Kovalentné, iónové a kovové sú tri hlavné typy chemických väzieb.

Poďme sa dozvedieť viac o kovalentná chemická väzba. Uvažujme o mechanizme jeho výskytu. Vezmime si ako príklad vznik molekuly vodíka:

Sféricky symetrický oblak tvorený 1s elektrónom obklopuje jadro voľného atómu vodíka. Keď sa atómy k sebe priblížia na určitú vzdialenosť, ich orbitály sa čiastočne prekrývajú (pozri obr.), v dôsledku toho sa medzi centrami oboch jadier objaví molekulárny dvojelektrónový oblak, ktorý má maximálnu hustotu elektrónov v priestore medzi jadrami. S nárastom hustoty negatívneho náboja dochádza k silnému nárastu príťažlivých síl medzi molekulárnym oblakom a jadrami.

Vidíme teda, že kovalentná väzba vzniká prekrývaním elektrónových oblakov atómov, čo je sprevádzané uvoľňovaním energie. Ak je vzdialenosť medzi jadrami atómov približujúcich sa k dotyku 0,106 nm, potom po prekrytí elektrónových oblakov to bude 0,074 nm. Čím väčšie je prekrytie elektrónových orbitálov, tým silnejšia je chemická väzba.

kovalentný volal chemická väzba uskutočňovaná elektrónovými pármi. Zlúčeniny s kovalentnou väzbou sa nazývajú homeopolárny alebo atómový.

Existovať dva typy kovalentnej väzby: polárny a nepolárne.

S nepolárnym kovalentná väzba tvorená spoločným párom elektrónov, je elektrónový oblak rozmiestnený symetricky vzhľadom na jadrá oboch atómov. Príkladom môžu byť dvojatómové molekuly, ktoré pozostávajú z jedného prvku: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 a ďalších, v ktorých elektrónový pár patrí obom atómom rovnako.

Pri polárnych V kovalentnej väzbe je elektrónový oblak posunutý smerom k atómu s vyššou relatívnou elektronegativitou. Napríklad molekuly prchavých anorganických zlúčenín ako H 2 S, HCl, H 2 O a iné.

Vznik molekuly HCl možno znázorniť takto:

Pretože relatívna elektronegativita atómu chlóru (2.83) je väčšia ako atómu vodíka (2.1), elektrónový pár sa posúva smerom k atómu chlóru.

Okrem výmenného mechanizmu na tvorbu kovalentnej väzby - v dôsledku prekrytia existuje aj darca-akceptor mechanizmus jeho vzniku. Ide o mechanizmus, pri ktorom dochádza k tvorbe kovalentnej väzby v dôsledku dvojelektrónového oblaku jedného atómu (donora) a voľného orbitálu druhého atómu (akceptora). Pozrime sa na príklad mechanizmu vzniku amónneho NH 4 + V molekule amoniaku má atóm dusíka dvojelektrónový oblak:

Vodíkový ión má voľný 1s orbitál, označme ho ako .

V procese tvorby amónnych iónov sa dvojelektrónový oblak dusíka stáva spoločným pre atómy dusíka a vodíka, čo znamená, že sa premení na molekulárny elektrónový oblak. Preto sa objavuje štvrtá kovalentná väzba. Proces tvorby amónia možno znázorniť takto:

Náboj vodíkového iónu je rozptýlený medzi všetky atómy a dvojelektrónový oblak, ktorý patrí dusíku, sa stáva spoločným s vodíkom.

Máte nejaké otázky? Neviete ako si spraviť domácu úlohu?
Ak chcete získať pomoc tútora - zaregistrujte sa.
Prvá lekcia je zadarmo!

stránky, s úplným alebo čiastočným kopírovaním materiálu, je potrebný odkaz na zdroj.

kovalentná chemická väzba vyskytuje sa medzi atómami s blízkymi alebo rovnakými hodnotami elektronegativity. Predpokladajme, že chlór a vodík majú tendenciu prijímať elektróny a preberať štruktúru najbližšieho vzácneho plynu, takže ani jeden z nich neposkytne elektrón druhému. Ako sú vôbec prepojené? Je to jednoduché – budú sa navzájom zdieľať, vytvorí sa spoločný elektrónový pár.

Teraz zvážte charakteristické znaky kovalentnej väzby.

Na rozdiel od iónových zlúčenín sú molekuly kovalentných zlúčenín držané pohromade „medzimolekulovými silami“, ktoré sú oveľa slabšie ako chemické väzby. V tomto ohľade je charakteristická kovalentná väzba saturovateľnosť– vytvorenie obmedzeného počtu dlhopisov.

Je známe, že atómové orbitály sú určitým spôsobom orientované v priestore, preto pri vytváraní väzby dochádza k prekrývaniu elektrónových oblakov v určitom smere. Tie. taká vlastnosť kovalentnej väzby sa realizuje ako orientácia.

Ak je kovalentná väzba v molekule tvorená rovnakými atómami alebo atómami s rovnakou elektronegativitou, potom takáto väzba nemá polaritu, t.j. hustota elektrónov je rozložená symetricky. Volá sa nepolárna kovalentná väzba ( H2, Cl2, O2 ). Väzby môžu byť jednoduché, dvojité alebo trojité.

Ak sa elektronegativita atómov líši, potom keď sa spoja, hustota elektrónov je medzi atómami a formami rozložená nerovnomerne. kovalentná polárna väzba(HCl, H 2 O, CO), ktorých početnosť môže byť tiež rôzna. Keď sa vytvorí tento typ väzby, viac elektronegatívny atóm získa čiastočný negatívny náboj a atóm s nižšou elektronegativitou získa čiastočný pozitívny náboj (δ- a δ+). Vytvorí sa elektrický dipól, v ktorom sú náboje opačného znamienka umiestnené v určitej vzdialenosti od seba. Dipólový moment sa používa ako miera polarity väzby:

Polarita zlúčeniny je tým výraznejšia, čím väčší je dipólový moment. Molekuly budú nepolárne, ak je dipólový moment nulový.

V súvislosti s vyššie uvedenými znakmi možno konštatovať, že kovalentné zlúčeniny sú prchavé a majú nízke teploty topenia a varu. Elektrický prúd nemôže prechádzať cez tieto spojenia, preto sú zlými vodičmi a dobrými izolantmi. Pri pôsobení tepla sa vznieti mnoho kovalentne viazaných zlúčenín. Z väčšej časti ide o uhľovodíky, ako aj oxidy, sulfidy, halogenidy nekovov a prechodné kovy.

V ktorej jeden z atómov daroval elektrón a stal sa katiónom a druhý atóm prijal elektrón a stal sa aniónom.

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

Smer väzby je spôsobený molekulárnou štruktúrou látky a geometrickým tvarom ich molekuly. 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 vytvára 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 ióne vodíku H2+.

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 Bohr polomer α 0 = 0,53 A a je stredom symetrie molekulárneho vodíkového iónu H 2 +.

Encyklopedický YouTube

• 1 / 5

  Kovalentná väzba je tvorená párom elektrónov zdieľaných medzi dvoma atómami a tieto elektróny musia zaberať dva stabilné orbitály, jeden z každého atómu.

  A + B → A: B

  V dôsledku socializácie tvoria elektróny naplnenú energetickú hladinu. Väzba sa vytvorí, ak je ich celková energia na tejto úrovni menšia ako v počiatočnom stave (a rozdiel v energii nie je nič iné ako energia väzby).

  Podľa teórie molekulových orbitálov vedie prekrytie dvoch atómových orbitálov v najjednoduchšom prípade k vytvoreniu dvoch molekulových orbitálov (MO): záväzné MO a antibonding (uvoľňujúci) MO. Zdieľané elektróny sú umiestnené na MO s nižšou energiou.

  Vznik väzby pri rekombinácii atómov

  Mechanizmus interatomickej interakcie však zostal dlho neznámy. Až v roku 1930 zaviedol F. London koncept disperznej príťažlivosti – interakcie medzi okamžitými a indukovanými (indukovanými) dipólmi. V súčasnosti sa príťažlivé sily spôsobené interakciou medzi kolísajúcimi elektrickými dipólmi atómov a molekúl nazývajú „londýne sily“.

  Energia takejto interakcie je priamo úmerná druhej mocnine elektrónovej polarizovateľnosti α a nepriamo úmerná šiestej mocnine vzdialenosti medzi dvoma atómami alebo molekulami.

  Tvorba väzby mechanizmom donor-akceptor

  Okrem homogénneho mechanizmu tvorby kovalentnej väzby opísaného v predchádzajúcej časti existuje aj heterogénny mechanizmus - interakcia opačne nabitých iónov - protón H + a záporný vodíkový ión H -, nazývaný hydridový ión:

  H + + H - → H2

  Keď sa ióny priblížia, dvojelektrónový oblak (elektrónový pár) hydridového iónu je priťahovaný k protónu a nakoniec sa stane spoločným pre obe vodíkové jadrá, to znamená, že sa zmení na väzbový elektrónový pár. Častica, ktorá dodáva elektrónový pár, sa nazýva donor a častica, ktorá tento elektrónový pár prijíma, sa nazýva akceptor. Takýto mechanizmus tvorby kovalentnej väzby sa nazýva donor-akceptor.

  H+ + H20 -> H30+

  Protón napáda osamelý elektrónový pár molekuly vody a vytvára stabilný katión, ktorý existuje vo vodných roztokoch kyselín.

  Podobne je protón pripojený k molekule amoniaku za vzniku komplexného amónneho katiónu:

  NH3 + H+ -> NH4+

  Týmto spôsobom (podľa mechanizmu donor-akceptor tvorby kovalentnej väzby) sa získa veľká trieda óniových zlúčenín, ktorá zahŕňa amónium, oxónium, fosfónium, sulfónium a ďalšie zlúčeniny.

  Molekula vodíka môže pôsobiť ako donor elektrónového páru, ktorý pri kontakte s protónom vedie k vytvoreniu molekulárneho vodíkového iónu H3+:

  H2 + H+ -> H3+

  Väzbový elektrónový pár molekulárneho vodíkového iónu H 3 + patrí súčasne trom protónom.

  Typy kovalentnej väzby

  Existujú tri typy kovalentných chemických väzieb, ktoré sa líšia mechanizmom tvorby:

  1. Jednoduchá kovalentná väzba. Na jeho vznik poskytuje každý z atómov jeden nepárový elektrón. Keď sa vytvorí jednoduchá kovalentná väzba, formálne náboje atómov zostávajú nezmenené.

  • Ak sú atómy, ktoré tvoria jednoduchú kovalentnú väzbu, rovnaké, potom sú skutočné náboje atómov v molekule tiež rovnaké, pretože atómy, ktoré tvoria väzbu, rovnako vlastnia zdieľaný elektrónový pár. Takéto spojenie je tzv nepolárna kovalentná väzba. Jednoduché látky majú takéto spojenie, napríklad: 2, 2, 2. Ale nielen nekovy rovnakého typu môžu vytvárať kovalentnú nepolárnu väzbu. Nekovové prvky, ktorých elektronegativita má rovnakú hodnotu, môžu vytvárať aj kovalentnú nepolárnu väzbu, napríklad v molekule PH 3 je väzba kovalentná nepolárna, keďže EO vodíka sa rovná EO fosforu.
  • Ak sú atómy odlišné, potom stupeň vlastníctva socializovaného páru elektrónov je určený rozdielom v elektronegativite atómov. Atóm s väčšou elektronegativitou k sebe silnejšie priťahuje pár väzbových elektrónov a jeho skutočný náboj sa stáva záporným. Atóm s menšou elektronegativitou získava rovnaký kladný náboj. Ak vznikne zlúčenina medzi dvoma rôznymi nekovmi, potom sa takáto zlúčenina nazýva polárna kovalentná väzba.

  V molekule etylénu C2H4 je dvojitá väzba CH2 \u003d CH2, jej elektronický vzorec: H: C:: C: H. Jadrá všetkých atómov etylénu sú umiestnené v rovnakej rovine. Tri elektrónové oblaky každého atómu uhlíka tvoria tri kovalentné väzby s inými atómami v rovnakej rovine (s uhlami medzi nimi asi 120°). Oblak štvrtého valenčného elektrónu atómu uhlíka sa nachádza nad a pod rovinou molekuly. Takéto elektrónové oblaky oboch atómov uhlíka, ktoré sa čiastočne prekrývajú nad a pod rovinou molekuly, tvoria druhú väzbu medzi atómami uhlíka. Prvá, silnejšia kovalentná väzba medzi atómami uhlíka sa nazýva σ-väzba; druhá, slabšia kovalentná väzba sa nazýva π (\displaystyle \pi )-komunikácia.

  V lineárnej molekule acetylénu

  H-S≡S-N (N: S::: S: N)

  existujú σ-väzby medzi atómami uhlíka a vodíka, jedna σ-väzba medzi dvoma atómami uhlíka a dvoma π (\displaystyle \pi ) väzby medzi rovnakými atómami uhlíka. Dva π (\displaystyle \pi )-väzby sa nachádzajú nad sférou pôsobenia σ-väzby v dvoch na seba kolmých rovinách.

  Všetkých šesť atómov uhlíka molekuly cyklického benzénu C6H6 leží v rovnakej rovine. σ-väzby pôsobia medzi atómami uhlíka v rovine kruhu; rovnaké väzby existujú pre každý atóm uhlíka s atómami vodíka. Každý atóm uhlíka minie tri elektróny na vytvorenie týchto väzieb. Kolmo na rovinu molekuly benzénu sú umiestnené oblaky štvrtých valenčných elektrónov atómov uhlíka v tvare osmičiek. Každý takýto oblak sa rovnako prekrýva s elektrónovými oblakmi susedných atómov uhlíka. V molekule benzénu nie sú tri oddelené π (\displaystyle \pi )-spojenie, ale jediné π (\displaystyle \pi ) dielektrika alebo polovodiče. Typické príklady atómových kryštálov (atómy, v ktorých sú vzájomne prepojené kovalentnými (atómovými) väzbami) sú

  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. Napríklad:

  
  Všeobecná schéma tvorby kovalentnej väzby: a) výmenným mechanizmom; b) podľa mechanizmu donor-akceptor

  Podľa mechanizmu donor-akceptor vzniká pri interakcii rôznych častíc dvojelektrónová väzba. Jedným z nich je darca ALE: má nezdieľaný pár elektrónov (to znamená jeden, ktorý patrí iba jednému atómu) a druhý je akceptor AT 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 parciálny efektívny kladný náboj δ+ (vzhľadom k tomu, že sa jeho nerozdelený pár elektrónov od neho odchyľoval), a na akceptorovom atóme čiastočný efektívny záporný náboj δ. - (kvôli tomu, 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 v diagrame ako prázdna kvantová bunka), napríklad HN 3, sa vytvorí komplexný komplexný ión HV 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 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 sa počiatočný tvar a orbitaly vzájomne menia, pričom vznikajú nové, hybridizované orbitaly, 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.
  
  Forma hybridizovaných orbitálov a valenčné uhly (geometrické uhly medzi osami symetrie orbitálov) v závislosti od typu hybridizácie: a) sp-hybridizácia; b) hybridizácia sp2; c) hybridizácia sp3

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

  
  Všeobecná schéma hybridizácie sp

  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.

  
  Schéma sp 2 hybridizácie atómových orbitálov a plochého trojuholníkového tvaru molekuly, čo je spôsobené sp 2 hybridizáciou atómových orbitálov

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

  
  Schéma sp 3 hybridizácie atómových orbitálov

  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 -.

  
  Všeobecná schéma sp 3d hybridizácie

  Tento typ hybridizácie sa najčastejšie vyskytuje v nekovových halogenidoch. Príkladom je štruktúra chloridu fosforitého PCl 5, pri ktorej tvorbe atóm fosforu (P … 3s 2 3p 3) najskôr prechádza do excitovaného stavu (P … 3s 1 3p 3 3d 1), a potom podlieha s 1 p 3 d-hybridizácia - 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 109,50. 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 elektrónový pár, 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 hybridizovaných orbitálov sp 3 nasmerovaných na vrcholy štvorstenu, odpudzuje jednoelektrónové orbitály, spôsobuje asymetrickú distribúciu hustoty elektrónov obklopujúcich atóm dusíka a v dôsledku toho stláča väzbový uhol na 107,30 . Podobný obraz poklesu väzbového uhla zo 109,5 0 na 107 0 v dôsledku pôsobenia nezdieľaného elektrónového páru atómu N možno pozorovať aj v molekule NCl 3.

  
  Odchýlka väzbového uhla od štvorstenu (109,5 0) v molekule: a) NH3; b) NCI3

  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 iba atómu H. To zvyšuje asymetriu 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 charakteristík, ktoré sa už považujú za „energiu väzby“ a „dĺžku 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 byť tvorené jednak mechanizmom výmeny v dôsledku nespárovaných elektrónov nepárového atómu a tými nespárovanými elektrónmi, ktoré vznikajú v dôsledku jeho excitácie, a jednak donorom. -akceptorový mechanizmus. 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 veľkým počtom orbitálov 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.

  Keďže elektronické orbitály majú rôzne tvary a rôznu orientáciu v priestore, ich vzájomné prekrývanie sa dá realizovať rôznymi spôsobmi. 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.

  
  Schémy tvorby π-väzieb medzi podmienenými atómami A a B v laterálnom prekrytí elektrónových orbitálov

  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). Osobitný význam má množstvo väzieb v organických zlúčeninách - uhľovodíky a ich deriváty: v etáne C2H6 sa medzi atómami C vyskytuje jednoduchá väzba (C-C), v etyléne C2H4 - dvojitá (C \u003d C) v acetyléne C2H2 - trojitý (C=C)(C=C).

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

  
  Mnohopočetnosť väzieb medzi atómami uhlíka: a) jednoduchá σ-väzba v etáne H3C-CH3; b) dvojitá σ + π-väzba v etyléne H2C = CH2; c) trojitá σ+π+π-väzba v acetyléne HC≡CH

  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 spravidla objavuje v homonukleárnych molekulách (H 2, Cl 2, N 2 atď.) alebo menej často 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+). Experimentálne sa napríklad 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 menia 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. Pôsobením vonkajšieho poľa sa nepolárne molekuly stávajú polárnymi a polárne molekuly sa stávajú ešte polárnejšími, to znamená, že sa v molekulách indukuje dipól, ktorý sa nazýva redukovaný alebo indukovaný dipól.

  
  Schéma vzniku indukovaného (redukovaného) dipólu z nepolárnej molekuly pôsobením silového poľa polárnej častice - dipól

  Na rozdiel od konštánt 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). Zároveň látky s polárnymi molekulami majú vyššie teploty topenia a varu ako látky s nepolárnymi molekulami. Niektoré z nich sú rozpustné v 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, dostaneme 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 ich štruktúrne vzorce nemožno zobraziť v plnom rozsahu, ale iba ako samostatný fragment, napríklad:

  
  Kryštály diamantu, kremíka, kremeňa

  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 počas topenia atómových kryštálov a nie slabou medzimolekulovou interakciou, ako 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 nevedie elektrický prúd (okrem grafitu, ktorý má elektrickú vodivosť, a polovodičov – kremík, germánium a pod.).