Kovalentní vazba se uskutečňuje v důsledku socializace elektronů patřících oběma atomům účastnícím se interakce. Elektronegativity nekovů jsou dostatečně velké, aby nedocházelo k přenosu elektronů.
Elektrony v překrývajících se elektronových orbitalech jsou sdílené. V tomto případě nastává situace, kdy se vnější elektronické úrovně atomů zaplní, to znamená, že se vytvoří 8- nebo 2-elektronový vnější obal.
Stav, ve kterém je elektronový obal zcela naplněn, se vyznačuje nejnižší energií a tím i maximální stabilitou.
Existují dva mechanismy vzdělávání:
- dárce-akceptor;
- výměna.
V prvním případě jeden z atomů poskytuje svůj elektronový pár a druhý - volný elektronový orbital.
Ve druhém přichází jeden elektron od každého účastníka interakce do společného páru.
Podle toho, o jaký typ se jedná- atomové nebo molekulární sloučeniny s podobným typem vazby se mohou výrazně lišit ve fyzikálně-chemických vlastnostech.
molekulární látky nejčastěji plyny, kapaliny nebo pevné látky s nízkými teplotami tání a varu, nevodivé, s nízkou pevností. Patří sem: vodík (H 2), kyslík (O 2), dusík (N 2), chlor (Cl 2), brom (Br 2), kosočtverečná síra (S 8), bílý fosfor (P 4) a další jednoduché látky; oxid uhličitý (CO 2), oxid siřičitý (SO 2), oxid dusnatý V (N 2 O 5), voda (H 2 O), chlorovodík (HCl), fluorovodík (HF), amoniak (NH 3), metan (CH 4), ethylalkohol (C 2 H 5 OH), organické polymery a další.
Látky atomové existují ve formě silných krystalů s vysokými teplotami varu a tání, jsou nerozpustné ve vodě a jiných rozpouštědlech, mnohé nevedou elektřina. Příkladem je diamant, který má mimořádnou pevnost. To je způsobeno skutečností, že diamant je krystal skládající se z atomů uhlíku spojených kovalentními vazbami. V diamantu nejsou žádné jednotlivé molekuly. Taky atomová struktura obsahují látky jako grafit, křemík (Si), oxid křemičitý (SiO 2), karbid křemíku (SiC) a další.
Kovalentní vazby mohou být nejen jednoduché (jako v molekule chloru Cl2), ale také dvojité, jako v molekule kyslíku O2, nebo trojité, jako například v molekule dusíku N2. Trojité mají zároveň více energie a jsou odolnější než dvojité a jednoduché.
Kovalentní vazba může být Vzniká jak mezi dvěma atomy téhož prvku (nepolární), tak mezi atomy různých chemických prvků (polární).
Není obtížné uvést vzorec sloučeniny s kovalentní polární vazbou, pokud porovnáme hodnoty elektronegativity, které tvoří molekuly atomů. Absence rozdílu v elektronegativitě určí nepolaritu. Pokud existuje rozdíl, pak bude molekula polární.
Nepřehlédněte: Mechanismus vzdělávání, případové studie.
Kovalentní nepolární chemická vazba
Typické pro jednoduché látky nekovy. Elektrony patří k atomům stejně a nedochází k žádnému posunu elektronové hustoty.
Následující molekuly jsou příklady:
H2, O2, O3, N2, F2, Cl2.
Výjimkou jsou inertní plyny. Jejich vnější energetická hladina je zcela naplněna a tvorba molekul je pro ně energeticky nevýhodná, a proto existují ve formě samostatných atomů.
Také příkladem látek s nepolární kovalentní vazbou může být například PH3. Navzdory skutečnosti, že látka se skládá z různých prvků, hodnoty elektronegativity prvků se ve skutečnosti neliší, což znamená, že nedojde k žádnému posunutí elektronového páru.
Kovalentní polární chemická vazba
Pokud jde o kovalentní polární vazbu, existuje mnoho příkladů: HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, CO2, SO3, CCl4, SiO2, CO.
vznikající mezi atomy nekovů s různou elektronegativitou. V tomto případě jádro prvku s větší elektronegativitou přitahuje běžné elektrony blíže k sobě.Schéma vzniku kovalentní polární vazby
V závislosti na mechanismu formování se může stát společným elektrony jednoho nebo obou atomů.
Obrázek jasně ukazuje interakci v molekule kyseliny chlorovodíkové.
Pár elektronů patří jak jednomu atomu, tak druhému, oběma, takže vnější hladiny jsou vyplněny. Ale více elektronegativní chlor přitahuje pár elektronů o něco blíže k sobě (zatímco zůstává běžné). Rozdíl v elektronegativitě není dostatečně velký na to, aby pár elektronů zcela přešel k jednomu z atomů. Výsledkem je částečný záporný náboj pro chlór a částečně kladný náboj pro vodík. Molekula HCl je polární molekula.
Fyzikální a chemické vlastnosti vazby
Komunikaci lze charakterizovat následujícími vlastnostmi: směrovost, polarita, polarizovatelnost a saturace.
Díky čemuž vznikají molekuly anorganických a organických látek. Chemická vazba vzniká při interakci elektrických polí, která jsou vytvářena jádry a elektrony atomů. Proto je tvorba kovalentní chemické vazby spojena s elektrické povahy.
Co je to spojení
Tento termín označuje výsledek působení dvou nebo více atomů, které vedou k vytvoření silného polyatomického systému. Hlavní typy chemických vazeb se tvoří, když se energie reagujících atomů snižuje. V procesu tvorby vazby se atomy snaží dokončit svůj elektronový obal.
Typy komunikace
V chemii existuje několik typů vazeb: iontové, kovalentní, kovové. kovalentní chemická vazba Má dvě odrůdy: polární, nepolární.
Jaký je mechanismus jeho vzniku? Mezi atomy identických nekovů, které mají stejnou elektronegativitu, vzniká kovalentní nepolární chemická vazba. V tomto případě se tvoří společné elektronové páry.
nepolární vazba
Příklady molekul, které mají nepolární kovalentní chemickou vazbu, zahrnují halogeny, vodík, dusík, kyslík.
Toto spojení poprvé objevil v roce 1916 americký chemik Lewis. Nejprve předložil hypotézu a ta byla potvrzena až po experimentálním potvrzení.
Kovalentní chemická vazba je spojena s elektronegativitou. Pro nekovy má vysokou hodnotu. V průběhu chemické interakce atomů není vždy možné přenášet elektrony z jednoho atomu na druhý, v důsledku toho dochází k jejich spojení. Mezi atomy se objevuje skutečná kovalentní chemická vazba. Osmý ročník běžného školního vzdělávacího programu zahrnuje podrobné zvážení několika typů komunikace.
Látky, které mají tento typ vazby normální podmínky- kapaliny, plyny a pevné látky s nízkým bodem tání.
Typy kovalentní vazby
Pojďme se této problematice věnovat podrobněji. Jaké jsou typy chemických vazeb? Kovalentní vazba existuje ve výměnných, donor-akceptorových variantách.
První typ je charakterizován návratem jednoho nepárového elektronu každým atomem k vytvoření společné elektronové vazby.
Elektrony spojené ve společné vazbě musí mít opačné spiny. Za příklad tohoto typu kovalentní vazby lze považovat vodík. Když se jeho atomy přiblíží k sobě, jejich elektronová mračna do sebe pronikají, čemuž se ve vědě říká překrývání elektronových mraků. V důsledku toho se hustota elektronů mezi jádry zvyšuje a energie systému klesá.
V minimální vzdálenosti se vodíková jádra odpuzují, což má za následek určitou optimální vzdálenost.
V případě kovalentní vazby typu donor-akceptor má jedna částice elektrony, nazývá se donor. Druhá částice má volnou buňku, ve které bude umístěn pár elektronů.
polární molekuly
Jak vznikají polární kovalentní vazby? Vznikají v situacích, kdy vázané atomy nekovů mají různou elektronegativitu. V takových případech jsou socializované elektrony umístěny blíže k atomu, který má vyšší hodnotu elektronegativity. Jako příklad kovalentní polární vazby lze uvažovat vazby, které vznikají v molekule bromovodíku. Zde jsou veřejné elektrony, které jsou zodpovědné za tvorbu kovalentní vazby, blíže bromu než vodíku. Důvodem tohoto jevu je, že brom má vyšší elektronegativitu než vodík.
Metody stanovení kovalentní vazby
Jak identifikovat kovalentní polární chemické vazby? K tomu potřebujete znát složení molekul. Pokud obsahuje atomy různých prvků, je v molekule kovalentní polární vazba. Nepolární molekuly obsahují atomy jednoho chemický prvek. Mezi úkoly nabízené v rámci školní kurz chemie, existují takové, které zahrnují identifikaci typu spojení. Úlohy tohoto typu jsou zařazeny do úkolů závěrečné atestace z chemie v 9. ročníku a také do testů jednot. státní zkouška v chemii v 11. třídě.
Iontová vazba
Jaký je rozdíl mezi kovalentními a iontovými chemickými vazbami? Pokud je kovalentní vazba charakteristická pro nekovy, pak iontová vazba vzniká mezi atomy, které mají značné rozdíly v elektronegativitě. To je typické například pro sloučeniny prvků první a druhé skupiny hlavních podskupin PS (alkalické a kovy alkalických zemin) a prvky skupin 6 a 7 hlavních podskupin periodické tabulky (chalkogeny a halogeny).
Vzniká jako výsledek elektrostatické přitažlivosti iontů s opačným nábojem.
Vlastnosti iontové vazby
Protože silových polí opačně nabité ionty jsou distribuovány rovnoměrně ve všech směrech, každý z nich je schopen přitahovat částice opačného znaménka. To charakterizuje nesměrovost iontové vazby.
Interakce dvou iontů s opačnými znaménky neznamená úplnou vzájemnou kompenzaci jednotlivých silových polí. To přispívá k zachování schopnosti přitahovat ionty v jiných směrech, proto je pozorována nenasycenost iontové vazby.
V iontové sloučenině má každý iont schopnost přitahovat určitý počet dalších s opačnými znaménky k sobě za účelem vytvoření iontové krystalové mřížky. V takovém krystalu nejsou žádné molekuly. Každý iont je v látce obklopen určitým počtem iontů různého znaménka.
kovové spojení
Tento typ chemické vazby má jisté individuální vlastnosti. Kovy mají nadbytek valenčních orbitalů s nedostatkem elektronů.
Když se jednotlivé atomy přiblíží k sobě, jejich valenční orbitaly se překrývají, což přispívá k volnému pohybu elektronů z jednoho orbitalu do druhého, čímž vzniká spojení mezi všemi atomy kovů. Tyto volné elektrony jsou hlavním rysem kovová vazba. Nemá saturaci a směrovost, protože valenční elektrony jsou v krystalu rozmístěny rovnoměrně. Přítomnost volných elektronů v kovech vysvětluje některé z nich fyzikální vlastnosti: kovový lesk, plasticita, kujnost, tepelná vodivost, opacita.
Typ kovalentní vazby
Vzniká mezi atomem vodíku a prvkem, který má vysokou elektronegativitu. Existují intra- a intermolekulární vodíkové vazby. Tento druh kovalentní vazby je nejkřehčí, objevuje se v důsledku působení elektrostatických sil. Atom vodíku má malý poloměr, a když je tento jeden elektron vytěsněn nebo vydán, vodík se stane kladným iontem, který působí na atom s velkou elektronegativitou.
Mezi charakteristické vlastnosti kovalentní vazby se rozlišují: saturace, směrovost, polarizovatelnost, polarita. Každý z těchto ukazatelů má určitou hodnotu pro vytvořené spojení. Například směr je geometrický tvar molekul.
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) jeden po druhém. nepárový elektron. 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 dána 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.
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 jsou obvykle plyny, kapaliny nebo relativně nízkotající 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. Na vazbu mezi atomy vodíku a chloru lze proto 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.
Zdaleka ne poslední roli na chemické úrovni uspořádání světa hraje způsob, jakým jsou strukturní částice propojeny, propojeny. Naprostá většina jednoduchých látek, a to nekovů, má kovalentní nepolární typ vazby, s výjimkou kovů v čisté formě mají speciální způsob vazby, který je realizován prostřednictvím socializace volných elektronů v krystalové mřížce.
Typy a příklady, které budou uvedeny níže, nebo spíše lokalizace nebo částečné posunutí těchto vazeb na jednoho z vazebných účastníků, je vysvětleno právě elektronegativní charakteristikou jednoho nebo druhého prvku. K posunu dochází k atomu, ve kterém je silnější.
Kovalentní nepolární vazba
„Vzorec“ kovalentní nepolární vazby je jednoduchý – dva atomy stejné povahy spojí elektrony svých valenčních obalů do společného páru. Takový pár se nazývá sdílený, protože stejně patří oběma účastníkům vazby. Právě díky socializaci elektronové hustoty ve formě elektronového páru přecházejí atomy do stabilnějšího stavu, protože dokončují svou vnější elektronickou úroveň a „oktet“ (nebo „dublet“ v případě jednoduché vodíkové látky H 2 má jediný s-orbital, ke kterému jsou zapotřebí dva elektrony) je stav vnější úrovně, na kterou se všechny atomy snaží naplnit minimem.
Příkladem nepolární kovalentní vazby je v anorganické a, jakkoli divně to může znít, ale také v organická chemie Stejný. Tento typ vazby je vlastní všem jednoduchým látkám - nekovům, kromě vzácných plynů, protože valenční hladina atomu inertního plynu je již dokončena a má oktet elektronů, což znamená, že vazba s podobnou pro ni nemá smysl a je energeticky ještě méně výhodná. U organických látek se nepolarita vyskytuje v jednotlivých molekulách určité struktury a je podmíněná.
kovalentní polární vazba
Příklad nepolární kovalentní vazby je omezen na několik molekul jednoduché látky, zatímco dipólové sloučeniny, ve kterých je elektronová hustota částečně posunuta směrem k elektronegativnějšímu prvku, jsou drtivou většinou. Jakákoli kombinace atomů s různými hodnotami elektronegativity dává polární vazbu. Zejména vazby v organických sloučeninách jsou kovalentní polární vazby. Někdy jsou polární i iontové, anorganické oxidy a u solí a kyselin převažuje iontový typ vazby.
Iontový typ sloučenin je někdy považován za extrémní případ polárních vazeb. Pokud je elektronegativita jednoho z prvků mnohem vyšší než druhého, elektronový pár se zcela přesune ze středu vazby k němu. Tak dochází k separaci na ionty. Ten, kdo vezme elektronový pár, se promění v anion a získá záporný náboj, a ten, kdo ztratí elektron, se změní v kation a stane se pozitivním.
Příklady anorganických látek s kovalentním typem nepolární vazby
Látky s kovalentní nepolární vazbou jsou např. všechny binární molekuly plynu: vodík (H - H), kyslík (O \u003d O), dusík (v jeho molekule jsou 2 atomy spojeny trojnou vazbou (N ≡ N)); kapaliny a pevné látky: chlor (Cl - Cl), fluor (F - F), brom (Br - Br), jod (I - I). Stejně jako složité látky skládající se z atomů různých prvků, ale se skutečnou hodnotou elektronegativity, například hydrid fosforu - PH 3.
Organická a nepolární vazba
Je jasné, že vše je složité. Nabízí se otázka, jak ve složité látce může být nepolární vazba? Odpověď je celkem jednoduchá, pokud uvažujete trochu logicky. Pokud se hodnoty elektronegativity asociovaných prvků mírně liší a netvoří se ve sloučenině, lze takovou vazbu považovat za nepolární. To je přesně situace s uhlíkem a vodíkem: všechny vazby C - H v organických látkách jsou považovány za nepolární.
Příkladem nepolární kovalentní vazby je molekula methanu, nejjednodušší Skládá se z jednoho atomu uhlíku, který je podle své mocenství spojen jednoduchými vazbami se čtyřmi atomy vodíku. Ve skutečnosti molekula není dipól, protože v ní není žádná lokalizace nábojů, do určité míry kvůli tetraedrické struktuře. Elektronová hustota je rovnoměrně rozložena.
Příklad nepolární kovalentní vazby existuje ve složitějším provedení organické sloučeniny. Je realizován díky mezomerním efektům, tj. postupnému stažení elektronové hustoty, která rychle mizí podél uhlíkového řetězce. Takže v molekule hexachlorethanu je vazba C - C nepolární díky rovnoměrnému tažení elektronové hustoty šesti atomy chloru.
Jiné typy odkazů
Kromě kovalentní vazby, která se mimochodem může uskutečnit také mechanismem donor-akceptor, existují vazby iontové, kovové a vodíkové. Stručná charakteristika předposlední dva jsou uvedeny výše.
Vodíková vazba je mezimolekulární elektrostatická interakce, která je pozorována, pokud molekula obsahuje atom vodíku a jakýkoli jiný, který má nesdílené elektronové páry. Tento typ vazby je mnohem slabší než ostatní, ale vzhledem k tomu, že těchto vazeb může v látce vzniknout hodně, významně přispívá k vlastnostem sloučeniny.
