Kovalentní vazba je realizována sdílenými valenčními elektrony, které jsou sdíleny dvěma sousedními atomy bonding orbital(viz část 2.2.1). V případě elementárních látek navíc každý z atomů „daruje“ vazbě stejný počet valenčních elektronů a dokončuje svůj valenční obal, dokud není zcela naplněn díky vazebným elektronům nejbližších sousedních atomů v mřížce. S touto vlastností nasycení S kovalentními vazbami jsme se seznámili na příkladu molekuly vodíku. Jeho důsledkem je pravidlo stanovené Hume-Rotherym. Podle ní pro krystaly elementárních látek, ve kterých je realizována převážně kovalentní vazba, platí mezi koordinačním číslem následující vztah Z do a číslo skupiny N, kde se tento prvek nachází:
Z k = 8 - N. Struktura elementárních polovodičů (převládající vazba je kovalentní) je určena tímto jednoduchým empirickým pravidlem a směrem kovalentní vazby.
Směr kovalentní vazby je určen distribucí elektronové hustoty v krystalu, kterou lze určit například pomocí rentgenových dat. Naznačují, že v krystalech s kovalentními vazbami je elektronová hustota valenčních elektronů výrazně nerovnoměrně rozložena v prostoru. Ve směrech, které jsou pro dva sousední atomy nejkratší, je elektronová hustota vyšší než v ostatních směrech. To znamená, že valenční elektrony jsou jakoby lokalizovány v prostoru a tvoří „elektronické mosty“, to znamená, že kovalentní vazba má výrazný směrový charakter. Povaha distribuce elektronové hustoty během tvorby kovalentní vazby závisí na specifické elektronové struktuře interagujících atomů.
Protože kovalentní chemická vazba má na rozdíl od jiných typů chemických vazeb lokalizovanou povahu, není určena pouze energií vazby, ale má také geometrické charakteristiky. Geometrickými charakteristikami kovalentní vazby jsou její délka a úhly mezi vazbami v molekule nebo krystalu. Kovalentní délka
chemická vazba je vzdálenost mezi jádry atomů spojených kovalentní vazbou v krystalu. Záleží na velikosti interagujících atomů a míře překrytí jejich elektronových oblaků. Délka vazby a úhly mezi vazbami jsou určeny experimentálně pomocí molekulární spektroskopie, rentgenové difrakce a dalších metod.
Uvažujme směrovanou vlastnost kovalentní vazby na příkladu vzniku chemické vazby v diamantu.9 V tomto případě se budeme řídit pravidly, která tvoří obsah teorie směrovaných valencí.
1. Kovalentní jednoduchá vazba vzniká interakcí dvou elektronů s opačnými spiny patřícími různým atomům.
2. Směr kovalentní vazby musí odpovídat směru, ve kterém se orbitaly daného valenčního elektronu v maximální míře překrývají s orbitaly jiného valenčního elektronu s ním spárovaného, náležejícího sousednímu atomu.
Je třeba si uvědomit, že v některých případech se tvar orbitalů valenčních elektronů podílejících se na vzniku vazby mírně mění, v některých případech se mění prudce. V druhém případě smíšené, tzv hybridní orbitaly.
V diamantu sestávajícím z uhlíkových atomů, jak je dobře známo, je realizována kovalentní chemická vazba. Elektronová konfigurace valenčního obalu atomu uhlíku v neexcitovaném stavu - 2 s 22p 2. Dne 1 s- orbitaly a 2 s-orbitaly obsahují dva párové elektrony, jejichž spiny jsou antiparalelní. Ukázalo se, že Valence jsou dva 2 p-orbitaly, ve kterých se nachází jeden elektron, který se může podílet na tvorbě chemické vazby. Tyto 2 p-orbitaly
svírají mezi sebou úhel 90◦. Uhlík ve svých sloučeninách tedy musí být dvojmocný a tvořit vazby, mezi kterými je pravý úhel.
Jak však ukazují experimentální údaje, ve většině jeho sloučenin je uhlík čtyřvazný a všechny čtyři uhlíkové vazby jsou stejně silné a mají vůči sobě stejnou orientaci.
přítel: úhel mezi vazbami je 109◦28∗. Tato okolnost se vysvětluje hybridizací orbitalů, která probíhá ve dvou fázích. Nejprve atom uhlíku přechází ze základního stavu do excitovaného, ve kterém je jeden z elektronů s vyplněnými 2 s 2-orbitaly jde do
9 Kovalentní vazba v molekule vodíku nemá vlastnost směrovosti v důsledku sféricky symetrického rozložení elektronové hustoty v s-státy.
Rýže. 2.10. Hybridizační schéma s A p-elektronové mraky a prostorová orientace sp 3-hybridy.
prázdný 2 p-orbitální. Dále se čtyři vlnové funkce „smísí“ a vytvoří se čtyři nové identické vlnové funkce, které nejsou ani jednou s-, ani p-funkce. Tyto jsou hybridní sp 3-funkce. Jsou ekvivalentní a mají orientaci znázorněnou na obr. 2.10. Ve výsledném stavu má tedy atom uhlíku v diamantu čtyři nepárové elektrony. Směry maximální hustoty výměnných oblaků, jak je patrné z Obr. 2.12, soustředěné podél prostorových úhlopříček krychle<111>. Atom se čtyřmi sousedy tvoří pravidelný čtyřstěn a ze souboru čtyřstěnů se sestaví „nekonečná kovalentní molekula“.
Síla chemické vazby závisí na míře překrytí orbitalů valenčních elektronů: čím větší překrytí, tím silnější vazba. Výpočty ukazují, že překrytí elektronových obalů spojovacích atomů v případě hybridu sp 3-orbitalů je podstatně více než v případě nehybridních s A p-orbitaly. Hybridizované stavy sice odpovídají vyšší energii elektronů v atomu než nehybridizované stavy, nicméně celková energie krystalu se ukazuje být nižší v případě vytvoření vazby z sp 3-hybridy, proto se hybridizace ukazuje jako energeticky příznivá.
Může se podílet na tvorbě kovalentních vazeb s-, p-, d A F-orbitaly. Pokud dojde k hybridizaci během tvorby vazby, pak se rozlišují v závislosti na tom, kolik a které orbity jsou hybridizovány sp-, sp 2-, dsp 2-, sp 3i d 2sp 3-hybridní orbitaly (obr. 2.11).
Struktura kovalentních krystalů je tedy určena Hume-Rotheryho pravidlem, které udává počet nejbližších sousedů nezbytných pro úplné nasycení chemické vazby a směr chemické vazby, který lze určit z analýzy vlnových funkcí.
Rýže. 2.11. Prostorová orientace sp-, sp 2 -, dsp 2 -, sp 3 a d 2 sp 3-hybridní orbitaly.
páskové elektrony nebo experimentálně. Charakteristická hodnota energie kovalentní vazby je řádově 5–7 eV. U polovodičových materiálů lze pozorovat následující obecné vzorce ve změně vlastností se změnami vazebné energie. S rostoucí vazebnou energií mezi atomy se perioda krystalové mřížky snižuje a teplota tání a zakázaný pás se zvyšují.
Nejcharakterističtější vlastnosti jednoduchých krystalů, ve kterých je převážně realizován jeden ze čtyř typů chemických vazeb, jsou uvedeny v tabulce. 2.2.
Tabulka 2.2. Vlastnosti čtyř skupin pevných látek, lišících se typy meziatomových vazeb.
Typ meziatomové vazby
Charakteristika a vazebná energie
Neorientované a nenasycené, silné spojení; 5–7 eV na iontový pár.
Režie
a bohaté, silné spojení; 5–7 eV na atom.
Neorientovaná a nenasycená komunikace; u
3,5 eV na atom.
Nesměrové a nenasycené, slabé, krátkodobě působící
spojení; ≈0,1 eV za
Iontový kovalentní kov Van der Waals
Strukturální vlastnosti
Velké anionty tvoří hustě sbalené struktury, v jejichž dutinách se nacházejí kationty ( Z k = 8, 6, 4 a 3).
Konstrukce s volným příhradovým těsněním (např. Z k = 4) a nízkou hustotou.
Z k = 12 a 8) a vysokou hustotou.
Kompaktní krystalové struktury s extrémně těsným obalem ( Z k = 12) a vysokou hustotou.
Tepelné vlastnosti
Poměrně vysoké body tání. Nízký expanzní koeficient.
Vysoké teploty tání. Nízký expanzní koeficient.
Různé teploty tání.
Nízké body tání. Vysoký koeficient roztažnosti.
Elektrické vlastnosti
Izolátory. Vodivost je převážně iontové povahy a zvyšuje se s rostoucí teplotou.
Elektronický typ vodivosti (dva typy nosičů). Aktivační závislost vodivosti na teplotě.
Dirigenti. Hlavní typ vodivosti je elektronický. Vodivost klesá s rostoucí teplotou.
Izolátory.
Optické vlastnosti
Transparentní pro elektromagnetické záření od nízkých frekvencí k absorpční hraně. Obvykle transparentní ve viditelné oblasti spektra.
Transparentní pro elektromagnetické záření od nízkých frekvencí k absorpční hraně.
Neprůhledné pro elektromagnetické vlny od nejnižších frekvencí až po střední ultrafialovou oblast; dobře odrážejí světlo.
Transparentní vůči elektromagnetickému záření od nízkých frekvencí až po vzdálenou ultrafialovou oblast.
Iontový kovalentní kov Van der Waals
Struktura zóny
zóna je oddělena
od dalšího prázdného vodivého pásma k široké bandgap ( Např> 2–3 eV).
Plně vyplněná horní valence
zóna je oddělena
od dalšího prázdného vodivostního pásma k zakázanému pásmu Např< 2–3 эВ.
Vodivý pás je částečně vyplněn.
Plně vyplněná horní valence
zóna je oddělena
od dalšího prázdného vodivostního pásma k velmi širokému pásmu.
Atomy většiny prvků neexistují odděleně, protože se mohou vzájemně ovlivňovat. Tato interakce produkuje složitější částice.
Povahou chemické vazby je působení elektrostatických sil, což jsou síly vzájemného působení mezi elektrickými náboji. Takové náboje mají elektrony a atomová jádra.
Elektrony umístěné na vnějších elektronických úrovních (valenční elektrony), které jsou nejdále od jádra, s ním interagují nejslabší, a proto jsou schopny se od jádra odtrhnout. Jsou zodpovědné za vzájemné propojení atomů.
Typy interakcí v chemii
Typy chemických vazeb lze uvést v následující tabulce:
Charakteristika iontové vazby
Chemická reakce, ke které dochází v důsledku iontová přitažlivost mít různé náboje se nazývá iontové. To se stane, pokud atomy, které jsou spojeny, mají významný rozdíl v elektronegativitě (to znamená schopnost přitahovat elektrony) a elektronový pár jde k elektronegativnějšímu prvku. Výsledkem tohoto přenosu elektronů z jednoho atomu na druhý je vznik nabitých částic – iontů. Vzniká mezi nimi přitažlivost.
Mají nejnižší indexy elektronegativity typické kovy, a největší jsou typické nekovy. Ionty jsou tedy tvořeny interakcí mezi typickými kovy a typickými nekovy.
Atomy kovů se stávají kladně nabitými ionty (kationty), předávají elektrony svým vnějším elektronovým hladinám a nekovy přijímají elektrony, čímž se mění na záporně nabitý ionty (anionty).
Atomy se pohybují do stabilnějšího energetického stavu a dokončují své elektronické konfigurace.
Iontová vazba je nesměrová a nesaturovatelná, protože elektrostatická interakce se vyskytuje ve všech směrech, iont může přitahovat ionty opačného znaménka ve všech směrech.
Uspořádání iontů je takové, že kolem každého je určitý počet opačně nabitých iontů. Pojem "molekuly" pro iontové sloučeniny nedává smysl.
Příklady vzdělávání
Vznik vazby v chloridu sodném (nacl) je způsoben přenosem elektronu z atomu Na na atom Cl za vzniku odpovídajících iontů:
Na 0 - 1 e = Na + (kationt)
Cl 0 + 1 e = Cl - (aniont)
V chloridu sodném je kolem sodíkových kationtů šest aniontů chloru a kolem každého chloridového iontu šest sodíkových iontů.
Když se vytvoří interakce mezi atomy v sulfidu barnatém, probíhají následující procesy:
Bao-2e = Ba2+
S 0 + 2 e = S 2-
Ba daruje své dva elektrony síře, čímž vznikají sirné anionty S 2- a kationty barya Ba 2+.
Chemická vazba kovu
Počet elektronů ve vnějších energetických hladinách kovů je malý, snadno se oddělují od jádra. V důsledku tohoto odloučení vznikají kovové ionty a volné elektrony. Tyto elektrony se nazývají "elektronový plyn". Elektrony se volně pohybují v celém objemu kovu a jsou neustále vázány a odděleny od atomů.
Struktura kovové látky je následující: krystalová mřížka je kostrou látky a mezi jejími uzly se mohou elektrony volně pohybovat.
Lze uvést následující příklady:
Mg - 2е<->Mg 2+
Cs-e<->Cs+
Ca - 2e<->Ca2+
Fe-3e<->Fe 3+
Kovalentní: polární a nepolární
Nejběžnějším typem chemické interakce je kovalentní vazba. Hodnoty elektronegativity prvků, které interagují, se výrazně neliší, dochází tedy pouze k posunu společného elektronového páru k elektronegativnějšímu atomu.
Kovalentní interakce mohou být tvořeny mechanismem výměny nebo mechanismem donor-akceptor.
Mechanismus výměny je realizován, pokud každý z atomů má nepárové elektrony na vnějších elektronických úrovních a překrytí atomových orbitalů vede ke vzniku páru elektronů, které již patří oběma atomům. Když jeden z atomů má pár elektronů na vnější elektronické úrovni a druhý má volný orbital, pak když se atomové orbitaly překrývají, elektronový pár je sdílen a interaguje podle mechanismu donor-akceptor.
Kovalentní se dělí podle násobnosti na:
- jednoduché nebo jednoduché;
- dvojnásobek;
- trojnásobek.
Dvojité zajišťují sdílení dvou párů elektronů najednou a trojité - tři.
Podle rozložení elektronové hustoty (polarity) mezi vázanými atomy se kovalentní vazba dělí na:
- nepolární;
- polární.
Nepolární vazba je tvořena stejnými atomy a polární vazba je tvořena různou elektronegativitou.
Interakce atomů s podobnou elektronegativitou se nazývá nepolární vazba. Společný elektronový pár v takové molekule není přitahován k žádnému atomu, ale patří stejně k oběma.
Interakce prvků lišících se elektronegativitou vede ke vzniku polárních vazeb. Při tomto typu interakce jsou sdílené elektronové páry přitahovány k elektronegativnějšímu prvku, ale nejsou na něj zcela přeneseny (to znamená, že nedochází k tvorbě iontů). V důsledku tohoto posunu elektronové hustoty se na atomech objevují částečné náboje: elektronegativnější má záporný náboj a méně elektronegativní kladný náboj.
Vlastnosti a charakteristiky kovalence
Hlavní vlastnosti kovalentní vazby:
- Délka je určena vzdáleností mezi jádry interagujících atomů.
- Polarita je určena posunutím elektronového mraku směrem k jednomu z atomů.
- Směrovost je vlastnost vytváření vazeb orientovaných v prostoru a v souladu s tím molekul, které mají určité geometrické tvary.
- Sytost je dána schopností tvořit omezený počet vazeb.
- Polarizovatelnost je dána schopností měnit polaritu vlivem vnějšího elektrického pole.
- Energie potřebná k přerušení vazby určuje její sílu.
Příkladem kovalentní nepolární interakce mohou být molekuly vodíku (H2), chloru (Cl2), kyslíku (O2), dusíku (N2) a mnoha dalších.
H· + ·H → H-H molekula má jednu nepolární vazbu,
O: + :O → O=O molekula má dvojitou nepolární,
Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekula je trojnásobně nepolární.
Příklady kovalentních vazeb chemických prvků zahrnují molekuly oxidu uhličitého (CO2) a oxidu uhelnatého (CO), sirovodíku (H2S), kyseliny chlorovodíkové (HCL), vody (H2O), metanu (CH4), oxidu síry (SO2) a mnoho dalších .
V molekule CO2 je vztah mezi atomy uhlíku a kyslíku kovalentně polární, protože elektronegativnější vodík přitahuje hustotu elektronů. Kyslík má ve svém vnějším obalu dva nepárové elektrony, zatímco uhlík může poskytnout čtyři valenční elektrony k vytvoření interakce. V důsledku toho se tvoří dvojné vazby a molekula vypadá takto: O=C=O.
Aby bylo možné určit typ vazby v konkrétní molekule, stačí vzít v úvahu její atomy. Jednoduché kovové látky tvoří kovovou vazbu, kovy s nekovy tvoří iontovou vazbu, jednoduché nekovové látky tvoří kovalentní nepolární vazbu a molekuly skládající se z různých nekovů vznikají prostřednictvím polární kovalentní vazby.
Kovalentní vazba - chemická vazba vzniklá socializací dvojice valenčních elektronových oblaků. Elektrony, které zajišťují komunikaci, se nazývají sdílený elektronový pár.
Svatí kovalentních vazeb : směrovost, sytost, polarita, polarizovatelnost - určují chemické a fyzikální vlastnosti sloučenin.
Směr vazby určuje molekulární strukturu látek a geometrický tvar jejich molekul. Úhly mezi dvěma vazbami se nazývají vazebné úhly.
Saturabilita je schopnost atomů tvořit omezený počet kovalentních vazeb. Počet vazeb tvořených atomem je omezen počtem jeho vnějších atomových orbitalů.
Polarita vazby je způsobena nerovnoměrným rozložením elektronové hustoty v důsledku rozdílů v elektronegativitě atomů. Na tomto základě se kovalentní vazby dělí na nepolární a polární.
Polarizovatelnost vazby je vyjádřena vytěsněním elektronů vazby vlivem vnějšího elektrického pole, včetně pole jiné reagující částice. Polarizovatelnost je určena pohyblivostí elektronů. Polarita a polarizovatelnost kovalentních vazeb určuje reaktivitu molekul vůči polárním činidlům.
Iontová vazba.
Iontový typ vazby je možný pouze mezi atomy, které se ostře liší vlastnostmi. Prudký rozdíl ve vlastnostech prvků vede k tomu, že atom kovu zcela ztrácí své valenční elektrony a atom nekovu je získává. Kladně a záporně nabité ionty vznikající v molekulách a krystalové mřížce silami elektrostatické přitažlivosti. Tento typ vazby se nazývá iontová.
Příklad vzniku molekuly NaCL v plynné fázi.
Nespecifické typy komunikace.
Kovové spojení - chemická vazba v důsledku přítomnosti relativně volných elektronů. Charakteristika jak čistých kovů, tak jejich slitin a intermetalických sloučenin.
Mechanismus kovové vazby: Pozitivní kovové ionty se nacházejí ve všech uzlech krystalové mřížky. Mezi nimi se valenční elektrony pohybují náhodně, jako molekuly plynu, oddělované od atomů při tvorbě iontů. Tyto elektrony působí jako cement, drží kladné ionty pohromadě; jinak by se mřížka vlivem odpudivých sil mezi ionty rozpadla. Elektrony jsou zároveň drženy ionty uvnitř krystalové mřížky a nemohou ji opustit. Síly spojky nejsou lokalizovány ani směrovány. Proto se ve většině případů objevují vysoká koordinační čísla (například 12 nebo 8).
Další vlastnosti: Volně se pohybující elektrony poskytují vysokou elektrickou a tepelnou vodivost. Látky, které mají kovovou vazbu, často kombinují pevnost s plasticitou, protože když se atomy vzájemně přemístí, vazby se nerozbijí.
Van der Waalsovy síly - intermolekulární interakční síly s energií 0,8 - 8,16 kJ/mol. Tento termín původně označoval všechny takové síly v moderní vědě je obvykle aplikován na síly vznikající polarizací molekul a tvorbou dipólů. Objevil ho J. D. van der Waals v roce 1869.
Van der Waalsovy síly zahrnují interakce mezi dipóly (trvalými a indukovanými). Název pochází ze skutečnosti, že tyto síly způsobují korekci vnitřního tlaku ve stavové rovnici van der Waals pro skutečný plyn. Tyto interakce určují především síly odpovědné za tvorbu prostorové struktury biologických makromolekul.
Proč se atomy mohou vzájemně spojovat a vytvářet molekuly? Jaký je důvod možné existence látek, které obsahují atomy zcela odlišných chemických prvků? To jsou globální otázky ovlivňující základní pojmy moderní fyzikální a chemické vědy. Můžete na ně odpovědět tím, že budete mít představu o elektronové struktuře atomů a budete znát charakteristiky kovalentní vazby, která je základním základem pro většinu tříd sloučenin. Účelem našeho článku je seznámit se s mechanismy vzniku různých typů chemických vazeb a sloučenin, které je ve svých molekulách obsahují.
Elektronová struktura atomu
Elektricky neutrální částice hmoty, které jsou jejími strukturálními prvky, mají strukturu, která odráží strukturu Sluneční soustavy. Stejně jako planety obíhají kolem centrální hvězdy – Slunce, tak se elektrony v atomu pohybují kolem kladně nabitého jádra. Pro charakterizaci kovalentní vazby budou významné elektrony umístěné na poslední energetické hladině a nejdále od jádra. Vzhledem k tomu, že jejich spojení se středem vlastního atomu je minimální, mohou být snadno přitahovány jádry jiných atomů. To je velmi důležité pro výskyt meziatomových interakcí vedoucích ke vzniku molekul. Proč je molekulární forma hlavním typem existence hmoty na naší planetě? Pojďme na to přijít.
Základní vlastnost atomů
Schopnost elektricky neutrálních částic interagovat, což vede k zisku energie, je jejich nejdůležitější vlastností. Za normálních podmínek je molekulární stav látky stabilnější než atomový stav. Základní principy moderní atomově-molekulární vědy vysvětlují jak principy vzniku molekul, tak vlastnosti kovalentních vazeb. Připomeňme, že na atom může být 1 až 8 elektronů, v druhém případě bude vrstva kompletní, a tedy velmi stabilní. Atomy vzácných plynů: argon, krypton, xenon - inertní prvky, které doplňují každé období v Mendělejevově systému - mají tuto strukturu vnější úrovně. Výjimkou by zde bylo helium, které nemá na poslední úrovni 8, ale pouze 2 elektrony. Důvod je jednoduchý: v prvním období existují pouze dva prvky, jejichž atomy mají jedinou elektronovou vrstvu. Všechny ostatní chemické prvky mají od 1 do 7 elektronů na poslední, neúplné vrstvě. V procesu vzájemné interakce budou mít atomy tendenci být naplněny elektrony do oktetu a obnovit konfiguraci atomu inertního prvku. Tohoto stavu lze dosáhnout dvěma způsoby: ztrátou vlastních nebo přijetím záporně nabitých částic někoho jiného. Tyto formy interakce vysvětlují, jak určit, která vazba - iontová nebo kovalentní - vznikne mezi atomy vstupujícími do reakce.
Mechanismy tvorby stabilní elektronické konfigurace
Představme si, že do složené reakce vstupují dvě jednoduché látky: kovový sodík a plynný chlor. Vzniká látka třídy soli - chlorid sodný. Má iontový typ chemické vazby. Proč a jak vznikl? Vraťme se opět ke struktuře atomů výchozích látek. Sodík má v poslední vrstvě pouze jeden elektron, slabě vázaný k jádru kvůli velkému poloměru atomu. Ionizační energie všech alkalických kovů, včetně sodíku, je nízká. Proto elektron vnější hladiny opouští energetickou hladinu, je přitahován jádrem atomu chloru a zůstává v jeho prostoru. To vytváří precedens pro to, aby se atom Cl stal záporně nabitým iontem. Nyní již nemáme co do činění s elektricky neutrálními částicemi, ale s nabitými kationty sodíku a anionty chloru. V souladu s fyzikálními zákony mezi nimi vznikají elektrostatické přitažlivé síly a sloučenina tvoří iontovou krystalovou mřížku. Mechanismus tvorby iontového typu chemické vazby, který jsme uvažovali, pomůže jasněji objasnit specifika a hlavní charakteristiky kovalentní vazby.
Společné elektronové páry
Pokud dojde k iontové vazbě mezi atomy prvků, které se velmi liší v elektronegativitě, tedy kovy a nekovy, pak se kovalentní typ objeví při interakci atomů jak stejných, tak různých nekovových prvků. V prvním případě je zvykem mluvit o nepolární a ve druhém o polární formě kovalentní vazby. Mechanismus jejich vzniku je společný: každý z atomů se částečně vzdává elektronů pro běžné použití, které se spojují do párů. Ale prostorové uspořádání elektronových párů vzhledem k atomovým jádrům bude jiné. Na tomto základě se rozlišují typy kovalentních vazeb - nepolární a polární. Nejčastěji se v chemických sloučeninách skládajících se z atomů nekovových prvků vyskytují páry skládající se z elektronů s opačnými spiny, tj. rotujícími kolem svých jader v opačných směrech. Jelikož pohyb záporně nabitých částic v prostoru vede ke vzniku elektronových mraků, které nakonec končí jejich vzájemným překrýváním. Jaké jsou důsledky tohoto procesu pro atomy a k čemu vede?
Fyzikální vlastnosti kovalentní vazby
Ukazuje se, že mezi centry dvou interagujících atomů se objevuje dvouelektronový mrak s vysokou hustotou. Elektrostatické přitažlivé síly mezi samotným záporně nabitým oblakem a jádry atomů se zvyšují. Část energie se uvolní a vzdálenosti mezi atomovými centry se zmenší. Například na začátku tvorby molekuly H 2 je vzdálenost mezi jádry atomů vodíku 1,06 A, po překrytí mraků a vytvoření společného elektronového páru - 0,74 A. Příklady kovalentních vazeb vzniklých podle výše popsaný mechanismus lze nalézt jak mezi jednoduchými, tak mezi komplexními anorganickými látkami. Jeho hlavním rozlišovacím znakem je přítomnost společných elektronových párů. Výsledkem je, že po vzniku kovalentní vazby mezi atomy, například vodíkem, získá každý z nich elektronovou konfiguraci inertního helia a výsledná molekula má stabilní strukturu.
Prostorový tvar molekuly
Další velmi důležitou fyzikální vlastností kovalentní vazby je směrovost. Záleží na prostorové konfiguraci molekuly látky. Například, když se dva elektrony překrývají s tvarem kulového oblaku, vzhled molekuly je lineární (chlorovodík nebo bromovodík). Tvar molekul vody, ve kterých se s- a p-oblaky hybridizují, je hranatý a velmi silné částice plynného dusíku mají tvar pyramidy.
Struktura jednoduchých látek - nekovy
Poté, co jsme zjistili, jaký druh vazby se nazývá kovalentní, jaké vlastnosti má, nyní je čas porozumět jejím odrůdám. Pokud atomy stejného nekovu – chloru, dusíku, kyslíku, bromu atd. – na sebe vzájemně působí, pak vznikají odpovídající jednoduché látky. Jejich společné elektronové páry jsou umístěny ve stejné vzdálenosti od středů atomů, aniž by se pohybovaly. Sloučeniny s nepolárním typem kovalentní vazby mají následující charakteristiky: nízké teploty varu a tání, nerozpustnost ve vodě, dielektrické vlastnosti. Dále zjistíme, které látky se vyznačují kovalentní vazbou, při které dochází k vytěsnění společných elektronových párů.
Elektronegativita a její vliv na typ chemické vazby
Vlastnost určitého prvku přitahovat k sobě elektrony z atomu jiného prvku se v chemii nazývá elektronegativita. Stupnici hodnot tohoto parametru, navrženou L. Paulingem, lze nalézt ve všech učebnicích anorganické a obecné chemie. Fluor má nejvyšší hodnotu - 4,1 eV, ostatní aktivní nekovy mají hodnotu menší a nejnižší hodnota je charakteristická pro alkalické kovy. Pokud mezi sebou reagují prvky, které se liší svou elektronegativitou, pak nevyhnutelně jeden, aktivnější, přitáhne záporně nabité částice atomu pasivnějšího prvku ke svému jádru. Fyzikální vlastnosti kovalentní vazby tedy přímo závisí na schopnosti prvků darovat elektrony pro běžné použití. Společné páry vytvořené v tomto případě již nejsou umístěny symetricky vzhledem k jádrům, ale jsou posunuty směrem k aktivnějšímu prvku.
Vlastnosti spojení s polární spojkou
Mezi látky, v jejichž molekulách jsou sdílené elektronové páry asymetrické vzhledem k atomovým jádrům, patří halogenovodíky, kyseliny, sloučeniny chalkogenů s vodíkem a oxidy kyselin. Jsou to síranové a dusičnanové kyseliny, oxidy síry a fosforu, sirovodík atd. Například molekula chlorovodíku obsahuje jeden společný elektronový pár tvořený nepárovými elektrony vodíku a chloru. Je posunut blíže ke středu atomu Cl, což je více elektronegativní prvek. Všechny látky s polárními vazbami ve vodných roztocích disociují na ionty a vedou elektrický proud. Sloučeniny, které jsme uvedli, mají také vyšší teploty tání a varu ve srovnání s jednoduchými nekovovými látkami.
Metody rušení chemických vazeb
V organické chemii se nasycené uhlovodíky a halogeny řídí radikálním mechanismem. Směs metanu a chlóru reaguje na světle a za běžných teplot tak, že se molekuly chloru začnou štěpit na částice nesoucí nepárové elektrony. Jinými slovy, je pozorována destrukce společného elektronového páru a tvorba velmi aktivních radikálů -Cl. Jsou schopny ovlivnit molekuly metanu tak, že rozbijí kovalentní vazbu mezi atomy uhlíku a vodíku. Vznikne aktivní druh -H a volná valence atomu uhlíku přijímá radikál chloru a prvním reakčním produktem je chlormethan. Tento mechanismus molekulárního rozkladu se nazývá homolytický. Pokud se společný elektronový pár zcela přenese na jeden z atomů, pak hovoří o heterolytickém mechanismu, charakteristickém pro reakce probíhající ve vodných roztocích. V tomto případě polární molekuly vody zvýší rychlost destrukce chemických vazeb rozpustné sloučeniny.
Dvojné a trojné vazby
Naprostá většina organických látek a některých anorganických sloučenin neobsahuje ve svých molekulách jeden, ale několik společných elektronových párů. Mnohonásobnost kovalentních vazeb snižuje vzdálenost mezi atomy a zvyšuje stabilitu sloučenin. Obvykle se označují jako chemicky odolné. Například molekula dusíku má tři páry elektronů, které jsou ve strukturním vzorci označeny třemi čárkami a určují její sílu. Jednoduchá látka dusík je chemicky inertní a může reagovat s jinými sloučeninami, jako je vodík, kyslík nebo kovy, pouze při zahřátí nebo za zvýšeného tlaku nebo v přítomnosti katalyzátorů.
Dvojné a trojné vazby jsou vlastní takovým třídám organických sloučenin, jako jsou nenasycené dienové uhlovodíky, stejně jako látky ethylenové nebo acetylenové řady. Vícenásobné vazby určují základní chemické vlastnosti: adiční a polymerační reakce, které probíhají v místech jejich porušení.
V našem článku jsme uvedli obecný popis kovalentních vazeb a zkoumali jejich hlavní typy.
Délka kovalentní vazby nazýváme vzdálenost mezi jádry atomů, které tvoří vazbu. Délka vazby přímo souvisí s poloměrem atomu – čím je větší, tím je vazba delší.
Hodnoty kovalentních poloměrů některých atomů (pm; 10 -12 m):
- H = 30 pm;
- F = 58;
- O = 73;
- N = 75;
- C = 77;
- Cl = 99;
- S = 103;
- P = 110;
- Si = 118;
- AI = 130.
V symetrických molekulách (H 2, F 2, Cl 2 ...) se nazývá poloviční délka vazby kovalentní poloměr. Při znalosti kovalentního poloměru je velmi snadné vypočítat délku kovalentní vazby v molekule. Například délka kovalentní vazby molekuly HF = 30 + 58 = 88 pm.
2. Energie kovalentní vazby
Pod energie kovalentní vazby(vyjádřeno v kcal/mol nebo kJ/mol) obvykle označuje energii, která je nezbytná k přerušení vazby (při vytvoření kovalentní vazby se energie uvolní, při porušení je absorbována). Čím vyšší je vazebná energie, tím silnější je vazba.
Energie vazby závisí na její délce – čím delší je vazba v molekule, tím je snazší ji rozbít (spotřebuje méně energie).
Vazebné energie některých molekul (kJ/mol):
- H2 = 453 (délka vazby = 60 um);
- Cl2 = 242 (198 pm);
- HC1 = 431 (129 pm).
3. Polarita kovalentní vazby
Tato charakteristika zobrazuje umístění elektronového páru dvou atomů tvořících vazbu. Stupeň polarity vazby závisí na elektronegativitě atomů tvořících vazbu (čím větší je, tím větší je polarita vazby). Polárnější kovalentní vazba má sdílený pár elektronů posunutý více směrem k elektronegativnějšímu atomu (viz koncept elektronegativity).
Elektronegativita je tabulková hodnota určená pomocí Paulingovy stupnice. Mnohem důležitější je znát ne elektronegativitu samotného atomu, ale rozdíl mezi těmito hodnotami v molekule - který z atomů je elektronegativnější a který méně.
Polarita kovalentní vazby se kvantifikuje pomocí dipólový moment(µ), zatímco systém dvou ekvivalentních, ale opačných znamének, nábojů se nazývá dipól.
Je velmi důležité rozlišovat mezi dipólovým momentem kovalentní vazby (její polaritou) a dipólovým momentem molekuly jako celku. V jednoduchých dvouatomových molekulách jsou tyto dva parametry stejné. Zcela jiný obraz je pozorován u komplexních molekul, ve kterých je dipólový moment molekuly součtem vektorů dipólových momentů jednotlivých vazeb.
4. Polarizovatelnost kovalentních vazeb
Polarizovatelnost odráží míru, do jaké jsou elektrony schopny se pohybovat pod vlivem vnějšího elektrického pole generovaného ionty nebo jinými polárními molekulami.
Polarizovatelnost kovalentní vazby je přímo úměrná její délce, což je obecně logické – čím dále je elektron od jádra atomu, tím slabší je přitahován, a proto se snáze posune, když vystavena vnějším vlivům. S rostoucí délkou vazby se tedy zvyšuje její polarizovatelnost, což zase vede ke zvýšení síly kyselin (např. kyselina jodovodíková je silnější než kyselina fluorovodíková).
Polarizace a polarita vazby jsou nepřímo závislé veličiny: méně polární vazba je více polarizovaná a naopak.
5. Saturabilita kovalentních vazeb
Nasycení je schopnost atomu vytvořit určitý počet kovalentních vazeb - všechny „nespárové“ elektrony atomu mají tendenci se podílet na tvorbě vazby. Například atom vodíku má pouze jeden nepárový elektron, zatímco atom dusíku má tři. Z tohoto důvodu bude nejstabilnější chemickou sloučeninou NH3, ale ne NH nebo NH2.
6. Směr kovalentní vazby
Směrovost charakterizuje prostorovou orientaci kovalentní vazby vzhledem k ostatním vazbám molekuly. V molekulách dochází u elektronů kovalentních vazeb a volných párů elektronů neustále k vzájemnému odpuzování, v důsledku čehož jsou kovalentní vazby uspořádány tak, že vazebný úhel mezi nimi odpovídá principu nejmenšího odpuzování mezi elektrony (např. molekula vody vazebný úhel je 104,5°).
7. Násobnost kovalentních vazeb
V některých případech se mezi atomy může objevit ne jeden, ale dva (dvojná vazba) nebo tři (trojná vazba) sdílené elektronové páry (tzv. násobné vazby).
Dvojná kovalentní vazba je tvořena atomy, které mají dva nepárové elektrony; trojitý - pro atomy se třemi nepárovými elektrony (viz Vícenásobné vazby).
Jak je vidět z níže uvedené tabulky, molekula dusíku je přibližně 7krát „silnější“ než molekula fluoru.
Tabulka závislosti délky a síly kovalentní vazby na její multiplicitě.