Definice
Říká se tomu kovalentní vazba chemická vazba, vzniklé v důsledku socializace atomů jejich valenčních elektronů. Povinnou podmínkou pro vznik kovalentní vazby je překrytí atomových orbitalů (AO), na kterých se nacházejí valenční elektrony. V nejjednodušším případě vede překrytí dvou AO ke vzniku dvou molekulových orbitalů (MO): vazebného MO a antivazebného (uvolňujícího) MO. Sdílené elektrony jsou umístěny na nižší energetické vazbě MO:
Komunikační výchova
Kovalentní vazba (atomová vazba, homeopolární vazba) - vazba mezi dvěma atomy v důsledku socializace (sdílení elektronů) dvou elektronů - jeden z každého atomu:
A. + B. -> A: B
Z tohoto důvodu má homeopolární vztah směrový charakter. Dvojice elektronů tvořících vazbu patří současně k oběma vazebným atomům, například:
| .. | .. | .. | |||||||||
| : | Cl | : | Cl | : | H | : | Ó | : | H | ||
| .. | .. | .. |
Typy kovalentní vazby
Existují tři typy kovalentních chemických vazeb, které se liší mechanismem jejich tvorby:
1. Jednoduchá kovalentní vazba. Pro jeho vznik poskytuje každý z atomů jeden nepárový elektron. Když se vytvoří jednoduchá kovalentní vazba, formální náboje atomů zůstanou nezměněny. Pokud jsou atomy tvořící jednoduchou kovalentní vazbu stejné, pak jsou skutečné náboje atomů v molekule také stejné, protože atomy tvořící vazbu stejně vlastní socializovaný elektronový pár, taková vazba se nazývá nepolární kovalentní pouto. Jsou-li atomy různé, pak je míra vlastnictví socializovaného elektronového páru určena rozdílem v elektronegativitě atomů, atom s větší elektronegativitou má ve větší míře pár vazebných elektronů, a proto jeho skutečná náboj má záporné znaménko, atom s nižší elektronegativitou získá stejný náboj, ale s kladným znaménkem.
Sigma (σ)-, pi (π)-vazby - přibližný popis typů kovalentních vazeb v molekulách organické sloučeniny, σ-vazba se vyznačuje tím, že hustota elektronového oblaku je maximální podél osy spojující jádra atomů. Při vzniku π-vazby dochází k tzv. laterálnímu překrývání elektronových oblaků a hustota elektronového oblaku je maximální „nad“ a „pod“ rovinou σ-vazby. Vezměte například etylen, acetylen a benzen.
V molekule ethylenu C 2 H 4 je dvojná vazba CH 2 \u003d CH 2, její elektronický vzorec: N:S::S:N. Jádra všech atomů ethylenu jsou umístěna ve stejné rovině. Tři elektronová mračna každého atomu uhlíku tvoří tři kovalentní vazby s jinými atomy ve stejné rovině (s úhly mezi nimi asi 120°). Oblak čtvrtého valenčního elektronu atomu uhlíku se nachází nad a pod rovinou molekuly. Takové elektronové mraky obou atomů uhlíku, částečně se překrývající nad a pod rovinou molekuly, tvoří druhou vazbu mezi atomy uhlíku. První, silnější kovalentní vazba mezi atomy uhlíku se nazývá σ-vazba; druhá, méně silná kovalentní vazba se nazývá π-vazba.
V lineární molekule acetylenu
H-S≡S-N (N: S::: S: N)
existují σ-vazby mezi atomy uhlíku a vodíku, jedna σ-vazba mezi dvěma atomy uhlíku a dvě π-vazby mezi stejnými atomy uhlíku. Dvě π-vazby se nacházejí nad sférou působení σ-vazby ve dvou vzájemně kolmých rovinách.
Všech šest atomů uhlíku molekuly cyklického benzenu C 6 H 6 leží ve stejné rovině. σ-vazby působí mezi atomy uhlíku v rovině kruhu; stejné vazby existují pro každý atom uhlíku s atomy vodíku. Každý atom uhlíku spotřebuje tři elektrony na vytvoření těchto vazeb. Kolmo k rovině molekuly benzenu jsou umístěny mraky čtvrtých valenčních elektronů atomů uhlíku ve tvaru osmiček. Každý takový oblak se rovnoměrně překrývá s elektronovými oblaky sousedních atomů uhlíku. V molekule benzenu nevznikají tři samostatné π-vazby, ale jediný π-elektronový systém šesti elektronů, společný všem atomům uhlíku. Vazby mezi atomy uhlíku v molekule benzenu jsou naprosto stejné.
Kovalentní vazba vzniká jako výsledek socializace elektronů (s tvorbou společných elektronových párů), ke které dochází při překrývání elektronových mraků. Elektronová mračna dvou atomů se podílejí na vzniku kovalentní vazby. Existují dva hlavní typy kovalentních vazeb:
- kovalentní nepolární vazba vytvořené mezi nekovovými atomy téhož chemický prvek. Takovou vazbu mají jednoduché látky, například O 2; N2; C 12.
- Mezi atomy různých nekovů vzniká kovalentní polární vazba.
viz také
Literatura
- "Chemikálie encyklopedický slovník", M.," Sovětská encyklopedie", 1983, str. 264.
| Organická chemie |
|---|
| Seznam organických sloučenin |
| Strukturní chemie | |
|---|---|
| Chemická vazba: | Aromatika | kovalentní vazba| Iontová vazba | Kovové spojení | Vodíková vazba | Vazba dárce-akceptor | Tautomerie |
| Zobrazení struktury: | Funkční skupina | Strukturní vzorec | Chemický vzorec | ligand |
| Elektronické vlastnosti: | Elektronegativita | Elektronová afinita | Ionizační energie | Dipól | Oktetové pravidlo |
| Stereochemie: | Asymetrický atom | Izomerismus | Konfigurace | Chiralita | Konformace |
Nadace Wikimedia. 2010 .
Myšlenku vytvoření chemické vazby pomocí páru elektronů patřících oběma spojovacím atomům předložil v roce 1916 americký fyzikální chemik J. Lewis.
Kovalentní vazba existuje mezi atomy jak v molekulách, tak v krystalech. Vyskytuje se jak mezi identickými atomy (například v molekulách H 2, Cl 2, O 2, v diamantovém krystalu), tak mezi různými atomy (například v molekulách H 2 O a NH 3 v krystalech SiC). Téměř všechny vazby v molekulách organických sloučenin jsou kovalentní (C-C, C-H, C-N atd.).
Existují dva mechanismy pro vytvoření kovalentní vazby:
1) výměna;
2) dárce-akceptor.
Výměnný mechanismus pro vznik kovalentní vazbyje, že každý ze spojovacích atomů zajišťuje vytvoření společného elektronového páru (vazby) jedním nepárovým elektronem. Elektrony interagujících atomů musí mít opačné spiny.
Uvažujme například o vzniku kovalentní vazby v molekule vodíku. Při přiblížení atomů vodíku k sobě jejich elektronová mračna prostupují, čemuž se říká překrytí elektronových mraků (obr. 3.2), zvyšuje se elektronová hustota mezi jádry. Jádra se k sobě přitahují. V důsledku toho se energie systému snižuje. Při velmi silném přiblížení atomů se odpuzování jader zvyšuje. Proto existuje optimální vzdálenost mezi jádry (délka vazby l), při které má systém minimální energii. V tomto stavu se uvolňuje energie, nazývaná vazebná energie E St.
Rýže. 3.2. Schéma překrývajících se elektronových mraků při vzniku molekuly vodíku
Schematicky lze vznik molekuly vodíku z atomů znázornit následovně (tečka znamená elektron, sloupec znamená elektronový pár):
H + H→H: H nebo H + H→H - H.
V obecný pohled pro AB molekuly jiných látek:
A + B = A: B.
Donor-akceptorový mechanismus tvorby kovalentní vazbyspočívá v tom, že jedna částice - donor - představuje elektronový pár pro vytvoření vazby a druhá - akceptor - volný orbital:
A: + B = A: B.
příjemce dárce
Zvažte mechanismy tvorby chemických vazeb v molekule amoniaku a amonném iontu.
1. Vzdělávání
Atom dusíku má na své vnější energetické úrovni dva párové a tři nepárové elektrony:
Atom vodíku na s - podúrovni má jeden nepárový elektron.
V molekule amoniaku tvoří nepárové elektrony 2p atomu dusíku tři elektronové páry s elektrony 3 atomů vodíku:
.
V molekule NH 3 vznikají výměnným mechanismem 3 kovalentní vazby.
2. Vznik komplexního iontu - amonný iont.
NH3 + HCl = NH4Cl nebo NH3 + H+ = NH4+
Atom dusíku má osamocený elektronový pár, tj. dva elektrony s antiparalelními spiny na stejném atomovém orbitalu. atomový orbital vodíkový iont neobsahuje elektrony (prázdný orbital). Když se molekula amoniaku a vodíkový ion přiblíží k sobě, osamocený elektronový pár atomu dusíku a prázdný orbital vodíkového iontu interagují. Nesdílený pár elektronů se stává společným pro atomy dusíku a vodíku, vzniká chemická vazba podle mechanismu donor-akceptor. Atom dusíku molekuly amoniaku je donorem a vodíkový iont je akceptorem:
.
Je třeba poznamenat, že v iontu NH 4 + jsou všechny čtyři vazby ekvivalentní a nerozlišitelné, proto je náboj v iontu delokalizován (dispergován) po celém komplexu.
Uvažované příklady ukazují, že schopnost atomu tvořit kovalentní vazby je určena nejen jednoelektronovými, ale i 2elektronovými oblaky nebo přítomností volných orbitalů.
Podle mechanismu donor-akceptor se tvoří vazby v komplexní sloučeniny: - ; 2+; 2- atd.
Kovalentní vazba má následující vlastnosti:
- sytost;
- orientace;
- polarita a polarizovatelnost.
Poprvé o takovém konceptu jako je kovalentní vazba chemičtí vědci začali mluvit po objevu Gilberta Newtona Lewise, který to popsal jako socializaci dvou elektronů. Pozdější studie umožnily popsat samotný princip kovalentní vazby. Slovo kovalentní lze v rámci chemie považovat za schopnost atomu tvořit vazby s jinými atomy.
Vysvětlíme na příkladu:
Existují dva atomy s nepatrnými rozdíly v elektronegativitě (C a CL, C a H). Zpravidla se jedná o takové, které jsou co nejblíže struktuře elektronového obalu vzácných plynů.
Když jsou tyto podmínky splněny, jsou jádra těchto atomů přitahována k elektronovému páru, který je jim společný. Elektronová mračna se v tomto případě jednoduše navzájem nepřekrývají, jako v případě kovalentní vazby, která zajišťuje spolehlivé spojení dvou atomů díky tomu, že dochází k přerozdělení elektronové hustoty a změně energie systému, která je způsobena „vtažením“ jednoho atomu elektronového oblaku druhého do mezijaderného prostoru. Čím rozsáhlejší je vzájemné překrývání elektronových oblaků, tím pevnější spojení je uvažováno.
Odtud, kovalentní vazba- jedná se o útvar, který vznikl vzájemnou socializací dvou elektronů patřících dvěma atomům.
Látky s molekulární krystalovou mřížkou vznikají zpravidla kovalentní vazbou. Charakteristické jsou tání a var při nízkých teplotách, špatná rozpustnost ve vodě a nízká elektrická vodivost. Z toho můžeme vyvodit závěr: základem struktury takových prvků, jako je germanium, křemík, chlor, vodík, je kovalentní vazba.
Vlastnosti charakteristické pro tento typ připojení:
- Sytost. Tato vlastnost je obvykle chápána jako maximální počet vazeb, které mohou vytvořit konkrétní atomy. Toto množství je určeno celkový počet ty orbitaly v atomu, které se mohou podílet na tvorbě chemických vazeb. Valence atomu, na druhé straně, může být určena počtem orbitalů již použitých pro tento účel.
- Orientace. Všechny atomy mají tendenci vytvářet nejsilnější možné vazby. Největší pevnosti je dosaženo v případě shody prostorové orientace elektronových oblaků dvou atomů, protože se vzájemně překrývají. Navíc je to právě taková vlastnost kovalentní vazby, jako je směrovost, která ovlivňuje prostorové uspořádání molekul, tedy je zodpovědná za jejich „geometrický tvar“.
- Polarizovatelnost. Tato pozice je založena na myšlence, že existují dva typy kovalentních vazeb:
- polární nebo asymetrické. Vazba tohoto typu může být tvořena pouze atomy různých typů, tzn. ty, jejichž elektronegativita se výrazně liší, nebo v případech, kdy sdílený elektronový pár není symetricky oddělen.
- vzniká mezi atomy, jejichž elektronegativita je téměř stejná a rozložení elektronové hustoty je rovnoměrné.
Kromě toho existují určité kvantitativní:
- Energie vazby. Tento parametr charakterizuje polární vazbu z hlediska její síly. Energií se rozumí množství tepla, které bylo nutné k přerušení vazby dvou atomů, a také množství tepla, které se uvolnilo při jejich spojení.
- Pod délka vazby a v molekulární chemii se rozumí délka přímky mezi jádry dvou atomů. Tento parametr také charakterizuje pevnost vazby.
- Dipólový moment- hodnota, která charakterizuje polaritu valenční vazby.
Není žádným tajemstvím, že chemie je poměrně složitá a různorodá věda. Mnoho různých reakcí, činidel, chemikálií a dalších složitých a nesrozumitelných pojmů – všechny se vzájemně ovlivňují. Ale hlavní je, že se chemií zabýváme každý den, ať už v hodině posloucháme učitele a učíme se nový materiál nebo vaříme čaj, což je obecně také chemický proces.
Lze usuzovat, že chemie je nutnost, porozumět mu a poznat, jak náš svět nebo některé jeho jednotlivé části fungují, je zajímavé a navíc užitečné.
Nyní se musíme vypořádat s takovým pojmem, jako je kovalentní vazba, která mimochodem může být polární i nepolární. Mimochodem, samotné slovo "kovalentní" je vytvořeno z latinského "co" - spolu a "vales" - mající sílu.
Výskyty termínů
Začněme tím, že Termín "kovalentní" poprvé zavedl v roce 1919 Irving Langmuir - laureát Nobelova cena. Pojem „kovalentní“ implikuje chemickou vazbu, ve které oba atomy sdílejí elektrony, což se nazývá spoluvlastnictví. Liší se tedy například od kovového, ve kterém jsou elektrony volné, nebo od iontového, kde jeden elektrony druhému předává. Je třeba poznamenat, že se tvoří mezi nekovy.
Na základě výše uvedeného můžeme učinit malý závěr o tom, co tento proces je. Vzniká mezi atomy v důsledku tvorby společných elektronových párů a tyto páry vznikají na vnější a předvnější podúrovni elektronů.
Příklady látek s polární:
Typy kovalentní vazby
Rozlišují se také dva typy - jedná se o polární, a tedy nepolární vazby. Budeme analyzovat vlastnosti každého z nich samostatně.
Kovalentní polární - výchova
Co je to pojem "polární"?
Obvykle se stává, že dva atomy mají různou elektronegativitu, proto k nim společné elektrony nepatří stejně, ale vždy jsou k jednomu blíže než k druhému. Například molekula chlorovodíku, ve které jsou elektrony kovalentní vazby umístěny blíže k atomu chloru, protože její elektronegativita je vyšší než u vodíku. Ve skutečnosti je však rozdíl v přitažlivosti elektronů dostatečně malý pro úplný přenos elektronu z vodíku na chlór.
V důsledku toho se při polaritě elektronová hustota posouvá k elektronegativnější a vzniká na ní částečný záporný náboj. Na druhé straně jádro, jehož elektronegativita je nižší, má tedy částečný kladný náboj.
Došli jsme k závěru: polární vzniká mezi různými nekovy, které se liší hodnotou elektronegativity a elektrony se nacházejí blíže k jádru s větší elektronegativitou.
Elektronegativita - schopnost některých atomů přitahovat elektrony jiných, čímž se tvoří chemická reakce.
Příklady kovalentní polární, látky s kovalentní polární vazbou:
Vzorec látky s kovalentní polární vazbou
Kovalentní nepolární, rozdíl mezi polárním a nepolárním
A konečně nepolární, brzy zjistíme, co to je.
Hlavní rozdíl mezi nepolárním a polárním je symetrie. Jestliže u polární vazby byly elektrony umístěny blíže k jednomu atomu, pak u nepolární vazby jsou elektrony uspořádány symetricky, tedy vůči oběma stejně.
Je pozoruhodné, že nepolární vzniká mezi nekovovými atomy jednoho chemického prvku.
Např, látky s nepolární kovalentní vazbou:
Soubor elektronů se také často nazývá jednoduše elektronový mrak, na základě toho docházíme k závěru, že elektronový mrak komunikace, který tvoří společný pár elektronů, je rozmístěn v prostoru symetricky, nebo rovnoměrně vzhledem k jádrům obou.
Příklady kovalentní nepolární vazby a schéma tvorby kovalentní nepolární vazby
Je ale také užitečné vědět, jak rozlišit kovalentní polární a nepolární.
kovalentní nepolární jsou vždy atomy téže látky. H2. CL2.
Tento článek skončil, nyní víme, co je tento chemický proces, víme, jak jej určit a jeho odrůdy, známe vzorce pro tvorbu látek a obecně trochu více o našem složitém světě, úspěchu v chemie a tvoření nových vzorců.
Kovalentní vazba je vazba atomů pomocí společných (mezi nimi sdílených) elektronových párů. Ve slově "kovalentní" předpona "co-" znamená "společnou účast." A "valenta" v překladu do ruštiny - síla, schopnost. V tomto případě máme na mysli schopnost atomů vázat se s jinými atomy.
Atomy při vzniku kovalentní vazby spojí své elektrony jakoby do společné „prasátka“ – molekulárního orbitalu, který vzniká z atomových obalů jednotlivých atomů. Tento nový obal obsahuje co nejvíce kompletních elektronů a nahrazuje atomy jejich vlastními neúplnými atomovými obaly.
Představy o mechanismu vzniku molekuly vodíku byly rozšířeny na složitější molekuly. Teorie chemické vazby vyvinutá na tomto základě byla tzv metoda valenční vazby (metoda VS). Metoda VS je založena na následujících ustanoveních:
1) Kovalentní vazba je tvořena dvěma elektrony s opačně orientovanými spiny a tento elektronový pár patří dvěma atomům.
2) Čím silnější je kovalentní vazba, tím více se elektronová oblaka překrývají.
Kombinace dvouelektronových dvoustředových vazeb, odrážející elektronovou strukturu molekuly, se nazývají valenční schémata. Příklady stavebních valenčních schémat:
Ve valenčních schématech jsou reprezentace nejzřetelněji ztělesněny Lewis o vytvoření chemické vazby prostřednictvím socializace elektronů s tvorbou elektronového obalu vzácného plynu: pro vodík- ze dvou elektronů (shell On), Pro dusík- z osmi elektronů (slupka Ne).
29. Nepolární a polární kovalentní vazba.
Pokud se dvouatomová molekula skládá z atomů jednoho prvku, pak je elektronový mrak rozmístěn v prostoru symetricky vzhledem k jádrům atomů. Taková kovalentní vazba se nazývá nepolární. Pokud se vytvoří kovalentní vazba mezi atomy různých prvků, pak se společný elektronový mrak posune směrem k jednomu z atomů. V tomto případě je kovalentní vazba polární.
V důsledku vzniku polární kovalentní vazby získá elektronegativnější atom částečný záporný náboj a atom s nižší elektronegativitou částečný kladný náboj. Tyto náboje se běžně označují jako efektivní náboje atomů v molekule. Mohou být zlomkové.
30. Metody exprese kovalentní vazby.
Existují dva hlavní způsoby, jak vytvořit kovalentní vazba * .
1) Elektronový pár tvořící vazbu může vzniknout díky nepárovému elektrony, k dispozici v unexcited atomy. Nárůst počtu vytvořených kovalentních vazeb je doprovázen uvolněním většího množství energie, než je vynaloženo na excitaci atomu. Protože valence atomu závisí na čísle nepárové elektrony, excitace vede ke zvýšení valence. U atomů dusíku, kyslíku, fluoru se počet nepárových elektronů nezvyšuje, protože v rámci druhé úrovně nejsou žádné volné orbitaly* a pohyb elektronů na třetí kvantovou úroveň vyžaduje mnohem více energie, než která by se uvolnila při vytváření dalších vazeb. Tím pádem, při excitaci atomu dochází k přechodům elektronů na volnéorbitaly možné pouze v rámci stejné energetické hladiny.
2) Kovalentní vazby mohou vznikat díky párovým elektronům přítomným na vnější elektronové vrstvě atomu. V tomto případě musí mít druhý atom na vnější vrstvě volný orbital. Atom, který poskytuje svůj elektronový pár k vytvoření kovalentní vazby *, se nazývá donor a atom, který poskytuje prázdný orbital, se nazývá akceptor. Kovalentní vazba vytvořená tímto způsobem se nazývá vazba donor-akceptor. V amonném kationtu je tato vazba svými vlastnostmi naprosto totožná s ostatními třemi kovalentní vazby, vytvořený prvním způsobem, takže pojem „dárce-akceptor“ neznamená nějaké speciální typ připojení, ale pouze způsob jeho formování.
