Kovalentní chemická vazba. Kovalentní vazba: polární a nepolární, vlastnosti a příklady

Kovalentní, iontové a kovové - tři hlavní typy chemické vazby.

Pojďme se dozvědět více o kovalentní chemická vazba. Zvažme mechanismus jeho výskytu. Vezměme si jako příklad vznik molekuly vodíku:

Sféricky symetrický oblak tvořený 1s elektronem obklopuje jádro volného atomu vodíku. Když se atomy k sobě přiblíží na určitou vzdálenost, jejich orbitaly se částečně překrývají (viz obr.), v důsledku toho se mezi centry obou jader objevuje molekulární dvouelektronový oblak, který má maximální elektronovou hustotu v prostoru mezi jádry. S nárůstem hustoty negativního náboje dochází k silnému nárůstu přitažlivých sil mezi molekulárním oblakem a jádry.

Vidíme tedy, že kovalentní vazba vzniká překrýváním elektronových oblaků atomů, což je doprovázeno uvolňováním energie. Pokud je vzdálenost mezi jádry atomů přibližujících se k dotyku 0,106 nm, pak po překrytí elektronových mračen bude 0,074 nm. Čím větší je překrytí elektronových orbitalů, tím silnější je chemická vazba.

kovalentní volal chemická vazba prováděná elektronovými páry. Sloučeniny s kovalentní vazbou se nazývají homeopolární nebo atomový.

Existovat dva typy kovalentní vazby: polární A nepolární.

S nepolárním kovalentní vazba tvořená společným párem elektronů, elektronový mrak je rozložen symetricky vzhledem k jádrům obou atomů. Příkladem mohou být dvouatomové molekuly, které se skládají z jednoho prvku: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 a dalších, ve kterých elektronový pár patří oběma atomům stejně.

U polárky V kovalentní vazbě je elektronový mrak posunut směrem k atomu s vyšší relativní elektronegativitou. Například molekuly těkavých anorganických sloučenin jako H 2 S, HCl, H 2 O a další.

Vznik molekuly HCl lze znázornit následovně:

Protože relativní elektronegativita atomu chloru (2.83) je větší než atomu vodíku (2.1), elektronový pár se posouvá směrem k atomu chloru.

Kromě výměnného mechanismu pro tvorbu kovalentní vazby - v důsledku překrývání existuje také dárce-akceptor mechanismus jeho vzniku. Jedná se o mechanismus, při kterém dochází ke vzniku kovalentní vazby díky dvouelektronovému mraku jednoho atomu (donoru) a volného orbitalu druhého atomu (akceptoru). Podívejme se na příklad mechanismu vzniku amonného NH 4 + V molekule amoniaku má atom dusíku dvouelektronový oblak:

Vodíkový iont má volný 1s orbital, označme ho jako .

V procesu tvorby amonných iontů se dvouelektronový oblak dusíku stává společným pro atomy dusíku a vodíku, což znamená, že je přeměněn na molekulární elektronový oblak. Proto se objevuje čtvrtá kovalentní vazba. Proces tvorby amonia lze znázornit takto:

Náboj vodíkového iontu je rozptýlen mezi všechny atomy a dvouelektronový mrak, který patří dusíku, se stává společným s vodíkem.

Máte nějaké dotazy? Nevíte, jak si udělat domácí úkol?
Chcete-li získat pomoc tutora - zaregistrujte se.
První lekce je zdarma!

stránky, s úplným nebo částečným zkopírováním materiálu, je vyžadován odkaz na zdroj.

Ve kterém jeden z atomů daroval elektron a stal se kationtem a druhý atom přijal elektron a stal se aniontem.

Charakteristické vlastnosti kovalentní vazba - směrovost, saturace, polarita, polarizovatelnost - určují chemické a fyzikální vlastnosti spojení.

Směr vazby je dán molekulární strukturou látky a geometrický tvar jejich molekuly. Úhly mezi dvěma vazbami se nazývají vazebné úhly.

Nasycení – schopnost atomů tvořit omezený počet kovalentních vazeb. Počet vazeb tvořených atomem je omezen počtem jeho vnějších atomových orbitalů.

Polarita vazby je způsobena nerovnoměrným rozložením elektronové hustoty v důsledku rozdílů v elektronegativitě atomů. Na tomto základě jsou kovalentní vazby rozděleny na nepolární a polární (nepolární - dvouatomová molekula se skládá z identických atomů (H 2, Cl 2, N 2) a elektronová mračna každého atomu jsou distribuována symetricky vzhledem k těmto atomy; polární - dvouatomová molekula se skládá z atomů různých chemických prvků a obecný elektronový mrak se posouvá směrem k jednomu z atomů, čímž vzniká asymetrie v distribuci elektrického náboje v molekule a generuje se dipólový moment molekuly) .

Polarizovatelnost vazby je vyjádřena vytěsněním elektronů vazby vlivem vnějších elektrické pole včetně další reagující částice. Polarizovatelnost je určena pohyblivostí elektronů. Polarita a polarizovatelnost kovalentních vazeb určuje reaktivitu molekul vzhledem k polárním činidlům.

Dvakrát však vítěz Nobelova cena L. Pauling poukázal na to, že "v některých molekulách jsou kovalentní vazby v důsledku jednoho nebo tří elektronů místo společného páru." Jednoelektronová chemická vazba je realizována v molekulárním iontu vodíku H 2 + .

Molekulární vodíkový iont H 2 + obsahuje dva protony a jeden elektron. Jediný elektron molekulárního systému kompenzuje elektrostatické odpuzování dvou protonů a udržuje je ve vzdálenosti 1,06 Å (délka chemické vazby H 2 +). Střed elektronové hustoty elektronového mraku molekulárního systému je od obou protonů stejně vzdálen o Bohr poloměr α 0 = 0,53 A a je středem symetrie molekulárního vodíkového iontu H 2 +.

Encyklopedický YouTube

1 / 5
Kovalentní vazba je tvořena párem elektronů sdílených mezi dvěma atomy a tyto elektrony musí obsadit dva stabilní orbitaly, jeden z každého atomu.
A + B → A: B
V důsledku socializace tvoří elektrony naplněnou energetickou hladinu. Vazba se vytvoří, pokud je jejich celková energie na této úrovni menší než v počátečním stavu (a rozdíl v energii není nic jiného než energie vazby).

Podle teorie molekulových orbitalů vede překrytí dvou atomových orbitalů v nejjednodušším případě ke vzniku dvou molekulových orbitalů (MO): vazba MO A antibonding (uvolnění) MO. Sdílené elektrony jsou umístěny na vazbě MO s nižší energií.

Vznik vazby při rekombinaci atomů

Mechanismus meziatomové interakce však zůstával dlouhou dobu neznámý. Teprve v roce 1930 zavedl F. London koncept disperzní přitažlivosti – interakce mezi okamžitými a indukovanými (indukovanými) dipóly. V současné době se přitažlivé síly způsobené interakcí mezi kolísajícími elektrickými dipóly atomů a molekul nazývají „londýnské síly“.
Energie takové interakce je přímo úměrná druhé mocnině elektronické polarizace α a nepřímo úměrná šesté mocnině vzdálenosti mezi dvěma atomy nebo molekulami.

Tvorba vazby mechanismem donor-akceptor

Kromě homogenního mechanismu tvorby kovalentní vazby popsaného v předchozí části existuje heterogenní mechanismus - interakce opačně nabitých iontů - protonu H + a záporného vodíkového iontu H -, nazývaného hydridový iont:
H + + H - → H2
Když se ionty přiblíží, dvouelektronový mrak (elektronový pár) hydridového iontu je přitahován k protonu a nakonec se stane společným pro obě vodíková jádra, to znamená, že se změní na vazebný elektronový pár. Částice, která dodává elektronový pár, se nazývá donor a částice, která tento elektronový pár přijímá, se nazývá akceptor. Takový mechanismus tvorby kovalentní vazby se nazývá donor-akceptor.
H+ + H20 → H30+
Proton napadá osamocený elektronový pár molekuly vody a vytváří stabilní kation, který existuje v vodní roztoky kyseliny.
Podobně je proton připojen k molekule amoniaku za vzniku komplexního amoniového kationtu:
NH3 + H+ -> NH4+
Tímto způsobem (podle mechanismu donor-akceptor pro tvorbu kovalentní vazby) se získá velká třída oniových sloučenin, která zahrnuje amonium, oxonium, fosfonium, sulfonium a další sloučeniny.
Molekula vodíku může působit jako donor elektronového páru, který při kontaktu s protonem vede ke vzniku molekulárního vodíkového iontu H 3 + :
H2 + H+ → H3+
Vazebný elektronový pár molekulárního vodíkového iontu H 3 + náleží současně třem protonům.

Typy kovalentní vazby

Existují tři typy kovalentních chemických vazeb, které se liší mechanismem 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, které tvoří jednoduchou kovalentní vazbu, stejné, pak jsou skutečné náboje atomů v molekule také stejné, protože atomy, které tvoří vazbu, stejně vlastní sdílený elektronový pár. Takovému spojení se říká nepolární kovalentní vazba. Jednoduché látky mají takové spojení, například: 2, 2, 2. Ale nejen nekovy stejného typu mohou tvořit kovalentní nepolární vazbu. Nekovové prvky, jejichž elektronegativita má stejnou hodnotu, mohou také tvořit kovalentní nepolární vazbu, např. v molekule PH 3 je vazba kovalentní nepolární, protože EO vodíku se rovná EO fosforu.
- Pokud jsou atomy různé, pak stupeň vlastnictví socializovaného páru elektronů je určen rozdílem v elektronegativitě atomů. Atom s větší elektronegativitou k sobě silněji přitahuje pár vazebných elektronů a jeho skutečný náboj se stává záporným. Atom s menší elektronegativitou získává stejný kladný náboj. Pokud vznikne sloučenina mezi dvěma různými nekovy, pak se taková sloučenina nazývá polární kovalentní vazba.
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, slabší kovalentní vazba se nazývá π (\displaystyle \pi )-sdělení.
V lineární molekule acetylenu
H-S≡S-N (N: S::: S: N)
mezi atomy uhlíku a vodíku jsou σ-vazby, mezi dvěma atomy uhlíku jedna σ-vazba a dva π (\displaystyle \pi ) vazby mezi stejnými atomy uhlíku. Dva π (\displaystyle \pi )-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 nejsou tři oddělené π (\displaystyle \pi )-spojení, ale jediné π (\displaystyle \pi ) dielektrika nebo polovodiče. Typické příklady atomových krystalů (atomů, ve kterých jsou propojeny kovalentními (atomovými) vazbami) jsou

kovalentní chemická vazba se vyskytuje mezi atomy s blízkými nebo stejnými hodnotami elektronegativity. Předpokládejme, že chlor a vodík mají tendenci přijímat elektrony a přebírat strukturu nejbližšího vzácného plynu, pak ani jeden z nich nepředá elektron druhému. Jak jsou vůbec propojené? Je to jednoduché – budou se navzájem sdílet, vznikne společný elektronový pár.

Nyní zvažte charakteristické rysy kovalentní vazby.
Na rozdíl od iontových sloučenin drží molekuly kovalentních sloučenin pohromadě „mezimolekulární síly“, které jsou mnohem slabší než chemické vazby. V tomto ohledu je charakteristická kovalentní vazba saturovatelnost– vytvoření omezeného počtu dluhopisů.
Je známo že atomové orbitaly jsou určitým způsobem orientovány v prostoru, proto při vzniku vazby dochází k překrývání elektronových mraků v určitém směru. Tito. taková vlastnost kovalentní vazby se realizuje jako orientace.
Pokud je kovalentní vazba v molekule tvořena stejnými atomy nebo atomy se stejnou elektronegativitou, pak taková vazba nemá polaritu, tj. elektronová hustota je rozložena symetricky. Jmenuje se to nepolární kovalentní vazba ( H2, Cl2, O2 ). Dluhopisy mohou být jednoduché, dvojité nebo trojité.
Pokud se elektronegativita atomů liší, pak když se spojí, elektronová hustota se mezi atomy a formy rozloží nerovnoměrně. kovalentní polární vazba(HCl, H 2 O, CO), jejichž násobnost může být i různá. Když se vytvoří tento typ vazby, více elektronegativní atom získá částečný záporný náboj a atom s nižší elektronegativitou získá částečný kladný náboj (δ- a δ+). Vznikne elektrický dipól, ve kterém jsou náboje opačného znaménka umístěny v určité vzdálenosti od sebe. Dipólový moment se používá jako míra polarity vazby:
Polarita sloučeniny je tím výraznější, čím větší je dipólový moment. Molekuly budou nepolární, pokud je dipólový moment nulový.
V souvislosti s výše uvedenými znaky lze usoudit, že kovalentní sloučeniny jsou těkavé a mají nízké teploty tání a varu. Elektřina nemohou procházet těmito spoji, proto jsou špatnými vodiči a dobrými izolanty. Při použití tepla se vznítí mnoho kovalentně vázaných sloučenin. Z velké části se jedná o uhlovodíky, dále oxidy, sulfidy, halogenidy nekovů a přechodné kovy.
Kategorie ,
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 - nositel Nobelovy ceny. 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 vazba:

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. Pokud by v případě polárních elektronů byly umístěny blíže k jednomu atomu, pak at nepolární vazba, elektrony jsou uspořádány symetricky, tedy stejně vzhledem k oběma.

Je pozoruhodné, že mezi atomy nekovu jednoho vzniká nepolární chemický prvek.

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(z latinského „s“ společně a „vales“ platné) se provádí elektronovým párem patřícím oběma atomům. Vzniká mezi atomy nekovů.

Elektronegativita nekovů je poměrně velká, takže při chemické interakci dvou nekovových atomů je úplný přenos elektronů z jednoho na druhý (jako v případě) nemožný. V tomto případě je nutné provést sdružování elektronů.

Jako příklad si proberme interakci atomů vodíku a chloru:

H 1s 1 - jeden elektron

Cl 1s 2 2s 2 2 p6 3 s2 3 p5 - sedm elektronů ve vnější úrovni

Každý ze dvou atomů postrádá jeden elektron, aby měl kompletní vnější elektronový obal. A každý z atomů alokuje „pro běžné použití“ jeden elektron. Tím je splněno pravidlo oktetu. Nejlepší způsob, jak to vyjádřit, je pomocí Lewisových vzorců:

Vznik kovalentní vazby

Sdílené elektrony nyní patří oběma atomům. Atom vodíku má dva elektrony (jeho vlastní a sdílený elektron atomu chloru) a atom chloru má osm elektronů (jeho vlastní plus sdílený elektron atomu vodíku). Tyto dva sdílené elektrony tvoří kovalentní vazbu mezi atomy vodíku a chloru. Částice vzniklá spojením dvou atomů se nazývá molekula.

Nepolární kovalentní vazba

Mezi dvěma může vzniknout kovalentní vazba stejný atomy. Například:

Tento diagram vysvětluje, proč vodík a chlór existují jako dvouatomové molekuly. Díky párování a socializaci dvou elektronů je možné splnit oktetové pravidlo pro oba atomy.

Kromě jednoduchých vazeb může být vytvořena dvojná nebo trojná kovalentní vazba, jako například v molekulách kyslíku O2 nebo dusíku N2. Každý atom dusíku má pět valenčních elektronů, takže k dokončení obalu jsou zapotřebí další tři elektrony. Toho je dosaženo sdílením tří párů elektronů, jak je znázorněno níže:

Kovalentní sloučeniny – obvykle plyny, kapaliny nebo relativně nízké teploty tání pevné látky. Jednou ze vzácných výjimek je diamant, který taje nad 3500°C. To je způsobeno strukturou diamantu, což je souvislá mřížka kovalentně vázaných atomů uhlíku, a nikoli soubor jednotlivých molekul. Ve skutečnosti je jakýkoli krystal diamantu, bez ohledu na jeho velikost, jedna obrovská molekula.

Ke kovalentní vazbě dochází, když se spojí elektrony dvou nekovových atomů. Výsledná struktura se nazývá molekula.

Polární kovalentní vazba

Ve většině případů mají dva kovalentně vázané atomy odlišný elektronegativita a sdílené elektrony nepatří stejně ke dvěma atomům. Většinou jsou blíže jednomu atomu než druhému. Například v molekule chlorovodíku jsou elektrony, které tvoří kovalentní vazbu, umístěny blíže k atomu chloru, protože jeho elektronegativita je vyšší než u vodíku. Rozdíl ve schopnosti přitahovat elektrony však není tak velký, aby došlo k úplnému přenosu elektronu z atomu vodíku na atom chloru. Proto lze na vazbu mezi atomy vodíku a chloru nahlížet jako na křížení mezi iontovou vazbou (úplný přenos elektronů) a nepolární kovalentní vazbou (symetrické uspořádání páru elektronů mezi dvěma atomy). Částečný náboj na atomech se označuje řeckým písmenem δ. Takovému spojení se říká polární kovalentní a molekula chlorovodíku se nazývá polární, to znamená, že má kladně nabitý konec (atom vodíku) a záporně nabitý konec (atom chloru).

Níže uvedená tabulka uvádí hlavní typy vazeb a příklady látek:

Výměnný a donor-akceptorový mechanismus tvorby kovalentní vazby

1) Mechanismus výměny. Každý atom přispívá jedním nepárovým elektronem do společného elektronového páru.

2) Mechanismus donor-akceptor. Jeden atom (donor) poskytuje elektronový pár a další atom (akceptor) poskytuje tomuto páru prázdný orbital.