Čestice kovalentne veze. Metoda valentne veze

Kao što je već spomenuto, zajednički elektronski par koji izvodi kovalentnu vezu može se formirati zbog nesparenih elektrona prisutnih u nepobuđenim atomima u interakciji. To se događa, na primjer, tokom formiranja molekula kao što su H2, HC1, Cl2. Ovdje svaki od atoma ima jedan nespareni elektron; kada dva takva atoma interaguju, stvara se zajednički elektronski par - nastaje kovalentna veza.

Postoje tri nesparena elektrona u neuzbuđenom atomu dušika:

Posljedično, zbog nesparenih elektrona, atom dušika može sudjelovati u formiranju tri kovalentne veze. To se događa, na primjer, u molekulima N 2 ili NH 3, u kojima je kovalentnost dušika 3.

Međutim, broj kovalentnih veza također može biti veći od broja nesparenih elektrona dostupnih u nepobuđenom atomu. Dakle, u normalnom stanju, vanjski elektronski sloj atoma ugljika ima strukturu koja je prikazana dijagramom:

Zbog raspoloživih nesparenih elektrona, atom ugljika može formirati dvije kovalentne veze. U međuvremenu, ugljik karakteriziraju spojevi u kojima je svaki od njegovih atoma vezan za susjedne atome pomoću četiri kovalentne veze (na primjer, CO 2, CH 4, itd.). Ovo se ispostavilo mogućim zbog činjenice da se, uz utrošak neke energije, jedan od 2x-elektrona prisutnih u atomu može prenijeti na podnivo 2 R kao rezultat, atom prelazi u pobuđeno stanje, a broj nesparenih elektrona se povećava. Takav proces ekscitacije, praćen "parenjem" elektrona, može se predstaviti sljedećom shemom, u kojoj je pobuđeno stanje označeno zvjezdicom na simbolu elementa:

Sada postoje četiri nesparena elektrona u vanjskom sloju elektrona atoma ugljika; stoga, pobuđeni atom ugljika može učestvovati u formiranju četiri kovalentne veze. U ovom slučaju, povećanje broja stvorenih kovalentnih veza je praćeno oslobađanjem više energije nego što se troši na prevođenje atoma u pobuđeno stanje.

Ako je uzbuđenje atoma, koje dovodi do povećanja broja nesparenih elektrona, povezano s vrlo velikim utroškom energije, tada se ti izdaci ne kompenziraju energijom stvaranja novih veza; onda se takav proces u cjelini ispostavlja energetski nepovoljan. Dakle, atomi kisika i fluora nemaju slobodne orbitale u vanjskom elektronskom sloju:

Ovdje je povećanje broja nesparenih elektrona moguće samo prijenosom jednog od elektrona na sljedeći energetski nivo, tj. u državi 3s. Međutim, takav prijelaz povezan je s vrlo velikim utroškom energije, koji nije pokriven energijom koja se oslobađa kada nastanu nove veze. Stoga, zbog nesparenih elektrona, atom kisika može formirati najviše dvije kovalentne veze, a atom fluora - samo jednu. Zaista, ove elemente karakterizira konstantna kovalenca jednaka dvije za kisik i jednoj za fluor.

Atomi elemenata trećeg i narednih perioda imaju "i-podnivo u vanjskom elektronskom sloju, na koji, nakon pobuđivanja, mogu prijeći s- i p-elektrona vanjskog sloja. Stoga se ovdje pojavljuju dodatne mogućnosti za povećanje broja nesparenih elektrona. Dakle, atom hlora, koji ima jedan nespareni elektron u nepobuđenom stanju

mogu se na račun neke energije pretvoriti u pobuđena stanja (SR), koja se karakterišu sa tri, pet ili sedam nesparenih elektrona:

Stoga, za razliku od atoma fluora, atom klora može sudjelovati u formiranju ne samo jedne, već i tri, pet ili sedam kovalentnih veza. Dakle, u hlornoj kiselini HClO 2 kovalentnost hlora je tri, u hlornoj kiselini HClO 3 - pet, a u perhlornoj kiselini HClO 4 - sedam. Slično, atom sumpora, koji također ima nezauzeti nivo 3bCio, može prijeći u pobuđena stanja sa četiri ili šest nesparenih elektrona i stoga sudjelovati u formiranju ne samo dvije, kao u kisiku, već i četiri ili šest kovalentnih veza. Ovo može objasniti postojanje spojeva u kojima sumpor pokazuje kovalenciju jednaku četiri (SO 2, SCl 4) ili šest (SF 6).

U mnogim slučajevima, kovalentne veze također nastaju zbog uparenih elektrona prisutnih u vanjskom elektronskom sloju atoma. Razmotrimo, na primjer, elektronsku strukturu molekule amonijaka:

Ovdje tačke predstavljaju elektrone koji su prvobitno pripadali atomu dušika, a križići - one koji su pripadali atomima vodika. Od osam vanjskih elektrona atoma dušika, šest formira tri kovalentne veze i zajednički su atomu dušika i atomima vodika. Ali dva elektrona pripadaju samo dušiku i obliku usamljeni par. Takav par elektrona također može sudjelovati u formiranju kovalentne veze s drugim atomom, ako postoji slobodna orbitala u vanjskom elektronskom sloju ovog atoma. Prazna ls-orbitala je prisutna, na primjer, za vodikov ion H +, koji je općenito lišen elektrona:

Stoga, kada molekula NH 3 stupi u interakciju sa jonom vodika, između njih nastaje kovalentna veza; usamljeni par elektrona atoma dušika postaje zajednički za dva atoma, uslijed čega nastaje ion amonijum NH 4:

Ovdje je kovalentna veza nastala zbog para elektrona koji su prvobitno pripadali jednom atomu (donator elektronski par) i slobodnu orbitu drugog atoma (akceptor elektronski par). Ova metoda formiranja kovalentne veze naziva se donor-akceptor. U razmatranom primjeru donor elektronskog para je atom dušika, a akceptor je atom vodika.

Eksperimentom je utvrđeno da su četiri NH veze u amonijum jonu u svakom pogledu ekvivalentne. Iz ovoga slijedi da se veza nastala metodom donor-akceptor ne razlikuje po svojim svojstvima od kovalentne veze stvorene zbog nesparenih elektrona atoma u interakciji.

Drugi primjer molekula u kojima postoje veze formirane metodom donor-akceptor je molekul dušikovog oksida (I) N 2 O.

Ranije je strukturna formula ovog jedinjenja bila prikazana na sledeći način:

Prema ovoj formuli, centralni atom dušika povezan je sa susjednim atomima pet kovalentnih veza, tako da se u njegovom vanjskom elektronskom sloju nalazi deset elektrona (pet elektronskih parova). Ali ovaj zaključak je u suprotnosti s elektronskom strukturom atoma dušika, budući da njegov vanjski L-sloj sadrži samo četiri orbitale (jednu 5- i tri p-orbitale) i ne može primiti više od osam elektrona. Stoga se data strukturna formula ne može smatrati ispravnom.

Razmotrimo elektronsku strukturu dušikovog oksida (I), a elektroni pojedinih atoma će se naizmjenično označavati tačkama ili križićima. Atom kiseonika, koji ima dva nesparena elektrona, formira dve kovalentne veze sa centralnim atomom azota:

Zbog nesparenog elektrona koji ostaje na centralnom atomu dušika, ovaj posljednji formira kovalentnu vezu sa drugim atomom dušika:

Tako su ispunjeni vanjski elektronski slojevi atoma kisika i centralnog atoma dušika: ovdje se formiraju stabilne konfiguracije od osam elektrona. Ali u vanjskom elektronskom sloju najudaljenijeg atoma dušika postoji samo šest elektrona; ovaj atom stoga može biti akceptor još jednog para elektrona. Centralni atom dušika koji se nalazi pored njega ima usamljeni elektronski par i može djelovati kao donor. To dovodi do stvaranja još jedne kovalentne veze između atoma dušika metodom donor-akceptor:

Sada, svaki od tri atoma koji čine molekulu N 2 O ima stabilnu osmoelektronsku strukturu vanjskog sloja. Ako je kovalentna veza nastala metodom donor-akceptor označena, kao što je uobičajeno, strelicom usmjerenom od atoma donora do atoma akceptora, tada se strukturna formula dušikovog oksida (I) može predstaviti na sljedeći način:

Tako je u dušikovom oksidu (I) kovalentnost centralnog atoma dušika četiri, a ekstremnog dva.

Razmatrani primjeri pokazuju da atomi imaju različite mogućnosti za stvaranje kovalentnih veza. Potonje se može stvoriti kako zbog nesparenih elektrona nepobuđenog atoma, tako i zbog nesparenih elektrona koji nastaju kao rezultat pobuđivanja atoma ("unparivanje" elektronskih parova), i, konačno, metodom donor-akceptor. Međutim, ukupan broj kovalentnih veza koje dati atom može formirati je ograničen. Određuje se ukupnim brojem valentnih orbitala, odnosno onih orbitala, čija se upotreba za stvaranje kovalentnih veza pokazuje energetski povoljnom. Kvantno-mehanički proračun pokazuje da takve orbitale uključuju S- i p-orbitala vanjskog elektronskog sloja i d-orbitala prethodnog sloja; u nekim slučajevima, kao što smo vidjeli na primjerima atoma hlora i sumpora, bf-orbitale vanjskog sloja također se mogu koristiti kao valentne orbitale.

Atomi svih elemenata drugog perioda imaju četiri orbitale u vanjskom elektronskom sloju, u odsustvu d-orbitala u prethodnom sloju. Shodno tome, valentne orbitale ovih atoma ne mogu primiti više od osam elektrona. To znači da je maksimalna kovalentnost elemenata drugog perioda četiri.

Atomi elemenata trećeg i narednih perioda mogu se koristiti ne samo za formiranje kovalentnih veza s- i R-, ali i ^ -orbitale. Poznata jedinjenja ^-elemenata u kojima je uključeno stvaranje kovalentnih veza s- i R-orbitale vanjskog elektronskog sloja i svih pet

Sposobnost atoma da učestvuju u formiranju ograničenog broja kovalentnih veza naziva se saturation kovalentna veza.

• Kovalentna veza formirana metodom donor-akceptor ponekad se ukratko naziva vezom donor-akceptor. Međutim, ovaj pojam ne treba shvatiti kao posebnu vrstu veze, već samo kao određeni način formiranja kovalentne veze.

Izuzetno je rijetko da su hemikalije sastavljene od odvojenih, nepovezanih atoma hemijskih elemenata. Samo mali broj gasova koji se nazivaju plemeniti gasovi imaju takvu strukturu u normalnim uslovima: helijum, neon, argon, kripton, ksenon i radon. Češće nego ne, hemijske supstance se ne sastoje od raspršenih atoma, već od njihovih asocijacija u različitim grupama. Takve asocijacije atoma mogu brojati nekoliko jedinica, stotine, hiljade ili čak više atoma. Sila koja drži ove atome u sastavu takvih grupa se naziva hemijska veza.

Drugim riječima, možemo reći da je kemijska veza interakcija koja osigurava vezu između pojedinačnih atoma u složenijim strukturama (molekule, ioni, radikali, kristali, itd.).

Razlog za formiranje hemijske veze je taj što je energija složenijih struktura manja od ukupne energije pojedinačnih atoma koji je formiraju.

Dakle, posebno, ako se molekula XY formira tokom interakcije atoma X i Y, to znači da je unutrašnja energija molekula ove supstance niža od unutrašnje energije pojedinačnih atoma od kojih je nastala:

E (XY)< E(X) + E(Y)

Iz tog razloga, kada se formiraju hemijske veze između pojedinačnih atoma, oslobađa se energija.

Formiranju hemijskih veza prate elektroni spoljašnjeg elektronskog sloja sa najnižom energijom vezivanja sa jezgrom, tzv. valence... Na primjer, u boru su to elektroni 2 nivoa energije - 2 elektrona za 2 s- orbitale i 1 sa 2 str-orbitale:

Kada se formira hemijska veza, svaki atom nastoji da dobije elektronsku konfiguraciju atoma plemenitih gasova, tj. tako da se u njegovom spoljašnjem elektronskom sloju nalazi 8 elektrona (2 za elemente prvog perioda). Ovaj fenomen se zove oktetno pravilo.

Postizanje elektronske konfiguracije plemenitog plina pomoću atoma moguće je ako u početku pojedinačni atomi čine dio svojih valentnih elektrona zajedničkim drugim atomima. U tom slučaju se formiraju zajednički elektronski parovi.

U zavisnosti od stepena socijalizacije elektrona, mogu se razlikovati kovalentne, jonske i metalne veze.

Kovalentna veza

Kovalentna veza se najčešće javlja između atoma nemetalnih elemenata. Ako atomi nemetala koji formiraju kovalentnu vezu pripadaju različitim hemijskim elementima, takva veza se naziva kovalentna polarna veza. Razlog za ovo ime leži u činjenici da atomi različitih elemenata također imaju različitu sposobnost da privlače zajednički elektronski par. Očigledno, to dovodi do pomaka zajedničkog elektronskog para prema jednom od atoma, uslijed čega se na njemu formira djelomični negativni naboj. Zauzvrat, na drugom atomu se formira djelomični pozitivni naboj. Na primjer, u molekuli klorovodika, par elektrona je pomjeren sa atoma vodika na atom klora:

Primjeri tvari s kovalentnom polarnom vezom:

CCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2, itd.

Kovalentna nepolarna veza nastaje između atoma nemetala istog hemijskog elementa. Pošto su atomi identični, njihova sposobnost da povuku zajedničke elektrone je ista. S tim u vezi, pomak elektronskog para se ne opaža:

Gore navedeni mehanizam za formiranje kovalentne veze, kada oba atoma daju elektrone za formiranje zajedničkih elektronskih parova, naziva se razmjena.

Postoji i mehanizam donor-akceptor.

Kada se mehanizmom donor-akceptor formira kovalentna veza, formira se zajednički elektronski par zbog ispunjene orbitale jednog atoma (sa dva elektrona) i prazne orbitale drugog atoma. Atom koji daje usamljeni elektronski par naziva se donor, a atom sa slobodnom orbitalom naziva se akceptor. Atomi sa uparenim elektronima djeluju kao donatori elektronskih parova, na primjer, N, O, P, S.

Na primjer, prema mehanizmu donor-akceptor, četvrta kovalentna N-H veza se formira u amonijum kationu NH 4 +:

Pored polariteta, kovalentne veze karakteriše i energija. Energija veze je minimalna energija potrebna za prekid veze između atoma.

Energija vezivanja opada sa povećanjem radijusa vezanih atoma. Budući da, kao što znamo, atomski radijusi rastu prema dolje duž podgrupa, može se, na primjer, zaključiti da se jačina halogen-vodikove veze povećava u nizu:

HI< HBr < HCl < HF

Također, energija veze ovisi o njenoj multiplicitnosti - što je višestrukost veze veća, to je njena energija veća. Višestrukost veze se odnosi na broj zajedničkih elektronskih parova između dva atoma.

Jonska veza

Jonska veza se može smatrati graničnim slučajem kovalentne polarne veze. Ako je u kovalentno-polarnoj vezi ukupan elektronski par djelomično pomjeren na jedan od para atoma, onda je u ionskoj gotovo potpuno "dan" jednom od atoma. Atom koji je donirao elektron(e) dobija pozitivan naboj i postaje kation, a atom, koji je od njega uzeo elektrone, poprima negativan naboj i postaje anion.

Dakle, ionska veza je veza nastala zbog elektrostatičkog privlačenja kationa na anione.

Formiranje ove vrste veze karakteristično je za interakciju atoma tipičnih metala i tipičnih nemetala.

Na primjer, kalijev fluorid. Kation kalija se dobija kao rezultat apstrakcije jednog elektrona od neutralnog atoma, a ion fluora nastaje kada je jedan elektron vezan za atom fluora:

Između nastalih iona javlja se sila elektrostatičke privlačnosti, zbog čega se formira ionsko jedinjenje.

Tokom formiranja hemijske veze, elektroni sa atoma natrijuma prešli su na atom hlora i nastali su suprotno naelektrisani joni, koji imaju potpuni spoljni energetski nivo.

Utvrđeno je da se elektroni ne odvajaju u potpunosti od atoma metala, već se samo pomjeraju prema atomu hlora, kao u kovalentnoj vezi.

Većina binarnih jedinjenja koja sadrže atome metala su jonska. Na primjer, oksidi, halogenidi, sulfidi, nitridi.

Jonska veza se javlja i između jednostavnih katjona i jednostavnih aniona (F -, Cl -, S 2-), kao i između jednostavnih kationa i složenih aniona (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -) . Stoga se soli i baze (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH) odnose na jonska jedinjenja.

Metalna veza

Ova vrsta veze nastaje u metalima.

Atomi svih metala imaju elektrone na vanjskom elektronskom sloju, koji imaju nisku energiju veze s atomskim jezgrom. Za većinu metala proces gubitka vanjskih elektrona je energetski povoljan.

Zbog tako slabe interakcije sa jezgrom, ovi elektroni u metalima su vrlo pokretni i u svakom metalnom kristalu se kontinuirano odvija sljedeći proces:

M 0 - ne - = M n +, gdje je M 0 neutralni atom metala, a M n + je katjon istog metala. Slika ispod daje ilustraciju tekućih procesa.

Odnosno, elektroni se "nose" duž metalnog kristala, odvajaju se od jednog atoma metala, formirajući od njega kation, spajajući se s drugim kationom, formirajući neutralni atom. Ova pojava je nazvana "elektronski vjetar", a skup slobodnih elektrona u kristalu atoma nemetala nazvan je "elektronski plin". Ova vrsta interakcije između atoma metala naziva se metalna veza.

Vodikova veza

Ako je atom vodika u bilo kojoj tvari povezan s elementom visoke elektronegativnosti (dušik, kisik ili fluor), takvu tvar karakterizira takav fenomen kao vodikova veza.

Budući da je atom vodika vezan za elektronegativni atom, na atomu vodika se formira djelomični pozitivni naboj, a na elektronegativnom elementu djelomično negativan naboj. U tom smislu postaje moguća elektrostatička privlačnost između djelomično pozitivno nabijenog atoma vodika jedne molekule i elektronegativnog atoma druge. Na primjer, uočena je vodikova veza za molekule vode:

Vodikova veza je ta koja objašnjava nenormalno visoku tačku topljenja vode. Osim u vodi, jake vodonične veze nastaju i u tvarima kao što su fluorovodonik, amonijak, kiseline koje sadrže kisik, fenoli, alkoholi i amini.

Kovalentna, jonska i metalna su tri glavne vrste hemijskih veza.

Hajde da saznamo više o tome kovalentna hemijska veza... Razmotrimo mehanizam njegovog nastanka. Uzmimo za primjer formiranje molekule vodika:

Sferno simetričan oblak formiran od 1s elektrona okružuje jezgro slobodnog atoma vodika. Kada se atomi približavaju jedan drugom na određenu udaljenost, dolazi do djelomičnog preklapanja njihovih orbitala (vidi sliku), kao rezultat, između centara oba jezgra nastaje molekularni dvoelektronski oblak, koji ima maksimalnu gustoću elektrona u prostoru između jezgara. Sa povećanjem gustoće negativnog naboja, dolazi do snažnog povećanja sila privlačenja između molekularnog oblaka i jezgara.

Dakle, vidimo da se kovalentna veza formira preklapanjem elektronskih oblaka atoma, što je praćeno oslobađanjem energije. Ako je razmak između jezgara atoma koji su se približili prije dodira 0,106 nm, tada će nakon preklapanja elektronskih oblaka biti 0,074 nm. Što je veće preklapanje elektronskih orbitala, to je jača hemijska veza.

Kovalentno pozvao hemijsku vezu elektronskim parovima... Jedinjenja sa kovalentnom vezom nazivaju se homeopolarni ili atomski.

Postoji dva tipa kovalentne veze: polar i nepolarni.

Sa nepolarnim kovalentna veza koju formira zajednički par elektrona, elektronski oblak je raspoređen simetrično u odnosu na jezgra oba atoma. Primjer mogu biti dvoatomne molekule koje se sastoje od jednog elementa: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 i drugih, čiji elektronski par pripada oba atoma u istoj mjeri.

Sa polarnim kovalentna veza, elektronski oblak se pomera prema atomu sa većom relativnom elektronegativnošću. Na primjer, molekule isparljivih neorganskih jedinjenja kao što su H 2 S, HCl, H 2 O i drugi.

Formiranje molekula HCl može se predstaviti na sljedeći način:

Jer relativna elektronegativnost atoma hlora (2.83) je veća od elektronegativnosti atoma vodonika (2.1), elektronski par se pomera na atom hlora.

Osim razmjenskog mehanizma za formiranje kovalentne veze - zbog preklapanja, postoji i donor-akceptor mehanizam njegovog formiranja. Ovo je mehanizam u kojem dolazi do stvaranja kovalentne veze zbog dvoelektronskog oblaka jednog atoma (donora) i slobodne orbitale drugog atoma (akceptora). Razmotrimo primjer mehanizma stvaranja amonijaka NH 4 +. U molekuli amonijaka atom dušika ima oblak od dva elektrona:

Jon vodonika ima slobodnu orbitalu 1s, označimo je kao.

U procesu formiranja amonijum jona, dvoelektronski oblak dušika postaje uobičajen za atome dušika i vodika, što znači da se pretvara u molekularni elektronski oblak. Stoga se pojavljuje četvrta kovalentna veza. Možete zamisliti proces formiranja amonija po sljedećoj shemi:

Naboj vodonikovog jona se raspršuje između svih atoma, a dvoelektronski oblak, koji pripada dušiku, postaje zajednički sa vodonikom.

Imate još pitanja? Niste sigurni kako da uradite domaći?
Da dobijete pomoć od tutora - registrujte se.
Prva lekcija je besplatna!

stranice, uz potpuno ili djelomično kopiranje materijala, obavezan je link na izvor.

Kovalentna veza je veza koja najčešće veže atome nemetala u molekulima i kristalima. U ovom članku govorimo o tome koja se vrsta kemijske veze naziva kovalentnom.

Šta je kovalentna hemijska veza?

Kovalentna hemijska veza je veza koja se ostvaruje formiranjem zajedničkih (vezujućih) elektronskih parova.

Ako postoji jedan zajednički elektronski par između dva atoma, onda se takva veza naziva jednostruka (obična), ako je dva - dvostruka, ako je tri - trostruka.

Veza se obično označava horizontalnom linijom između atoma. Na primjer, u molekulu vodonika postoji jednostruka veza: H-H; u molekuli kiseonika postoji dvostruka veza: O = O; u molekuli azota postoji trostruka veza:

Rice. 1. Trostruka veza u molekulu azota.

Što je veći odnos veze, to je molekul jači: prisustvo trostruke veze objašnjava visoku hemijsku stabilnost molekula azota.

Formiranje i vrste kovalentnih veza

Postoje dva mehanizma za formiranje kovalentne veze: mehanizam razmjene i mehanizam donor-akceptor:

• mehanizam razmene... U mehanizmu razmjene za formiranje zajedničkog elektronskog para, dva vezana atoma daju po jedan nespareni elektron. Upravo to se događa, na primjer, kada se formira molekul vodonika.

Rice. 2. Formiranje molekula vodonika.

Svakom od povezanih atoma pripada zajednički elektronski par, odnosno njihova elektronska ljuska je potpuna.

• mehanizam donor-akceptor... U mehanizmu donor-akceptor, zajednički elektronski par je predstavljen jednim od veznih atoma, onim koji je elektronegativniji. Drugi atom predstavlja slobodnu orbitalu za zajednički elektronski par.

Rice. 3. Formiranje amonijum jona.

Tako nastaje amonijum jon NH 4 +. Ovaj pozitivno nabijeni ion (kation) nastaje kada plin amonijaka stupi u interakciju s bilo kojom kiselinom. U kiselom rastvoru postoje vodikovi kationi (protoni), koji u vodikovom mediju formiraju hidronijev kation H 3 O +. Formula za amonijak NH 3: molekul se sastoji od jednog atoma dušika i tri atoma vodika povezanih jednostrukim kovalentnim vezama mehanizmom izmjene. Atomu dušika ostaje jedan usamljeni elektronski par. Pruža ga kao zajedničkog, kao donora, jonu vodonika H+, koji ima slobodnu orbitalu.

Kovalentna hemijska veza u hemikalijama može biti polarna i nepolarna. Veza nema dipolni moment, odnosno polaritet, ako su dva atoma istog elementa vezana i imaju istu vrijednost elektronegativnosti. Dakle, u molekulu vodonika veza je nepolarna.

U molekuli klorovodika HCl, atomi različite elektronegativnosti povezani su kovalentnom jednostrukom vezom. Ukupni elektronski par je pomjeren prema hloru, koji ima veći afinitet i elektronegativnost prema elektronima. Nastaje dipolni moment, veza postaje polarna. U ovom slučaju dolazi do djelomičnog razdvajanja naboja: atom vodika postaje pozitivan kraj dipola, a atom klora postaje negativan.

Svaka kovalentna veza ima sljedeće karakteristike: energiju, dužinu, višestrukost, polaritet, polarizabilnost, zasićenost, usmjerenost u prostoru

Šta smo naučili?

Kovalentna hemijska veza nastaje preklapanjem para oblaka valentnih elektrona. Ova vrsta veze može se formirati donor-akceptorskim mehanizmom, kao i mehanizmom razmjene. Kovalentna veza je polarna i nepolarna i karakteriše je prisustvo dužine, višestrukosti, polariteta, usmerenosti u prostoru.

Testirajte po temi

Procjena izvještaja

Prosječna ocjena: 4.2. Ukupno primljenih ocjena: 164.

U kojoj je jedan od atoma donirao elektron i postao kation, a drugi atom je uzeo elektron i postao anion.

Karakteristična svojstva kovalentne veze - usmjerenost, zasićenost, polaritet, polarizabilnost - određuju kemijska i fizička svojstva spojeva.

Usmjerenost veze je posljedica molekularne strukture tvari i geometrijskog oblika njihove molekule. Uglovi između dvije veze nazivaju se uglovi veze.

Zasićenost je sposobnost atoma da formiraju ograničen broj kovalentnih veza. Broj veza koje formira atom ograničen je brojem njegovih vanjskih atomskih orbitala.

Polaritet veze je zbog neravnomjerne raspodjele elektronske gustine zbog razlika u elektronegativnosti atoma. Prema ovoj osobini, kovalentne veze se dijele na nepolarne i polarne (nepolarne - dvoatomska molekula se sastoji od identičnih atoma (H 2, Cl 2, N 2) i oblaci elektrona svakog atoma su raspoređeni simetrično u odnosu na ovi atomi; polarni - dvoatomska molekula sastoji se od atoma različitih kemijskih elemenata, a zajednički elektronski oblak se pomiče prema jednom od atoma, stvarajući tako asimetriju u raspodjeli električnog naboja u molekuli, što dovodi do dipolnog momenta molekula).

Polarizabilnost veze izražava se u pomicanju elektrona veze pod utjecajem vanjskog električnog polja, uključujući drugu česticu koja reaguje. Polarizabilnost je određena mobilnošću elektrona. Polaritet i polarizabilnost kovalentnih veza određuju reaktivnost molekula u odnosu na polarne reagense.

Međutim, dva puta nobelovac L. Pauling je istakao da "u nekim molekulima postoje kovalentne veze uzrokovane jednim ili tri elektrona umjesto zajedničkog para." Jednoelektronska hemijska veza se ostvaruje u molekularnom vodonikovom jonu H 2 +.

Molekularni vodikov jon H 2 + sadrži dva protona i jedan elektron. Jedan elektron u molekularnom sistemu kompenzuje elektrostatičko odbijanje dva protona i drži ih na udaljenosti od 1,06 Å (dužina H 2 + hemijske veze). Centar elektronske gustine elektronskog oblaka molekularnog sistema jednako je udaljen od oba protona za Borov radijus α 0 = 0,53 A i centar je simetrije molekularnog vodonikovog jona H 2 +.

Collegiate YouTube

• 1 / 5

  Kovalentnu vezu formira par elektrona podijeljenih između dva atoma, a ti elektroni moraju zauzeti dvije stabilne orbitale, po jednu iz svakog atoma.

  A + B → A: B

  Kao rezultat socijalizacije, elektroni formiraju ispunjen energetski nivo. Veza se formira ako je njihova ukupna energija na ovom nivou manja nego u početnom stanju (a razlika u energiji neće biti ništa više od energije veze).

  Prema teoriji molekularnih orbitala, preklapanje dvije atomske orbitale dovodi u najjednostavnijem slučaju do formiranja dvije molekularne orbitale (MO): povezivanje MO i protiv vezivanja (labavljenja) MO... Zajednički elektroni se nalaze na veznom MO, koji ima nižu energiju.

  Stvaranje veze pri rekombinaciji atoma

  Međutim, mehanizam međuatomske interakcije dugo je ostao nepoznat. Tek 1930. F. London je uveo koncept disperzivne privlačnosti – interakcije između trenutnih i indukovanih (indukovanih) dipola. Trenutno se sile privlačenja zbog interakcije između fluktuirajućih električnih dipola atoma i molekula nazivaju "londonske sile".

  Energija takve interakcije je direktno proporcionalna kvadratu elektronske polarizabilnosti α i obrnuto je proporcionalna udaljenosti između dva atoma ili molekula na šesti stepen.

  Formiranje veze donor-akceptor mehanizmom

  Pored homogenog mehanizma stvaranja kovalentne veze opisanog u prethodnom odjeljku, postoji heterogeni mehanizam - interakcija suprotno nabijenih jona - protona H + i negativnog vodikovog jona H -, koji se naziva hidridni ion:

  H + + H - → H 2

  Kada se ioni približe jedan drugom, dvoelektronski oblak (elektronski par) hidridnog jona privlači proton i na kraju postaje zajednički za oba jezgra vodika, odnosno pretvara se u vezni elektronski par. Čestica koja opskrbljuje elektronski par naziva se donor, a čestica koja prima ovaj elektronski par naziva se akceptor. Ovaj mehanizam stvaranja kovalentne veze naziva se donor-akceptor.

  H + + H 2 O → H 3 O +

  Proton napada usamljeni par molekula vode i formira stabilan kation koji postoji u vodenim rastvorima kiselina.

  Dodavanje protona molekuli amonijaka događa se na sličan način kako bi se formirao kompleksni amonijum kation:

  NH 3 + H + → NH 4 +

  Na ovaj način (donorsko-akceptorskim mehanizmom stvaranja kovalentne veze) dobija se velika klasa jedinjenja onijuma, koja uključuje amonijum, oksonijum, fosfonijum, sulfonijum i druga jedinjenja.

  Molekula vodika može djelovati kao donor elektronskog para, što u kontaktu s protonom dovodi do stvaranja molekularnog vodikovog jona H 3 +:

  H 2 + H + → H 3 +

  Vezni elektronski par molekularnog vodikovog jona H 3 + pripada istovremeno tri protona.

  Vrste kovalentnih veza

  Postoje tri vrste kovalentnih hemijskih veza koje se razlikuju po mehanizmu nastanka:

  1. Jednostavna kovalentna veza... Za njegovo formiranje, svaki od atoma daje jedan nespareni elektron. Kada se formira jednostavna kovalentna veza, formalni naboji atoma ostaju nepromijenjeni.

  • Ako su atomi koji formiraju jednostavnu kovalentnu vezu isti, onda su istinski naboji atoma u molekuli također isti, budući da atomi koji formiraju vezu podjednako posjeduju zajednički elektronski par. Ova veza se zove nepolarna kovalentna veza... Jednostavne tvari imaju takvu vezu, na primjer: 2, 2, 2. Ali ne samo nemetali istog tipa mogu formirati kovalentnu nepolarnu vezu. Nemetalni elementi, čija je elektronegativnost jednako važna, mogu formirati i kovalentnu nepolarnu vezu, na primjer, u PH 3 molekuli, veza je kovalentna nepolarna, budući da je EO vodika jednak EO fosfora.
  • Ako su atomi različiti, tada je stepen vlasništva zajedničkog para elektrona određen razlikom u elektronegativnosti atoma. Atom sa većom elektronegativnošću jače privlači par vezanih elektrona i njegov pravi naboj postaje negativan. Atom s nižom elektronegativnošću stječe, shodno tome, isti pozitivni naboj. Ako je veza formirana između dva različita nemetala, onda se takva veza naziva kovalentna polarna veza.

  U molekulu etilena C 2 H 4 nalazi se dvostruka veza CH 2 = CH 2, njegova elektronska formula: H: C :: C: H. Jezgra svih atoma etilena nalaze se u istoj ravni. Tri elektronska oblaka svakog atoma ugljika formiraju tri kovalentne veze s drugim atomima u istoj ravni (sa uglovima između njih oko 120°). Oblak četvrtog valentnog elektrona atoma ugljika nalazi se iznad i ispod ravnine molekule. Takvi elektronski oblaci oba atoma ugljika, koji se djelomično preklapaju iznad i ispod ravnine molekule, formiraju drugu vezu između atoma ugljika. Prva, jača kovalentna veza između atoma ugljika naziva se σ-veza; druga, manje jaka kovalentna veza se zove π (\ displaystyle \ pi)- komunikacija.

  U linearnoj molekuli acetilena

  N-S≡S-N (N:S :::S:N)

  postoje σ-veze između atoma ugljika i vodika, jedna σ-veza između dva atoma ugljika i dva π (\ displaystyle \ pi)-veze između istih atoma ugljika. Dva π (\ displaystyle \ pi)-veze se nalaze iznad sfere djelovanja σ-veze u dvije međusobno okomite ravni.

  Svih šest atoma ugljika C 6 H 6 cikličkog molekula benzena leže u istoj ravni. Σ-veze djeluju između atoma ugljika u ravnini prstena; iste veze postoje za svaki atom ugljika sa atomima vodika. Atomi ugljika troše tri elektrona da naprave ove veze. Oblaci četvrtih valentnih elektrona atoma ugljika, koji imaju oblik osmice, nalaze se okomito na ravninu molekula benzena. Svaki takav oblak se podjednako preklapa sa oblacima elektrona susjednih atoma ugljika. U molekuli benzena, ne tri odvojena π (\ displaystyle \ pi)-veza, ali jednostruka π (\ displaystyle \ pi) dielektrici ili poluvodiči. Tipični primjeri atomskih kristala (atomi u kojima su povezani kovalentnim (atomskim) vezama) su