Kovalentnu vezu ostvaruju zajednički valentni elektroni koji su zajednički dvama susjednim atomima vezna orbitala(vidi odjeljak 2.2.1). Štoviše, u slučaju elementarnih tvari, svaki od atoma "donira" isti broj valentnih elektrona na vezu i dovršava svoju valentnu ljusku dok se potpuno ne ispuni zahvaljujući veznim elektronima najbližih susjednih atoma u rešetki. S ovim svojstvom zasićenost Kovalentne veze smo upoznali na primjeru molekule vodika. Njegova posljedica je pravilo koje je uspostavio Hume-Rothery. Prema njoj, za kristale elementarnih tvari u kojima je ostvarena pretežno kovalentna veza vrijedi odnos između koordinacijskog broja Z do i broj grupe N, gdje se nalazi ovaj element:
Z k = 8 − N. Struktura elementarnih poluvodiča (pretežna veza je kovalentna) određena je ovim jednostavnim empirijskim pravilom i smjerom kovalentne veze.
Smjer kovalentne veze određen je raspodjelom gustoće elektrona u kristalu, koja se može odrediti korištenjem, primjerice, podataka X-zraka. Oni ukazuju da je u kristalima s kovalentnim vezama elektronska gustoća valentnih elektrona znatno neravnomjerno raspoređena u prostoru. U smjerovima koji su najkraći za dva susjedna atoma gustoća elektrona je veća nego u ostalim smjerovima. To znači da su valentni elektroni takoreći lokalizirani u prostoru i tvore “elektronske mostove”, odnosno kovalentna veza ima izraženu smjerni karakter. Priroda distribucije gustoće elektrona tijekom stvaranja kovalentne veze ovisi o specifičnoj elektronskoj strukturi atoma koji međusobno djeluju.
Budući da kovalentna kemijska veza, za razliku od drugih vrsta kemijskih veza, ima lokaliziranu prirodu, određena je ne samo energijom veze, već ima i geometrijske karakteristike. Geometrijske karakteristike kovalentne veze su njezina duljina i kutovi između veza u molekuli ili kristalu. Kovalentna duljina
kemijska veza je udaljenost između jezgri atoma spojenih kovalentnom vezom u kristalu. Ovisi o veličini atoma koji međusobno djeluju i stupnju preklapanja njihovih elektronskih oblaka. Duljina veze i kutovi između veza određuju se eksperimentalno pomoću molekularne spektroskopije, difrakcije X-zraka i drugih metoda.
Razmotrimo usmjereno svojstvo kovalentne veze na primjeru nastanka kemijske veze u dijamantu.9 U ovom slučaju vodit ćemo se pravilima koja čine sadržaj teorije usmjerenih valencija.
1. Kovalentna jednostruka veza nastaje međudjelovanjem dvaju elektrona sa suprotnim spinovima koji pripadaju različitim atomima.
2. Smjer kovalentne veze mora odgovarati smjeru u kojem se orbitale danog valentnog elektrona u najvećoj mjeri preklapaju s orbitalama drugog s njim sparenog valentnog elektrona koji pripada susjednom atomu.
Treba imati na umu da se u nekim slučajevima oblik orbitala valentnih elektrona koji sudjeluju u stvaranju veze neznatno mijenja, au nekim se slučajevima naglo mijenja. U potonjem slučaju, mješoviti, tzv hibridne orbitale.
U dijamantu, koji se sastoji od atoma ugljika, kao što je poznato, ostvaruje se kovalentna kemijska veza. Elektronska konfiguracija valentne ljuske ugljikovog atoma u nepobuđenom stanju - 2 s 22str 2. Dana 1 s-orbitale i 2 s-orbitale sadrže dva uparena elektrona čiji su spinovi antiparalelni. Pokazalo se da je valencija dva 2 str-orbitale u kojima se nalazi jedan elektron koji može sudjelovati u stvaranju kemijske veze. Ova 2 str-orbitale
međusobno zaklapaju kut od 90◦. Dakle, ugljik u svojim spojevima mora biti dvovalentan i tvoriti veze među kojima postoji pravi kut.
Međutim, kao što eksperimentalni podaci pokazuju, u većini njegovih spojeva ugljik je četverovalentan i sve četiri ugljikove veze su jednako jake i imaju istu orijentaciju jedna u odnosu na drugu
prijatelju: kut između veza je 109◦28∗. Ova se okolnost objašnjava hibridizacijom orbitala, koja se odvija u dvije faze. Prvo, atom ugljika prelazi iz osnovnog stanja u pobuđeno stanje, u kojem jedan od elektrona s ispunjenim 2 s 2-orbitale ide na
9 Kovalentna veza u molekuli vodika nema svojstvo usmjerenosti zbog sferno simetrične raspodjele gustoće elektrona u s-Države.
Riža. 2.10. Shema hibridizacije s I str-elektronski oblaci i orijentacija u prostoru sp 3-hibridi.
prazan 2 str-orbitalni. Zatim se četiri valne funkcije "pomiješaju" i formiraju se četiri nove identične valne funkcije koje nisu niti s-, niti jedno str-funkcije. Ovo su hibridi sp 3-funkcije. Oni su ekvivalentni i imaju orijentaciju prikazanu na sl. 2.10. Dakle, u rezultirajućem stanju, atom ugljika u dijamantu ima četiri nesparena elektrona. Smjerovi maksimalne gustoće oblaka izmjene, kao što se može vidjeti sa Sl. 2.12, koncentriran duž prostornih dijagonala kocke<111>. Atom s četiri susjeda tvori pravilan tetraedar, a od skupa tetraedara izgrađena je “beskonačna kovalentna molekula”.
Snaga kemijske veze ovisi o stupnju preklapanja orbitala valentnog elektrona: što je veće preklapanje, to je veza jača. Izračuni pokazuju da preklapanje elektronskih ljuski spojnih atoma u slučaju hibridnog sp Ima znatno više 3-orbitala nego u slučaju nehibridnih s I str-orbitale. Iako hibridizirana stanja odgovaraju višoj energiji elektrona u atomu nego nehibridizirana stanja, ipak se ukupna energija kristala pokazuje nižom u slučaju stvaranja veze iz sp 3-hibridi, zbog čega se hibridizacija pokazuje energetski povoljnom.
Može sudjelovati u stvaranju kovalentnih veza s-, str-, d I f-orbitale. Ako se tijekom stvaranja veze dogodi hibridizacija, tada se ovisno o tome koliko i koje orbite hibridiziraju razlikuju sp-, sp 2-, dsp 2-, sp 3i d 2sp 3-hibridne orbitale (sl. 2.11).
Dakle, struktura kovalentnih kristala određena je Hume-Rotheryjevim pravilom, koje daje broj najbližih susjeda potrebnih za potpuno zasićenje kemijske veze, te smjer kemijske veze, koji se može utvrditi analizom vala funkcije
Riža. 2.11. Orijentacija u prostoru sp-, sp 2 -, dsp 2 -, sp 3 i d 2 sp 3-hibridne orbitale.
ribon elektrona ili eksperimentalno. Karakteristična vrijednost energije kovalentne veze je reda veličine 5-7 eV. U poluvodičkim materijalima mogu se uočiti sljedeći opći obrasci u promjeni svojstava s promjenama energije vezanja. Kako se energija vezanja između atoma povećava, period kristalne rešetke se smanjuje, a temperatura taljenja i zabranjeni pojas rastu.
Najkarakterističnija svojstva jednostavnih kristala, u kojima se pretežno ostvaruje jedan od četiri tipa kemijske veze, navedena su u tablici. 2.2.
Tablica 2.2. Svojstva četiriju skupina krutih tvari koje se razlikuju po vrstama međuatomskih veza.
Vrsta međuatomske veze
Karakteristike i energija vezanja
Neusmjerena i nezasićena, jaka veza; 5–7 eV po ionskom paru.
Režija
i bogata, jaka povezanost; 5–7 eV po atomu.
Neusmjerena i nezasićena komunikacija; blizu
3,5 eV po atomu.
Neusmjeren i nezasićen, slab, kratkog djelovanja
veza; ≈0,1 eV po
Van der Waalsov ionski kovalentni metal
Strukturna svojstva
Veliki anioni tvore gusto zbijene strukture u čijim se šupljinama nalaze kationi ( Z k = 8, 6, 4 i 3).
Strukture s labavim rešetkastim pakiranjem (na primjer, Z k = 4) i male gustoće.
Z k = 12 i 8) i velike gustoće.
Kompaktne kristalne strukture s iznimno tijesnim pakiranjem ( Z k = 12) i velike gustoće.
Toplinska svojstva
Dosta visoka tališta. Mali koeficijent širenja.
Visoke temperature taljenja. Mali koeficijent širenja.
Razne temperature topljenja.
Niska tališta. Visoki koeficijent širenja.
Električna svojstva
Izolatori. Vodljivost je uglavnom ionske prirode i raste s porastom temperature.
Elektronski tip vodljivosti (dvije vrste nositelja). Aktivacijska ovisnost vodljivosti o temperaturi.
Dirigenti. Glavna vrsta vodljivosti je elektronička. Vodljivost se smanjuje s porastom temperature.
Izolatori.
Optička svojstva
Transparentan za elektromagnetsko zračenje od niskih frekvencija do ruba apsorpcije. Obično proziran u vidljivom području spektra.
Transparentan za elektromagnetsko zračenje od niskih frekvencija do ruba apsorpcije.
Neproziran za elektromagnetske valove od najnižih frekvencija do srednjeg ultraljubičastog područja; dobro reflektiraju svjetlost.
Prozirno za elektromagnetsko zračenje od niskih frekvencija do dalekog ultraljubičastog područja.
Van der Waalsov ionski kovalentni metal
Zonska struktura
zona je odvojena
od sljedećeg praznog vodljivog pojasa do širokog zabranjenog pojasa ( Npr> 2–3 eV).
Potpuno ispunjena gornja valencija
zona je odvojena
od sljedećeg praznog vodljivog pojasa do zabranjenog pojasa Npr< 2–3 эВ.
Vodljivi pojas je djelomično ispunjen.
Potpuno ispunjena gornja valencija
zona je odvojena
od sljedećeg praznog vodljivog pojasa do vrlo širokog zabranjenog pojasa.
Atomi većine elemenata ne postoje odvojeno, jer mogu međusobno djelovati. Ova interakcija proizvodi složenije čestice.
Priroda kemijske veze je djelovanje elektrostatskih sila, koje su sile međudjelovanja između električnih naboja. Takve naboje imaju elektroni i atomske jezgre.
Elektroni koji se nalaze na vanjskim elektroničkim razinama (valentni elektroni), budući da su najudaljeniji od jezgre, najslabije su u interakciji s njom i stoga se mogu odvojiti od jezgre. Oni su odgovorni za međusobno povezivanje atoma.
Vrste interakcija u kemiji
Vrste kemijskih veza mogu se prikazati u sljedećoj tablici:
Karakteristike ionske veze
Kemijska reakcija koja nastaje zbog ionska privlačnost koji ima različite naboje naziva se ionskim. To se događa ako atomi koji se vežu imaju značajnu razliku u elektronegativnosti (to jest, sposobnost privlačenja elektrona) i elektronski par ide elektronegativnijem elementu. Rezultat tog prijenosa elektrona s jednog atoma na drugi je stvaranje nabijenih čestica – iona. Između njih se javlja privlačnost.
Imaju najniže indekse elektronegativnosti tipični metali, a najveći su tipični nemetali. Ioni tako nastaju interakcijom između tipičnih metala i tipičnih nemetala.
Atomi metala postaju pozitivno nabijeni ioni (kationi), donirajući elektrone svojim vanjskim razinama elektrona, a nemetali prihvaćaju elektrone, pretvarajući se tako u negativno nabijen ioni (anioni).
Atomi prelaze u stabilnije energetsko stanje, dovršavajući svoje elektroničke konfiguracije.
Ionska veza je neusmjerena i nezasićena, budući da se elektrostatska interakcija odvija u svim smjerovima; prema tome, ion može privući ione suprotnog predznaka u svim smjerovima.
Raspored iona je takav da se oko svakog nalazi određeni broj suprotno nabijenih iona. Pojam "molekule" za ionske spojeve nema smisla.
Primjeri obrazovanja
Stvaranje veze u natrijevom kloridu (nacl) nastaje zbog prijenosa elektrona s atoma Na na atom Cl kako bi se formirali odgovarajući ioni:
Na 0 - 1 e = Na + (kation)
Cl 0 + 1 e = Cl - (anion)
U natrijevom kloridu postoji šest kloridnih aniona oko natrijevih kationa i šest natrijevih iona oko svakog kloridnog iona.
Kada se među atomima u barijevom sulfidu stvori interakcija, događaju se sljedeći procesi:
Ba 0 - 2 e = Ba 2+
S 0 + 2 e = S 2-
Ba donira svoja dva elektrona sumporu, što rezultira stvaranjem sumpornih aniona S 2- i barijevih kationa Ba 2+.
Metalna kemijska veza
Broj elektrona u vanjskim energetskim razinama metala je mali; oni se lako odvajaju od jezgre. Kao rezultat ovog odvajanja nastaju metalni ioni i slobodni elektroni. Ti se elektroni nazivaju "elektronski plin". Elektroni se slobodno kreću po volumenu metala i stalno su vezani i odvojeni od atoma.
Struktura metalne tvari je sljedeća: kristalna rešetka je kostur tvari, a između njezinih čvorova elektroni se mogu slobodno kretati.
Mogu se navesti sljedeći primjeri:
Mg - 2e<->Mg 2+
Cs-e<->Cs+
Ca - 2e<->Ca2+
Fe-3e<->Fe 3+
Kovalentni: polarni i nepolarni
Najčešći tip kemijske interakcije je kovalentna veza. Vrijednosti elektronegativnosti elemenata koji međusobno djeluju ne razlikuju se oštro; stoga se događa samo pomak zajedničkog elektronskog para na elektronegativniji atom.
Kovalentne interakcije mogu nastati mehanizmom izmjene ili mehanizmom donor-akceptor.
Mehanizam izmjene se ostvaruje ako svaki od atoma ima nesparene elektrone na vanjskim elektronskim razinama i preklapanje atomskih orbitala dovodi do pojave para elektrona koji već pripada oba atoma. Kada jedan od atoma ima par elektrona na vanjskoj elektronskoj razini, a drugi ima slobodnu orbitalu, tada kada se atomske orbitale preklapaju, elektronski par se dijeli i međusobno djeluje prema mehanizmu donor-akceptor.
Kovalentne se po višestrukosti dijele na:
- jednostavan ili pojedinačni;
- dvostruko;
- trostruke.
Dvostruki osiguravaju dijeljenje dva para elektrona odjednom, a trostruki - tri.
Prema rasporedu elektronske gustoće (polariteta) između vezanih atoma, kovalentna veza se dijeli na:
- nepolaran;
- polarni.
Nepolarnu vezu tvore identični atomi, a polarnu različita elektronegativnost.
Interakcija atoma slične elektronegativnosti naziva se nepolarna veza. Zajednički par elektrona u takvoj molekuli ne privlači niti jedan atom, već jednako pripada obama.
Interakcija elemenata različite elektronegativnosti dovodi do stvaranja polarnih veza. U ovoj vrsti interakcije, zajednički elektronski parovi privlače se elektronegativnijem elementu, ali se ne prenose u potpunosti na njega (to jest, ne dolazi do stvaranja iona). Kao rezultat tog pomaka u gustoći elektrona, na atomima se pojavljuju parcijalni naboji: elektronegativniji ima negativan, a manje elektronegativan pozitivan naboj.
Svojstva i karakteristike kovalencije
Glavne karakteristike kovalentne veze:
- Duljina je određena razmakom između jezgri atoma koji međusobno djeluju.
- Polaritet je određen pomakom elektronskog oblaka prema jednom od atoma.
- Usmjerenost je svojstvo stvaranja veza orijentiranih u prostoru i, sukladno tome, molekula koje imaju određene geometrijske oblike.
- Zasićenost je određena sposobnošću stvaranja ograničenog broja veza.
- Polarizabilnost je određena sposobnošću promjene polariteta pod utjecajem vanjskog električnog polja.
- Energija potrebna za prekid veze određuje njezinu snagu.
Primjer kovalentne nepolarne interakcije mogu biti molekule vodika (H2), klora (Cl2), kisika (O2), dušika (N2) i mnoge druge.
Molekula H· + ·H → H-H ima jednostruku nepolarnu vezu,
O: + :O → O=O molekula ima dvostruku nepolarnu,
Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekula je trostruko nepolarna.
Primjeri kovalentnih veza kemijskih elemenata uključuju molekule ugljikovog dioksida (CO2) i ugljikovog monoksida (CO), sumporovodika (H2S), klorovodične kiseline (HCL), vode (H2O), metana (CH4), sumpornog oksida (SO2) i mnogi drugi .
U molekuli CO2, odnos između atoma ugljika i kisika je kovalentno polaran, budući da elektronegativniji vodik privlači gustoću elektrona. Kisik ima dva nesparena elektrona u svojoj vanjskoj ljusci, dok ugljik može osigurati četiri valentna elektrona za stvaranje interakcije. Kao rezultat toga nastaju dvostruke veze i molekula izgleda ovako: O=C=O.
Da bi se odredila vrsta veze u određenoj molekuli, dovoljno je razmotriti njezine sastavne atome. Jednostavne metalne tvari tvore metalnu vezu, metali s nemetalima tvore ionsku vezu, jednostavne nemetalne tvari tvore kovalentnu nepolarnu vezu, a molekule koje se sastoje od različitih nemetala tvore polarnu kovalentnu vezu.
Kovalentna veza - kemijska veza nastala socijalizacijom para oblaka valentnih elektrona. Elektroni koji omogućuju komunikaciju nazivaju se zajednički elektronski par.
Sveci kovalentnih veza : usmjerenost, zasićenost, polarnost, polarizabilnost - određuju kemijska i fizikalna svojstva spojeva.
Smjer veze određuje molekularnu strukturu tvari i geometrijski oblik njihovih molekula. Kutovi između dviju veza nazivaju se veznim kutovima.
Zasićenost je sposobnost atoma da tvore ograničeni broj kovalentnih veza. Broj veza koje tvori atom ograničen je brojem njegovih vanjskih atomskih orbitala.
Polarnost veze je posljedica neravnomjerne raspodjele elektronske gustoće zbog razlika u elektronegativnosti atoma. Na temelju toga kovalentne veze dijelimo na nepolarne i polarne.
Polarizabilnost veze izražava se pomicanjem elektrona veze pod utjecajem vanjskog električnog polja, uključujući i ono druge čestice koja reagira. Polarizabilnost je određena pokretljivošću elektrona. Polarnost i polarizabilnost kovalentnih veza određuje reaktivnost molekula prema polarnim reagensima.
Ionska veza.
Ionska vrsta veze moguća je samo između atoma koji se oštro razlikuju po svojstvima. Oštra razlika u svojstvima elemenata dovodi do činjenice da atom metala potpuno gubi svoje valentne elektrone, a atom nemetala ih dobiva. Pozitivno i negativno nabijeni ioni nastali u molekulama i kristalnoj rešetki silama elektrostatskog privlačenja. Ova vrsta veze naziva se ionska.
Primjer nastanka molekule NaCL u plinovitoj fazi.
Nespecifične vrste komunikacije.
Metalni spoj - kemijska veza zbog prisutnosti relativno slobodnih elektrona. Karakteristično za čiste metale i njihove legure i intermetalne spojeve.
Mehanizam metalnog vezivanja: Pozitivni metalni ioni nalaze se u svim čvorovima kristalne rešetke. Između njih se valentni elektroni kreću nasumično, poput molekula plina, odvojenih od atoma tijekom stvaranja iona. Ovi elektroni djeluju kao cement, držeći pozitivne ione zajedno; inače bi se rešetka raspala pod utjecajem odbojnih sila između iona. U isto vrijeme, elektrone drže ioni unutar kristalne rešetke i ne mogu je napustiti. Sile sprega nisu lokalizirane niti usmjerene. Stoga se u većini slučajeva pojavljuju visoki koordinacijski brojevi (na primjer, 12 ili 8).
Ostala svojstva: Elektroni koji se slobodno kreću osiguravaju visoku električnu i toplinsku vodljivost. Tvari koje imaju metalnu vezu često kombiniraju čvrstoću s plastičnošću, jer kada se atomi pomaknu jedan u odnosu na drugi, veze se ne prekidaju.
Van der Waalsove sile - međumolekularne interakcijske sile s energijom 0,8 - 8,16 kJ/mol. Ovaj izraz izvorno je označavao sve takve sile; u modernoj znanosti obično se primjenjuje na sile koje proizlaze iz polarizacije molekula i stvaranja dipola. Otkrio J. D. van der Waals 1869.
Van der Waalsove sile uključuju međudjelovanja između dipola (trajnih i induciranih). Naziv dolazi od činjenice da te sile uzrokuju korekciju unutarnjeg tlaka u van der Waalsovoj jednadžbi stanja za pravi plin. Te interakcije uglavnom određuju sile odgovorne za formiranje prostorne strukture bioloških makromolekula.
Zašto se atomi mogu međusobno spajati i tvoriti molekule? Koji je razlog mogućeg postojanja tvari koje sadrže atome potpuno različitih kemijskih elemenata? Ovo su globalna pitanja koja utječu na temeljne koncepte moderne fizičke i kemijske znanosti. Na njih možete odgovoriti ako imate predodžbu o elektroničkoj strukturi atoma i poznavajući karakteristike kovalentne veze, koja je osnovna osnova za većinu klasa spojeva. Svrha našeg članka je upoznati se s mehanizmima nastanka različitih vrsta kemijskih veza i spojeva koji ih sadrže u svojim molekulama.
Elektronska struktura atoma
Električno neutralne čestice materije, koje su njeni strukturni elementi, imaju strukturu koja zrcali strukturu Sunčevog sustava. Kao što se planeti okreću oko središnje zvijezde – Sunca, tako se i elektroni u atomu kreću oko pozitivno nabijene jezgre. Za karakterizaciju kovalentne veze bit će značajni elektroni smješteni na posljednjoj energetskoj razini i najudaljeniji od jezgre. Budući da je njihova veza sa središtem vlastitog atoma minimalna, lako ih mogu privući jezgre drugih atoma. Ovo je vrlo važno za pojavu međuatomskih interakcija koje dovode do stvaranja molekula. Zašto je molekularni oblik glavni oblik postojanja materije na našem planetu? Hajdemo shvatiti.
Osnovna svojstva atoma
Sposobnost električno neutralnih čestica da međusobno djeluju, što dovodi do povećanja energije, njihova je najvažnija značajka. Doista, pod normalnim uvjetima, molekularno stanje tvari je stabilnije od atomskog stanja. Temeljna načela moderne atomsko-molekularne znanosti objašnjavaju i načela molekularne tvorbe i karakteristike kovalentnih veza. Podsjetimo se da po atomu može biti od 1 do 8 elektrona; u potonjem slučaju sloj će biti potpun i stoga vrlo stabilan. Atomi plemenitih plinova: argon, kripton, ksenon - inertni elementi koji završavaju svaku periodu u sustavu D.I. Mendelejeva - imaju ovu strukturu vanjske razine. Ovdje bi izuzetak bio helij, koji nema 8, već samo 2 elektrona na posljednjoj razini. Razlog je jednostavan: u prvoj periodi postoje samo dva elementa, čiji atomi imaju jedan sloj elektrona. Svi ostali kemijski elementi imaju od 1 do 7 elektrona na zadnjem, nepotpunom sloju. U procesu međusobne interakcije, atomi će težiti da se popune elektronima do okteta i povrate konfiguraciju atoma inertnog elementa. Ovo stanje se može postići na dva načina: gubitkom vlastitih ili prihvaćanjem tuđih negativno nabijenih čestica. Ovi oblici interakcije objašnjavaju kako odrediti koja će veza - ionska ili kovalentna - nastati između atoma koji ulaze u reakciju.
Mehanizmi formiranja stabilne elektroničke konfiguracije
Zamislimo da dvije jednostavne tvari ulaze u složenu reakciju: metalni natrij i plinoviti klor. Nastaje tvar klase soli - natrijev klorid. Ima ionski tip kemijske veze. Zašto i kako je nastao? Vratimo se opet na strukturu atoma polaznih tvari. Natrij ima samo jedan elektron u zadnjem sloju, slabo vezan za jezgru zbog velikog radijusa atoma. Energija ionizacije svih alkalnih metala, uključujući natrij, je niska. Stoga elektron vanjske razine napušta energetsku razinu, privlači ga jezgra atoma klora i ostaje u svom prostoru. Ovo predstavlja presedan da atom Cl postane negativno nabijen ion. Sada više nemamo posla s električki neutralnim česticama, već s nabijenim kationima natrija i anionima klora. U skladu sa zakonima fizike, između njih nastaju elektrostatske privlačne sile, a spoj tvori ionsku kristalnu rešetku. Mehanizam formiranja ionske vrste kemijske veze koji smo razmotrili pomoći će da se jasnije razjasne specifičnosti i glavne karakteristike kovalentne veze.
Uobičajeni elektronski parovi
Ako se ionska veza javlja između atoma elemenata koji se jako razlikuju po elektronegativnosti, tj. metala i nemetala, tada se kovalentni tip javlja tijekom međudjelovanja atoma istih i različitih nemetalnih elemenata. U prvom slučaju uobičajeno je govoriti o nepolarnom, au drugom o polarnom obliku kovalentne veze. Mehanizam njihovog nastanka je uobičajen: svaki od atoma djelomično predaje elektrone za zajedničku upotrebu, koji se spajaju u parove. Ali će prostorni raspored elektronskih parova u odnosu na atomske jezgre biti drugačiji. Na temelju toga razlikuju se vrste kovalentnih veza - nepolarne i polarne. Najčešće, u kemijskim spojevima koji se sastoje od atoma nemetalnih elemenata, postoje parovi koji se sastoje od elektrona sa suprotnim spinovima, tj. koji rotiraju oko svojih jezgri u suprotnim smjerovima. Budući da kretanje negativno nabijenih čestica u prostoru dovodi do stvaranja elektronskih oblaka, što u konačnici završava njihovim međusobnim preklapanjem. Koje su posljedice tog procesa za atome i čemu on dovodi?
Fizikalna svojstva kovalentne veze
Ispostavilo se da se dvoelektronski oblak velike gustoće pojavljuje između središta dvaju međudjelovajućih atoma. Povećavaju se elektrostatske sile privlačenja između samog negativno nabijenog oblaka i jezgri atoma. Oslobađa se dio energije i smanjuju se udaljenosti između atomskih središta. Na primjer, na početku nastanka molekule H 2 razmak između jezgri vodikovih atoma je 1,06 A, nakon preklapanja oblaka i stvaranja zajedničkog elektronskog para - 0,74 A. Primjeri kovalentnih veza nastalih prema gore opisani mehanizam može se pronaći i među jednostavnim i među složenim anorganskim tvarima. Njegova glavna karakteristika je prisutnost zajedničkih elektronskih parova. Kao rezultat toga, nakon pojave kovalentne veze između atoma, na primjer, vodika, svaki od njih dobiva elektroničku konfiguraciju inertnog helija, a rezultirajuća molekula ima stabilnu strukturu.
Prostorni oblik molekule
Još jedno vrlo važno fizičko svojstvo kovalentne veze je usmjerenost. Ovisi o prostornoj konfiguraciji molekule tvari. Na primjer, kada se dva elektrona preklapaju s kuglastim oblikom oblaka, izgled molekule je linearan (klorovodik ili bromovodik). Oblik molekula vode u kojima se hibridiziraju s- i p-oblaci je uglat, a vrlo jake čestice plinovitog dušika imaju oblik piramide.
Građa jednostavnih tvari – nemetala
Nakon što smo saznali kakva se veza naziva kovalentnom, koje karakteristike ima, sada je vrijeme da shvatimo njezine sorte. Ako atomi istog nemetala - klora, dušika, kisika, broma itd. - međusobno djeluju, tada nastaju odgovarajuće jednostavne tvari. Njihovi zajednički elektronski parovi nalaze se na istoj udaljenosti od središta atoma, bez pomicanja. Spojevi s nepolarnim tipom kovalentne veze imaju sljedeće karakteristike: niska vrelišta i tališta, netopljivost u vodi, dielektrična svojstva. Zatim ćemo saznati koje tvari karakterizira kovalentna veza, u kojoj dolazi do pomaka zajedničkih elektronskih parova.
Elektronegativnost i njezin utjecaj na vrstu kemijske veze
Svojstvo određenog elementa da sebi privlači elektrone iz atoma drugog elementa u kemiji se naziva elektronegativnost. Ljestvica vrijednosti za ovaj parametar, koju je predložio L. Pauling, može se naći u svim udžbenicima anorganske i opće kemije. Najveću vrijednost ima fluor - 4,1 eV, ostali aktivni nemetali imaju manju vrijednost, a najmanju vrijednost imaju alkalijski metali. Ako elementi koji se razlikuju po svojoj elektronegativnosti međusobno reagiraju, tada će neizbježno jedan, aktivniji, privući negativno nabijene čestice atoma pasivnijeg elementa u svoju jezgru. Dakle, fizikalna svojstva kovalentne veze izravno ovise o sposobnosti elemenata da doniraju elektrone za zajedničku upotrebu. Zajednički parovi formirani u ovom slučaju više nisu smješteni simetrično u odnosu na jezgre, već su pomaknuti prema aktivnijem elementu.
Značajke veza s polarnom spregom
Tvari u čijim su molekulama zajednički elektronski parovi asimetrični u odnosu na atomske jezgre uključuju halogenovodike, kiseline, spojeve halkogena s vodikom i kiselinske okside. To su sulfatne i nitratne kiseline, oksidi sumpora i fosfora, sumporovodik itd. Na primjer, molekula klorovodika sadrži jedan zajednički elektronski par koji čine nespareni elektroni vodika i klora. Pomaknut je bliže središtu atoma Cl, koji je elektronegativniji element. Sve tvari s polarnim vezama u vodenim otopinama disociraju na ione i provode električnu struju. Spojevi koje smo naveli također imaju viša tališta i vrelišta u usporedbi s jednostavnim nemetalnim tvarima.
Metode kidanja kemijskih veza
U organskoj kemiji, zasićeni ugljikovodici i halogeni slijede radikalni mehanizam. Mješavina metana i klora reagira na svjetlu i pri uobičajenim temperaturama na takav način da se molekule klora počinju dijeliti u čestice koje nose nesparene elektrone. Drugim riječima, uočava se razaranje zajedničkog elektronskog para i stvaranje vrlo aktivnih radikala -Cl. Oni mogu utjecati na molekule metana na takav način da prekidaju kovalentnu vezu između atoma ugljika i vodika. Nastaje aktivna vrsta -H, a slobodna valencija ugljikovog atoma prihvaća radikal klora, a prvi produkt reakcije je klorometan. Ovaj mehanizam molekularne razgradnje naziva se homolitički. Ako se zajednički par elektrona potpuno prenese na jedan od atoma, onda se govori o heterolitičkom mehanizmu, karakterističnom za reakcije koje se odvijaju u vodenim otopinama. U tom će slučaju polarne molekule vode povećati brzinu razaranja kemijskih veza topljivog spoja.
Dvostruke i trostruke veze
Velika većina organskih tvari i neki anorganski spojevi ne sadrže jedan, već nekoliko zajedničkih elektronskih parova u svojim molekulama. Mnoštvo kovalentnih veza smanjuje udaljenost među atomima i povećava stabilnost spojeva. Obično se nazivaju kemijski otpornim. Na primjer, molekula dušika ima tri para elektrona, oni su u strukturnoj formuli označeni s tri crtice i određuju njezinu snagu. Jednostavna tvar dušik je kemijski inertna i može reagirati s drugim spojevima, kao što su vodik, kisik ili metali, samo kada se zagrijava ili pod povišenim tlakom, ili u prisutnosti katalizatora.
Dvostruke i trostruke veze svojstvene su takvim klasama organskih spojeva kao što su nezasićeni dienski ugljikovodici, kao i tvari serije etilena ili acetilena. Višestruke veze određuju osnovna kemijska svojstva: reakcije adicije i polimerizacije koje se odvijaju na mjestima njihova prekida.
U našem smo članku dali opći opis kovalentnih veza i ispitali njegove glavne vrste.
Duljina kovalentne veze nazivamo udaljenost između jezgri atoma koje tvore vezu. Duljina veze izravno je povezana s polumjerom atoma – što je veći, to je veza duža.
Vrijednosti kovalentnih polumjera nekih atoma (pm; 10 -12 m):
- H = 30 pm;
- F = 58;
- O=73;
- N = 75;
- C = 77;
- Cl = 99;
- S = 103;
- P = 110;
- Si = 118;
- Al = 130.
U simetričnim molekulama (H 2, F 2, Cl 2 ...) polovica duljine veze naziva se kovalentni radijus. Poznavajući kovalentni radijus, vrlo je lako izračunati duljinu kovalentne veze u molekuli. Na primjer, duljina kovalentne veze molekule HF = 30 + 58 = 88 pm.
2. Energija kovalentne veze
Pod, ispod energija kovalentne veze(izraženo u kcal/mol ili kJ/mol) obično se odnosi na energiju potrebnu za prekid veze (kada se kovalentna veza formira, energija se oslobađa, kada se kida, apsorbira se). Što je veća energija vezanja, to je veza jača.
Energija veze ovisi o njezinoj duljini – što je veza u molekuli duža, to ju je lakše prekinuti (upotrebom manje energije).
Energije vezanja nekih molekula (kJ/mol):
- H2 = 453 (duljina veze = 60 um);
- Cl2 = 242 (198 um);
- HCl = 431 (129 um).
3. Polaritet kovalentne veze
Ova karakteristika prikazuje položaj elektronskog para dvaju atoma koji tvore vezu. Stupanj polariteta veze ovisi o elektronegativnosti atoma koji tvore vezu (što je ona veća, to je veća polarnost veze). Polarnija kovalentna veza ima zajednički par elektrona pomaknut više prema elektronegativnijem atomu (vidi koncept elektronegativnosti).
Elektronegativnost je tablična vrijednost određena pomoću Paullingove ljestvice. Mnogo je važnije znati ne elektronegativnost samog atoma, već razliku između ovih vrijednosti u molekuli - koji je od atoma više elektronegativan, a koji manje.
Polaritet kovalentne veze kvantificira se pomoću dipolni trenutak(µ), dok se sustav dvaju ekvivalentnih, ali suprotnih predznaka, naboja naziva dipol.
Vrlo je važno razlikovati dipolni moment kovalentne veze (njezin polaritet) i dipolni moment molekule kao cjeline. U jednostavnim dvoatomnim molekulama ova su dva parametra jednaka. Potpuno drugačija slika opaža se u složenim molekulama, u kojima je dipolni moment molekule zbroj vektora dipolnih momenata pojedinih veza.
4. Polarizabilnost kovalentnih veza
Polarizabilnost odražava stupanj do kojeg se elektroni mogu kretati pod utjecajem vanjskog električnog polja koje stvaraju ioni ili druge polarne molekule.
Polarizabilnost kovalentne veze izravno je proporcionalna njezinoj duljini, što je općenito logično - što je elektron dalje od jezgre atoma, to ga slabije privlači, pa se stoga lakše pomakne kada izloženi vanjskim utjecajima. Dakle, s povećanjem duljine veze, povećava se njezina polarizabilnost, što zauzvrat dovodi do povećanja jakosti kiselina (na primjer, jodovodična kiselina jača je od fluorovodične kiseline).
Polarizabilnost i polaritet veze su obrnuto ovisne veličine: manje polarna veza je više polarizirana, i obrnuto.
5. Zasićenost kovalentnih veza
Zasićenje je sposobnost atoma da formira određeni broj kovalentnih veza - svi "nespareni" elektroni atoma teže sudjelovati u stvaranju veze. Na primjer, atom vodika ima samo jedan nespareni elektron, dok atom dušika ima tri. Zbog toga će najstabilniji kemijski spoj biti NH3, ali ne NH ili NH2.
6. Smjer kovalentne veze
Usmjerenost karakterizira prostornu orijentaciju kovalentne veze u odnosu na druge veze u molekuli. U molekulama, elektroni kovalentnih veza i slobodni parovi elektrona stalno doživljavaju međusobno odbijanje, zbog čega su kovalentne veze raspoređene tako da vezni kut između njih odgovara principu najmanjeg odbijanja između elektrona (npr. molekula vode vezni kut je 104.5°).
7. Višestrukost kovalentnih veza
U nekim slučajevima između atoma se mogu pojaviti ne jedan, već dva (dvostruka veza) ili tri (trostruka veza) zajednička elektronska para (tzv. višestruke veze).
Dvostruku kovalentnu vezu tvore atomi koji imaju dva nesparena elektrona; trostruka - za atome s tri nesparena elektrona (vidi Višestruke veze).
Kao što se može vidjeti iz donje tablice, molekula dušika je otprilike 7 puta "jača" od molekule fluora.
Tablica ovisnosti duljine i jakosti kovalentne veze o njezinoj višestrukosti.