A konstruktor komponenseihez hasonlóan az atomok is kapcsolódnak egymáshoz. És bármennyire is próbálkozik, csak egy blokkot csatlakoztathat egyetlen blokkhoz. Alkatrész 4 cellához, legfeljebb négy fér el. Ez az elv érvényes a kémiában. Az elemek atomjainak vegyértéke felelős a szabad sejtek számáért.

Az atomok kölcsönhatásának eredménye az anyagok keletkezése. Az atomok kémiai kötéseinek típusai az alkotóelemek természetétől függenek.

A fémeket kis számú elektron különbözteti meg a külső szinten az alacsonyabb elektronegativitású nemfémekhez képest. Most az a feladatunk, hogy emlékezzünk arra, hogyan történik az EO változása a periódusos rendszerben, vagy használjuk a „Relatív elektronegativitás” táblázatot. Minél aktívabb a nemfém, annál magasabb, és ez azt jelzi, hogy ez az elem, amikor kötés jön létre, elektronokat vesz fel.

Millió dolog van. Ezek lehetnek egyszerű anyagok: fémek vas Fe, arany Au, higany Hg; nem fémek kén S, foszfor P, nitrogén N 2. Ugyanígy az összetett anyagok is: H 2 S, Ca 3 (PO 4) 2, (C 6 H 10 O 5) n, fehérjemolekulák stb. Az anyagokat alkotó elemek kombinációja határozza meg, hogy milyen típusú kötések jönnek létre közöttük.

kovalens kötés

Az összes elem közül a nemfémek vannak kisebbségben. De mivel a szerkezet néhány jellemzője és a változó vegyértékkel rendelkezik, az ezen elemek által felépített vegyületek száma lenyűgöző.

Ahhoz, hogy képet kapjunk arról, hogyan kapcsolódnak egymáshoz az atomok, kezdjük egy H 2 hidrogénmolekulával.

Adjunk szabad utat a fantáziának, képzeljük el azt, ami nem látható. Tegyük fel, hogy két egyforma részt vettünk fel, amelyek így néznek ki:

A kapcsolatuk egyetlen kombinációja van, és közöttük egy közös kapcsolat lesz. Képzeletünkről térjünk át a molekulákra. Képzeljük el, hogy két hidrogénatom van előttünk, és az a feladatunk, hogy ezeket egy molekulává egyesítsük. Mentálisan csavarja meg a részleteket, hogy összeérjenek, egymásra kell helyezni őket, összekapcsolva őket egy bizonyos helyen. A mellette lévő pontok azt jelentik, hogy hány elektron található a külső rétegen.

Forrás

A hidrogénatomok, mint részek, egyetlen kötéssel vannak összekötve, így mindegyik vegyértéke ebben az esetben I lesz. Az oxidációs állapot azonban 0 lesz, mivel az anyagot azonos elektronegativitású elem alkotja. érték.

Fontolja meg, hogyan képződik bolygónkon a leggyakoribb gáz, a nitrogén N 2 molekulája.

A nitrogénnek 3 párosítatlan elektronja van. Ez olyan, mintha kivennénk két nézetet, és összeraknánk őket.

Így a nitrogén háromértékű, és a fok

az oxidáció továbbra is egyenlő marad 0-val. A közös elektronpár miatt a nitrogén teszi teljessé a külső réteget 2s 2 2p 6 .

Az egyik típusú atomból, nevezetesen nemfémekből álló molekulában lévő kovalens kötést nem polárisnak nevezzük.

Egy molekula felépítése során az elektronok száma hajlamos kiteljesedni. Vizsgáljuk meg, hogyan keletkezik az O 2 molekula. Minden atomból hiányzik 2 elektron, és ezt a hiányt egy közös elektronpárral kompenzálják.

Figyelünk arra is, hogy az oxidációs állapot 0, mert az atomok egyenrangú partnerek, vegyértékük pedig II.

A különböző nemfémek által létrehozott kovalens kémiai kötést polárisnak nevezzük.

Vegyünk két nem fémes elemet, a hidrogént és a klórt. Jelöljük a külső réteg elektronikus képleteit.

Az értékek elemzése után E(N)< Э(Cl), приходим к выводу, чтобы принять конфигурацию благородного газа, хлор будет притягивать на себя единственный электрон водорода.

A különböző elemekből kialakított kovalens kötés sémája ebben a formában van felírva.

Nagyon fontos megjegyezni, hogy ebben a helyzetben a Cl és a H nem egyenrangú partnerek, mivel a teljes elektronsűrűség a Cl-re koncentrálódik. A hidrogén egyenlőtlen csatában 1 elektront ad át a klórnak, amelyből akár 7 is van. A hidrogén pozitív, a klór negatív töltést kap. H és Cl vegyértéke egyenlő I-vel. Ekkor az oxidációs állapot H + Cl − lesz.

Az ilyen típusú vegyületek képződése a cseremechanizmus révén történik. Ez azt jelenti, hogy a teljes konfiguráció elérése érdekében az elektronegatívabbak elektronokat fogadnak el, kevesebbek - adományoznak, de ugyanakkor van egy közös elektronpár.

A nem fémek nemcsak bináris vegyületeket képeznek, de lehetséges, hogy a készítmény három vagy több elemet is tartalmaz. Például egy szénsav H 2 CO 3 molekula 3 elemből áll. Hogyan kapcsolódnak egymáshoz. Növekszik az elektronegativitás az EO (N) sorozatban<ЭО (С) <ЭО(O). Определим степени окисления каждого элемента. Н + 2 С +4 О −2 3 . Это означает, что кислород будет притягивать на себя электроны углерода и водорода. Схематически это можно записать в следующем виде.

Szerkezeti képlet felépítéséhez szénatomot írunk a közepére. 4 párosítatlan elektronja van. Mivel 3 oxigénatom van, mindegyik 2 elektront tud fogadni. Ekkor nem trükkös számításokkal azt látjuk, hogy C-ből 4, N-ből egy elektron fog származni. Ellenőrizzük számításunkat, figyelembe véve a molekula semlegességét, pozitív és negatív töltéseket veszünk figyelembe.

H 2 + C +4 O 3 −2 (+1 ∙ 2) + (+4 ∙ 1) + (-2 ∙ 3) = 0

A kovalens kötésnek van egy másik mechanizmusa, az úgynevezett donor-akceptor.

Ennek az elvnek a megértéséhez írjuk le egy nem teljesen kellemes szúrós, fullasztó szagú molekula, az ammónia NH 3 képződését.

A nitrogénatom rendelkezésére álló 5 elektronból csak 3 kötődik A N atom vegyértéke a III. Ugyanakkor az N -3 oxidációs állapot (minden H atomból 3 elektront húzva negatívvá válik), a hidrogén, éppen ellenkezőleg, egy „nemes tettet” végrehajtva, egy elektront feladva pozitív töltést kap H + . Két elektron semmilyen módon nem vesz részt, pirossal vannak kiemelve. Képesek megtelepedni a H + ion szabad sejtjében. Ezt a helyet nitrogénelektronok foglalják el, amelyek pirossal vannak jelölve. Az ammónium kationt a donor-akceptor mechanizmus hozza létre.

A korábban fel nem használt "vörös" N elektronok a hidrogénkationhoz tartozó üres s-pályán "települnek". Az ammóniumionnak 3 kötése van, amelyek a cseremechanizmus szerint jönnek létre, valamint egy a donor-akceptor mechanizmus szerint. Ezért az NH 3 könnyen kölcsönhatásba lép savakkal és vízzel.

Ionos kötés

Az ionos kémiai kötés egy határ kovalens poláris. Abban különböznek egymástól, hogy azokra az anyagokra, amelyekben kovalens kötés lokalizálódik, a közös elektronpár megléte a jellemző, míg az ionos kötésre az elektronok teljes visszatérése a jellemző. A visszarúgás következménye töltött részecskék - ionok - képződése.

A számítások segítenek meghatározni a kapcsolat típusát. Ha az elektronegativitási értékek közötti különbség nagyobb, mint 1,7, akkor az anyagot ionos kötés jellemzi. Ha az érték kisebb, mint 1,7, akkor az inherens poláris kötés. Tekintsünk két anyagot: NaCl és CaC 2 . Mindkettőt egy fém (Na és Ca) és egy nemfém (Cl és C) alkotja. Azonban az egyik esetben a kötés ionos lesz, a másodikban - kovalens poláris.

A fizika posztulátuma azt mondja, hogy az ellentétek vonzzák egymást. Azok. a pozitív ionok vonzzák a negatívakat és fordítva.

Tegyük fel, hogy kálium- és fluoratomokból kell anyagot nyerni. Mindegyik atom hajlamos felvenni a nemesgáz konfigurációt. Ezt kétféleképpen lehet elérni elektronok adományozásával vagy elfogadásával, így a kívánt konfigurációjú ionokat képezve.

Egy káliumatomnak sokkal könnyebb 1 elektront adni, mint 7-et fluorból venni.1 elektront véve F teljes szintje van.

A káliumhoz hasonlóan, amely könnyen feladta elektronját, kationja felvette az argon elektronképletét.

A kalcium kétértékű fém, így a kölcsönhatáshoz két fluoratom szükséges, mivel csak egy elektront képes befogadni. Az ionos kötés kialakításának sémája van.

Ez a fajta kötés minden sóban lokalizálódik, a fém és a savmaradék között. A fenti példában a szénsav esetében a savmaradék CO 3 2− lesz, ha hidrogén helyett nátriumatomot teszünk, akkor a kötésképződési séma így néz ki.

Meg kell jegyezni, hogy Na és O között ionos kötés, C és O között kovalens poláris kötés lesz.

fém csatlakozás

A fémek különböző színekben léteznek: fekete (vas), vörös (réz), sárga (arany), szürke (ezüst), különböző hőmérsékleteken olvadnak. Azonban mindegyiket egyesíti a fényesség, a keménység és az elektromos vezetőképesség jelenléte.

A fémes kötés hasonlóságot mutat a kovalens nem poláris kötéssel. A fémek külső szinten elektronszegények, ezért kötés kialakulásakor nem tudják magukhoz vonzani, adakozás jellemzi őket. Mivel a fémekben az atomsugár nagy, ez megkönnyíti az elektronok letörését, kationokat képezve.

Me 0 - ne = Me n+

Az elektronok folyamatosan mozognak atomról ionra és fordítva. Magukat a kationokat a negatív részecskékkel körülvett jéghegyekhez lehet hasonlítani.

Fémes kötés diagramja

hidrogén kötés

A II. periódusú elemek-nemfémek (N, O, F) nagy elektronegativitással rendelkeznek. Ez befolyásolja a hidrogénkötés kialakításának képességét egy molekula polarizált H + és az N 3-, O -2, F - anionok között. A hidrogénkötés két különböző molekulát hozhat össze. Például, ha két vízmolekulát veszünk, akkor a H és O atomok miatt kapcsolódnak egymáshoz.

A hidrogén-kémiai kötést ... ... szaggatott vonal jelzi. A molekulák egymással összekapcsolódva fontos szerepet játszanak és találnak meg az élő szervezetekben. A hidrogénkötés a DNS-molekula másodlagos szerkezetét építi fel.

A kristályrácsok fajtái

Ahhoz, hogy egy anyagot, és ne csak egy molekulakészletet kapjunk, a részecskéket egyfajta keretbe - kristályrácsba - kell „csomagolni”.

Képzeljen el maga előtt egy geometriai ábrát - egy kockát, amelynek csúcsaiban részecskék lesznek, amelyek feltételesen kapcsolódnak egymáshoz.

Közvetlen kapcsolat van az atom szerkezete és a kristályrács típusa között.

Kérjük, vegye figyelembe, hogy a kovalens, nem poláris kötéssel rendelkező vegyületeket molekuláris részecskék képezik, amelyek molekuláris kristályrácsba vannak csomagolva. Leggyakrabban ezek alacsony forráspontú és illékony vegyületek a hőmérsékleti rendszer szerint. Ezek az Ön által oxigén O 2, klór Cl 2, bróm Br 2 néven ismert anyagok.

A kovalens poláris kémiai kötés a molekuláris vegyületekre is jellemző. Ide tartoznak a szervesek: szacharóz, alkoholok, metán és szervetlen vegyületek: savak, ammónia, nemfém-oxidok. Létezésük folyékony (H 2 O), szilárd (kén) és gáz halmazállapotban (CO 2) egyaránt előfordul.

Az atomi kristályrács csomópontjaiban egyes atomok találhatók, amelyek között kovalens nempoláris kötés van. Az atomi kristályrács a gyémántra jellemző. Jelenleg ez a legkeményebb anyag. Ez a fajta kötés egy olyan anyagra jellemző, amely bolygónk jelentős részét borítja, ez a -SiO 2 (homok) és a karborundum SiC, amely a gyémánthoz hasonló tulajdonságokkal rendelkezik.

Az atomok közötti ionos kötés kristályrácsot képez, melynek csomópontjaiban kationok és anionok lesznek. Ez a szerkezet a sók szervetlen vegyületeinek egész osztályát egyesíti, amelyek fémkationokból és a savmaradék anionjaiból állnak. Ezeknek az anyagoknak a jellemzője a magas hőmérséklet, amelyen megolvadnak és felforrnak.

A fémes kötésnek fémkristályrácsa van. Szerkezetében párhuzamot vonhatunk az ionrácscal. A csomópontokban atomok és ionok helyezkednek el, köztük egy elektrongáz, amely atomról elektronra vándorló elektronokból áll.

Ezeket az információkat összegezve következtetést vonhatunk le, az összetétel és a szerkezet ismeretében előre jelezhetjük a tulajdonságokat és fordítva.

Az USE kodifikátor témái: Kovalens kémiai kötés, fajtái és kialakulásának mechanizmusai. A kovalens kötés jellemzői (polaritás és kötési energia). Ionos kötés. Fém csatlakozás. hidrogén kötés

Intramolekuláris kémiai kötések

Először nézzük meg a molekulákon belüli részecskék között létrejövő kötéseket. Az ilyen kapcsolatokat ún intramolekuláris.

kémiai kötés kémiai elemek atomjai között elektrosztatikus természetű és miatt jön létre külső (valencia) elektronok kölcsönhatásai, kisebb-nagyobb mértékben pozitív töltésű magok tartják kötött atomok.

A kulcsfogalom itt az ELEKTRONEGNATIVITÁS. Ő határozza meg az atomok közötti kémiai kötés típusát és ennek a kötésnek a tulajdonságait.

az atom azon képessége, hogy vonzza (tartsa) külső(vegyérték) elektronok. Az elektronegativitást a külső elektronok atommaghoz való vonzódásának mértéke határozza meg, és főként az atom sugarától és az atommag töltésétől függ.

Az elektronegativitást nehéz egyértelműen meghatározni. L. Pauling összeállított egy táblázatot a relatív elektronegativitásról (a kétatomos molekulák kötési energiái alapján). A legelektronegatívabb elem az fluor jelentéssel 4 .

Fontos megjegyezni, hogy a különböző forrásokban különböző skálák és táblázatok találhatók az elektronegativitás értékekről. Ettől nem szabad megijedni, hiszen a kémiai kötés kialakulása is szerepet játszik atomok, és ez megközelítőleg azonos minden rendszerben.

Ha az A:B kémiai kötés egyik atomja erősebben vonzza az elektronokat, akkor az elektronpár eltolódik felé. A több elektronegativitás különbség atomok, annál inkább elmozdul az elektronpár.

Ha a kölcsönhatásban lévő atomok elektronegativitási értéke egyenlő vagy megközelítőleg egyenlő: EO(A)≈EO(V), akkor a megosztott elektronpár nem tolódik el egyik atomhoz sem: A: B. Az ilyen kapcsolatot ún kovalens nem poláris.

Ha a kölcsönható atomok elektronegativitása különbözik, de nem sok (az elektronegativitás különbsége körülbelül 0,4 és 2 között van: 0,4<ΔЭО<2 ), akkor az elektronpár az egyik atomra tolódik el. Az ilyen kapcsolatot ún kovalens poláris .

Ha a kölcsönhatásban lévő atomok elektronegativitása jelentősen eltér (az elektronegativitás különbsége nagyobb, mint 2: ΔEO>2), akkor az egyik elektron szinte teljesen átmegy egy másik atomhoz, a keletkezéssel ionok. Az ilyen kapcsolatot ún ión.

A kémiai kötések fő típusai a − kovalens, iónés fémes kapcsolatokat. Tekintsük őket részletesebben.

kovalens kémiai kötés

kovalens kötés – ez egy kémiai kötés által alkotott közös elektronpár kialakulása A:B . Ebben az esetben két atom átfedés atomi pályák. A kovalens kötés kis elektronegativitáskülönbséggel rendelkező atomok kölcsönhatásával jön létre (általában két nem fém között) vagy egy elem atomjai.

A kovalens kötések alapvető tulajdonságai

• orientáció,
• telíthetőség,
• polaritás,
• polarizálhatóság.

Ezek a kötési tulajdonságok befolyásolják az anyagok kémiai és fizikai tulajdonságait.

A kommunikáció iránya az anyagok kémiai szerkezetét és formáját jellemzi. A két kötés közötti szögeket kötésszögeknek nevezzük. Például egy vízmolekulában a H-O-H kötésszöge 104,45 o, tehát a vízmolekula poláris, a metánmolekulában pedig a H-C-H kötésszöge 108 o 28 ′.

Telíthetőség az atomok azon képessége, hogy korlátozott számú kovalens kémiai kötést hozzanak létre. Az atom által alkotható kötések számát nevezzük.

Polaritás kötések az elektronsűrűség egyenetlen eloszlása ​​miatt jönnek létre két eltérő elektronegativitású atom között. A kovalens kötéseket polárisra és nem polárisra osztják.

Polarizálhatóság kapcsolatok vannak a kötéselektronok azon képessége, hogy külső elektromos tér hatására kiszoruljanak(különösen egy másik részecske elektromos tere). A polarizálhatóság az elektronok mobilitásától függ. Minél távolabb van az elektron az atommagtól, annál mozgékonyabb, és ennek megfelelően a molekula jobban polarizálható.

Kovalens nem poláris kémiai kötés

A kovalens kötésnek 2 típusa van - POLÁRISés NEM POLÁRIS .

Példa . Tekintsük a H 2 hidrogénmolekula szerkezetét. Minden hidrogénatom 1 párosítatlan elektront hordoz a külső energiaszintjén. Egy atom megjelenítéséhez a Lewis-struktúrát használjuk - ez egy atom külső energiaszintjének szerkezeti diagramja, amikor az elektronokat pontokkal jelöljük. A Lewis pontszerkezeti modellek jó segítséget jelentenek a második periódus elemeivel való munka során.

H. + . H=H:H

Így a hidrogénmolekulának egy közös elektronpárja és egy H-H kémiai kötése van. Ez az elektronpár nem tolódik el egyik hidrogénatomhoz sem, mert a hidrogénatomok elektronegativitása azonos. Az ilyen kapcsolatot ún kovalens nem poláris .

Kovalens nem poláris (szimmetrikus) kötés - ez egy kovalens kötés, amelyet egyenlő elektronegativitású atomok (általában ugyanazok a nemfémek) alkotnak, és ezért az atommagok között egyenletes az elektronsűrűség eloszlása.

A nem poláris kötések dipólusmomentuma 0.

Példák: H2 (H-H), O 2 (O=O), S8.

Kovalens poláris kémiai kötés

kovalens poláris kötés között létrejövő kovalens kötés különböző elektronegativitású atomok (általában, különböző nemfémek) és jellemzi elmozdulás közös elektronpár egy elektronegatívabb atomhoz (polarizáció).

Az elektronsűrűség eltolódik egy elektronegatívabb atomra - ezért azon részleges negatív töltés (δ-), kevésbé elektronegatív atomon pedig részleges pozitív töltés (δ+, delta +) keletkezik.

Minél nagyobb a különbség az atomok elektronegativitása között, annál nagyobb polaritás kapcsolatok és még több dipólmomentum . A szomszédos molekulák és az ellentétes előjelű töltések között további vonzó erők hatnak, ami növekszik erő kapcsolatokat.

A kötés polaritása befolyásolja a vegyületek fizikai és kémiai tulajdonságait. A reakciómechanizmusok, sőt a szomszédos kötések reakcióképessége is a kötés polaritásától függ. A kötés polaritása gyakran meghatározza a molekula polaritásaés így közvetlenül befolyásolja az olyan fizikai tulajdonságokat, mint a forráspont és az olvadáspont, az oldhatóság poláris oldószerekben.

Példák: HCl, CO 2, NH 3.

A kovalens kötés kialakulásának mechanizmusai

A kovalens kémiai kötés 2 mechanizmussal jöhet létre:

1. cseremechanizmus A kovalens kémiai kötés kialakulása az, ha minden részecske egy párosítatlan elektront biztosít egy közös elektronpár kialakításához:

DE . + . B= A:B

2. A kovalens kötés kialakulása egy olyan mechanizmus, amelyben az egyik részecske egy meg nem osztott elektronpárt, a másik részecske pedig egy üres pályát biztosít ennek az elektronpárnak:

DE: + B= A:B

Ebben az esetben az egyik atom egy megosztott elektronpárt biztosít ( donor), a másik atom pedig üres pályát biztosít ennek a párnak ( elfogadó). A kötés kialakulása következtében mindkét elektronenergia csökken, azaz. ez előnyös az atomok számára.

A donor-akceptor mechanizmus által létrehozott kovalens kötés, nem különbözik a cseremechanizmus által létrehozott más kovalens kötések tulajdonságaival. A donor-akceptor mechanizmussal létrejövő kovalens kötés azokra az atomokra jellemző, amelyeknél nagy számú elektron van a külső energiaszinten (elektrondonorok), vagy fordítva, nagyon kis számú elektronnal (elektronakceptorok). Az atomok vegyértéklehetőségeit részletesebben a megfelelő.

A kovalens kötés a donor-akceptor mechanizmussal jön létre:

- egy molekulában szén-monoxid CO(a molekulában a kötés hármas, 2 kötés cseremechanizmussal, egy donor-akceptor mechanizmussal jön létre): C≡O;

- ban ben ammónium-ion NH 4 +, ionokban szerves aminok például a CH3-NH2+ metil-ammóniumionban;

- ban ben összetett vegyületek kémiai kötés a központi atom és a ligandumcsoportok között, például nátrium-tetrahidroxoaluminátban Na az alumínium és a hidroxidionok közötti kötés;

- ban ben salétromsav és sói- nitrátok: HNO 3, NaNO 3, néhány más nitrogénvegyületben;

- egy molekulában ózon O 3.

A kovalens kötés főbb jellemzői

A nemfémek atomjai között általában kovalens kötés jön létre. A kovalens kötés fő jellemzői a következők hossz, energia, multiplicitás és irányultság.

Kémiai kötés többszörössége

Kémiai kötés többszörössége - ez egy vegyület két atomja között megosztott elektronpárok száma. A molekulát alkotó atomok értékéből meglehetősen könnyen meghatározható a kötés multiplicitása.

Például , a H 2 hidrogénmolekulában a kötésmultiplicitás 1, mert minden hidrogénnek csak 1 párosítatlan elektronja van a külső energiaszinten, ezért egy közös elektronpár jön létre.

Az O 2 oxigénmolekulában a kötési multiplicitás 2, mert minden atomnak 2 párosítatlan elektronja van a külső energiaszintjén: O=O.

Az N 2 nitrogénmolekulában a kötési multiplicitás 3, mert Az egyes atomok között 3 párosítatlan elektron van a külső energiaszinten, és az atomok 3 közös elektronpárt alkotnak N≡N.

Kovalens kötés hossza

Kémiai kötés hossza a kötést alkotó atommagok középpontjai közötti távolság. Kísérleti fizikai módszerekkel határozzák meg. A kötés hossza hozzávetőlegesen megbecsülhető az additív szabály szerint, amely szerint az AB molekulában a kötés hossza megközelítőleg egyenlő az A 2 és B 2 molekulák kötéshosszainak összegének felével:

A kémiai kötés hossza nagyjából megbecsülhető az atomok sugarai mentén, kötést kialakítva, ill a kommunikáció sokfélesége által ha az atomok sugarai nem nagyon különböznek egymástól.

A kötést alkotó atomok sugarának növekedésével a kötés hossza megnő.

Például

Az atomok közötti kötések többszörösének növekedésével (amelyek atomi sugarai nem, vagy kissé eltérnek) a kötés hossza csökkenni fog.

Például . A C–C, C=C, C≡C sorozatban a kötés hossza csökken.

Kötési energia

A kémiai kötés erősségének mértéke a kötés energiája. Kötési energia a kötés felszakításához és a kötést alkotó atomok egymástól végtelen távolságra történő eltávolításához szükséges energia határozza meg.

A kovalens kötés az nagyon tartós. Energiája több tíztől több száz kJ/mol-ig terjed. Minél nagyobb a kötési energia, annál nagyobb a kötés erőssége, és fordítva.

A kémiai kötés erőssége a kötés hosszától, a kötés polaritásától és a kötés többszörösétől függ. Minél hosszabb a kémiai kötés, annál könnyebben megszakad, és minél kisebb a kötés energiája, annál kisebb az erőssége. Minél rövidebb a kémiai kötés, annál erősebb, és annál nagyobb a kötés energiája.

Például, a HF, HCl, HBr vegyületek sorozatában balról jobbra a kémiai kötés erőssége csökken, mert a kötés hossza megnő.

Ionos kémiai kötés

Ionos kötés alapú kémiai kötés ionok elektrosztatikus vonzása.

ionok az elektronok atomok általi befogadása vagy leadása során keletkeznek. Például minden fém atomja gyengén tartja a külső energiaszint elektronjait. Ezért a fématomokat jellemzik helyreállító tulajdonságok az elektronok adományozásának képessége.

Példa. A nátriumatom 1 elektront tartalmaz a 3. energiaszinten. Könnyen leadva a nátriumatom sokkal stabilabb Na + iont képez, a Ne nemesneongáz elektronkonfigurációjával. A nátriumion 11 protont és csak 10 elektront tartalmaz, így az ion teljes töltése -10+11 = +1:

+11Na) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8

Példa. A klóratom külső energiaszintjén 7 elektron található. A stabil, inert Argonatom konfigurációjának megszerzéséhez a klórnak 1 elektront kell kötnie. Az elektron kötődése után stabil klórion képződik, amely elektronokból áll. Az ion teljes töltése -1:

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Jegyzet:

• Az ionok tulajdonságai eltérnek az atomokétól!
• Stabil ionok nem csak atomok, de szintén atomcsoportok. Például: ammóniumion NH 4 +, szulfátion SO 4 2- stb. Az ilyen ionok által létrehozott kémiai kötéseket is ionosnak tekintjük;
• Ionkötések általában között jönnek létre fémekés nemfémek(nem fémek csoportjai);

A keletkező ionok az elektromos vonzás hatására vonzódnak: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Vizuálisan általánosítsunk A kovalens és ionos kötéstípusok közötti különbség:

fém kémiai kötés

fém csatlakozás az a kapcsolat, amely viszonylagosan kialakul szabad elektronok között fémionok kristályrácsot képezve.

A fémek atomjai a külső energiaszinten általában rendelkeznek egy-három elektron. A fématomok sugarai általában nagyok - ezért a fématomok, ellentétben a nemfémekkel, meglehetősen könnyen adnak át külső elektronokat, azaz. erős redukálószerek

Intermolekuláris kölcsönhatások

Külön érdemes figyelembe venni az anyag egyes molekulái között fellépő kölcsönhatásokat - intermolekuláris kölcsönhatások . Az intermolekuláris kölcsönhatások olyan kölcsönhatások semleges atomok között, amelyekben új kovalens kötések nem jelennek meg. A molekulák közötti kölcsönhatás erőit van der Waals fedezte fel 1869-ben, és róla nevezte el. Van dar Waals erők. Van der Waals erői osztva orientáció, indukció és diszperzió . Az intermolekuláris kölcsönhatások energiája sokkal kisebb, mint egy kémiai kötés energiája.

Orientációs vonzási erők poláris molekulák között keletkeznek (dipól-dipól kölcsönhatás). Ezek az erők a poláris molekulák között keletkeznek. Induktív kölcsönhatások a poláris molekula és a nem poláris molekula közötti kölcsönhatás. Egy nem poláris molekula polarizálódik egy poláris molekula hatására, ami további elektrosztatikus vonzást generál.

Az intermolekuláris kölcsönhatások speciális típusa a hidrogénkötés. - ezek intermolekuláris (vagy intramolekuláris) kémiai kötések, amelyek olyan molekulák között jönnek létre, amelyekben erősen poláris kovalens kötések vannak H-F, H-O vagy H-N. Ha vannak ilyen kötések a molekulában, akkor a molekulák között lesznek további vonzási erők .

Az oktatás mechanizmusa A hidrogénkötés részben elektrosztatikus, részben donor-akceptor. Ebben az esetben egy erősen elektronegatív elem (F, O, N) atomja elektronpár donorként, az ezekhez az atomokhoz kapcsolódó hidrogénatomok pedig akceptorként működnek. A hidrogénkötéseket jellemzik orientáció térben és telítettség .

A hidrogénkötést pontokkal jelölhetjük: H ··· O. Minél nagyobb egy hidrogénhez kapcsolódó atom elektronegativitása, és minél kisebb a mérete, annál erősebb a hidrogénkötés. Elsősorban a vegyületekre jellemző fluor hidrogénnel , valamint ahhoz oxigént hidrogénnel , Kevésbé nitrogén hidrogénnel .

Hidrogénkötések jönnek létre a következő anyagok között:

— hidrogén-fluorid HF(gáz, hidrogén-fluorid vizes oldata - fluorsav), víz H 2 O (gőz, jég, folyékony víz):

— ammónia és szerves aminok oldata- az ammónia és a vízmolekulák között;

— szerves vegyületek, amelyekben O-H vagy N-H kötések: alkoholok, karbonsavak, aminok, aminosavak, fenolok, anilin és származékai, fehérjék, szénhidrát oldatok - monoszacharidok és diszacharidok.

A hidrogénkötés befolyásolja az anyagok fizikai és kémiai tulajdonságait. Így a molekulák közötti további vonzás megnehezíti az anyagok felforrását. A hidrogénkötéssel rendelkező anyagok forráspontja abnormálisan megemelkedik.

Például Általában a molekulatömeg növekedésével az anyagok forráspontjának növekedése figyelhető meg. Számos anyagban azonban H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te nem figyelünk meg lineáris változást a forráspontokban.

Mégpedig at a víz forráspontja szokatlanul magas - nem kevesebb, mint -61 o C, ahogy az egyenes mutatja, de sokkal több, +100 o C. Ezt az anomáliát a vízmolekulák közötti hidrogénkötések jelenléte magyarázza. Ezért normál körülmények között (0-20 o C) a víz az folyékony fázisállapot szerint.

kémiai kötés

A természetben nincs egyetlen atom sem. Mindegyik egyszerű és összetett vegyületek összetételében található, ahol molekulákká való egyesülésüket egymással kémiai kötések kialakítása biztosítja.

Az atomok közötti kémiai kötések kialakulása természetes, spontán folyamat, hiszen ilyenkor a molekularendszer energiája csökken, i.e. a molekularendszer energiája kisebb, mint az izolált atomok összenergiája. Ez a hajtóerő a kémiai kötés kialakulásában.

A kémiai kötések természete elektrosztatikus, mert Az atomok töltött részecskék halmaza, amelyek között a vonzó és taszító erők hatnak, amelyek egyensúlyba kerülnek.

A kötések kialakításában a külső atompályákon (vagy kész elektronpárokon) elhelyezkedő párosítatlan elektronok - vegyértékelektronok - vesznek részt. Azt mondják, kötések kialakulásakor az elektronfelhők átfedik egymást, így az atommagok között olyan terület keletkezik, ahol a valószínűsége mindkét atom elektronjainak megtalálása maximális.

kémiai kötés - ez az atomok kölcsönhatása, amelyet elektroncsere hajt végre.

Kémiai kötés kialakulásakor az atomok hajlamosak egy stabil nyolcelektronos (vagy kételektronos - H, He) külső héjra, amely megfelel a legközelebbi inert gázatom szerkezetének, pl. fejezze be a külső szintet.

A kémiai kötések osztályozása.

1. A kémiai kötések kialakulásának mechanizmusa szerint.

a) csere amikor mindkét kötést alkotó atom páratlan elektronokat biztosít számára.

Például a H 2 és a klór Cl 2 hidrogénmolekulák képződése:

b) donor-elfogadó , amikor az egyik atom kész elektronpárt (donort) biztosít a kötés kialakításához, a második atom pedig egy üres szabad pályát.

Például egy ammóniumion (NH 4) + (töltött részecske) képződése:

2. Az elektronpályák átfedésének módja szerint.

a) σ - csatlakozás (sigma), amikor az átfedési maximum az atomok középpontjait összekötő egyenesen fekszik.

Például,

H 2 σ (s-s)

Cl 2 σ(p-p)

HClσ(s-p)

b) π - csatlakozások (pi), ha az átfedési maximum nem az atomok középpontjait összekötő egyenesen fekszik.

3. A kész elektronhéj elérésének módszere szerint.

Mindegyik atom hajlamos arra, hogy kiteljesítse a külső elektronhéját, és többféleképpen is el lehet érni egy ilyen állapotot.

Rendkívül ritka, hogy a kémiai anyagok egyedi, egymással nem rokon kémiai elemek atomjaiból álljanak. Normál körülmények között csak kis számú nemesgáznak nevezett gáz rendelkezik ilyen szerkezettel: hélium, neon, argon, kripton, xenon és radon. A kémiai anyagok leggyakrabban nem különböző atomokból állnak, hanem azok különböző csoportokba való kombinációiból. Az atomok ilyen kombinációi tartalmazhatnak több egységet, több száz, ezer vagy még több atomot. Azt az erőt, amely ezeket az atomokat ilyen csoportokban tartja, ún kémiai kötés.

Más szóval azt mondhatjuk, hogy a kémiai kötés olyan kölcsönhatás, amely biztosítja az egyes atomok bonyolultabb szerkezetekké (molekulák, ionok, gyökök, kristályok stb.) való kötődését.

A kémiai kötés kialakulásának oka, hogy a bonyolultabb szerkezetek energiája kisebb, mint az azt alkotó egyes atomok összenergiája.

Tehát különösen, ha egy XY molekula képződik az X és Y atomok kölcsönhatása során, ez azt jelenti, hogy ennek az anyagnak a molekuláinak belső energiája alacsonyabb, mint azon egyes atomok belső energiája, amelyekből létrejött:

E(XY)< E(X) + E(Y)

Emiatt, amikor az egyes atomok között kémiai kötések jönnek létre, energia szabadul fel.

A kémiai kötések kialakulásában a külső elektronréteg legkisebb kötési energiájú elektronjai a maggal, ún. vegyérték. Például a bórban ezek a 2. energiaszintű elektronok - 2 elektron per 2 s- pályák és 1 x 2 p-pályák:

Amikor egy kémiai kötés képződik, minden atom hajlamos a nemesgázatomok elektronikus konfigurációjára, pl. hogy a külső elektronrétegében 8 elektron legyen (2 az első periódus elemeinél). Ezt a jelenséget oktettszabálynak nevezzük.

Lehetséges, hogy az atomok elérjék a nemesgáz elektronikus konfigurációját, ha kezdetben az egyes atomok vegyértékelektronjaik egy részét megosztják más atomokkal. Ebben az esetben közös elektronpárok jönnek létre.

Az elektronok szocializációs fokától függően kovalens, ionos és fémes kötések különböztethetők meg.

kovalens kötés

A kovalens kötés leggyakrabban nemfémes elemek atomjai között fordul elő. Ha a kovalens kötést alkotó nemfémek atomjai különböző kémiai elemekhez tartoznak, az ilyen kötést kovalens poláris kötésnek nevezzük. Ennek az elnevezésnek az oka abban rejlik, hogy a különböző elemek atomjai is eltérően képesek egy közös elektronpárt magukhoz vonzani. Ez nyilván a közös elektronpár eltolódásához vezet az egyik atom felé, aminek következtében részleges negatív töltés keletkezik rajta. A másik atomon viszont részleges pozitív töltés képződik. Például egy hidrogén-klorid molekulában az elektronpár a hidrogénatomról a klóratomra tolódik el:

Példák kovalens poláris kötéssel rendelkező anyagokra:

СCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 stb.

Egyazon kémiai elem nemfém atomjai között kovalens, nem poláris kötés jön létre. Mivel az atomok azonosak, a közös elektronok húzására való képességük azonos. Ebben a tekintetben nem figyelhető meg az elektronpár elmozdulása:

A kovalens kötés kialakulásának fenti mechanizmusát, amikor mindkét atom elektronokat biztosít a közös elektronpárok kialakulásához, cserének nevezzük.

Létezik egy donor-akceptor mechanizmus is.

Ha kovalens kötés jön létre a donor-akceptor mechanizmussal, akkor az egyik atom (két elektronnal) töltött pályája és egy másik atom üres pályája miatt közös elektronpár jön létre. A meg nem osztott elektronpárt biztosító atomot donornak, a szabad pályával rendelkező atomot pedig akceptornak nevezzük. Az elektronpárok donorai olyan atomok, amelyekben elektronpárok vannak, például N, O, P, S.

Például a donor-akceptor mechanizmus szerint a negyedik N-H kovalens kötés az NH 4 + ammóniumkationban jön létre:

A kovalens kötésekre a polaritáson kívül az energia is jellemző. A kötés energiája az a minimális energia, amely az atomok közötti kötés megszakításához szükséges.

A kötési energia a kötött atomok sugarának növekedésével csökken. Mivel tudjuk, hogy az atomi sugarak az alcsoportokban lefelé nőnek, például arra a következtetésre juthatunk, hogy a halogén-hidrogén kötés erőssége növekszik a sorozatban:

SZIA< HBr < HCl < HF

Ezenkívül a kötés energiája a többszörösségétől függ - minél nagyobb a kötési sokszínűség, annál nagyobb az energiája. A kötési multiplicitás a két atom közötti közös elektronpárok száma.

Ionos kötés

Az ionos kötés a kovalens poláris kötés határesetének tekinthető. Ha kovalens-poláris kötésben a közös elektronpár részben eltolódik az egyik atompárhoz, akkor az ionosban szinte teljesen „átadja” az egyik atomnak. Az elektron(oka)t adományozó atom pozitív töltést kap, és azzá válik kation, és az atom, amely elektronokat vett belőle, negatív töltést kap, és azzá válik anion.

Így az ionos kötés egy kötés, amely a kationok anionokhoz való elektrosztatikus vonzása miatt jön létre.

Az ilyen típusú kötések kialakulása a tipikus fémek és tipikus nemfémek atomjainak kölcsönhatására jellemző.

Például kálium-fluorid. Egy elektronnak a semleges atomról való leválása következtében kálium-kation keletkezik, és egy elektron fluoratomhoz való kapcsolásával fluorion keletkezik:

A keletkező ionok között elektrosztatikus vonzási erő keletkezik, melynek eredményeként ionos vegyület keletkezik.

A kémiai kötés kialakulása során a nátriumatom elektronjai átjutottak a klóratomhoz, és ezzel ellentétes töltésű ionok keletkeztek, amelyek teljes külső energiaszinttel rendelkeznek.

Megállapítást nyert, hogy az elektronok nem válnak le teljesen a fématomról, hanem csak a klóratom felé tolódnak el, mint egy kovalens kötésben.

A legtöbb fématomot tartalmazó bináris vegyület ionos. Például oxidok, halogenidek, szulfidok, nitridek.

Ionos kötés is létrejön egyszerű kationok és egyszerű anionok (F -, Cl -, S 2-), valamint egyszerű kationok és összetett anionok (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -) között. . Ezért az ionos vegyületek közé tartoznak a sók és bázisok (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4, Ca (OH) 2, NaOH).

fém csatlakozás

Ez a fajta kötés fémekben jön létre.

Az összes fém atomjainak a külső elektronrétegen vannak elektronjai, amelyeknek alacsony a kötési energiája az atommaggal. A legtöbb fém esetében a külső elektronok elvesztése energetikailag kedvező.

Az atommaggal való ilyen gyenge kölcsönhatás miatt ezek az elektronok a fémekben nagyon mozgékonyak, és minden fémkristályban folyamatosan a következő folyamat megy végbe:

M 0 - ne - \u003d M n +, ahol M 0 egy semleges fématom, és M n + kationja ugyanannak a fémnek. Az alábbi ábra szemlélteti a folyamatban lévő folyamatokat.

Vagyis az elektronok „száguldanak” végig a fémkristályon, leválanak az egyik fématomról, kationt képeznek belőle, egy másik kationhoz csatlakoznak, semleges atomot képezve. Ezt a jelenséget „elektronikus szélnek”, a nemfém atom kristályában lévő szabad elektronok halmazát pedig „elektrongáznak” nevezték. A fématomok közötti ilyen típusú kölcsönhatást fémes kötésnek nevezik.

hidrogén kötés

Ha bármely anyagban egy hidrogénatom egy nagy elektronegativitással rendelkező elemhez (nitrogén, oxigén vagy fluor) kapcsolódik, akkor egy ilyen anyagra egy olyan jelenség jellemző, mint a hidrogénkötés.

Mivel a hidrogénatom egy elektronegatív atomhoz kötődik, a hidrogénatomon részleges pozitív töltés, az elektronegatív atomon pedig részleges negatív töltés képződik. Ebben a tekintetben elektrosztatikus vonzás válik lehetővé az egyik molekula részlegesen pozitív töltésű hidrogénatomja és egy másik molekula elektronegatív atomja között. Például hidrogénkötés figyelhető meg a vízmolekuláknál:

A hidrogénkötés magyarázza a víz abnormálisan magas olvadáspontját. A víz mellett erős hidrogénkötések jönnek létre olyan anyagokban is, mint a hidrogén-fluorid, ammónia, oxigéntartalmú savak, fenolok, alkoholok, aminok.