Podobnie jak elementy konstruktora, atomy są ze sobą połączone. I bez względu na to, jak bardzo się starasz, możesz połączyć tylko jeden blok z jednym blokiem. Część na 4 komórki, może pomieścić nie więcej niż cztery. Ta zasada obowiązuje w chemii. Wartościowość atomów pierwiastków odpowiada za liczbę wolnych komórek.

Wynikiem interakcji atomów jest produkcja substancji. Rodzaje wiązań chemicznych atomów zależą od charakteru pierwiastków składowych.

Metale wyróżniają się niewielką liczbą elektronów na poziomie zewnętrznym w porównaniu z niemetalami o niższej wartości elektroujemności. Teraz naszym zadaniem jest zapamiętanie, jak EO zmienia się w układzie okresowym lub skorzystanie z tabeli "Względna elektroujemność". Im bardziej aktywny jest niemetal, tym jest wyższy, a to wskazuje, że ten pierwiastek podczas tworzenia wiązania przejmie elektrony.

Są miliony rzeczy. Mogą to być proste substancje: metale żelazo Fe, złoto Au, rtęć Hg; niemetale siarka S, fosfor P, azot N 2. Podobnie jak substancje złożone: H 2 S, Ca 3 (PO 4) 2, (C 6 H 10 O 5) n, cząsteczki białka itp. Połączenie pierwiastków tworzących substancje określa, jakie rodzaje wiązań będą między nimi istnieć .

wiązanie kowalencyjne

Spośród wszystkich pierwiastków niemetale stanowią mniejszość. Ale mając pewne cechy w strukturze i zdolność do posiadania zmiennej wartościowości, liczba związków zbudowanych przez te pierwiastki jest imponująca.

Aby mieć pojęcie o tym, jak połączone są atomy, zacznijmy od cząsteczki wodoru H 2 .

Puśćmy wodze fantazji, wyobraźmy sobie to, czego nie widać. Powiedzmy, że wybraliśmy dwie identyczne części, które wyglądają tak:

Jest tylko jedna kombinacja ich połączenia, a między nimi będzie jedno wspólne łącze. Przejdźmy od naszej wyobraźni do cząsteczek. Wyobraź sobie, że mamy przed sobą dwa atomy wodoru, a naszym zadaniem jest połączenie ich w cząsteczkę. Przekręć szczegóły mentalnie, aby się połączyły, musisz je ułożyć jeden na drugim, łącząc je w określonym miejscu. Kropki obok oznaczają, ile elektronów znajduje się na zewnętrznej warstwie.

Źródło

Atomy wodoru jako części są połączone jednym wiązaniem, więc wartościowość w tym przypadku każdego z nich będzie równa I. Ale stopień utlenienia będzie równy 0, ponieważ substancję tworzy element o tej samej elektroujemności wartość.

Zastanów się, jak powstaje cząsteczka najpopularniejszego gazu na naszej planecie, azotu N2.

Azot ma 3 niesparowane elektrony. To tak, jakby wziąć dwa fragmenty obrazu i złożyć je razem.

Zatem azot jest trójwartościowy, a stopień

utlenianie nadal pozostaje równe 0. Ze względu na wspólną parę elektronów azot uzupełnia warstwę zewnętrzną 2s 2 2p 6 .

Wiązanie kowalencyjne w cząsteczce składającej się z jednego rodzaju atomów, a mianowicie niemetali, nazywa się niepolarnym.

Podczas budowy cząsteczki liczba elektronów ma tendencję do uzupełniania. Zastanów się, jak powstaje cząsteczka O2. W każdym atomie brakuje 2 elektronów i kompensują one ten niedobór wspólną parą elektronów.

Zwracamy również uwagę, że stopień utlenienia wynosi 0, ponieważ atomy są równymi partnerami, a ich wartościowość to II.

Wiązanie kowalencyjne utworzone przez różne niemetale nazywa się polarnym.

Weźmy dwa niemetaliczne pierwiastki: wodór i chlor. Wskażmy elektroniczne formuły warstwy zewnętrznej.

Po przeanalizowaniu wartości E(N)< Э(Cl), приходим к выводу, чтобы принять конфигурацию благородного газа, хлор будет притягивать на себя единственный электрон водорода.

W tej formie zapisany jest schemat wiązania kowalencyjnego utworzonego przez różne elementy.

Należy zauważyć, że w tej sytuacji Cl i H nie będą równymi partnerami, ponieważ całkowita gęstość elektronów jest skoncentrowana w Cl. Wodór w nierównej walce oddaje 1 elektron chlorowi, którego ma ich aż 7. Wodór uzyskuje ładunek dodatni, chlor ujemny. Wartościowości H i Cl są równe I. W tym czasie stany utlenienia będą wynosić H + Cl −.

Ten rodzaj tworzenia związków następuje poprzez mechanizm wymiany. Oznacza to, że aby uzyskać kompletną konfigurację, więcej elektroujemnych przyjmuje elektrony, mniej - oddają, ale jednocześnie istnieje wspólna para elektronów.

Niemetale tworzą nie tylko związki binarne, ale możliwe jest, że kompozycja będzie zawierać trzy lub więcej pierwiastków. Na przykład cząsteczka kwasu węglowego H 2 CO 3 składa się z 3 pierwiastków. Jak się ze sobą łączą. Elektroujemność wzrasta w szeregu EO (N)<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.

Aby zbudować wzór strukturalny, pośrodku piszemy węgiel. Ma 4 niesparowane elektrony. Ponieważ istnieją 3 atomy tlenu, każdy z nich może przyjąć 2 elektrony. Następnie, nie skomplikowanymi obliczeniami, widzimy, że 4 elektrony będą pochodzić z C i jeden z każdego N. Sprawdzamy nasze obliczenia, biorąc pod uwagę neutralność cząsteczki, bierzemy pod uwagę ładunki dodatnie i ujemne.

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

Istnieje inny mechanizm wiązania kowalencyjnego zwany dawcą-akceptorem.

Aby zrozumieć tę zasadę, opiszmy powstawanie cząsteczki amoniaku NH 3 o nie do końca przyjemnym ostrym, duszącym zapachu.

Z 5 elektronów, którymi dysponuje atom N, związane są tylko 3. Wartościowość atomu N uzyskuje wartość III. Jednocześnie stan utlenienia N-3 (po pobraniu 3 elektronów z każdego atomu H staje się ujemny), wodór, wręcz przeciwnie, po dokonaniu „szlachetnego czynu”, oddając elektron, uzyskuje ładunek dodatni H + . Dwa elektrony nie są w żaden sposób zaangażowane, są podświetlone na czerwono. Są w stanie osiąść w wolnej komórce jonu H +. To miejsce zajmą elektrony azotu, które zaznaczono na czerwono. Kation amonowy jest tworzony przez mechanizm dawcy-akceptora.

Niewykorzystywane dotąd „czerwone” elektrony N „zamieszkują” pusty orbital s należący do kationu wodorowego. Jon amonowy ma 3 wiązania, które występują zgodnie z mechanizmem wymiany, oraz jedno, zgodnie z mechanizmem donor-akceptor. Dlatego NH 3 łatwo wchodzi w interakcję z kwasami i wodą.

Wiązanie jonowe

Jonowe wiązanie chemiczne jest granicą kowalencyjną polarną. Różnią się tym, że dla substancji, w których zlokalizowane jest wiązanie kowalencyjne, charakterystyczne jest istnienie wspólnej pary elektronów, natomiast dla wiązania jonowego charakterystyczny jest całkowity powrót elektronów. Konsekwencją odrzutu jest powstawanie naładowanych cząstek – jonów.

Obliczenia pomogą określić rodzaj relacji. Jeżeli różnica między wartościami elektroujemności jest większa niż 1,7, to substancja charakteryzuje się wiązaniem jonowym. Jeśli wartość jest mniejsza niż 1,7, to nieodłączne wiązanie polarne. Rozważ dwie substancje NaCl i CaC 2 . Oba są utworzone z metalu (Na i Ca) i niemetalu (Cl i C). Jednak w jednym przypadku wiązanie będzie jonowe, w drugim - polarne kowalencyjne.

Postulat fizyki mówi, że przeciwieństwa się przyciągają. Tych. jony dodatnie przyciągają jony ujemne i odwrotnie.

Załóżmy, że konieczne jest otrzymanie substancji z atomów potasu i fluoru. Każdy atom ma tendencję do przyjmowania konfiguracji gazu szlachetnego. Można to osiągnąć na dwa sposoby, oddając lub przyjmując elektrony, tworząc w ten sposób jony o pożądanej konfiguracji.

O wiele łatwiej atomowi potasu dać 1 elektron niż pobrać z fluoru 7. Biorąc 1 elektron, F ma ukończony poziom.

Podobnie jak potas, który z łatwością oddał swój elektron, jego kation przybrał formę elektroniczną argonu.

Wapń jest metalem dwuwartościowym, więc do interakcji potrzebne są dwa atomy fluoru, ponieważ jest on w stanie przyjąć tylko jeden elektron. Schemat tworzenia wiązania jonowego ma formę.

Ten typ wiązania jest zlokalizowany we wszystkich solach, pomiędzy metalem a resztą kwasową. W powyższym przykładzie dla kwasu węglowego, resztą kwasową będzie CO 3 2-, jeśli zamiast wodoru umieścimy atomy sodu, to schemat tworzenia wiązania wygląda tak.

Należy zauważyć, że między Na i O będzie istniało wiązanie jonowe, a między C i O kowalencyjne polarne.

metalowe połączenie

Metale występują w różnych kolorach: czarny (żelazo), czerwony (miedź), żółty (złoto), szary (srebrny), topią się w różnych temperaturach. Jednak wszystkie z nich łączy blask, twardość i przewodność elektryczna.

Wiązanie metaliczne ma podobieństwa z kowalencyjnym niepolarnym. Metale są ubogie w elektrony na poziomie zewnętrznym, dlatego gdy tworzy się wiązanie, nie są w stanie ich przyciągnąć do siebie, charakteryzują się nadaniem. Ponieważ promień atomowy w metalach jest duży, ułatwia to elektronom oderwanie się, tworząc kationy.

ja 0 - ne = ja n+

Elektrony nieustannie przemieszczają się od atomu do jonu i odwrotnie. Same kationy można porównać do gór lodowych otoczonych przez cząstki ujemne.

Schemat metalicznego wiązania

wiązanie wodorowe

Pierwiastki niemetale okresu II (N, O, F) mają wysoką wartość elektroujemności. Wpływa to na zdolność do tworzenia wiązania wodorowego pomiędzy spolaryzowanym H+ jednej cząsteczki a anionem N3-,O-2,F-. Wiązanie wodorowe może łączyć ze sobą dwie różne cząsteczki. Na przykład, jeśli weźmiemy dwie cząsteczki wody, są one połączone ze sobą atomami H i O.

Wiązanie chemiczne wodoru jest przedstawione ... ... linią przerywaną. Łącząc się ze sobą, cząsteczki odgrywają i znajdują ważną rolę w żywych organizmach. Wiązanie wodorowe buduje drugorzędową strukturę cząsteczki DNA.

Rodzaje sieci krystalicznych

Aby uzyskać substancję, a nie tylko zestaw cząsteczek, konieczne jest „upakowanie” cząstek w rodzaj szkieletu - sieci krystalicznej.

Wyobraź sobie figurę geometryczną przed sobą - sześcian, na wierzchołkach będą cząstki warunkowo połączone ze sobą.

Istnieje bezpośredni związek między budową atomu a rodzajem sieci krystalicznej.

Należy pamiętać, że związki z kowalencyjnym wiązaniem niepolarnym są tworzone przez cząsteczki molekularne, które są upakowane w molekularnej sieci krystalicznej. Najczęściej będą to związki niskowrzące i lotne zgodnie z reżimem temperaturowym. Są to substancje znane Ci jako tlen O 2, chlor Cl 2, brom Br 2.

Kowalencyjne polarne wiązanie chemiczne jest również charakterystyczne dla związków molekularnych. Obejmuje to zarówno organiczne: sacharozę, alkohole, metan, jak i związki nieorganiczne: kwasy, amoniak, tlenki niemetali. Ich istnienie zachodzi zarówno w postaci ciekłej (H 2 O), stałej (siarka), jak i gazowej (CO 2).

W węzłach atomowej sieci krystalicznej znajdują się pojedyncze atomy, pomiędzy którymi występuje kowalencyjne wiązanie niepolarne. Atomowa sieć krystaliczna jest charakterystyczna dla diamentu. W tej chwili jest to najtwardsza substancja. Ten rodzaj wiązania jest typowy dla substancji pokrywającej znaczną część naszej planety, to jest -SiO 2 (piasek) oraz karborund SiC, który ma podobne właściwości do diamentu.

Wiązanie jonowe między atomami tworzy sieć krystaliczną, w węzłach której znajdują się kationy i aniony. Struktura ta łączy całą klasę nieorganicznych związków soli, składających się z kationów metali i anionów reszty kwasowej. Charakterystyczną cechą tych substancji będą wysokie temperatury, w których się topią i gotują.

Wiązanie metaliczne ma metaliczną sieć krystaliczną. W jego strukturze można narysować paralelę do sieci jonowej. W węzłach zostaną umieszczone atomy i jony, a pomiędzy nimi będzie gaz elektronowy, składający się z elektronów migrujących od atomu do elektronu.

Podsumowując te informacje, możemy wyciągnąć wnioski, znając skład i strukturę, możemy przewidzieć właściwości i odwrotnie.

Zagadnienia kodyfikatora USE: Kowalencyjne wiązanie chemiczne, jego odmiany i mechanizmy powstawania. Charakterystyka wiązania kowalencyjnego (polarność i energia wiązania). Wiązanie jonowe. Metalowe połączenie. wiązanie wodorowe

Wewnątrzcząsteczkowe wiązania chemiczne

Rozważmy najpierw wiązania, które powstają między cząsteczkami w cząsteczkach. Takie połączenia nazywają się wewnątrzcząsteczkowy.

wiązanie chemiczne między atomami pierwiastków chemicznych ma charakter elektrostatyczny i powstaje w wyniku oddziaływania elektronów zewnętrznych (walencyjnych) w mniejszym lub większym stopniu utrzymywane przez dodatnio naładowane jądra związane atomy.

Kluczową koncepcją jest tutaj ELEKTRONEGNACJA. To ona określa rodzaj wiązania chemicznego między atomami oraz właściwości tego wiązania.

to zdolność atomu do przyciągania (trzymania) zewnętrzny(wartościowość) elektrony. Elektroujemność zależy od stopnia przyciągania zewnętrznych elektronów do jądra i zależy głównie od promienia atomu i ładunku jądra.

Elektroujemność jest trudna do jednoznacznego określenia. L. Pauling opracował tabelę względnej elektroujemności (opartej na energiach wiązań cząsteczek dwuatomowych). Najbardziej elektroujemnym elementem jest fluor ze znaczeniem 4 .

Należy zauważyć, że w różnych źródłach można znaleźć różne skale i tabele wartości elektroujemności. Nie należy się tego bać, ponieważ tworzenie wiązania chemicznego odgrywa pewną rolę atomów i jest w przybliżeniu taki sam w każdym systemie.

Jeśli jeden z atomów w wiązaniu chemicznym A:B silniej przyciąga elektrony, to para elektronów jest przesunięta w jego kierunku. Więcej różnica elektroujemności atomów, tym bardziej para elektronów jest przesunięta.

Jeżeli wartości elektroujemności oddziałujących atomów są równe lub w przybliżeniu równe: EO(A)≈EO(V), to wspólna para elektronów nie jest przesunięta do żadnego z atomów: O: B. Takie połączenie nazywa się kowalencyjny niepolarny.

Jeśli elektroujemność oddziałujących atomów różni się, ale niewiele (różnica w elektroujemności wynosi w przybliżeniu od 0,4 do 2: 0,4<ΔЭО<2 ), wtedy para elektronów zostaje przesunięta do jednego z atomów. Takie połączenie nazywa się kowalencyjny polarny .

Jeśli elektroujemność oddziałujących atomów znacznie się różni (różnica w elektroujemności jest większa niż 2: ΔEO>2), wtedy jeden z elektronów przechodzi prawie całkowicie do innego atomu, tworząc jony. Takie połączenie nazywa się joński.

Główne typy wiązań chemicznych to − kowalencyjny, joński oraz metaliczny znajomości. Rozważmy je bardziej szczegółowo.

kowalencyjne wiązanie chemiczne

wiązanie kowalencyjne – to wiązanie chemiczne utworzony przez tworzenie wspólnej pary elektronów A:B . W tym przypadku dwa atomy zachodzić na siebie orbitale atomowe. Wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku oddziaływania atomów o niewielkiej różnicy elektroujemności (z reguły między dwoma niemetalami) lub atomy jednego pierwiastka.

Podstawowe właściwości wiązań kowalencyjnych

• orientacja,
• nasycenie,
• biegunowość,
• polaryzowalność.

Te właściwości wiązania wpływają na właściwości chemiczne i fizyczne substancji.

Kierunek komunikacji charakteryzuje budowę chemiczną i postać substancji. Kąty między dwoma wiązaniami nazywane są kątami wiązania. Na przykład w cząsteczce wody kąt wiązania H-O-H wynosi 104,45°, więc cząsteczka wody jest polarna, a w cząsteczce metanu kąt wiązania H-C-H wynosi 108 o 28 ′.

Nasycenie to zdolność atomów do tworzenia ograniczonej liczby kowalencyjnych wiązań chemicznych. Nazywa się liczbę wiązań, które atom może utworzyć.

Biegunowość wiązania powstają z powodu nierównomiernego rozkładu gęstości elektronowej między dwoma atomami o różnej elektroujemności. Wiązania kowalencyjne dzielą się na polarne i niepolarne.

Polaryzowalność połączenia są zdolność elektronów wiązania do przemieszczania przez zewnętrzne pole elektryczne(w szczególności pole elektryczne innej cząstki). Polaryzowalność zależy od ruchliwości elektronów. Im dalej elektron znajduje się od jądra, tym jest bardziej mobilny, a zatem cząsteczka jest bardziej polaryzowalna.

Kowalencyjne niepolarne wiązanie chemiczne

Istnieją 2 rodzaje wiązania kowalencyjnego - POLARNY oraz NIEPOLARNY .

Przykład . Rozważ strukturę cząsteczki wodoru H 2 . Każdy atom wodoru przenosi 1 niesparowany elektron na swoim zewnętrznym poziomie energetycznym. Aby wyświetlić atom, używamy struktury Lewisa - jest to schemat struktury zewnętrznego poziomu energii atomu, gdy elektrony są oznaczone kropkami. Modele struktury punktowej Lewisa są dobrą pomocą podczas pracy z elementami drugiego okresu.

H. + . H=H:H

Tak więc cząsteczka wodoru ma jedną wspólną parę elektronów i jedno wiązanie chemiczne H–H. Ta para elektronów nie jest przesunięta do żadnego z atomów wodoru, ponieważ elektroujemność atomów wodoru jest taka sama. Takie połączenie nazywa się kowalencyjny niepolarny .

Wiązanie kowalencyjne niepolarne (symetryczne) - jest to wiązanie kowalencyjne utworzone przez atomy o równej elektroujemności (z reguły te same niemetale), a zatem o równomiernym rozkładzie gęstości elektronowej między jądrami atomów.

Moment dipolowy wiązań niepolarnych wynosi 0.

Przykłady: H2 (H-H), 02 (0=O), S8.

Kowalencyjne polarne wiązanie chemiczne

kowalencyjne wiązanie polarne jest wiązaniem kowalencyjnym, które występuje pomiędzy atomy o różnej elektroujemności (zwykle, różne niemetale) i jest scharakteryzowany przemieszczenie wspólna para elektronów do bardziej elektroujemnego atomu (polaryzacja).

Gęstość elektronowa jest przesunięta do bardziej elektroujemnego atomu - dlatego powstaje na nim częściowy ładunek ujemny (δ-), a częściowy ładunek dodatni powstaje na mniej elektroujemnym atomie (δ+, delta +).

Im większa różnica w elektroujemności atomów, tym wyższa biegunowość połączenia i jeszcze więcej moment dipolowy . Pomiędzy sąsiednimi cząsteczkami i ładunkami przeciwstawnymi w znaku działają dodatkowe siły przyciągania, które zwiększają się siła znajomości.

Polarność wiązania wpływa na właściwości fizyczne i chemiczne związków. Mechanizmy reakcji, a nawet reaktywność sąsiednich wiązań zależą od polarności wiązania. Biegunowość wiązania często determinuje: polaryzacja cząsteczki a tym samym bezpośrednio wpływa na takie właściwości fizyczne, jak temperatura wrzenia i temperatura topnienia, rozpuszczalność w rozpuszczalnikach polarnych.

Przykłady: HC1, CO2, NH3.

Mechanizmy tworzenia wiązania kowalencyjnego

Kowalencyjne wiązanie chemiczne może wystąpić w 2 mechanizmach:

1. mechanizm wymiany tworzenie kowalencyjnego wiązania chemicznego ma miejsce, gdy każda cząstka dostarcza jeden niesparowany elektron do utworzenia wspólnej pary elektronów:

ALE . + . B= A:B

2. Powstawanie wiązania kowalencyjnego to taki mechanizm, w którym jedna z cząstek zapewnia niewspólną parę elektronów, a druga cząstka zapewnia wolny orbital dla tej pary elektronów:

ALE: + B= A:B

W tym przypadku jeden z atomów zapewnia niewspółdzieloną parę elektronów ( dawca), a drugi atom zapewnia wolny orbital dla tej pary ( akceptor). W wyniku powstania wiązania zmniejsza się energia obu elektronów, tj. jest to korzystne dla atomów.

Wiązanie kowalencyjne utworzone przez mechanizm dawcy-akceptora, nie jest inny przez właściwości innych wiązań kowalencyjnych utworzonych przez mechanizm wymiany. Tworzenie wiązania kowalencyjnego przez mechanizm donor-akceptor jest typowe dla atomów z dużą liczbą elektronów na zewnętrznym poziomie energii (donory elektronów) lub odwrotnie, z bardzo małą liczbą elektronów (akceptory elektronów). Możliwości walencyjne atomów omówiono bardziej szczegółowo w odpowiednim.

Wiązanie kowalencyjne tworzy mechanizm dawcy-akceptora:

- w cząsteczce tlenek węgla CO(wiązanie w cząsteczce jest potrójne, 2 wiązania są tworzone przez mechanizm wymiany, jedno przez mechanizm donor-akceptor): C≡O;

- w jon amonowy NH 4 +, w jonach aminy organiczne na przykład w jonie metyloamonowym CH3-NH2+;

- w złożone związki, wiązanie chemiczne między atomem centralnym i grupami ligandów, na przykład w tetrahydroksoglinianie sodu Na wiązanie między jonami glinu i wodorotlenowymi;

- w kwas azotowy i jego sole- azotany: HNO 3 , NaNO 3 , w niektórych innych związkach azotowych;

- w cząsteczce ozon O 3 .

Główne cechy wiązania kowalencyjnego

Z reguły między atomami niemetali powstaje wiązanie kowalencyjne. Główne cechy wiązania kowalencyjnego to długość, energia, krotność i kierunkowość.

Wielość wiązań chemicznych

Wielość wiązań chemicznych - to jest liczba wspólnych par elektronów między dwoma atomami w związku. Wielokrotność wiązania można dość łatwo określić na podstawie wartości atomów tworzących cząsteczkę.

Na przykład , w cząsteczce wodoru H 2 krotność wiązań wynosi 1, ponieważ każdy wodór ma tylko 1 niesparowany elektron na zewnętrznym poziomie energii, dlatego powstaje jedna wspólna para elektronów.

W cząsteczce tlenu O 2 krotność wiązania wynosi 2, ponieważ każdy atom ma 2 niesparowane elektrony na swoim zewnętrznym poziomie energetycznym: O=O.

W cząsteczce azotu N 2 krotność wiązań wynosi 3, ponieważ pomiędzy każdym atomem znajdują się 3 niesparowane elektrony na zewnętrznym poziomie energii, a atomy tworzą 3 wspólne pary elektronów N≡N.

Długość wiązania kowalencyjnego

Długość wiązania chemicznego to odległość między środkami jąder atomów tworzących wiązanie. Określa się to eksperymentalnymi metodami fizycznymi. Długość wiązania można oszacować w przybliżeniu, zgodnie z zasadą addytywności, zgodnie z którą długość wiązania w cząsteczce AB jest w przybliżeniu równa połowie sumy długości wiązań w cząsteczkach A 2 i B 2 :

Długość wiązania chemicznego można z grubsza oszacować wzdłuż promieni atomów, tworząc więź, lub przez wielość komunikacji jeśli promienie atomów nie różnią się zbytnio.

Wraz ze wzrostem promieni atomów tworzących wiązanie zwiększa się długość wiązania.

Na przykład

Wraz ze wzrostem wielokrotności wiązań między atomami (których promienie atomowe nie różnią się lub różnią się nieznacznie), długość wiązania zmniejszy się.

Na przykład . W szeregach: C–C, C=C, C≡C zmniejsza się długość wiązania.

Energia wiązania

Miarą siły wiązania chemicznego jest energia wiązania. Energia wiązania jest określany przez energię potrzebną do zerwania wiązania i usunięcia atomów, które tworzą to wiązanie, na nieskończoną odległość od siebie.

Wiązanie kowalencyjne to bardzo trwały. Jego energia waha się od kilkudziesięciu do kilkuset kJ/mol. Im większa energia wiązania, tym większa siła wiązania i na odwrót.

Siła wiązania chemicznego zależy od długości wiązania, polarności wiązania i krotności wiązania. Im dłuższe wiązanie chemiczne, tym łatwiej je zerwać, a im niższa energia wiązania, tym mniejsza jego wytrzymałość. Im krótsze wiązanie chemiczne, tym silniejsze i większa energia wiązania.

Na przykład, w szeregu związków HF, HCl, HBr od lewej do prawej siła wiązania chemicznego maleje, dlatego zwiększa się długość wiązania.

Jonowe wiązanie chemiczne

Wiązanie jonowe to wiązanie chemiczne oparte na przyciąganie elektrostatyczne jonów.

jony powstają w procesie przyjmowania lub oddawania elektronów przez atomy. Na przykład atomy wszystkich metali słabo trzymają elektrony z zewnętrznego poziomu energii. Dlatego atomy metali są scharakteryzowane właściwości regenerujące umiejętność oddawania elektronów.

Przykład. Atom sodu zawiera 1 elektron na 3 poziomie energii. Łatwo go oddając, atom sodu tworzy znacznie stabilniejszy jon Na + o konfiguracji elektronowej szlachetnego neonu gazowego Ne. Jon sodu zawiera 11 protonów i tylko 10 elektronów, więc całkowity ładunek jonu wynosi -10+11 = +1:

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

Przykład. Atom chloru ma 7 elektronów na swoim zewnętrznym poziomie energetycznym. Aby uzyskać konfigurację stabilnego obojętnego atomu argonu Ar, chlor musi dołączyć 1 elektron. Po przyłączeniu elektronu powstaje stabilny jon chloru, składający się z elektronów. Całkowity ładunek jonu wynosi -1:

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

Notatka:

• Właściwości jonów różnią się od właściwości atomów!
• Stabilne jony mogą się tworzyć nie tylko atomy, ale również grupy atomów. Na przykład: jon amonowy NH 4 +, jon siarczanowy SO 4 2- itd. Wiązania chemiczne utworzone przez takie jony są również uważane za jonowe;
• Wiązania jonowe są zwykle tworzone między metale oraz niemetale(grupy niemetali);

Powstałe jony są przyciągane przez przyciąganie elektryczne: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Uogólnijmy wizualnie różnica między typami wiązań kowalencyjnych i jonowych:

metaliczne wiązanie chemiczne

metalowe połączenie to relacja, która powstaje względnie wolne elektrony pomiędzy jony metali tworząc sieć krystaliczną.

Atomy metali na zewnętrznym poziomie energetycznym zwykle mają jeden do trzech elektronów. Promienie atomów metali z reguły są duże - dlatego atomy metali, w przeciwieństwie do niemetali, dość łatwo oddają elektrony zewnętrzne, tj. są silnymi reduktorami

Oddziaływania międzycząsteczkowe

Osobno warto rozważyć interakcje zachodzące między poszczególnymi cząsteczkami w substancji - oddziaływania międzycząsteczkowe . Oddziaływania międzycząsteczkowe to rodzaj oddziaływania między atomami obojętnymi, w którym nie pojawiają się nowe wiązania kowalencyjne. Siły oddziaływania między cząsteczkami zostały odkryte przez van der Waalsa w 1869 roku i nazwane jego imieniem. Siły Van dar Waalsa. Siły Van der Waalsa dzielą się na orientacja, wprowadzenie oraz dyspersja . Energia oddziaływań międzycząsteczkowych jest znacznie mniejsza niż energia wiązania chemicznego.

Orientacyjne siły przyciągania powstają między cząsteczkami polarnymi (oddziaływanie dipol-dipol). Siły te powstają między cząsteczkami polarnymi. Oddziaływania indukcyjne jest interakcja między cząsteczką polarną i niepolarną. Cząsteczka niepolarna ulega polaryzacji w wyniku działania molekuły polarnej, co powoduje dodatkowe przyciąganie elektrostatyczne.

Szczególnym rodzajem oddziaływania międzycząsteczkowego są wiązania wodorowe. - są to międzycząsteczkowe (lub wewnątrzcząsteczkowe) wiązania chemiczne, które powstają pomiędzy cząsteczkami, w których występują silnie polarne wiązania kowalencyjne - H-F, H-O lub H-N. Jeśli w cząsteczce są takie wiązania, to między cząsteczkami będzie dodatkowe siły przyciągania .

Mechanizm edukacji Wiązanie wodorowe jest częściowo elektrostatyczne, a częściowo akceptor-donor. W tym przypadku atom pierwiastka silnie elektroujemnego (F, O, N) pełni rolę donora pary elektronów, a przyłączone do nich atomy wodoru pełnią rolę akceptora. Charakteryzuje się wiązania wodorowe orientacja w kosmosie i nasycenie .

Wiązanie wodorowe można oznaczyć kropkami: H ··· O. Im większa elektroujemność atomu połączonego z wodorem i im mniejszy jego rozmiar, tym silniejsze wiązanie wodorowe. Jest to przede wszystkim charakterystyczne dla związków fluor z wodorem , a także do tlen z wodorem , mniej azot z wodorem .

Wiązania wodorowe występują między następującymi substancjami:

— fluorowodór HF(gaz, roztwór fluorowodoru w wodzie - kwas fluorowodorowy), woda H 2 O (para, lód, ciekła woda):

— roztwór amoniaku i amin organicznych- między amoniakiem a cząsteczkami wody;

— związki organiczne, w których wiązania O-H lub N-H: alkohole, kwasy karboksylowe, aminy, aminokwasy, fenole, anilina i jej pochodne, białka, roztwory węglowodanów – monosacharydów i disacharydów.

Wiązanie wodorowe wpływa na właściwości fizyczne i chemiczne substancji. Tak więc dodatkowe przyciąganie między cząsteczkami utrudnia gotowanie substancji. Substancje z wiązaniami wodorowymi wykazują nienormalny wzrost temperatury wrzenia.

Na przykład Z reguły wraz ze wzrostem masy cząsteczkowej obserwuje się wzrost temperatury wrzenia substancji. Jednak w wielu substancjach H2O-H2S-H2Se-H2Te nie obserwujemy liniowej zmiany temperatury wrzenia.

Mianowicie, w temperatura wrzenia wody jest nienormalnie wysoka - nie mniej niż -61 o C, jak pokazuje nam linia prosta, ale znacznie więcej, +100 o C. Tę anomalię tłumaczy się obecnością wiązań wodorowych między cząsteczkami wody. Dlatego w normalnych warunkach (0-20 o C) woda jest płyn według stanu fazy.

wiązanie chemiczne

W naturze nie ma pojedynczych atomów. Wszystkie znajdują się w składzie związków prostych i złożonych, gdzie ich połączenie w cząsteczki zapewnia tworzenie ze sobą wiązań chemicznych.

Powstawanie wiązań chemicznych między atomami jest procesem naturalnym, spontanicznym, ponieważ w tym przypadku energia układu molekularnego maleje, tj. energia układu molekularnego jest mniejsza niż całkowita energia izolowanych atomów. Jest to siła napędowa tworzenia wiązania chemicznego.

Charakter wiązań chemicznych jest elektrostatyczny, ponieważ Atomy to zbiór naładowanych cząstek, pomiędzy którymi działają siły przyciągania i odpychania, które dochodzą do równowagi.

W tworzeniu wiązań uczestniczą niesparowane elektrony znajdujące się na zewnętrznych orbitalach atomowych (lub gotowe pary elektronowe) – elektrony walencyjne.Powiadają, że gdy powstają wiązania, chmury elektronowe nakładają się na siebie, co skutkuje obszarem między jądrami atomów, w którym prawdopodobieństwo znalezienia elektronów obu atomów jest maksimum.

wiązanie chemiczne - jest to interakcja atomów, przeprowadzana przez wymianę elektronów.

Kiedy tworzy się wiązanie chemiczne, atomy mają tendencję do uzyskiwania stabilnej ośmioelektronowej (lub dwuelektronowej - H, He) powłoki zewnętrznej, odpowiadającej strukturze najbliższego atomu gazu obojętnego, tj. ukończ swój zewnętrzny poziom.

Klasyfikacja wiązań chemicznych.

1. Zgodnie z mechanizmem tworzenia wiązań chemicznych.

a) Wymieniać się kiedy oba atomy tworzące wiązanie dostarczają mu niesparowane elektrony.

Na przykład tworzenie cząsteczek wodoru H 2 i chloru Cl 2:

b) dawca-akceptor , gdy jeden z atomów dostarcza gotową parę elektronów (donor) do utworzenia wiązania, a drugi atom zapewnia pusty orbital.

Na przykład tworzenie jonu amonowego (NH 4) + (naładowana cząstka):

2. Zgodnie ze sposobem nakładania się orbitali elektronowych.

a) σ - połączenie (sigma), gdy maksimum nakładania leży na linii łączącej centra atomów.

Na przykład,

H 2 σ (s-s)

Cl 2 σ(p-p)

HClσ(s-p)

b) π - połączenia (pi), jeśli maksimum nakładania się nie leży na linii łączącej centra atomów.

3. Zgodnie z metodą uzyskania ukończonej powłoki elektronowej.

Każdy atom ma tendencję do dopełniania swojej zewnętrznej powłoki elektronowej i istnieje kilka sposobów na osiągnięcie takiego stanu.

Niezwykle rzadko substancje chemiczne składają się z pojedynczych, niepowiązanych ze sobą atomów pierwiastków chemicznych. W normalnych warunkach taką strukturę ma tylko niewielka liczba gazów zwanych gazami szlachetnymi: hel, neon, argon, krypton, ksenon i radon. Najczęściej substancje chemiczne nie składają się z odrębnych atomów, ale z ich kombinacji w różne grupy. Takie kombinacje atomów mogą obejmować kilka jednostek, setki, tysiące, a nawet więcej atomów. Siła, która utrzymuje te atomy w takich ugrupowaniach, nazywa się wiązanie chemiczne.

Innymi słowy, możemy powiedzieć, że wiązanie chemiczne to oddziaływanie, które zapewnia wiązanie poszczególnych atomów w bardziej złożone struktury (cząsteczki, jony, rodniki, kryształy itp.).

Powodem powstania wiązania chemicznego jest to, że energia bardziej złożonych struktur jest mniejsza niż całkowita energia poszczególnych atomów, które je tworzą.

Tak więc w szczególności, jeśli cząsteczka XY powstaje podczas interakcji atomów X i Y, oznacza to, że energia wewnętrzna cząsteczek tej substancji jest niższa niż energia wewnętrzna poszczególnych atomów, z których została utworzona:

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

Z tego powodu, gdy między poszczególnymi atomami powstają wiązania chemiczne, uwalniana jest energia.

W tworzeniu wiązań chemicznych elektrony zewnętrznej warstwy elektronowej o najniższej energii wiązania z jądrem, zwane wartościowość. Na przykład w borze są to elektrony drugiego poziomu energii - 2 elektrony na 2 s- orbitale i 1 na 2 p-orbitale:

Kiedy tworzy się wiązanie chemiczne, każdy atom dąży do uzyskania konfiguracji elektronowej atomów gazu szlachetnego, tj. tak, że w jego zewnętrznej warstwie elektronowej znajduje się 8 elektronów (2 dla pierwiastków pierwszego okresu). Zjawisko to nazywa się regułą oktetu.

Atomy mogą osiągnąć konfigurację elektronową gazu szlachetnego, jeśli początkowo pojedyncze atomy dzielą część swoich elektronów walencyjnych z innymi atomami. W tym przypadku powstają wspólne pary elektronów.

W zależności od stopnia uspołecznienia elektronów można wyróżnić wiązania kowalencyjne, jonowe i metaliczne.

wiązanie kowalencyjne

Wiązanie kowalencyjne występuje najczęściej między atomami pierwiastków niemetalicznych. Jeśli atomy niemetali tworzące wiązanie kowalencyjne należą do różnych pierwiastków chemicznych, takie wiązanie nazywa się kowalencyjnym wiązaniem polarnym. Powodem tej nazwy jest fakt, że atomy różnych pierwiastków mają również różną zdolność przyciągania do siebie wspólnej pary elektronów. Oczywiście prowadzi to do przesunięcia wspólnej pary elektronów w kierunku jednego z atomów, w wyniku czego powstaje na niej częściowy ładunek ujemny. Z kolei na drugim atomie powstaje częściowy ładunek dodatni. Na przykład w cząsteczce chlorowodoru para elektronów jest przesunięta z atomu wodoru na atom chloru:

Przykłady substancji z kowalencyjnym wiązaniem polarnym:

СCl 4 , H 2 S, CO 2 , NH 3 , SiO 2 itd.

Pomiędzy atomami niemetalicznymi tego samego pierwiastka chemicznego powstaje kowalencyjne wiązanie niepolarne. Ponieważ atomy są identyczne, ich zdolność do przyciągania wspólnych elektronów jest taka sama. W związku z tym nie obserwuje się przemieszczenia pary elektronów:

Powyższy mechanizm tworzenia wiązania kowalencyjnego, gdy oba atomy dostarczają elektrony do tworzenia wspólnych par elektronów, nazywa się wymianą.

Istnieje również mechanizm dawcy-akceptora.

Kiedy wiązanie kowalencyjne jest tworzone przez mechanizm donor-akceptor, powstaje wspólna para elektronów z powodu wypełnionego orbitalu jednego atomu (z dwoma elektronami) i pustego orbitalu innego atomu. Atom, który zapewnia niewspólną parę elektronów, nazywany jest donorem, a atom z wolnym orbitalem nazywany jest akceptorem. Donorami par elektronów są atomy, które mają sparowane elektrony, na przykład N, O, P, S.

Na przykład, zgodnie z mechanizmem donor-akceptor, czwarte wiązanie kowalencyjne N-H powstaje w kationie amonowym NH 4 +:

Oprócz polaryzacji wiązania kowalencyjne charakteryzują się również energią. Energia wiązania to minimalna energia wymagana do zerwania wiązania między atomami.

Energia wiązania maleje wraz ze wzrostem promieni związanych atomów. Ponieważ wiemy, że promienie atomowe rosną w dół podgrup, możemy na przykład stwierdzić, że siła wiązania halogen-wodór wzrasta w szeregu:

CZEŚĆ< HBr < HCl < HF

Również energia wiązania zależy od jego wielokrotności – im większa krotność wiązania, tym większa jego energia. Wielokrotność wiązań to liczba wspólnych par elektronów między dwoma atomami.

Wiązanie jonowe

Wiązanie jonowe można uznać za przypadek graniczny kowalencyjnego wiązania polarnego. Jeśli w wiązaniu kowalencyjnym-polarnym wspólna para elektronów jest częściowo przesunięta na jeden z atomów, to w jonowym jest prawie całkowicie „oddawana” jednemu z atomów. Atom, który przekazał elektron(y) uzyskuje ładunek dodatni i staje się kation, a atom, który wziął z niego elektrony, uzyskuje ładunek ujemny i staje się anion.

Zatem wiązanie jonowe jest wiązaniem utworzonym w wyniku elektrostatycznego przyciągania kationów do anionów.

Powstawanie tego typu wiązania jest charakterystyczne dla oddziaływania atomów typowych metali i typowych niemetali.

Na przykład fluorek potasu. Kation potasu powstaje w wyniku oderwania jednego elektronu od obojętnego atomu, a jon fluoru powstaje przez przyłączenie jednego elektronu do atomu fluoru:

Pomiędzy powstałymi jonami powstaje siła przyciągania elektrostatycznego, w wyniku której powstaje związek jonowy.

Podczas tworzenia wiązania chemicznego elektrony z atomu sodu przechodziły do ​​atomu chloru i tworzyły się przeciwnie naładowane jony, które mają ukończony poziom energii zewnętrznej.

Ustalono, że elektrony nie odrywają się całkowicie od atomu metalu, a jedynie przesuwają się w kierunku atomu chloru, jak w wiązaniu kowalencyjnym.

Większość związków binarnych zawierających atomy metali jest jonowych. Na przykład tlenki, halogenki, siarczki, azotki.

Wiązanie jonowe występuje również między kationami prostymi a anionami prostymi (F -, Cl -, S 2-) oraz między kationami prostymi a anionami złożonymi (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -) . Dlatego związki jonowe obejmują sole i zasady (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH).

metalowe połączenie

Ten rodzaj wiązania powstaje w metalach.

Atomy wszystkich metali mają elektrony na zewnętrznej warstwie elektronowej, które mają niską energię wiązania z jądrem atomowym. W przypadku większości metali utrata zewnętrznych elektronów jest energetycznie korzystna.

Wobec tak słabego oddziaływania z jądrem elektrony te w metalach są bardzo ruchliwe, a w każdym krysztale metalu zachodzi w sposób ciągły następujący proces:

M 0 - ne - \u003d M n +, gdzie M 0 jest neutralnym atomem metalu, a M n + kationem tego samego metalu. Poniższy rysunek przedstawia ilustrację trwających procesów.

Oznacza to, że elektrony „pędzą” wzdłuż kryształu metalu, odrywając się od jednego atomu metalu, tworząc z niego kation, łącząc się z innym kationem, tworząc neutralny atom. Zjawisko to nazwano „wiatrem elektronicznym”, a zbiór wolnych elektronów w krysztale niemetalicznego atomu nazwano „gazem elektronowym”. Ten rodzaj interakcji między atomami metali nazywa się wiązaniem metalicznym.

wiązanie wodorowe

Jeśli atom wodoru w substancji jest związany z pierwiastkiem o wysokiej elektroujemności (azot, tlen lub fluor), substancja charakteryzuje się zjawiskiem wiązania wodorowego.

Ponieważ atom wodoru jest związany z atomem elektroujemnym, na atomie wodoru powstaje częściowy ładunek dodatni, a na atomie elektroujemnym powstaje częściowy ładunek ujemny. W związku z tym przyciąganie elektrostatyczne staje się możliwe między częściowo dodatnio naładowanym atomem wodoru jednej cząsteczki a elektroujemnym atomem drugiej. Na przykład wiązania wodorowe obserwuje się dla cząsteczek wody:

To właśnie wiązanie wodorowe wyjaśnia nienormalnie wysoką temperaturę topnienia wody. Oprócz wody silne wiązania wodorowe powstają również w takich substancjach jak fluorowodór, amoniak, kwasy zawierające tlen, fenole, alkohole, aminy.