въпрос) Начини за образуване на ковалентна връзка. Дай примери.

Методи за образуване на ковалентна връзка

Има два основни начина за образуване на ковалентна връзка *.

1) Електронна двойка, образуваща връзка, може да се образува поради несдвоени електрони, присъстващи в невъзбудени атоми.

Броят на ковалентните връзки обаче може да бъде по-голям от броя на несдвоените електрони. Например в невъзбудено състояние (наричано още основно състояние) въглеродният атом има два несдвоени електрона, но се характеризира със съединения, в които образува четири ковалентни връзки. Това става възможно в резултат на възбуждането на атома. В този случай един от s-електроните отива на p-подниво:

Увеличаването на броя на създадените ковалентни връзки е придружено от освобождаване на повече енергия, отколкото се изразходва за възбуждане на атома. Тъй като валентността на атома зависи от броя на несдвоените електрони, възбуждането води до увеличаване на валентността. При атомите на азота, кислорода, флуора броят на несдвоените електрони не се увеличава, т.к. в рамките на второто ниво няма свободни орбитали * и движението на електрони към третото квантово ниво изисква много повече енергия от тази, която би се освободила при образуването на допълнителни връзки. По този начин, когато един атом е възбуден, преходите на електрони към свободни орбитали са възможни само в рамките на същото енергийно ниво.

Елементите от 3-ти период - фосфор, сяра, хлор - могат да покажат валентност, равна на номера на групата. Това се постига чрез възбуждане на атоми с прехода на 3s и 3p електрони към свободни орбитали на 3d подниво:

P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1(валентност 5)

S* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2(валентност 6)

Cl* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 3(валентност 7)

В горното електронни формули* на възбудени атоми, поднивата *, съдържащи само несдвоени електрони, са подчертани. Използвайки примера на хлорния атом, е лесно да се покаже, че валентността може да бъде променлива:

За разлика от хлора, валентността на F атома е постоянна и равна на 1, т.к на валентно (второ) енергийно ниво няма орбитали на d-подниво и други свободни орбитали.

2) Ковалентните връзки могат да се образуват поради сдвоените електрони, присъстващи на външния електронен слой на атома. В този случай вторият атом трябва да има свободна орбитала на външния слой. Например, образуването на амониев йон от молекула амоняк и водороден йон може да бъде представено със схемата:

Атом, който осигурява своята електронна двойка за образуване на ковалентна връзка * се нарича донор, а атом, който осигурява празна орбитала, се нарича акцептор. Ковалентната връзка, образувана по този начин, се нарича донорно-акцепторна връзка. В амониевия катион тази връзка е абсолютно идентична по своите свойства с трите други ковалентни връзки, образувани по първия метод, така че терминът "донор-акцептор" не означава някакъв специален тип връзка, а само метода на нейното образуване.

10-въпрос) Киселинно-основно взаимодействие - реакции на неутрализация. Киселинни и основни соли. Дай примери.

NaOH + HCl = NaCl + H2O - реакция на неутрализация
NaOH + H2SO4 \u003d NaHSO4 + H2O - образуването на киселинна сол на натриев хидрогенсулфат, киселинните соли могат да образуват други основни киселини, например H3PO4 може да образува 2 киселинни соли NaH2PO4. Na2HPO4. -киселинни соли - продукт на непълно заместване на водородни катиони в киселина.
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O - средна сол
Al(OH)3 + 2HCl = Cl2 + 2H2O - алуминиев хидроксохлорид - основна сол
Al(OH)3 + HCl = Cl + H2O - алуминиев дихидроксохлорид
Основната сол е продукт на непълно заместване на хидроксилните групи на основата с аниони на киселинния остатък.

Теории на киселините и основите- набор от основни физични и химични понятия, които описват природата и свойствата на киселините и основите. Всички те въвеждат определения за киселини и основи - два класа вещества, които реагират помежду си. Задачата на теорията е да предскаже продуктите от реакцията между киселината и основата и възможността за нейното протичане, за което се използват количествените характеристики на силата на киселината и основата. Разликите между теориите се състоят в дефинициите на киселините и основите, характеристиките на тяхната сила и в резултат на това в правилата за прогнозиране на реакционните продукти между тях. Всички те имат своя собствена област на приложение, която области частично се пресичат.

Киселинно-базовите взаимодействия са изключително често срещани в природата и се използват широко в научната и промишлена практика. Теоретични понятия за киселини и основи имат важноствъв формирането на всички концептуални системи на химията и имат многостранно влияние върху развитието на много теоретични концепции във всички основни химически дисциплини.

Базиран съвременна теориякиселини и основи, такива клонове на химичните науки като химия на водни и неводни електролитни разтвори, рН-метрия в неводни среди, хомо- и хетерогенна киселинно-алкална катализа, теорията на киселинните функции и много други са били използвани развити.

11- въпрос) Йонна връзка, нейните свойства, дайте примери.

За разлика от ковалентната връзка, йонната връзка не се насища.
Сила на йонните връзки.
Веществата с йонни връзки в техните молекули са склонни да имат по-високи точки на кипене и топене.

Йонна връзка- много силна химична връзка, образувана между атоми с голяма разлика (> 1,5 по скалата на Полинг) на електроотрицателност, при която общата електронна двойка напълно преминава към атом с по-висока електроотрицателност.Това е привличането на йони като противоположно заредени тела . Пример е съединението CsF, в което "степента на йонност" е 97%. Помислете за метода на образуване, като използвате примера на натриев хлорид NaCl. Електронната конфигурация на натриевите и хлорните атоми може да бъде представена като: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Това са атоми с непълни енергийни нива. Очевидно, за да ги завърши, е по-лесно за натриевия атом да отдаде един електрон, отколкото да добави седем, а за хлорния атом е по-лесно да добави един електрон, отколкото да отдаде седем. При химическо взаимодействие натриевият атом напълно отдава един електрон, а хлорният атом го приема. Схематично това може да се запише като: Na. - l e -> Na + натриев йон, стабилна осемелектронна обвивка 1s2 2s2 2p6 поради второто енергийно ниво. :Cl + 1e --> .Cl - хлорен йон, стабилен осем електронен слой. Между йоните Na+ и Cl- възникват електростатични сили на привличане, в резултат на което се образува съединение. Йонната връзка е краен случай на поляризацията на ковалентна полярна връзка. Образува се между типичен метал и неметал. В този случай електроните от метала напълно преминават към неметала. Образуват се йони.

Ако се образува химическа връзка между атоми, които имат много голяма разлика в електроотрицателността (EO > 1,7 според Полинг), тогава общият електрон para се прехвърля напълно към атома с по-голям EO. Резултатът от това е образуването на съединение от противоположно заредени йони:

Между образуваните йони има електростатично привличане, което се нарича йонна връзка. По-скоро такъв изглед е удобен. Всъщност йонната връзка между атомите в нейната чиста форма не се осъществява никъде или почти никъде; обикновено всъщност връзката е отчасти йонна и отчасти ковалентна. В същото време свързването на сложни молекулни йони често може да се счита за чисто йонно. Най-важните разлики между йонните връзки и другите видове химични връзки са ненасоченост и ненаситеност. Ето защо кристалите, образувани поради йонно свързване, гравитират към различни плътни опаковки на съответните йони.

Характеристикана такива съединения е добра разтворимост в полярни разтворители (вода, киселини и др.). Това се дължи на заредените части на молекулата. В този случай диполите на разтворителя се привличат към заредените краища на молекулата и в резултат на брауновото движение "издърпват" молекулата на веществото на части и ги заобикалят, предотвратявайки повторното им обединяване. Резултатът е йони, заобиколени от диполи на разтворителя.

Когато такива съединения се разтварят, като правило се освобождава енергия, тъй като общата енергия на образуваните връзки разтворител-йон е по-голяма от енергията на връзката анион-катион. Изключение правят много соли на азотната киселина (нитрати), които при разтваряне абсорбират топлина (разтворите се охлаждат). Последният факт се обяснява въз основа на законите, които се разглеждат във физическата химия.

примери: (MgS, K2CO3), основи (LiOH, Ca(OH)2), основни оксиди (BaO, Na2O)
тип решетка - метал

12) Обменни реакции в разтвори. Дай примери.

На практика необратими реакцииравновесието е силно изместено към образуването на реакционни продукти.

Често има процеси, при които слабите електролити или слабо разтворимите съединения са сред първоначалните и сред тях крайни продуктиреакции. Например,

HCN(p) + CH 3 COO - (p)↔ CH 3 COOH(p) + CN - (p) (1), ΔG˚=43kJ

NH 4 OH (p) + H + (p) ↔ H 2 O (l) + NH 4 + (p) (2) ΔG˚= -84 kJ

има слаби електролити както в лявата, така и в дясната страна на уравненията.

В тези случаи равновесието на обратимия процес се измества към образуване на вещество с по-нисък Kdissoc.

В реакция (1) равновесието се измества наляво K HCN = 4,9 10 -10< K CH 3 COOH = 1,8 · 10 -5 , в реакции (2) – сильно сдвинуто вправо (K H 2 O =1,8 · 10 -16 < K NH 4 OH = 1,8 · 10 -5).

Примери за процеси в уравнението на реакцията на които отляво и отдясно влизат трудноразтворимите вещества, може да служи като:

AgCl(k)↓ + NaI(p) ↔ AgI↓(k) + NaCl(p) (1) ΔG˚= - 54kJ

BaCO 3 ↓(k) + Na 2 SO 4 (p) ↔ BaSO 4 ↓(k) + Na 2 CO 3 (p) (2) ΔG˚≈ 0

Равновесието се измества към образуването на по-малко разтворимо съединение. В реакция (1) равновесието се измества надясно, т.к PRAGI=1,1 10 -16< ПРAgCl =1,8·

10 -10 . В реакция (2) равновесието е само леко изместено към BaSO 4

(PR BaCO 3 \u003d 4,9 10 -9 > PR BaSO 4 \u003d 1,08 10 -10).

Има процеси, в уравненията на които, от една страна на равенството, има слабо разтворимо съединение, а от друга - слаб електролит. По този начин равновесието в системата

AgCN(k)↓ + H + (p) ↔ HCN(p) + Ag + (p) ΔG˚= - 46kJ

значително изместен надясно, тъй като CN - йонът се свързва по-силно с молекулата на много слабия електролит HCN, отколкото с молекулата на слабо разтворимото вещество AgCN. Следователно, утайката от AgCN се разтваря, когато се добави азотна киселина.

Ковалентната връзка се осъществява от социализирани валентни електрони, разположени на общ за два съседни атома свързваща орбитала(вижте раздел 2.2.1). В същото време, в случай на елементарни вещества, всеки от атомите "отдава" еднакъв брой валентни електрони на връзката и завършва своята валентна обвивка, за да бъде напълно запълнена поради свързващите електрони на най-близките съседни атоми в решетката . С този имот ситостковалентна връзка, срещнахме на примера на водородна молекула. Неговото следствие е правилото, установено от Хюм-Ротъри. Според него за кристали на елементарни вещества, в които се осъществява предимно ковалентна връзка, е изпълнена следната връзка между координационното число Здо и номер на група нкъдето се намира елементът:

З k = 8 − н. Структурата на елементарните полупроводници (първична връзка - ковалентна) се дава от това просто правило и посоката на ковалентната връзка.

Посоката на ковалентната връзка се определя от разпределението на електронната плътност в кристала, което може да се установи, като се използват например рентгенови данни. Те показват, че в кристали с ковалентна връзка електронната плътност на валентните електрони е значително неравномерно разпределена в пространството. В посоки, които са най-къси за два съседни атома, електронната плътност е по-висока, отколкото в други посоки. Това означава, че валентните електрони са, така да се каже, локализирани в пространството и образуват "електронни мостове", т.е. ковалентната връзка има ясно изразена режисиран характер. Характерът на разпределението на електронната плътност по време на образуването на ковалентна връзка зависи от специфичната електронна структура на взаимодействащите атоми.

Тъй като ковалентната химична връзка, за разлика от други видове химични връзки, има локализиран характер, тя се определя не само от енергията на връзката, но има и геометрични характеристики. Геометричните характеристики на ковалентната връзка са нейната дължина и ъглите между връзките в молекула или кристал. ковалентна дължина

химическа връзканарича разстоянието между ядрата на атомите, обединени от ковалентна връзка в кристал. Зависи от размера на взаимодействащите атоми и степента на припокриване на техните електронни облаци. Дължината на връзката и ъглите между връзките се определят експериментално с помощта на молекулярна спектроскопия, рентгенова дифракция и други методи.

Нека разгледаме свойството насоченост на ковалентна връзка, като използваме примера за образуване на химическа връзка в диаманта.9 В този случай ще се ръководим от правилата, които съставляват съдържанието на теорията за насочените валенции.

1. Единична ковалентна връзка се образува от взаимодействието на два електрона с противоположни спинове, принадлежащи на различни атоми.

2. Посоката на ковалентната връзка трябва да съответства на посоката, в която орбиталите на даден валентен електрон се припокриват в максимална степен с орбиталите на друг сдвоен с него валентен електрон, принадлежащ на съседен атом.

Трябва да се има предвид, че в някои случаи формата на орбиталите на валентните електрони, участващи в образуването на връзка, се променя незначително, а в някои случаи се променя рязко. В последния случай, смесени, т.нар хибридни орбитали.

Добре известно е, че ковалентна химическа връзка се реализира в диамант, състоящ се от въглеродни атоми. Електронна конфигурация на валентната обвивка на въглеродния атом в невъзбудено състояние - 2 с 22стр 2. На 1 с-орбитали и на 2 с-орбиталите са два сдвоени електрона, чиито спинове са антипаралелни. две 2 стр-орбитали, на които е разположен един електрон, способен да участва в образуването на химична връзка. Тези 2 стр-орбитали

образуват между тях ъгъл от 90°. По този начин въглеродът в неговите съединения трябва да бъде двувалентен и да образува връзки, между които има прав ъгъл.

Въпреки това, както показват експерименталните данни, в повечето от неговите съединения въглеродът е четиривалентен и всичките четири въглеродни връзки са еднакво силни и имат еднаква ориентация една спрямо друга.

приятел: ъгълът между връзките е 109◦28∗. Това обстоятелство се обяснява с хибридизацията на орбиталите, която протича на два етапа. Първо, въглеродният атом преминава от основно състояние във възбудено състояние, в което един от електроните със запълнено 2 с 2-орбитална отива към

9 Ковалентната връзка в молекулата на водорода не притежава свойството на насоченост поради сферично симетричното разпределение на електронната плътност в с-държави.

Ориз. 2.10. Схема на хибридизация сИ стр- електронни облаци и пространствена ориентация sp 3 хибрида.

празен 2 стр- орбитален. След това има "смесване" на четири вълнови функции и образуването на четири нови идентични вълнови функции, които не са нито с-, нито едно стр- функции. Това е хибрид sp 3-функции. Те са еквивалентни и имат ориентацията, показана на фиг. 2.10. Така в полученото състояние въглеродният атом в диаманта има четири несдвоени електрона. Посоките на максимална плътност на обменните облаци, както се вижда от фиг. 2.12, концентрирани по пространствените диагонали на куба<111>. Атом с четири съседи образува правилен тетраедър, а "безкрайна ковалентна молекула" е изградена от набор от тетраедри.

Силата на химическата връзка зависи от степента на припокриване на орбиталите на валентния електрон: колкото по-голямо е припокриването, толкова по-силна е връзката. Изчисленията показват, че припокриването на електронните обвивки на свързващите атоми в случай на хибрид sp 3-орбиталите се оказват значително повече, отколкото при нехибридните сИ стр-орбитали. Въпреки че хибридизираните състояния съответстват на по-висока енергия на електроните в атома, отколкото нехибридизираните състояния, все пак общата енергия на кристала се оказва по-ниска в случай на образуване на връзка от sp 3-хибриди; следователно хибридизацията се оказва енергийно благоприятна.

В образуването на ковалентна връзка може да участва с-, стр-, дИ f-орбитали. Ако хибридизацията настъпи по време на образуването на връзка, тогава в зависимост от това колко и кои орбити са хибридизирани, те разграничават sp-, sp 2-, dsp 2-, sp 3i д 2sp 3-хибридни орбитали (фиг. 2.11).

По този начин структурата на ковалентните кристали се определя от правилото на Hume-Rothery, което дава броя на най-близките съседи, необходими за пълното насищане на химичната връзка, и посоката на химичната връзка, която може да се установи от анализа на вълната функции

Ориз. 2.11. Пространствена ориентация sp-, sp 2 -, dsp 2 -, sp 3 и д 2 sp 3-хибридни орбитали.

лентови електрони или експериментално. Характерната стойност на енергията на ковалентната връзка е около 5–7 eV. Полупроводниковите материали показват следното общи моделив промяната на свойствата, когато се променя енергията на свързване. С увеличаване на енергията на свързване между атомите, периодът на кристалната решетка намалява, температурата на топене и забранената зона се увеличават.

Повечето характерни свойствапрости кристали, в които преобладаващо се реализира един от четирите типа химична връзка, са дадени в табл. 2.2.

Таблица 2.2. Свойства на четирите групи твърди вещества, които се различават по видовете междуатомни връзки.

Тип междуатомна връзка

Характеристика и енергия на връзката

Всепосочна и ненаситена, силна връзка; 5–7 eV на двойка йони.

насочен

и богата, силна връзка; 5–7 eV на атом.

Всепосочна и ненаситена връзка; близо до

3,5 eV на атом.

Ненасочен и ненаситен, слаб, с малък обсег

Връзка; ≈0,1 eV на

Йонен ковалентен метал Ван дер Ваалс

Структурни свойства

Големите аниони образуват плътно опаковани структури, в кухините на които са разположени катиони ( З k = 8, 6, 4 и 3).

Конструкции с разхлабена решетъчна опаковка (напр. З k = 4) и ниска плътност.

З k = 12 и 8) и висока плътност.

Компактни кристални структури с плътно опаковане ( З k = 12) и висока плътност.

Топлинни свойства

Сравнително високи точки на топене. Нисък коефициент на разширение.

високи точки на топене. Нисък коефициент на разширение.

Различни температури на топене.

Ниски точки на топене. Висок коефициент на разширение.

Електрически свойства

Изолатори. Проводимостта е предимно йонна по природа и се увеличава с повишаване на температурата.

Електронен тип проводимост (два вида носители). Активационна зависимост на проводимостта от температурата.

Проводници. Основният тип проводимост е електронен. Проводимостта намалява с повишаване на температурата.

Изолатори.

Оптични свойства

Прозрачен за електромагнитно излъчване от ниски честоти до ръба на поглъщане. Обикновено прозрачен във видимата област на спектъра.

Прозрачен за електромагнитно излъчване от ниски честоти до границата на абсорбция.

Непрозрачен за електромагнитни вълни от най-ниските честоти до средата на ултравиолетовата област; отразява добре светлината.

Прозрачен за електромагнитно излъчване от ниски честоти до далечната ултравиолетова област.

Йонен ковалентен метал Ван дер Ваалс

Лентова структура

зона отделена

от следващата празна зона на проводимост чрез широка забранена лента ( напр> 2–3 eV).

Напълно запълнена горна валенция

зона отделена

от следващата празна проводяща лента до забранената зона напр< 2–3 эВ.

Проводимата лента е частично запълнена.

Напълно запълнена горна валенция

зона отделена

от следващата празна зона на проводимост до много широка забранена зона.

ковалентна връзка

Характеристики на химичната връзка. Хибридизация.

ЛЕКЦИЯ №3. Химическа връзка и структура на молекулите. Валентност.

Само няколко химически елементи V природни условияса в едноатомно състояние (например инертни газове). Свободните атоми на други елементи образуват по-сложни системи – молекули с по-стабилни електронни конфигурации. Това явление се нарича образуване на химична връзка.

химическа връзка - това е взаимодействието на два или повече атома, в резултат на което се образува химически стабилна дву- или многоатомна система. Образуването на химична връзка е съпроводено с намаляване на общата енергия на системата.

Теорията за химическото свързване се основава на идеи за електронни взаимодействия. Най-стабилните (силни) групи от електрони са завършените външни електронни слоеве на атоми на инертни газове (двуелектронни за хелий и осемелектронни за други благородни газове). Непълните външни електронни слоеве на всички други елементи са нестабилни и когато такива атоми се комбинират с други атоми, техните електронни обвивки се пренареждат. Химическата връзка се образува от валентни електрони, но се осъществява по различни начини.

Валентност се наричат ​​електрони, които участват в образуването на химични връзки, главно това са електрони от последното или предпоследното енергийно ниво.

Има няколко типа химични връзки: йонни, метални, ковалентни и водородни.

Най-простият пример за ковалентна връзка е образуването на водородна молекула. Водородните атоми имат електронна обвивкаот един несдвоен s-електрон, т.е. един електрон липсва за завършване на нивото. Когато водородните атоми се доближават един до друг на определено разстояние, електроните с антипаралелни завъртания взаимодействат с образуването общелектронна двойка. Общата електронна двойка се образува в резултат на частично припокриване на s-орбитали и в този случай най-голямата плътност се създава в областта на припокриващите се орбитали.

Свързването на атоми с помощта на споделени електронни двойки се нарича ковалентен.

Молекула с ковалентна връзка може да бъде записана под формата на две формули: електронна (електронът е обозначен с точка) и структурна (споделена електронна двойка е обозначена с черта).

1. Дължина на връзката е разстоянието между ядрата на атомите. Изразява се в nm. Химическата връзка е толкова по-силна, колкото по-къса е нейната дължина. Мярката за силата на връзката обаче е нейната енергия.

2. Енергия на връзката - това е количеството енергия, което се отделя по време на образуването на химическа връзка и следователно това е работата, която трябва да се изразходва за прекъсване на връзката. Изразено в kJ/mol. Енергията на връзката се увеличава с намаляване на дължината на връзката.

3. Под ситост разбират способността на атомите да образуват ограничен брой ковалентни връзки. Например, водороден атом, който има един несдвоен електрон, може да образува една връзка, а възбуден въглероден атом може да образува не повече от четири връзки. Поради наситеността на връзките молекулите имат определен състав. Но дори и при наситени ковалентни връзки могат да се образуват по-сложни молекули според донорно-акцепторния механизъм.

4. множественост определя се от броя на общите електронни двойки между атомите, т.е. броя на химичните връзки. В разглежданата водородна молекула, както и в молекулите на флуор и хлор, връзката между атомите се осъществява поради една електронна двойка, такава връзка се нарича единичен. В молекула кислород двойно, а в молекулата на азота - тройна.

Освен това ковалентната връзка може да бъде от два вида:

1) Ако електронните облаци се припокриват в посока на права линия, която свързва ядрата на атомите (т.е. комуникационни оси ), такава ковалентна връзка се нарича сигма връзка . Ковалентните сигма връзки се образуват от припокриващи се орбитали: s-s (водородна молекула), s-p (хлороводород) и p-p (хлорна молекула).

2) Ако р-орбиталите, насочени перпендикулярно на оста на връзката, се припокриват, две области на припокриване се образуват от двете страни на оста на връзката и такава връзка се нарича пи връзка .

Въпреки факта, че енергията на пи връзката е по-малка от сигма, общата енергия на двойна и още повече тройна връзка е по-висока от единичната.

5. Полярност връзките се определят от местоположението на обща електронна двойка, ако тя е разпределена в пространството симетрично по отношение на ядрата на двата атома, тогава такава ковалентна връзка се нарича неполярни . Пример са двуатомните молекули, състоящи се от атоми на един и същ елемент, т.е. прости вещества.

В случая полярна ковалентна връзка , молекулата се образува от атоми на различни елементи и електронният облак на връзката в този случай се измества към атома с по-висока относителна електроотрицателност. Например, по време на образуването на молекулата на HCl, общата електронна двойка се измества към хлорния атом, тъй като има по-голям EO.

EO- това е способността на атомите на елементите да привличат общи електронни двойки към себе си. Атом повече от EO елемент поема ефективен отрицателен заряд d-, а вторият атом поема ефективен положителен заряд d+. В резултат на това има дипол. Мярката за полярността на връзката е електрически диполен момент .

6. Ориентацияковалентната връзка определя пространствената структура на молекулите, т.е. тяхната геометрична форма. Насочеността се определя количествено валентен ъгъл е ъгълът между химичните връзки. Ковалентните връзки, образувани от многовалентни атоми, винаги имат пространствена ориентация.

Ковалентната връзка е най-често срещаният тип химическа връзка, която възниква при взаимодействие със същите или подобни стойности на електроотрицателност.

Ковалентната връзка е връзка между атоми, използващи споделени електронни двойки.

След откриването на електрона са правени много опити за разработване на електронна теория за химическото свързване. Най-успешните бяха произведенията на Люис (1916), който предложи да се разглежда образуването на връзка като следствие от появата на електронни двойки, общи за два атома. За да направи това, всеки атом осигурява същия брой електрони и се опитва да се обгради с октет или дублет от електрони, характерни за външната електронна конфигурация на инертните газове. Графично, образуването на ковалентни връзки, дължащи се на несдвоени електрони съгласно метода на Луис, е изобразено с помощта на точки, показващи външните електрони на атома.

Образуване на ковалентна връзка според теорията на Люис

Механизмът на образуване на ковалентна връзка

Основният признак на ковалентна връзка е наличието на обща електронна двойка, принадлежаща на двата химически свързани атома, тъй като присъствието на два електрона в полето на действие на две ядра е енергийно по-благоприятно от присъствието на всеки електрон в полето на собственото си ядро. Възникването на обща електронна двойка връзки може да стане по различни механизми, по-често чрез обмен, а понякога и чрез донорно-акцепторни.

Съгласно принципа на обменния механизъм за образуване на ковалентна връзка, всеки от взаимодействащите атоми доставя еднакъв брой електрони с антипаралелни спинове за образуване на връзка. например:

Според донорно-акцепторния механизъм по време на взаимодействието на различни частици възниква двуелектронна връзка. Един от тях е донор A:има неподелена двойка електрони (т.е. такава, която принадлежи само на един атом), а другата е акцептор INима свободна орбитала.

Частица, която осигурява двуелектронна връзка (несподелена двойка електрони) се нарича донор, а частица със свободна орбитала, която приема тази електронна двойка, се нарича акцептор.

Механизмът на образуване на ковалентна връзка поради двуелектронен облак на един атом и свободна орбитала на друг се нарича донорно-акцепторен механизъм.

Донорно-акцепторната връзка иначе се нарича полуполярна, тъй като върху донорния атом възниква частичен ефективен положителен заряд δ+ (поради факта, че неговата неразделена двойка електрони се е отклонила от него) и частичен ефективен отрицателен заряд δ- възниква върху акцепторния атом (поради факта, че има изместване в неговата посока на неразделената електронна двойка на донора).

Пример за прост донор на електронна двойка е Н йонът. — , който има неподелена електронна двойка. В резултат на добавянето на отрицателен хидриден йон към молекула, чийто централен атом има свободна орбитала (посочена като празна квантова клетка на диаграмата), например ВН 3, се образува сложен комплексен йон ВН 4 — с отрицателен заряд (N — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4] -):

Акцепторът на електронната двойка е водороден йон или просто протон Н +. Прикрепването му към молекула, чийто централен атом има несподелена електронна двойка, например към NH 3, също води до образуването на сложен йон NH 4 +, но с положителен заряд:

Метод на валентната връзка

Първо квантово-механична теория на ковалентната връзкае създаден от Хайтлер и Лондон (през 1927 г.), за да опише молекулата на водорода и след това е приложен от Полинг към многоатомни молекули. Тази теория се нарича метод на валентната връзка, чиито основни моменти могат да бъдат обобщени, както следва:

• всяка двойка атоми в молекула се държи заедно от една или повече споделени електронни двойки, като електронните орбитали на взаимодействащите атоми се припокриват;
• силата на връзката зависи от степента на припокриване на електронните орбитали;
• условието за образуване на ковалентна връзка е противонасочеността на електронните спинове; поради това възниква обобщена електронна орбитала с най-висока електронна плътност в междуядреното пространство, което осигурява привличането на положително заредени ядра един към друг и е придружено от намаляване на общата енергия на системата.

Хибридизация на атомни орбитали

Въпреки факта, че електроните на s-, p- или d-орбиталите, които имат различна форма и различна ориентация в пространството, участват в образуването на ковалентни връзки, в много съединения тези връзки са еквивалентни. За да се обясни това явление, беше въведено понятието "хибридизация".

Хибридизацията е процесът на смесване и подреждане на орбиталите по форма и енергия, при който се преразпределят електронните плътности на орбитали с подобни енергии, в резултат на което те стават еквивалентни.

Основните положения на теорията на хибридизацията:

1. При хибридизиране начална формаи орбиталите взаимно се променят, докато се образуват нови, хибридизирани орбитали, но със същата енергия и същата форма, наподобяващи неправилна осмица.
2. Броят на хибридизираните орбитали е равен на броя на изходните орбитали, участващи в хибридизацията.
3. Орбитали с подобни енергии (s- и p-орбитали на външното енергийно ниво и d-орбитали на външните или предварителните нива) могат да участват в хибридизацията.
4. Хибридизираните орбитали са по-удължени в посока на образуване на химични връзки и следователно осигуряват по-добро припокриване с орбиталите на съседния атом, в резултат на което стават по-силни от отделните нехибридни орбитали, образувани поради електрони.
5. Благодарение на образуването на по-силни връзки и по-симетричното разпределение на електронната плътност в молекулата се получава енергийна печалба, която повече от компенсира потреблението на енергия, необходима за процеса на хибридизация.
6. Хибридизираните орбитали трябва да бъдат ориентирани в пространството по такъв начин, че да осигурят максимално взаимно разделение една от друга; в този случай енергията на отблъскване е най-малка.
7. Видът на хибридизацията се определя от вида и броя на изходните орбитали и променя размера на ъгъла на свързване, както и пространствената конфигурация на молекулите.

По време на образуването на молекули (или отделни фрагменти от молекули) най-често се срещат следните видове хибридизация:

Връзките, които се образуват с участието на електрони на sp-хибридизирани орбитали, също са поставени под ъгъл от 180 0, което води до линейна форма на молекулата. Този тип хибридизация се наблюдава в халогенидите на елементи от втора група (Be, Zn, Cd, Hg), чиито атоми във валентно състояние имат несдвоени s- и p-електрони. Линейната форма е характерна и за молекулите на други елементи (0=C=0,HC≡CH), в които връзките се образуват от sp-хибридизирани атоми.

Този тип хибридизация е най-характерен за молекули на р-елементи от трета група, чиито атоми във възбудено състояние имат външен електронна структура ns 1 np 2 , където n е номерът на периода, в който се намира елементът. И така, в молекулите на ВF 3, BCl 3, AlF 3 и в други се образуват връзки поради sp 2 -хибридизирани орбитали на централния атом.

Поставянето на хибридизираните орбитали на централния атом под ъгъл от 109 0 28` причинява тетраедричната форма на молекулите. Това е много характерно за наситени съединения на четиривалентен въглерод CH 4 , CCl 4 , C 2 H 6 и други алкани. Примери за съединения на други елементи с тетраедрична структура поради sp 3 хибридизация на валентните орбитали на централния атом са йони: BH 4 - , BF 4 - , PO 4 3- , SO 4 2- , FeCl 4 - .

Този тип хибридизация най-често се среща в неметалните халиди. Пример за това е структурата на фосфорния хлорид PCl 5, по време на образуването на който фосфорният атом (P ... 3s 2 3p 3) първо преминава във възбудено състояние (P ... 3s 1 3p 3 3d 1), а след това претърпява s 1 p 3 d-хибридизация - пет едноелектронни орбитали стават еквивалентни и се ориентират с удължените си краища към ъглите на менталната тригонална бипирамида. Това определя формата на молекулата PCl 5, която се образува, когато пет s 1 p 3 d-хибридизирани орбитали се припокриват с 3p орбитали на пет хлорни атома.

1. sp - Хибридизация. Когато една s-i се комбинира с една p-орбитала, възникват две sp-хибридизирани орбитали, разположени симетрично под ъгъл 180 0 .
2. sp 2 - Хибридизация. Комбинацията от една s- и две p-орбитали води до образуването на sp 2 -хибридизирани връзки, разположени под ъгъл 120 0, така че молекулата приема формата на правилен триъгълник.
3. sp 3 - Хибридизация. Комбинацията от четири орбитали - една s- и три p води до sp 3 - хибридизация, при която четири хибридизирани орбитали са симетрично ориентирани в пространството спрямо четирите върха на тетраедъра, т.е. под ъгъл от 109 0 28 `.
4. sp 3 d - Хибридизация. Комбинацията от една s-, три p- и една d-орбитала дава sp 3 d-хибридизация, която определя пространствената ориентация на пет sp 3 d-хибридизирани орбитали към върховете на тригоналната бипирамида.
5. Други видове хибридизация. В случай на sp 3 d 2 хибридизация, шест sp 3 d 2 хибридизирани орбитали са насочени към върховете на октаедъра. Ориентацията на седемте орбитали спрямо върховете на петоъгълната бипирамида съответства на sp 3 d 3 хибридизацията (или понякога sp 3 d 2 f) на валентните орбитали на централния атом на молекулата или комплекса.

Методът на атомна орбитална хибридизация обяснява геометричната структура Голям броймолекули, обаче, според експериментални данни, по-често се наблюдават молекули с малко по-различни стойности на ъглите на връзката. Например в молекулите CH 4, NH 3 и H 2 O централните атоми са в sp 3 хибридизирано състояние, така че може да се очаква, че ъглите на връзката в тях са равни на тетраедричните (~ 109,5 0). Експериментално е установено, че ъгълът на свързване в молекулата CH 4 всъщност е 109,5 0 . Въпреки това, в молекулите на NH 3 и H 2 O, стойността на ъгъла на връзката се отклонява от тетраедричната: тя е 107,3 ​​0 в молекулата NH 3 и 104,5 0 в молекулата на H 2 O. Такива отклонения се обясняват с наличието на неразделена електронна двойка при азотните и кислородните атоми. Двуелектронна орбитала, която съдържа несподелена двойка електрони, поради повишената си плътност отблъсква едноелектронни валентни орбитали, което води до намаляване на ъгъла на връзката. При азотния атом в молекулата NH 3 от четири sp 3 хибридизирани орбитали, три едноелектронни орбитали образуват връзки с три Н атома, а четвъртата орбитала съдържа несподелена двойка електрони.

Несвързана електронна двойка, която заема една от sp 3 -хибридизираните орбитали, насочени към върховете на тетраедъра, отблъсква едноелектронни орбитали, причинява асиметрично разпределение на електронната плътност около азотния атом и в резултат на това компресира връзката ъгъл до 107,3 ​​0 . Подобна картина на намаляване на ъгъла на връзката от 109,5 0 до 107 0 в резултат на действието на неподелената електронна двойка на N атома се наблюдава и в молекулата NCl 3 .

При кислородния атом в молекулата на H 2 O четири sp 3 хибридизирани орбитали имат две едноелектронни и две двуелектронни орбитали. Едноелектронните хибридизирани орбитали участват в образуването на две връзки с два Н атома, а две двуелектронни двойки остават неразделени, тоест принадлежащи само на атома Н. Това увеличава асиметрията на разпределението на електронната плътност около атома О и намалява ъгъла на свързване в сравнение с тетраедричния до 104,5 0 .

Следователно броят на несвързаните електронни двойки на централния атом и тяхното разположение в хибридизирани орбитали влияе върху геометричната конфигурация на молекулите.

Характеристики на ковалентната връзка

Ковалентната връзка има набор от специфични свойства, които определят нейните специфични характеристики или характеристики. Те, в допълнение към характеристиките, които вече се считат за "енергия на връзката" и "дължина на връзката", включват: ъгъл на връзката, наситеност, насоченост, полярност и други подобни.

1. Валентен ъгъл- това е ъгълът между съседните оси на връзката (т.е. условни линии, начертани през ядрата на химически свързани атоми в молекула). Стойността на ъгъла на свързване зависи от естеството на орбиталите, вида на хибридизацията на централния атом, влиянието на несподелените електронни двойки, които не участват в образуването на връзки.

2. Наситеност. Атомите имат способността да образуват ковалентни връзки, които могат да се образуват, първо, според обменния механизъм поради несдвоените електрони на невъзбуден атом и поради онези несдвоени електрони, които възникват в резултат на неговото възбуждане, и второ, според донорно-акцепторния механизъм. Въпреки това, общият брой връзки, които един атом може да образува, е ограничен.

Наситеността е способността на атом на даден елемент да образува определен, ограничен брой ковалентни връзки с други атоми.

И така, вторият период, който има четири орбитали на външно енергийно ниво (една s- и три p-), образуват връзки, чийто брой не надвишава четири. Атоми на елементи от други периоди с Голям бройорбиталите на външното ниво могат да образуват повече връзки.

3. Ориентация. Според метода химическата връзка между атомите се дължи на припокриването на орбитали, които, с изключение на s-орбиталите, имат определена ориентация в пространството, което води до посоката на ковалентната връзка.

Ориентацията на ковалентната връзка е такова разположение на електронната плътност между атомите, което се определя от пространствената ориентация на валентните орбитали и осигурява максималното им припокриване.

Тъй като електронните орбитали имат различни формии различна ориентация в пространството, тогава може да се осъществи тяхното взаимно припокриване различни начини. В зависимост от това се разграничават σ-, π- и δ-връзки.

Сигма връзката (σ връзка) е припокриване на електронни орбитали, при което максималната електронна плътност е концентрирана по протежение на въображаема линия, свързваща две ядра.

Сигма връзката може да се образува от два s електрона, един s и един p ​​електрон, два p електрона или два d електрона. Такава σ-връзка се характеризира с наличието на една област от припокриващи се електронни орбитали, тя винаги е единична, т.е. образува се само от една електронна двойка.

Разнообразие от форми на пространствена ориентация на "чисти" орбитали и хибридизирани орбитали не винаги позволяват възможността за припокриване на орбитали по оста на връзката. Припокриването на валентните орбитали може да се случи от двете страни на оста на връзката - така нареченото "странично" припокриване, което най-често се случва при образуването на π връзки.

Pi-връзка (π-връзка) е припокриването на електронните орбитали, при което максималната електронна плътност е концентрирана от двете страни на линията, свързваща ядрата на атомите (т.е. от оста на връзката).

Pi връзка може да се образува чрез взаимодействието на две успоредни p орбитали, две d орбитали или други комбинации от орбитали, чиито оси не съвпадат с оста на връзката.

4. Множество.Тази характеристика се определя от броя на общите електронни двойки, които свързват атомите. Ковалентната връзка по множество може да бъде единична (проста), двойна и тройна. Връзка между два атома, използваща една обща електронна двойка, се нарича единична връзка (проста), две електронни двойки - двойна връзка, три електронни двойки - тройна връзка. И така, в молекулата на водорода H 2 атомите са свързани чрез единична връзка (H-H), в молекулата на кислорода O 2 - двойна (B \u003d O), в молекулата на азота N 2 - тройна (N≡N). Множеството облигации е от особено значение при органични съединения- въглеводороди и техните производни: в етан C 2 H 6 между C атоми има единична връзка (C-C), в етилен C 2 H 4 - двойна (C \u003d C) в ацетилен C 2 H 2 - тройна (C ≡ C ) (C≡C).

Множеството на връзката влияе върху енергията: с увеличаване на множествеността се увеличава нейната сила. Увеличаването на множествеността води до намаляване на междуядреното разстояние (дължината на връзката) и увеличаване на енергията на свързване.

5. Полярност и поляризуемост. Електронната плътност на ковалентната връзка може да бъде разположена различно в междуядреното пространство.

Полярността е свойство на ковалентната връзка, което се определя от местоположението на електронната плътност в междуядреното пространство спрямо свързаните атоми.

В зависимост от разположението на електронната плътност в междуядреното пространство се разграничават полярни и неполярни ковалентни връзки. Неполярна връзка е такава връзка, при която общият електронен облак е разположен симетрично по отношение на ядрата на свързаните атоми и еднакво принадлежи на двата атома.

Молекулите с този тип връзка се наричат ​​неполярни или хомонуклеарни (т.е. тези, които включват атоми на един елемент). Неполярна връзка се появява като правило в хомоядрени молекули (H 2, Cl 2, N 2 и др.) Или по-рядко в съединения, образувани от атоми на елементи с близки стойности на електроотрицателност, например карборунд SiC. Полярна (или хетерополярна) връзка е връзка, при която общият електронен облак е асиметричен и изместен към един от атомите.

Молекулите с полярна връзка се наричат ​​полярни или хетероядрени. В молекулите с полярна връзка обобщената електронна двойка се измества към атома с по-висока електроотрицателност. В резултат на този атом се появява известен частичен отрицателен заряд (δ-), който се нарича ефективен, а атом с по-ниска електроотрицателност има частичен положителен заряд със същата величина, но противоположен по знак (δ+). Например, експериментално е установено, че ефективният заряд на водородния атом в молекулата на хлороводорода HCl е δH=+0,17, а на хлорния атом δCl=-0,17 от абсолютния заряд на електрона.

За да се определи в каква посока ще се измести електронната плътност на полярната ковалентна връзка, е необходимо да се сравнят електроните на двата атома. По ред на увеличаване на електроотрицателността най-често срещаните химични елементи са поставени в следната последователност:

Полярните молекули се наричат диполи - системи, в които центровете на тежестта на положителните заряди на ядрата и отрицателните заряди на електроните не съвпадат.

Диполът е система, която представлява съвкупност от два точкови електрически заряда, еднакви по големина и противоположни по знак, разположени на известно разстояние един от друг.

Разстоянието между центровете на привличане се нарича дължина на дипола и се означава с буквата l. Полярността на една молекула (или връзка) се характеризира количествено с диполния момент μ, който при двуатомна молекула е равен на произведението от дължината на дипола и стойността на заряда на електрона: μ=el.

В единиците SI диполният момент се измерва в [C × m] (кулонови метри), но по-често те използват извънсистемната единица [D] (debye): 1D = 3,33 10 -30 C × m. диполните моменти на ковалентните молекули варират в рамките на 0-4 D, а на йонните - 4-11D. Колкото по-голяма е дължината на дипола, толкова по-полярна е молекулата.

Съвместен електронен облак в молекула може да бъде изместен от външно електрическо поле, включително полето на друга молекула или йон.

Поляризуемостта е промяна в полярността на връзката в резултат на изместването на електроните, образуващи връзката под действието на външно електрическо поле, включително силовото поле на друга частица.

Поляризираемостта на една молекула зависи от подвижността на електроните, която е толкова по-силна, колкото по-голямо е разстоянието от ядрата. В допълнение, поляризуемостта зависи от посоката на електрическото поле и от способността на електронните облаци да се деформират. Под влиянието външно поленеполярните молекули стават полярни, а полярните стават още по-полярни, тоест в молекулите се индуцира дипол, който се нарича редуциран или индуциран дипол.

За разлика от постоянните, индуцираните диполи възникват само под действието на външно електрическо поле. Поляризацията може да причини не само поляризуемостта на връзката, но и нейното разкъсване, при което настъпва преходът на свързващата електронна двойка към един от атомите и се образуват отрицателно и положително заредени йони.

Полярността и поляризуемостта на ковалентните връзки определят реактивността на молекулите по отношение на полярните реагенти.

Свойства на съединения с ковалентна връзка

Веществата с ковалентни връзки са разделени на две неравни групи: молекулни и атомни (или немолекулни), които са много по-малки от молекулните.

Молекулните съединения при нормални условия могат да бъдат в различни агрегатни състояния: под формата на газове (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), летливи течности (Br 2, H 2 O, C 2 H 5 OH ) или твърди кристални вещества, повечето от които, дори при много леко нагряване, могат бързо да се стопят и сублимират лесно (S 8, P 4, I 2, захар C 12 H 22 O 11, "сух лед" CO 2).

Ниските точки на топене, сублимация и кипене на молекулните вещества се обясняват с много слабите сили на междумолекулно взаимодействие в кристалите. Ето защо молекулярните кристали не се характеризират с висока якост, твърдост и електропроводимост (лед или захар). Освен това веществата с полярни молекули имат по-високи точки на топене и кипене от тези с неполярни молекули. Някои от тях са разтворими в или други полярни разтворители. А веществата с неполярни молекули, напротив, се разтварят по-добре в неполярни разтворители (бензен, въглероден тетрахлорид). И така, йодът, чиито молекули са неполярни, не се разтваря в полярна вода, но се разтваря в неполярен CCl 4 и алкохол с ниска полярност.

Немолекулните (атомни) вещества с ковалентни връзки (диамант, графит, силиций Si, кварц SiO 2 , карборунд SiC и други) образуват изключително здрави кристали, с изключение на графита, който има слоеста структура. Например, кристалната решетка на диаманта е правилна триизмерна рамка, в която всеки sp3 хибридизиран въглероден атом е свързан с четири съседни С атома чрез σ връзки. Всъщност целият диамантен кристал е една огромна и много силна молекула. Силициевите кристали Si, които се използват широко в радиоелектрониката и електронното инженерство, имат подобна структура. Ако заменим половината от атомите С в диаманта с атоми Si, без да нарушаваме структурата на рамката на кристала, получаваме кристал от карборунд - силициев карбид SiC - много твърдо вещество, използвано като абразивен материал. И ако между всеки два атома Si в кристалната решетка на силиций се вмъкне атом О, тогава се образува кристалната структура на кварц SiO 2 - също много твърдо вещество, разновидност на което се използва и като абразивен материал.

Кристалите от диамант, силиций, кварц и подобни по структура са атомни кристали, те са огромни "супермолекули", така че те структурни формулиможе да бъде изобразен не изцяло, а само като отделен фрагмент, например:

Немолекулните (атомни) кристали, състоящи се от атоми на един или два елемента, свързани помежду си чрез химически връзки, принадлежат към огнеупорни вещества. Високите температури на топене се дължат на необходимостта от изразходване на голямо количество енергия за разрушаване на силни химични връзки по време на топенето на атомни кристали, а не на слабо междумолекулно взаимодействие, както в случая на молекулните вещества. По същата причина много атомни кристали не се топят при нагряване, а се разлагат или веднага преминават в състояние на пара (сублимация), например графитът сублимира при 3700 o C.

Немолекулните вещества с ковалентни връзки са неразтворими във вода и други разтворители, повечето от тях не провеждат електричество(с изключение на графита, който е присъщ на електропроводимостта и полупроводниците - силиций, германий и др.).