Hemijska veza. Šta je kovalentna polarna i nepolarna veza

Kovalentna veza(od latinskog “co” zajedno i “vales” koja ima silu) vrši se zbog elektronskog para koji pripada oba atoma. Nastaje između atoma nemetala.

Elektronegativnost nemetala je prilično visoka, tako da je tokom hemijske interakcije dva atoma nemetala potpuni transfer elektrona sa jednog na drugi (kao u slučaju) nemoguć. U ovom slučaju potrebno je udruživanje elektrona da se završi.

Kao primjer, razgovarajmo o interakciji atoma vodika i klora:

H 1s 1 - jedan elektron

Cl 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p5 - sedam elektrona na vanjskom nivou

Svakom od dva atoma nedostaje jedan elektron da bi imao potpunu vanjsku ljusku od elektrona. I svaki od atoma izdvaja po jedan elektron "za zajedničku upotrebu". Dakle, pravilo okteta je zadovoljeno. Ovo je najbolje predstavljeno korištenjem Lewisovih formula:

Formiranje kovalentne veze

Zajednički elektroni sada pripadaju oba atoma. Atom vodonika ima dva elektrona (sopstveni i zajednički elektron atoma hlora), a atom hlora ima osam elektrona (svoj plus zajednički elektron atoma vodika). Ova dva zajednička elektrona formiraju kovalentnu vezu između atoma vodika i hlora. Čestica nastala spajanjem dva atoma naziva se molekula.

Nepolarna kovalentna veza

Kovalentna veza se takođe može formirati između dve identičan atomi. Na primjer:

Ovaj dijagram objašnjava zašto vodonik i hlor postoje kao dvoatomni molekuli. Zahvaljujući uparivanju i dijeljenju dva elektrona, moguće je ispuniti oktetno pravilo za oba atoma.

Osim jednostrukih veza, može se formirati dvostruka ili trostruka kovalentna veza, kao, na primjer, u molekulima kisika O 2 ili dušika N 2. Atomi dušika imaju pet valentnih elektrona, tako da su potrebna još tri elektrona za kompletiranje ljuske. Ovo se postiže dijeljenjem tri para elektrona, kao što je prikazano u nastavku:

Kovalentna jedinjenja su obično gasovi, tečnosti ili relativno nisko topljive čvrste materije. Jedan od rijetkih izuzetaka je dijamant, koji se topi iznad 3.500 °C. Ovo se objašnjava strukturom dijamanta, koji je kontinuirana rešetka kovalentno vezanih atoma ugljika, a ne skup pojedinačnih molekula. U stvari, svaki kristal dijamanta, bez obzira na njegovu veličinu, jedan je ogroman molekul.

Kovalentna veza nastaje kada se spoje elektroni dva atoma nemetala. Rezultirajuća struktura naziva se molekula.

Polarna kovalentna veza

U većini slučajeva imaju dva kovalentno vezana atoma drugačije elektronegativnost i zajednički elektroni ne pripadaju dvama atomima podjednako. Većinu vremena su bliže jednom atomu nego drugom. U molekuli klorida vodonika, na primjer, elektroni koji formiraju kovalentnu vezu nalaze se bliže atomu hlora jer je njegova elektronegativnost veća od elektronegativnosti vodonika. Međutim, razlika u sposobnosti privlačenja elektrona nije dovoljno velika da bi se dogodio potpuni prijenos elektrona s atoma vodika na atom klora. Stoga se veza između atoma vodika i hlora može smatrati križanjem jonske veze (potpuni prijenos elektrona) i nepolarne kovalentne veze (simetričan raspored para elektrona između dva atoma). Djelomični naboj atoma označen je grčkim slovom δ. Ova veza se zove polarni kovalentni vezu, a za molekulu klorovodika se kaže da je polarna, odnosno da ima pozitivno nabijen kraj (atom vodika) i negativno nabijen kraj (atom klora).

U tabeli ispod su navedene glavne vrste veza i primjeri supstanci:

Razmjenski i donor-akceptorski mehanizam stvaranja kovalentne veze

1) Mehanizam razmene. Svaki atom daje jedan nespareni elektron zajedničkom elektronskom paru.

2) mehanizam donor-akceptor. Jedan atom (donor) daje par elektrona, a drugi atom (akceptor) daje praznu orbitalu za taj par.

Pregled predavanja:

1. Koncept kovalentne veze.

2. Elektronegativnost.

3. Polarne i nepolarne kovalentne veze.

Kovalentna veza nastaje zbog zajedničkih elektronskih parova koji se pojavljuju u omotaču povezanih atoma.

Može se formirati od atoma istog elementa i tada je nepolarna; na primjer, takva kovalentna veza postoji u molekulima jednoelementnih plinova H 2, O 2, N 2, Cl 2 itd.

Kovalentnu vezu mogu formirati atomi različitih elemenata koji su slični po hemijskom karakteru i tada je polarna; na primjer, takva kovalentna veza postoji u molekulima H 2 O, NF 3, CO 2.

Potrebno je uvesti pojam elektronegativnosti.

Elektronegativnost je sposobnost atoma hemijskog elementa da privuče uobičajene elektronske parove uključene u formiranje hemijske veze.

serija elektronegativnosti

Elementi sa većom elektronegativnošću će izvući zajedničke elektrone iz elemenata sa manje elektronegativnosti.

Da bi se vizuelno prikazala kovalentna veza, tačke se koriste u hemijskim formulama (svaka tačka odgovara valentnom elektronu, a linija zajedničkom elektronskom paru).

Primjer.Veze u molekuli Cl 2 mogu se opisati na sljedeći način:

Takve formule su ekvivalentne. Kovalentne veze imaju prostorni pravac. Kao rezultat kovalentnog povezivanja atoma, formiraju se ili molekule ili atomske kristalne rešetke sa strogo definiranim geometrijskim rasporedom atoma. Svaka supstanca ima svoju strukturu.

Iz perspektive Borove teorije, formiranje kovalentne veze objašnjava se tendencijom atoma da svoj vanjski sloj pretvore u oktet (potpuno punjenje do 8 elektrona). Oba atoma doprinose jednom nesparenom elektronu da formira kovalentnu vezu, i oba elektrona postaju zajednička.
Primjer. Formiranje molekula hlora.

Tačke predstavljaju elektrone. Prilikom aranžiranja treba se pridržavati pravila: elektroni se postavljaju u određenom nizu - lijevo, gore, desno, dolje, jedan po jedan, zatim se dodaju jedan po jedan, nespareni elektroni i učestvuju u stvaranju veze.

Novi elektronski par, koji proizlazi iz dva nesparena elektrona, postaje zajednički za dva atoma hlora. Postoji nekoliko načina da se formiraju kovalentne veze preklapanjem elektronskih oblaka.

σ veza je mnogo jača od π veze, a π veza može biti samo sa σ vezom.Zbog ove veze nastaju dvostruke i trostruke višestruke veze.

Polarne kovalentne veze formiraju se između atoma različite elektronegativnosti.

Zbog premještanja elektrona s vodika na hlor, atom hlora je naelektrisan delimično negativno, a atom vodonika delimično pozitivno.

Polarna i nepolarna kovalentna veza

Ako se dvoatomska molekula sastoji od atoma jednog elementa, tada je elektronski oblak raspoređen u prostoru simetrično u odnosu na atomska jezgra. Takva kovalentna veza naziva se nepolarna. Ako se kovalentna veza formira između atoma različitih elemenata, tada se zajednički elektronski oblak pomjera prema jednom od atoma. U ovom slučaju, kovalentna veza je polarna. Elektronegativnost se koristi za procjenu sposobnosti atoma da privuče zajednički elektronski par.

Kao rezultat formiranja polarne kovalentne veze, elektronegativniji atom dobiva djelomično negativan naboj, a atom s manjom elektronegativnošću dobiva djelomično pozitivan naboj. Ova naelektrisanja se obično nazivaju efektivnim naelektrisanjem atoma u molekulu. Mogu imati razlomačnu vrijednost. Na primjer, u HCl molekuli efektivni naboj je 0,17e (gdje je e naboj elektrona. Naboj elektrona je 1,602,10 -19 C):

Sistem od dva jednaka po veličini, ali suprotnih po predznaku naboja koji se nalaze na određenoj udaljenosti jedan od drugog naziva se električni dipol. Očigledno je da je polarni molekul mikroskopski dipol. Iako je ukupni naboj dipola nula, u prostoru koji ga okružuje postoji električno polje čija je jačina proporcionalna dipolnom momentu m:

U SI sistemu, dipolni moment se mjeri u Cm, ali se obično za polarne molekule Debye koristi kao jedinica mjere (jedinica je nazvana po P. Debyeu):

1 D = 3,33×10 –30 C×m

Dipolni moment služi kao kvantitativna mjera polariteta molekula. Za poliatomske molekule, dipolni moment je vektorski zbir dipolnih momenata hemijskih veza. Stoga, ako je molekul simetričan, onda može biti nepolaran, čak i ako svaka od njegovih veza ima značajan dipolni moment. Na primjer, u ravnoj molekuli BF 3 ili u linearnoj molekuli BeCl 2, zbroj dipolnih momenata veze je nula:

Slično, tetraedarski molekuli CH 4 i CBr 4 imaju nulti dipolni moment. Međutim, kršenje simetrije, na primjer u molekuli BF 2 Cl, uzrokuje dipolni moment koji je različit od nule.

Granični slučaj kovalentne polarne veze je jonska veza. Formiraju ga atomi čija se elektronegativnost značajno razlikuje. Kada se formira ionska veza, dolazi do gotovo potpune tranzicije veznog elektronskog para u jedan od atoma i formiraju se pozitivni i negativni ioni, koji se drže blizu jedan drugom elektrostatičkim silama. Budući da elektrostatičko privlačenje određenog jona djeluje na bilo koji jon suprotnog predznaka, bez obzira na smjer, ionsku vezu, za razliku od kovalentne veze, karakterizira nedostatak smjera I nezasićenost. Molekuli sa najizraženijim jonskim vezama nastaju od atoma tipičnih metala i tipičnih nemetala (NaCl, CsF itd.), tj. kada je razlika u elektronegativnosti atoma velika.

Kovalentno vezivanje je najčešći tip hemijskog vezivanja, koji se izvodi interakcijama sa istim ili sličnim vrednostima elektronegativnosti.

Kovalentna veza je veza između atoma pomoću zajedničkih elektronskih parova.

Nakon otkrića elektrona, učinjeni su brojni pokušaji da se razvije elektronska teorija kemijske veze. Najuspješniji su bili radovi Lewisa (1916), koji je predložio da se formiranje veze smatra kao posljedica pojave elektronskih parova zajedničkih za dva atoma. Da bi se to postiglo, svaki atom daje isti broj elektrona i pokušava se okružiti oktetom ili dubletom elektrona karakterističnim za vanjsku elektronsku konfiguraciju plemenitih plinova. Grafički, formiranje kovalentnih veza zbog nesparenih elektrona korištenjem Lewisove metode je prikazano pomoću tačaka koje označavaju vanjske elektrone atoma.

Formiranje kovalentne veze prema Lewisovoj teoriji

Mehanizam stvaranja kovalentne veze

Glavna karakteristika kovalentne veze je prisustvo zajedničkog elektronskog para koji pripada oba hemijski povezana atoma, jer je prisustvo dva elektrona u polju delovanja dva jezgra energetski povoljnije od prisustva svakog elektrona u polju sopstveno jezgro. Do stvaranja zajedničkog para elektronske veze može doći kroz različite mehanizme, najčešće razmjenom, a ponekad i mehanizmom donor-akceptor.

Prema principu razmjenskog mehanizma formiranja kovalentne veze, svaki od atoma u interakciji isporučuje isti broj elektrona sa antiparalelnim spinovima kako bi se formirala veza. npr.:

Prema mehanizmu donor-akceptor, veza dva elektrona nastaje kada različite čestice interaguju. Jedan od njih je donator O: ima nepodijeljeni par elektrona (tj. onaj koji pripada samo jednom atomu), a drugi je akceptor IN— ima slobodnu orbitalu.

Čestica koja daje dva elektrona (nedijeljeni par elektrona) za povezivanje naziva se donor, a čestica sa slobodnom orbitalom koja prihvata ovaj elektronski par naziva se akceptor.

Mehanizam stvaranja kovalentne veze zbog oblaka od dva elektrona jednog atoma i prazne orbitale drugog naziva se mehanizam donor-akceptor.

Donor-akceptorska veza se inače naziva semipolarna, jer na donorskom atomu nastaje djelomični efektivni pozitivni naboj δ+ (zbog činjenice da je njegov nepodijeljeni par elektrona odstupio od njega), a djelomični efektivni negativni naboj δ- se pojavljuje na atom akceptora (zbog , da postoji pomak u njegovom smjeru nepodijeljenog elektronskog para donora).

Primjer jednostavnog donora elektronskog para je H ion — , koji ima nepodijeljeni elektronski par. Kao rezultat dodavanja negativnog hidridnog jona molekuli čiji centralni atom ima slobodnu orbitalu (na dijagramu je označena kao prazna kvantna ćelija), na primjer BH 3, nastaje kompleksni kompleksni jon BH 4 — sa negativnim nabojem (N — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4 ] -) :

Akceptor elektronskog para je ion vodonika, ili jednostavno H + proton. Njegov dodatak molekuli čiji centralni atom ima nepodijeljeni elektronski par, na primjer NH 3, također dovodi do stvaranja kompleksnog jona NH 4 +, ali s pozitivnim nabojem:

Metoda valentne veze

Prvo kvantnomehanička teorija kovalentne veze stvoren od strane Heitlera i Londona (1927.) da opiše molekul vodonika, a kasnije ga je Pauling primijenio na poliatomske molekule. Ova teorija se zove metoda valentne veze, čije se glavne odredbe mogu ukratko sažeti na sljedeći način:

• svaki par atoma u molekulu drži zajedno jedan ili više zajedničkih parova elektrona, pri čemu se elektronske orbitale atoma u interakciji preklapaju;
• jačina veze zavisi od stepena preklapanja elektronskih orbitala;
• uslov za formiranje kovalentne veze je antismer spinova elektrona; zbog toga nastaje generalizirana elektronska orbitala s najvećom gustinom elektrona u međunuklearnom prostoru, što osigurava privlačenje pozitivno nabijenih jezgara jedno prema drugom i praćeno smanjenjem ukupne energije sistema.

Hibridizacija atomskih orbitala

Unatoč činjenici da elektroni sa s-, p- ili d-orbitala, koji imaju različite oblike i različite orijentacije u prostoru, sudjeluju u formiranju kovalentnih veza, u mnogim spojevima te veze ispadaju ekvivalentne. Da bi se objasnio ovaj fenomen, uveden je koncept „hibridizacije“.

Hibridizacija je proces miješanja i poravnanja orbitala po obliku i energiji, tokom kojeg se preraspodijele elektronske gustoće orbitala bliskih po energiji, uslijed čega one postaju ekvivalentne.

Osnovne odredbe teorije hibridizacije:

1. Tokom hibridizacije, početni oblik i orbitale se međusobno mijenjaju i nastaju nove, hibridizirane orbitale, ali iste energije i istog oblika, koje podsjećaju na nepravilnu osmicu.
2. Broj hibridiziranih orbitala jednak je broju izlaznih orbitala uključenih u hibridizaciju.
3. Orbitale sa sličnim energijama (s- i p-orbitale vanjskog energetskog nivoa i d-orbitale vanjskog ili preliminarnog nivoa) mogu učestvovati u hibridizaciji.
4. Hibridizirane orbitale su više izdužene u smjeru stvaranja kemijskih veza i stoga osiguravaju bolje preklapanje sa orbitalama susjednog atoma, kao rezultat toga, postaje jača od one koju formiraju elektroni pojedinačnih nehibridnih orbitala.
5. Zbog formiranja jačih veza i simetričnije raspodjele elektronske gustoće u molekulu, dobiva se energetski dobitak, koji kompenzira s marginom za potrošnju energije potrebnu za proces hibridizacije.
6. Hibridizovane orbitale moraju biti orijentisane u prostoru na takav način da obezbede međusobnu maksimalnu udaljenost jedna od druge; u ovom slučaju je energija odbijanja minimalna.
7. Tip hibridizacije je određen tipom i brojem izlaznih orbitala i mijenja veličinu veznog ugla kao i prostornu konfiguraciju molekula.

Prilikom formiranja molekula (ili pojedinačnih fragmenata molekula) najčešće se javljaju sljedeće vrste hibridizacije:

Veze koje se formiraju uz učešće elektrona sa sp-hibridizovanih orbitala takođe su postavljene pod uglom od 180 0, što dovodi do linearnog oblika molekula. Ova vrsta hibridizacije uočena je u halogenidima elemenata druge grupe (Be, Zn, Cd, Hg), čiji atomi u valentnom stanju imaju nesparene s- i p-elektrone. Linearni oblik je karakterističan i za molekule drugih elemenata (0=C=0,HC≡CH), u kojima veze formiraju sp-hibridizovani atomi.

Ova vrsta hibridizacije najtipičnija je za molekule p-elemenata treće grupe čiji atomi u pobuđenom stanju imaju vanjsku elektronsku strukturu ns 1 np 2, gdje je n broj perioda u kojem se element nalazi . Dakle, u molekulima BF 3, BCl 3, AlF 3 i druge veze nastaju zbog sp 2 hibridiziranih orbitala centralnog atoma.

Postavljanje hibridiziranih orbitala centralnog atoma pod uglom od 109 0 28` uzrokuje da molekuli imaju tetraedarski oblik. Ovo je vrlo tipično za zasićena jedinjenja četvorovalentnog ugljenika CH 4, CCl 4, C 2 H 6 i drugih alkana. Primeri jedinjenja drugih elemenata sa tetraedarskom strukturom usled sp 3 -hibridizacije valentnih orbitala centralnog atoma su sledeći joni: BH 4 -, BF 4 -, PO 4 3-, SO 4 2-, FeCl 4 - .

Ova vrsta hibridizacije najčešće se nalazi u nemetalnim halogenidima. Primjer je struktura fosfornog hlorida PCl 5, prilikom čijeg formiranja atom fosfora (P ... 3s 2 3p 3) prvo prelazi u pobuđeno stanje (P ... 3s 1 3p 3 3d 1), a zatim podvrgava se s 1 p 3 d-hibridizaciji - pet jednoelektronskih orbitala postaju ekvivalentne i orijentirane su svojim izduženim krajevima prema uglovima mentalne trigonalne bipiramide. Ovo određuje oblik molekule PCl 5, koja se formira preklapanjem pet s 1 p 3 d-hibridiziranih orbitala sa 3p-orbitalama pet atoma hlora.

1. sp - Hibridizacija. Kada se spoje jedna s-i i jedna p-orbitala, nastaju dvije sp-hibridizirane orbitale, smještene simetrično pod kutom od 180 0.
2. sp 2 - Hibridizacija. Kombinacija jedne s- i dvije p-orbitale dovodi do stvaranja sp 2 -hibridiziranih veza smještenih pod uglom od 120 0, pa molekul poprima oblik pravilnog trokuta.
3. sp 3 - Hibridizacija. Kombinacija četiri orbitale - jedne s- i tri p - dovodi do sp 3 - hibridizacije, u kojoj su četiri hibridizirane orbitale simetrično orijentirane u prostoru na četiri vrha tetraedra, odnosno pod uglom od 109 0 28 ` .
4. sp 3 d - Hibridizacija. Kombinacija jedne s-, tri p- i jedne d-orbitale daje sp 3 d-hibridizaciju, koja određuje prostornu orijentaciju pet sp 3 d-hibridiziranih orbitala prema vrhovima trigonalne bipiramide.
5. Druge vrste hibridizacije. U slučaju sp 3 d 2 hibridizacije, šest sp 3 d 2 hibridiziranih orbitala usmjereno je prema vrhovima oktaedra. Orijentacija sedam orbitala prema vrhovima pentagonalne bipiramide odgovara sp 3 d 3 hibridizaciji (ili ponekad sp 3 d 2 f) valentnih orbitala centralnog atoma molekula ili kompleksa.

Metoda hibridizacije atomskih orbitala objašnjava geometrijsku strukturu velikog broja molekula, međutim, prema eksperimentalnim podacima, češće se uočavaju molekuli s nešto drugačijim uglovima veze. Na primjer, u molekulima CH 4, NH 3 i H 2 O, centralni atomi su u sp 3 hibridiziranom stanju, pa bi se očekivalo da su uglovi veze u njima tetraedarski (~ 109,5 0). Eksperimentalno je utvrđeno da je ugao veze u molekuli CH 4 zapravo 109,5 0. Međutim, u molekulima NH 3 i H 2 O vrijednost veznog ugla odstupa od tetraedarskog: jednaka je 107,3 ​​0 u molekuli NH 3 i 104,5 0 u molekuli H 2 O. Ovakva odstupanja se objašnjavaju prisutnost nepodijeljenog elektronskog para na atomima dušika i kisika. Dvoelektronska orbitala, koja sadrži nepodijeljeni par elektrona, zbog svoje povećane gustoće odbija jednoelektronske valentne orbitale, što dovodi do smanjenja veznog ugla. Za atom dušika u molekuli NH 3, od četiri sp 3 -hibridizirane orbitale, tri jednoelektronske orbitale formiraju veze sa tri H atoma, a četvrta orbitala sadrži nepodijeljeni par elektrona.

Nevezani elektronski par koji zauzima jednu od sp 3-hibridiziranih orbitala usmjerenih prema vrhovima tetraedra, odbijajući jednoelektronske orbitale, uzrokuje asimetričnu raspodjelu elektronske gustine oko atoma dušika i, kao rezultat, komprimira vezu ugao do 107,3 ​​0. Slična slika smanjenja ugla veze sa 109,5 0 na 107 0 kao rezultat djelovanja nepodijeljenog elektronskog para atoma N uočena je u molekuli NCl 3 .

Atom kiseonika u molekuli H 2 O ima dve jednoelektronske i dve dvoelektronske orbitale na četiri sp 3 -hibridizovane orbitale. Hibridizovane orbitale sa jednim elektronom učestvuju u formiranju dve veze sa dva H atoma, a dva dvoelektronska para ostaju nepodeljena, odnosno pripadaju samo atomu H. Time se povećava asimetrija raspodele elektronske gustine oko atoma O i smanjuje vezni ugao u odnosu na tetraedarski na 104,5 0.

Posljedično, broj nevezanih elektronskih parova centralnog atoma i njihov smještaj u hibridizirane orbitale utječu na geometrijsku konfiguraciju molekula.

Karakteristike kovalentne veze

Kovalentna veza ima skup specifičnih svojstava koja određuju njene specifične karakteristike, ili karakteristike. One, pored već razmotrenih karakteristika „energije veze“ i „dužine veze“, uključuju: ugao veze, zasićenost, usmerenost, polaritet i slično.

1. Spojni ugao- ovo je ugao između susjednih osa veze (tj. uslovne linije povučene kroz jezgra kemijski povezanih atoma u molekulu). Veličina veznog ugla zavisi od prirode orbitala, tipa hibridizacije centralnog atoma i uticaja nepodeljenih elektronskih parova koji ne učestvuju u formiranju veza.

2. Zasićenje. Atomi imaju sposobnost formiranja kovalentnih veza, koje se mogu formirati, prvo, mehanizmom razmjene zbog nesparenih elektrona nepobuđenog atoma i zbog onih nesparenih elektrona koji nastaju kao rezultat njegovog pobuđivanja, i drugo, od strane donatora. -prihvatni mehanizam. Međutim, ukupan broj veza koji atom može formirati je ograničen.

Zasićenost je sposobnost atoma elementa da formira određeni, ograničeni broj kovalentnih veza s drugim atomima.

Dakle, drugog perioda, koji ima četiri orbitale na vanjskom energetskom nivou (jedan s- i tri p-), formiraju veze, čiji broj ne prelazi četiri. Atomi elemenata drugih perioda sa većim brojem orbitala na vanjskom nivou mogu formirati više veza.

3. Fokus. Prema metodi, hemijska veza između atoma nastaje zbog preklapanja orbitala, koje, sa izuzetkom s-orbitala, imaju određenu orijentaciju u prostoru, što dovodi do usmjerenosti kovalentne veze.

Smjer kovalentne veze je raspored elektronske gustoće između atoma, koji je određen prostornom orijentacijom valentnih orbitala i osigurava njihovo maksimalno preklapanje.

Budući da orbitale elektrona imaju različite oblike i različite orijentacije u prostoru, njihovo se međusobno preklapanje može ostvariti na različite načine. U zavisnosti od toga, razlikuju se σ-, π- i δ-veze.

Sigma veza (σ veza) je preklapanje elektronskih orbitala tako da je maksimalna gustina elektrona koncentrisana duž zamišljene linije koja povezuje dva jezgra.

Sigma vezu mogu formirati dva s elektrona, jedan s i jedan p elektron, dva p elektrona ili dva d elektrona. Takvu σ vezu karakterizira prisustvo jednog područja preklapanja elektronskih orbitala, uvijek je jednostruka, odnosno formira je samo jedan elektronski par.

Raznolikost oblika prostorne orijentacije “čistih” orbitala i hibridiziranih orbitala ne dozvoljava uvijek mogućnost preklapanja orbitala na osi veze. Preklapanje valentnih orbitala može se desiti sa obe strane ose veze – takozvano „lateralno“ preklapanje, koje se najčešće dešava prilikom formiranja π veza.

Pi veza (π veza) je preklapanje elektronskih orbitala u kojoj je maksimalna gustoća elektrona koncentrisana na obje strane linije koja povezuje atomska jezgra (tj. os veze).

Pi veza može nastati interakcijom dvije paralelne p orbitale, dvije d orbitale ili druge kombinacije orbitala čije se ose ne poklapaju sa osom veze.

4. Višestrukost. Ova karakteristika je određena brojem zajedničkih elektronskih parova koji povezuju atome. Kovalentna veza može biti jednostruka (jednostruka), dvostruka ili trostruka. Veza između dva atoma koja koristi jedan zajednički elektronski par naziva se jednostrukom vezom, dva elektronska para dvostrukom vezom, a tri elektronska para trostrukom vezom. Tako su u molekuli vodonika H 2 atomi povezani jednostrukom vezom (H-H), u molekuli kiseonika O 2 - dvostrukom vezom (B = O), u molekuli azota N 2 - trostrukom vezom (N ≡N). Višestrukost veza je od posebnog značaja u organskim jedinjenjima - ugljovodonicima i njihovim derivatima: u etanu C 2 H 6 postoji jednostruka veza (C-C) između C atoma, u etilenu C 2 H 4 postoji dvostruka veza (C = C) u acetilenu C 2 H 2 - trostruko (C ≡ C) (C≡C).

Višestrukost veze utiče na energiju: kako se višestrukost povećava, njena snaga raste. Povećanje multiplicitnosti dovodi do smanjenja međunuklearne udaljenosti (dužine veze) i povećanja energije vezivanja.

5. Polaritet i polarizabilnost. Gustoća elektrona kovalentne veze može se različito locirati u internuklearnom prostoru.

Polaritet je svojstvo kovalentne veze, koje je određeno lokacijom elektronske gustine u međunuklearnom prostoru u odnosu na povezane atome.

U zavisnosti od lokacije elektronske gustine u međunuklearnom prostoru, razlikuju se polarne i nepolarne kovalentne veze. Nepolarna veza je veza u kojoj se zajednički elektronski oblak nalazi simetrično u odnosu na jezgra povezanih atoma i podjednako pripada oba atoma.

Molekuli s ovom vrstom veze nazivaju se nepolarni ili homonuklearni (odnosno oni koji sadrže atome istog elementa). Nepolarna veza se obično manifestuje u homonuklearnim molekulima (H 2 , Cl 2 , N 2 , itd.) ili, rjeđe, u spojevima formiranim od atoma elemenata sa sličnim vrijednostima elektronegativnosti, na primjer, karborund SiC. Polarna (ili heteropolarna) je veza u kojoj je ukupni elektronski oblak asimetričan i pomaknut prema jednom od atoma.

Molekule s polarnim vezama nazivaju se polarnim ili heteronuklearnim. U molekulima s polarnom vezom, generalizirani elektronski par je pomjeren prema atomu s većom elektronegativnošću. Kao rezultat toga, na ovom atomu se pojavljuje određeni djelomični negativni naboj (δ-), koji se naziva efektivnim, a atom sa nižom elektronegativnošću ima djelomični pozitivni naboj (δ+) iste veličine, ali suprotnog predznaka. Na primjer, eksperimentalno je utvrđeno da je efektivni naboj na atomu vodonika u molekulu klorovodika HCl δH=+0,17, a na atomu hlora δCl=-0,17 apsolutnog naboja elektrona.

Da bi se odredilo u kom smjeru će se pomjeriti elektronska gustina polarne kovalentne veze, potrebno je uporediti elektrone oba atoma. Kako bi se povećala elektronegativnost, najčešći hemijski elementi su raspoređeni u sledećem redosledu:

Polarni molekuli se nazivaju dipoli — sistemi u kojima se centri gravitacije pozitivnih naelektrisanja jezgara i negativnih naelektrisanja elektrona ne poklapaju.

Dipol je sistem koji je kombinacija električnih naboja u dvije tačke, jednakih po veličini i suprotnog znaka, koji se nalaze na određenoj udaljenosti jedan od drugog.

Udaljenost između centara privlačenja naziva se dužina dipola i označava se slovom l. Polaritet molekula (ili veze) kvantitativno karakterizira dipolni moment μ, koji je u slučaju dvoatomske molekule jednak proizvodu dužine dipola i naboja elektrona: μ=el.

U SI jedinicama, dipolni moment se mjeri u [C × m] (kulonski metri), ali se češće koristi ekstrasistemska jedinica [D] (debye): 1D = 3,33 · 10 -30 C × m. dipolnih momenata kovalentnih molekula varira unutar 0-4 D, a ionskih - 4-11 D. Što je dipol duži, to je molekul polarniji.

Zajednički elektronski oblak u molekulu može se pomjeriti pod utjecajem vanjskog električnog polja, uključujući polje drugog molekula ili jona.

Polarizabilnost je promjena polariteta veze kao rezultat pomicanja elektrona koji formiraju vezu pod utjecajem vanjskog električnog polja, uključujući polje sile druge čestice.

Polarizabilnost molekula ovisi o pokretljivosti elektrona, koja je jača što je udaljenost od jezgara veća. Osim toga, polarizabilnost ovisi o smjeru električnog polja i sposobnosti elektronskih oblaka da se deformiraju. Pod utjecajem vanjskog polja nepolarni molekuli postaju polarni, a polarni molekuli postaju još polarniji, odnosno u molekulima se inducira dipol koji se naziva reduciran ili inducirani dipol.

Za razliku od stalnih, inducirani dipoli nastaju samo pod djelovanjem vanjskog električnog polja. Polarizacija može uzrokovati ne samo polarizabilnost veze, već i njen kidanje, pri čemu dolazi do prijenosa veznog elektronskog para na jedan od atoma i formiraju se negativno i pozitivno nabijeni ioni.

Polaritet i polarizabilnost kovalentnih veza određuju reaktivnost molekula prema polarnim reagensima.

Osobine jedinjenja sa kovalentnim vezama

Supstance s kovalentnim vezama podijeljene su u dvije nejednake grupe: molekularne i atomske (ili nemolekularne), kojih je mnogo manje od molekularnih.

U normalnim uslovima, molekularna jedinjenja mogu biti u različitim agregacionim stanjima: u obliku gasova (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), veoma isparljivih tečnosti (Br 2, H 2 O, C 2 H 5 OH ) ili čvrste kristalne supstance, od kojih se većina, čak i uz vrlo lagano zagrijavanje, može brzo otopiti i lako sublimirati (S 8, P 4, I 2, šećer C 12 H 22 O 11, “suhi led” CO 2).

Niske temperature topljenja, sublimacije i ključanja molekularnih supstanci objašnjavaju se vrlo slabim silama međumolekularne interakcije u kristalima. Zato se molekularni kristali ne odlikuju velikom čvrstoćom, tvrdoćom i električnom provodljivošću (led ili šećer). U ovom slučaju, tvari s polarnim molekulima imaju veće tačke topljenja i ključanja od onih s nepolarnim. Neki od njih su rastvorljivi u ili drugim polarnim rastvaračima. Naprotiv, tvari s nepolarnim molekulima bolje se otapaju u nepolarnim rastvaračima (benzen, tetrahlorid). Dakle, jod, čiji su molekuli nepolarni, ne otapa se u polarnoj vodi, već se otapa u nepolarnom CCl 4 i niskopolarnom alkoholu.

Nemolekularne (atomske) supstance sa kovalentnim vezama (dijamant, grafit, silicijum Si, kvarc SiO 2, karborund SiC i druge) formiraju izuzetno jake kristale, sa izuzetkom grafita koji ima slojevitu strukturu. Na primjer, kristalna rešetka dijamanta je pravilan trodimenzionalni okvir u kojem je svaki sp 3 -hibridizirani atom ugljika povezan sa četiri susjedna atoma σ vezama. Zapravo, cijeli kristal dijamanta je jedan ogroman i vrlo jak molekul. Sličnu strukturu imaju i kristali silikona, koji se široko koriste u radioelektronici i elektronskom inženjerstvu. Ako polovinu atoma C u dijamantu zamijenite atomima Si bez narušavanja okvirne strukture kristala, dobićete kristal karborunda - silicijum karbida SiC - vrlo čvrste supstance koja se koristi kao abrazivni materijal. A ako se u kristalnu rešetku silicijuma umetne atom O između svaka dva atoma Si, tada se formira kristalna struktura kvarca SiO 2 - također vrlo tvrda supstanca, čija se raznolikost također koristi kao abrazivni materijal.

Kristali dijamanta, silicija, kvarca i sličnih struktura su atomski kristali; oni su ogromne "supermolekule", pa se njihove strukturne formule ne mogu prikazati u cijelosti, već samo u obliku zasebnog fragmenta, na primjer:

Nemolekularni (atomski) kristali, koji se sastoje od atoma jednog ili dva elementa međusobno povezanih kemijskim vezama, klasificiraju se kao vatrostalne tvari. Visoke temperature topljenja uzrokovane su potrebom da se utroši velika količina energije za razbijanje jakih kemijskih veza pri topljenju atomskih kristala, a ne slabim međumolekularnim interakcijama, kao u slučaju molekularnih supstanci. Iz istog razloga, mnogi atomski kristali se ne tope kada se zagrijavaju, već se raspadaju ili odmah prelaze u stanje pare (sublimacija), na primjer, grafit sublimira na 3700 o C.

Nemolekularne tvari s kovalentnim vezama su netopive u vodi i drugim otapalima; većina njih ne provode električnu struju (osim grafita koji je inherentno provodljiv, i poluvodiča - silicija, germanija itd.).

Po prvi put o takvom konceptu kao kovalentna veza Hemičari su započeli razgovor nakon otkrića Gilberta Newtona Lewisa, koje je opisao kao socijalizaciju dva elektrona. Kasnije studije su omogućile da se opiše sam princip kovalentne veze. Riječ kovalentna može se smatrati u okviru hemije kao sposobnost atoma da formira veze sa drugim atomima.

Objasnimo na primjeru:

Postoje dva atoma sa malim razlikama u elektronegativnosti (C i CL, C i H). U pravilu, oni su što je moguće bliži strukturi elektronske ljuske plemenitih plinova.

Kada su ovi uslovi ispunjeni, dolazi do privlačenja jezgara ovih atoma za njihov zajednički elektronski par. U ovom slučaju, elektronski oblaci se ne preklapaju jednostavno jedni s drugima, kao u slučaju kovalentne veze, koja osigurava pouzdanu vezu dva atoma zbog činjenice da se gustina elektrona redistribuira i energija sistema mijenja, što je uzrokovano “povlačenjem” elektronskog oblaka drugog u internuklearni prostor jednog atoma. Što je međusobno preklapanje elektronskih oblaka veće, to se veza smatra jačom.

Odavde, kovalentna veza- ovo je formacija koja je nastala međusobnom socijalizacijom dva elektrona koji pripadaju dva atoma.

U pravilu, tvari s molekularnom kristalnom rešetkom nastaju kovalentnim vezama. Karakteristike su topljenje i ključanje niske temperature ah, slaba rastvorljivost u vodi i niska električna provodljivost. Iz ovoga možemo zaključiti: struktura elemenata kao što su germanijum, silicijum, hlor i vodonik zasniva se na kovalentnoj vezi.

Svojstva karakteristična za ovu vrstu veze:

1. Zasićenost. Ovo svojstvo se obično shvata kao maksimalni broj veza koje određeni atomi mogu uspostaviti. Ova količina je određena ukupnim brojem onih orbitala u atomu koje mogu učestvovati u formiranju hemijskih veza. Valentnost atoma, s druge strane, može se odrediti brojem orbitala koje se već koriste za ovu svrhu.
2. Focus. Svi atomi teže stvaranju najjačih mogućih veza. Najveća snaga se postiže kada se prostorna orijentacija elektronskih oblaka dva atoma poklopi, jer se oni međusobno preklapaju. Osim toga, upravo ovo svojstvo kovalentne veze, kao što je usmjerenost, utječe na prostorni raspored molekula, odnosno odgovorno je za njihov „geometrijski oblik“.
3. Polarizabilnost. Ova pozicija se zasniva na ideji da postoje dvije vrste kovalentnih veza:

• polarne ili asimetrične. Vezu ovog tipa mogu formirati samo atomi različitih tipova, tj. oni čija elektronegativnost značajno varira, ili u slučajevima kada je zajednički elektronski par asimetrično deljen.
• se dešava između atoma čija je elektronegativnost praktično jednaka i čija je distribucija elektronske gustine ujednačena.

Osim toga, postoje i određeni kvantitativni:

• Energija komunikacije. Ovaj parametar karakteriše polarnu vezu u smislu njene snage. Energija se odnosi na količinu toplote koja je bila neophodna za prekid veze između dva atoma, kao i na količinu toplote koja je oslobođena tokom njihovog povezivanja.
• Ispod dužina veze a u molekularnoj hemiji se razume dužina prave linije između jezgara dva atoma. Ovaj parametar također karakterizira snagu veze.
• Dipolni moment- veličina koja karakteriše polaritet valentne veze.

Ne postoji jedinstvena teorija hemijskih veza; hemijske veze se konvencionalno dele na kovalentne (univerzalni tip veze), ionske (poseban slučaj kovalentne veze), metalne i vodikove.

Kovalentna veza

Formiranje kovalentne veze moguće je pomoću tri mehanizma: razmjenski, donor-akceptor i dativ (Lewis).

Prema metabolički mehanizam Do stvaranja kovalentne veze dolazi zbog dijeljenja zajedničkih elektronskih parova. U ovom slučaju, svaki atom teži da dobije ljusku od inertnog gasa, tj. dobiti završeni nivo eksterne energije. Formiranje hemijske veze po tipu razmene prikazano je korišćenjem Lewisovih formula, u kojima je svaki valentni elektron atoma predstavljen tačkama (slika 1).

Rice. 1 Formiranje kovalentne veze u molekulu HCl mehanizmom izmjene

Sa razvojem teorije atomske strukture i kvantne mehanike, formiranje kovalentne veze je predstavljeno kao preklapanje elektronskih orbitala (slika 2).

Rice. 2. Formiranje kovalentne veze zbog preklapanja elektronskih oblaka

Što je veće preklapanje atomskih orbitala, to je veza jača, dužina veze je kraća i energija veze je veća. Kovalentna veza se može formirati preklapanjem različitih orbitala. Kao rezultat preklapanja s-s, s-p orbitala, kao i d-d, p-p, d-p orbitala sa bočnim režnjevima, dolazi do stvaranja veza. Veza se formira okomito na liniju koja povezuje jezgra 2 atoma. Jedna i jedna veza su sposobne da formiraju višestruku (dvostruku) kovalentnu vezu, karakterističnu za organske supstance klase alkena, alkadiena itd. Jedna i dve veze čine višestruku (trostruku) kovalentnu vezu, karakterističnu za organske supstance klase alkina (acetilena).

Formiranje kovalentne veze putem mehanizam donor-akceptor Pogledajmo primjer amonijum kationa:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Atom dušika ima slobodan usamljeni par elektrona (elektroni koji nisu uključeni u formiranje hemijskih veza unutar molekula), a kation vodika ima slobodnu orbitalu, tako da su oni donor i akceptor elektrona.

Razmotrimo dativni mehanizam stvaranja kovalentne veze na primjeru molekula hlora.

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

Atom hlora ima i slobodni usamljeni par elektrona i prazne orbitale, stoga može pokazati svojstva i donora i akceptora. Stoga, kada se formira molekul hlora, jedan atom hlora djeluje kao donor, a drugi kao akceptor.

Main karakteristike kovalentne veze su: zasićenje (zasićene veze nastaju kada atom veže onoliko elektrona za sebe koliko mu valentne sposobnosti dozvoljavaju; nezasićene veze nastaju kada je broj vezanih elektrona manji od valentnih sposobnosti atoma); usmjerenost (ova vrijednost je povezana s geometrijom molekula i konceptom "veznog ugla" - ugla između veza).

Jonska veza

Ne postoje spojevi s čistom ionskom vezom, iako se to podrazumijeva kao kemijski vezano stanje atoma u kojem se stvara stabilno elektronsko okruženje atoma kada se ukupna gustoća elektrona u potpunosti prenese na atom elektronegativnijeg elementa. Jonska veza je moguća samo između atoma elektronegativnih i elektropozitivnih elemenata koji su u stanju suprotno nabijenih jona – katjona i anjona.

DEFINICIJA

Ion su električno nabijene čestice nastale uklanjanjem ili dodavanjem elektrona atomu.

Kada prenose elektron, atomi metala i nemetala teže formiranju stabilne konfiguracije elektronske ljuske oko svog jezgra. Atom nemetala stvara omotač od naknadnog inertnog gasa oko svog jezgra, a atom metala stvara omotač prethodnog inertnog gasa (slika 3).

Rice. 3. Formiranje ionske veze na primjeru molekule natrijum hlorida

Molekule u kojima postoje jonske veze u svom čistom obliku nalaze se u stanju pare supstance. Jonska veza je vrlo jaka, te stoga tvari sa ovom vezom imaju visoku tačku topljenja. Za razliku od kovalentnih veza, ionske veze ne karakteriziraju usmjerenost i zasićenost, budući da električno polje koje stvaraju joni djeluje jednako na sve ione zbog sferne simetrije.

Metalni priključak

Metalna veza se ostvaruje samo u metalima - to je interakcija koja drži atome metala u jednoj rešetki. U formiranju veze učestvuju samo valentni elektroni atoma metala koji pripadaju čitavom njegovom volumenu. U metalima se elektroni neprestano odvajaju od atoma i kreću se po cijeloj masi metala. Atomi metala, lišeni elektrona, pretvaraju se u pozitivno nabijene ione, koji teže da prihvate pokretne elektrone. Ovaj kontinuirani proces formira takozvani „elektronski gas“ unutar metala, koji čvrsto povezuje sve atome metala zajedno (slika 4).

Metalna veza je jaka, pa se metali odlikuju visokom tačkom topljenja, a prisustvo "elektronskog gasa" daje metalima savitljivost i duktilnost.

Vodikova veza

Vodikova veza je specifična intermolekularna interakcija, jer njegova pojava i jačina zavise od hemijske prirode supstance. Nastaje između molekula u kojima je atom vodika vezan za atom visoke elektronegativnosti (O, N, S). Pojava vodikove veze zavisi od dva razloga: prvo, atom vodika povezan sa elektronegativnim atomom nema elektrone i lako se može ugraditi u elektronske oblake drugih atoma, i drugo, ima valencijsku s-orbitalu, atom vodonika je u stanju prihvatiti usamljeni par elektrona elektronegativnog atoma i formirati vezu s njim kroz mehanizam donor-akceptor.