Oznake kemijskih vezi. Kovalentna vez - polarna in nepolarna, mehanizmi nastanka. Hibridizacija atomskih orbital

Kristali.

Poznamo štiri vrste kemijskih vezi: ionske, kovalentne, kovinske in vodikove.

Ionski kemična vez

Ionska kemična vez - to je vez, ki nastane zaradi elektrostatične privlačnosti kationov na anione.

Kot veste, je najbolj stabilna taka elektronska konfiguracija atomov, v kateri bo na zunanjem elektronskem nivoju 8 elektronov, kot so atomi žlahtnih plinov (oz. 2 za prvi energijski nivo). V kemijskih interakcijah atomi težijo k temu, da pridobijo ravno takšno stabilno elektronsko konfiguracijo in to pogosto dosežejo bodisi kot rezultat dodajanja valenčnih elektronov iz drugih atomov (proces redukcije) ali kot rezultat opuščanja svojih valenčnih elektronov (proces oksidacije) . Atomi, ki imajo pritrjene "tuje" elektrone, se spremenijo v negativne ione ali anione. Atomi, ki oddajo svoje elektrone, se spremenijo v pozitivne ione ali katione. Jasno je, da med anioni in kationi nastanejo elektrostatične privlačne sile, ki jih bodo držale drug ob drugem in s tem vzpostavile ionsko kemično vez.

Ker kationi tvorijo predvsem atome kovin, anioni pa atome nekovin, je logično sklepati, da je ta vrsta vezi značilna za spojine tipičnih kovin (elementi glavnih podskupin skupin I in II, razen magnezija in berilija Be ) s tipičnimi nekovinami (elementi glavne podskupine VII. skupine). Klasičen primer je tvorba halogenidov alkalijskih kovin (fluoridi, kloridi itd.). Na primer, razmislite o shemi za tvorbo ionske vezi v natrijevem kloridu:

Dva nasprotno nabita iona, vezana s privlačnimi silami, ne izgubita sposobnosti interakcije z nasprotno nabitimi ioni, zaradi česar nastanejo spojine z ionsko kristalno mrežo. Ionske spojine so trdne, močne, ognjevarne snovi z visokim tališčem.

Raztopine in taline večine ionskih spojin so elektroliti. Ta vrsta vezi je značilna za hidrokside tipičnih kovin in številne soli kislin, ki vsebujejo kisik. Ko pa nastane ionska vez, ne pride do idealnega (popolnega) prehoda elektronov. Ionska vez je skrajni primer kovalentne polarne vezi.

V ionski spojini so ioni predstavljeni kot v obliki električnih nabojev s sferično simetrijo električnega polja, ki se enakomerno zmanjšuje z naraščajočo razdaljo od središča naboja (iona) v kateri koli smeri. Zato interakcija ionov ni odvisna od smeri, to pomeni, da bo ionska vez v nasprotju s kovalentno vezjo neusmerjena.

Ionska vez obstaja tudi v amonijevih soleh, kjer ni kovinskih atomov (njihovo vlogo igra amonijev kation).

kovalentna kemična vez

Kovalentna kemična vez, njene sorte in mehanizmi nastanka. Značilnosti kovalentne vezi (polarnost in energija vezi). Ionska vez. Kovinska povezava. vodikova vez

Nauk o kemijski vezi je osnova vse teoretične kemije.

Kemična vez je takšno medsebojno delovanje atomov, ki jih poveže v molekule, ione, radikale, kristale.

Poznamo štiri vrste kemijskih vezi: ionske, kovalentne, kovinske in vodikove.

Razdelitev kemičnih vezi na vrste je pogojna, saj je za vse značilna določena enotnost.

Ionsko vez lahko obravnavamo kot mejni primer kovalentne polarne vezi.

Kovinska vez združuje kovalentno interakcijo atomov s pomočjo skupnih elektronov in elektrostatično privlačnost med temi elektroni in kovinskimi ioni.

V snoveh pogosto ni omejitvenih primerov kemičnih vezi (ali čistih kemičnih vezi).

Na primer, litijev fluorid $LiF$ je razvrščen kot ionska spojina. Pravzaprav je vez v njem $80%$ ionska in $20%$ kovalentna. Zato je očitno pravilneje govoriti o stopnji polarnosti (ionskosti) kemijske vezi.

V nizu vodikovih halogenidov $HF—HCl—HBr—HI—HAt$ se stopnja polarnosti vezi zmanjša, ker se zmanjša razlika v vrednostih elektronegativnosti atomov halogena in vodika, v astatinu pa postane vez skoraj nepolaren $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2)$.

Iste snovi lahko vsebujejo različne vrste vezi, na primer:

1. v bazah: med atomoma kisika in vodika v hidrokso skupinah je vez polarna kovalentna, med kovino in hidrokso skupino pa ionska;
2. v soli kislin, ki vsebujejo kisik: med atomom nekovine in kisikom kislinskega ostanka - kovalentno polarno in med kovino in kislinskim ostankom - ionsko;
3. v soli amonija, metilamonija itd .: med atomi dušika in vodika - kovalentni polarni in med amonijevimi ali metilamonijevimi ioni in kislinskim ostankom - ionski;
4. v kovinskih peroksidih (npr. $Na_2O_2$) je vez med atomi kisika kovalentna nepolarna, med kovino in kisikom pa ionska itd.

Različne vrste povezav lahko prehajajo ena v drugo:

- pri elektrolitski disociaciji v vodi kovalentnih spojin kovalentna polarna vez preide v ionsko;

- med izhlapevanjem kovin se kovinska vez spremeni v kovalentno nepolarno itd.

Razlog za enotnost vseh vrst in vrst kemičnih vezi je njihova enaka kemična narava - elektron-jedrska interakcija. Tvorba kemične vezi je v vsakem primeru posledica elektronsko-jedrske interakcije atomov, ki jo spremlja sproščanje energije.

Metode tvorbe kovalentne vezi. Značilnosti kovalentne vezi: dolžina in energija vezi

Kovalentna kemična vez je vez, ki nastane med atomi zaradi tvorbe skupnih elektronskih parov.

Mehanizem nastanka takšne vezi je lahko izmenjalni in donorsko-akceptorski.

JAZ. menjalni mehanizem deluje, ko atomi tvorijo skupne elektronske pare z združevanjem neparnih elektronov.

1) $H_2$ - vodik:

Vez nastane zaradi tvorbe skupnega elektronskega para $s$-elektronov vodikovih atomov (prekrivajočih se $s$-orbital):

2) $HCl$ - vodikov klorid:

Vez nastane zaradi tvorbe skupnega elektronskega para $s-$ in $p-$elektronov (prekrivajočih se $s-p-$orbital):

3) $Cl_2$: v molekuli klora nastane kovalentna vez zaradi nesparjenih $p-$elektronov (prekrivajočih se $p-p-$orbital):

4) $N_2$: med atomi v molekuli dušika nastanejo trije skupni elektronski pari:

II. Donorsko-akceptorski mehanizem Oglejmo si nastanek kovalentne vezi na primeru amonijevega iona $NH_4^+$.

Donor ima elektronski par, akceptor ima prazno orbitalo, ki jo ta par lahko zasede. V amonijevem ionu so vse štiri vezi z atomi vodika kovalentne: tri so nastale zaradi ustvarjanja skupnih elektronskih parov z atomom dušika in atomi vodika z mehanizmom izmenjave, ena - z mehanizmom donor-akceptor.

Kovalentne vezi lahko razvrstimo glede na način prekrivanja elektronskih orbital, pa tudi glede na njihov premik k enemu od vezanih atomov.

Kemične vezi, ki nastanejo kot posledica prekrivanja elektronskih orbital vzdolž vezne črte, imenujemo $σ$ -vezi (sigma-vezi). Sigma vez je zelo močna.

$p-$orbitale se lahko prekrivajo v dveh regijah in tvorijo kovalentno vez s stranskim prekrivanjem:

Kemične vezi, ki nastanejo kot posledica "bočnega" prekrivanja elektronskih orbital zunaj komunikacijske linije, tj. v dveh regijah se imenujejo $π$ -vezi (pi-vezi).

Avtor: stopnja pristranskosti skupnih elektronskih parov enemu od atomov, ki jih povezujejo, je lahko kovalentna vez polarni in nepolarni.

Kovalentna kemična vez, ki nastane med atomi z enako elektronegativnostjo, se imenuje nepolarni. Elektronski pari niso premaknjeni na nobenega od atomov, ker atomi imajo enako ER - lastnost, da k sebi vlečejo valenčne elektrone iz drugih atomov. Na primer:

tiste. preko kovalentne nepolarne vezi nastanejo molekule enostavnih nekovinskih snovi. Imenuje se kovalentna kemična vez med atomi elementov, katerih elektronegativnost je različna polarni.

Dolžina in energija kovalentne vezi.

značilnost lastnosti kovalentne vezi je njegova dolžina in energija. Dolžina povezave je razdalja med jedri atomov. Kemična vez je tem močnejša, čim krajša je njena dolžina. Vendar pa je merilo trdnosti vezi vezavna energija, ki je določena s količino energije, potrebne za prekinitev vezi. Običajno se meri v kJ/mol. Tako so po eksperimentalnih podatkih dolžine vezi molekul $H_2, Cl_2$ in $N_2$ $0,074, 0,198$ oziroma $0,109$ nm, vezavne energije pa $436, 242$ in $946$ kJ/ mol oz.

Ioni. Ionska vez

Predstavljajte si, da se "srečata" dva atoma: atom kovine skupine I in atom nekovine skupine VII. Kovinski atom ima en sam elektron na svoji zunanji energijski ravni, medtem ko atomu nekovine manjka samo en elektron, da bi dokončal svojo zunanjo raven.

Prvi atom bo drugemu zlahka odstopil svoj elektron, ki je oddaljen od jedra in nanj šibko vezan, drugi pa mu bo dal prosto mesto na njegovi zunanji elektronski ravni.

Nato bo atom, prikrajšan za enega od svojih negativnih nabojev, postal pozitivno nabit delec, drugi pa se bo zaradi prejetega elektrona spremenil v negativno nabit delec. Takšni delci se imenujejo ioni.

Kemična vez, ki nastane med ioni, se imenuje ionska.

Razmislite o nastanku te vezi na primeru dobro znane spojine natrijevega klorida (kuhinjske soli):

Postopek pretvorbe atomov v ione je prikazan na diagramu:

Takšna transformacija atomov v ione se vedno zgodi med interakcijo atomov tipičnih kovin in tipičnih nekovin.

Razmislite o algoritmu (zaporedju) razmišljanja pri snemanju tvorbe ionske vezi, na primer med atomi kalcija in klora:

Imenujejo se števila, ki kažejo število atomov ali molekul koeficientov, in imenujemo številke, ki kažejo število atomov ali ionov v molekuli indeksi.

kovinska povezava

Spoznajmo, kako atomi kovinskih elementov medsebojno delujejo. Kovine običajno ne obstajajo v obliki izoliranih atomov, temveč v obliki kosa, ingota ali kovinskega izdelka. Kaj drži kovinske atome skupaj?

Atomi večine kovin na zunanji ravni vsebujejo majhno število elektronov - $1, 2, 3$. Ti elektroni se zlahka ločijo in atomi se pretvorijo v pozitivne ione. Ločeni elektroni se premikajo od enega iona k drugemu in jih povezujejo v eno celoto. Pri povezovanju z ioni ti elektroni začasno tvorijo atome, nato se spet odcepijo in združijo z drugim ionom itd. Posledično se v prostornini kovine atomi nenehno pretvarjajo v ione in obratno.

Vez v kovinah med ioni s pomočjo socializiranih elektronov imenujemo kovinska.

Slika shematično prikazuje strukturo kovinskega fragmenta natrija.

V tem primeru majhno število socializiranih elektronov veže veliko število ionov in atomov.

Kovinska vez je nekoliko podobna kovalentni vezi, saj temelji na delitvi zunanjih elektronov. Vendar se pri kovalentni vezi socializirajo zunanji nesparjeni elektroni le dveh sosednjih atomov, medtem ko pri kovinski vezi sodelujejo pri socializaciji teh elektronov vsi atomi. Zato so kristali s kovalentno vezjo krhki, tisti s kovinsko vezjo pa so praviloma plastični, električno prevodni in imajo kovinski lesk.

Kovinska vez je značilna tako za čiste kovine kot za mešanice različnih kovin – zlitin, ki so v trdnem in tekočem stanju.

vodikova vez

Kemična vez med pozitivno polariziranimi vodikovimi atomi ene molekule (ali njenega dela) in negativno polariziranimi atomi močno elektronegativnih elementov z nedeljenimi elektronskimi pari ($F, O, N$ in redkeje $S$ in $Cl$), drugega molekulo (ali njene dele) imenujemo vodik.

Mehanizem nastajanja vodikove vezi je delno elektrostatičen, delno donorno-akceptorski.

Primeri medmolekularnih vodikovih vezi:

Ob prisotnosti takšne vezi so lahko celo snovi z nizko molekulsko maso v normalnih pogojih tekočine (alkohol, voda) ali zlahka utekočinjeni plini (amoniak, vodikov fluorid).

Snovi z vodikovo vezjo imajo molekularne kristalne mreže.

Snovi molekulske in nemolekularne zgradbe. Vrsta kristalne mreže. Odvisnost lastnosti snovi od njihove sestave in strukture

Molekularna in nemolekularna zgradba snovi

V kemijske interakcije ne vstopijo posamezni atomi ali molekule, temveč snovi. Snov je lahko pod določenimi pogoji v enem od treh agregatnih stanj: trdno, tekoče ali plinasto. Lastnosti snovi so odvisne tudi od narave kemijske vezi med delci, ki jo tvorijo – molekulami, atomi ali ioni. Glede na vrsto vezi ločimo snovi molekulske in nemolekularne zgradbe.

Snovi, sestavljene iz molekul, imenujemo molekularne snovi. Vezi med molekulami v takšnih snoveh so zelo šibke, veliko šibkejše kot med atomi znotraj molekule, in že pri relativno nizkih temperaturah se pretrgajo – snov se spremeni v tekočino in nato v plin (sublimacija joda). Tališča in vrelišča snovi, sestavljenih iz molekul, naraščajo z naraščajočo molekulsko maso.

Med molekularne snovi uvrščamo snovi z atomsko zgradbo ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), med njimi so kovine in nekovine.

Razmislite o fizikalnih lastnostih alkalijskih kovin. Relativno nizka trdnost vezi med atomi povzroča nizko mehansko trdnost: alkalijske kovine so mehke in jih je mogoče zlahka rezati z nožem.

Velike velikosti atomov povzročajo nizko gostoto alkalijskih kovin: litij, natrij in kalij so celo lažji od vode. V skupini alkalijskih kovin se vrelišče in tališče z naraščanjem rednega števila elementa nižata, ker. velikost atomov se poveča in vezi oslabijo.

Do snovi nemolekularni strukture vključujejo ionske spojine. Večina spojin kovin z nekovinami ima to zgradbo: vse soli ($NaCl, K_2SO_4$), nekateri hidridi ($LiH$) in oksidi ($CaO, MgO, FeO$), baze ($NaOH, KOH$). Ionske (nemolekularne) snovi imajo visoka tališča in vrelišča.

Kristalne mreže

Snov, kot je znano, lahko obstaja v treh agregatnih stanjih: plinastem, tekočem in trdnem.

Trdne snovi: amorfne in kristalinične.

Razmislite, kako lastnosti kemičnih vezi vplivajo na lastnosti trdnih snovi. Trdne snovi delimo na kristalni in amorfen.

Amorfne snovi nimajo jasnega tališča - pri segrevanju se postopoma zmehčajo in postanejo tekoče. V amorfnem stanju so na primer plastelin in razne smole.

Za kristalne snovi je značilna pravilna razporeditev delcev, iz katerih so sestavljene: atomov, molekul in ionov - na strogo določenih točkah v prostoru. Ko so te točke povezane z ravnimi črtami, nastane prostorski okvir, imenovan kristalna mreža. Točke, na katerih se nahajajo kristalni delci, imenujemo vozlišča mreže.

Glede na vrsto delcev, ki se nahajajo na vozliščih kristalne mreže, in naravo povezave med njimi ločimo štiri vrste kristalnih mrež: ionski, atomski, molekularni in kovina.

Ionske kristalne mreže.

Ionski imenovane kristalne mreže, v vozliščih katerih so ioni. Tvorijo jih snovi z ionsko vezjo, ki lahko veže tako enostavne ione $Na^(+), Cl^(-)$ kot kompleksne $SO_4^(2−), OH^-$. Posledično imajo soli, nekateri oksidi in hidroksidi kovin ionske kristalne mreže. Na primer, kristal natrijevega klorida je sestavljen iz izmenjujočih se $Na^+$ pozitivnih ionov in $Cl^-$ negativnih ionov, ki tvorijo mrežo v obliki kocke. Vezi med ioni v takem kristalu so zelo stabilne. Zato je za snovi z ionsko mrežo značilna relativno visoka trdota in trdnost, so ognjevzdržne in nehlapne.

Atomske kristalne mreže.

jedrska imenujemo kristalne mreže, v vozliščih katerih so posamezni atomi. V takih mrežah so atomi med seboj povezani z zelo močnimi kovalentnimi vezmi. Primer snovi s to vrsto kristalne mreže je diamant, ena od alotropskih modifikacij ogljika.

Večina snovi z atomsko kristalno mrežo ima zelo visoka tališča (na primer za diamant je nad $3500°C$), so močne in trde, praktično netopne.

Molekularne kristalne mreže.

Molekularno imenujemo kristalne mreže, na vozliščih katerih se nahajajo molekule. Kemične vezi v teh molekulah so lahko polarne ($HCl, H_2O$) ali nepolarne ($N_2, O_2$). Kljub dejstvu, da so atomi v molekulah povezani z zelo močnimi kovalentnimi vezmi, med samimi molekulami obstajajo šibke sile medmolekularnega privlačenja. Zato imajo snovi z molekularno kristalno mrežo nizko trdoto, nizka tališča in so hlapne. Večina trdnih organskih spojin ima molekularne kristalne mreže (naftalen, glukoza, sladkor).

Kovinske kristalne mreže.

Snovi s kovinsko vezjo imajo kovinske kristalne mreže. Na vozliščih takšnih mrež so atomi in ioni (bodisi atomi ali ioni, v katere se kovinski atomi zlahka spremenijo in dajejo svoje zunanje elektrone "za skupno uporabo"). Takšna notranja zgradba kovin določa njihove značilne fizikalne lastnosti: kovnost, plastičnost, električno in toplotno prevodnost ter značilen kovinski lesk.

Enotne teorije kemijske vezi ni, kemijsko vez pogojno delimo na kovalentno (univerzalna vrsta vezi), ionsko (poseben primer kovalentne vezi), kovinsko in vodikovo.

kovalentna vez

Tvorba kovalentne vezi je možna s tremi mehanizmi: izmenjalni, donorsko-akceptorski in dativni (Lewis).

Po navedbah menjalni mehanizem do nastanka kovalentne vezi pride zaradi socializacije skupnih elektronskih parov. V tem primeru si vsak atom prizadeva pridobiti lupino inertnega plina, tj. dobite dokončano zunanjo energijsko raven. Nastanek kemijske vezi izmenjevalnega tipa je prikazan z uporabo Lewisovih formul, v katerih je vsak valenčni elektron atoma predstavljen s pikami (slika 1).

riž. 1 Nastanek kovalentne vezi v molekuli HCl z izmenjalnim mehanizmom

Z razvojem teorije zgradbe atoma in kvantne mehanike nastanek kovalentne vezi predstavljamo kot prekrivanje elektronskih orbital (slika 2).

riž. 2. Nastanek kovalentne vezi zaradi prekrivanja elektronskih oblakov

Večje kot je prekrivanje atomskih orbital, močnejša je vez, krajša je dolžina vezi in večja je njena energija. Kovalentna vez lahko nastane s prekrivanjem različnih orbital. Zaradi prekrivanja s-s, s-p orbital, pa tudi d-d, p-p, d-p orbital s stranskimi režnji nastane vez. Pravokotno na črto, ki povezuje jedra 2 atomov, nastane vez. Ena in ena vezi lahko tvorita večkratno (dvojno) kovalentno vez, značilno za organske snovi razreda alkenov, alkadienov itd. Ena in dve vezi tvorita večkratno (trojno) kovalentno vez, značilno za organske snovi iz razreda alkinov (acetilenov).

Nastanek kovalentne vezi donorsko-akceptorski mehanizem razmislite o primeru amonijevega kationa:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Atom dušika ima prosti osamljeni par elektronov (elektroni niso vključeni v tvorbo kemičnih vezi znotraj molekule), vodikov kation pa ima prosto orbitalo, zato sta donor in akceptor elektronov.

Razmislimo o dativnem mehanizmu tvorbe kovalentne vezi na primeru molekule klora.

17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Atom klora ima tako prosti osamljeni par elektronov kot prazne orbitale, zato lahko kaže tako lastnosti darovalca kot akceptorja. Zato, ko nastane molekula klora, en atom klora deluje kot donor, drugi pa kot akceptor.

Glavni značilnosti kovalentne vezi so: nasičenost (nasičene vezi nastanejo, ko atom nase veže toliko elektronov, kolikor mu dopuščajo valenčne sposobnosti; nenasičene vezi nastanejo, ko je število pripetih elektronov manjše od valenčnih zmožnosti atoma); usmerjenost (ta vrednost je povezana z geometrijo molekule in konceptom "valenčnega kota" - kota med vezmi).

Ionska vez

Spojine s čisto ionsko vezjo ne obstajajo, čeprav to razumemo kot takšno kemijsko vezano stanje atomov, v katerem se ustvari stabilno elektronsko okolje atoma s popolnim prehodom celotne elektronske gostote na atom bolj elektronegativnega elementa . Ionska vez je možna samo med atomi elektronegativnih in elektropozitivnih elementov, ki so v stanju nasprotno nabitih ionov – kationov in anionov.

OPREDELITEV

Ion imenovani električno nabiti delci, ki nastanejo z ločitvijo ali pritrditvijo elektrona na atom.

Pri prenosu elektrona atomi kovin in nekovin težijo k oblikovanju stabilne konfiguracije elektronske lupine okoli svojega jedra. Atom nekovine ustvari lupino naslednjega inertnega plina okoli svojega jedra, atom kovine pa ustvari lupino prejšnjega inertnega plina (slika 3).

riž. 3. Tvorba ionske vezi na primeru molekule natrijevega klorida

Molekule, v katerih obstaja ionska vez v svoji čisti obliki, se nahajajo v parnem stanju snovi. Ionska vez je zelo močna, v povezavi s tem imajo snovi s to vezjo visoko tališče. Za razliko od kovalentnih vezi za ionske vezi ni značilna usmerjenost in nasičenost, saj električno polje, ki ga ustvarjajo ioni, zaradi sferične simetrije deluje enako na vse ione.

kovinska vez

Kovinska vez se realizira samo v kovinah - to je interakcija, ki drži kovinske atome v eni sami rešetki. Pri tvorbi vezi sodelujejo le valenčni elektroni atomov kovine, ki pripadajo njenemu celotnemu volumnu. V kovinah se elektroni nenehno odcepijo od atomov, ki se premikajo po masi kovine. Kovinski atomi, brez elektronov, se spremenijo v pozitivno nabite ione, ki težijo k sebi, da sprejmejo premikajoče se elektrone. Ta neprekinjen proces tvori tako imenovani "elektronski plin" znotraj kovine, ki trdno veže vse kovinske atome skupaj (slika 4).

Kovinska vez je močna, zato je za kovine značilno visoko tališče, prisotnost "elektronskega plina" pa daje kovinam kovnost in duktilnost.

vodikova vez

Vodikova vez je specifična medmolekulska interakcija, saj njegova pojavnost in jakost sta odvisni od kemijske narave snovi. Nastane med molekulami, v katerih je atom vodika vezan na atom z visoko elektronegativnostjo (O, N, S). Pojav vodikove vezi je odvisen od dveh razlogov, prvič, atom vodika, povezan z elektronegativnim atomom, nima elektronov in ga je mogoče zlahka vnesti v elektronske oblake drugih atomov, in drugič, ker ima vodik valenčno s-orbitalo atom je sposoben sprejeti osamljeni par elektronov elektronegativnega atoma in z njim tvoriti vez z donorsko-akceptorskim mehanizmom.

Slika 1. Orbitalni polmeri elementov (r a) in dolžina enoelektronske kemijske vezi (d)

Najenostavnejšo enoelektronsko kemično vez ustvari en valenčni elektron. Izkazalo se je, da lahko en elektron drži dva pozitivno nabita iona v eni sami celoti. Pri enoelektronski vezi se Coulombove odbojne sile pozitivno nabitih delcev kompenzirajo s Coulombovimi silami privlačnosti teh delcev do negativno nabitega elektrona. Valenčni elektron postane skupen obema jedroma molekule.

Primeri takih kemičnih spojin so molekularni ioni: H 2 + , Li 2 + , Na 2 + , K 2 + , Rb 2 + , Cs 2 + :

Polarna kovalentna vez se pojavi v heteronuklearnih dvoatomnih molekulah (slika 3). Vezni elektronski par v polarni kemijski vezi je blizu atoma z višjim prvim ionizacijskim potencialom.

Razdaljo d med atomskimi jedri, ki označuje prostorsko strukturo polarnih molekul, lahko približno obravnavamo kot vsoto kovalentnih polmerov ustreznih atomov.

Karakterizacija nekaterih polarnih snovi

Premik veznega elektronskega para na eno od jeder polarne molekule vodi do pojava električnega dipola (elektrodinamika) (slika 4).

Razdalja med težiščema pozitivnih in negativnih nabojev se imenuje dolžina dipola. Polarnost molekule, kot tudi polarnost vezi, ocenjujemo z vrednostjo dipolnega momenta μ, ki je produkt dolžine dipola l in vrednosti elektronskega naboja:

Večkratne kovalentne vezi

Večkratne kovalentne vezi predstavljajo nenasičene organske spojine, ki vsebujejo dvojne in trojne kemične vezi. Za opis narave nenasičenih spojin L. Pauling uvede koncepte sigma in π vezi, hibridizacijo atomskih orbital.

Paulingova hibridizacija za dva S- in dva p-elektrona je omogočila razlago usmerjenosti kemičnih vezi, zlasti tetraedrične konfiguracije metana. Za razlago strukture etilena je treba izolirati en p-elektron iz štirih ekvivalentnih Sp 3 elektronov ogljikovega atoma, da se tvori dodatna vez, imenovana π-vez. V tem primeru se tri preostale Sp 2 -hibridne orbitale nahajajo v ravnini pod kotom 120 ° in tvorijo glavne vezi, na primer ravno molekulo etilena (slika 5).

V Paulingovi novi teoriji so vsi vezni elektroni postali enaki in enako oddaljeni od črte, ki povezuje jedra molekule. Paulingova teorija upognjene kemične vezi je upoštevala statistično interpretacijo valovne funkcije M. Borna, Coulombovo elektronsko korelacijo elektronov. Pojavil se je fizični pomen - narava kemične vezi je popolnoma določena z električno interakcijo jeder in elektronov. Več kot je veznih elektronov, manjša je medjedrna razdalja in močnejša je kemična vez med ogljikovimi atomi.

Tricentrična kemična vez

Nadaljnji razvoj idej o kemijski vezi je dal ameriški fizikalni kemik W. Lipscomb, ki je razvil teorijo dvoelektronskih tricentričnih vezi in topološko teorijo, ki omogoča napovedovanje strukture še nekaterih borovih hidridov (borohidridi ).

Elektronski par v kemijski vezi s tremi središči postane skupen trem atomskim jedrom. V najpreprostejšem predstavniku tricentrične kemične vezi - molekularnem vodikovem ionu H 3 +, elektronski par drži tri protone v eni sami celoti (slika 6).

Sl. 7. Diboran

Obstoj boranov z njihovimi dvoelektronskimi tricentričnimi vezmi z "mostnimi" atomi vodika je kršil kanonično doktrino valence. Izkazalo se je, da je atom vodika, ki je prej veljal za standardni enovalenten element, vezan z enakimi vezmi z dvema atomoma bora in je postal formalno dvovalenten element. Delo W. Lipscomba pri dešifriranju strukture boranov je razširilo razumevanje kemijske vezi. Nobelov odbor je leta 1976 podelil nagrado Williama Nunna Lipscomba za kemijo z besedilom "Za njegove študije strukture boranov (borohidritov), ​​ki pojasnjujejo probleme kemičnih vezi".

Večcentrična kemična vez

Sl. 8. Molekula ferocena

Sl. 9. Dibenzenkrom

Sl. 10. Uranocen

Vseh deset vezi (C-Fe) v molekuli ferocena je enakovrednih, medjedrna razdalja Fe-c je 2,04 Å. Vsi atomi ogljika v molekuli ferocena so strukturno in kemično enakovredni, dolžina vsake C-C vezi je 1,40 - 1,41 Å (za primerjavo, v benzenu je dolžina C-C vezi 1,39 Å). Okrog atoma železa se pojavi lupina s 36 elektroni.

Dinamika kemijske vezi

Kemična vez je precej dinamična. Tako se med faznim prehodom med izhlapevanjem kovine kovinska vez spremeni v kovalentno vez. Prehod kovine iz trdnega v stanje pare zahteva porabo velikih količin energije.

V hlapih so te kovine praktično sestavljene iz homonuklearnih dvoatomnih molekul in prostih atomov. Ko se kovinske pare kondenzirajo, se kovalentna vez spremeni v kovinsko.

Izhlapevanje soli s tipično ionsko vezjo, kot so fluoridi alkalijskih kovin, povzroči uničenje ionske vezi in nastanek heteronuklearnih dvoatomnih molekul s polarno kovalentno vezjo. V tem primeru pride do tvorbe dimernih molekul z premostitvenimi vezmi.

Karakterizacija kemijske vezi v molekulah fluoridov alkalijskih kovin in njihovih dimerov.

Pri kondenzaciji hlapov fluoridov alkalijskih kovin se polarna kovalentna vez pretvori v ionsko s tvorbo ustrezne kristalne mreže soli.

Mehanizem prehoda kovalentne v kovinsko vez

Slika 11. Razmerje med orbitalnim polmerom elektronskega para r e in dolžino kovalentne kemične vezi d

Slika 12. Orientacija dipolov dvoatomnih molekul in nastanek popačenega oktaedričnega fragmenta grozda med kondenzacijo hlapov alkalijskih kovin

Sl. 13. Telesno osredotočena kubična razporeditev jeder v kristalih alkalijskih kovin in povezava

Disperzna privlačnost (londonske sile) povzroči medatomsko interakcijo in nastanek homonuklearnih dvoatomnih molekul iz atomov alkalijskih kovin.

Tvorba kovalentne vezi kovina-kovina je povezana z deformacijo elektronskih lupin medsebojno delujočih atomov - valenčni elektroni ustvarijo vezni elektronski par, katerega elektronska gostota je koncentrirana v prostoru med atomskimi jedri nastale molekule. Značilnost homonuklearnih dvoatomnih molekul alkalijskih kovin je velika dolžina kovalentne vezi (3,6-5,8-kratna dolžina vezi v vodikovi molekuli) in nizka energija njenega pretrganja.

Navedeno razmerje med re in d določa neenakomerno porazdelitev električnih nabojev v molekuli - negativni električni naboj veznega elektronskega para je koncentriran v srednjem delu molekule, pozitivni električni naboji dveh atomskih jeder pa so koncentrirani na sredini molekule. koncih molekule.

Neenakomerna porazdelitev električnih nabojev ustvarja pogoje za interakcijo molekul zaradi orientacijskih sil (van der Waalsove sile). Molekule alkalijskih kovin se ponavadi usmerijo tako, da se v bližini pojavijo nasprotni električni naboji. Posledično med molekulami delujejo privlačne sile. Zaradi prisotnosti slednjih se molekule alkalijskih kovin približajo druga drugi in so bolj ali manj trdno privlečene skupaj. Hkrati pride do določene deformacije vsake od njih pod vplivom bližje lociranih polov sosednjih molekul (slika 12).

Pravzaprav se vezni elektroni prvotne diatomske molekule, ki padejo v električno polje štirih pozitivno nabitih atomskih jeder molekul alkalijskih kovin, odcepijo od orbitalnega radija atoma in postanejo svobodni.

V tem primeru postane vezni elektronski par običajen tudi za sistem s šestimi kationi. Konstrukcija kristalne mreže kovine se začne na stopnji grozda. V kristalni mreži alkalijskih kovin je jasno izražena struktura povezovalnega člena, ki ima obliko popačenega sploščenega oktaedra - kvadratne bipiramide, katere višina in robovi osnove so enaki vrednosti konstantne translacijske vrednosti. rešetka a w (slika 13).

Vrednost translacijske konstante rešetke a w kristala alkalijske kovine znatno presega dolžino kovalentne vezi molekule alkalijske kovine, zato je splošno sprejeto, da so elektroni v kovini v prostem stanju:

Matematična konstrukcija, povezana z lastnostmi prostih elektronov v kovini, se običajno identificira s "Fermijevo površino", ki jo je treba obravnavati kot geometrijsko mesto, kjer prebivajo elektroni, ki zagotavlja glavno lastnost kovine - prevajanje električnega toka.

Če primerjamo proces kondenzacije hlapov alkalijskih kovin s procesom kondenzacije plinov, na primer vodika, se v lastnostih kovine pojavi značilna lastnost. Torej, če se med kondenzacijo vodika pojavijo šibke medmolekularne interakcije, se med kondenzacijo kovinskih hlapov pojavijo procesi, značilni za kemične reakcije. Sama kondenzacija kovinskih hlapov poteka v več fazah in jo lahko opišemo z naslednjo procesijo: prosti atom → dvoatomna molekula s kovalentno vezjo → kovinski grozd → kompaktna kovina s kovinsko vezjo.

Medsebojno delovanje molekul halogenidov alkalijskih kovin spremlja njihova dimerizacija. Dimerno molekulo lahko obravnavamo kot električni kvadrupol (slika 15). Trenutno so znane glavne značilnosti dimerov halogenidov alkalijskih kovin (dolžine kemičnih vezi in vezni koti).

Kemijska vezna dolžina in vezni koti v dimerih halogenidov alkalijskih kovin (E 2 X 2) (plinska faza).

E 2 X 2	X=F		X=Cl		X=Br		X=I
	d EF , Å		d ECl , Å		d EBr , Å		d EI , Å
Li 2 X 2	1,75	105	2,23	108	2,35	110	2,54	116
Na 2 X 2	2,08	95	2,54	105	2,69	108	2,91	111
K2X2	2,35	88	2,86	98	3,02	101	3,26	104
Cs 2 X 2	2,56	79	3,11	91	3,29	94	3,54	94

V procesu kondenzacije se okrepi delovanje orientacijskih sil, medmolekularno interakcijo spremlja nastanek grozdov in nato trdne snovi. Halidi alkalijskih kovin tvorijo kristale s preprosto kubično in telesno osredotočeno kubično mrežo.

Vrsta mreže in translacijska konstanta mreže za halogenide alkalijskih kovin.

V procesu kristalizacije pride do nadaljnjega povečanja medatomske razdalje, kar vodi do odstranitve elektrona iz orbitalnega polmera atoma alkalijske kovine in prenosa elektrona na atom halogena s tvorbo ustreznih ionov. Polja sil ionov so enakomerno porazdeljena v vse smeri v prostoru. V zvezi s tem v kristalih alkalijskih kovin polje sile vsakega iona nikakor ne koordinira enega iona z nasprotnim znakom, kot je običajno kvalitativno predstavljati ionsko vez (Na + Cl -).

V kristalih ionskih spojin koncept preprostih dvoionskih molekul tipa Na + Cl - in Cs + Cl - izgubi pomen, saj je ion alkalijske kovine povezan s šestimi kloridnimi ioni (v kristalu natrijevega klorida) in osmimi. klorovi ioni (v kristalu cezijevega klorida. V tem primeru so vse medionske razdalje v kristalih enako oddaljene.

Opombe

1. Priročnik anorganske kemije. Konstante anorganskih snovi. - M .: "Kemija", 1987. - S. 124. - 320 str.
2. Lidin R.A., Andreeva L.L., Moločko V.A. Priročnik anorganske kemije. Konstante anorganskih snovi. - M .: "Kemija", 1987. - S. 132-136. - 320 s.
3. Gankin V.Yu., Gankin Yu.V. Kako nastanejo kemične vezi in kako potekajo kemične reakcije. - M .: založniška skupina "Meja", 2007. - 320 str. - ISBN 978-5-94691296-9
4. Nekrasov B.V. Tečaj splošne kemije. - M .: Goshimizdat, 1962. - S. 88. - 976 str.
5. Pauling L. Narava kemične vezi / uredil Ya.K. Syrkin. - per. iz angleščine. M. E. Dyatkina. - M.-L.: Goshimizdat, 1947. - 440 str.
6. Teoretična organska kemija / ur. R. Kh Freidlina. - per. iz angleščine. Yu.G. Bundel. - M .: Ed. tuja književnost, 1963. - 365 str.
7. Lemenovski D.A., Levitski M.M. Russian Chemical Journal (časopis Ruskega kemijskega društva po D.I. Mendelejevu). - 2000. - T. XLIV, št. 6. - S. 63-86.
8. Kemijski enciklopedični slovar / Ch. izd. I.L.Knunyants. - M .: Sov. Enciklopedija, 1983. - S. 607. - 792 str.
9. Nekrasov B.V. Tečaj splošne kemije. - M .: Goshimizdat, 1962. - S. 679. - 976 str.
10. Lidin R.A., Andreeva L.L., Moločko V.A. Priročnik anorganske kemije. Konstante anorganskih snovi. - M .: "Kemija", 1987. - S. 155-161. - 320 s.
11. Gillespie R. Geometrija molekul / per. iz angleščine. E.Z. Zasorina in V.S. Mastrjukov, ur. Yu.A. Pentina. - M .: "Mir", 1975. - S. 49. - 278 str.
12. Priročnik za kemika. - 2. izd., revidirano. in dodatno - L.-M .: Kemijska literatura GNTI, 1962. - T. 1. - S. 402-513. - 1072 str.
13. Lidin R.A., Andreeva L.L., Moločko V.A. Priročnik anorganske kemije. Konstante anorganskih snovi .. - M .: "Kemija", 1987. - S. 132-136. - 320 s.
14. Zieman J. Elektroni v kovinah (uvod v teorijo Fermijevih površin). Napredek fizičnih znanosti .. - 1962. - T. 78, številka 2. - 291 str.

Poglej tudi

• kemična vez- članek iz Velike sovjetske enciklopedije
• kemična vez- Chemport.ru
• kemična vez- Fizična enciklopedija

.

Veste, da se lahko atomi med seboj povezujejo in tvorijo enostavne in kompleksne snovi. V tem primeru nastanejo različne vrste kemičnih vezi: ionske, kovalentne (nepolarne in polarne), kovinske in vodikove. Ena najpomembnejših lastnosti atomov elementov, ki določa, kakšna vez se tvori med njimi - ionska ali kovalentna, - je elektronegativnost, tj. sposobnost atomov v spojini, da pritegnejo elektrone k sebi.

Pogojno kvantitativno oceno elektronegativnosti podaja lestvica relativne elektronegativnosti.

V obdobjih obstaja splošna težnja po rasti elektronegativnosti elementov, v skupinah pa njihov upad. Elementi elektronegativnosti so razvrščeni v vrsto, na podlagi česar je mogoče primerjati elektronegativnost elementov v različnih obdobjih.

Vrsta kemijske vezi je odvisna od tega, kako velika je razlika v vrednostih elektronegativnosti povezovalnih atomov elementov. Bolj ko se atomi elementov, ki tvorijo vez, razlikujejo po elektronegativnosti, bolj je kemijska vez polarna. Nemogoče je potegniti ostro mejo med vrstami kemičnih vezi. V večini spojin je vrsta kemijske vezi vmesna; na primer, zelo polarna kovalentna kemična vez je blizu ionski vezi. Glede na to, kateremu od mejnih primerov je kemijska vez po naravi bližja, jo imenujemo ionska ali kovalentna polarna vez.

Ionska vez.

Ionska vez nastane zaradi interakcije atomov, ki se med seboj močno razlikujejo po elektronegativnosti. Na primer, značilne kovine litij (Li), natrij (Na), kalij (K), kalcij (Ca), stroncij (Sr), barij (Ba) tvorijo ionsko vez s tipičnimi nekovinami, predvsem s halogeni.

Poleg halogenidov alkalijskih kovin se ionske vezi tvorijo tudi v spojinah, kot so alkalije in soli. Na primer, v natrijevem hidroksidu (NaOH) in natrijevem sulfatu (Na 2 SO 4) ionske vezi obstajajo samo med atomi natrija in kisika (preostale vezi so kovalentne polarne).

Kovalentna nepolarna vez.

Ko atomi medsebojno delujejo z enako elektronegativnostjo, nastanejo molekule s kovalentno nepolarno vezjo. Takšna vez obstaja v molekulah naslednjih enostavnih snovi: H 2 , F 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 . Kemične vezi v teh plinih nastanejo preko skupnih elektronskih parov, tj. ko se ustrezni elektronski oblaki prekrivajo, zaradi elektronsko-jedrske interakcije, do katere pride, ko se atoma približata drug drugemu.

Pri sestavljanju elektronskih formul snovi je treba upoštevati, da je vsak skupni elektronski par pogojna slika povečane elektronske gostote, ki je posledica prekrivanja ustreznih elektronskih oblakov.

kovalentna polarna vez.

Med interakcijo atomov, katerih vrednosti elektronegativnosti se razlikujejo, vendar ne močno, pride do premika skupnega elektronskega para na bolj elektronegativen atom. To je najpogostejša vrsta kemične vezi, ki jo najdemo v anorganskih in organskih spojinah.

Kovalentne vezi v celoti vključujejo tiste vezi, ki nastanejo z donorsko-akceptorskim mehanizmom, na primer v hidronijevih in amonijevih ionih.

Kovinska povezava.

Vez, ki nastane kot posledica interakcije relativno prostih elektronov s kovinskimi ioni, imenujemo kovinska vez. Ta vrsta vezi je značilna za preproste snovi - kovine.

Bistvo procesa nastajanja kovinske vezi je naslednje: kovinski atomi zlahka oddajo valenčne elektrone in se spremenijo v pozitivno nabite ione. Relativno prosti elektroni, ločeni od atoma, se premikajo med pozitivnimi kovinskimi ioni. Med njimi nastane kovinska vez, to je, da elektroni tako rekoč cementirajo pozitivne ione kristalne mreže kovin.

Vodikova vez.

Vez, ki nastane med vodikovimi atomi ene molekule in atomom močno elektronegativnega elementa(O, N, Ž) druga molekula se imenuje vodikova vez.

Lahko se pojavi vprašanje: zakaj točno vodik tvori tako specifično kemično vez?

To je zato, ker je atomski radij vodika zelo majhen. Poleg tega, ko je en sam elektron izpodrinjen ali popolnoma doniran, dobi vodik relativno visok pozitivni naboj, zaradi česar vodik ene molekule interagira z atomi elektronegativnih elementov, ki imajo delni negativni naboj, ki je del drugih molekul (HF, H2O, NH3).

Poglejmo si nekaj primerov. Običajno predstavljamo sestavo vode s kemijsko formulo H 2 O. Vendar to ni povsem točno. Pravilneje bi bilo označiti sestavo vode s formulo (H 2 O) n, kjer je n \u003d 2.3.4 itd. To je posledica dejstva, da so posamezne molekule vode med seboj povezane z vodikovimi vezmi.

Vodikove vezi običajno označujemo s pikami. Je veliko šibkejša od ionske ali kovalentne vezi, a močnejša od običajne medmolekularne interakcije.

Prisotnost vodikovih vezi pojasnjuje povečanje prostornine vode z nižanjem temperature. To je posledica dejstva, da z nižanjem temperature molekule postanejo močnejše in zato se zmanjša gostota njihovega "pakiranja".

Pri študiju organske kemije se je pojavilo tudi naslednje vprašanje: zakaj so vrelišča alkoholov veliko višja od vrelišč ustreznih ogljikovodikov? To je razloženo z dejstvom, da vodikove vezi nastajajo tudi med molekulami alkohola.

Do povišanja vrelišča alkoholov pride tudi zaradi povečanja njihovih molekul.

Vodikova vez je značilna tudi za številne druge organske spojine (fenole, karboksilne kisline itd.). Iz tečajev organske kemije in splošne biologije veste, da prisotnost vodikove vezi pojasnjuje sekundarno strukturo beljakovin, strukturo dvojne vijačnice DNA, to je pojav komplementarnosti.