A különböző nemfémek atomjai közötti kötés egyfajta kovalens kötés. Kovalens kötések

Először olyan fogalomról, mint kovalens kötés A vegyész tudósok Gilbert Newton Lewis felfedezése után kezdtek beszélni, amelyet két elektron szocializációjaként írt le. A későbbi vizsgálatok lehetővé tették magának a kovalens kötés elvének leírását. Szó kovalens a kémia keretein belül úgy tekinthető, mint az atom azon képessége, hogy kötéseket hozzon létre más atomokkal.

Magyarázzuk meg egy példával:

Két atom van, amelyek elektronegativitása kismértékben különbözik (C és CL, C és H). Általában ezek a lehető legközelebb állnak a nemesgázok elektronhéjának szerkezetéhez.

Ha ezek a feltételek teljesülnek, akkor ezen atomok magjai vonzódnak a velük közös elektronpárhoz. Ebben az esetben az elektronfelhők nem egyszerűen átfedik egymást, mint a kovalens kötés esetében, amely két atom megbízható kapcsolatát biztosítja az elektronsűrűség újraeloszlása ​​és a rendszer energiájának változása miatt, ami egy másik elektronfelhőjének az egyik atom magközi terébe való „behúzása” okozza. Minél kiterjedtebb az elektronfelhők kölcsönös átfedése, annál erősebbnek tekinthető a kapcsolat.

Innen, kovalens kötés- ez egy olyan képződmény, amely két atomhoz tartozó két elektron kölcsönös szocializációja során keletkezett.

A molekuláris kristályrácsos anyagok általában kovalens kötéseken keresztül jönnek létre. Jellemző jellemzői az olvadás és forrás alacsony hőmérsékleten, a vízben való rossz oldhatóság és az alacsony elektromos vezetőképesség. Ebből arra következtethetünk: az olyan elemek szerkezete, mint a germánium, a szilícium, a klór és a hidrogén, kovalens kötésen alapul.

Az ilyen típusú csatlakozásokra jellemző tulajdonságok:

1. Telíthetőség. Ezt a tulajdonságot általában az egyes atomok által létrehozható kötések maximális számaként értelmezik. Ezt a mennyiséget az atom azon pályáinak teljes száma határozza meg, amelyek részt vehetnek a kémiai kötések kialakításában. Az atom vegyértéke viszont az erre a célra már használt pályák számával határozható meg.
2. Fókusz. Minden atom a lehető legerősebb kötés kialakítására törekszik. A legnagyobb erősséget akkor érjük el, ha két atom elektronfelhőjének térbeli orientációja egybeesik, mivel átfedik egymást. Ráadásul a kovalens kötésnek éppen ez a tulajdonsága, például az irányítottság befolyásolja a molekulák térbeli elrendeződését, vagyis felelős azok „geometriai alakjáért”.
3. Polarizálhatóság. Ez az álláspont azon az elgondoláson alapul, hogy kétféle kovalens kötés létezik:

• poláris vagy aszimmetrikus. Ilyen típusú kötést csak különböző típusú atomok alkothatnak, pl. azok, amelyek elektronegativitása jelentősen változik, vagy olyan esetekben, amikor a megosztott elektronpár aszimmetrikusan megoszlik.
• olyan atomok között fordul elő, amelyek elektronegativitása gyakorlatilag egyenlő, és elektronsűrűség-eloszlása ​​egyenletes.

Ezen kívül vannak bizonyos mennyiségiek is:

• Kommunikációs energia. Ez a paraméter jellemzi a poláris kötést annak erőssége szempontjából. Az energia azt a hőmennyiséget jelenti, amely a két atom közötti kötés megszakításához szükséges, valamint a kapcsolódásuk során felszabaduló hőmennyiséget.
• Alatt kötés hossza a molekuláris kémiában pedig két atom magja közötti egyenes vonal hosszát értjük. Ez a paraméter a kapcsolat erősségét is jellemzi.
• Dipólmomentum- a vegyértékkötés polaritását jellemző mennyiség.

A kémiai kötés részecskék (ionok vagy atomok) kölcsönhatása, amely az utolsó elektronszinten elhelyezkedő elektroncsere folyamatában jön létre. Többféle ilyen kötés létezik: kovalens (nem polárisra és polárisra van osztva) és ionos. Ebben a cikkben részletesebben foglalkozunk az első típusú kémiai kötésekkel - a kovalensekkel. Pontosabban pedig poláris formájában.

A poláris kovalens kötés egy kémiai kötés a szomszédos atomok vegyértékelektronfelhői között. A „co-” előtag ebben az esetben „együtt” jelent, a „valencia” szót pedig erőnek vagy képességnek fordítják. Azt a két elektront, amely egymással kötődik, elektronpárnak nevezzük.

Sztori

A kifejezést először a Nobel-díjas vegyész, Irving Lenngrum használta tudományos kontextusban. Ez 1919-ben történt. Munkájában a tudós kifejtette, hogy az a kötés, amelyben két atom közös elektronjait figyeljük meg, különbözik a fémes vagy ionos kötéstől. Ez azt jelenti, hogy külön névre van szükség.

Később, már 1927-ben F. London és W. Heitler a hidrogénmolekulát mint kémiailag és fizikailag legegyszerűbb modellt példának véve kovalens kötést írt le. A másik oldalról vették fel a dolgot, és kvantummechanikával támasztották alá megfigyeléseiket.

A reakció lényege

Az atomi hidrogén molekuláris hidrogénné való átalakulásának folyamata tipikus kémiai reakció, melynek minőségi jele két elektron egyesülésekor nagymértékű hőfelszabadulás. Valahogy így néz ki: két héliumatom közeledik egymáshoz, mindegyiknek egy-egy elektronja van a pályáján. Aztán ez a két felhő közelebb jön, és egy héliumhéjhoz hasonló újat alkot, amelyben már két elektron forog.

A kész elektronhéjak stabilabbak, mint a nem teljesek, így energiájuk lényegesen kisebb, mint két különálló atomé. Amikor egy molekula képződik, a felesleges hő a környezetbe kerül.

Osztályozás

A kémiában kétféle kovalens kötés létezik:

1. Egyazon nemfémes elem két atomja, például oxigén, hidrogén, nitrogén, szén között létrejövő kovalens nempoláris kötés.
2. Poláris kovalens kötés jön létre a különböző nemfémek atomjai között. Jó példa erre a hidrogén-klorid molekula. Amikor két elem atomjai egyesülnek egymással, a hidrogénből származó párosítatlan elektron részben átkerül a klóratom utolsó elektronszintjére. Így a hidrogénatomon pozitív, a klóratomon negatív töltés jön létre.

Donor-elfogadó kötés szintén a kovalens kötés egyik fajtája. Ez abban rejlik, hogy a pár egyik atomja mindkét elektront biztosítja, donor lesz, és az ezeket befogadó atom ennek megfelelően akceptornak minősül. Ha az atomok között kötés jön létre, a donor töltése eggyel nő, az akceptor töltése pedig csökken.

Szemipoláris csatlakozás - pl e a donor-akceptor altípusának tekinthető. Csak ebben az esetben egyesülnek az atomok, amelyek közül az egyik teljes elektronpályával rendelkezik (halogének, foszfor, nitrogén), a második pedig két párosítatlan elektron (oxigén). A kapcsolat kialakítása két szakaszban történik:

• először egy elektront eltávolítanak a magányos párból, és hozzáadják a párosítatlanokhoz;
• a megmaradt párosítatlan elektródák egyesülése, azaz kovalens poláris kötés jön létre.

Tulajdonságok

A poláris kovalens kötésnek megvannak a maga fizikai és kémiai tulajdonságai, úgymint irányosság, telítettség, polaritás, polarizálhatóság. Ezek határozzák meg a kapott molekulák jellemzőit.

A kötés iránya a létrejövő anyag jövőbeni molekulaszerkezetétől függ, nevezetesen attól, hogy a két atom milyen geometriai formát hoz létre az egyesülés során.

A telítettség megmutatja, hogy egy anyag egy atomja hány kovalens kötést tud kialakítani. Ezt a számot a külső atompályák száma korlátozza.

Egy molekula polaritása azért következik be, mert a két különböző elektronból képződött elektronfelhő a teljes kerülete mentén egyenetlen. Ez mindegyikben a negatív töltés különbsége miatt következik be. Ez a tulajdonság határozza meg, hogy egy kötés poláris vagy nem poláris. Ha ugyanannak az elemnek két atomja egyesül, az elektronfelhő szimmetrikus, ami azt jelenti, hogy a kovalens kötés nem poláris. Ha pedig különböző elemek atomjai egyesülnek, akkor aszimmetrikus elektronfelhő jön létre, a molekula úgynevezett dipólusmomentuma.

A polarizálhatóság azt tükrözi, hogy a molekulában lévő elektronok milyen aktívan mozdulnak el külső fizikai vagy kémiai tényezők, például elektromos vagy mágneses tér, vagy más részecskék hatására.

A kapott molekula utolsó két tulajdonsága határozza meg, hogy más poláris reagensekkel reagálni képes.

Sigma kötés és pi kötés

Ezeknek a kötéseknek a kialakulása függ az elektronsűrűség eloszlásától az elektronfelhőben a molekula kialakulása során.

A szigma kötést az elektronok sűrű felhalmozódása jellemzi az atommagokat összekötő tengely mentén, azaz a vízszintes síkban.

A pi kötést az elektronfelhők összetömörödése jellemzi a metszéspontjukon, vagyis az atommag felett és alatt.

A kapcsolat megjelenítése a képletrekordban

Például vehetjük a klóratomot. A legkülső elektronszintje hét elektront tartalmaz. A képletben három párba és egy párosítatlan elektronba helyezkednek el az elemszimbólum körül pontok formájában.

Ha ugyanígy írunk egy klórmolekulát, látni fogjuk, hogy két párosítatlan elektron két atommal közös párt alkot, ezt megosztottnak nevezzük. Ebben az esetben mindegyik nyolc elektront kapott.

Oktett-dublett szabály

Lewis kémikus, aki felvetette a poláris kovalens kötés kialakulását, kollégái közül elsőként fogalmazott meg egy szabályt, amely megmagyarázza az atomok stabilitását, amikor molekulákká egyesülnek. Lényege abban rejlik, hogy az atomok közötti kémiai kötések akkor jönnek létre, ha elegendő számú elektron osztozik ahhoz, hogy a nemes elemek atomjaihoz hasonló elektronkonfigurációt alakítsanak ki.

Vagyis a molekulák képződése során, stabilizálásukhoz szükséges, hogy minden atom teljes külső elektronszinttel rendelkezzen. Például a hidrogénatomok molekulává egyesülve megismétlik a hélium elektronhéját, a klóratomok elektronikus szinten az argonatomhoz hasonlóvá válnak.

Link hossza

A kovalens poláris kötést többek között a molekulát alkotó atomok magjai közötti bizonyos távolság jellemzi. Olyan távolságra vannak egymástól, hogy a molekula energiája minimális. Ennek eléréséhez szükséges, hogy az atomok elektronfelhői a lehető legnagyobb mértékben átfedjék egymást. Az atomok mérete és a kötés hossza között egyenesen arányos mintázat van. Minél nagyobb az atom, annál hosszabb a kötés az atommagok között.

Lehetséges, hogy egy atom nem egy, hanem több kovalens poláris kötést hoz létre. Ekkor az atommagok között úgynevezett kötésszögek alakulnak ki. Kilencven-száznyolcvan fokosak lehetnek. Meghatározzák a molekula geometriai képletét.

A kovalens kötés a kémiai kötések legelterjedtebb típusa, amely azonos vagy hasonló elektronegativitási értékekkel való kölcsönhatások révén jön létre.

A kovalens kötés az atomok közötti kötés közös elektronpárok segítségével.

Az elektron felfedezése után számos kísérlet történt a kémiai kötés elektronikus elméletének kidolgozására. A legsikeresebbek Lewis (1916) munkái voltak, aki azt javasolta, hogy a kötés kialakulását a két atomra jellemző elektronpárok megjelenésének következményeként vegyék figyelembe. Ehhez minden atom ugyanannyi elektronnal járul hozzá, és megpróbálja magát körülvenni a nemesgázok külső elektronkonfigurációjára jellemző elektronoktetttel vagy -dubletttel. Grafikusan az atom külső elektronjait jelző pontokkal ábrázoltuk a párosítatlan elektronok miatt létrejövő kovalens kötéseket Lewis-módszerrel.

Kovalens kötés kialakulása Lewis elmélete szerint

A kovalens kötés kialakulásának mechanizmusa

A kovalens kötés fő jellemzője egy közös elektronpár jelenléte, amely mindkét kémiailag összekapcsolt atomhoz tartozik, mivel két elektron jelenléte két atommag hatásmezejében energetikailag kedvezőbb, mint az egyes elektronok jelenléte a kémiailag összekapcsolt atomokban. saját magja. Egy közös elektronkötéspár kialakulása különböző mechanizmusokon keresztül történhet, leggyakrabban csere, néha donor-akceptor mechanizmusok révén.

A kovalens kötés kialakulásának cseremechanizmusának elve szerint a kölcsönhatásban lévő atomok mindegyike ugyanannyi elektront lát el antiparallel spinekkel a kötés kialakításához. Például:

A kovalens kötés kialakításának általános sémája: a) a cseremechanizmus szerint; b) a donor-akceptor mechanizmus szerint

A donor-akceptor mechanizmus szerint kételektronos kötés jön létre, amikor különböző részecskék kölcsönhatásba lépnek. Egyikük donor V: van egy meg nem osztott elektronpárja (azaz az egyik csak egy atomhoz tartozik), a másik pedig egy akceptor BAN BEN— üres orbitája van.

Azt a részecskét, amely kételektronos (nem megosztott elektronpárt) biztosít a kötéshez, donornak, az üres pályával rendelkező, ezt az elektronpárt befogadó részecskét pedig akceptornak nevezzük.

A kovalens kötés kialakulásának mechanizmusát az egyik atom kételektronos felhője és egy másik üres pályája miatt donor-akceptor mechanizmusnak nevezzük.

A donor-akceptor kötést másképpen félpolárisnak nevezik, mivel a donor atomon egy részleges effektív pozitív töltés δ+ keletkezik (aminek oka, hogy a meg nem osztott elektronpárja eltávolodott tőle), és a δ- részleges effektív negatív töltés. az akceptor atom (ami miatt, hogy irányeltolódás történik a donor meg nem osztott elektronpárjához képest).

Egy egyszerű elektronpár donorra példa a H-ion — , amelynek meg nem osztott elektronpárja van. Egy negatív hidridion hozzáadásával egy olyan molekulához, amelynek központi atomja szabad pályával rendelkezik (az ábrán üres kvantumcellaként jelölve), például BH 3 komplex komplex ion képződik BH 4 — negatív töltéssel (N — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4 ] -) :

Az elektronpár akceptor egy hidrogénion, vagy egyszerűen csak egy H + proton. Hozzáadása egy olyan molekulához, amelynek központi atomja megosztott elektronpárral rendelkezik, például NH 3-hoz, szintén komplex NH 4 + ion képződéséhez vezet, de pozitív töltéssel:

Vegyérték kötés módszer

Első kovalens kötés kvantummechanikai elmélete Heitler és London alkotta meg (1927-ben) a hidrogénmolekula leírására, majd Pauling alkalmazta a többatomos molekulákra. Ezt az elméletet az ún vegyértékkötés módszer, melynek főbb rendelkezései röviden a következőkben foglalhatók össze:

• a molekulában lévő minden egyes atompárt egy vagy több közös elektronpár tartja össze, a kölcsönhatásban lévő atomok elektronpályái átfedik egymást;
• a kötés erőssége az elektronpályák átfedésének mértékétől függ;
• a kovalens kötés kialakulásának feltétele az elektron spinek ellenirányúsága; ennek köszönhetően az atommagok közötti térben a legnagyobb elektronsűrűségű generalizált elektronpálya keletkezik, amely biztosítja a pozitív töltésű atommagok egymáshoz való vonzódását és a rendszer összenergiájának csökkenésével jár.

Atompályák hibridizációja

Annak ellenére, hogy a kovalens kötések kialakításában az s-, p- vagy d-pályákról származó, térben eltérő alakú és eltérő orientációjú elektronok vesznek részt, sok vegyületben ezek a kötések egyenértékűnek bizonyulnak. A jelenség magyarázatára bevezették a „hibridizáció” fogalmát.

A hibridizáció a pályák alakban és energiában történő keveredésének és egymáshoz igazításának folyamata, melynek során az energiában közel álló pályák elektronsűrűsége újra eloszlik, aminek eredményeként egyenértékűvé válnak.

A hibridizáció elméletének alapelvei:

1. A hibridizáció során a kezdeti alak és a pályák kölcsönösen megváltoznak, és új, hibridizált pályák jönnek létre, de ugyanolyan energiájú és azonos alakúak, amelyek egy szabálytalan nyolcas alakra emlékeztetnek.
2. A hibridizált pályák száma megegyezik a hibridizációban részt vevő kimeneti pályák számával.
3. A hibridizációban hasonló energiájú pályák (külső energiaszint s- és p-pályái, külső vagy előzetes szintek d-pályái) vehetnek részt.
4. A hibridizált pályák a kémiai kötések kialakulásának irányában megnyúltak, ezért jobb átfedést biztosítanak a szomszédos atom pályáival, ennek eredményeként az erősebb lesz, mint az egyes nem hibrid pályák elektronjai által alkotott.
5. Az erősebb kötések kialakulása és a molekulában az elektronsűrűség szimmetrikusabb eloszlása ​​miatt energianyereség keletkezik, amely a hibridizációs folyamathoz szükséges energiafelhasználást egy tartalékkal kompenzálja.
6. A hibrid pályákat a térben úgy kell elhelyezni, hogy kölcsönösen maximális távolságot biztosítsanak egymástól; ebben az esetben a taszítási energia minimális.
7. A hibridizáció típusát a kilépőpályák típusa és száma határozza meg, és megváltoztatja a kötési szög méretét, valamint a molekulák térbeli konfigurációját.

A hibridizált pályák alakja és a kötési szögek (pályák szimmetriatengelyei közötti geometriai szögek) a hibridizáció típusától függően: a) sp-hibridizáció; b) sp 2 hibridizáció; c) sp 3 hibridizáció

Molekulák (vagy molekulák egyedi fragmentumai) kialakításakor leggyakrabban a következő típusú hibridizáció fordul elő:

Az sp-hibridizáció általános sémája

Az sp-hibridizált pályák elektronjainak részvételével létrejövő kötések szintén 180 0 -os szöget zárnak be, ami a molekula lineáris alakjához vezet. Ez a fajta hibridizáció figyelhető meg a második csoportba tartozó elemek halogenidjeiben (Be, Zn, Cd, Hg), amelyek vegyértékállapotú atomjai párosítatlan s- és p-elektronokkal rendelkeznek. A lineáris forma más elemek molekuláira is jellemző (0=C=0,HC≡CH), amelyekben a kötéseket sp-hibridizált atomok alkotják.

Az atompályák sp 2 hibridizációjának sémája és a molekula lapos háromszög alakja, amely az atompályák sp 2 hibridizációjából adódik

Ez a fajta hibridizáció leginkább a harmadik csoportba tartozó p-elemek molekuláira jellemző, amelyek gerjesztett állapotban lévő atomjai külső elektronszerkezettel rendelkeznek ns 1 np 2, ahol n annak a periódusnak a száma, amelyben az elem elhelyezkedik. . Így a molekulákban BF 3, BCl 3, AlF 3 és más kötések jönnek létre a központi atom sp 2 hibridizált pályáinak köszönhetően.

Az atompályák sp 3 hibridizációjának sémája

A központi atom hibridizált pályáinak 109 0 28" szögben történő elhelyezése a molekulák tetraéderes alakját eredményezi. Ez nagyon jellemző a négy vegyértékű szénatomot tartalmazó CH 4, CCl 4, C 2 H 6 és más alkánok telített vegyületeire. A központi atom vegyértékpályáinak sp 3 -hibridizációja következtében tetraéderes szerkezetű egyéb elemek vegyületei például a következő ionok: BH 4 -, BF 4 -, PO 4 3-, SO 4 2-, FeCl 4 - .

Az sp 3d hibridizáció általános sémája

Ez a típusú hibridizáció leggyakrabban nemfém-halogenidekben található. Példa erre a PCl 5 foszfor-klorid szerkezete, amelynek kialakulása során a foszforatom (P ... 3s 2 3p 3) először gerjesztett állapotba kerül (P ... 3s 1 3p 3 3d 1), majd ezt követően s 1 p 3 d-hibridizáción megy keresztül - öt egyelektronos pálya ekvivalenssé válik, és hosszúkás végükkel egy mentális trigonális bipiramis sarkai felé orientálódnak. Ez határozza meg a PCl 5 molekula alakját, amely öt s 1 p 3 d-hibridizált pálya és öt klóratom 3p-pályájának átfedésével jön létre.

1. sp - Hibridizáció. Ha egy s-i-t és egy p-pályát kombinálunk, két sp-hibridizált pálya keletkezik, amelyek szimmetrikusan 180 0 -os szögben helyezkednek el.
2. sp 2 - Hibridizáció. Egy s- és két p-pálya kombinációja 120 0 -os szögben elhelyezkedő sp 2 -hibridizált kötések kialakulásához vezet, így a molekula szabályos háromszög alakot ölt.
3. sp 3 - Hibridizáció. Négy orbitál - egy s- és három p - kombinációja sp 3 - hibridizációhoz vezet, amelyben a négy hibridizált pálya szimmetrikusan orientálódik térben a tetraéder négy csúcsához, azaz 109 0 28 szöget zár be. .
4. sp 3 d - Hibridizáció. Egy s-, három p- és egy d-pálya kombinációja sp 3 d-hibridizációt ad, amely meghatározza az öt sp 3 d-hibridizált pálya térbeli orientációját a trigonális bipiramis csúcsaihoz képest.
5. A hibridizáció egyéb típusai. Sp 3 d 2 hibridizáció esetén hat sp 3 d 2 hibridizált pálya irányul az oktaéder csúcsai felé. A hét pálya orientációja az ötszögletű bipiramis csúcsaihoz a molekula vagy komplex központi atomja vegyértékpályáinak sp 3 d 3 hibridizációjának (vagy néha sp 3 d 2 f) felel meg.

Az atomi pályák hibridizációs módszere nagyszámú molekula geometriai felépítését magyarázza, azonban a kísérleti adatok szerint gyakrabban figyelhetők meg a kissé eltérő kötésszögű molekulák. Például a CH 4, NH 3 és H 2 O molekulákban a központi atomok sp 3 hibridizált állapotban vannak, így várható, hogy bennük a kötésszögek tetraéderek (~ 109,5 0). Kísérletileg megállapították, hogy a CH 4 molekulában a kötési szög valójában 109,5 0. Az NH 3 és H 2 O molekulákban azonban a kötésszög értéke eltér a tetraédertől: az NH 3 molekulában 107,3 ​​0, a H 2 O molekulában pedig 104,5 0 az ilyen eltérések magyarázata egy meg nem osztott elektronpár jelenléte a nitrogén- és oxigénatomokon. A meg nem osztott elektronpárt tartalmazó kételektronos pálya a megnövekedett sűrűsége miatt taszítja az egyelektron vegyértékpályákat, ami a kötési szög csökkenéséhez vezet. Az NH 3 molekulában lévő nitrogénatom esetében négy sp 3 -hibridizált pálya közül három egyelektronos pálya alkot kötést három H atommal, a negyedik pedig egy meg nem osztott elektronpárt tartalmaz.

A tetraéder csúcsai felé irányuló sp 3 -hibridizált pályák egyikét elfoglaló kötetlen elektronpár, amely taszítja az egyelektronos pályákat, a nitrogénatomot körülvevő elektronsűrűség aszimmetrikus eloszlását idézi elő, és ennek következtében összenyomja a kötést. szög 107,3 ​​0. Hasonló kép figyelhető meg az NCl 3 molekulában a kötésszög 109,5 0-ról 107 0-ra történő csökkenésére az N atom nem megosztott elektronpárjának hatására.

A kötésszög eltérése a tetraédertől (109,5 0) a molekulában: a) NH3; b) NCl3

A H 2 O molekulában lévő oxigénatom négy sp 3 -hibridizált pályánként két egyelektronos és két kételektronos pályával rendelkezik. Az egyelektronos hibridizált pályák két kötés kialakításában vesznek részt két H atommal, és két kételektronpár marad megosztatlan, vagyis csak a H atomhoz tartozik Ez növeli az O atom körüli elektronsűrűség-eloszlás aszimmetriáját a kötési szöget a tetraéderhez képest 104,5 0-ra csökkenti.

Következésképpen a központi atom kötetlen elektronpárjainak száma és hibridizált pályákon való elhelyezkedése befolyásolja a molekulák geometriai konfigurációját.

A kovalens kötés jellemzői

A kovalens kötésnek meghatározott tulajdonságok halmaza van, amelyek meghatározzák a specifikus jellemzőit vagy jellemzőit. Ezek a „kötési energia” és a „kötéshossz” már tárgyalt jellemzői mellett a következők: kötési szög, telítettség, irányultság, polaritás és hasonlók.

1. Kötési szög- ez a szomszédos kötéstengelyek (vagyis a molekulában lévő kémiailag kapcsolódó atomok magjain keresztül húzott feltételes vonalak) közötti szög. A kötésszög nagysága függ a pályák természetétől, a központi atom hibridizációjának típusától, valamint a kötések kialakításában nem részt vevő megosztatlan elektronpárok hatásától.

2. Telítettség. Az atomok képesek kovalens kötések kialakítására, amelyek egyrészt a gerjesztetlen atom párosítatlan elektronjai, másrészt a donor által keletkező párosítatlan elektronok cseréje révén jöhetnek létre. - elfogadó mechanizmus. Az atom által alkotható kötések teljes száma azonban korlátozott.

A telítettség egy elem atomjának azon képessége, hogy meghatározott, korlátozott számú kovalens kötést hozzon létre más atomokkal.

Így a második periódusból, amelynek külső energiaszinten négy pályája van (egy s- és három p-), kötéseket alkotnak, amelyek száma nem haladja meg a négyet. Más periódusok elemeinek atomjai, amelyek a külső szinten nagyobb számú pályával rendelkeznek, több kötést alkothatnak.

3. Fókusz. A módszer szerint az atomok közötti kémiai kötés a pályák átfedésének köszönhető, amelyek az s-pályák kivételével bizonyos térbeli orientációval rendelkeznek, ami a kovalens kötés irányultságához vezet.

A kovalens kötés iránya az atomok közötti elektronsűrűség elrendezése, amelyet a vegyértékpályák térbeli orientációja határoz meg, és biztosítja azok maximális átfedését.

Mivel az elektronpályák különböző alakúak és eltérő tájolásúak a térben, kölcsönös átfedésük különböző módon valósítható meg. Ennek függvényében σ-, π- és δ-kötéseket különböztetünk meg.

A szigma kötés (σ kötés) az elektronpályák átfedése úgy, hogy a maximális elektronsűrűség a két atommagot összekötő képzeletbeli vonal mentén koncentrálódik.

Szigmakötést két s elektron, egy s és egy p elektron, két p elektron vagy két d elektron alkothat. Az ilyen σ kötést az elektronpályák egy átfedési tartományának jelenléte jellemzi, ez mindig egyetlen, azaz csak egy elektronpár alkotja.

A „tiszta” pályák és a hibridizált pályák térbeli orientációjának változatossága nem mindig teszi lehetővé a pályák átfedésének lehetőségét a kötéstengelyen. A vegyértékpályák átfedése a kötés tengelyének mindkét oldalán előfordulhat – az úgynevezett „oldalsó” átfedés, amely leggyakrabban a π kötések kialakulása során fordul elő.

A pi kötés (π kötés) az elektronpályák átfedése, amelyben a maximális elektronsűrűség az atommagokat összekötő vonal (azaz a kötés tengelye) két oldalán koncentrálódik.

A pi-kötés létrejöhet két párhuzamos p-pálya, két d-pálya kölcsönhatásával, vagy olyan pályák egyéb kombinációival, amelyek tengelyei nem esnek egybe a kötéstengellyel.

Sémák π-kötések kialakítására feltételes A és B atomok között az elektronikus pályák oldalirányú átfedésével

4. Sokféleség. Ezt a jellemzőt az atomokat összekötő közös elektronpárok száma határozza meg. A kovalens kötés lehet egyszeres (egyszeres), kettős vagy hármas. Két atom közötti, egy közös elektronpárt használó kötést egyszeres kötésnek, két elektronpárt kettős kötésnek, három elektronpárt pedig hármas kötésnek nevezzük. Így a H 2 hidrogénmolekulában az atomok egyszeres kötéssel (H-H), az oxigénmolekulában O 2 - kettős kötéssel (B = O), a nitrogénmolekulában N 2 - hármas kötéssel (N) kapcsolódnak egymáshoz. ≡N). A kötések sokasága különösen fontos a szerves vegyületekben - szénhidrogénekben és származékaikban: az etánban C 2 H 6 egyszeres kötés (C-C) van a C atomok között, az etilénben C 2 H 4 kettős kötés (C = C) acetilénben C 2 H 2 - tripla (C ≡ C) (C ≡ C).

A kötési multiplicitás hatással van az energiára: a sokféleség növekedésével növekszik az ereje. A multiplicitás növelése a magok közötti távolság (kötéshossz) csökkenéséhez és a kötési energia növekedéséhez vezet.

A szénatomok közötti kötések sokasága: a) egyszeres σ-kötés az etánban H3C-CH3; b) kettős σ+π kötés etilénben H2C = CH2; c) hármas σ+π+π kötés acetilénben HC≡CH

5. Polaritás és polarizálhatóság. A kovalens kötés elektronsűrűsége eltérően is elhelyezkedhet az atommagok közötti térben.

A polaritás a kovalens kötés olyan tulajdonsága, amelyet az atommagok közötti elektronsűrűségnek a kapcsolódó atomokhoz viszonyított elhelyezkedése határoz meg.

Attól függően, hogy az elektronsűrűség hol helyezkedik el az atommagok közötti térben, megkülönböztetünk poláris és nem poláris kovalens kötéseket. A nempoláris kötés olyan kötés, amelyben a közös elektronfelhő szimmetrikusan helyezkedik el az összekapcsolt atomok magjaihoz képest, és egyformán tartozik mindkét atomhoz.

Az ilyen típusú kötéssel rendelkező molekulákat nempolárisnak vagy homonukleárisnak nevezzük (vagyis azokat, amelyek ugyanazon elem atomjait tartalmazzák). A nempoláris kötés általában homonukleáris molekulákban (H 2 , Cl 2, N 2 stb.) vagy ritkábban hasonló elektronegativitás értékű elemek atomjaiból képződő vegyületekben, például karborundum SiC-ben nyilvánul meg. A poláris (vagy heteropoláris) olyan kötés, amelyben a teljes elektronfelhő aszimmetrikus, és az egyik atom felé tolódik el.

A poláris kötésekkel rendelkező molekulákat polárisnak vagy heteronukleárisnak nevezzük. A poláris kötéssel rendelkező molekulákban az általánosított elektronpár a nagyobb elektronegativitású atom felé tolódik el. Ennek eredményeként ezen az atomon egy bizonyos részleges negatív töltés (δ-) jelenik meg, amelyet effektívnek neveznek, és egy kisebb elektronegativitású atomnak azonos nagyságú, de ellentétes előjelű részleges pozitív töltése (δ+). Például kísérletileg megállapították, hogy a hidrogén-klorid HCl molekulában a hidrogénatom effektív töltése δH=+0,17, a klóratomé pedig δCl=-0,17 az abszolút elektrontöltéshez képest.

Annak meghatározásához, hogy a poláris kovalens kötés elektronsűrűsége melyik irányba tolódik el, össze kell hasonlítani mindkét atom elektronjait. Az elektronegativitás növelése érdekében a leggyakoribb kémiai elemeket a következő sorrendben helyezzük el:

Poláris molekulákat nevezünk dipólusok — olyan rendszerek, amelyekben az atommagok pozitív töltéseinek és az elektronok negatív töltéseinek súlypontja nem esik egybe.

A dipólus egy olyan rendszer, amely két, egymástól bizonyos távolságra elhelyezkedő, egyenlő nagyságú és ellentétes előjelű pontszerű elektromos töltés kombinációja.

A vonzáspontok közötti távolságot dipólushossznak nevezzük, és l betűvel jelöljük. Egy molekula (vagy kötés) polaritását kvantitatívan a μ dipólusmomentum jellemzi, amely kétatomos molekula esetén egyenlő a dipólushossz és az elektrontöltés szorzatával: μ=el.

Az SI mértékegységekben a dipólusmomentumot [C × m]-ben (Coulomb-méterben) mérik, de gyakrabban a rendszeren kívüli mértékegységet [D] (debye) használják: 1D = 3,33 · 10 -30 C × m A kovalens molekulák dipólusmomentumai 0-4 D között, az ionosak pedig 4-11 D között változnak. Minél hosszabb a dipólus, annál polárisabb a molekula.

A molekulában lévő megosztott elektronfelhő elmozdulhat külső elektromos tér hatására, beleértve egy másik molekula vagy ion mezőjét is.

A polarizálhatóság egy kötés polaritásának megváltozása a kötést alkotó elektronok külső elektromos tér hatására bekövetkező elmozdulása következtében, ideértve egy másik részecske erőterét is.

Egy molekula polarizálhatósága az elektronok mobilitásától függ, ami annál erősebb, minél nagyobb a távolság az atommagoktól. Ezenkívül a polarizálhatóság függ az elektromos tér irányától és az elektronfelhők deformációs képességétől. Külső tér hatására a nem poláris molekulák polárissá, a poláris molekulák pedig még polárisabbá válnak, vagyis a molekulákban dipól indukálódik, amit redukált vagy indukált dipólnak nevezünk.

Az indukált (redukált) dipól képződésének sémája egy nem poláris molekulából egy poláris részecske - dipólus - erőterének hatására

A permanensekkel ellentétben az indukált dipólusok csak külső elektromos tér hatására keletkeznek. A polarizáció nemcsak a kötés polarizálhatóságát okozhatja, hanem annak felszakadását is, melynek során megtörténik az összekötő elektronpár átvitele az egyik atomra, és negatív és pozitív töltésű ionok keletkeznek.

A kovalens kötések polaritása és polarizálhatósága meghatározza a molekulák poláris reagensekkel szembeni reakciókészségét.

A kovalens kötést tartalmazó vegyületek tulajdonságai

A kovalens kötéssel rendelkező anyagokat két egyenlőtlen csoportra osztják: molekuláris és atomi (vagy nem molekuláris) csoportra, amelyekből sokkal kevesebb van, mint molekulárisra.

Normál körülmények között a molekuláris vegyületek különböző halmazállapotúak lehetnek: gázok (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), erősen illékony folyadékok (Br 2, H 2 O, C 2 H 5 OH ) vagy szilárd kristályos anyagok, amelyek többsége még nagyon enyhe melegítés mellett is gyorsan megolvad és könnyen szublimál (S 8, P 4, I 2, cukor C 12 H 22 O 11, „szárazjég” CO 2).

A molekuláris anyagok alacsony olvadás-, szublimációs és forráshőmérséklete a kristályokban fellépő nagyon gyenge intermolekuláris kölcsönhatásokkal magyarázható. Éppen ezért a molekuláris kristályokra nem jellemző a nagy szilárdság, keménység és elektromos vezetőképesség (jég vagy cukor). Ebben az esetben a poláris molekulákkal rendelkező anyagok magasabb olvadáspontú és forráspontúak, mint a nem polárisaké. Némelyikük oldható más poláris oldószerekben. Éppen ellenkezőleg, a nem poláris molekulákkal rendelkező anyagok jobban oldódnak a nem poláris oldószerekben (benzol, szén-tetraklorid). Így a jód, amelynek molekulái nem polárisak, nem oldódik poláris vízben, de oldódik apoláris CCl 4-ben és alacsony poláris alkoholban.

A kovalens kötéssel rendelkező nem molekuláris (atomi) anyagok (gyémánt, grafit, szilícium Si, kvarc SiO 2, karborundum SiC és mások) rendkívül erős kristályokat képeznek, a réteges szerkezetű grafit kivételével. Például a gyémánt kristályrács egy szabályos háromdimenziós váz, amelyben minden egyes sp 3 -hibridizált szénatom négy szomszédos atomhoz kapcsolódik σ kötésekkel. Valójában az egész gyémántkristály egyetlen hatalmas és nagyon erős molekula. Hasonló szerkezetűek a szilíciumkristályok, amelyeket széles körben használnak a rádióelektronikában és az elektronikai mérnökökben. Ha a gyémántban lévő C atomok felét Si atomokra cseréljük anélkül, hogy megzavarnánk a kristály vázszerkezetét, karborundum kristályt kapunk - szilícium-karbid SiC - egy nagyon kemény anyag, amelyet csiszolóanyagként használnak. És ha a szilícium kristályrácsába minden két Si atom közé egy O atom kerül, akkor a kvarc SiO 2 kristályszerkezete képződik - szintén nagyon kemény anyag, amelynek egy részét csiszolóanyagként is használják.

A gyémánt-, szilícium-, kvarc- és hasonló szerkezetű kristályok atomi kristályok, ezek hatalmas „szupermolekulák”, így szerkezeti képleteik nem ábrázolhatók teljes egészében, csak külön töredék formájában, pl.

Gyémánt, szilícium, kvarc kristályok

A nem molekuláris (atomi) kristályok, amelyek egy vagy két elem atomjaiból állnak, amelyeket kémiai kötéssel kapcsolnak össze, tűzálló anyagok közé sorolják. A magas olvadási hőmérsékletet az okozza, hogy nagy mennyiségű energiát kell fordítani az erős kémiai kötések megszakítására az atomkristályok olvasztásakor, és nem a gyenge intermolekuláris kölcsönhatások, mint a molekuláris anyagok esetében. Ugyanezen okból sok atomkristály nem olvad meg hevítéskor, hanem lebomlik, vagy azonnal gőzállapotba kerül (szublimáció), például a grafit 3700 o C-on szublimál.

A kovalens kötéssel rendelkező nem molekuláris anyagok vízben és más oldószerekben nem oldódnak (kivéve a grafitot, amely eredendően vezetőképes, és a félvezetőket - szilícium, germánium stb.).

Amelyben az egyik atom feladott egy elektront és kationná vált, a másik atom pedig elektront fogadott és anionná vált.

A kovalens kötés jellemző tulajdonságai - irányítottság, telítettség, polaritás, polarizálhatóság - meghatározzák a vegyületek kémiai és fizikai tulajdonságait.

A kapcsolat irányát az anyag molekulaszerkezete és molekulájának geometriai alakja határozza meg. A két kötés közötti szögeket kötésszögeknek nevezzük.

A telíthetőség az atomok azon képessége, hogy korlátozott számú kovalens kötést hozzanak létre. Az atom által alkotott kötések számát a külső atompályáinak száma korlátozza.

A kötés polaritását az elektronsűrűség egyenetlen eloszlása ​​okozza, amely az atomok elektronegativitásbeli különbségei miatt következik be. Ezen az alapon a kovalens kötéseket nem polárisra és polárisra osztják (nem poláris - egy kétatomos molekula azonos atomokból áll (H 2, Cl 2, N 2), és az egyes atomok elektronfelhői szimmetrikusan oszlanak el ezekhez az atomokhoz képest poláris - a kétatomos molekula különböző kémiai elemek atomjaiból áll, és az általános elektronfelhő az egyik atom felé tolódik, ezáltal aszimmetria alakul ki a molekulában az elektromos töltés eloszlásában, ami a molekula dipólusmomentumait generálja.

Egy kötés polarizálhatósága a kötés elektronjainak külső elektromos tér hatására bekövetkező elmozdulásában fejeződik ki, beleértve egy másik reagáló részecskét is. A polarizálhatóságot az elektronok mobilitása határozza meg. A kovalens kötések polaritása és polarizálhatósága meghatározza a molekulák poláris reagensekkel szembeni reakciókészségét.

A kétszeres Nobel-díjas L. Pauling azonban rámutatott, hogy „egyes molekulákban kovalens kötések vannak, amelyek egy vagy három elektronnak köszönhetőek a közös pár helyett”. A H 2 + molekuláris hidrogénionban egyelektronos kémiai kötés jön létre.

A molekuláris hidrogénion H2+ két protont és egy elektront tartalmaz. A molekuláris rendszer egyetlen elektronja kompenzálja a két proton elektrosztatikus taszítását, és 1,06 Å (a H 2 + kémiai kötés hossza) távolságban tartja őket. A molekuláris rendszer elektronfelhőjének elektronsűrűség-középpontja egyenlő távolságra van mindkét protontól α 0 =0,53 A Bohr-sugárnál, és a H 2 + molekuláris hidrogénion szimmetriaközéppontja.

Enciklopédiai YouTube

• 1 / 5

  A kovalens kötést két atom között megosztott elektronpár képezi, és ezeknek az elektronoknak két stabil pályát kell elfoglalniuk, mindegyik atomról egyet.

  A + + B → A: B

  A szocializáció eredményeként az elektronok feltöltött energiaszintet alkotnak. A kötés akkor jön létre, ha ezen a szinten az összenergiájuk kisebb, mint a kiindulási állapotban (és az energiakülönbség nem lesz több, mint a kötés energiája).

  A molekuláris pályák elmélete szerint két atompálya átfedése a legegyszerűbb esetben két molekulapálya (MO) kialakulásához vezet: összekötő MOÉs kötésgátló (lazítás) MO. A megosztott elektronok az alacsonyabb energiájú kötési MO-n helyezkednek el.

  Kötésképződés az atomok rekombinációja során

  Az interatomikus kölcsönhatás mechanizmusa azonban sokáig ismeretlen maradt. F. London csak 1930-ban vezette be a diszperziós vonzás fogalmát – a pillanatnyi és az indukált (indukált) dipólusok közötti kölcsönhatást. Jelenleg az atomok és molekulák fluktuáló elektromos dipólusai közötti kölcsönhatás által okozott vonzóerőket „londoni erőknek” nevezik.

  Az ilyen kölcsönhatás energiája egyenesen arányos az elektronikus polarizálhatóság α négyzetével, és fordítottan arányos két atom vagy molekula távolságával a hatodik hatványig.

  Kötésképződés donor-akceptor mechanizmussal

  A kovalens kötések kialakulásának előző részben vázolt homogén mechanizmusa mellett létezik egy heterogén mechanizmus - az ellentétes töltésű ionok - a H + proton és a negatív hidrogénion H - kölcsönhatása, az úgynevezett hidridion:

  H + + H - → H 2

  Az ionok közeledtével a hidridion kételektronos felhője (elektronpárja) a protonhoz vonzódik, és végül mindkét hidrogénmagban közös lesz, azaz kötő elektronpárrá alakul. Az elektronpárt ellátó részecskét donornak, az ezt az elektronpárt befogadó részecskét akceptornak nevezzük. A kovalens kötés kialakulásának ezt a mechanizmusát donor-akceptornak nevezik.

  H + + H 2 O → H 3 O +

  A proton megtámadja a vízmolekula magányos elektronpárját, és stabil kationt képez, amely savak vizes oldatában létezik.

  Hasonlóképpen, protont adnak az ammónia molekulához, hogy komplex ammóniumkationt képezzenek:

  NH 3 + H + → NH 4 +

  Ily módon (a kovalens kötés kialakulásának donor-akceptor mechanizmusa szerint) az óniumvegyületek nagy csoportját kapjuk, amely magában foglalja az ammóniumot, oxóniumot, foszfóniumot, szulfóniumot és más vegyületeket.

  A hidrogénmolekula egy elektronpár donoraként működhet, amely protonnal érintkezve molekuláris hidrogénion H 3 + képződéséhez vezet:

  H 2 + H + → H 3 +

  A molekuláris hidrogénion H 3 + kötő elektronpárja egyidejűleg három protonhoz tartozik.

  A kovalens kötés típusai

  Háromféle kovalens kémiai kötés létezik, amelyek a kialakulásának mechanizmusában különböznek:

  1. Egyszerű kovalens kötés. Kialakulásához minden atom egy párosítatlan elektront biztosít. Ha egyszerű kovalens kötés jön létre, az atomok alaki töltései változatlanok maradnak.

  • Ha az egyszerű kovalens kötést alkotó atomok azonosak, akkor a molekulában lévő atomok valódi töltései is azonosak, mivel a kötést alkotó atomok egyformán birtokolnak egy közös elektronpárt. Ezt a kapcsolatot hívják nem poláris kovalens kötés. Az egyszerű anyagoknak van ilyen kapcsolata, például: 2, 2, 2. De nem csak az azonos típusú nemfémek alkothatnak kovalens nempoláris kötést. Azok a nemfém elemek, amelyek elektronegativitása azonos jelentőségű, kovalens nempoláris kötést is képezhetnek, például a PH 3 molekulában a kötés kovalens nempoláris, mivel a hidrogén EO-ja megegyezik a foszfor EO-jával.
  • Ha az atomok különbözőek, akkor egy közös elektronpár birtoklásának fokát az atomok elektronegativitásának különbsége határozza meg. Egy nagyobb elektronegativitású atom erősebben vonz magához egy kötő elektronpárt, és valódi töltése negatív lesz. Egy kisebb elektronegativitású atom ennek megfelelően azonos nagyságú pozitív töltést kap. Ha két különböző nemfém között vegyület keletkezik, akkor az ilyen vegyületet ún kovalens poláris kötés.

  A C 2 H 4 etilénmolekulában kettős kötés található CH 2 = CH 2, elektronképlete: H:C::C:H. Az összes etilén atom magja ugyanabban a síkban található. Az egyes szénatomok három elektronfelhője három kovalens kötést képez más atomokkal ugyanabban a síkban (közelítőleg 120°-os szöggel). A szénatom negyedik vegyértékelektronjának felhője a molekula síkja felett és alatt helyezkedik el. Az ilyen, mindkét szénatomból álló elektronfelhők, amelyek részben átfedik egymást a molekula síkja felett és alatt, második kötést képeznek a szénatomok között. A szénatomok közötti első, erősebb kovalens kötést σ kötésnek nevezzük; a második, gyengébb kovalens kötést nevezzük π (\displaystyle \pi )- kommunikáció.

  Lineáris acetilén molekulában

  N-S≡S-N (N: S::: S: N)

  σ kötés van a szén- és hidrogénatom között, egy σ kötés két szénatom között és két π (\displaystyle \pi )- kötések ugyanazon szénatomok között. Kettő π (\displaystyle \pi )-kötések a σ-kötés hatásköre felett helyezkednek el két egymásra merőleges síkban.

  A C 6 H 6 ciklusos benzolmolekula mind a hat szénatomja ugyanabban a síkban található. A gyűrű síkjában lévő szénatomok között σ kötések vannak; Minden szénatomnak azonos kötése van a hidrogénatomokkal. A szénatomok három elektront költenek el, hogy létrehozzák ezeket a kötéseket. A szénatomok negyedik vegyértékelektronjaiból álló, nyolcas alakzatú felhők a benzolmolekula síkjára merőlegesen helyezkednek el. Mindegyik ilyen felhő egyformán átfedi a szomszédos szénatomok elektronfelhőit. Egy benzolmolekulában nem három különül el π (\displaystyle \pi )-kapcsolatok, de egyetlen π (\displaystyle \pi) dielektrikumok vagy félvezetők. Az atomkristályok tipikus példái (azok az atomok, amelyekben kovalens (atomi) kötések kapcsolódnak egymáshoz)

  És kételektronos háromközpontú kommunikáció.

  Figyelembe véve az M. Born hullámfüggvény statisztikai értelmezését, a kötőelektronok megtalálásának valószínűségi sűrűsége a molekula magjai közötti térben koncentrálódik (1. ábra). Az elektronpár taszítás elmélete ezeknek a pároknak a geometriai méreteit veszi figyelembe. Így az egyes periódusok elemeihez van egy elektronpár egy bizonyos átlagos sugara (Å):

  0,6 neonig terjedő elemekhez; 0,75 argonig terjedő elemeknél; 0,75 kriptonig és 0,8 xenonig.

  A kovalens kötés jellemző tulajdonságai

  A kovalens kötés jellemző tulajdonságai - irányítottság, telítettség, polaritás, polarizálhatóság - meghatározzák a vegyületek kémiai és fizikai tulajdonságait.

  • A kapcsolat irányát az anyag molekulaszerkezete és molekulájának geometriai alakja határozza meg.

  A két kötés közötti szögeket kötési szögeknek nevezzük.

  • A telíthetőség az atomok azon képessége, hogy korlátozott számú kovalens kötést hozzanak létre. Az atom által alkotott kötések számát a külső atompályáinak száma korlátozza.
  • A kötés polaritását az elektronsűrűség egyenetlen eloszlása ​​okozza, amely az atomok elektronegativitásának különbségeiből adódik.

  Ezen az alapon a kovalens kötéseket nem polárisra és polárisra osztják (nem poláris - a kétatomos molekula azonos atomokból áll (H 2, Cl 2, N 2), és az egyes atomok elektronfelhői szimmetrikusan oszlanak el ezekhez az atomokhoz képest poláris - a kétatomos molekula különböző kémiai elemek atomjaiból áll, és az általános elektronfelhő az egyik atom felé tolódik, ezáltal aszimmetria alakul ki a molekulában az elektromos töltés eloszlásában, ami a molekula dipólusmomentumait generálja.

  • Egy kötés polarizálhatósága a kötés elektronjainak külső elektromos tér hatására bekövetkező elmozdulásában fejeződik ki, beleértve egy másik reagáló részecskét is. A polarizálhatóságot az elektronok mobilitása határozza meg. A kovalens kötések polaritása és polarizálhatósága meghatározza a molekulák poláris reagensekkel szembeni reakciókészségét.

  A kétszeres Nobel-díjas L. Pauling azonban rámutatott, hogy „egyes molekulákban kovalens kötések vannak, amelyek egy vagy három elektronnak köszönhetőek a közös pár helyett”. A H 2 + molekuláris hidrogénionban egyelektronos kémiai kötés jön létre.

  A molekuláris hidrogénion H2+ két protont és egy elektront tartalmaz. A molekuláris rendszer egyetlen elektronja kompenzálja a két proton elektrosztatikus taszítását, és 1,06 Å (a H 2+ kémiai kötés hossza) távolságban tartja őket. A molekuláris rendszer elektronfelhőjének elektronsűrűségének középpontja egyenlő távolságra van mindkét protontól α 0 = 0,53 A Bohr-sugárnál, és a H 2 + molekulahidrogénion szimmetriaközéppontja.

  A kifejezés története

  A "kovalens kötés" kifejezést először a Nobel-díjas Irving Langmuir használta 1919-ben. A kifejezés az elektronok megosztott birtoklásából adódó kémiai kötésre utalt, szemben a fémes kötéssel, amelyben az elektronok szabadok voltak, vagy az ionos kötést, amelyben az egyik atom elektront adott és kationná alakult. a másik atom befogadott egy elektront és anionná vált.

  Oktatási kommunikáció

  A kovalens kötést két atom között megosztott elektronpár képezi, és ezeknek az elektronoknak két stabil pályát kell elfoglalniuk, mindegyik atomról egyet.

  A + + B → A: B

  A szocializáció eredményeként az elektronok feltöltött energiaszintet alkotnak. Kötés akkor jön létre, ha ezen a szinten az összenergiájuk kisebb, mint a kiindulási állapotban (és az energiakülönbség nem lesz több, mint a kötés energiája).

  A molekuláris pályák elmélete szerint két atompálya átfedése a legegyszerűbb esetben két molekulapálya (MO) kialakulásához vezet: összekötő MOÉs kötésgátló (lazítás) MO. A megosztott elektronok az alacsonyabb energiájú kötési MO-n helyezkednek el.

  Kötésképződés az atomok rekombinációja során

  Az interatomikus kölcsönhatás mechanizmusa azonban sokáig ismeretlen maradt. F. London csak 1930-ban vezette be a diszperziós vonzás fogalmát – a pillanatnyi és az indukált (indukált) dipólusok közötti kölcsönhatást. Jelenleg az atomok és molekulák fluktuáló elektromos dipólusai közötti kölcsönhatás által okozott vonzó erőket „Londoni erőknek” nevezik.

  Az ilyen kölcsönhatás energiája egyenesen arányos az elektronikus polarizálhatóság α négyzetével, és fordítottan arányos két atom vagy molekula távolságával a hatodik hatványig.

  Kötésképződés donor-akceptor mechanizmussal

  A kovalens kötések kialakulásának előző részben vázolt homogén mechanizmusa mellett létezik egy heterogén mechanizmus - az ellentétes töltésű ionok - a H + proton és a negatív hidrogénion H - kölcsönhatása, az úgynevezett hidridion:

  H + + H - → H 2

  Az ionok közeledtével a hidridion kételektronos felhője (elektronpárja) a protonhoz vonzódik, és végül mindkét hidrogénmagban közös lesz, azaz kötő elektronpárrá alakul. Az elektronpárt ellátó részecskét donornak, az ezt az elektronpárt befogadó részecskét akceptornak nevezzük. A kovalens kötés kialakulásának ezt a mechanizmusát donor-akceptornak nevezik.

  H + + H 2 O → H 3 O +

  A proton megtámadja a vízmolekula magányos elektronpárját, és stabil kationt képez, amely savak vizes oldatában létezik.

  Hasonlóképpen, protont adnak az ammónia molekulához, hogy komplex ammóniumkationt képezzenek:

  NH 3 + H + → NH 4 +

  Ily módon (a kovalens kötés kialakulásának donor-akceptor mechanizmusa szerint) az óniumvegyületek nagy csoportját kapjuk, amely magában foglalja az ammóniumot, oxóniumot, foszfóniumot, szulfóniumot és más vegyületeket.

  A hidrogénmolekula egy elektronpár donoraként működhet, amely protonnal érintkezve molekuláris hidrogénion H 3 + képződéséhez vezet:

  H 2 + H + → H 3 +

  A molekuláris hidrogénion H 3 + kötő elektronpárja egyidejűleg három protonhoz tartozik.

  A kovalens kötés típusai

  Háromféle kovalens kémiai kötés létezik, amelyek a kialakulásának mechanizmusában különböznek:

  1. Egyszerű kovalens kötés. Kialakulásához minden atom egy párosítatlan elektront biztosít. Ha egyszerű kovalens kötés jön létre, az atomok alaki töltései változatlanok maradnak.

  • Ha az egyszerű kovalens kötést alkotó atomok azonosak, akkor a molekulában lévő atomok valódi töltései is azonosak, mivel a kötést alkotó atomok egyformán birtokolnak egy közös elektronpárt. Ezt a kapcsolatot hívják nem poláris kovalens kötés. Az egyszerű anyagoknak van ilyen kapcsolata, például: 2, 2, 2. De nem csak az azonos típusú nemfémek alkothatnak kovalens nempoláris kötést. Azok a nemfém elemek, amelyek elektronegativitása azonos jelentőségű, kovalens nempoláris kötést is képezhetnek, például a PH 3 molekulában a kötés kovalens nempoláris, mivel a hidrogén EO-ja megegyezik a foszfor EO-jával.
  • Ha az atomok különbözőek, akkor egy közös elektronpár birtoklásának fokát az atomok elektronegativitásának különbsége határozza meg. Egy nagyobb elektronegativitású atom erősebben vonz magához egy kötő elektronpárt, és valódi töltése negatív lesz. Egy kisebb elektronegativitású atom ennek megfelelően azonos nagyságú pozitív töltést kap. Ha két különböző nemfém között vegyület keletkezik, akkor az ilyen vegyületet ún kovalens poláris kötés.

  A C 2 H 4 etilénmolekulában kettős kötés található CH 2 = CH 2, elektronképlete: H:C::C:H. Az összes etilén atom magja ugyanabban a síkban található. Az egyes szénatomok három elektronfelhője három kovalens kötést képez más atomokkal ugyanabban a síkban (közelítőleg 120°-os szöggel). A szénatom negyedik vegyértékelektronjának felhője a molekula síkja felett és alatt helyezkedik el. Az ilyen, mindkét szénatomból álló elektronfelhők, amelyek részben átfedik egymást a molekula síkja felett és alatt, második kötést képeznek a szénatomok között. A szénatomok közötti első, erősebb kovalens kötést σ kötésnek nevezzük; a második, gyengébb kovalens kötést nevezzük π (\displaystyle \pi )- kommunikáció.