Dĺžka kovalentnej väzby nazývaná vzdialenosť medzi jadrami atómov, ktoré tvoria väzbu. Dĺžka väzby priamo súvisí s polomerom atómu – čím je väčšia, tým je väzba dlhšia.

Hodnoty kovalentných polomerov niektorých atómov (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.

V symetrických molekulách (H 2, F 2, Cl 2 ...) sa nazýva polovica dĺžky väzby kovalentný polomer. Keď poznáme kovalentný polomer, je veľmi ľahké vypočítať dĺžku kovalentnej väzby v molekule. Napríklad dĺžka kovalentnej väzby molekuly HF = 30 + 58 = 88 pm.

2. Energia kovalentnej väzby

Pod energia kovalentnej väzby(vyjadrené v kcal / mol alebo kJ / mol) zvyčajne rozumieme energii, ktorá je potrebná na prerušenie väzby (pri vytvorení kovalentnej väzby sa energia uvoľní, pri prerušení sa absorbuje). Čím vyššia je väzbová energia, tým je väzba silnejšia.

Energia väzby závisí od jej dĺžky – čím dlhšia je väzba v molekule, tým je ľahšie ju rozbiť (minúť menej energie).

Väzbové energie niektorých molekúl (kJ/mol):

• H2 = 453 (dĺžka väzby = 60 um);
• Cl2 = 242 (198 pm);
• HCl = 431 (129 pm).

3. Polarita kovalentnej väzby

Táto charakteristika zobrazuje umiestnenie elektrónového páru dvoch atómov, ktoré tvoria väzbu. Stupeň polarity väzby závisí od veľkosti elektronegativity atómov tvoriacich väzbu (čím väčšia, tým väčšia je polarita väzby). V polárnejšej kovalentnej väzbe je zdieľaný pár elektrónov viac zaujatý smerom k elektronegatívnejšiemu atómu (pozri koncept elektronegativity).

Elektronegativita je tabuľková hodnota určená Pollingovou stupnicou. Oveľa dôležitejšie je poznať nie elektronegativitu samotného atómu ako takého, ale rozdiel medzi týmito hodnotami v molekule - ktorý z atómov je elektronegatívny a ktorý menej.

Polarita kovalentnej väzby sa kvantifikuje pomocou dipólového momentu(µ), pričom sa nazýva systém dvoch ekvivalentných, ale opačných znamienkových nábojov dipól.

Je veľmi dôležité rozlišovať medzi dipólovým momentom kovalentnej väzby (jej polaritou) a dipólovým momentom molekuly ako celku. V jednoduchých dvojatómových molekulách sú tieto dva parametre navzájom rovnaké. Úplne iný obraz je pozorovaný v zložitých molekulách, v ktorých je dipólový moment molekuly súčtom vektorov dipólových momentov jednotlivých väzieb.

4. Polarizácia kovalentnej väzby

Polarizácia sa vzťahuje na stupeň, v ktorom môžu byť elektróny vytlačené vonkajším elektrickým poľom generovaným iónmi alebo inými polárnymi molekulami.

Polarizovateľnosť kovalentnej väzby je priamo úmerná jej dĺžke, čo je vo všeobecnosti logické - čím ďalej je elektrón od jadra atómu, tým slabší je k nemu priťahovaný, a preto sa ľahšie posúva pod vonkajším prostredím. vplyv na to. So zvyšovaním dĺžky väzby sa teda zvyšuje jej polarizovateľnosť, čo následne vedie k zvýšeniu sily kyselín (napríklad kyselina jodovodíková je silnejšia ako kyselina fluorovodíková).

Polarizácia a polarita väzby sú nepriamo úmerné: menej polárna väzba je viac polarizovaná a naopak.

5. Nasýtenie kovalentnej väzby

Sýtosť je schopnosť atómu vytvoriť určitý počet kovalentných väzieb – všetky „nespárované“ elektróny atómu majú tendenciu podieľať sa na tvorbe väzby. Napríklad atóm vodíka má iba jeden nepárový elektrón, zatiaľ čo atóm dusíka má tri. Z tohto dôvodu bude najstabilnejšou chemickou zlúčeninou NH3, ale nie NH alebo NH2.

6. Orientácia kovalentnej väzby

Orientácia charakterizuje priestorovú orientáciu kovalentnej väzby vzhľadom na ostatné väzby molekuly. V molekulách sa elektróny kovalentných väzieb a voľné elektrónové páry neustále vzájomne odpudzujú, v dôsledku čoho sú kovalentné väzby umiestnené tak, že väzbový uhol medzi nimi zodpovedá princípu najmenšieho odpudzovania medzi elektrónmi (napr. v molekule vody je väzbový uhol 104,5 °).

7. Násobnosť kovalentnej väzby

V niektorých prípadoch sa medzi atómami môže vyskytnúť nie jeden, ale dva (dvojitá väzba) alebo tri (trojitá väzba) spoločné elektrónové páry (tzv. násobné väzby).

Dvojitá kovalentná väzba vzniká v atómoch, ktoré majú dva nepárové elektróny; trojitý - pre atómy, ktoré majú tri nepárové elektróny (pozri Viacnásobné väzby).

Ako je možné vidieť z tabuľky nižšie, molekula dusíka je asi 7-krát „silnejšia“ ako molekula fluóru.

Tabuľka závislosti dĺžky a sily kovalentnej väzby od jej multiplicity.

Dĺžka komunikácie - medzijadrová vzdialenosť. Čím je táto vzdialenosť kratšia, tým silnejšia je chemická väzba. Dĺžka väzby závisí od polomerov atómov, ktoré ju tvoria: čím menšie sú atómy, tým kratšia je väzba medzi nimi. Napríklad dĺžka väzby H-O je kratšia ako dĺžka väzby H-N (v dôsledku menšej výmeny atómu kyslíka).

Iónová väzba je extrémnym prípadom polárnej kovalentnej väzby.

Kovové spojenie.

Predpokladom pre vytvorenie tohto typu spojenia je:

1) prítomnosť relatívne malého počtu elektrónov na vonkajších úrovniach atómov;

2) prítomnosť prázdnych (prázdnych orbitálov) na vonkajších úrovniach atómov kovov

3) relatívne nízka ionizačná energia.

Zvážte vytvorenie kovovej väzby pomocou sodíka ako príkladu. Valenčný elektrón sodíka, ktorý sa nachádza na podúrovni 3s, sa môže relatívne ľahko pohybovať pozdĺž prázdnych orbitálov vonkajšej vrstvy: pozdĺž 3p a 3d. Keď sa atómy približujú k sebe v dôsledku vytvorenia kryštálovej mriežky, valenčné orbitály susedných atómov sa prekrývajú, vďaka čomu sa elektróny voľne pohybujú z jednej dráhy na druhú, čím sa vytvára spojenie medzi VŠETKÝMI atómami kovového kryštálu.

V uzloch kryštálovej mriežky sú kladne nabité ióny a atómy kovov a medzi nimi sú elektróny, ktoré sa môžu voľne pohybovať po celej kryštálovej mriežke. Tieto elektróny sa stávajú spoločnými pre všetky atómy a ióny kovu a nazývajú sa „elektrónový plyn“. Väzba medzi všetkými kladne nabitými iónmi kovov a voľnými elektrónmi v kryštálovej mriežke kovov sa nazýva kovová väzba.

Prítomnosť kovovej väzby určuje fyzikálne vlastnosti kovov a zliatin: tvrdosť, elektrická vodivosť, tepelná vodivosť, kujnosť, ťažnosť, kovový lesk. Voľné elektróny môžu prenášať teplo a elektrinu, preto sú príčinou hlavných fyzikálnych vlastností, ktoré odlišujú kovy od nekovov – vysokej elektrickej a tepelnej vodivosti.

Vodíková väzba.

vodíková väzba vyskytuje sa medzi molekulami, ktoré obsahujú vodík a atómami s vysokým EO (kyslík, fluór, dusík). Kovalentné väzby H-O, H-F, H-N sú silne polárne, vďaka čomu sa na atóme vodíka hromadí prebytok kladného náboja a na opačných póloch sa hromadí prebytočný záporný náboj. Medzi opačne nabitými pólmi vznikajú elektrostatické príťažlivé sily – vodíkové väzby.

Vodíkové väzby môžu byť intermolekulárne aj intramolekulárne. Energia vodíkovej väzby je asi desaťkrát menšia ako energia obyčajnej kovalentnej väzby, no napriek tomu zohrávajú vodíkové väzby dôležitú úlohu v mnohých fyzikálno-chemických a biologických procesoch. Najmä molekuly DNA sú dvojité špirály, v ktorých sú dva reťazce nukleotidov spojené vodíkovými väzbami. Medzimolekulové vodíkové väzby medzi molekulami vody a fluorovodíka možno znázorniť (bodkami) takto:

Látky s vodíkovou väzbou majú molekulárne kryštálové mriežky. Prítomnosť vodíkovej väzby vedie k tvorbe asociácií molekúl a v dôsledku toho k zvýšeniu teploty topenia a varu.

Okrem uvedených hlavných typov chemických väzieb existujú aj univerzálne sily interakcie medzi akýmikoľvek molekulami, ktoré nevedú k rozbitiu alebo vzniku nových chemických väzieb. Tieto interakcie sa nazývajú van der Waalsove sily. Spôsobujú priťahovanie molekúl danej látky (alebo rôznych látok) k sebe v kvapalnom a pevnom stave agregácie.

Rôzne typy chemických väzieb určujú existenciu rôznych typov kryštálových mriežok (tabuľka).

Molekulárne látky majú molekulárna štruktúra. Medzi takéto látky patria všetky plyny, kvapaliny, ako aj pevné látky s molekulárnou kryštálovou mriežkou, ako je jód. Pevné látky s atómovou, iónovou alebo kovovou mriežkou majú nemolekulárna štruktúra, neobsahujú molekuly.

Tabuľka

Vlastnosť kryštálovej mriežky	Typ kryštálovej mriežky
Molekulárna	Iónový	Atómový	kov
Častice na miestach mriežky	molekuly	Katióny a anióny	atómov	Katióny a atómy kovov
Povaha spojenia medzi časticami	Sily medzimolekulovej interakcie (vrátane vodíkových väzieb)	Iónové väzby	Kovalentné väzby	kovové spojenie
Pevnosť väzby	slabý	trvanlivé	Veľmi odolný	rôzna sila
Charakteristické fyzikálne vlastnosti látok	Taviteľné alebo sublimujúce, nízka tvrdosť, mnohé rozpustné vo vode	Žiaruvzdorné, tvrdé, krehké, mnohé rozpustné vo vode. Roztoky a taveniny vedú elektrický prúd	Veľmi žiaruvzdorný, veľmi tvrdý, prakticky nerozpustný vo vode	Vysoká elektrická a tepelná vodivosť, kovový lesk, ťažnosť.
Príklady látok	Jednoduché látky - nekovy (v pevnom stave): Cl 2, F 2, Br 2, O 2, O 3, P 4, síra, jód, (okrem kremíka, diamantu, grafitu); komplexné látky pozostávajúce z nekovových atómov (okrem amónnych solí): voda, suchý ľad, kyseliny, nekovové halogenidy: PCl 3, SiF 4, CBr 4, SF 6, organické látky: uhľovodíky, alkoholy, fenoly, aldehydy atď. .	Soli: chlorid sodný, dusičnan bárnatý atď.; alkálie: hydroxid draselný, hydroxid vápenatý, amónne soli: NH 4 Cl, NH 4 NO 3 atď., oxidy kovov, nitridy, hydridy atď. (zlúčeniny kovov s nekovmi)	Diamant, grafit, kremík, bór, germánium, oxid kremičitý (IV) - oxid kremičitý, SiC (karborundum), čierny fosfor (P).	Meď, draslík, zinok, železo a iné kovy
Porovnanie látok podľa bodov topenia a varu.
	V dôsledku slabých síl medzimolekulovej interakcie majú takéto látky najnižšie teploty topenia a varu. Navyše, čím väčšia je molekulová hmotnosť látky, tým vyššie je t0 pl. má. Výnimkou sú látky, medzi molekulami ktorých sa môžu vytvárať vodíkové väzby. Napríklad HF má vyšší t0 pl ako HCl.	Látky majú vysoké t 0 pl., ale nižšie ako látky s atómovou mriežkou. Čím vyššie sú náboje iónov, ktoré sú v miestach mriežky a čím je medzi nimi kratšia vzdialenosť, tým vyššia je teplota topenia látky. Napríklad t 0 štvorcový. CaF 2 je vyšší ako t 0 pl. KF.	Majú najvyššie t 0 pl. Čím silnejšia je väzba medzi atómami v mriežke, tým vyššie je t 0 pl. má podstatu. Napríklad Si má nižší to štvorcový ako C.	Kovy majú rôzne t0 pl.: od -37 0 С pre ortuť do 3360 0 С pre volfrám.

Definícia

Kovalentná väzba je chemická väzba vytvorená v dôsledku socializácie atómov ich valenčných elektrónov. Povinnou podmienkou pre vznik kovalentnej väzby je prekrytie atómových orbitálov (AO), na ktorých sa nachádzajú valenčné elektróny. V najjednoduchšom prípade vedie prekrytie dvoch AO k vytvoreniu dvoch molekulových orbitálov (MO): väzbového MO a antiväzbového (uvoľňujúceho) MO. Zdieľané elektróny sú umiestnené na nižšej energetickej väzbe MO:

Komunikačná výchova

Kovalentná väzba (atómová väzba, homeopolárna väzba) - väzba medzi dvoma atómami v dôsledku socializácie (zdieľania elektrónov) dvoch elektrónov - jedného z každého atómu:

A. + B. -> A: B

Z tohto dôvodu má homeopolárny vzťah smerový charakter. Pár elektrónov tvoriacich väzbu patrí súčasne k obom väzbovým atómom, napríklad:

	..		..						..
:	Cl	:	Cl	:			H	:	O	:	H
	..		..						..

Typy kovalentnej väzby

Existujú tri typy kovalentných chemických väzieb, ktoré sa líšia mechanizmom ich 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 tvoriace jednoduchú kovalentnú väzbu rovnaké, potom sú skutočné náboje atómov v molekule tiež rovnaké, keďže atómy tvoriace väzbu rovnako vlastnia socializovaný elektrónový pár, takáto väzba sa nazýva nepolárna kovalentná väzba. Ak sú atómy rozdielne, tak stupeň držby socializovaného elektrónového páru je určený rozdielom v elektronegativite atómov, atóm s väčšou elektronegativitou má vo väčšej miere väzbový elektrónový pár, a preto je jeho skutočný náboj má záporné znamienko, atóm s nižšou elektronegativitou nadobudne rovnaký náboj, ale s kladným znamienkom.

Sigma (σ)-, pi (π)-väzby - približný popis typov kovalentných väzieb v molekulách organických zlúčenín, σ-väzba sa vyznačuje tým, že hustota elektrónového oblaku je maximálna pozdĺž osi spájajúcej jadrá atómov. Pri vzniku π-väzby dochádza k takzvanému laterálnemu prekrývaniu elektrónových oblakov a hustota elektrónového oblaku je maximálna „nad“ a „pod“ rovinou σ-väzby. Vezmite napríklad etylén, acetylén a benzén.

V molekule etylénu C2H4 je dvojitá väzba CH2 \u003d CH2, jej elektronický vzorec je: 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, menej silná kovalentná väzba sa nazýva π-väzba.

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 dve π-väzby medzi rovnakými atómami uhlíka. Dve π-väzby sa nachádzajú nad sférou pôsobenia σ-väzby v dvoch navzájom 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 nevznikajú tri samostatné π-väzby, ale jediný π-elektrónový systém šiestich elektrónov, spoločný pre všetky atómy uhlíka. Väzby medzi atómami uhlíka v molekule benzénu sú úplne rovnaké.

Kovalentná väzba vzniká ako výsledok socializácie elektrónov (s tvorbou spoločných elektrónových párov), ku ktorej dochádza pri prekrývaní elektrónových oblakov. Elektrónové oblaky dvoch atómov sa podieľajú na tvorbe kovalentnej väzby. Existujú dva hlavné typy kovalentných väzieb:

• Medzi nekovovými atómami toho istého chemického prvku vzniká kovalentná nepolárna väzba. Takúto väzbu majú jednoduché látky, napríklad O 2; N2; C 12.
• Medzi atómami rôznych nekovov vzniká kovalentná polárna väzba.

pozri tiež

Literatúra

• "Chemický encyklopedický slovník", M., "Sovietska encyklopédia", 1983, s.264.

Organická chémia
Zoznam organických zlúčenín

Štrukturálna chémia
Chemická väzba:	Aromatickosť | kovalentná väzba| Iónová väzba | Kovové spojenie | Vodíková väzba | Väzba donor-akceptor | Tautoméria
Zobrazenie štruktúry:	Funkčná skupina | Štrukturálny vzorec | Chemický vzorec | ligand
Elektronické vlastnosti:	Elektronegativita | Elektrónová afinita | Ionizačná energia | Dipól | Oktetové pravidlo
Stereochémia:	Asymetrický atóm | Izoméria | Konfigurácia | Chiralita | Konformácia

Nadácia Wikimedia. 2010.

• Veľká polytechnická encyklopédia

CHEMICKÁ VÄZBA Mechanizmus, ktorým sa atómy spájajú a vytvárajú molekuly. Existuje niekoľko typov takejto väzby, ktorá je založená buď na priťahovaní opačných nábojov, alebo na vytváraní stabilných konfigurácií prostredníctvom výmeny elektrónov. ... ... Vedecko-technický encyklopedický slovník

chemická väzba- CHEMICKÁ VÄZBA, interakcia atómov, spôsobujúca ich spojenie do molekúl a kryštálov. Sily pôsobiace pri tvorbe chemickej väzby sú prevažne elektrického charakteru. Vznik chemickej väzby je sprevádzaný preskupením ... ... Ilustrovaný encyklopedický slovník

Vzájomná príťažlivosť atómov, čo vedie k tvorbe molekúl a kryštálov. Je zvykom povedať, že v molekule alebo v kryštáli medzi susednými atómami sú ch. Valencia atómu (o ktorej sa podrobnejšie hovorí nižšie) udáva počet väzieb ... Veľká sovietska encyklopédia

chemická väzba- vzájomná príťažlivosť atómov, vedúca k tvorbe molekúl a kryštálov. Valencia atómu ukazuje počet väzieb vytvorených daným atómom so susednými. Termín "chemická štruktúra" zaviedol akademik A. M. Butlerov v ... ... Encyklopedický slovník hutníctva

Iónová väzba je silná chemická väzba vytvorená medzi atómami s veľkým rozdielom v elektronegativite, pri ktorej sa spoločný elektrónový pár úplne prenesie na atóm s väčšou elektronegativitou. Príkladom je zlúčenina CsF ... Wikipedia

Chemická väzba je jav interakcie atómov v dôsledku prekrývania elektrónových oblakov, väzbových častíc, ktorý je sprevádzaný poklesom celkovej energie systému. Termín "chemická štruktúra" prvýkrát zaviedol A. M. Butlerov v roku 1861 ... ... Wikipedia

Kovalentná väzba je charakterizovaná orientácia vo vesmíre, polarita, multiplicita, energia a dĺžka.

Ako vieme, elektrónové orbitály (okrem s-orbitálov) majú priestorovú orientáciu. Kovalentná väzba, ktorá je výsledkom elektrón-jadrových interakcií, je umiestnená v určitom smere vzhľadom na jadrá týchto atómov. Ak sa elektrónové oblaky prekrývajú v smere priamky, ktorá spája jadrá atómov (t.j. pozdĺž osi väzby), takáto kovalentná väzba sa nazýva tzv. s-väzba(sigma väzba). Napríklad v molekulách H 2, Cl 2, HC1 sú atómy spojené kovalentnou s-väzbou. Kovalentné sigma väzby sa tvoria, keď sa orbitály prekrývajú: s- s (ako v H 2): s - R(ako v HC1), R- R(ako v C1 2).

Keď sa p-orbitály smerujúce kolmo na os väzby prekrývajú, na oboch stranách osi väzby sa vytvoria dve prekrývajúce sa oblasti. Takáto kovalentná väzba sa nazýva p-väzba (pi-väzba) (obr. 6). Napríklad v molekule dusíka sú atómy spojené jednou s-väzbou a dvoma p-väzbami (obr. 7).

Ryža. 6. Schematické znázornenie p-väzby

Ryža. 7. Schematické znázornenie s- a p-väzieb v molekule dusíka

Orientácia kovalentnej väzby určuje priestorovú štruktúru molekúl, t.j. ich tvar. Molekula chlorovodíka má lineárny tvar: vzniká pomocou jednej s-väzby (s - p-orbitály). Molekula vody má uhlovú štruktúru: vzniká prekrytím s-orbitálov dvoch atómov vodíka s dvoma navzájom kolmými p-orbitálmi atómu kyslíka (obr. 8). Preto uhol medzi s-väzbami v molekule vody musí byť rovný 90°. V skutočnosti je uhol 104,5°, čo sa vysvetľuje fenoménom hybridizácie. Molekula amoniaku má tvar pravidelnej pyramídy, molekula metánu má tvar štvorstenu.

Ryža. 8. Štruktúra molekuly vody

Polarita komunikácie je určená asymetriou v rozložení spoločného elektrónového oblaku pozdĺž osi väzby.

Ak sú spoločné elektrónové páry umiestnené symetricky vzhľadom na obe jadrá, potom sa takáto kovalentná väzba nazýva nepolárna.

V molekulách jednoduchých látok - vodík H 2, kyslík O 2, dusík N 2, chlór C1 2, fluór F 2 sú atómy spojené nepolárnou kovalentnou väzbou.

Ak sú spoločné elektrónové páry posunuté k jednému z atómov (sú umiestnené asymetricky vzhľadom na jadrá rôznych atómov), potom sa takáto kovalentná väzba nazýva polárna.

Väzba v molekulách vody H 2 O, amoniaku NH 3, chlorovodíka HC1 je polárna.

mnohosť kovalentná väzba je určená počtom zdieľaných elektrónových párov, ktoré spájajú atómy.

Väzba medzi dvoma atómami pomocou jedného elektrónového páru sa nazýva jednoduché(väzby H - C1, C - H, H - O atď.). Väzba medzi dvoma atómami pomocou dvoch elektrónových párov sa nazýva dvojitý. Väzba medzi dvoma atómami pomocou troch elektrónových párov sa nazýva trojitý.

Napríklad dvojitá väzba sa pozoruje medzi atómami uhlíka v etyléne H2C \u003d CH2, trojitá väzba sa pozoruje v molekulách dusíka NN, acetyléne H - C C - H.

Dĺžka odkazu je rovnovážna vzdialenosť medzi jadrami atómov. Dĺžka väzby je vyjadrená v nanometroch (nm). Čím kratšia je dĺžka väzby, tým silnejšia je chemická väzba. Sila väzby sa meria jej energiou.

Energia väzby sa rovná práci, ktorú treba vynaložiť na prerušenie spojenia. Vyjadrite väzbovú energiu v kilojouloch na mol (kJ/mol); napríklad v molekule vodíka je väzbová energia 435 kJ/mol. Energia väzby sa zvyšuje s klesajúcou dĺžkou väzby (tabuľka 10).

Tabuľka 10 Druh, dĺžka a energia väzieb v molekulách určitých látok

Energia väzby sa zvyšuje so zvyšujúcou sa multiplicitou väzby (tabuľka 11).

Tabuľka 11 Dĺžka a energia väzby medzi atómami dusíka a medzi atómami uhlíka

Proces tvorby väzby pokračuje uvoľňovaním energie (exotermický proces), a procesom lámania väzby – s pohlcovaním energie (endotermický proces).

Polarita molekúl

Polarita molekúl závisí od polarity jednotlivých väzieb a od ich umiestnenia v molekule (t.j. od štruktúry molekúl).

Molekuly jednoduchých látok (H 2, F 2, N 2 atď.) tvorené nepolárnymi kovalentnými väzbami, nepolárne.

Molekuly komplexných látok môžu byť nepolárne aj polárne. Príklady látok s nepolárnymi molekulami: oxid uhličitý CO 2, metán CH 4, benzén C 6 H 6, glukóza C 6 H 12 O 6, dimetyléter C 2 H 6 O atď. Príklady látok s polárnymi molekulami: síra oxid SO 2, voda H 2 O, amoniak NH 3, etylalkohol C 2 H 5 OH atď.

V nepolárnych molekulách sa „ťažisko“ elektrónového oblaku zhoduje s „ťažiskom“ kladného náboja jadier. V polárnych molekulách sa „ťažisko“ elektrónového oblaku nezhoduje s „ťažiskom“ kladného náboja.

Napríklad v molekule chlorovodíka HC1 je hustota elektrónov v blízkosti jadra chlóru vyššia ako v blízkosti jadra vodíka, t.j. atóm chlóru má záporný náboj. q = - 0,18 a atóm vodíka má kladný náboj q-= + 0,18. Poplatky (q) atómy v molekule sa nazývajú .efektívne. Polárne molekuly preto možno považovať za elektrické dipóly, v ktorých sa náboje, ktoré sa líšia znamienkom, ale majú rovnakú veľkosť, nachádzajú v určitej vzdialenosti od seba. Miera polarity molekúl je elektrický moment dipólu.

Elektrický moment dipólu je súčinom efektívneho náboja krát vzdialenosť medzi centrami kladných a záporných nábojov v molekule. Elektrický moment dipólu v molekule závisí od jej štruktúry. Prítomnosť alebo neprítomnosť elektrického momentu dipólu umožňuje posúdiť geometrickú štruktúru molekuly. Napríklad molekula CO 2 je nepolárna, zatiaľ čo molekula SO 2 má elektrický dipólový moment. Z toho vyplýva, že molekula CO2 má lineárnu štruktúru a molekula SO2 má uhlovú štruktúru.

Vlastnosti látok závisia od polarity molekúl. Látky, ktorých molekuly sú polárne, majú vyššie teploty varu a topenia ako látky, ktorých molekuly sú nepolárne. Je to spôsobené vzájomnou príťažlivosťou polárnych molekúl.

Elektronegativita

Schopnosť atómov chemického prvku priťahovať spoločné elektrónové páry sa nazýva elektronegativita.

Elektronegativita prvku je určená súčtom jeho ionizačnej energie a elektrónovej afinity. Relatívna elektronegativita atómov niektorých prvkov je uvedená v tabuľke. 12.

Tabuľka 12 Relatívna elektronegativita niektorých prvkov

Obdobie	Skupina
	ja	II	III	IV	V	VI	VII
	H 2.1
	Li 0,98	Byť 1.5	V 2.0	Od 2.5	N 3,07	Asi 3,50	F4.0
	Na 0,93	Mg 1,2	Al 1.6	Si 1,9	P 2.2	S 2.6	Cl 3,0
	K 0,91	Cca 1,04	Ga 1.8	Ge 2.0	Ako 2.1	Pozri 2.5	Br2.8
	Rb 0,89	Sr 0,99	V 1.5	sn 1.7	Sb 1,8	Tie 2.1	ja 2.6

Čím väčšia je elektronegativita atómu, tým silnejšie priťahuje spoločný elektrónový pár. Keď sa vytvorí kovalentná väzba medzi dvoma atómami rôznych prvkov, zdieľané elektrónové páry sa posunú smerom k elektronegatívnejšiemu atómu. Napríklad v molekule vody H 2 O sú spoločné elektrónové páry posunuté k atómu kyslíka.

Relatívna elektronegativita atómu nie je striktne konštantná a používa sa iba na určenie smeru posunu spoločných elektrónových párov počas tvorby molekúl.

Elektronegativita prvkov sa riadi periodickým zákonom. V určitom období sa elektronegativita prvkov zvyšuje so zvyšujúcim sa atómovým číslom prvku. Na začiatku obdobia sú prvky s nízkou elektronegativitou (kovy) a na konci obdobia prvky s najvyššou elektronegativitou (nekovy).V podskupine elektronegativita prvkov so stúpajúcim poradovým číslom klesá. Najviac elektronegatívnym prvkom v periodickej tabuľke je fluór.Inertné prvky nemajú elektronegativitu.

Chemické prvky môžu byť usporiadané v rade vo vzostupnom poradí elektronegativity.

Sb, Si. B, As. H, Te. R. C, Se, I, S, Br. Cl, N. O, F

zvyšuje sa elektronegativita

Elektronegativita charakterizuje rozdiel vo vlastnostiach prvkov. Preto sa používa ako kvalitatívna charakteristika pri určovaní povahy chemickej väzby v rôznych zlúčeninách.

Iónová väzba

Keď sa zlúčeniny tvoria z prvkov, ktoré sa veľmi líšia v elektronegativite (typické kovy a typické nekovy), spoločné elektrónové páry sú úplne posunuté k elektronegatívnejšiemu atómu. Ako výsledok, ióny.

Napríklad pri spaľovaní sodíka v chlóre sa nepárový 3s elektrón atómu sodíka spáruje s 3p elektrónom atómu chlóru. Zdieľaný elektrónový pár sa úplne posunie k atómu chlóru. V dôsledku toho sa vytvorí sodný ión Na + a chloridový ión CI -.

Nabité častice, na ktoré sa atómy menia v dôsledku návratu alebo pridania elektrónov, sa nazývajú ióny.

Náboj záporného iónu sa rovná počtu elektrónov, ktoré sú pripojené k atómu. Náboj kladného iónu sa rovná počtu elektrónov, ktoré atóm daroval.

Opačne nabité nonony sa navzájom priťahujú.

Zlúčeniny, ktoré sa tvoria z iónov, sa nazývajú iónové. Väzba medzi iónmi sa nazýva iónová.

Medzi iónovými a kovalentnými väzbami neexistuje ostrá hranica. Za extrémny prípad kovalentnej polárnej väzby možno považovať iónovú väzbu (obr. 9). Na rozdiel od kovalentných väzieb sú iónové väzby nesmerové.

Proces darovania elektrónov sa nazýva oxidácia. Proces pridávania elektrónov sa nazýva redukcia.

Napríklad, keď sodík reaguje s chlórom, atóm sodíka daruje elektrón, oxiduje sa a vytvára sa sodný ión Na - e-®Na+

Obrázok 9. Schéma prechodu z kovalentnej väzby na kyónovú

Atóm chlóru pripojí elektrón, redukuje sa a vzniká chloridový ión Cl + e -®Cl-.

Kovy hlavných podskupín skupín I a II tvoria v kombinácii s nekovmi hlavnej podskupiny skupiny VII typické iónové zlúčeniny. Napríklad chlorid sodný NaCl, fluorid draselný KF, chlorid vápenatý CaCl2.

Iónové zlúčeniny sú pevné kryštalické látky.

vodíková väzba

Atóm vodíka naviazaný na vysoko elektronegatívny prvok (fluór, kyslík, dusík) môže vytvoriť ďalšiu väzbu s iným atómom vysoko elektronegatívneho prvku. Napríklad v molekule vody sú atómy vodíka spojené s atómami kyslíka polárnou kovalentnou väzbou. Zdieľané elektrónové páry sú posunuté smerom k atómu kyslíka. Atóm vodíka má čiastočne kladný náboj a atóm kyslíka má čiastočne záporný náboj. Kladne nabitý atóm vodíka jednej molekuly vody je priťahovaný k záporne nabitému atómu kyslíka inej molekuly vody. Medzi dvoma atómami kyslíka je väzba vytvorená pomocou atómu vodíka. Atóm vodíka je na priamke, ktorá spája jadrá týchto atómov

O ¾ H.. . O ¾ H.. . O ¾ H.. . O ¾ H

Vodíková väzba vzniká pôsobením síl elektrostatickej príťažlivosti polárnych molekúl k sebe, najmä ak obsahujú atómy silne elektronegatívnych prvkov (F, O, N).

Napríklad vodíkové väzby tvoria HF, H20, NH3, ale netvoria ich analógy HCl, H2S, PH3.

Vodíkové väzby sú nestabilné a pomerne ľahko sa lámu (napríklad, keď sa topí ľad a voda vrie), ale keďže na prerušenie týchto väzieb je potrebná určitá energia, teploty topenia a varu látok s vodíkovými väzbami medzi molekulami sú oveľa vyššie ako látky podobných látok, ale bez vodíkových väzieb. Napríklad:

(v HF a H 2 O sú vodíkové väzby, ale v HCl a H 2 S nie sú).

Mnoho organických zlúčenín tiež vytvára vodíkové väzby a vodíkové väzby zohrávajú dôležitú úlohu v biologických procesoch.

kovové spojenie

Kovy majú najnižšiu ionizačnú energiu. Preto sa v kovoch valenčné elektróny ľahko oddeľujú od jednotlivých atómov a stávajú sa spoločnými pre celý kryštál. (socializovaný). Takto vznikajú kladné ióny kovov a elektrónový plyn- súbor mobilných elektrónov. V kovovom kryštáli viaže malý počet zdieľaných elektrónov veľké množstvo iónov.

Chemická väzba v kovoch medzi kladnými iónmi a socializovanými elektrónmi sa nazýva kovová väzba.

Kovová väzba je podobná kovalentnej väzbe. Vznik týchto väzieb je založený na procesoch socializácie valenčných elektrónov. Ale v kove sú valenčné elektróny spoločné pre celý kryštál a v zlúčeninách s kovalentnou väzbou sú spoločné len valenčné elektróny dvoch susedných atómov. Kovová väzba je nesmerová, pretože valenčné elektróny sú v kryštáli rozmiestnené takmer rovnomerne.

Kovová väzba je charakteristická len pre kovy v pevnom alebo tekutom stave agregácie.

RIEŠENIA

Podobné informácie.

Úvod. 3

1 Kovalentná väzba. Základné pojmy. štyri

2 Hlavné charakteristiky kovalentnej väzby. 6

3 Typy kovalentnej väzby. osem

4 Valencia. desať

Úvod

Relatívne malý počet prvkov v periodickom systéme Dmitrija Ivanoviča Mendelejeva – 118 – tvorí asi 10 miliónov jednoduchých a zložitých látok. Dôvod tohto javu spočíva v tom, že pri vzájomnej interakcii sa atómy mnohých prvkov navzájom viažu a vytvárajú rôzne chemické zlúčeniny.

Sila, ktorá spája dva alebo viac interagujúcich atómov do molekúl alebo iných častíc, sa nazýva chemická väzba.

Dôvodom vytvorenia chemickej väzby je túžba kovových a nekovových atómov dosiahnuť stabilnejšiu elektrónovú štruktúru interakciou s inými atómami. Keď sa vytvorí chemická väzba, elektrónové štruktúry väzbových atómov sa výrazne preusporiadajú, a preto sa mnohé z ich vlastností v zlúčeninách menia.

V slove "kovalentný" predpona "co-" znamená "spoločnú účasť". A "valenta" v preklade do ruštiny - sila, schopnosť. V tomto prípade máme na mysli schopnosť atómov viazať sa s inými atómami. Jedným príkladom chemickej väzby je kovalentná väzba.

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

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

kovalentná väzba. Základné pojmy

Pri vzniku kovalentnej väzby atómy spoja svoje elektróny akoby do spoločnej „prasiatka“ – molekulárneho orbitálu, ktorý vzniká z atómových obalov jednotlivých atómov. Tento nový obal obsahuje čo najviac kompletných elektrónov a nahrádza atómy ich vlastnými neúplnými atómovými obalmi.

Uvažujme o vzniku kovalentnej väzby na príklade vzniku molekuly vodíka z dvoch atómov vodíka (obr. 1). Tento proces je už typickou chemickou reakciou, pretože z jednej látky (atómového vodíka) vzniká ďalšia – molekulárny vodík. Vonkajším znakom energetickej účinnosti tohto procesu je uvoľňovanie veľkého množstva tepla.

Ryža. 1. Vznik kovalentnej väzby pri vzniku molekuly vodíka z dvoch atómov vodíka.

Elektrónové obaly atómov vodíka (s jedným s-elektrónom pre každý atóm) sa spájajú do spoločného elektrónového oblaku (molekulárneho orbitálu), kde oba elektróny „slúžia“ jadrám bez ohľadu na to, či je toto jadro „vlastné“ alebo „cudzie“.

Keď sa elektrónové obaly dvoch atómov vodíka priblížia a vytvoria nový, teraz molekulárny elektrónový obal (obr. 1), tento nový obal je podobný dokončenému elektrónovému obalu atómu vzácneho plynu hélia.

Dokončené škrupiny, ako si pamätáme, sú stabilnejšie ako nedokončené. Celková energia nového systému, molekuly vodíka, je teda oveľa nižšia ako celková energia dvoch neviazaných atómov vodíka. Prebytočná energia sa uvoľňuje vo forme tepla.

Vo výslednom systéme dvoch atómov vodíka je každé jadro obsluhované dvoma elektrónmi. V novom (molekulárnom) obale už nie je možné rozlíšiť, ktorý z elektrónov predtým patril tomu alebo druhému atómu. Je zvykom hovoriť, že elektróny sú socializované. Keďže obe jadrá si nárokujú na pár elektrónov rovnako, hustota elektrónov je sústredená tak okolo jadier, ako aj v priestore medzi atómami (toto je znázornené na obr. 2).

Ryža. 2. Ďalší spôsob zobrazenia atómových a molekulových orbitálov

Na obrázku 2 hustota bodov odráža "elektrónovú hustotu", to znamená pravdepodobnosť nájdenia elektrónu v akomkoľvek bode v priestore blízko jadier atómov vodíka. Je vidieť, že významná hustota elektrónov je sústredená v priestore medzi dvoma jadrami v molekule vodíka.

Kovalentná väzba je väzba atómov pomocou spoločných (medzi nimi zdieľaných) elektrónových párov. Kovalentnú väzbu tvorí iba pár elektrónov umiestnených medzi atómami. Hovorí sa tomu rozdelená dvojica. Zostávajúce páry elektrónov sa nazývajú osamelé páry. Vypĺňajú škrupiny a nezúčastňujú sa viazania.

Hlavné charakteristiky kovalentnej väzby

Hlavné charakteristiky kovalentnej väzby sú: dĺžka väzby (vzdialenosť medzi centrami atómov v molekule); energia väzby (energia, ktorá sa musí vynaložiť na prerušenie väzby); polarita väzby (nerovnomerné rozloženie hustoty elektrónov medzi atómami v dôsledku rozdielnej elektronegativity); polarizovateľnosť (ľahkosť, s akou je elektrónová hustota väzby na jeden z atómov zmetená pod vplyvom vonkajších faktorov); orientácia (kovalentná väzba smerujúca k čiare spájajúcej stredy atómov).

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.

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. Elektróny sú tým mobilnejšie, čím ďalej sú od jadier.

V závislosti od elektronegativity atómov, medzi ktorými sa vytvorila kovalentná väzba, môže byť polárna alebo nepolárna.

Ak je elektronegativita atómov rovnaká, potom je spoločný elektrónový pár v rovnakej vzdialenosti od jadra každého z atómov. Takáto väzba sa nazýva kovalentná-nepolárna. Keď dôjde ku kovalentnej väzbe medzi atómami s rôznou elektronegativitou, spoločný elektrónový pár sa posunie k viac elektronegatívnemu atómu. V tomto prípade sa vytvorí kovalentná polárna väzba. Šípka vo vzorci označuje polaritu kovalentnej väzby. Pomocou gréckeho písmena b („delta“) sú čiastkové náboje na atómoch označené: b + - znížená, 6 - zvýšená hustota elektrónov.

Podľa počtu elektrónových párov tvoriacich kovalentnú väzbu sa rozlišujú jednoduché väzby - s jedným párom elektrónov a viacnásobné - s dvoma alebo tromi pármi.