Tylko wiązanie kowalencyjne. Kowalencyjne wiązanie chemiczne. Rodzaje wiązań chemicznych: wiązanie kowalencyjne

Dane dotyczące energii jonizacji (IE), PEI oraz składu stabilnych cząsteczek – ich rzeczywiste wartości i porównania – zarówno wolnych atomów, jak i atomów związanych w cząsteczkach, pozwalają nam zrozumieć, w jaki sposób atomy tworzą cząsteczki poprzez mechanizm wiązania kowalencyjnego.

WIĄZANIE KOWALENCYJNE- (od łacińskiego „co” razem i „wale” mające siłę) (wiązanie homeopolarne), wiązanie chemiczne między dwoma atomami, które powstaje, gdy elektrony należące do tych atomów są wspólne. Atomy w cząsteczkach prostych gazów są połączone wiązaniami kowalencyjnymi. Wiązanie, w którym występuje jedna wspólna para elektronów, nazywa się wiązaniem pojedynczym; Istnieją również wiązania podwójne i potrójne.

Przyjrzyjmy się kilku przykładom, aby zobaczyć, jak możemy wykorzystać nasze reguły do ​​określenia liczby kowalencyjnych wiązań chemicznych, które może utworzyć atom, jeśli znamy liczbę elektronów w zewnętrznej powłoce danego atomu i ładunek jego jądra. Ładunek jądra i liczbę elektronów w powłoce zewnętrznej wyznacza się eksperymentalnie i umieszcza w tabeli pierwiastków.

Obliczanie możliwej liczby wiązań kowalencyjnych

Na przykład policzmy liczbę wiązań kowalencyjnych, które mogą tworzyć sód ( Nie), aluminium (Glin), fosfor (P), i chlor ( Cl). Sód ( Nie) i aluminium ( Glin) mają odpowiednio 1 i 3 elektrony w powłoce zewnętrznej i zgodnie z pierwszą zasadą (do mechanizmu tworzenia wiązania kowalencyjnego wykorzystuje się jeden elektron w powłoce zewnętrznej) mogą tworzyć: sód (Nie)- 1 i aluminium ( Glin)- 3 wiązania kowalencyjne. Po utworzeniu wiązania liczba elektronów w zewnętrznych powłokach sodu ( Nie) i aluminium ( Glin) równe odpowiednio 2 i 6; tj. mniej niż maksymalna liczba (8) dla tych atomów. Fosfor ( P) i chlor ( Cl) mają odpowiednio 5 i 7 elektronów na zewnętrznej powłoce i zgodnie z drugim z wymienionych praw mogą tworzyć 5 i 7 wiązań kowalencyjnych. Zgodnie z czwartym prawem tworzenia wiązania kowalencyjnego liczba elektronów na zewnętrznej powłoce tych atomów wzrasta o 1. Zgodnie z szóstym prawem, gdy tworzy się wiązanie kowalencyjne, liczba elektronów na zewnętrznej powłoce związanych atomów nie może być więcej niż 8. To znaczy fosfor ( P) może tworzyć tylko 3 wiązania (8-5 = 3), natomiast chlor ( Cl) może utworzyć tylko jeden (8-7 = 1).

Przykład: Na podstawie analizy odkryliśmy, że dana substancja składa się z atomów sodu (Nie) i chlor ( Cl). Znając prawidłowości mechanizmu powstawania wiązań kowalencyjnych, możemy powiedzieć, że sód ( Nie) może tworzyć tylko 1 wiązanie kowalencyjne. Możemy zatem założyć, że każdy atom sodu ( Nie) związany z atomem chloru ( Cl) poprzez wiązanie kowalencyjne w tej substancji i że substancja ta składa się z cząsteczek atomu NaCl. Wzór strukturalny tej cząsteczki: Na-Cl. Tutaj myślnik (-) oznacza wiązanie kowalencyjne. Wzór elektronowy tej cząsteczki można przedstawić w następujący sposób:
. .
Na:Cl:
. .
Zgodnie ze wzorem elektronicznym na zewnętrznej powłoce atomu sodu ( Nie) V NaCl są 2 elektrony, a na zewnętrznej powłoce atom chloru ( Cl) jest 8 elektronów. W tym wzorze elektrony (kropki) pomiędzy atomami sodu ( Nie) I chlor (Cl) wiążą elektrony. Ponieważ PEI chloru ( Cl) wynosi 13 eV, a dla sodu (Nie) wynosi 5,14 eV, para wiążąca elektronów jest znacznie bliżej atomu kl niż do atomu Nie. Jeśli energie jonizacji atomów tworzących cząsteczkę są bardzo różne, wówczas utworzone wiązanie będzie takie polarny wiązanie kowalencyjne.

Rozważmy inny przypadek. Na podstawie analizy odkryliśmy, że pewna substancja składa się z atomów glinu ( Glin) i atomy chloru ( Cl). Z aluminium ( Glin) na powłoce zewnętrznej znajdują się 3 elektrony; w ten sposób może tworzyć 3 kowalencyjne wiązania chemiczne chlor (Cl), podobnie jak w poprzednim przypadku, może utworzyć tylko 1 wiązanie. Substancja ta jest prezentowana jako AlCl3, a jego formułę elektroniczną można zilustrować w następujący sposób:

Rysunek 3.1. Formuła elektronicznaAlCl 3

którego wzór na strukturę to:
Cl-Al-Cl
kl

Pokazuje to elektroniczna formuła AlCl3 na zewnętrznej powłoce atomów chloru ( kl) jest 8 elektronów, natomiast zewnętrzna powłoka atomu glinu ( Glin) jest ich 6. Zgodnie z mechanizmem powstawania wiązania kowalencyjnego oba elektrony wiążące (po jednym z każdego atomu) trafiają na zewnętrzne powłoki połączonych atomów.

Wiele wiązań kowalencyjnych

Atomy, które mają więcej niż jeden elektron w swojej zewnętrznej powłoce, mogą tworzyć ze sobą nie jedno, ale kilka wiązań kowalencyjnych. Takie połączenia nazywane są wielokrotnymi (częściej wielokrotności) połączenia. Przykładami takich wiązań są wiązania cząsteczek azotu ( N= N) i tlen ( O=O).

Wiązanie powstałe w wyniku połączenia pojedynczych atomów nazywa się homoatomowe wiązanie kowalencyjne, np Jeśli atomy są różne, wówczas nazywa się wiązanie heteroatomowe wiązanie kowalencyjne[Greckie przedrostki „homo” i „hetero” oznaczają odpowiednio to samo i różne].

Wyobraźmy sobie, jak faktycznie wygląda cząsteczka ze sparowanymi atomami. Najprostszą cząsteczką ze sparowanymi atomami jest cząsteczka wodoru.

Definicja

Wiązanie kowalencyjne to wiązanie chemiczne utworzone przez atomy dzielące swoje elektrony walencyjne. Warunkiem powstania wiązania kowalencyjnego jest nakładanie się orbitali atomowych (AO), w których znajdują się elektrony walencyjne. W najprostszym przypadku nakładanie się dwóch AO prowadzi do powstania dwóch orbitali molekularnych (MO): MO wiążącego i MO antywiązania (antywiązania). Wspólne elektrony znajdują się w wiązaniu MO o niższej energii:

Komunikacja Edukacyjna

Wiązanie kowalencyjne (wiązanie atomowe, wiązanie homeopolarne) - wiązanie pomiędzy dwoma atomami na skutek współdzielenia elektronów przez dwa elektrony - po jednym z każdego atomu:

A. + B. -> A: B

Z tego powodu relacja homeopolarna jest kierunkowa. Para elektronów wykonująca wiązanie należy jednocześnie do obu związanych atomów, np.:

	..		..						..
:	kl	:	kl	:			H	:	O	:	H
	..		..						..

Rodzaje wiązań kowalencyjnych

Wyróżnia się trzy rodzaje kowalencyjnych wiązań chemicznych, różniące się mechanizmem ich powstawania:

1. Proste wiązanie kowalencyjne. Do jego powstania każdy atom dostarcza jeden niesparowany elektron. Kiedy tworzy się proste wiązanie kowalencyjne, ładunki formalne atomów pozostają niezmienione. Jeśli atomy tworzące proste wiązanie kowalencyjne są takie same, to prawdziwe ładunki atomów w cząsteczce są również takie same, ponieważ atomy tworzące wiązanie w równym stopniu posiadają wspólną parę elektronów, takie wiązanie nazywa się kowalencyjnym niepolarnym obligacja. Jeżeli atomy są różne, to o stopniu posiadania wspólnej pary elektronów decyduje różnica elektroujemności atomów, atom o większej elektroujemności ma w większym stopniu parę wiążących się elektronów, a zatem jego prawdziwa ładunek ma znak ujemny, atom o niższej elektroujemności otrzymuje ten sam ładunek, ale ze znakiem dodatnim.

Wiązania Sigma (σ)-, pi (π) są przybliżonym opisem rodzajów wiązań kowalencyjnych w cząsteczkach związków organicznych; wiązanie σ charakteryzuje się tym, że gęstość chmury elektronów jest maksymalna wzdłuż osi łączącej jądra atomowe. Kiedy tworzy się wiązanie π, następuje tzw. boczne nakładanie się chmur elektronów, a gęstość chmury elektronów jest maksymalna „powyżej” i „poniżej” płaszczyzny wiązania σ. Weźmy na przykład etylen, acetylen i benzen.

W cząsteczce etylenu C 2 H 4 występuje wiązanie podwójne CH 2 = CH 2, jego wzór elektroniczny: H:C::C:H. Jądra wszystkich atomów etylenu znajdują się w tej samej płaszczyźnie. Trzy chmury elektronów każdego atomu węgla tworzą trzy wiązania kowalencyjne z innymi atomami w tej samej płaszczyźnie (z kątami między nimi około 120°). Chmura czwartego elektronu walencyjnego atomu węgla znajduje się powyżej i poniżej płaszczyzny cząsteczki. Takie chmury elektronów obu atomów węgla, częściowo zachodzące na siebie powyżej i poniżej płaszczyzny cząsteczki, tworzą drugie wiązanie pomiędzy atomami węgla. Pierwsze, silniejsze wiązanie kowalencyjne między atomami węgla nazywa się wiązaniem σ; drugie, słabsze wiązanie kowalencyjne nazywa się wiązaniem π.

W liniowej cząsteczce acetylenu

N-S≡S-N (N: S::: S: N)

istnieją wiązania σ między atomami węgla i wodoru, jedno wiązanie σ między dwoma atomami węgla i dwa wiązania π między tymi samymi atomami węgla. Dwa wiązania π znajdują się nad sferą działania wiązania σ w dwóch wzajemnie prostopadłych płaszczyznach.

Wszystkie sześć atomów węgla cyklicznej cząsteczki benzenu C 6 H 6 leży w tej samej płaszczyźnie. Pomiędzy atomami węgla w płaszczyźnie pierścienia występują wiązania σ; Każdy atom węgla ma takie same wiązania z atomami wodoru. Atomy węgla wydają trzy elektrony, aby utworzyć te wiązania. Chmury czwartych elektronów walencyjnych atomów węgla, w kształcie ósemek, są rozmieszczone prostopadle do płaszczyzny cząsteczki benzenu. Każda taka chmura pokrywa się w równym stopniu z chmurami elektronów sąsiadujących atomów węgla. W cząsteczce benzenu nie powstają trzy oddzielne wiązania π, ale pojedynczy układ elektronów π składający się z sześciu elektronów, wspólny dla wszystkich atomów węgla. Wiązania między atomami węgla w cząsteczce benzenu są dokładnie takie same.

Wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku podziału elektronów (tworząc wspólne pary elektronów), co następuje podczas nakładania się chmur elektronów. Tworzenie wiązania kowalencyjnego obejmuje chmury elektronów dwóch atomów. Istnieją dwa główne typy wiązań kowalencyjnych:

• Kowalencyjne wiązanie niepolarne powstaje pomiędzy atomami niemetali tego samego pierwiastka chemicznego. Proste substancje, na przykład O 2, mają takie połączenie; N2; C 12.
• Polarne wiązanie kowalencyjne powstaje pomiędzy atomami różnych niemetali.

Zobacz też

Literatura

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

Chemia organiczna
Lista związków organicznych

Chemia strukturalna
Wiązanie chemiczne:	Aromatyczność | Wiązanie kowalencyjne| Wiązanie jonowe | Połączenie metalowe | Wiązanie wodorowe | Więź dawca-akceptor | Tautomeryzm
Wyświetlanie struktury:	Grupa funkcjonalna | Wzór strukturalny | Wzór chemiczny | Ligand
Właściwości elektroniczne:	Elektroujemność | Powinowactwo elektronowe | Energia jonizacji | Dipol | Reguła oktetu
Stereochemia:	Atom asymetryczny | Izomeria | Konfiguracja | Chiralność | Struktura

Fundacja Wikimedia. 2010.

Wiązanie kowalencyjne jest najczęstszym rodzajem wiązania chemicznego, realizowanym w wyniku interakcji o takich samych lub podobnych wartościach elektroujemności.

Wiązanie kowalencyjne to wiązanie między atomami przy użyciu wspólnych par elektronów.

Po odkryciu elektronu podjęto wiele prób opracowania elektronicznej teorii wiązania chemicznego. Największy sukces odniosły prace Lewisa (1916), który zaproponował rozważenie powstawania wiązania w wyniku pojawienia się par elektronowych wspólnych dla dwóch atomów. Aby to zrobić, każdy atom wnosi tę samą liczbę elektronów i stara się otoczyć oktetem lub dubletem elektronów charakterystycznym dla zewnętrznej konfiguracji elektronowej gazów szlachetnych. Graficznie tworzenie wiązań kowalencyjnych na skutek niesparowanych elektronów metodą Lewisa przedstawiono za pomocą kropek wskazujących zewnętrzne elektrony atomu.

Tworzenie wiązania kowalencyjnego według teorii Lewisa

Mechanizm powstawania wiązań kowalencyjnych

Główną cechą wiązania kowalencyjnego jest obecność wspólnej pary elektronów należących do obu chemicznie połączonych atomów, ponieważ obecność dwóch elektronów w polu działania dwóch jąder jest energetycznie korzystniejsza niż obecność każdego elektronu w polu własne jądro. Tworzenie wspólnej pary wiązań elektronowych może zachodzić poprzez różne mechanizmy, najczęściej poprzez wymianę, a czasami poprzez mechanizmy donor-akceptor.

Zgodnie z zasadą mechanizmu wymiany tworzenia wiązań kowalencyjnych, każdy z oddziałujących atomów dostarcza taką samą liczbę elektronów o spinach antyrównoległych, tworzących wiązanie. Np:

Ogólny schemat tworzenia wiązania kowalencyjnego: a) zgodnie z mechanizmem wymiany; b) zgodnie z mechanizmem donor-akceptor

Zgodnie z mechanizmem donor-akceptor, wiązanie dwuelektronowe powstaje, gdy oddziałują różne cząstki. Jednym z nich jest dawca A: ma niewspółdzieloną parę elektronów (to znaczy taką, która należy tylko do jednego atomu), a druga jest akceptorem W— ma wolny orbital.

Cząstka dostarczająca dwa elektrony (niewspółdzielona para elektronów) do wiązania nazywana jest donorem, a cząstka z pustym orbitalem, który przyjmuje tę parę elektronów, nazywana jest akceptorem.

Mechanizm tworzenia wiązania kowalencyjnego w wyniku chmury dwóch elektronów jednego atomu i pustego orbitalu drugiego nazywa się mechanizmem donor-akceptor.

Wiązanie donor-akceptor nazywa się inaczej półpolarnym, ponieważ na atomie dawcy powstaje częściowy efektywny ładunek dodatni δ+ (z powodu odchylenia się od niego jego niewspółdzielonej pary elektronów), a na atomie dawcy pojawia się częściowy efektywny ładunek ujemny δ- atom akceptora (ze względu na to, że następuje przesunięcie w jego kierunku niewspółdzielonej pary elektronów dawcy).

Przykładem prostego dawcy pary elektronów jest jon H — , który ma niewspółdzieloną parę elektronów. W wyniku dodania ujemnego jonu wodorkowego do cząsteczki, której centralny atom ma wolny orbital (oznaczony na schemacie jako pusta komórka kwantowa), np. BH 3, powstaje złożony jon kompleksowy BH 4 — z ładunkiem ujemnym (N — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4 ] -) :

Akceptorem pary elektronów jest jon wodoru lub po prostu proton H+. Jego dodanie do cząsteczki, której centralny atom ma niewspólną parę elektronów, na przykład do NH3, również prowadzi do powstania jonu kompleksowego NH4 +, ale z ładunkiem dodatnim:

Metoda wiązań walencyjnych

Pierwszy kwantowo-mechaniczna teoria wiązań kowalencyjnych został stworzony przez Heitlera i Londona (w 1927 r.) w celu opisania cząsteczki wodoru, a później został zastosowany przez Paulinga do cząsteczek wieloatomowych. Ta teoria nazywa się metoda wiązań walencyjnych, którego główne postanowienia można w skrócie podsumować w następujący sposób:

• każda para atomów w cząsteczce jest utrzymywana razem przez jedną lub więcej wspólnych par elektronów, przy czym orbitale elektronowe oddziałujących atomów nakładają się;
• siła wiązania zależy od stopnia nakładania się orbitali elektronowych;
• warunkiem powstania wiązania kowalencyjnego jest przeciwny kierunek spinów elektronów; z tego powodu powstaje uogólniony orbital elektronowy o największej gęstości elektronów w przestrzeni międzyjądrowej, co zapewnia przyciąganie do siebie dodatnio naładowanych jąder i towarzyszy mu spadek całkowitej energii układu.

Hybrydyzacja orbitali atomowych

Pomimo tego, że w tworzeniu wiązań kowalencyjnych uczestniczą elektrony z orbitali s, p lub d, które mają różne kształty i różne orientacje w przestrzeni, w wielu związkach wiązania te okazują się równoważne. Aby wyjaśnić to zjawisko, wprowadzono pojęcie „hybrydyzacji”.

Hybrydyzacja to proces mieszania i wyrównywania orbitali pod względem kształtu i energii, podczas którego gęstość elektronów orbitali o bliskiej energii ulega redystrybucji, w wyniku czego stają się one równoważne.

Podstawowe założenia teorii hybrydyzacji:

1. Podczas hybrydyzacji początkowy kształt i orbitale wzajemnie się zmieniają i powstają nowe, zhybrydyzowane orbitale, ale o tej samej energii i tym samym kształcie, przypominającym nieregularną ósemkę.
2. Liczba orbitali zhybrydyzowanych jest równa liczbie orbitali wyjściowych biorących udział w hybrydyzacji.
3. W hybrydyzacji mogą brać udział orbitale o podobnych energiach (orbitale s i p zewnętrznego poziomu energii oraz orbitale d poziomów zewnętrznych lub wstępnych).
4. Orbitale zhybrydyzowane są bardziej wydłużone w kierunku tworzenia wiązań chemicznych i dlatego zapewniają lepsze pokrywanie się z orbitalami sąsiedniego atomu, w efekcie stają się one silniejsze niż tworzone przez elektrony poszczególnych orbitali niehybrydowych.
5. Dzięki utworzeniu silniejszych wiązań i bardziej symetrycznemu rozkładowi gęstości elektronów w cząsteczce uzyskuje się zysk energetyczny, który rekompensuje margines zużycia energii potrzebnej do procesu hybrydyzacji.
6. Zhybrydyzowane orbitale muszą być zorientowane w przestrzeni w taki sposób, aby zapewnić wzajemną maksymalną odległość; w tym przypadku energia odpychania jest minimalna.
7. Rodzaj hybrydyzacji zależy od rodzaju i liczby orbitali wyjściowych i zmienia wielkość kąta wiązania oraz konfigurację przestrzenną cząsteczek.

Kształt zhybrydyzowanych orbitali i kąty wiązań (kąty geometryczne pomiędzy osiami symetrii orbitali) w zależności od rodzaju hybrydyzacji: a) hybrydyzacja sp; b) hybrydyzacja sp2; c) hybrydyzacja sp3

Podczas tworzenia cząsteczek (lub pojedynczych fragmentów cząsteczek) najczęściej występują następujące typy hybrydyzacji:

Ogólny schemat hybrydyzacji sp

Wiązania powstające przy udziale elektronów z orbitali zhybrydyzowanych sp są również rozmieszczone pod kątem 180 0, co prowadzi do liniowego kształtu cząsteczki. Ten typ hybrydyzacji obserwuje się w halogenkach pierwiastków drugiej grupy (Be, Zn, Cd, Hg), których atomy w stanie walencyjnym mają niesparowane elektrony s i p. Postać liniową charakteryzują także cząsteczki innych pierwiastków (0=C=0,HC≡CH), w których wiązania tworzą atomy zhybrydyzowane sp.

Schemat hybrydyzacji sp 2 orbitali atomowych i płaski trójkątny kształt cząsteczki, który wynika z hybrydyzacji sp 2 orbitali atomowych

Ten typ hybrydyzacji jest najbardziej typowy dla cząsteczek p-pierwiastków trzeciej grupy, których atomy w stanie wzbudzonym mają zewnętrzną strukturę elektronową ns 1 np 2, gdzie n jest numerem okresu, w którym znajduje się pierwiastek . Zatem w cząsteczkach BF 3, BCl 3, AlF 3 i inne wiązania powstają w wyniku zhybrydyzowanych orbitali sp 2 atomu centralnego.

Schemat hybrydyzacji sp 3 orbitali atomowych

Umieszczenie zhybrydyzowanych orbitali atomu centralnego pod kątem 109 0 28` powoduje, że cząsteczki mają kształt czworościenny. Jest to bardzo typowe dla nasyconych związków czterowartościowego węgla CH 4, CCl 4, C 2 H 6 i innych alkanów. Przykładami związków innych pierwiastków o budowie tetraedrycznej w wyniku hybrydyzacji sp 3 orbitali walencyjnych atomu centralnego są następujące jony: BH 4 -, BF 4 -, PO 4 3-, SO 4 2-, FeCl 4 - .

Ogólny schemat hybrydyzacji sp 3d

Ten typ hybrydyzacji najczęściej występuje w halogenkach niemetali. Przykładem jest struktura chlorku fosforu PCl 5, podczas którego powstawanie atom fosforu (P ... 3s 2 3p 3) najpierw przechodzi w stan wzbudzony (P ... 3s 1 3p 3 3d 1), a następnie ulega hybrydyzacji s 1 p 3 d - pięć orbitali jednoelektronowych staje się równoważnych i jest zorientowanych wydłużonymi końcami w stronę narożników mentalnej bipiramidy trygonalnej. Określa to kształt cząsteczki PCl 5, która jest utworzona przez nałożenie się pięciu zhybrydyzowanych orbitali s 1 p 3 d z orbitalami 3p pięciu atomów chloru.

1. sp - Hybrydyzacja. Kiedy połączymy jeden orbital s-i i jeden p-orbital, powstają dwa zhybrydyzowane orbitale sp, rozmieszczone symetrycznie pod kątem 180 0.
2. sp 2 - Hybrydyzacja. Połączenie jednego orbitali s i dwóch orbitali p prowadzi do powstania wiązań hybrydowych sp 2 rozmieszczonych pod kątem 120 0, dzięki czemu cząsteczka przyjmuje kształt foremnego trójkąta.
3. sp 3 - Hybrydyzacja. Połączenie czterech orbitali – jednego s i trzech p – prowadzi do hybrydyzacji sp 3, w której cztery zhybrydyzowane orbitale są zorientowane w przestrzeni symetrycznie do czterech wierzchołków czworościanu, czyli pod kątem 109 0 28 ` .
4. sp 3 d - Hybrydyzacja. Kombinacja jednego orbitali s, trzech p i jednego d daje hybrydyzację sp 3 d, która określa orientację przestrzenną pięciu zhybrydyzowanych orbitali sp 3 d do wierzchołków bipiramidy trygonalnej.
5. Inne rodzaje hybrydyzacji. W przypadku hybrydyzacji sp 3 d 2 sześć zhybrydyzowanych orbitali sp 3 d 2 jest skierowanych w stronę wierzchołków oktaedru. Orientacja siedmiu orbitali względem wierzchołków pięciokątnej bipiramidy odpowiada hybrydyzacji sp 3 d 3 (lub czasami sp 3 d 2 f) orbitali walencyjnych centralnego atomu cząsteczki lub kompleksu.

Metoda hybrydyzacji orbitali atomowych wyjaśnia budowę geometryczną dużej liczby cząsteczek, jednak zgodnie z danymi eksperymentalnymi częściej obserwuje się cząsteczki o nieco innych kątach wiązań. Na przykład w cząsteczkach CH 4, NH 3 i H 2 O atomy centralne są w stanie zhybrydyzowanym sp 3, więc można by się spodziewać, że kąty wiązań w nich są czworościenne (~ 109,5 0). Ustalono eksperymentalnie, że kąt wiązania w cząsteczce CH 4 wynosi w rzeczywistości 109,5 0. Jednak w cząsteczkach NH 3 i H 2 O wartość kąta wiązania odbiega od czworościennego: jest równa 107,3 ​​0 w cząsteczce NH 3 i 104,5 0 w cząsteczce H 2 O. Takie odchylenia wyjaśniają obecność niewspólnej pary elektronów na atomach azotu i tlenu. Orbital dwuelektronowy, który zawiera niewspółdzieloną parę elektronów, ze względu na swoją zwiększoną gęstość odpycha orbitale walencyjne jednoelektronowe, co prowadzi do zmniejszenia kąta wiązania. Dla atomu azotu w cząsteczce NH3, z czterech zhybrydyzowanych orbitali sp 3, trzy orbitale jednoelektronowe tworzą wiązania z trzema atomami H, a czwarty orbital zawiera niewspółdzieloną parę elektronów.

Niezwiązana para elektronów zajmująca jeden z orbitali zhybrydyzowanych sp 3 skierowanych w stronę wierzchołków czworościanu, odpychając orbitale jednoelektronowe, powoduje asymetryczny rozkład gęstości elektronowej wokół atomu azotu i w efekcie ściska wiązanie kąt do 107,3 ​​0. Podobny obraz zmniejszenia kąta wiązania z 109,5 0 do 107 0 w wyniku działania niewspólnej pary elektronów atomu N obserwuje się w cząsteczce NCl 3.

Odchylenie kąta wiązania od czworościennego (109,5 0) w cząsteczce: a) NH3; b) NCl3

Atom tlenu w cząsteczce H2O ma dwa orbitale jednoelektronowe i dwa orbitale dwuelektronowe na cztery orbitale zhybrydyzowane sp3. Orbitale zhybrydyzowane jednoelektronowo uczestniczą w tworzeniu dwóch wiązań z dwoma atomami H, a dwie pary dwuelektronowe pozostają niewspółdzielone, czyli należące tylko do atomu H. Zwiększa to asymetrię rozkładu gęstości elektronowej wokół atomu O i zmniejsza kąt wiązania w porównaniu z czworościennym do 104,5 0.

W konsekwencji liczba niezwiązanych par elektronów atomu centralnego i ich rozmieszczenie na zhybrydyzowanych orbitali wpływa na konfigurację geometryczną cząsteczek.

Charakterystyka wiązania kowalencyjnego

Wiązanie kowalencyjne ma zestaw specyficznych właściwości, które określają jego specyficzne cechy lub cechy. Te, oprócz już omówionych cech „energii wiązania” i „długości wiązania”, obejmują: kąt wiązania, nasycenie, kierunkowość, polarność i tym podobne.

1. Kąt wiązania- jest to kąt pomiędzy sąsiednimi osiami wiązań (to znaczy liniami warunkowymi przebiegającymi przez jądra chemicznie połączonych atomów w cząsteczce). Wielkość kąta wiązania zależy od charakteru orbitali, rodzaju hybrydyzacji atomu centralnego i wpływu niewspółdzielonych par elektronów, które nie biorą udziału w tworzeniu wiązań.

2. Nasycenie. Atomy mają zdolność tworzenia wiązań kowalencyjnych, które mogą powstawać po pierwsze w wyniku mechanizmu wymiany pod wpływem niesparowanych elektronów niewzbudnego atomu oraz za sprawą tych niesparowanych elektronów, które powstają w wyniku jego wzbudzenia, a po drugie przez donora -mechanizm akceptorowy. Jednakże całkowita liczba wiązań, jakie może utworzyć atom, jest ograniczona.

Nasycenie to zdolność atomu pierwiastka do tworzenia określonej, ograniczonej liczby wiązań kowalencyjnych z innymi atomami.

Zatem z drugiego okresu, który ma cztery orbitale na poziomie energii zewnętrznej (jeden s- i trzy p-), tworzą wiązania, których liczba nie przekracza czterech. Atomy pierwiastków innych okresów o większej liczbie orbitali na poziomie zewnętrznym mogą tworzyć więcej wiązań.

3. Skup się. Według tej metody wiązanie chemiczne między atomami wynika z nakładania się orbitali, które z wyjątkiem s-orbitali mają określoną orientację w przestrzeni, co prowadzi do kierunkowości wiązania kowalencyjnego.

Kierunek wiązania kowalencyjnego to układ gęstości elektronów pomiędzy atomami, który jest określony przez przestrzenną orientację orbitali walencyjnych i zapewnia ich maksymalne nakładanie się.

Ponieważ orbitale elektronowe mają różne kształty i różne orientacje w przestrzeni, ich wzajemne nakładanie się można realizować na różne sposoby. W zależności od tego rozróżnia się wiązania σ-, π- i δ.

Wiązanie sigma (wiązanie σ) to nakładanie się orbitali elektronowych w taki sposób, że maksymalna gęstość elektronów jest skoncentrowana wzdłuż wyimaginowanej linii łączącej dwa jądra.

Wiązanie sigma może być utworzone przez dwa elektrony s, jeden elektron s i jeden elektron p, dwa elektrony p lub dwa elektrony d. Takie wiązanie σ charakteryzuje się obecnością jednego obszaru nakładania się orbitali elektronowych, jest zawsze pojedyncze, czyli tworzy je tylko jedna para elektronów.

Różnorodność form orientacji przestrzennej orbitali „czystych” i orbitali zhybrydyzowanych nie zawsze pozwala na możliwość nakładania się orbitali na osi wiązania. Nakładanie się orbitali walencyjnych może nastąpić po obu stronach osi wiązania – tzw. nakładanie się „boczne”, które najczęściej występuje podczas tworzenia wiązań π.

Wiązanie pi (wiązanie π) to nakładanie się orbitali elektronowych, w którym maksymalna gęstość elektronów jest skoncentrowana po obu stronach linii łączącej jądra atomowe (tj. osi wiązania).

Wiązanie pi może powstać w wyniku oddziaływania dwóch równoległych orbitali p, dwóch orbitali d lub innych kombinacji orbitali, których osie nie pokrywają się z osią wiązania.

Schematy tworzenia wiązań π między warunkowymi atomami A i B z bocznym nakładaniem się orbitali elektronowych

4. Wielość. Cecha ta jest określona przez liczbę wspólnych par elektronów łączących atomy. Wiązanie kowalencyjne może być pojedyncze (pojedyncze), podwójne lub potrójne. Wiązanie między dwoma atomami przy użyciu jednej wspólnej pary elektronów nazywa się wiązaniem pojedynczym, dwie pary elektronów wiązaniem podwójnym, a trzy pary elektronów wiązaniem potrójnym. Zatem w cząsteczce wodoru H2 atomy są połączone pojedynczym wiązaniem (H-H), w cząsteczce tlenu O2 - podwójnym wiązaniem (B = O), w cząsteczce azotu N2 - potrójnym wiązaniem (N ≡N). Wielość wiązań ma szczególne znaczenie w związkach organicznych - węglowodorach i ich pochodnych: w etanie C 2 H 6 występuje wiązanie pojedyncze (C-C) pomiędzy atomami C, w etylenie C 2 H 4 występuje wiązanie podwójne (C = C) w acetylenie C 2 H 2 - potrójny (C ≡ C) (C≡C).

Wielość wiązań wpływa na energię: wraz ze wzrostem krotności wzrasta jej siła. Zwiększanie krotności prowadzi do zmniejszenia odległości międzyjądrowej (długości wiązania) i wzrostu energii wiązania.

Wielość wiązań pomiędzy atomami węgla: a) pojedyncze wiązanie σ w etanie H3C-CH3; b) podwójne wiązanie σ+π w etylenie H2C = CH2; c) potrójne wiązanie σ+π+π w acetylenie HC≡CH

5. Polaryzacja i polaryzowalność. Gęstość elektronów wiązania kowalencyjnego może być różnie zlokalizowana w przestrzeni międzyjądrowej.

Polaryzacja jest właściwością wiązania kowalencyjnego, która jest określona przez położenie gęstości elektronów w przestrzeni międzyjądrowej względem połączonych atomów.

W zależności od umiejscowienia gęstości elektronów w przestrzeni międzyjądrowej rozróżnia się wiązania kowalencyjne polarne i niepolarne. Wiązanie niepolarne to wiązanie, w którym wspólna chmura elektronów jest zlokalizowana symetrycznie względem jąder połączonych atomów i należy jednakowo do obu atomów.

Cząsteczki z tego typu wiązaniem nazywane są niepolarnymi lub homojądrowymi (to znaczy takimi, które zawierają atomy tego samego pierwiastka). Wiązanie niepolarne objawia się zwykle w cząsteczkach homojądrowych (H 2 , Cl 2 , N 2 itp.) lub rzadziej w związkach utworzonych przez atomy pierwiastków o podobnych wartościach elektroujemności, np. karborund SiC. Polarne (lub heteropolarne) to wiązanie, w którym cała chmura elektronów jest asymetryczna i jest przesunięta w stronę jednego z atomów.

Cząsteczki z wiązaniami polarnymi nazywane są polarnymi lub heterojądrowymi. W cząsteczkach z wiązaniem polarnym uogólniona para elektronów jest przesunięta w stronę atomu o wyższej elektroujemności. W rezultacie na tym atomie pojawia się pewien częściowy ładunek ujemny (δ-), który nazywa się skutecznym, a atom o niższej elektroujemności ma częściowy ładunek dodatni (δ+) tej samej wielkości, ale o przeciwnym znaku. Przykładowo ustalono doświadczalnie, że efektywny ładunek atomu wodoru w cząsteczce chlorowodoru HCl wynosi δH=+0,17, a na atomie chloru δCl=-0,17 absolutnego ładunku elektronowego.

Aby określić, w jakim kierunku przesunie się gęstość elektronów polarnego wiązania kowalencyjnego, konieczne jest porównanie elektronów obu atomów. W celu zwiększenia elektroujemności najczęstsze pierwiastki chemiczne są umieszczane w następującej kolejności:

Nazywa się cząsteczki polarne dipole — układy, w których środki ciężkości ładunków dodatnich jąder i ładunków ujemnych elektronów nie pokrywają się.

Dipol to układ będący kombinacją dwóch punktowych ładunków elektrycznych, jednakowej wielkości i przeciwnych znaków, znajdujących się w pewnej odległości od siebie.

Odległość między środkami przyciągania nazywana jest długością dipola i jest oznaczona literą l. Polarność cząsteczki (lub wiązania) charakteryzuje się ilościowo momentem dipolowym μ, który w przypadku cząsteczki dwuatomowej jest równy iloczynowi długości dipola i ładunku elektronu: μ=el.

W jednostkach SI moment dipolowy mierzy się w [C × m] (kulombometrach), ale częściej stosuje się jednostkę pozaukładową [D] (debye): 1D = 3,33 · 10 -30 C × m. Wartość momentów dipolowych cząsteczek kowalencyjnych waha się w granicach 0-4 D, a jonowych - 4-11 D. Im dłuższy dipol, tym bardziej polarna jest cząsteczka.

Wspólna chmura elektronów w cząsteczce może zostać przemieszczona pod wpływem zewnętrznego pola elektrycznego, w tym pola innej cząsteczki lub jonu.

Polaryzowalność to zmiana polaryzacji wiązania w wyniku przemieszczenia elektronów tworzących wiązanie pod wpływem zewnętrznego pola elektrycznego, w tym pola siłowego innej cząstki.

Polaryzowalność cząsteczki zależy od ruchliwości elektronów, która jest tym większa, im większa jest odległość od jąder. Ponadto polaryzowalność zależy od kierunku pola elektrycznego i zdolności chmur elektronów do odkształcania się. Pod wpływem pola zewnętrznego cząsteczki niepolarne stają się polarne, a cząsteczki polarne stają się jeszcze bardziej polarne, to znaczy w cząsteczkach indukowany jest dipol, który nazywa się dipolem zredukowanym lub indukowanym.

Schemat powstawania indukowanego (zredukowanego) dipola z cząsteczki niepolarnej pod wpływem pola siłowego cząstki polarnej - dipol

W przeciwieństwie do dipoli trwałych, dipole indukowane powstają tylko pod wpływem zewnętrznego pola elektrycznego. Polaryzacja może powodować nie tylko polaryzowalność wiązania, ale także jego zerwanie, podczas którego następuje przeniesienie łączącej pary elektronów do jednego z atomów i powstają jony naładowane ujemnie i dodatnio.

Polarność i polaryzowalność wiązań kowalencyjnych określa reaktywność cząsteczek w stosunku do odczynników polarnych.

Właściwości związków z wiązaniami kowalencyjnymi

Substancje z wiązaniami kowalencyjnymi dzielą się na dwie nierówne grupy: molekularną i atomową (lub niemolekularną), których jest znacznie mniej niż molekularnych.

W normalnych warunkach związki molekularne mogą znajdować się w różnych stanach skupienia: w postaci gazów (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), wysoce lotnych cieczy (Br 2, H 2 O, C 2 H 5 OH ) lub stałe substancje krystaliczne, z których większość, nawet przy bardzo lekkim podgrzaniu, może szybko się stopić i łatwo sublimować (S 8, P 4, I 2, cukier C 12 H 22 O 11, „suchy lód” CO 2).

Niskie temperatury topnienia, sublimacji i wrzenia substancji molekularnych można wytłumaczyć bardzo słabymi siłami oddziaływań międzycząsteczkowych w kryształach. Dlatego kryształy molekularne nie charakteryzują się dużą wytrzymałością, twardością i przewodnością elektryczną (lód czy cukier). W tym przypadku substancje o cząsteczkach polarnych mają wyższe temperatury topnienia i wrzenia niż substancje o cząsteczkach niepolarnych. Niektóre z nich są rozpuszczalne w innych rozpuszczalnikach polarnych. Przeciwnie, substancje o cząsteczkach niepolarnych lepiej rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych (benzen, czterochlorek węgla). Zatem jod, którego cząsteczki są niepolarne, nie rozpuszcza się w wodzie polarnej, ale rozpuszcza się w niepolarnym CCl 4 i niskopolarnym alkoholu.

Substancje niemolekularne (atomowe) z wiązaniami kowalencyjnymi (diament, grafit, krzem Si, kwarc SiO 2, karborund SiC i inne) tworzą niezwykle mocne kryształy, z wyjątkiem grafitu, który ma warstwową strukturę. Na przykład sieć krystaliczna diamentu jest regularną trójwymiarową strukturą, w której każdy zhybrydyzowany atom węgla sp 3 jest połączony z czterema sąsiednimi atomami wiązaniami σ. Tak naprawdę cały kryształ diamentu to jedna wielka i bardzo silna cząsteczka. Kryształy krzemu, które są szeroko stosowane w elektronice radiowej i inżynierii elektronicznej, mają podobną strukturę. Jeśli zamienisz połowę atomów C w diamencie na atomy Si, nie naruszając struktury szkieletowej kryształu, otrzymasz kryształ karborundu – węglika krzemu SiC – bardzo twardej substancji stosowanej jako materiał ścierny. A jeśli w sieci krystalicznej krzemu pomiędzy każde dwa atomy Si wstawi się atom O, wówczas powstanie struktura krystaliczna kwarcu SiO 2 - również bardzo twardej substancji, której odmiana jest również stosowana jako materiał ścierny.

Kryształy diamentu, krzemu, kwarcu i tym podobnych są kryształami atomowymi, są ogromnymi „supercząsteczkami”, więc ich wzorów strukturalnych nie można przedstawić w całości, a jedynie w postaci osobnego fragmentu, na przykład:

Kryształy diamentu, krzemu, kwarcu

Kryształy niemolekularne (atomowe) składające się z atomów jednego lub dwóch pierwiastków połączonych wiązaniami chemicznymi są klasyfikowane jako substancje ogniotrwałe. Wysokie temperatury topnienia spowodowane są koniecznością wydatkowania dużej ilości energii na rozerwanie silnych wiązań chemicznych podczas topienia kryształów atomowych, a nie słabymi oddziaływaniami międzycząsteczkowymi, jak ma to miejsce w przypadku substancji molekularnych. Z tego samego powodu wiele kryształów atomowych nie topi się po podgrzaniu, ale rozkłada się lub natychmiast przechodzi w stan pary (sublimacja), na przykład grafit sublimuje w temperaturze 3700 o C.

Substancje niecząsteczkowe z wiązaniami kowalencyjnymi są nierozpuszczalne w wodzie i innych rozpuszczalnikach, większość z nich nie przewodzi prądu elektrycznego (z wyjątkiem grafitu, który z natury przewodzi, oraz półprzewodników - krzemu, germanu itp.).

Po raz pierwszy o takiej koncepcji jak wiązanie kowalencyjne Chemia zaczęła mówić po odkryciu Gilberta Newtona Lewisa, które opisał jako socjalizację dwóch elektronów. Późniejsze badania pozwoliły opisać zasadę samego wiązania kowalencyjnego. Słowo kowalencyjny można rozpatrywać w ramach chemii jako zdolność atomu do tworzenia wiązań z innymi atomami.

Wyjaśnijmy na przykładzie:

Istnieją dwa atomy o niewielkich różnicach w elektroujemności (C i CL, C i H). Z reguły są one jak najbardziej zbliżone do struktury powłoki elektronowej gazów szlachetnych.

Kiedy te warunki są spełnione, następuje przyciąganie jąder tych atomów do wspólnej dla nich pary elektronów. W tym przypadku chmury elektronów nie nakładają się po prostu na siebie, jak w przypadku wiązania kowalencyjnego, które zapewnia niezawodne połączenie dwóch atomów ze względu na redystrybucję gęstości elektronów i zmianę energii układu, co powstaje w wyniku „wciągania” chmury elektronów innego atomu do przestrzeni międzyjądrowej jednego atomu. Im bardziej rozległe jest wzajemne nakładanie się chmur elektronów, tym silniejsze jest połączenie.

Stąd, wiązanie kowalencyjne- jest to formacja, która powstała w wyniku wzajemnej socjalizacji dwóch elektronów należących do dwóch atomów.

Z reguły substancje o molekularnej sieci krystalicznej powstają poprzez wiązania kowalencyjne. Cechami charakterystycznymi są topienie i wrzenie w niskich temperaturach, słaba rozpuszczalność w wodzie oraz niska przewodność elektryczna. Z tego możemy wyciągnąć wniosek: struktura pierwiastków takich jak german, krzem, chlor i wodór opiera się na wiązaniu kowalencyjnym.

Właściwości charakterystyczne dla tego typu połączenia:

1. Nasycalność. Właściwość tę zwykle rozumie się jako maksymalną liczbę wiązań, jakie mogą utworzyć określone atomy. Ilość tę określa się na podstawie całkowitej liczby orbitali w atomie, które mogą brać udział w tworzeniu wiązań chemicznych. Z drugiej strony wartościowość atomu można określić na podstawie liczby orbitali już wykorzystanych do tego celu.
2. Centrum. Wszystkie atomy dążą do utworzenia możliwie najsilniejszych wiązań. Największą siłę osiąga się, gdy orientacja przestrzenna chmur elektronów dwóch atomów pokrywa się, ponieważ nakładają się one na siebie. Ponadto to właśnie ta właściwość wiązania kowalencyjnego, taka jak kierunkowość, wpływa na przestrzenne rozmieszczenie cząsteczek, czyli odpowiada za ich „kształt geometryczny”.
3. Polaryzowalność. Stanowisko to opiera się na założeniu, że istnieją dwa rodzaje wiązań kowalencyjnych:

• polarny lub asymetryczny. Wiązanie tego typu mogą tworzyć tylko atomy różnych typów, tj. te, których elektroujemność znacznie się różni lub w przypadkach, gdy wspólna para elektronów jest współdzielona asymetrycznie.
• zachodzi pomiędzy atomami, których elektroujemność jest praktycznie równa i których rozkład gęstości elektronowej jest równomierny.

Ponadto istnieją pewne ilościowe:

• Energia komunikacji. Parametr ten charakteryzuje wiązanie polarne pod względem wytrzymałości. Energia odnosi się do ilości ciepła potrzebnej do rozerwania wiązania między dwoma atomami, a także ilości ciepła wydzielonego podczas ich połączenia.
• Pod Długość wiązań a w chemii molekularnej rozumie się długość linii prostej między jądrami dwóch atomów. Parametr ten charakteryzuje również siłę połączenia.
• Moment dipolowy- wielkość charakteryzująca polarność wiązania walencyjnego.

Wiązanie kowalencyjne powstają w wyniku oddziaływania niemetali. Atomy niemetali mają wysoką elektroujemność i mają tendencję do wypełniania zewnętrznej warstwy elektronów obcymi elektronami. Dwa takie atomy mogą przejść w stan stabilny, jeśli połączą swoje elektrony .

Rozważmy utworzenie wiązania kowalencyjnego w prosty Substancje.

1.Tworzenie cząsteczki wodoru.

Każdy atom wodór ma jeden elektron. Aby przejść do stanu stabilnego, potrzebuje jeszcze jednego elektronu.

Kiedy dwa atomy zbliżają się do siebie, chmury elektronów nakładają się na siebie. Tworzy się wspólna para elektronów, która łączy atomy wodoru w cząsteczkę.

Przestrzeń między dwoma jądrami dzieli więcej elektronów niż w innych miejscach. Obszar z zwiększona gęstość elektronowa i ładunek ujemny. Przyciągają do niego dodatnio naładowane jądra i powstaje cząsteczka.

W tym przypadku każdy atom otrzymuje kompletny dwuelektronowy poziom zewnętrzny i przechodzi w stan stabilny.

Wiązanie kowalencyjne powstałe w wyniku utworzenia jednej wspólnej pary elektronów nazywa się pojedynczym.

W wyniku tego powstają wspólne pary elektronów (wiązania kowalencyjne). niesparowane elektrony, zlokalizowane na zewnętrznych poziomach energetycznych oddziałujących ze sobą atomów.

Wodór ma jeden niesparowany elektron. W przypadku pozostałych elementów ich liczba wynosi 8 - numer grupy.

Niemetale VII Grupy (halogeny) mają jeden niesparowany elektron na warstwie zewnętrznej.

W niemetalach VI A grupy (tlen, siarka) mają dwa takie elektrony.

W niemetalach V A grupy (azot, fosfor) mają trzy niesparowane elektrony.

2.Tworzenie cząsteczki fluoru.

Atom fluorek ma siedem elektronów na poziomie zewnętrznym. Sześć z nich tworzy pary, a siódmy jest niesparowany.

Kiedy atomy łączą się, powstaje jedna wspólna para elektronów, czyli jedno wiązanie kowalencyjne. Każdy atom otrzymuje kompletną ośmioelektronową warstwę zewnętrzną. Wiązanie w cząsteczce fluoru jest również pojedyncze. Te same wiązania pojedyncze istnieją w cząsteczkach chlor, brom i jod .

Jeśli atomy mają kilka niesparowanych elektronów, powstają dwie lub trzy wspólne pary.

3.Tworzenie cząsteczki tlenu.

Na atomie tlen na poziomie zewnętrznym znajdują się dwa niesparowane elektrony.

Kiedy dwa atomy oddziałują tlen powstają dwie wspólne pary elektronów. Każdy atom wypełnia swój zewnętrzny poziom maksymalnie ośmioma elektronami. Cząsteczka tlenu ma podwójne wiązanie.