Kowalencyjne wiązanie chemiczne, jego odmiany i mechanizmy powstawania. Charakterystyka wiązań kowalencyjnych (biegunowość i energia wiązania). Wiązanie jonowe. Połączenie metalowe. Wiązanie wodorowe

Doktryna wiązania chemicznego stanowi podstawę całej chemii teoretycznej.

Wiązanie chemiczne jest rozumiane jako oddziaływanie atomów, które wiąże je w cząsteczki, jony, rodniki i kryształy.

Istnieją cztery rodzaje wiązań chemicznych: jonowe, kowalencyjne, metaliczne i wodorowe.

Podział wiązań chemicznych na typy jest warunkowy, ponieważ wszystkie charakteryzują się pewną jednością.

Wiązanie jonowe można uznać za skrajny przypadek polarnego wiązania kowalencyjnego.

Wiązanie metaliczne łączy kowalencyjne oddziaływanie atomów przy użyciu wspólnych elektronów i przyciąganie elektrostatyczne pomiędzy tymi elektronami i jonami metali.

Substancjom często brakuje ograniczających przypadków wiązania chemicznego (lub czystego wiązania chemicznego).

Na przykład fluorek litu $LiF$ jest klasyfikowany jako związek jonowy. W rzeczywistości wiązanie w nim jest 80% $ jonowe i 20% $ kowalencyjne. Dlatego oczywiście bardziej poprawne jest mówienie o stopniu polarności (jonowości) wiązania chemicznego.

W szeregu halogenowodorów $HF–HCl–HBr–HI–HAt$ stopień polaryzacji wiązania maleje, ponieważ zmniejsza się różnica w wartościach elektroujemności atomów halogenu i wodoru, a w wodorze astatynowym wiązanie staje się prawie niepolarne $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2)$.

W tych samych substancjach można znaleźć różne typy wiązań, np.:

1. w zasadach: pomiędzy atomami tlenu i wodoru w grupach hydroksylowych wiązanie jest polarne kowalencyjne, a pomiędzy metalem a grupą hydroksylową jonowe;
2. w solach kwasów zawierających tlen: między atomem niemetalu a tlenem reszty kwasowej - kowalencyjna polarna i między metalem a resztą kwasową - jonowa;
3. w solach amonowych, metyloamoniowych itp.: pomiędzy atomami azotu i wodoru - kowalencyjne polarne oraz pomiędzy jonami amonowymi lub metyloamoniowymi a resztą kwasową - jonowe;
4. w nadtlenkach metali (na przykład $Na_2O_2$) wiązanie między atomami tlenu jest kowalencyjne niepolarne, a między metalem a tlenem jest jonowe itp.

Różne typy połączeń mogą się wzajemnie przekształcać:

— podczas dysocjacji elektrolitycznej związków kowalencyjnych w wodzie kowalencyjne wiązanie polarne zamienia się w wiązanie jonowe;

- gdy metale odparowują, wiązanie metaliczne zamienia się w niepolarne wiązanie kowalencyjne itp.

Powodem jedności wszystkich typów i typów wiązań chemicznych jest ich identyczny charakter chemiczny - oddziaływanie elektron-jądro. W każdym przypadku utworzenie wiązania chemicznego jest wynikiem oddziaływania elektronowo-jądrowego atomów, któremu towarzyszy uwolnienie energii.

Metody tworzenia wiązań kowalencyjnych. Charakterystyka wiązania kowalencyjnego: długość i energia wiązania

Kowalencyjne wiązanie chemiczne to wiązanie utworzone między atomami w wyniku tworzenia wspólnych par elektronów.

Mechanizmem powstawania takiego wiązania może być wymiana lub dawca-akceptor.

I. Mechanizm wymiany działa, gdy atomy tworzą wspólne pary elektronów, łącząc niesparowane elektrony.

1) $H_2$ - wodór:

Wiązanie powstaje w wyniku utworzenia wspólnej pary elektronów przez $s$-elektrony atomów wodoru (nakładające się na siebie $s$-orbitale):

2) $HCl$ - chlorowodór:

Wiązanie powstaje w wyniku utworzenia wspólnej pary elektronów elektronów $s-$ i $p-$ (nakładających się na orbitale $s-p-$):

3) $Cl_2$: w cząsteczce chloru powstaje wiązanie kowalencyjne z powodu niesparowanych elektronów $p-$ (nakładających się na siebie orbitali $p-p-$):

4) $N_2$: w cząsteczce azotu pomiędzy atomami tworzą się trzy wspólne pary elektronów:

II. Mechanizm dawca-akceptor Rozważmy powstawanie wiązania kowalencyjnego na przykładzie jonu amonowego $NH_4^+$.

Donor ma parę elektronów, akceptor ma pusty orbital, który ta para może zająć. W jonie amonowym wszystkie cztery wiązania z atomami wodoru są kowalencyjne: trzy powstały w wyniku utworzenia wspólnych par elektronów przez atom azotu i atomy wodoru zgodnie z mechanizmem wymiany, jedno - poprzez mechanizm donor-akceptor.

Wiązania kowalencyjne można klasyfikować na podstawie sposobu nakładania się orbitali elektronów, a także ich przemieszczenia w kierunku jednego ze związanych atomów.

Wiązania chemiczne powstałe w wyniku nakładania się orbitali elektronów wzdłuż linii wiązania nazywane są $σ$ -wiązania (wiązania sigma). Wiązanie sigma jest bardzo silne.

Orbitale $p-$ mogą nakładać się na siebie w dwóch obszarach, tworząc wiązanie kowalencyjne w wyniku bocznego nakładania się:

Wiązania chemiczne powstają w wyniku „bocznego” nakładania się orbitali elektronowych poza linią komunikacyjną, tj. w dwóch obszarach nazywane są $π$ -wiązania (wiązania pi).

Przez stopień przemieszczenia wspólne pary elektronów z jednym z atomów, które łączą, może powstać wiązanie kowalencyjne polarny I niepolarny.

Nazywa się kowalencyjne wiązanie chemiczne utworzone między atomami o tej samej elektroujemności niepolarny. Pary elektronów nie są przesunięte do żadnego z atomów, ponieważ atomy mają ten sam EO - właściwość przyciągania elektronów walencyjnych z innych atomów. Na przykład:

te. cząsteczki prostych substancji niemetalicznych powstają w wyniku kowalencyjnych wiązań niepolarnych. Nazywa się kowalencyjne wiązanie chemiczne pomiędzy atomami pierwiastków o różnej elektroujemności polarny.

Długość i energia wiązań kowalencyjnych.

Charakterystyka właściwości wiązania kowalencyjnego- jego długość i energia. Długość łącza jest odległością między jądrami atomów. Im krótsza długość wiązania chemicznego, tym jest ono silniejsze. Jednak miarą siły połączenia jest energia wiązania, która jest określona przez ilość energii potrzebnej do rozerwania wiązania. Zwykle mierzy się go w kJ/mol. Zatem, zgodnie z danymi eksperymentalnymi, długości wiązań cząsteczek $H_2, Cl_2$ i $N_2$ wynoszą odpowiednio 0,074 $, 0,198 $ i 0,109 $ nm, a energie wiązań wynoszą odpowiednio 436 $, 242 $ i 946 $ kJ/mol.

Jony. Wiązanie jonowe

Wyobraźmy sobie, że „spotykają się” dwa atomy: atom metalu z grupy I i atom niemetalu z grupy VII. Atom metalu ma pojedynczy elektron na swoim zewnętrznym poziomie energii, podczas gdy atomowi niemetalu brakuje tylko jednego elektronu, aby jego zewnętrzny poziom był kompletny.

Pierwszy atom z łatwością odda drugiemu swój elektron, który jest daleko od jądra i słabo z nim związany, a drugi zapewni mu wolne miejsce na jego zewnętrznym poziomie elektronowym.

Wtedy atom pozbawiony jednego ze swoich ładunków ujemnych stanie się cząstką naładowaną dodatnio, a druga pod wpływem powstałego elektronu zamieni się w cząstkę naładowaną ujemnie. Takie cząstki nazywane są jony.

Wiązanie chemiczne występujące pomiędzy jonami nazywa się jonowymi.

Rozważmy powstawanie tego wiązania na przykładzie dobrze znanego związku chlorku sodu (soli kuchennej):

Proces zamiany atomów w jony przedstawia schemat:

Ta przemiana atomów w jony zawsze zachodzi podczas oddziaływania atomów typowych metali i typowych niemetali.

Rozważmy algorytm (sekwencję) rozumowania podczas rejestrowania tworzenia wiązania jonowego, na przykład między atomami wapnia i chloru:

Liczby pokazujące liczbę atomów lub cząsteczek nazywane są współczynniki i liczby pokazujące liczbę atomów lub jonów w cząsteczce nazywane są indeksy.

Połączenie metalowe

Zapoznajmy się z tym, jak atomy pierwiastków metalowych oddziałują ze sobą. Metale zwykle nie występują w postaci izolowanych atomów, ale w postaci kawałka, wlewka lub produktu metalowego. Co utrzymuje atomy metali w jednej objętości?

Atomy większości metali zawierają niewielką liczbę elektronów na poziomie zewnętrznym - 1, 2, 3 $. Elektrony te można łatwo oddzielić, a atomy stają się jonami dodatnimi. Odłączone elektrony przemieszczają się od jednego jonu do drugiego, wiążąc je w jedną całość. Łącząc się z jonami, elektrony te chwilowo tworzą atomy, po czym ponownie się rozbijają i łączą z innym jonem, itd. W rezultacie w objętości metalu atomy ulegają ciągłej przemianie w jony i odwrotnie.

Wiązanie w metalach między jonami poprzez wspólne elektrony nazywa się metalicznym.

Rysunek schematycznie przedstawia strukturę fragmentu metalu sodu.

W tym przypadku niewielka liczba wspólnych elektronów wiąże dużą liczbę jonów i atomów.

Wiązanie metaliczne ma pewne podobieństwa do wiązania kowalencyjnego, ponieważ opiera się na współdzieleniu zewnętrznych elektronów. Jednak w przypadku wiązania kowalencyjnego zewnętrzne niesparowane elektrony tylko dwóch sąsiednich atomów są wspólne, podczas gdy w przypadku wiązania metalicznego wszystkie atomy biorą udział w dzieleniu tych elektronów. Dlatego kryształy z wiązaniem kowalencyjnym są kruche, ale z wiązaniem metalowym z reguły są plastyczne, przewodzą prąd elektryczny i mają metaliczny połysk.

Wiązanie metaliczne jest charakterystyczne zarówno dla czystych metali, jak i mieszanin różnych metali – stopów w stanie stałym i ciekłym.

Wiązanie wodorowe

Wiązanie chemiczne pomiędzy dodatnio spolaryzowanymi atomami wodoru jednej cząsteczki (lub jej części) a ujemnie spolaryzowanymi atomami silnie elektroujemnych pierwiastków mających wolne pary elektronów ($F, O, N$ i rzadziej $S$ i $Cl$) innej cząsteczki (lub jego część) nazywa się wodorem.

Mechanizm tworzenia wiązań wodorowych jest częściowo elektrostatyczny, częściowo ma charakter donorowo-akceptorowy.

Przykłady międzycząsteczkowych wiązań wodorowych:

W obecności takiego połączenia nawet substancje niskocząsteczkowe mogą w normalnych warunkach być cieczami (alkohol, woda) lub łatwo skroplonymi gazami (amoniak, fluorowodór).

Substancje posiadające wiązania wodorowe mają molekularne sieci krystaliczne.

Substancje o budowie molekularnej i niemolekularnej. Rodzaj sieci krystalicznej. Zależność właściwości substancji od ich składu i struktury

Molekularna i niemolekularna budowa substancji

To nie pojedyncze atomy czy cząsteczki wchodzą w interakcje chemiczne, ale substancje. W danych warunkach substancja może znajdować się w jednym z trzech stanów skupienia: stałym, ciekłym lub gazowym. Właściwości substancji zależą także od charakteru wiązania chemicznego pomiędzy tworzącymi ją cząsteczkami – cząsteczkami, atomami czy jonami. Ze względu na rodzaj wiązania rozróżnia się substancje o budowie molekularnej i niemolekularnej.

Substancje złożone z cząsteczek nazywane są substancje molekularne. Wiązania między cząsteczkami w takich substancjach są bardzo słabe, znacznie słabsze niż między atomami wewnątrz cząsteczki i nawet w stosunkowo niskich temperaturach ulegają rozerwaniu - substancja przechodzi w ciecz, a następnie w gaz (sublimacja jodu). Temperatury topnienia i wrzenia substancji składających się z cząsteczek rosną wraz ze wzrostem masy cząsteczkowej.

Do substancji molekularnych zalicza się substancje o budowie atomowej ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), wśród nich wyróżnia się metale i niemetale.

Rozważmy właściwości fizyczne metali alkalicznych. Stosunkowo niska siła wiązania między atomami powoduje niską wytrzymałość mechaniczną: metale alkaliczne są miękkie i można je łatwo ciąć nożem.

Duże rozmiary atomów prowadzą do małej gęstości metali alkalicznych: lit, sód i potas są nawet lżejsze od wody. W grupie metali alkalicznych temperatury wrzenia i topnienia maleją wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka, ponieważ Rozmiary atomów rosną, a wiązania słabną.

Do substancji niemolekularny struktury obejmują związki jonowe. Większość związków metali z niemetalami ma taką strukturę: wszystkie sole ($NaCl, K_2SO_4$), niektóre wodorki ($LiH$) i tlenki ($CaO, MgO, FeO$), zasady ($NaOH, KOH$). Substancje jonowe (niecząsteczkowe) mają wysokie temperatury topnienia i wrzenia.

Sieci krystaliczne

Jak wiadomo, materia może występować w trzech stanach skupienia: gazowym, ciekłym i stałym.

Ciało stałe: amorficzne i krystaliczne.

Zastanówmy się, jak właściwości wiązań chemicznych wpływają na właściwości ciał stałych. Substancje stałe dzielą się na krystaliczny I amorficzny.

Substancje amorficzne nie mają wyraźnej temperatury topnienia, po podgrzaniu stopniowo miękną i zmieniają się w stan płynny. Na przykład plastelina i różne żywice są w stanie amorficznym.

Substancje krystaliczne charakteryzują się prawidłowym ułożeniem cząstek, z których się składają: atomów, cząsteczek i jonów – w ściśle określonych punktach przestrzeni. Kiedy te punkty łączą się liniami prostymi, powstaje przestrzenna struktura zwana siecią krystaliczną. Punkty, w których znajdują się cząstki kryształów, nazywane są węzłami sieci.

W zależności od rodzaju cząstek znajdujących się w węzłach sieci krystalicznej oraz charakteru połączenia między nimi wyróżnia się cztery typy sieci krystalicznych: jonowe, atomowe, molekularne I metal.

Jonowe sieci krystaliczne.

joński nazywane są sieciami krystalicznymi, w których węzłach znajdują się jony. Tworzą je substancje posiadające wiązania jonowe, które mogą wiązać zarówno jony proste $Na^(+), Cl^(-)$, jak i złożone $SO_4^(2−), OH^-$. W konsekwencji sole oraz niektóre tlenki i wodorotlenki metali mają jonowe sieci krystaliczne. Na przykład kryształ chlorku sodu składa się z naprzemiennych dodatnich jonów $Na^+$ i ujemnych jonów $Cl^-$, tworząc siatkę w kształcie sześcianu. Wiązania pomiędzy jonami w takim krysztale są bardzo trwałe. Dlatego substancje posiadające sieć jonową charakteryzują się stosunkowo dużą twardością i wytrzymałością, są ogniotrwałe i nielotne.

Atomowe sieci krystaliczne.

Atomowy nazywane są sieciami krystalicznymi, w których węzłach znajdują się pojedyncze atomy. W takich sieciach atomy są połączone ze sobą bardzo silnymi wiązaniami kowalencyjnymi. Przykładem substancji o tego typu sieciach krystalicznych jest diament, jedna z alotropowych modyfikacji węgla.

Większość substancji posiadających atomową sieć krystaliczną ma bardzo wysoką temperaturę topnienia (na przykład diament przekracza 3500°C), są mocne i twarde oraz praktycznie nierozpuszczalne.

Molekularne sieci krystaliczne.

Molekularny zwane sieciami krystalicznymi, w węzłach których znajdują się cząsteczki. Wiązania chemiczne w tych cząsteczkach mogą być zarówno polarne ($HCl, H_2O$), jak i niepolarne ($N_2, O_2$). Pomimo tego, że atomy wewnątrz cząsteczek są połączone bardzo silnymi wiązaniami kowalencyjnymi, pomiędzy samymi cząsteczkami działają słabe międzycząsteczkowe siły przyciągania. Dlatego substancje z molekularnymi sieciami krystalicznymi mają niską twardość, niską temperaturę topnienia i są lotne. Większość stałych związków organicznych ma molekularne sieci krystaliczne (naftalen, glukoza, cukier).

Metalowe sieci krystaliczne.

Substancje z wiązaniami metalicznymi mają metaliczne sieci krystaliczne. W miejscach takich sieci znajdują się atomy i jony (albo atomy, albo jony, w które atomy metali łatwo przekształcają się, oddając swoje zewnętrzne elektrony „do powszechnego użytku”). Ta wewnętrzna struktura metali determinuje ich charakterystyczne właściwości fizyczne: ciągliwość, plastyczność, przewodność elektryczną i cieplną, charakterystyczny metaliczny połysk.

Wiązanie chemiczne

Wszelkie oddziaływania prowadzące do połączenia cząstek chemicznych (atomów, cząsteczek, jonów itp.) w substancje dzielą się na wiązania chemiczne i wiązania międzycząsteczkowe (oddziaływania międzycząsteczkowe).

Wiązania chemiczne- wiązania bezpośrednio pomiędzy atomami. Istnieją wiązania jonowe, kowalencyjne i metaliczne.

Wiązania międzycząsteczkowe- połączenia między cząsteczkami. Są to wiązania wodorowe, wiązania jonowo-dipolowe (w wyniku powstania tego wiązania następuje na przykład utworzenie powłoki hydratacyjnej jonów), dipol-dipol (w wyniku powstania tego wiązania cząsteczki substancji polarnych są łączone na przykład w ciekłym acetonie) itp.

Wiązanie jonowe- wiązanie chemiczne powstałe w wyniku przyciągania elektrostatycznego przeciwnie naładowanych jonów. W związkach binarnych (związkach dwóch pierwiastków) powstaje, gdy rozmiary połączonych atomów bardzo się od siebie różnią: niektóre atomy są duże, inne małe - to znaczy, że niektóre atomy łatwo oddają elektrony, a inne mają tendencję do zaakceptować je (zwykle są to atomy pierwiastków tworzących typowe metale i atomy pierwiastków tworzących typowe niemetale); elektroujemność takich atomów jest również bardzo różna.
Wiązanie jonowe jest bezkierunkowe i nienasycalne.

Wiązanie kowalencyjne- wiązanie chemiczne powstające w wyniku utworzenia wspólnej pary elektronów. Wiązanie kowalencyjne powstaje pomiędzy małymi atomami o tym samym lub podobnym promieniu. Warunkiem koniecznym jest obecność niesparowanych elektronów w obu związanych atomach (mechanizm wymiany) lub samotnej pary w jednym atomie i wolnego orbitalu w drugim (mechanizm donor-akceptor):

W zależności od liczby wspólnych par elektronów dzielimy wiązania kowalencyjne
• prosty (pojedynczy)- jedna para elektronów,
• podwójnie- dwie pary elektronów,
• potrójne- trzy pary elektronów.

Wiązania podwójne i potrójne nazywane są wiązaniami wielokrotnymi.

Zgodnie z rozkładem gęstości elektronów pomiędzy związanymi atomami, wiązanie kowalencyjne dzieli się na niepolarny I polarny. Wiązanie niepolarne powstaje pomiędzy identycznymi atomami, a polarne - pomiędzy różnymi.

Elektroujemność- miara zdolności atomu substancji do przyciągania wspólnych par elektronów.
Pary elektronów wiązań polarnych są przesunięte w stronę elementów bardziej elektroujemnych. Samo przemieszczenie par elektronów nazywa się polaryzacją wiązania. Ładunki częściowe (nadmiarowe) powstałe podczas polaryzacji oznacza się + i -, na przykład: .

W oparciu o charakter nakładania się chmur elektronów („orbitali”) wiązanie kowalencyjne dzieli się na wiązanie - i -wiązanie.
-Wiązanie powstaje w wyniku bezpośredniego nakładania się chmur elektronów (wzdłuż linii prostej łączącej jądra atomowe), -wiązanie powstaje w wyniku bocznego nakładania się (po obu stronach płaszczyzny, w której leżą jądra atomowe).

Wiązanie kowalencyjne jest kierunkowe i nasycające się, a także polaryzowalne.
Model hybrydyzacji służy do wyjaśniania i przewidywania wzajemnego kierunku wiązań kowalencyjnych.

Hybrydyzacja orbitali atomowych i chmur elektronowych- rzekome wyrównanie orbitali atomowych w energii i kształt chmur elektronowych, gdy atom tworzy wiązania kowalencyjne.
Trzy najczęstsze typy hybrydyzacji to: sp-, sp 2 i sp 3 -hybrydyzacja. Na przykład:
sp-hybrydyzacja - w cząsteczkach C 2 H 2, BeH 2, CO 2 (struktura liniowa);
sp 2-hybrydyzacja - w cząsteczkach C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 (płaski trójkątny kształt);
sp 3-hybrydyzacja - w cząsteczkach CCl 4, SiH 4, CH 4 (postać czworościenna); NH3 (kształt piramidy); H 2 O (kształt kątowy).

Połączenie metalowe- wiązanie chemiczne utworzone przez współdzielenie elektronów walencyjnych wszystkich związanych atomów kryształu metalu. W efekcie powstaje pojedyncza chmura elektronowa kryształu, która łatwo przemieszcza się pod wpływem napięcia elektrycznego – stąd wysoka przewodność elektryczna metali.
Wiązanie metaliczne powstaje, gdy łączone atomy są duże i dlatego mają tendencję do oddawania elektronów. Proste substancje z wiązaniem metalicznym to metale (Na, Ba, Al, Cu, Au itp.), Substancje złożone to związki międzymetaliczne (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 itp.).
Wiązanie metaliczne nie ma kierunkowości ani nasycenia. Konserwuje się go także w stopionych metalach.

Wiązanie wodorowe- wiązanie międzycząsteczkowe powstałe w wyniku częściowego przyjęcia pary elektronów z atomu silnie elektroujemnego przez atom wodoru o dużym dodatnim ładunku cząstkowym. Powstaje w przypadkach, gdy jedna cząsteczka zawiera atom z wolną parą elektronów i dużą elektroujemnością (F, O, N), a druga zawiera atom wodoru związany silnie polarnym wiązaniem z jednym z takich atomów. Przykłady międzycząsteczkowych wiązań wodorowych:

H-O-H OH 2 , H-O-H NH 3 , H-O-H F-H, H-F H-F.

Wewnątrzcząsteczkowe wiązania wodorowe występują w cząsteczkach polipeptydów, kwasów nukleinowych, białek itp.

Miarą siły każdego wiązania jest energia wiązania.
Energia komunikacji- energia potrzebna do rozerwania danego wiązania chemicznego w 1 molu substancji. Jednostką miary jest 1 kJ/mol.

Energie wiązań jonowych i kowalencyjnych są tego samego rzędu, energia wiązań wodorowych jest o rząd wielkości mniejsza.

Energia wiązania kowalencyjnego zależy od wielkości połączonych atomów (długości wiązania) i od krotności wiązania. Im mniejsze atomy i większa krotność wiązań, tym większa jest jego energia.

Energia wiązania jonowego zależy od wielkości jonów i ich ładunków. Im mniejsze jony i im większy ładunek, tym większa energia wiązania.

Struktura materii

Według rodzaju struktury wszystkie substancje są podzielone na molekularny I niemolekularny. Wśród substancji organicznych przeważają substancje molekularne, wśród substancji nieorganicznych przeważają substancje niemolekularne.

Ze względu na rodzaj wiązania chemicznego substancje dzielą się na substancje z wiązaniami kowalencyjnymi, substancje z wiązaniami jonowymi (substancje jonowe) i substancje z wiązaniami metalicznymi (metale).

Substancje z wiązaniami kowalencyjnymi mogą być molekularne lub niemolekularne. Ma to istotny wpływ na ich właściwości fizyczne.

Substancje molekularne składają się z cząsteczek połączonych ze sobą słabymi wiązaniami międzycząsteczkowymi, są to między innymi: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 i inne proste substancje; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, polimery organiczne i wiele innych substancji. Substancje te nie mają dużej wytrzymałości, mają niską temperaturę topnienia i wrzenia, nie przewodzą prądu, a niektóre z nich są rozpuszczalne w wodzie lub innych rozpuszczalnikach.

Substancje niemolekularne z wiązaniami kowalencyjnymi lub substancje atomowe (diament, grafit, Si, SiO 2, SiC i inne) tworzą bardzo mocne kryształy (z wyjątkiem grafitu warstwowego), są nierozpuszczalne w wodzie i innych rozpuszczalnikach, mają wysoką temperaturę topnienia i temperatury wrzenia, większość z nich nie przewodzi prądu elektrycznego (z wyjątkiem grafitu, który przewodzi prąd elektryczny i półprzewodników - krzemu, germanu itp.)

Wszystkie substancje jonowe są z natury niemolekularne. Są to stałe, ogniotrwałe substancje, roztwory i stopy, które przewodzą prąd elektryczny. Wiele z nich jest rozpuszczalnych w wodzie. Należy zauważyć, że w substancjach jonowych, których kryształy składają się z jonów złożonych, występują również wiązania kowalencyjne, na przykład: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-) itp. Atomy tworzące jony złożone są połączone wiązaniami kowalencyjnymi.

Metale (substancje z wiązaniami metalicznymi) bardzo zróżnicowane pod względem właściwości fizycznych. Wśród nich znajdują się metale ciekłe (Hg), bardzo miękkie (Na, K) i bardzo twarde (W, Nb).

Charakterystycznymi właściwościami fizycznymi metali są: wysoka przewodność elektryczna (w przeciwieństwie do półprzewodników maleje ona wraz ze wzrostem temperatury), duża pojemność cieplna i plastyczność (w przypadku czystych metali).

W stanie stałym prawie wszystkie substancje składają się z kryształów. Ze względu na rodzaj struktury i rodzaj wiązania chemicznego dzielimy kryształy („sieci krystaliczne”) atomowy(kryształy substancji niemolekularnych z wiązaniami kowalencyjnymi), joński(kryształy substancji jonowych), molekularny(kryształy substancji molekularnych z wiązaniami kowalencyjnymi) i metal(kryształy substancji z wiązaniem metalicznym).

Zadania i sprawdziany na temat „Temat 10. „Wiązania chemiczne. Struktura materii.”

• Rodzaje wiązań chemicznych - Struktura materii stopień 8-9

  Lekcje: 2 Zadania: 9 Testy: 1

• Zadania: 9 Testów: 1

Po przepracowaniu tego tematu powinieneś zrozumieć następujące pojęcia: wiązanie chemiczne, wiązanie międzycząsteczkowe, wiązanie jonowe, wiązanie kowalencyjne, wiązanie metaliczne, wiązanie wodorowe, wiązanie proste, wiązanie podwójne, wiązanie potrójne, wiązanie wielokrotne, wiązanie niepolarne, wiązanie polarne , elektroujemność, polaryzacja wiązania, wiązanie - i -, hybrydyzacja orbitali atomowych, energia wiązania.

Należy znać klasyfikację substancji ze względu na rodzaj budowy, rodzaj wiązania chemicznego, zależność właściwości substancji prostych i złożonych od rodzaju wiązania chemicznego i rodzaju „sieci krystalicznej”.

Należy umieć: określić rodzaj wiązania chemicznego w substancji, rodzaj hybrydyzacji, sporządzić diagramy tworzenia wiązań, posługiwać się pojęciem elektroujemności, liczbą elektroujemności; wiedzieć, jak zmienia się elektroujemność pierwiastków chemicznych tego samego okresu i jednej grupy, aby określić polarność wiązania kowalencyjnego.

Po upewnieniu się, że nauczyłeś się wszystkiego, czego potrzebujesz, przystąp do wykonywania zadań. Życzymy sukcesu.

• O. S. Gabrielyan, G. G. Lysova. Chemia, klasa 11. M., Drop, 2002.
• G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Chemia, klasa 11. M., Edukacja, 2001.

Charakterystyka wiązań chemicznych

Doktryna wiązania chemicznego stanowi podstawę całej chemii teoretycznej. Wiązanie chemiczne jest rozumiane jako oddziaływanie atomów, które wiąże je w cząsteczki, jony, rodniki i kryształy. Istnieją cztery rodzaje wiązań chemicznych: jonowe, kowalencyjne, metaliczne i wodór. W tych samych substancjach można znaleźć różne typy wiązań.

1. W zasadach: pomiędzy atomami tlenu i wodoru w grupach hydroksylowych wiązanie jest polarne kowalencyjne, a pomiędzy metalem a grupą hydroksylową jonowe.

2. W solach kwasów zawierających tlen: pomiędzy atomem niemetalu a tlenem reszty kwasowej - kowalencyjna polarna i pomiędzy metalem a resztą kwasową - jonowa.

3. W solach amonowych, metyloamoniowych itp. pomiędzy atomami azotu i wodoru występuje polarny kowalencyjny, a pomiędzy jonami amonowymi lub metyloamoniowymi a resztą kwasową – jonowy.

4. W nadtlenkach metali (na przykład Na 2 O 2) wiązanie między atomami tlenu jest kowalencyjne, niepolarne, a między metalem a tlenem jest jonowe itp.

Powodem jedności wszystkich typów i typów wiązań chemicznych jest ich identyczny charakter chemiczny - oddziaływanie elektron-jądro. W każdym przypadku utworzenie wiązania chemicznego jest wynikiem oddziaływania elektronowo-jądrowego atomów, któremu towarzyszy uwolnienie energii.

Metody tworzenia wiązania kowalencyjnego

Kowalencyjne wiązanie chemiczne to wiązanie powstające pomiędzy atomami w wyniku tworzenia się wspólnych par elektronów.

Związki kowalencyjne to zwykle gazy, ciecze lub ciała stałe o stosunkowo niskiej temperaturze topnienia. Jednym z nielicznych wyjątków jest diament, który topi się w temperaturze powyżej 3500 °C. Wyjaśnia to struktura diamentu, który jest ciągłą siecią kowalencyjnie związanych atomów węgla, a nie zbiorem pojedynczych cząsteczek. Tak naprawdę każdy kryształ diamentu, niezależnie od jego wielkości, to jedna wielka cząsteczka.

Wiązanie kowalencyjne powstaje, gdy elektrony dwóch atomów niemetalu łączą się. Powstała struktura nazywana jest cząsteczką.

Mechanizmem powstawania takiego wiązania może być wymiana lub dawca-akceptor.

W większości przypadków dwa związane kowalencyjnie atomy mają różną elektroujemność, a wspólne elektrony nie należą do obu atomów w równym stopniu. W większości przypadków są bliżej jednego atomu niż drugiego. Na przykład w cząsteczce chlorowodoru elektrony tworzące wiązanie kowalencyjne znajdują się bliżej atomu chloru, ponieważ jego elektroujemność jest wyższa niż wodoru. Jednakże różnica w zdolności przyciągania elektronów nie jest na tyle duża, aby nastąpiło całkowite przeniesienie elektronów z atomu wodoru do atomu chloru. Dlatego wiązanie pomiędzy atomami wodoru i chloru można uznać za skrzyżowanie wiązania jonowego (całkowite przeniesienie elektronu) z niepolarnym wiązaniem kowalencyjnym (symetryczne ułożenie pary elektronów pomiędzy dwoma atomami). Częściowy ładunek atomów jest oznaczony grecką literą δ. Takie wiązanie nazywa się polarnym wiązaniem kowalencyjnym, a cząsteczkę chlorowodoru nazywa się polarną, to znaczy ma koniec naładowany dodatnio (atom wodoru) i koniec naładowany ujemnie (atom chloru).

1. Mechanizm wymiany działa, gdy atomy tworzą wspólne pary elektronów, łącząc niesparowane elektrony.

1) H2 - wodór.

Wiązanie zachodzi w wyniku utworzenia wspólnej pary elektronów przez s-elektrony atomów wodoru (nakładające się s-orbitale).

2) HCl - chlorowodór.

Wiązanie zachodzi w wyniku utworzenia wspólnej pary elektronów s- i p-elektronów (nakładające się orbitale s-p).

3) Cl 2: W cząsteczce chloru powstaje wiązanie kowalencyjne z powodu niesparowanych elektronów p (nakładające się orbitale p-p).

4) N ​​2: W cząsteczce azotu między atomami powstają trzy wspólne pary elektronów.

Mechanizm donor-akceptor tworzenia wiązań kowalencyjnych

Dawca ma parę elektronów akceptor- wolny orbital, który może zajmować ta para. W jonie amonowym wszystkie cztery wiązania z atomami wodoru są kowalencyjne: trzy powstały w wyniku utworzenia wspólnych par elektronów przez atom azotu i atomy wodoru zgodnie z mechanizmem wymiany, jedno - poprzez mechanizm donor-akceptor. Wiązania kowalencyjne klasyfikuje się ze względu na sposób nakładania się orbitali elektronów oraz ich przemieszczenie w kierunku jednego ze związanych atomów. Nazywa się wiązania chemiczne powstałe w wyniku nakładania się orbitali elektronów wzdłuż linii wiązania σ - połączenia(wiązania sigma). Wiązanie sigma jest bardzo silne.

Orbitale p mogą nakładać się na siebie w dwóch obszarach, tworząc wiązanie kowalencyjne poprzez boczne nakładanie się.

Wiązania chemiczne powstałe w wyniku „bocznego” nakładania się orbitali elektronowych poza linię wiązania, czyli w dwóch obszarach, nazywane są wiązaniami pi.

W zależności od stopnia przemieszczenia wspólnych par elektronów do jednego z połączonych atomów, wiązanie kowalencyjne może być polarne lub niepolarne. Kowalencyjne wiązanie chemiczne utworzone między atomami o tej samej elektroujemności nazywa się niepolarnym. Pary elektronów nie są przesunięte w stronę żadnego z atomów, ponieważ atomy mają tę samą elektroujemność - właściwość przyciągania elektronów walencyjnych z innych atomów. Na przykład,

to znaczy cząsteczki prostych substancji niemetalowych powstają w wyniku kowalencyjnego wiązania niepolarnego. Kowalencyjne wiązanie chemiczne pomiędzy atomami pierwiastków o różnej elektroujemności nazywa się polarnymi.

Na przykład NH3 oznacza amoniak. Azot jest pierwiastkiem bardziej elektroujemnym niż wodór, więc wspólne pary elektronów są przesunięte w stronę jego atomu.

Charakterystyka wiązania kowalencyjnego: długość i energia wiązania

Charakterystycznymi właściwościami wiązania kowalencyjnego są jego długość i energia. Długość wiązania to odległość pomiędzy jądrami atomowymi. Im krótsza długość wiązania chemicznego, tym jest ono silniejsze. Jednakże miarą siły wiązania jest energia wiązania, która jest określana na podstawie ilości energii potrzebnej do rozerwania wiązania. Zwykle mierzy się go w kJ/mol. Zatem, zgodnie z danymi doświadczalnymi, długości wiązań cząsteczek H2, Cl2 i N2 wynoszą odpowiednio 0,074, 0,198 i 0,109 nm, a energie wiązań wynoszą odpowiednio 436, 242 i 946 kJ/mol.

Jony. Wiązanie jonowe

Istnieją dwie główne możliwości, aby atom przestrzegał reguły oktetu. Pierwszym z nich jest tworzenie wiązań jonowych. (Drugie to utworzenie wiązania kowalencyjnego, które zostanie omówione poniżej). Kiedy tworzy się wiązanie jonowe, atom metalu traci elektrony, a atom niemetalu zyskuje elektrony.

Wyobraźmy sobie, że „spotykają się” dwa atomy: atom metalu z grupy I i atom niemetalu z grupy VII. Atom metalu ma pojedynczy elektron na swoim zewnętrznym poziomie energii, podczas gdy atomowi niemetalu brakuje tylko jednego elektronu, aby jego zewnętrzny poziom był kompletny. Pierwszy atom z łatwością odda drugiemu swój elektron, który jest daleko od jądra i słabo z nim związany, a drugi zapewni mu wolne miejsce na jego zewnętrznym poziomie elektronowym. Wtedy atom pozbawiony jednego ze swoich ładunków ujemnych stanie się cząstką naładowaną dodatnio, a druga pod wpływem powstałego elektronu zamieni się w cząstkę naładowaną ujemnie. Takie cząstki nazywane są jonami.

Jest to wiązanie chemiczne występujące pomiędzy jonami. Liczby pokazujące liczbę atomów lub cząsteczek nazywane są współczynnikami, a liczby pokazujące liczbę atomów lub jonów w cząsteczce nazywane są indeksami.

Połączenie metalowe

Metale mają specyficzne właściwości, różniące się od właściwości innych substancji. Takimi właściwościami są stosunkowo wysokie temperatury topnienia, zdolność odbijania światła oraz wysoka przewodność cieplna i elektryczna. Cechy te wynikają z istnienia w metalach specjalnego rodzaju wiązania – wiązania metalicznego.

Wiązanie metaliczne to wiązanie pomiędzy jonami dodatnimi w kryształach metali, powstające w wyniku przyciągania elektronów poruszających się swobodnie po krysztale. Atomy większości metali na poziomie zewnętrznym zawierają niewielką liczbę elektronów - 1, 2, 3. Elektrony te zejść łatwo, a atomy zamieniają się w jony dodatnie. Odłączone elektrony przemieszczają się od jednego jonu do drugiego, wiążąc je w jedną całość. Łącząc się z jonami, elektrony te chwilowo tworzą atomy, po czym ponownie się rozrywają i łączą z innym jonem, itd. Proces zachodzi w nieskończoność, co można schematycznie przedstawić następująco:

W rezultacie w objętości metalu atomy ulegają ciągłej przemianie w jony i odwrotnie. Wiązanie w metalach między jonami poprzez wspólne elektrony nazywa się metalicznym. Wiązanie metaliczne ma pewne podobieństwa do wiązania kowalencyjnego, ponieważ opiera się na współdzieleniu zewnętrznych elektronów. Jednak w przypadku wiązania kowalencyjnego zewnętrzne niesparowane elektrony tylko dwóch sąsiednich atomów są wspólne, podczas gdy w przypadku wiązania metalicznego wszystkie atomy biorą udział w dzieleniu tych elektronów. Dlatego kryształy z wiązaniem kowalencyjnym są kruche, ale z wiązaniem metalowym z reguły są plastyczne, przewodzą prąd elektryczny i mają metaliczny połysk.

Wiązanie metaliczne jest charakterystyczne zarówno dla czystych metali, jak i mieszanin różnych metali - stopów w stanie stałym i ciekłym. Jednak w stanie pary atomy metali są połączone ze sobą wiązaniem kowalencyjnym (na przykład pary sodu wypełniają lampy o żółtym świetle, aby oświetlić ulice dużych miast). Pary metali składają się z pojedynczych cząsteczek (jednoatomowych i dwuatomowych).

Wiązanie metaliczne różni się także od wiązania kowalencyjnego siłą: jego energia jest 3-4 razy mniejsza niż energia wiązania kowalencyjnego.

Energia wiązania to energia potrzebna do rozerwania wiązania chemicznego we wszystkich cząsteczkach tworzących jeden mol substancji. Energie wiązań kowalencyjnych i jonowych są zwykle duże i wynoszą wartości rzędu 100-800 kJ/mol.

Wiązanie wodorowe

Wiązanie chemiczne pomiędzy dodatnio spolaryzowane atomy wodoru w jednej cząsteczce(lub jego części) i ujemnie spolaryzowane atomy pierwiastków silnie elektroujemnych mając wspólne pary elektronów (F, O, N i rzadziej S i Cl), inna cząsteczka (lub jej części) nazywana jest wodorem. Mechanizm tworzenia wiązań wodorowych jest częściowo elektrostatyczny, częściowo d charakter honorowo-akceptujący.

Przykłady międzycząsteczkowych wiązań wodorowych:

W obecności takiego połączenia nawet substancje niskocząsteczkowe mogą w normalnych warunkach być cieczami (alkohol, woda) lub łatwo skroplonymi gazami (amoniak, fluorowodór). W biopolimerach - białkach (struktura drugorzędowa) - występuje wewnątrzcząsteczkowe wiązanie wodorowe pomiędzy tlenem karbonylowym a wodorem grupy aminowej:

Cząsteczki polinukleotydowe – DNA (kwas deoksyrybonukleinowy) – to podwójne helisy, w których dwa łańcuchy nukleotydów są połączone ze sobą wiązaniami wodorowymi. W tym przypadku działa zasada komplementarności, tj. wiązania te powstają pomiędzy pewnymi parami składającymi się z zasad purynowych i pirymidynowych: tymina (T) znajduje się naprzeciwko nukleotydu adeninowego (A), a cytozyna (C) znajduje się naprzeciwko guanina (G).

Substancje posiadające wiązania wodorowe mają molekularne sieci krystaliczne.

Tematyka kodyfikatora Unified State Examination: Kowalencyjne wiązanie chemiczne, jego odmiany i mechanizmy powstawania. Charakterystyka wiązań kowalencyjnych (biegunowość i energia wiązania). Wiązanie jonowe. Połączenie metalowe. Wiązanie wodorowe

Wewnątrzcząsteczkowe wiązania chemiczne

Najpierw przyjrzyjmy się wiązaniam, które powstają pomiędzy cząstkami w cząsteczkach. Takie połączenia nazywane są wewnątrzcząsteczkowy.

Wiązanie chemiczne pomiędzy atomami pierwiastków chemicznych ma charakter elektrostatyczny i powstaje w wyniku oddziaływanie elektronów zewnętrznych (walencyjnych)., w mniejszym lub większym stopniu utrzymywane przez dodatnio naładowane jądra związane atomy.

Kluczową koncepcją jest tutaj ELEKTROujemność. To właśnie określa rodzaj wiązania chemicznego między atomami i właściwości tego wiązania.

to zdolność atomu do przyciągania (utrzymywania) zewnętrzny(wartościowość) elektrony. Elektroujemność zależy od stopnia przyciągania elektronów zewnętrznych do jądra i zależy przede wszystkim od promienia atomu i ładunku jądra.

Elektroujemność trudno jednoznacznie określić. L. Pauling sporządził tabelę względnych elektroujemności (w oparciu o energie wiązań cząsteczek dwuatomowych). Najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem jest fluor ze znaczeniem 4 .

Należy pamiętać, że w różnych źródłach można znaleźć różne skale i tabele wartości elektroujemności. Nie należy się tym niepokoić, ponieważ rolę odgrywa tworzenie wiązania chemicznego atomów i jest w przybliżeniu taki sam w każdym układzie.

Jeżeli jeden z atomów wiązania chemicznego A:B mocniej przyciąga elektrony, wówczas para elektronów przesuwa się w jego stronę. Więcej różnica elektroujemności atomów, tym bardziej przesuwa się para elektronów.

Jeżeli elektroujemności oddziałujących atomów są równe lub w przybliżeniu równe: EO(A)≈EO(B), wówczas wspólna para elektronów nie przesuwa się do żadnego z atomów: Odp.: B. To połączenie nazywa się kowalencyjne niepolarne.

Jeśli elektroujemności oddziałujących atomów różnią się, ale nieznacznie (różnica elektroujemności wynosi w przybliżeniu od 0,4 do 2: 0,4<ΔЭО<2 ), wówczas para elektronów zostaje przesunięta do jednego z atomów. To połączenie nazywa się kowalencyjny polarny .

Jeżeli elektroujemności oddziałujących atomów różnią się znacznie (różnica elektroujemności jest większa niż 2: ΔEO>2), wówczas jeden z elektronów zostaje prawie całkowicie przeniesiony na inny atom, wraz z utworzeniem jony. To połączenie nazywa się joński.

Podstawowe typy wiązań chemicznych − kowalencyjny, joński I metal komunikacja. Przyjrzyjmy się im bliżej.

Kowalencyjne wiązanie chemiczne

Wiązanie kowalencyjne – to wiązanie chemiczne , powstały z powodu utworzenie wspólnej pary elektronów A:B . Ponadto dwa atomy zachodzić na siebie orbitale atomowe. Wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku oddziaływania atomów o niewielkiej różnicy elektroujemności (zwykle pomiędzy dwoma niemetalami) lub atomy jednego pierwiastka.

Podstawowe właściwości wiązań kowalencyjnych

• centrum,
• nasycalność,
• biegunowość,
• polaryzowalność.

Te właściwości wiązania wpływają na właściwości chemiczne i fizyczne substancji.

Kierunek komunikacji charakteryzuje budowę chemiczną i postać substancji. Kąty między dwoma wiązaniami nazywane są kątami wiązania. Przykładowo w cząsteczce wody kąt wiązania H-O-H wynosi 104,45 o, zatem cząsteczka wody jest polarna, a w cząsteczce metanu kąt wiązania H-C-H wynosi 108 o 28′.

Nasycalność to zdolność atomów do tworzenia ograniczonej liczby kowalencyjnych wiązań chemicznych. Nazywa się liczbą wiązań, jaką może utworzyć atom.

Biegunowość wiązanie następuje w wyniku nierównomiernego rozkładu gęstości elektronów pomiędzy dwoma atomami o różnej elektroujemności. Wiązania kowalencyjne dzielą się na polarne i niepolarne.

Polaryzowalność połączenia są zdolność elektronów wiążących do przemieszczania się pod wpływem zewnętrznego pola elektrycznego(w szczególności pole elektryczne innej cząstki). Polaryzowalność zależy od ruchliwości elektronów. Im dalej elektron znajduje się od jądra, tym jest bardziej mobilny, a zatem cząsteczka jest bardziej polaryzowalna.

Kowalencyjne niepolarne wiązanie chemiczne

Istnieją 2 rodzaje wiązań kowalencyjnych – POLARNY I NIEPOLARNY .

Przykład . Rozważmy strukturę cząsteczki wodoru H2. Każdy atom wodoru na swoim zewnętrznym poziomie energii przenosi 1 niesparowany elektron. Aby wyświetlić atom, używamy struktury Lewisa - jest to schemat struktury zewnętrznego poziomu energii atomu, gdy elektrony są oznaczone kropkami. Modele struktury punktowej Lewisa są bardzo pomocne przy pracy z elementami drugiego okresu.

H. + . H = H:H

Zatem cząsteczka wodoru ma jedną wspólną parę elektronów i jedno wiązanie chemiczne H – H. Ta para elektronów nie przesuwa się do żadnego z atomów wodoru, ponieważ Atomy wodoru mają tę samą elektroujemność. To połączenie nazywa się kowalencyjne niepolarne .

Wiązanie kowalencyjne niepolarne (symetryczne). jest wiązaniem kowalencyjnym utworzonym przez atomy o równej elektroujemności (zwykle te same niemetale), a zatem o równomiernym rozkładzie gęstości elektronów pomiędzy jądrami atomów.

Moment dipolowy wiązań niepolarnych wynosi 0.

Przykłady: H2 (H-H), O2 (O=O), S 8.

Kowalencyjne polarne wiązanie chemiczne

Kowalencyjne wiązanie polarne jest wiązaniem kowalencyjnym występującym pomiędzy atomy o różnej elektroujemności (zazwyczaj, różne niemetale) i charakteryzuje się przemieszczenie wspólna para elektronów z atomem bardziej elektroujemnym (polaryzacja).

Gęstość elektronów jest przesunięta w stronę atomu bardziej elektroujemnego - dlatego pojawia się na nim częściowy ładunek ujemny (δ-), a na atomie mniej elektroujemnym pojawia się częściowy ładunek dodatni (δ+, delta +).

Im większa różnica elektroujemności atomów, tym większa biegunowość połączenia i nie tylko moment dipolowy . Dodatkowe siły przyciągające działają pomiędzy sąsiednimi cząsteczkami i ładunkami o przeciwnych znakach, co zwiększa się wytrzymałość komunikacja.

Polaryzacja wiązania wpływa na właściwości fizyczne i chemiczne związków. Mechanizmy reakcji, a nawet reaktywność sąsiednich wiązań zależą od polarności wiązania. Często decyduje polaryzacja połączenia polarność cząsteczki a tym samym bezpośrednio wpływa na takie właściwości fizyczne jak temperatura wrzenia i topnienia, rozpuszczalność w rozpuszczalnikach polarnych.

Przykłady: HCl, CO2, NH3.

Mechanizmy tworzenia wiązań kowalencyjnych

Kowalencyjne wiązania chemiczne mogą powstawać poprzez 2 mechanizmy:

1. Mechanizm wymiany tworzenie kowalencyjnego wiązania chemicznego ma miejsce, gdy każda cząstka dostarcza jeden niesparowany elektron, tworząc wspólną parę elektronów:

A . + . B= A:B

2. Tworzenie wiązania kowalencyjnego to mechanizm, w którym jedna z cząstek dostarcza samotną parę elektronów, a druga cząstka zapewnia wolny orbital dla tej pary elektronów:

A: + B= A:B

W tym przypadku jeden z atomów dostarcza samotną parę elektronów ( dawca), a drugi atom zapewnia wolny orbital dla tej pary ( akceptor). W wyniku powstania obu wiązań energia elektronów maleje, tj. jest to korzystne dla atomów.

Wiązanie kowalencyjne utworzone przez mechanizm donor-akceptor nie jest inny we właściwościach innych wiązań kowalencyjnych utworzonych w wyniku mechanizmu wymiany. Tworzenie wiązania kowalencyjnego przez mechanizm donor-akceptor jest typowe dla atomów albo z dużą liczbą elektronów na zewnętrznym poziomie energii (donory elektronów), albo odwrotnie, z bardzo małą liczbą elektronów (akceptory elektronów). Zdolności wartościowe atomów omówiono bardziej szczegółowo w odpowiedniej sekcji.

Wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku mechanizmu donor-akceptor:

- w cząsteczce tlenek węgla CO(wiązanie w cząsteczce jest potrójne, 2 wiązania powstają w wyniku mechanizmu wymiany, jedno w mechanizmie donor-akceptor): C≡O;

- V jon amonowy NH 4 +, w jonach aminy organiczne na przykład w jonie metyloamoniowym CH3-NH2+;

- V złożone związki, wiązanie chemiczne między atomem centralnym a grupami ligandów, na przykład w tetrahydroksoglinianie sodu wiązanie Na między jonami glinu i wodorotlenku;

- V kwas azotowy i jego sole- azotany: HNO 3, NaNO 3, w niektórych innych związkach azotu;

- w cząsteczce ozon O3.

Podstawowe cechy wiązań kowalencyjnych

Wiązania kowalencyjne zwykle tworzą się pomiędzy atomami niemetali. Główne cechy wiązania kowalencyjnego to długość, energia, krotność i kierunkowość.

Wielość wiązań chemicznych

Wielość wiązań chemicznych - Ten liczba wspólnych par elektronów między dwoma atomami w związku. Wielość wiązania można dość łatwo określić na podstawie wartości atomów tworzących cząsteczkę.

Na przykład , w cząsteczce wodoru H2 krotność wiązań wynosi 1, ponieważ Każdy wodór ma tylko 1 niesparowany elektron na swoim zewnętrznym poziomie energii, dlatego powstaje jedna wspólna para elektronów.

W cząsteczce tlenu O 2 krotność wiązań wynosi 2, ponieważ Każdy atom na zewnętrznym poziomie energii ma 2 niesparowane elektrony: O=O.

W cząsteczce azotu N2 krotność wiązań wynosi 3, ponieważ pomiędzy każdym atomem znajdują się 3 niesparowane elektrony na zewnętrznym poziomie energii, a atomy tworzą 3 wspólne pary elektronów N≡N.

Długość wiązania kowalencyjnego

Długość wiązania chemicznego jest odległością między środkami jąder atomów tworzących wiązanie. Określa się ją eksperymentalnymi metodami fizycznymi. Długość wiązania można w przybliżeniu oszacować za pomocą reguły addytywności, zgodnie z którą długość wiązania w cząsteczce AB jest w przybliżeniu równa połowie sumy długości wiązań w cząsteczkach A 2 i B 2:

Długość wiązania chemicznego można z grubsza oszacować przez promienie atomowe tworzenie wiązania lub poprzez wielość komunikacyjną, jeśli promienie atomów nie różnią się zbytnio.

Wraz ze wzrostem promieni atomów tworzących wiązanie wzrastać będzie jego długość.

Na przykład

Wraz ze wzrostem krotności wiązań między atomami (których promienie atomowe nie różnią się lub różnią się tylko nieznacznie), długość wiązania będzie się zmniejszać.

Na przykład . W szeregu: C–C, C=C, C≡C długość wiązania maleje.

Energia komunikacji

Miarą siły wiązania chemicznego jest energia wiązania. Energia komunikacji określona przez energię potrzebną do rozerwania wiązania i usunięcia atomów tworzących to wiązanie na nieskończenie dużą odległość od siebie.

Wiązanie kowalencyjne jest bardzo trwałe. Jego energia waha się od kilkudziesięciu do kilkuset kJ/mol. Im wyższa energia wiązania, tym większa siła wiązania i odwrotnie.

Siła wiązania chemicznego zależy od długości wiązania, polarności wiązania i krotności wiązań. Im dłuższe wiązanie chemiczne, tym łatwiej je rozerwać, a im niższa energia wiązania, tym mniejsza jest jego wytrzymałość. Im krótsze wiązanie chemiczne, tym jest ono silniejsze i tym większa jest energia wiązania.

Na przykład, w szeregu związków HF, HCl, HBr od lewej do prawej, siła wiązania chemicznego maleje, ponieważ Długość połączenia wzrasta.

Jonowe wiązanie chemiczne

Wiązanie jonowe jest wiązaniem chemicznym opartym na elektrostatyczne przyciąganie jonów.

Jony powstają w procesie przyjmowania lub oddawania elektronów przez atomy. Na przykład atomy wszystkich metali słabo utrzymują elektrony z zewnętrznego poziomu energii. Dlatego atomy metali charakteryzują się właściwości regeneracyjne- zdolność do oddawania elektronów.

Przykład. Atom sodu zawiera 1 elektron na poziomie energetycznym 3. Łatwo go oddając, atom sodu tworzy znacznie trwalszy jon Na +, o konfiguracji elektronowej neonu gazu szlachetnego Ne. Jon sodu zawiera 11 protonów i tylko 10 elektronów, zatem całkowity ładunek jonu wynosi -10+11 = +1:

+11Nie) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Nie +) 2 ) 8

Przykład. Atom chloru na swoim zewnętrznym poziomie energetycznym zawiera 7 elektronów. Aby uzyskać konfigurację stabilnego, obojętnego atomu argonu Ar, chlor musi zyskać 1 elektron. Po dodaniu elektronu powstaje stabilny jon chloru, składający się z elektronów. Całkowity ładunek jonu wynosi -1:

+17kl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 kl — ) 2 ) 8 ) 8

Notatka:

• Właściwości jonów różnią się od właściwości atomów!
• Stabilne jony mogą tworzyć się nie tylko atomy, ale również grupy atomów. Na przykład: jon amonowy NH 4 +, jon siarczanowy SO 4 2- itp. Wiązania chemiczne utworzone przez takie jony są również uważane za jonowe;
• Wiązania jonowe zwykle tworzą się między sobą metale I niemetale(grupy niemetalowe);

Powstałe jony są przyciągane na skutek przyciągania elektrycznego: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Podsumujmy wizualnie Różnica między rodzajami wiązań kowalencyjnych i jonowych:

Połączenie metalowe jest połączeniem utworzonym względnie wolne elektrony między jony metali, tworząc sieć krystaliczną.

Atomy metali zwykle znajdują się na zewnętrznym poziomie energetycznym od jednego do trzech elektronów. Promienie atomów metali z reguły są duże - dlatego atomy metali, w przeciwieństwie do niemetali, dość łatwo oddają swoje zewnętrzne elektrony, tj. są silnymi środkami redukującymi.

Oddając elektrony, atomy metali zamieniają się w jony naładowane dodatnio . Odłączone elektrony są stosunkowo wolne ruszają się pomiędzy dodatnio naładowanymi jonami metali. Pomiędzy tymi cząsteczkami powstaje połączenie, ponieważ wspólne elektrony utrzymują razem kationy metali ułożone warstwowo , tworząc w ten sposób dość silny metalowa sieć krystaliczna . W tym przypadku elektrony poruszają się w sposób ciągły chaotycznie, tj. Stale pojawiają się nowe neutralne atomy i nowe kationy.

Oddziaływania międzycząsteczkowe

Osobno warto rozważyć interakcje zachodzące między poszczególnymi cząsteczkami substancji - oddziaływania międzycząsteczkowe . Oddziaływania międzycząsteczkowe to rodzaj oddziaływania pomiędzy atomami obojętnymi, w którym nie pojawiają się nowe wiązania kowalencyjne. Siły oddziaływania między cząsteczkami zostały odkryte przez Van der Waalsa w 1869 roku i nazwane jego imieniem Siły Van dar Waalsa. Siły Van der Waalsa dzielą się na orientacja, wprowadzenie I dyspersyjny . Energia oddziaływań międzycząsteczkowych jest znacznie mniejsza niż energia wiązań chemicznych.

Orientacyjne siły przyciągania zachodzą pomiędzy cząsteczkami polarnymi (oddziaływanie dipol-dipol). Siły te występują pomiędzy cząsteczkami polarnymi. Oddziaływania indukcyjne jest oddziaływaniem pomiędzy cząsteczką polarną i niepolarną. Cząsteczka niepolarna ulega polaryzacji w wyniku działania cząsteczki polarnej, która generuje dodatkowe przyciąganie elektrostatyczne.

Szczególnym rodzajem interakcji międzycząsteczkowych są wiązania wodorowe. - są to międzycząsteczkowe (lub wewnątrzcząsteczkowe) wiązania chemiczne powstające pomiędzy cząsteczkami posiadającymi silnie polarne wiązania kowalencyjne - H-F, H-O lub H-N. Jeśli w cząsteczce są takie wiązania, to między cząsteczkami będą dodatkowe siły przyciągające .

Mechanizm edukacyjny wiązanie wodorowe jest częściowo elektrostatyczne, a częściowo donor-akceptor. W tym przypadku donorem pary elektronów jest atom pierwiastka silnie elektroujemnego (F, O, N), a akceptorem są połączone z tymi atomami atomy wodoru. Wiązania wodorowe charakteryzują się centrum w kosmosie i nasycenie

Wiązania wodorowe można oznaczyć kropkami: H ··· O. Im większa elektroujemność atomu związanego z wodorem i im mniejszy jest jego rozmiar, tym silniejsze jest wiązanie wodorowe. Jest to typowe przede wszystkim dla połączeń fluor z wodorem , a także do tlen i wodór , mniej azot z wodorem .

Wiązania wodorowe występują pomiędzy następującymi substancjami:

— fluorowodór HF(gaz, roztwór fluorowodoru w wodzie – kwas fluorowodorowy), woda H 2 O (para wodna, lód, woda w stanie ciekłym):

— roztwór amoniaku i amin organicznych- pomiędzy cząsteczkami amoniaku i wody;

— związki organiczne, w których występują wiązania O-H lub N-H: alkohole, kwasy karboksylowe, aminy, aminokwasy, fenole, anilina i jej pochodne, białka, roztwory węglowodanów - monosacharydów i disacharydów.

Wiązania wodorowe wpływają na właściwości fizyczne i chemiczne substancji. Zatem dodatkowe przyciąganie między cząsteczkami utrudnia wrzenie substancji. Substancje posiadające wiązania wodorowe wykazują nieprawidłowy wzrost temperatury wrzenia.

Na przykład Z reguły wraz ze wzrostem masy cząsteczkowej obserwuje się wzrost temperatury wrzenia substancji. Jednak w wielu substancjach H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te nie obserwujemy liniowej zmiany temperatur wrzenia.

Mianowicie o godz temperatura wrzenia wody jest nienormalnie wysoka - nie mniej niż -61 o C, jak pokazuje nam linia prosta, ale znacznie więcej, +100 o C. Anomalię tę tłumaczy się obecnością wiązań wodorowych pomiędzy cząsteczkami wody. Dlatego w normalnych warunkach (0-20 o C) woda jest płyn według stanu fazowego.