Kovalentná a chemická väzba a jej vlastnosti. kovalentná väzba. Štruktúra jednoduchých látok - nekovov

kovalentná väzba - chemická väzba vznikli socializáciou dvojice valenčných elektrónových oblakov. Elektróny, ktoré poskytujú väzbu, sa nazývajú spoločný elektrónový pár.

Svätá kovalentná väzba : smerovosť, sýtosť, polarita, polarizovateľnosť - určiť chemické a fyzikálne vlastnosti spojenia.

Smer väzby určuje molekulárnu štruktúru látok a geometrický tvar ich molekúl. Uhly medzi dvoma väzbami sa nazývajú väzbové uhly.

Sýtosť – schopnosť atómov vytvárať obmedzené množstvo kovalentných väzieb. Počet väzieb tvorených atómom je obmedzený počtom jeho vonkajších atómových orbitálov.

Polarita väzby je spôsobená nerovnomerným rozložením hustoty elektrónov v dôsledku rozdielov v elektronegativite atómov. Na tomto základe sa kovalentné väzby delia na nepolárne a polárne.

Polarizovateľnosť väzby je vyjadrená vytesnením väzbových elektrónov vplyvom vonkajšieho prostredia elektrické pole vrátane ďalšej reagujúcej častice. Polarizácia je určená pohyblivosťou elektrónov. Polarita a polarizovateľnosť kovalentných väzieb určuje reaktivitu molekúl vzhľadom na polárne činidlá.

Iónová väzba.

Iónový typ väzby je možný len medzi atómami, ktoré sa výrazne líšia vlastnosťami. Prudký rozdiel vo vlastnostiach prvkov vedie k tomu, že atóm kovu úplne stráca svoje valenčné elektróny a atóm nekovu ich pridáva. vytvárali kladne a záporne nabité ióny v molekulách a kryštálovej mriežke silami elektrostatickej príťažlivosti. Takáto väzba sa nazýva iónová.

Príkladom je tvorba molekuly NaCL v plynnej fáze.

Nešpecifické typy komunikácie.

kovové spojenie - chemická väzba v dôsledku prítomnosti relatívne voľných elektrónov. Je charakteristický pre čisté kovy a ich zliatiny a intermetalické zlúčeniny.

Mechanizmus spájania kovov: Pozitívne kovové ióny sa nachádzajú vo všetkých uzloch kryštálovej mriežky. Medzi nimi sa náhodne, podobne ako molekuly plynu, pohybujú valenčné elektróny, uvoľnené z atómov počas tvorby iónov. Tieto elektróny zohrávajú úlohu cementu, ktorý držia kladné ióny pohromade; inak by sa mriežka pôsobením odpudivých síl medzi iónmi rozpadla. Elektróny sú zároveň držané iónmi v kryštálovej mriežke a nemôžu ju opustiť. Komunikačné sily nie sú lokalizované a nie sú usmernené. Preto sa vo väčšine prípadov objavujú vysoké koordinačné čísla (napríklad 12 alebo 8).

Ďalšie vlastnosti: Voľne sa pohybujúce elektróny spôsobujú vysokú elektrickú a tepelnú vodivosť. Látky s kovovou väzbou často spájajú pevnosť s ťažnosťou, pretože keď sa atómy navzájom premiestnia, väzby sa nerozbijú.

Van der Waalsove sily - sily medzimolekulovej interakcie s energiou 0,8 - 8,16 kJ / mol. Tento termín pôvodne označoval všetky takéto sily, v moderná veda zvyčajne sa aplikuje na sily vznikajúce polarizáciou molekúl a tvorbou dipólov. Objavil ho J. D. van der Waals v roku 1869.

Van der Waalsove sily zahŕňajú interakcie medzi dipólmi (trvalými a indukovanými). Názov pochádza zo skutočnosti, že tieto sily sú príčinou korekcie vnútorného tlaku vo van der Waalsovej stavovej rovnici pre skutočný plyn. Tieto interakcie určujú najmä sily zodpovedné za tvorbu priestorovej štruktúry biologických makromolekúl.

Dôležité kvantitatívne charakteristiky kovalentnej väzby sú väzbovú energiu, jej dĺžka A dipólového momentu.

Energia väzby- energia uvoľnená pri jej vzniku alebo potrebná na oddelenie dvoch viazaných atómov. Energia väzby charakterizuje jej silu.

Dĺžka odkazu je vzdialenosť medzi centrami viazaných atómov. Čím je dĺžka kratšia, tým silnejšia je chemická väzba.

Dipólového momentu väzba (μ) je vektorová hodnota charakterizujúca polaritu väzby (meraná v debyeoch D alebo coulombových metrov: 1 D= 3,4 ± 10-30 °C m).

Dĺžka vektora sa rovná súčinu dĺžky väzby l za efektívny poplatok q , ktoré atómy získajú, keď sa hustota elektrónov posunie: | μ | = l · q .Vektor dipólového momentu smeruje od kladného náboja k zápornému náboju. S vektorovým sčítaním dipólových momentov všetkých väzieb sa získa dipólový moment molekuly.
Charakteristiky dlhopisov sú ovplyvnené ich mnohonásobnosťou:

kovalentná väzba(atómová väzba, homeopolárna väzba) - chemická väzba vytvorená prekrytím (socializáciou) dvojice valenčných elektrónových oblakov. Elektronické oblaky (elektróny), ktoré zabezpečujú komunikáciu, sa nazývajú spoločný elektrónový pár.

Pojem kovalentná väzba prvýkrát zaviedol laureát nobelová cena Irving Langmuir v roku 1919. Tento výraz sa týkal chemickej väzby v dôsledku spoločného vlastníctva elektrónov, na rozdiel od kovovej väzby, v ktorej boli elektróny voľné, alebo iónovej väzby, v ktorej jeden z atómov daroval elektrón a stal sa katiónom. iný atóm prijal elektrón a stal sa aniónom.

Neskôr (1927) F. London a W. Heitler na príklade molekuly vodíka podali prvý opis kovalentnej väzby z hľadiska kvantovej mechaniky.

Pri zohľadnení štatistickej interpretácie vlnovej funkcie M. Borna je hustota pravdepodobnosti nájdenia väzbových elektrónov sústredená v priestore medzi jadrami molekuly (obr. 1). V teórii odpudzovania elektrónových párov sa uvažujú geometrické rozmery týchto párov. Takže pre prvky každej periódy existuje určitý priemerný polomer elektrónového páru (Å):

0,6 pre prvky až po neón; 0,75 pre prvky do argónu; 0,75 pre prvky do kryptónu a 0,8 pre prvky do xenónu.

Charakteristické vlastnosti kovalentnej väzby – smerovosť, sýtosť, polarita, polarizovateľnosť – určujú chemické a fyzikálne vlastnosti zlúčenín.

Smer komunikácie je určený molekulárna štruktúra látky a geometrický tvar ich molekúl. Uhly medzi dvoma väzbami sa nazývajú väzbové uhly.

Sýtosť – schopnosť atómov vytvárať obmedzené množstvo kovalentných väzieb. Počet väzieb tvorených atómom je obmedzený počtom jeho vonkajších atómových orbitálov.

Polarita väzby je spôsobená nerovnomerným rozložením hustoty elektrónov v dôsledku rozdielov v elektronegativite atómov. Na tomto základe sa kovalentné väzby delia na nepolárne a polárne (nepolárne - dvojatómová molekula pozostáva z rovnakých atómov (H 2, Cl 2, N 2) a elektrónové oblaky každého atómu sú rozdelené symetricky vzhľadom na tieto atómy; polárne - dvojatómová molekula pozostáva z atómov rôznych chemických prvkov a všeobecný elektrónový oblak sa posúva smerom k jednému z atómov, čím sa vytvára asymetria v distribúcii elektrického náboja v molekule, čím sa generuje dipólový moment molekuly) .

Polarizovateľnosť väzby je vyjadrená vytesnením väzbových elektrónov vplyvom vonkajšieho elektrického poľa, vrátane poľa inej reagujúcej častice. Polarizácia je určená pohyblivosťou elektrónov. Polarita a polarizovateľnosť kovalentných väzieb určuje reaktivitu molekúl vzhľadom na polárne činidlá.

Dvojnásobný nositeľ Nobelovej ceny L. Pauling však poukázal na to, že „v niektorých molekulách sú kovalentné väzby vďaka jednému alebo trom elektrónom namiesto spoločného páru“. Jednoelektrónová chemická väzba je realizovaná v molekulárnom vodíkovom ióne H 2 +.

Molekulárny vodíkový ión H 2 + obsahuje dva protóny a jeden elektrón. Jediný elektrón molekulárneho systému kompenzuje elektrostatické odpudzovanie dvoch protónov a udržiava ich vo vzdialenosti 1,06 Å (dĺžka chemickej väzby H 2 +). Stred elektrónovej hustoty elektrónového oblaku molekulárneho systému je od oboch protónov rovnako vzdialený o Bohrov polomer α 0 = 0,53 Å a je stredom symetrie molekulárneho vodíkového iónu H 2 +.

9- otázka) Spôsoby vzniku kovalentnej väzby. Uveďte príklady.

Spôsoby tvorby kovalentnej väzby

Existujú dva hlavné spôsoby vytvorenia kovalentnej väzby *.

1) Elektrónový pár tvoriaci väzbu môže vzniknúť v dôsledku nespárovaných elektrónov prítomných v nevybudených atómoch.

Počet kovalentných väzieb však môže byť väčší ako počet nespárovaných elektrónov. Napríklad v neexcitovanom stave (nazývanom aj základný stav) má atóm uhlíka dva nepárové elektróny, ale je charakterizovaný zlúčeninami, v ktorých tvorí štyri kovalentné väzby. To je možné v dôsledku excitácie atómu. V tomto prípade jeden z s-elektrónov prejde do p-podúrovne:

Zvýšenie počtu vytvorených kovalentných väzieb je sprevádzané uvoľnením väčšieho množstva energie, ako je vynaložené na excitáciu atómu. Keďže valencia atómu závisí od počtu nespárovaných elektrónov, excitácia vedie k zvýšeniu valencie. Pri atómoch dusíka, kyslíka, fluóru sa počet nepárových elektrónov nezvyšuje, pretože v rámci druhej úrovne nie sú žiadne voľné orbitály * a pohyb elektrónov na tretiu kvantovú úroveň si vyžaduje oveľa viac energie, než ktorá by sa uvoľnila pri vytváraní ďalších väzieb. teda keď je atóm excitovaný, prechody elektrónov na voľné orbitály sú možné len v rámci rovnakej energetickej hladiny.

Prvky 3. periódy - fosfor, síra, chlór - môžu vykazovať valenciu rovnajúcu sa číslu skupiny. To sa dosiahne excitáciou atómov s prechodom 3s a 3p elektrónov na prázdne orbitály 3d podúrovne:

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

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

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

Vo vyššie uvedenom elektronické vzorce* excitovaných atómov sú podúrovne * obsahujúce iba nepárové elektróny podčiarknuté. Na príklade atómu chlóru je ľahké ukázať, že valencia môže byť premenlivá:

Na rozdiel od chlóru je valencia atómu F konštantná a rovná sa 1, pretože na valenčnej (druhej) energetickej hladine sa nenachádzajú orbitály podúrovne d a iné prázdne orbitály.

2) Kovalentné väzby môžu byť vytvorené vďaka párovým elektrónom prítomným na vonkajšej elektrónovej vrstve atómu. V tomto prípade musí mať druhý atóm voľný orbitál na vonkajšej vrstve. Napríklad tvorba amónneho iónu z molekuly amoniaku a vodíkového iónu môže byť znázornená schémou:

Atóm, ktorý poskytuje svoj elektrónový pár na vytvorenie kovalentnej väzby *, sa nazýva donor a atóm, ktorý poskytuje prázdny orbitál, sa nazýva akceptor. Kovalentná väzba vytvorená týmto spôsobom sa nazýva väzba donor-akceptor. V amónnom katióne je táto väzba svojimi vlastnosťami úplne identická s tromi ďalšími kovalentnými väzbami vytvorenými prvou metódou, takže pojem „donor-akceptor“ neznamená žiadny špeciálny typ väzby, ale iba spôsob jej vytvorenia.

10-otázka) Acidobázická interakcia - neutralizačné reakcie. Kyslé a zásadité soli. Uveďte príklady.

NaOH + HCl = NaCl + H2O - neutralizačná reakcia
NaOH + H2SO4 \u003d NaHSO4 + H2O - tvorba kyslej soli hydrogénsíranu sodného, ​​kyslé soli môžu vytvárať iné zásadité kyseliny, napríklad H3PO4 môže vytvárať 2 kyslé soli NaH2PO4. Na2HP04. -soli kyselín - produkt neúplnej náhrady vodíkových katiónov v kys.
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O - stredná soľ
Al(OH)3 + 2HCl = Cl2 + 2H2O - hydroxochlorid hlinitý - zásaditá soľ
Al(OH)3 + HCl = Cl + H2O - dihydroxochlorid hlinitý
Zásaditá soľ je produktom neúplného nahradenia hydroxylových skupín zásady aniónmi zvyšku kyseliny.

Teórie kyselín a zásad- súbor základných fyzikálnych a chemických pojmov, ktoré opisujú povahu a vlastnosti kyselín a zásad. Všetky zavádzajú definície kyselín a zásad - dvoch tried látok, ktoré spolu reagujú. Úlohou teórie je predpovedať produkty reakcie medzi kyselinou a zásadou a možnosť jej výskytu, na čo sa využívajú kvantitatívne charakteristiky sily kyseliny a zásady. Rozdiely medzi teóriami spočívajú v definíciách kyselín a zásad, charakteristikách ich sily a v dôsledku toho v pravidlách predpovedania reakčných produktov medzi nimi. Všetky majú svoju oblasť pôsobnosti, ktorá sa čiastočne prelína.

Acidobázické interakcie sú v prírode mimoriadne bežné a sú široko používané vo vedeckej a priemyselnej praxi. Teoretické pojmy kyseliny a zásady majú dôležitosti pri formovaní všetkých pojmových systémov chémie a majú všestranný vplyv na rozvoj mnohých teoretických koncepcií vo všetkých hlavných chemických disciplínach.

Na základe moderná teória kyseliny a zásady, také odvetvia chemických vied ako chémia vodných a nevodných roztokov elektrolytov, pH-metria v nevodnom prostredí, homo- a heterogénna acidobázická katalýza, teória kyslých funkcií a mnohé iné. vyvinuté.

11- otázka) Iónová väzba, jej vlastnosti, uveďte príklady.

Na rozdiel od kovalentnej väzby sa iónová väzba nenasýti.
Pevnosť iónových väzieb.
Látky s iónovými väzbami vo svojich molekulách majú tendenciu mať vyššie teploty varu a topenia.

Iónová väzba- veľmi silná chemická väzba vytvorená medzi atómami s veľkým rozdielom (> 1,5 na Paulingovej stupnici) elektronegativity, pri ktorej spoločný elektrónový pár úplne prechádza na atóm s vyššou elektronegativitou ide o priťahovanie iónov ako opačne nabitých telies. . Príkladom je zlúčenina CsF, v ktorej je „stupeň ionicity“ 97 %. Zvážte spôsob tvorby na príklade chloridu sodného NaCl. Elektrónovú konfiguráciu atómov sodíka a chlóru možno znázorniť ako: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Sú to atómy s neúplnou energetickou úrovňou. Aby sme ich doplnili, je zrejmé, že pre atóm sodíka je jednoduchšie vzdať sa jedného elektrónu ako pridať sedem a pre atóm chlóru je jednoduchšie pridať jeden elektrón, ako sa ich vzdať. Pri chemickej interakcii sa atóm sodíka úplne vzdá jedného elektrónu a atóm chlóru ho prijme. Schematicky to možno napísať ako: Na. - l e -> Na + sodíkový ión, stabilný osemelektrónový 1s2 2s2 2p6 obal vďaka druhej energetickej hladine. :Cl + 1e --> .Cl - ión chlóru, stabilný osemelektrónový obal. Medzi iónmi Na+ a Cl- vznikajú elektrostatické príťažlivé sily, v dôsledku ktorých vzniká zlúčenina. Iónová väzba je extrémnym prípadom polarizácie kovalentnej polárnej väzby. Vytvorené medzi typickým kovom a nekovom. V tomto prípade elektróny z kovu úplne prechádzajú do nekovu. Vznikajú ióny.

Ak sa vytvorí chemická väzba medzi atómami, ktoré majú veľmi veľký rozdiel v elektronegativite (EO > 1,7 podľa Paulinga), potom sa spoločný elektrón para úplne prenesie na atóm s väčším EO. Výsledkom je vytvorenie zlúčeniny opačne nabitých iónov:

Medzi vytvorenými iónmi existuje elektrostatická príťažlivosť, ktorá sa nazýva iónová väzba. Skôr je takýto pohľad pohodlný. V skutočnosti iónová väzba medzi atómami vo svojej čistej forme nie je realizovaná nikde alebo takmer nikde; zvyčajne je v skutočnosti väzba čiastočne iónová a čiastočne kovalentná. Väzbu komplexných molekulárnych iónov možno zároveň často považovať za čisto iónovú. Najdôležitejšie rozdiely medzi iónovými väzbami a inými typmi chemických väzieb sú nesmerovosť a nenasýtenosť. To je dôvod, prečo kryštály vytvorené v dôsledku iónovej väzby gravitujú smerom k rôznym tesným obalom zodpovedajúcich iónov.

charakteristický takýchto zlúčenín je dobrá rozpustnosť v polárnych rozpúšťadlách (voda, kyseliny atď.). Je to spôsobené nabitými časťami molekuly. V tomto prípade sú dipóly rozpúšťadla priťahované k nabitým koncom molekuly a v dôsledku Brownovho pohybu „ťahajú“ molekulu látky na časti a obklopujú ich, čím bránia ich opätovnému spojeniu. Výsledkom sú ióny obklopené dipólmi rozpúšťadla.

Keď sa takéto zlúčeniny rozpustia, spravidla sa uvoľní energia, pretože celková energia vytvorených väzieb rozpúšťadlo-ión je väčšia ako energia väzby anión-katión. Výnimkou sú mnohé soli kyseliny dusičnej (dusičnany), ktoré po rozpustení absorbujú teplo (roztoky sa ochladzujú). Posledná skutočnosť je vysvetlená na základe zákonov, ktoré sa berú do úvahy vo fyzikálnej chémii.

príklady: (MgS, K2CO3), zásady (LiOH, Ca(OH)2), zásadité oxidy (BaO, Na2O)
typ mriežky - kov

12) Výmenné reakcie v roztokoch. Uveďte príklady.

V prakticky nezvratné reakcie rovnováha je silne posunutá smerom k tvorbe produktov reakcie.

Často existujú procesy, v ktorých slabé elektrolyty alebo zle rozpustné zlúčeniny patria medzi počiatočné a medzi finálne produkty reakcie. Napríklad,

HCN(p) + CH3COO - (p)↔CH3COOH(p) + CN - (p) (1), ΔG˚=43 kJ

NH4OH (p) + H + (p) ↔ H20 (l) + NH4 + (p) (2) ΔG˚= -84 kJ

v ľavej aj pravej strane rovníc sú slabé elektrolyty.

V týchto prípadoch je rovnováha reverzibilného procesu posunutá smerom k tvorbe látky s nižším Kdissoc.

V reakcii (1) je rovnováha posunutá doľava 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).

Príklady procesov v reakčnej rovnici ktorých vľavo a vpravo vstupujú ťažko rozpustné látky, môže slúžiť ako:

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

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

Rovnováha sa posúva smerom k tvorbe menej rozpustnej zlúčeniny. V reakcii (1) sa rovnováha posunie doprava, pretože PRAGI=1,1 10-16< ПРAgCl =1,8·

10-10. V reakcii (2) je rovnováha len mierne posunutá smerom k BaSO4

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

Existujú procesy, v ktorých rovniciach je na jednej strane rovnosti slabo rozpustná zlúčenina a na druhej strane slabý elektrolyt. Teda rovnováha v systéme

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

výrazne posunutá doprava, keďže CN - ión sa viaže silnejšie na molekulu veľmi slabého elektrolytu HCN ako na molekulu ťažko rozpustnej látky AgCN. Preto sa zrazenina AgCN rozpúšťa, keď sa pridá kyselina dusičná.

Kovalentná väzba je realizovaná socializovanými valenčnými elektrónmi umiestnenými na spoločnej pre dva susedné atómy bonding orbital(pozri časť 2.2.1). Zároveň platí, že v prípade elementárnych látok každý z atómov „dá“ väzbe rovnaký počet valenčných elektrónov a vďaka väzbovým elektrónom najbližších susedných atómov v mriežke dokončí svoju valenčnú škrupinu tak, aby bola úplne vyplnená. . S touto vlastnosťou sýtosti kovalentnej väzby sme sa stretli na príklade molekuly vodíka. Jeho dôsledkom je pravidlo stanovené Hume-Rotherym. Pre kryštály elementárnych látok, v ktorých je realizovaná prevažne kovalentná väzba, je podľa neho splnený nasledujúci vzťah medzi koordinačným číslom. Z do a číslo skupiny N kde sa prvok nachádza:

Z k = 8 - N. Štruktúra elementárnych polovodičov (primárna väzba - kovalentná) je daná týmto jednoduchým pravidlom a smerom kovalentnej väzby.

Smer kovalentnej väzby je určený distribúciou elektrónovej hustoty v kryštáli, ktorú je možné stanoviť napríklad pomocou röntgenových údajov. Naznačujú, že v kryštáloch s kovalentnou väzbou je hustota elektrónov valenčných elektrónov značne nerovnomerne rozložená v priestore. V smeroch, ktoré sú pre dva susedné atómy najkratšie, je hustota elektrónov vyššia ako v iných smeroch. To znamená, že valenčné elektróny sú akoby lokalizované v priestore a tvoria „elektronické mosty“, to znamená, že kovalentná väzba má výrazný režírovaný charakter. Charakter distribúcie elektrónovej hustoty počas tvorby kovalentnej väzby závisí od špecifickej elektrónovej štruktúry interagujúcich atómov.

Keďže kovalentná chemická väzba má na rozdiel od iných typov chemických väzieb lokalizovaný charakter, je určená nielen väzbovou energiou, ale má aj geometrické charakteristiky. Geometrickými charakteristikami kovalentnej väzby sú jej dĺžka a uhly medzi väzbami v molekule alebo kryštáli. kovalentná dĺžka

chemická väzba nazývaná vzdialenosť medzi jadrami atómov spojených kovalentnou väzbou v kryštáli. Závisí to od veľkosti interagujúcich atómov a miery prekrytia ich elektrónových oblakov. Dĺžka väzby a uhly medzi väzbami sa určujú experimentálne pomocou molekulovej spektroskopie, röntgenovej difrakcie a iných metód.

Uvažujme o vlastnosti smerovosti kovalentnej väzby na príklade vzniku chemickej väzby v diamante.9 V tomto prípade sa budeme riadiť pravidlami, ktoré tvoria obsah teórie usmernených valencií.

1. Jednoduchá kovalentná väzba vzniká interakciou dvoch elektrónov s opačnými spinmi patriacimi rôznym atómom.

2. Smer kovalentnej väzby musí zodpovedať smeru, v ktorom sa orbitály daného valenčného elektrónu v maximálnej miere prekrývajú s orbitálmi iného valenčného elektrónu s ním spárovaného, ​​prislúchajúceho susednému atómu.

Treba mať na pamäti, že v niektorých prípadoch sa tvar orbitálov valenčných elektrónov podieľajúcich sa na tvorbe väzby mení nevýznamne a v niektorých prípadoch sa mení prudko. V druhom prípade zmiešané, tzv hybridné orbitály.

Je dobre známe, že kovalentná chemická väzba sa realizuje v diamante pozostávajúcom z atómov uhlíka. Elektrónová konfigurácia valenčného obalu atómu uhlíka v neexcitovanom stave - 2 s 22p 2. Dňa 1 s-orbitály a na 2 s-orbitály sú dva párové elektróny, ktorých spiny sú antiparalelné. Dvaja 2 p-orbitály, na ktorých sa nachádza jeden elektrón, schopné podieľať sa na tvorbe chemickej väzby. Tieto 2 p-orbitály

zvierajte medzi sebou uhol 90°. Uhlík vo svojich zlúčeninách teda musí byť dvojmocný a tvoriť väzby, medzi ktorými je pravý uhol.

Ako však ukazujú experimentálne údaje, vo väčšine jeho zlúčenín je uhlík štvormocný a všetky štyri uhlíkové väzby sú rovnako silné a majú voči sebe rovnakú orientáciu.

priateľ: uhol medzi väzbami je 109◦28∗. Táto okolnosť sa vysvetľuje hybridizáciou orbitálov, ktorá prebieha v dvoch fázach. Najprv atóm uhlíka prechádza zo základného stavu do excitovaného stavu, v ktorom jeden z elektrónov s naplnenými 2 s 2-orbital ide do

9 Kovalentná väzba v molekule vodíka nemá vlastnosť smerovosti v dôsledku sféricky symetrického rozloženia hustoty elektrónov v s-uvádza.

Ryža. 2.10. Hybridizačná schéma s A p- elektrónové oblaky a priestorová orientácia sp 3 hybridy.

prázdny 2 p- orbitálny. Potom dochádza k „zmiešaniu“ štyroch vlnových funkcií a vzniku štyroch nových identických vlnových funkcií, ktoré nie sú ani jednou s-, ani nie p-funkcie. Toto je hybrid sp 3-funkcie. Sú ekvivalentné a majú orientáciu znázornenú na obr. 2.10. Vo výslednom stave má teda atóm uhlíka v diamante štyri nepárové elektróny. Smery maximálnej hustoty výmenných oblakov, ako je možné vidieť na obr. 2.12, sústredené pozdĺž priestorových uhlopriečok kocky<111>. Atóm so štyrmi susedmi tvorí pravidelný štvorsten a „nekonečná kovalentná molekula“ je postavená zo sady štvorstenov.

Sila chemickej väzby závisí od stupňa prekrytia orbitálov valenčných elektrónov: čím väčšie je prekrytie, tým silnejšia je väzba. Výpočty ukazujú, že prekrytie elektrónových obalov spojovacích atómov v prípade hybridu sp 3-orbitálov sa ukazuje podstatne viac ako v prípade nehybridných s A p-orbitály. Hybridizované stavy síce zodpovedajú vyššej energii elektrónov v atóme ako nehybridizované stavy, napriek tomu sa však celková energia kryštálu ukazuje byť nižšia v prípade tvorby väzby z r. sp 3-hybridy, preto sa hybridizácia ukazuje ako energeticky priaznivá.

Na tvorbe kovalentnej väzby sa môže podieľať s-, p-, d A f-orbitály. Ak dôjde k hybridizácii počas vytvárania väzby, potom v závislosti od toho, koľko a ktoré orbity sú hybridizované, rozlišujú sp-, sp 2-, dsp 2-, sp 3i d 2sp 3-hybridné orbitály (obr. 2.11).

Štruktúra kovalentných kryštálov je teda určená Hume-Rotheryho pravidlom, ktoré udáva počet najbližších susedov potrebných na úplné nasýtenie chemickej väzby a smer chemickej väzby, ktorý možno určiť z analýzy vlny. funkcie

Ryža. 2.11. Priestorová orientácia sp-, sp 2 -, dsp 2 -, sp 3 a d 2 sp 3-hybridné orbitály.

páskové elektróny alebo experimentálne. Charakteristická hodnota energie kovalentnej väzby je asi 5–7 eV. Polovodičové materiály majú nasledovné všeobecné vzory v zmene vlastností pri zmene väzbovej energie. S nárastom väzbovej energie medzi atómami sa znižuje perióda kryštálovej mriežky, zvyšuje sa teplota topenia a zakázané pásmo.

Väčšina charakteristické vlastnosti jednoduché kryštály, v ktorých je prevažne realizovaný jeden zo štyroch typov chemickej väzby, sú uvedené v tabuľke. 2.2.

Tabuľka 2.2. Vlastnosti štyroch skupín pevné látky, ktoré sa líšia typmi medziatómových väzieb.

Typ medziatómovej väzby

Charakteristická a väzbová energia

Všesmerová a nenasýtená, silná väzba; 5–7 eV na pár iónov.

smerový

a bohaté, silné spojenie; 5-7 eV na atóm.

Všesmerová a nenasýtená väzba; blízko

3,5 eV na atóm.

Nesmerové a nenasýtené, slabé, krátkeho dosahu

spojenie; ≈0,1 eV za

Iónový kovalentný kov Van der Waals

Štrukturálne vlastnosti

Veľké anióny tvoria tesne zbalené štruktúry, v dutinách ktorých sa nachádzajú katióny ( Z k = 8, 6, 4 a 3).

Konštrukcie s voľným mriežkovým tesnením (napr. Z k = 4) a nízkou hustotou.

Z k = 12 a 8) a vysokou hustotou.

Kompaktné kryštálové štruktúry s tesným obalom ( Z k = 12) a vysokou hustotou.

Tepelné vlastnosti

Relatívne vysoké teploty topenia. Nízky expanzný pomer.

vysoké teploty topenia. Nízky expanzný pomer.

Rôzne teploty topenia.

Nízke teploty topenia. Vysoký expanzný pomer.

Elektrické vlastnosti

Izolátory. Vodivosť je hlavne iónovej povahy a zvyšuje sa so zvyšujúcou sa teplotou.

Elektronický typ vodivosti (dva typy nosičov). Aktivačná závislosť vodivosti od teploty.

Dirigenti. Hlavný typ vodivosti je elektronický. Vodivosť klesá so zvyšujúcou sa teplotou.

Izolátory.

Optické vlastnosti

Transparentné pre elektromagnetické žiarenie od nízkych frekvencií po absorpčnú hranu. Zvyčajne transparentné vo viditeľnej oblasti spektra.

Transparentné pre elektromagnetické žiarenie od nízkych frekvencií až po okraj absorpcie.

Nepriehľadné pre elektromagnetické vlny od najnižších frekvencií až po stred ultrafialovej oblasti; dobre odráža svetlo.

Transparentné pre elektromagnetické žiarenie od nízkych frekvencií až po ďalekú ultrafialovú oblasť.

Iónový kovalentný kov Van der Waals

Štruktúra pásma

zóna oddelená

z nasledujúceho prázdneho vodivého pásma širokým bandgapom ( Napr> 2–3 eV).

Plne vyplnená horná valencia

zóna oddelená

z nasledujúceho prázdneho vodivého pásma k bandgapu Napr< 2–3 эВ.

Vodivý pás je čiastočne naplnený.

Plne vyplnená horná valencia

zóna oddelená

z nasledujúceho prázdneho vodivého pásma k veľmi širokému bandgapu.

kovalentná väzba

Charakteristika chemickej väzby. Hybridizácia.

PREDNÁŠKA №3. Chemická väzba a štruktúra molekúl. Valence.

Len zopár chemické prvky V prírodné podmienky sú v monatomickom stave (napríklad inertné plyny). Voľné atómy iných prvkov tvoria zložitejšie systémy – molekuly so stabilnejšími elektronickými konfiguráciami. Tento jav sa nazýva vznik chemickej väzby.

chemická väzba - ide o interakciu dvoch alebo viacerých atómov, v dôsledku čoho vzniká chemicky stabilný dvoj- alebo viacatómový systém. Vznik chemickej väzby je sprevádzaný poklesom celkovej energie systému.

Teória chemickej väzby je založená na predstavách o elektronických interakciách. Najstabilnejšie (silné) zoskupenia elektrónov sú dokončené vonkajšie elektrónové vrstvy atómov inertných plynov (dvojelektrónové pre hélium a osemelektrónové pre ostatné vzácne plyny). Neúplné vonkajšie elektrónové vrstvy všetkých ostatných prvkov sú nestabilné a keď sa takéto atómy spoja s inými atómami, ich elektronické obaly sa preusporiadajú. Chemická väzba je tvorená valenčnými elektrónmi, ale uskutočňuje sa rôznymi spôsobmi.

Valence sa nazývajú elektróny, ktoré sa podieľajú na tvorbe chemických väzieb, hlavne sú to elektróny poslednej alebo predposlednej energetickej hladiny.

Existuje niekoľko typov chemických väzieb: iónové, kovové, kovalentné a vodíkové.

Najjednoduchším príkladom kovalentnej väzby je tvorba molekuly vodíka. Atómy vodíka majú elektrónový obal z jedného nepárového s-elektrónu, t.j. na dokončenie úrovne chýba jeden elektrón. Keď sa atómy vodíka priblížia k sebe na určitú vzdialenosť, elektróny s antiparalelnými spinmi interagujú s formáciou všeobecný elektrónový pár. Čiastočným prekrývaním s-orbitálov vzniká spoločný elektrónový pár a v tomto prípade vzniká najväčšia hustota v oblasti prekrývajúcich sa orbitálov.

Väzba atómov pomocou zdieľaných elektrónových párov sa nazýva kovalentný.

Molekula s kovalentnou väzbou môže byť napísaná vo forme dvoch vzorcov: elektrónového (elektrón je označený bodkou) a štruktúrneho (zdieľaný elektrónový pár je označený čiarou).

1. Dĺžka odkazu je vzdialenosť medzi jadrami atómov. Vyjadrené v nm. Chemická väzba je tým silnejšia, čím je jej dĺžka kratšia. Meradlom pevnosti väzby je však jej energia.

2. Energia väzby - je to množstvo energie, ktoré sa uvoľní pri vytváraní chemickej väzby, a preto je to práca, ktorú je potrebné vynaložiť na prerušenie väzby. Vyjadrené v kJ/mol. Energia väzby sa zvyšuje s klesajúcou dĺžkou väzby.

3. Pod sýtosti pochopiť schopnosť atómov tvoriť obmedzený počet kovalentných väzieb. Napríklad atóm vodíka, ktorý má jeden nepárový elektrón, môže tvoriť jednu väzbu a excitovaný atóm uhlíka môže tvoriť nie viac ako štyri väzby. Vďaka nasýteniu väzieb majú molekuly určité zloženie. Avšak aj pri nasýtených kovalentných väzbách sa môžu vytvárať zložitejšie molekuly podľa mechanizmu donor-akceptor.

4. mnohosť určený počtom spoločných elektrónových párov medzi atómami, t.j. počet chemických väzieb. V uvažovanej molekule vodíka, ako aj v molekulách fluóru a chlóru sa väzba medzi atómami uskutočňuje v dôsledku jedného elektrónového páru, takáto väzba sa nazýva slobodný. V molekule kyslíka dvojitý a v molekule dusíka - trojitý.

Okrem toho môže byť kovalentná väzba dvoch typov:

1) Ak sa elektrónové oblaky prekrývajú v smere priamky, ktorá spája jadrá atómov (t.j. komunikačné osi ), takáto kovalentná väzba sa nazýva sigma väzba . Kovalentné sigma väzby vznikajú prekrývajúcimi sa orbitálmi: s-s (molekula vodíka), s-p (chlórovodík) a p-p (molekula chlóru).

2) Ak sa p-orbitály smerujúce kolmo na os väzby prekrývajú, vzniknú dve oblasti prekrytia na oboch stranách osi väzby a takáto väzba sa nazýva pí väzba .

Napriek tomu, že energia pí väzby je menšia ako sigma, celková energia dvojitej a ešte viac trojitej väzby je vyššia ako jednoduchej.

5. Polarita väzby sú určené umiestnením spoločného elektrónového páru, ak je rozmiestnený v priestore symetricky vzhľadom na jadrá oboch atómov, potom sa takáto kovalentná väzba nazýva tzv. nepolárne . Príkladom sú dvojatómové molekuly pozostávajúce z atómov toho istého prvku, t.j. jednoduché látky.

V prípade polárna kovalentná väzba , molekula je tvorená atómami rôznych prvkov a elektrónový oblak väzby je v tomto prípade posunutý k atómu s vyššou relatívnou elektronegativitou. Napríklad pri tvorbe molekuly HCl sa spoločný elektrónový pár posunie k atómu chlóru, pretože má väčší EO.

EO- je to schopnosť atómov prvkov priťahovať k sebe spoločné elektrónové páry. Atóm viac ako prvok EO preberá efektívny záporný náboj d- a druhý atóm preberá efektívny kladný náboj d+. V dôsledku toho existuje dipól. Miera polarity väzby je elektrický dipólový moment .

6. Orientácia kovalentná väzba určuje priestorovú štruktúru molekúl, t.j. ich geometrický tvar. Smerovosť je kvantifikovaná valenčný uhol je uhol medzi chemickými väzbami. Kovalentné väzby tvorené viacmocnými atómami majú vždy priestorovú orientáciu.

Kovalentná väzba je najbežnejším typom chemickej väzby, ktorá sa vyskytuje pri interakcii s rovnakými alebo podobnými hodnotami elektronegativity.

Kovalentná väzba je väzba medzi atómami pomocou zdieľaných elektrónových párov.

Od objavu elektrónu sa uskutočnilo mnoho pokusov vyvinúť elektrónovú teóriu chemickej väzby. Najúspešnejšie boli práce Lewisa (1916), ktorý navrhol zvážiť vytvorenie väzby ako dôsledok objavenia sa elektrónových párov spoločných pre dva atómy. Na tento účel poskytuje každý atóm rovnaký počet elektrónov a snaží sa obklopiť oktetom alebo dubletom elektrónov, ktoré sú charakteristické pre vonkajšiu elektronickú konfiguráciu inertných plynov. Graficky je tvorba kovalentných väzieb v dôsledku nespárovaných elektrónov podľa Lewisovej metódy znázornená pomocou bodiek označujúcich vonkajšie elektróny atómu.

Vznik kovalentnej väzby podľa Lewisovej teórie

Mechanizmus tvorby kovalentnej väzby

Hlavným znakom kovalentnej väzby je prítomnosť spoločného elektrónového páru patriaceho obom chemicky spojeným atómom, keďže prítomnosť dvoch elektrónov v poli pôsobenia dvoch jadier je energeticky výhodnejšia ako prítomnosť každého elektrónu v poli svoje vlastné jadro. Vznik spoločného elektrónového páru väzieb sa môže uskutočniť rôznymi mechanizmami, častejšie výmenou a niekedy prostredníctvom donor-akceptor.

Podľa princípu výmenného mechanizmu pre vznik kovalentnej väzby dodáva každý z interagujúcich atómov rovnaký počet elektrónov s antiparalelnými spinmi k vytvoreniu väzby. Napr.:

Podľa mechanizmu donor-akceptor vzniká dvojelektrónová väzba pri interakcii rôznych častíc. Jedným z nich je darca A: má nezdieľaný pár elektrónov (to znamená jeden, ktorý patrí iba jednému atómu) a druhý je akceptor IN má prázdny orbitál.

Častica, ktorá poskytuje dvojelektrónovú väzbu (nezdieľaný pár elektrónov), sa nazýva donor a častica s voľným orbitálom, ktorá tento elektrónový pár prijíma, sa nazýva akceptor.

Mechanizmus tvorby kovalentnej väzby v dôsledku dvojelektrónového oblaku jedného atómu a prázdneho orbitálu druhého sa nazýva mechanizmus donor-akceptor.

Väzba donor-akceptor sa inak nazýva semipolárna, pretože na donorovom atóme vzniká čiastočný efektívny kladný náboj δ+ (v dôsledku toho, že sa od neho odchýlil jeho nerozdelený pár elektrónov), a čiastočný efektívny záporný náboj δ- vzniká na akceptorový atóm (v dôsledku skutočnosti, že v jeho smere dochádza k posunu nerozdeleného elektrónového páru donoru).

Príkladom jednoduchého donora elektrónového páru je H ión. — , ktorý má nezdieľaný elektrónový pár. V dôsledku pridania záporného hydridového iónu k molekule, ktorej centrálny atóm má voľný orbitál (označený ako prázdna kvantová bunka v diagrame), napríklad ВН 3, vzniká komplexný komplexný ión ВН 4 — so záporným nábojom (N — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4] -):

Akceptorom elektrónového páru je vodíkový ión alebo jednoducho protón H+. Jeho pripojenie k molekule, ktorej centrálny atóm má nezdieľaný elektrónový pár, napríklad k NH 3, tiež vedie k vytvoreniu komplexného iónu NH 4 +, ale s kladným nábojom:

Metóda valenčnej väzby

najprv kvantová mechanická teória kovalentnej väzby bol vytvorený Heitlerom a Londonom (v roku 1927) na opis molekuly vodíka a potom bol aplikovaný Paulingom na polyatomické molekuly. Táto teória je tzv metóda valenčnej väzby, ktorého hlavné body možno zhrnúť takto:

• každý pár atómov v molekule je držaný pohromade jedným alebo viacerými zdieľanými elektrónovými pármi, pričom elektrónové orbitály interagujúcich atómov sa prekrývajú;
• pevnosť väzby závisí od stupňa prekrytia elektrónových orbitálov;
• podmienkou vzniku kovalentnej väzby je protismernosť spinov elektrónov; v dôsledku toho vzniká v medzijadrovom priestore zovšeobecnený elektrónový orbitál s najvyššou hustotou elektrónov, ktorý zabezpečuje priťahovanie kladne nabitých jadier k sebe a je sprevádzaný poklesom celkovej energie systému.

Hybridizácia atómových orbitálov

Napriek tomu, že na tvorbe kovalentných väzieb sa podieľajú elektróny s-, p- alebo d-orbitalov, ktoré majú rôzny tvar a rôznu orientáciu v priestore, v mnohých zlúčeninách sú tieto väzby ekvivalentné. Na vysvetlenie tohto javu bol zavedený pojem „hybridizácia“.

Hybridizácia je proces miešania a zoraďovania orbitálov v tvare a energii, pri ktorom sa prerozdeľujú elektrónové hustoty orbitálov s podobnými energiami, v dôsledku čoho sa stávajú ekvivalentnými.

Hlavné ustanovenia teórie hybridizácie:

1. Pri hybridizácii počiatočná forma a orbitály sa vzájomne menia, pričom vznikajú nové, hybridizované orbitály, ale s rovnakou energiou a rovnakým tvarom, pripomínajúce nepravidelnú osmičku.
2. Počet hybridizovaných orbitálov sa rovná počtu výstupných orbitálov zapojených do hybridizácie.
3. Na hybridizácii sa môžu podieľať orbitály s podobnými energiami (s- a p-orbitály vonkajšej energetickej hladiny a d-orbitály vonkajšej alebo predbežnej úrovne).
4. Hybridizované orbitály sú predĺženejšie v smere tvorby chemických väzieb, a preto sa lepšie prekrývajú s orbitálmi susedného atómu, v dôsledku čoho sa stávajú silnejšími ako jednotlivé nehybridné orbitály vytvorené vďaka elektrónom.
5. Vďaka vytvoreniu silnejších väzieb a symetrickejšej distribúcii elektrónovej hustoty v molekule sa získa energetický zisk, ktorý viac než kompenzuje spotrebu energie potrebnú na hybridizačný proces.
6. Hybridizované orbitály musia byť v priestore orientované tak, aby bola zabezpečená maximálna vzájomná separácia; v tomto prípade je energia odpudzovania najmenšia.
7. Typ hybridizácie je určený typom a počtom výstupných orbitálov a mení sa veľkosť väzbového uhla, ako aj priestorová konfigurácia molekúl.

Pri tvorbe molekúl (alebo jednotlivých fragmentov molekúl) najčastejšie dochádza k nasledujúcim typom hybridizácie:

Väzby, ktoré sa tvoria za účasti elektrónov sp-hybridizovaných orbitálov, sú tiež umiestnené pod uhlom 180 0, čo vedie k lineárnemu tvaru molekuly. Tento typ hybridizácie pozorujeme u halogenidov prvkov druhej skupiny (Be, Zn, Cd, Hg), ktorých atómy vo valenčnom stave majú nepárové s- a p-elektróny. Lineárna forma je charakteristická aj pre molekuly iných prvkov (0=C=0,HC≡CH), v ktorých sú väzby tvorené sp-hybridizovanými atómami.

Tento typ hybridizácie je najtypickejší pre molekuly p-prvkov tretej skupiny, ktorých atómy v excitovanom stave majú vonkajší elektronická štruktúra ns 1 np 2 , kde n je číslo periódy, v ktorej sa prvok nachádza. Takže v molekulách ВF 3, BCl 3, AlF 3 a iných sa vytvárajú väzby v dôsledku sp 2 -hybridizovaných orbitálov centrálneho atómu.

Umiestnenie hybridizovaných orbitálov centrálneho atómu pod uhlom 109 0 28` spôsobuje tetraedrický tvar molekúl. Toto je veľmi typické pre nasýtené zlúčeniny štvormocného uhlíka CH 4 , CCl 4 , C 2 H 6 a iné alkány. Príkladmi zlúčenín iných prvkov s tetraedrickou štruktúrou v dôsledku sp 3 hybridizácie valenčných orbitálov centrálneho atómu sú ióny: BH 4 -, BF 4 -, PO 4 3-, SO 4 2-, FeCl 4 -.

Tento typ hybridizácie sa najčastejšie vyskytuje v nekovových halogenidoch. Príkladom je štruktúra chloridu fosforitého PCl 5, pri vzniku ktorého atóm fosforu (P ... 3s 2 3p 3) najskôr prechádza do excitovaného stavu (P ... 3s 1 3p 3 3d 1), a potom prechádza s 1 p 3 d-hybridizáciou - päť jednoelektrónových orbitálov sa stáva ekvivalentnými a orientuje sa svojimi predĺženými koncami do rohov mentálnej trigonálnej bipyramídy. To určuje tvar molekuly PCl 5, ktorá vzniká, keď sa päť s 1 p 3 d-hybridizovaných orbitálov prekrýva s 3p orbitálmi piatich atómov chlóru.

1. sp - Hybridizácia. Keď sa jeden s-i spojí s jedným p-orbitálom, vzniknú dva sp-hybridizované orbitály, umiestnené symetricky pod uhlom 180 0 .
2. sp 2 - Hybridizácia. Kombinácia jedného s- a dvoch p-orbitálov vedie k vytvoreniu sp 2 -hybridizovaných väzieb umiestnených pod uhlom 120 0, takže molekula má tvar pravidelného trojuholníka.
3. sp 3 - Hybridizácia. Kombinácia štyroch orbitálov - jedného s- a troch p vedie k sp 3 - hybridizácii, pri ktorej sú štyri hybridizované orbitály symetricky orientované v priestore k štyrom vrcholom štvorstenu, teda pod uhlom 109 0 28 `.
4. sp 3d - Hybridizácia. Kombinácia jedného s-, troch p- a jedného d-orbitalu dáva sp 3 d-hybridizáciu, ktorá určuje priestorovú orientáciu piatich sp 3 d-hybridizovaných orbitálov k vrcholom trigonálnej bipyramídy.
5. Iné typy hybridizácie. V prípade hybridizácie sp 3 d 2 je šesť hybridizovaných orbitálov sp 3 d 2 nasmerovaných k vrcholom oktaédra. Orientácia siedmich orbitálov k vrcholom päťuholníkovej bipyramídy zodpovedá hybridizácii sp 3 d 3 ( alebo niekedy sp 3 d 2 f ) valenčných orbitálov centrálneho atómu molekuly alebo komplexu.

Metóda atómovej orbitálnej hybridizácie vysvetľuje geometrickú štruktúru Vysoké číslo molekuly, avšak podľa experimentálnych údajov sú častejšie pozorované molekuly s mierne odlišnými hodnotami väzbových uhlov. Napríklad v molekulách CH 4, NH 3 a H 2 O sú centrálne atómy v hybridizovanom stave sp 3, takže by sa dalo očakávať, že väzbové uhly sa v nich rovnajú tetraedrickým (~ 109,5 0). Experimentálne sa zistilo, že väzbový uhol v molekule CH4 je v skutočnosti 109,5°. V molekulách NH 3 a H 2 O sa však hodnota väzbového uhla odchyľuje od tetraedrického: v molekule NH 3 je 107,3 ​​0 a v molekule H 2 O 104,5 0. Takéto odchýlky sa vysvetľujú prítomnosťou tzv. Nedelený elektrónový pár na atómoch dusíka a kyslíka. Dvojelektrónový orbitál, ktorý obsahuje nezdieľaný pár elektrónov, vďaka svojej zvýšenej hustote odpudzuje jednoelektrónové valenčné orbitály, čo vedie k zníženiu väzbového uhla. Na atóme dusíka v molekule NH 3 tvoria zo štyroch hybridizovaných orbitálov sp 3 tri jednoelektrónové orbitály väzby s tromi atómami H a štvrtý orbitál obsahuje nezdieľaný pár elektrónov.

Neviazaný elektrónový pár, ktorý zaberá jeden z sp3-hybridizovaných orbitálov smerujúcich k vrcholom štvorstenu, odpudzuje jednoelektrónové orbitály, spôsobuje asymetrické rozloženie hustoty elektrónov obklopujúcich atóm dusíka a v dôsledku toho stláča väzbu. uhol na 107,30 . Podobný obraz poklesu väzbového uhla zo 109,5° na 107° v dôsledku pôsobenia nezdieľaného elektrónového páru atómu N možno pozorovať aj v molekule NCl3.

Na atóme kyslíka v molekule H 2 O majú štyri hybridizované orbitály sp 3 dva jednoelektrónové a dva dvojelektrónové orbitály. Jednoelektrónové hybridizované orbitály sa podieľajú na tvorbe dvoch väzieb s dvoma atómami H a dva dvojelektrónové páry zostávajú nerozdelené, teda patriace len atómu H. Tým sa zvyšuje asymetria rozloženia hustoty elektrónov okolo atómu O a znižuje väzbový uhol v porovnaní s tetraedrickým na 104,5 0 .

V dôsledku toho počet neviazaných elektrónových párov centrálneho atómu a ich umiestnenie v hybridizovaných orbitáloch ovplyvňuje geometrickú konfiguráciu molekúl.

Charakteristika kovalentnej väzby

Kovalentná väzba má súbor špecifických vlastností, ktoré definujú jej špecifické črty alebo charakteristiky. Tieto, okrem už uvažovaných charakteristík „energia väzby“ a „dĺžka väzby“, zahŕňajú: uhol väzby, saturáciu, smerovosť, polaritu a podobne.

1. Valenčný uhol- toto je uhol medzi susednými osami väzieb (t. j. podmienené čiary pretiahnuté cez jadrá chemicky spojených atómov v molekule). Hodnota väzbového uhla závisí od charakteru orbitálov, typu hybridizácie centrálneho atómu, vplyvu nezdieľaných elektrónových párov, ktoré sa nezúčastňujú na tvorbe väzieb.

2. Sýtosť. Atómy majú schopnosť vytvárať kovalentné väzby, ktoré môžu vznikať jednak podľa mechanizmu výmeny v dôsledku nespárovaných elektrónov nepárového atómu a jednak v dôsledku tých nespárovaných elektrónov, ktoré vznikajú v dôsledku jeho excitácie, a jednak podľa tzv. mechanizmus donor-akceptor. Celkový počet väzieb, ktoré môže atóm vytvoriť, je však obmedzený.

Sýtosť je schopnosť atómu prvku vytvárať určitý, obmedzený počet kovalentných väzieb s inými atómami.

Takže druhá perióda, ktorá má na vonkajšej energetickej úrovni štyri orbitály (jeden s- a tri p-), tvorí väzby, ktorých počet nepresahuje štyri. Atómy prvkov iných období s Vysoké číslo orbitály na vonkajšej úrovni môžu vytvárať viac väzieb.

3. Orientácia. Chemická väzba medzi atómami je podľa metódy spôsobená prekrývaním orbitálov, ktoré majú s výnimkou s-orbitálov určitú orientáciu v priestore, čo vedie k smeru kovalentnej väzby.

Orientácia kovalentnej väzby je také usporiadanie elektrónovej hustoty medzi atómami, ktoré je určené priestorovou orientáciou valenčných orbitálov a zabezpečuje ich maximálne prekrytie.

Pretože elektrónové orbitály majú rôzne formy a odlišná orientácia v priestore, potom sa môže realizovať ich vzájomné prekrývanie rôzne cesty. V závislosti od toho sa rozlišujú σ-, π- a δ-väzby.

Sigma väzba (σ väzba) je prekrytie elektrónových orbitálov, v ktorých je maximálna hustota elektrónov sústredená pozdĺž pomyselnej čiary spájajúcej dve jadrá.

Sigma väzba môže byť tvorená dvoma elektrónmi s, jedným s a jedným p elektrónom, dvomi p elektrónmi alebo dvomi d elektrónmi. Takáto σ-väzba sa vyznačuje prítomnosťou jednej oblasti prekrývajúcich sa elektrónových orbitálov, je vždy jednoduchá, to znamená, že ju tvorí len jeden elektrónový pár.

Rôzne formy priestorovej orientácie „čistých“ orbitálov a hybridizovaných orbitálov nie vždy umožňujú možnosť prekrývania orbitálov na väzbovej osi. Prekrytie valenčných orbitálov môže nastať na oboch stranách väzbovej osi – takzvané „laterálne“ prekrytie, ku ktorému najčastejšie dochádza pri tvorbe π väzieb.

Pi-väzba (π-väzba) je prekrytie elektrónových orbitálov, v ktorom je maximálna hustota elektrónov sústredená na oboch stranách čiary spájajúcej jadrá atómov (t.j. od osi väzby).

Pi väzba môže byť vytvorená interakciou dvoch paralelných orbitálov p, dvoch orbitálov d alebo iných kombinácií orbitálov, ktorých osi sa nezhodujú s osou väzby.

4. Mnohonásobnosť. Táto charakteristika je určená počtom spoločných elektrónových párov, ktoré viažu atómy. Kovalentná väzba v multiplicite môže byť jednoduchá (jednoduchá), dvojitá a trojitá. Väzba medzi dvoma atómami pomocou jedného spoločného elektrónového páru sa nazýva jednoduchá väzba (jednoduchá), dva elektrónové páry - dvojitá väzba, tri elektrónové páry - trojitá väzba. Takže v molekule vodíka H2 sú atómy spojené jednoduchou väzbou (H-H), v molekule kyslíka O2 - dvojitá (B \u003d O), v molekule dusíka N2 - trojitá (N≡N). Mnohopočetnosť dlhopisov má osobitný význam v Organické zlúčeniny- uhľovodíky a ich deriváty: v etáne C2H6 medzi atómami C je jednoduchá väzba (C-C), v etyléne C2H4 - dvojitá (C \u003d C) v acetyléne C2H2 - trojitá (C ≡ C ) (C=C).

Mnohonásobnosť väzby ovplyvňuje energiu: s nárastom mnohosti sa zvyšuje jej sila. Zvýšenie multiplicity vedie k zníženiu medzijadrovej vzdialenosti (dĺžky väzby) a zvýšeniu väzbovej energie.

5. Polarita a polarizovateľnosť. Elektrónová hustota kovalentnej väzby môže byť v medzijadrovom priestore umiestnená rôzne.

Polarita je vlastnosť kovalentnej väzby, ktorá je určená umiestnením elektrónovej hustoty v medzijadrovom priestore vzhľadom na spojené atómy.

V závislosti od miesta hustoty elektrónov v medzijadrovom priestore sa rozlišujú polárne a nepolárne kovalentné väzby. Nepolárna väzba je taká väzba, v ktorej je spoločný elektrónový oblak umiestnený symetricky vzhľadom na jadrá spojených atómov a rovnako patrí obom atómom.

Molekuly s týmto typom väzby sa nazývajú nepolárne alebo homonukleárne (teda tie, ktoré obsahujú atómy jedného prvku). Nepolárna väzba sa vyskytuje spravidla v homonukleárnych molekulách (H 2, Cl 2, N 2 atď.) alebo zriedkavejšie v zlúčeninách tvorených atómami prvkov s podobnými hodnotami elektronegativity, napr. karborundum SiC. Polárna (alebo heteropolárna) väzba je väzba, v ktorej je spoločný elektrónový oblak asymetrický a posunutý k jednému z atómov.

Molekuly s polárnou väzbou sa nazývajú polárne alebo heteronukleárne. V molekulách s polárnou väzbou sa zovšeobecnený elektrónový pár posúva smerom k atómu s vyššou elektronegativitou. V dôsledku toho sa na tomto atóme objaví určitý čiastočný záporný náboj (δ-), ktorý sa nazýva efektívny, a atóm s nižšou elektronegativitou má čiastočný kladný náboj rovnakej veľkosti, ale opačného znamienka (δ+). Napríklad sa experimentálne zistilo, že efektívny náboj na atóme vodíka v molekule chlorovodíka HCl je 5H=+0,17 a na atóme chlóru δCl=-0,17 absolútneho náboja elektrónu.

Na určenie, ktorým smerom sa posunie elektrónová hustota polárnej kovalentnej väzby, je potrebné porovnať elektróny oboch atómov. Aby sa zvýšila elektronegativita, najbežnejšie chemické prvky sú umiestnené v nasledujúcom poradí:

Polárne molekuly sú tzv dipóly - sústavy, v ktorých sa ťažiská kladných nábojov jadier a záporných nábojov elektrónov nezhodujú.

Dipól je systém, ktorý je súborom dvoch bodových elektrických nábojov rovnakej veľkosti a opačného znamienka, ktoré sa nachádzajú v určitej vzdialenosti od seba.

Vzdialenosť medzi centrami príťažlivosti sa nazýva dĺžka dipólu a označuje sa písmenom l. Polarita molekuly (alebo väzby) je kvantitatívne charakterizovaná dipólovým momentom μ, ktorý sa v prípade dvojatómovej molekuly rovná súčinu dĺžky dipólu a hodnoty náboja elektrónu: μ=el.

V jednotkách SI sa dipólový moment meria v [C × m] (Coulomb metre), ale častejšie používajú mimosystémovú jednotku [D] (debye): 1D = 3,33 10 -30 C × m. dipólové momenty kovalentných molekúl sa pohybujú v rozmedzí 0-4 D a iónové - 4-11D. Čím väčšia je dĺžka dipólu, tým je molekula polárnejšia.

Spoločný elektrónový oblak v molekule môže byť vytlačený vonkajším elektrickým poľom, vrátane poľa inej molekuly alebo iónu.

Polarizácia je zmena polarity väzby v dôsledku posunutia elektrónov tvoriacich väzbu pôsobením vonkajšieho elektrického poľa vrátane silového poľa inej častice.

Polarizovateľnosť molekuly závisí od pohyblivosti elektrónov, ktorá je tým silnejšia, čím väčšia je vzdialenosť od jadier. Okrem toho polarizovateľnosť závisí od smeru elektrického poľa a od schopnosti elektrónových oblakov deformovať sa. Pod vplyvom vonkajšie pole nepolárne molekuly sa stávajú polárnymi a polárne ešte viac polárne, to znamená, že sa v molekulách indukuje dipól, ktorý sa nazýva redukovaný alebo indukovaný dipól.

Na rozdiel od stálych vznikajú indukované dipóly len pôsobením vonkajšieho elektrického poľa. Polarizácia môže spôsobiť nielen polarizovateľnosť väzby, ale aj jej prasknutie, pri ktorom dochádza k prechodu väzbového elektrónového páru na niektorý z atómov a vznikajú negatívne a kladne nabité ióny.

Polarita a polarizovateľnosť kovalentných väzieb určuje reaktivitu molekúl vzhľadom na polárne činidlá.

Vlastnosti zlúčenín s kovalentnou väzbou

Látky s kovalentnými väzbami sú rozdelené do dvoch nerovnakých skupín: molekulárne a atómové (alebo nemolekulárne), ktoré sú oveľa menšie ako molekulárne.

Molekulové zlúčeniny za normálnych podmienok môžu byť v rôznom stave agregácie: vo forme plynov (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), prchavých kvapalín (Br 2, H 2 O, C 2 H 5 OH ) alebo tuhé kryštalické látky, z ktorých väčšina sa aj pri veľmi miernom zahriatí dokáže rýchlo roztopiť a ľahko sublimovať (S 8, P 4, I 2, cukor C 12 H 22 O 11, "suchý ľad" CO 2).

Nízke teploty topenia, sublimácie a varu molekulárnych látok sa vysvetľujú veľmi slabými silami medzimolekulovej interakcie v kryštáloch. Preto sa molekulárne kryštály nevyznačujú vysokou pevnosťou, tvrdosťou a elektrickou vodivosťou (ľad alebo cukor). Navyše látky s polárnymi molekulami majú vyššie teploty topenia a varu ako látky s nepolárnymi molekulami. Niektoré z nich sú rozpustné v alebo iných polárnych rozpúšťadlách. A látky s nepolárnymi molekulami sa naopak lepšie rozpúšťajú v nepolárnych rozpúšťadlách (benzén, tetrachlórmetán). Jód, ktorého molekuly sú nepolárne, sa teda nerozpúšťa v polárnej vode, ale rozpúšťa sa v nepolárnom CCl4 a nízkopolárnom alkohole.

Nemolekulárne (atómové) látky s kovalentnými väzbami (diamant, grafit, kremík Si, kremeň SiO 2, karborundum SiC a iné) tvoria mimoriadne pevné kryštály, s výnimkou grafitu, ktorý má vrstevnatú štruktúru. Napríklad kryštálová mriežka diamantu je pravidelná trojrozmerná štruktúra, v ktorej je každý sp3 hybridizovaný atóm uhlíka spojený so štyrmi susednými atómami C väzbami σ. V skutočnosti je celý diamantový kryštál jedna obrovská a veľmi silná molekula. Podobnú štruktúru majú kremíkové kryštály Si, ktoré sú široko používané v rádiovej elektronike a elektronickom inžinierstve. Ak nahradíme polovicu atómov C v diamante atómami Si bez narušenia rámovej štruktúry kryštálu, získame kryštál karborunda - karbid kremíka SiC - veľmi tvrdú látku používanú ako brúsny materiál. A ak sa medzi každé dva atómy Si v kryštálovej mriežke kremíka vloží atóm O, potom sa vytvorí kryštálová štruktúra kremeňa SiO 2 - tiež veľmi pevná látka, ktorej množstvo sa používa aj ako brúsny materiál.

Kryštály diamantu, kremíka, kremeňa a podobnej štruktúry sú atómové kryštály, sú to obrovské „supermolekuly“, takže štruktúrne vzorce môžu byť zobrazené nie úplne, ale iba ako samostatný fragment, napríklad:

Nemolekulárne (atómové) kryštály, pozostávajúce z atómov jedného alebo dvoch prvkov navzájom spojených chemickými väzbami, patria medzi žiaruvzdorné látky. Vysoké teploty topenia sú spôsobené potrebou vynaložiť veľké množstvo energie na rozbitie silných chemických väzieb pri tavení atómových kryštálov, a nie slabou medzimolekulovou interakciou, ako je to v prípade molekulárnych látok. Z rovnakého dôvodu sa mnohé atómové kryštály pri zahrievaní neroztopia, ale rozložia sa alebo okamžite prechádzajú do parného stavu (sublimácia), napríklad grafit sublimuje pri 3700 o C.

Nemolekulárne látky s kovalentnými väzbami sú nerozpustné vo vode a iných rozpúšťadlách, väčšina z nich nevodí elektriny(okrem grafitu, ktorý je vlastný elektrickej vodivosti, a polovodičov - kremík, germánium atď.).