Csak kovalens kötés. Kovalens kémiai kötés. A kémiai kötés típusai: kovalens kötés

Az ionizációs energiára (IE), a PEI-re és a stabil molekulák összetételére vonatkozó adatok - tényleges értékeik és összehasonlításaik - mind a szabad atomok, mind a molekulákba kötött atomok esetében lehetővé teszik számunkra, hogy megértsük, hogyan alkotnak az atomok molekulákat a kovalens kötés mechanizmusán keresztül.

KOVALENS KÖTÉS- (a latin „co” és a „vales” szóból, amelyek erővel bírnak) (homeopoláris kötés), kémiai kötés két atom között, amely akkor jön létre, amikor az ezekhez az atomokhoz tartozó elektronokat megosztjuk. Az egyszerű gázok molekuláiban az atomokat kovalens kötés köti össze. Egy kötésnek nevezzük azt a kötést, amelyben egy megosztott elektronpár van; Vannak kettős és hármas kötések is.

Nézzünk meg néhány példát, hogy lássuk, hogyan határozhatjuk meg szabályaink segítségével, hogy egy atom hány kovalens kémiai kötést tud kialakítani, ha ismerjük az adott atom külső héjában lévő elektronok számát és az atommag töltését. Az atommag töltését és a külső héj elektronjainak számát kísérletileg határozzuk meg, és az elemtáblázatban szerepel.

A kovalens kötések lehetséges számának kiszámítása

Például számoljuk meg a kovalens kötések számát, amelyek nátriumot képezhetnek ( Na), alumínium (Al), foszfor (P),és klór ( Cl). Nátrium ( Na)és alumínium ( Al) A külső héjban 1, illetve 3 elektron van, és az első szabály szerint (a kovalens kötés kialakulásának mechanizmusához egy elektront használnak a külső héjban) alkothatnak: nátriumot (Na)- 1 és alumínium ( Al)- 3 kovalens kötés. A kötés kialakulása után a nátrium külső héjában lévő elektronok száma ( Na)és alumínium ( Al) egyenlő 2, illetve 6; azaz kisebb, mint az ezen atomok maximális száma (8). foszfor ( P)és klór ( Cl) A külső héjon 5, illetve 7 elektron van, és a fent említett törvények közül a második szerint 5 és 7 kovalens kötést alkothatnak. A negyedik törvénynek, a kovalens kötés kialakulásának megfelelően ezen atomok külső héján lévő elektronok száma 1-gyel nő. A hatodik törvény szerint kovalens kötés kialakulásakor a külső héjon lévő elektronok száma A kötött atomok száma nem lehet több 8-nál. Vagyis a foszfor ( P) csak 3 kötést képezhet (8-5 = 3), míg a klór ( Cl) csak egyet alkothat (8-7 = 1).

Példa: Az elemzés alapján felfedeztük, hogy egy bizonyos anyag nátriumatomokból áll (Na)és klór ( Cl). A kovalens kötések kialakulásának mechanizmusának törvényszerűségeit ismerve elmondhatjuk, hogy a nátrium ( Na) csak 1 kovalens kötést képezhet. Így feltételezhetjük, hogy minden nátriumatom ( Na) kötődik a klóratomhoz ( Cl) egy kovalens kötésen keresztül ebben az anyagban, és hogy ez az anyag egy atom molekuláiból áll NaCl. Ennek a molekulának a szerkezeti képlete: Na-Cl. Itt a kötőjel (-) kovalens kötést jelöl. Ennek a molekulának az elektronikus képlete a következőképpen mutatható be:
. .
Na:Cl:
. .
Az elektronikus képletnek megfelelően a nátriumatom külső héján ( Na) V NaCl 2 elektron van, és a klóratom külső héján ( Cl) 8 elektron van. Ebben a képletben a nátriumatomok közötti elektronok (pontok) Na)És klór (Cl) kötő elektronok. Mivel a klór PEI ( Cl) egyenlő 13 eV-tal, és a nátrium esetében (Na) egyenlő 5,14 eV, a kötő elektronpár sokkal közelebb van az atomhoz Cl mint egy atomnak Na. Ha a molekulát alkotó atomok ionizációs energiái nagyon eltérőek, akkor a kialakuló kötés poláris kovalens kötés.

Nézzünk egy másik esetet. Az elemzés alapján felfedeztük, hogy egy bizonyos anyag alumínium atomokból áll ( Al)és klóratomok ( Cl). alumíniumból ( Al) a külső héjban 3 elektron van; így 3 kovalens kémiai kötést tud kialakítani, miközben klór (Cl), mint az előző esetben, csak 1 kötést képezhet. Ezt az anyagot úgy mutatják be AlCl3, és ennek elektronikus képlete a következőképpen szemléltethető:

3.1. ábra. Elektronikus képletAlCl 3

amelynek szerkezeti képlete:
Cl - Al - Cl
Cl

Ez az elektronikus képlet azt mutatja AlCl3 a klóratomok külső héján ( Cl) 8 elektron van, míg az alumíniumatom külső héja ( Al) van belőlük 6. A kovalens kötés kialakulásának mechanizmusa szerint mindkét kötőelektron (atomonként egy) a kötött atomok külső héjára kerül.

Több kovalens kötés

Azok az atomok, amelyeknek a külső héjában egynél több elektron van, nem egy, hanem több kovalens kötést is kialakíthatnak egymással. Az ilyen kapcsolatokat többszörösnek (gyakrabban többszörösei) kapcsolatokat. Ilyen kötések például a nitrogénmolekulák kötései ( N= N) és oxigén ( O=O).

Az egyes atomok összekapcsolódása során létrejövő kötést nevezzük homoatom kovalens kötés, pl Ha az atomok különbözőek, akkor a kötést ún heteroatom kovalens kötés[A "homo" és a "hetero" görög előtagok ugyanazt és mást jelentenek].

Képzeljük el, hogyan néz ki valójában egy molekula páros atomokkal. A legegyszerűbb molekula páros atomokkal a hidrogénmolekula.

Meghatározás

A kovalens kötés egy kémiai kötés, amelyet az atomok hoznak létre, amelyek megosztják egymással vegyértékelektronjaikat. A kovalens kötés kialakulásának előfeltétele az atompályák (AO) átfedése, amelyekben a vegyértékelektronok találhatók. A legegyszerűbb esetben két AO átfedése két molekulapálya (MO) kialakulásához vezet: egy kötő MO és egy antikötő (antibonding) MO. A megosztott elektronok az alacsonyabb energiájú kötési MO-n helyezkednek el:

Oktatási kommunikáció

Kovalens kötés (atomi kötés, homeopoláris kötés) - két atom közötti kötés két elektron elektronmegosztása miatt - mindegyik atomból egy:

A. + B. -> A: B

Emiatt a homeopoláris kapcsolat irányított. A kötést végző elektronpár egyszerre tartozik mindkét kötött atomhoz, például:

	..		..						..
:	Cl	:	Cl	:			H	:	O	:	H
	..		..						..

A kovalens kötés típusai

Háromféle kovalens kémiai kötés létezik, amelyek a kialakulásuk 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, az ilyen kötést nem poláris kovalensnek nevezzük. kötvény. Ha az atomok különbözőek, akkor a közös elektronpár birtoklásának fokát az atomok elektronegativitásának különbsége határozza meg, a nagyobb elektronegativitással rendelkező atomnak nagyobb mértékben van kötőelektronpárja, és ezért igaz töltés negatív előjelű, egy kisebb elektronegativitású atom ugyanazt a töltést kapja, de pozitív előjellel.

A szigma (σ)-, pi (π)-kötések a szerves vegyületek molekuláiban lévő kovalens kötések típusainak hozzávetőleges leírása, a σ-kötésre az a jellemző, hogy az elektronfelhő sűrűsége az összekötő tengely mentén maximális az atommagok. A π kötés kialakulásakor az elektronfelhők úgynevezett laterális átfedése következik be, és az elektronfelhő sűrűsége maximum a σ kötéssík „felett” és „alatt” van. Vegyünk például etilént, acetilént és benzolt.

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. A két szénatom ilyen elektronfelhői, 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 π kötésnek nevezzük.

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 kötés ugyanazon szénatomok között. Két π-kötés található a σ-kötés hatásköre felett, 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 különálló π kötés jön létre, hanem egyetlen, hat elektronból álló π elektronrendszer, amely minden szénatomra közös. A benzolmolekulában a szénatomok közötti kötések pontosan megegyeznek.

Az elektronok megosztása (közös elektronpárok kialakítása) eredményeként kovalens kötés jön létre, amely az elektronfelhők átfedése során jön létre. A kovalens kötés kialakulása két atom elektronfelhőit foglalja magában. A kovalens kötéseknek két fő típusa van:

• Egyazon kémiai elem nemfém atomjai között kovalens nempoláris kötés jön létre. Az egyszerű anyagok, például az O 2 ilyen kapcsolattal rendelkeznek; N 2; C 12.
• Poláris kovalens kötés jön létre a különböző nemfémek atomjai között.

Lásd még

Irodalom

• „Chemical Encyclopedic Dictionary”, M., „Soviet Encyclopedia”, 1983, 264. o.

Szerves kémia
Szerves vegyületek listája

Szerkezeti kémia
Kémiai kötés:	Aromás | Kovalens kötés| Ionos kötés | Fém csatlakozás | Hidrogénkötés | Donor-elfogadó kötvény | Tautomeria
Szerkezeti megjelenítés:	Funkcionális csoport | Szerkezeti képlet | Kémiai képlet | Ligand
Elektronikus tulajdonságok:	Elektronegativitás | Elektronaffinitás | Ionizációs energia | Dipólus | Oktett szabály
Sztereokémia:	Aszimmetrikus atom | Izomerizmus | Konfiguráció | Kiralitás | Konformáció

Wikimédia Alapítvány. 2010.

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 elektronelméletének kidolgozására. A legsikeresebbek Lewis (1916) munkái voltak, aki azt javasolta, hogy a kötés létrejöttét a két atomban közös 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 pontok segítségével ábrázoljuk a párosítatlan elektronok következtében 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 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, és a kölcsönható 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 (a külső energiaszint s- és p-pályái, valamint a 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 szénatom 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

Az ilyen 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 tetraéderestől: az NH 3 molekulában 107,3 ​​0, a H 2 O molekulában 104,5 0. Az ilyen eltérések magyarázata az, hogy 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 H atommal két kötés kialakításában vesznek részt, és két kételektronpár megosztatlan marad, azaz csak a H atomhoz tartozik.Ez növeli az O atom körüli elektronsűrűség-eloszlás aszimmetriáját, ill. 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. -akceptor 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 átfedésének egy tartományának jelenléte jellemzi; ez mindig egyszeres, 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 a magközi 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 a kapcsolódó atomok magjaihoz képest, és mindkét atomhoz egyformán tartozik.

Az ilyen típusú kötéssel rendelkező molekulákat nempolárisnak vagy homonukleárisnak nevezik (vagyis azokat, amelyek ugyanazon elem atomjait tartalmazzák). A nempoláris kötés általában homonukleáris molekulákban (H 2, Cl 2, N 2 stb.) vagy ritkábban hasonló elektronegativitási 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:

A poláris molekulákat ún 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 dipólusmomentum mértékegysége [C × m] (Coulomb-méter), de a rendszeren kívüli mértékegységet [D] (debye) gyakrabban 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 határozza meg 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 oldószerben. 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, 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 oldhatatlanok, legtöbbjük nem vezet elektromos áramot (kivéve a grafitot, amely eredendően vezető, és a félvezetőket - szilícium, germánium stb.).

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 az atom azon képességeként fogható fel, 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 újraelosztása 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 rossz vízoldhatóság 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-eloszlásuk 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.

Kovalens kötés nemfémek kölcsönhatásával jön létre. A nemfém atomok nagy elektronegativitásúak, és hajlamosak a külső elektronréteget idegen elektronokkal kitölteni. Két ilyen atom stabil állapotba kerülhet, ha egyesítik elektronjaikat .

Tekintsük a kovalens kötés kialakulását egyszerű anyagokat.

1.Hidrogénmolekula kialakulása.

Minden atom hidrogén egy elektronja van. A stabil állapotba való átmenethez még egy elektronra van szüksége.

Amikor két atom közel kerül egymáshoz, az elektronfelhők átfedik egymást. Megosztott elektronpár jön létre, amely a hidrogénatomokat molekulává köti.

A két atommag közötti térben több elektron osztozik, mint más helyeken. Olyan terület, ahol megnövekedett elektronsűrűségés negatív töltés. A pozitív töltésű atommagok vonzódnak hozzá, és molekula keletkezik.

Ebben az esetben minden atom egy befejezett kételektronos külső szintet kap, és stabil állapotba kerül.

Egy közös elektronpár képződéséből adódó kovalens kötést egyszeresnek nevezzük.

Megosztott elektronpárok (kovalens kötések) jönnek létre párosítatlan elektronok, a kölcsönhatásban lévő atomok külső energiaszintjein helyezkedik el.

A hidrogénnek egy párosítatlan elektronja van. Más elemeknél a számuk 8 - csoportszám.

Nemfémek VII A csoportok (halogének) pedig egy páratlan elektront tartalmaznak a külső rétegen.

Nem fémekben VI A csoportoknak (oxigén, kén) két ilyen elektronja van.

Nem fémekben VÉs a csoportoknak (nitrogén, foszfor) három párosítatlan elektronja van.

2.Fluormolekula kialakulása.

Atom fluorid hét elektronja van a külső szinten. Közülük hatan alkotnak párat, a hetedik pedig páratlan.

Amikor atomok kapcsolódnak össze, egy közös elektronpár jön létre, azaz egy kovalens kötés jön létre. Minden atom egy befejezett nyolcelektronos külső réteget kap. A fluormolekulában lévő kötés is egyszeres. Ugyanazok az egyes kötések léteznek a molekulákban klór, bróm és jód .

Ha az atomoknak több párosítatlan elektronja van, akkor két vagy három közös pár jön létre.

3.Oxigénmolekula kialakulása.

Az atomnál oxigén a külső szinten két párosítatlan elektron található.

Amikor két atom kölcsönhatásba lép oxigén két közös elektronpár keletkezik. Minden atom a külső szintjét legfeljebb nyolc elektronnal tölti meg. Az oxigénmolekula kettős kötést tartalmaz.