При което един от атомите дарява електрон и се превръща в катион, а другият атом взема електрон и се превръща в анион.
Характерните свойства на ковалентната връзка - насоченост, наситеност, полярност, поляризуемост - определят химичните и физичните свойства на съединенията.
Насочеността на връзката се дължи на молекулярната структура на веществото и геометричната форма на тяхната молекула. Ъглите между две връзки се наричат ъгли на връзката.
Насищането е способността на атомите да образуват ограничен брой ковалентни връзки. Броят на връзките, образувани от един атом, е ограничен от броя на външните му атомни орбитали.
Полярността на връзката се дължи на неравномерното разпределение на електронната плътност поради разликите в електроотрицателността на атомите. Според тази характеристика ковалентните връзки се разделят на неполярни и полярни (неполярни - двуатомна молекула се състои от еднакви атоми (H 2, Cl 2, N 2) и електронните облаци на всеки атом са разпределени симетрично по отношение на тези атоми; полярна - двуатомна молекула се състои от атоми на различни химични елементи и общият електронен облак се измества към един от атомите, като по този начин се образува асиметрия в разпределението на електрическия заряд в молекулата, което води до диполен момент на молекулата).
Поляризацията на връзката се изразява в изместване на електроните на връзката под въздействието на външно електрическо поле, включително друга реагираща частица. Поляризацията се определя от подвижността на електроните. Полярността и поляризуемостта на ковалентните връзки определят реактивността на молекулите по отношение на полярните реагенти.
Въпреки това два пъти нобеловият лауреат Л. Полинг изтъква, че „в някои молекули има ковалентни връзки, причинени от един или три електрона, вместо от обща двойка“. Едноелектронната химична връзка се осъществява в молекулния водороден йон H 2 +.
Молекулният водороден йон H 2 + съдържа два протона и един електрон. Един електрон в молекулярната система компенсира електростатичното отблъскване на два протона и ги поддържа на разстояние от 1,06 Å (дължината на химичната връзка H 2 +). Центърът на електронната плътност на електронния облак на молекулярната система е еднакво отдалечен от двата протона с радиуса на Бор α 0 = 0,53 A и е центърът на симетрия на молекулния водороден йон H 2 +.
Колегиален YouTube
-
1 / 5
Ковалентна връзка се образува от двойка електрони, разделени между два атома, и тези електрони трябва да заемат две стабилни орбитали, по една от всеки атом.
A + B → A: B
В резултат на социализацията, електроните образуват запълнено енергийно ниво. Връзката се образува, ако тяхната обща енергия на това ниво е по-малка от тази в първоначалното състояние (и разликата в енергията няма да бъде нищо повече от енергията на връзката).
Според теорията на молекулярните орбитали, припокриването на две атомни орбитали води в най-простия случай до образуването на две молекулярни орбитали (МО): свързване на МОи анти-свързващ (разхлабващ) МО... Споделените електрони са разположени на свързващия MO, който е с по-ниска енергия.
Образуване на връзка при рекомбинация на атоми
Механизмът на междуатомното взаимодействие обаче остава неизвестен дълго време. Едва през 1930 г. Ф. Лондон въвежда концепцията за дисперсионно привличане – взаимодействието между мигновени и индуцирани (индуцирани) диполи. Понастоящем силите на привличане, дължащи се на взаимодействието между флуктуиращите електрически диполи на атоми и молекули, се наричат "лондонски сили".
Енергията на такова взаимодействие е право пропорционална на квадрата на електронната поляризуемост α и е обратно пропорционална на разстоянието между два атома или молекули на шеста степен.
Образуване на връзка чрез донорно-акцепторен механизъм
В допълнение към хомогенния механизъм на образуване на ковалентна връзка, описан в предишния раздел, съществува хетерогенен механизъм - взаимодействието на противоположно заредени йони - протона H + и отрицателния водороден йон H -, наречен хидриден йон:
H + + H - → H 2
Когато йоните се приближат един до друг, двуелектронният облак (електронна двойка) на хидридния йон се привлича към протона и в крайна сметка става общ и за двете водородни ядра, тоест се превръща в свързваща електронна двойка. Частица, която доставя електронна двойка, се нарича донор, а частица, която приема тази електронна двойка, се нарича акцептор. Този механизъм на образуване на ковалентна връзка се нарича донор-акцептор.
H + + H 2 O → H 3 O +
Протонът атакува самотната двойка на водната молекула и образува стабилен катион, който съществува във водни разтвори на киселини.
Добавянето на протон към амонячна молекула става по подобен начин за образуване на сложен амониев катион:
NH3 + H + → NH4 +
По този начин (по донорно-акцепторния механизъм на образуване на ковалентна връзка) се получава голям клас ониеви съединения, който включва амониеви, оксониеви, фосфониеви, сулфониеви и други съединения.
Водородната молекула може да действа като донор на електронни двойки, което при контакт с протон води до образуването на молекулен водороден йон H 3 +:
H 2 + H + → H 3 +
Свързващата електронна двойка на молекулярния водороден йон H 3 + принадлежи едновременно на три протона.
Видове ковалентни връзки
Има три вида ковалентни химични връзки, които се различават по механизма на образуване:
1. Проста ковалентна връзка... За образуването му всеки от атомите осигурява един несдвоен електрон. Когато се образува проста ковалентна връзка, формалните заряди на атомите остават непроменени.
- Ако атомите, които образуват проста ковалентна връзка, са еднакви, тогава истинските заряди на атомите в молекулата също са еднакви, тъй като атомите, които образуват връзката, притежават еднакво споделената електронна двойка. Тази връзка се нарича неполярна ковалентна връзка... Простите вещества имат такава връзка, например: 2, 2, 2. Но не само неметали от същия тип могат да образуват ковалентна неполярна връзка. Неметалните елементи, чиято електроотрицателност е еднакво важна, също могат да образуват ковалентна неполярна връзка, например в молекулата PH 3, връзката е ковалентна неполярна, тъй като EO на водорода е равно на EO на фосфор.
- Ако атомите са различни, тогава степента на собственост на споделената двойка електрони се определя от разликата в електроотрицателността на атомите. Атом с по-голяма електроотрицателност привлича по-силно двойка електрони на връзката и истинският му заряд става отрицателен. Атом с по-ниска електроотрицателност придобива съответно същия положителен заряд. Ако се образува връзка между два различни неметала, тогава такава връзка се нарича ковалентна полярна връзка.
В етиленовата молекула C 2 H 4 има двойна връзка CH 2 = CH 2, нейната електронна формула: H: C :: C: H. Ядрата на всички етиленови атоми са разположени в една и съща равнина. Три електронни облака от всеки въглероден атом образуват три ковалентни връзки с други атоми в същата равнина (с ъгли между тях около 120 °). Облакът от четвъртия валентен електрон на въглеродния атом е разположен над и под равнината на молекулата. Такива електронни облаци от двата въглеродни атома, частично припокриващи се над и под равнината на молекулата, образуват втора връзка между въглеродните атоми. Първата, по-силна ковалентна връзка между въглеродните атоми се нарича σ-връзка; втората, по-малко силна ковалентна връзка се нарича π (\ displaystyle \ pi)- комуникация.
В линейна ацетиленова молекула
N-S≡S-N (N: S ::: S: N)
има σ-връзки между въглеродни и водородни атоми, една σ-връзка между два въглеродни атома и две π (\ displaystyle \ pi)-връзки между едни и същи въглеродни атоми. две π (\ displaystyle \ pi)-връзките са разположени над сферата на действие на σ-връзката в две взаимно перпендикулярни равнини.
Всичките шест въглеродни атома на C 6 H 6 цикличната бензолова молекула лежат в една и съща равнина. Σ-връзките действат между въглеродните атоми в равнината на пръстена; същите връзки съществуват за всеки въглероден атом с водородни атоми. Въглеродните атоми изразходват три електрона, за да направят тези връзки. Облаците от четвърти валентни електрони на въглеродните атоми, които имат формата на осмици, са разположени перпендикулярно на равнината на молекулата на бензола. Всеки такъв облак се припокрива еднакво с електронните облаци на съседните въглеродни атоми. В молекулата на бензола не са три отделни π (\ displaystyle \ pi)-връзка, но единична π (\ displaystyle \ pi) диелектрици или полупроводници. Типични примери за атомни кристали (атоми, в които са свързани чрез ковалентни (атомни) връзки) са
И двуелектронна трицентрова комуникация.
Като се вземе предвид статистическата интерпретация на вълновата функция на М. Борн, плътността на вероятността за намиране на свързващите електрони е концентрирана в пространството между ядрата на молекулата (фиг. 1). В теорията на отблъскването на електронните двойки се разглеждат геометричните размери на тези двойки. И така, за елементите на всеки период има определен среден радиус на електронната двойка (Å):
0,6 за елементи до неон; 0,75 за елементи до аргон; 0,75 за елементи до криптон и 0,8 за елементи до ксенон.
Характерни свойства на ковалентна връзка
Характерните свойства на ковалентната връзка - насоченост, наситеност, полярност, поляризуемост - определят химичните и физичните свойства на съединенията.
- Насочеността на връзката се дължи на молекулярната структура на веществото и геометричната форма на тяхната молекула.
Ъглите между две връзки се наричат ъгли на връзката.
- Насищането е способността на атомите да образуват ограничен брой ковалентни връзки. Броят на връзките, образувани от един атом, е ограничен от броя на външните му атомни орбитали.
- Полярността на връзката се дължи на неравномерното разпределение на електронната плътност поради разликите в електроотрицателността на атомите.
Според тази характеристика ковалентните връзки се разделят на неполярни и полярни (неполярни - двуатомна молекула се състои от еднакви атоми (H 2, Cl 2, N 2) и електронните облаци на всеки атом са разпределени симетрично по отношение на тези атоми; полярна - двуатомна молекула се състои от атоми на различни химични елементи и общият електронен облак се измества към един от атомите, като по този начин се образува асиметрия в разпределението на електрическия заряд в молекулата, което води до диполен момент на молекулата).
- Поляризацията на връзката се изразява в изместване на електроните на връзката под въздействието на външно електрическо поле, включително друга реагираща частица. Поляризацията се определя от подвижността на електроните. Полярността и поляризуемостта на ковалентните връзки определят реактивността на молекулите по отношение на полярните реагенти.
Въпреки това, два пъти нобеловият лауреат Л. Полинг изтъква, че „в някои молекули има ковалентни връзки, причинени от един или три електрона, вместо от обща двойка“. Едноелектронната химична връзка се осъществява в молекулния водороден йон H 2 +.
Молекулният водороден йон H 2 + съдържа два протона и един електрон. Един електрон в молекулярната система компенсира електростатичното отблъскване на два протона и ги поддържа на разстояние от 1,06 Å (дължината на химичната връзка H 2 +). Центърът на електронната плътност на електронния облак на молекулярната система е еднакво отдалечен от двата протона с радиуса на Бор α 0 = 0,53 A и е центърът на симетрия на молекулния водороден йон H 2 +.
История на термина
Терминът "ковалентна връзка" е въведен за първи път от нобеловия лауреат Ървинг Лангмюър през 1919 г. Този термин се отнася до химическа връзка, дължаща се на съвместното притежаване на електрони, за разлика от метална връзка, в която електроните са свободни, или йонна връзка, в която един от атомите дарява електрон и се превръща в катион, а друг атом приема електрон и се превърна в анион.
Формиране на комуникация
Ковалентна връзка се образува от двойка електрони, разделени между два атома, и тези електрони трябва да заемат две стабилни орбитали, по една от всеки атом.
A + B → A: B
В резултат на социализацията, електроните образуват запълнено енергийно ниво. Връзката се образува, ако тяхната обща енергия на това ниво е по-малка от тази в първоначалното състояние (и разликата в енергията няма да бъде нищо повече от енергията на връзката).
Според теорията на молекулярните орбитали, припокриването на две атомни орбитали води в най-простия случай до образуването на две молекулярни орбитали (МО): свързване на МОи анти-свързващ (разхлабващ) МО... Споделените електрони са разположени на свързващия MO, който е с по-ниска енергия.
Образуване на връзка при рекомбинация на атоми
Механизмът на междуатомното взаимодействие обаче остава неизвестен дълго време. Едва през 1930 г. Ф. Лондон въвежда концепцията за дисперсионно привличане – взаимодействието между мигновени и индуцирани (индуцирани) диполи. Понастоящем силите на привличане, дължащи се на взаимодействието между флуктуиращите електрически диполи на атоми и молекули, се наричат "лондонски сили".
Енергията на такова взаимодействие е право пропорционална на квадрата на електронната поляризуемост α и е обратно пропорционална на разстоянието между два атома или молекули на шеста степен.
Образуване на връзка чрез донорно-акцепторен механизъм
В допълнение към хомогенния механизъм на образуване на ковалентна връзка, описан в предишния раздел, съществува хетерогенен механизъм - взаимодействието на противоположно заредени йони - протона H + и отрицателния водороден йон H -, наречен хидриден йон:
H + + H - → H 2
Когато йоните се приближат един до друг, двуелектронният облак (електронна двойка) на хидридния йон се привлича към протона и в крайна сметка става общ и за двете водородни ядра, тоест се превръща в свързваща електронна двойка. Частица, която доставя електронна двойка, се нарича донор, а частица, която приема тази електронна двойка, се нарича акцептор. Този механизъм на образуване на ковалентна връзка се нарича донор-акцептор.
H + + H 2 O → H 3 O +
Протонът атакува самотната двойка на водната молекула и образува стабилен катион, който съществува във водни разтвори на киселини.
Добавянето на протон към амонячна молекула става по подобен начин за образуване на сложен амониев катион:
NH3 + H + → NH4 +
По този начин (по донорно-акцепторния механизъм на образуване на ковалентна връзка) се получава голям клас ониеви съединения, който включва амониеви, оксониеви, фосфониеви, сулфониеви и други съединения.
Водородната молекула може да действа като донор на електронни двойки, което при контакт с протон води до образуването на молекулен водороден йон H 3 +:
H 2 + H + → H 3 +
Свързващата електронна двойка на молекулярния водороден йон H 3 + принадлежи едновременно на три протона.
Видове ковалентни връзки
Има три вида ковалентни химични връзки, които се различават по механизма на образуване:
1. Проста ковалентна връзка... За образуването му всеки от атомите осигурява един несдвоен електрон. Когато се образува проста ковалентна връзка, формалните заряди на атомите остават непроменени.
- Ако атомите, които образуват проста ковалентна връзка, са еднакви, тогава истинските заряди на атомите в молекулата също са еднакви, тъй като атомите, които образуват връзката, притежават еднакво споделената електронна двойка. Тази връзка се нарича неполярна ковалентна връзка... Простите вещества имат такава връзка, например: 2, 2, 2. Но не само неметали от същия тип могат да образуват ковалентна неполярна връзка. Неметалните елементи, чиято електроотрицателност е еднакво важна, също могат да образуват ковалентна неполярна връзка, например в молекулата PH 3, връзката е ковалентна неполярна, тъй като EO на водорода е равно на EO на фосфор.
- Ако атомите са различни, тогава степента на собственост на споделената двойка електрони се определя от разликата в електроотрицателността на атомите. Атом с по-голяма електроотрицателност привлича по-силно двойка електрони на връзката и истинският му заряд става отрицателен. Атом с по-ниска електроотрицателност придобива съответно същия положителен заряд. Ако се образува връзка между два различни неметала, тогава такава връзка се нарича ковалентна полярна връзка.
В етиленовата молекула C 2 H 4 има двойна връзка CH 2 = CH 2, нейната електронна формула: H: C :: C: H. Ядрата на всички етиленови атоми са разположени в една и съща равнина. Три електронни облака от всеки въглероден атом образуват три ковалентни връзки с други атоми в същата равнина (с ъгли между тях около 120 °). Облакът от четвъртия валентен електрон на въглеродния атом е разположен над и под равнината на молекулата. Такива електронни облаци от двата въглеродни атома, частично припокриващи се над и под равнината на молекулата, образуват втора връзка между въглеродните атоми. Първата, по-силна ковалентна връзка между въглеродните атоми се нарича σ-връзка; втората, по-малко силна ковалентна връзка се нарича π (\ displaystyle \ pi)- комуникация.
План на лекцията:
1. Концепцията за ковалентна връзка.
2. Електроотрицателност.
3. Полярна и неполярна ковалентна връзка.
Ковалентна връзка се образува поради общи електронни двойки, които възникват в обвивките на свързаните атоми.
Може да се образува от атоми на един общ елемент от същия елемент и тогава е неполярен; например такава ковалентна връзка съществува в молекули на едноелементни газове H 2, O 2, N 2, Cl 2 и т.н.
Ковалентна връзка може да се образува от атоми на различни елементи, сходни по химическа природа, и тогава тя е полярна; например, такава ковалентна връзка съществува в молекулите H2O, NF3, CO2.
Необходимо е да се въведе понятието електроотрицателност.
Електроотрицателността е способността на атомите на химичен елемент да отделят общи електронни двойки, участващи в образуването на химическа връзка.
поредица от електроотрицателностЕлементи с по-голяма електроотрицателност ще изтеглят споделени електрони от елементи с по-малко електроотрицателност.
За визуално представяне на ковалентна връзка точките се използват в химичните формули (всяка точка съответства на валентен електрон, а линия също съответства на обща електронна двойка).
Пример.Връзките в Cl 2 молекулата могат да бъдат изобразени по следния начин:
Такива записи на формули са еквивалентни. Ковалентните връзки имат пространствена ориентация. В резултат на ковалентното свързване на атомите се образуват или молекули, или атомни кристални решетки със строго определено геометрично разположение на атомите. Всяко вещество има своя собствена структура.
От гледна точка на теорията на Бор, образуването на ковалентна връзка се обяснява с тенденцията на атомите да трансформират външния си слой в октет (пълно запълване на до 8 електрона).И двата атома са представени да образуват ковалентна връзка, единият несдвоен електрон и двата електрона стават общи.
Пример. Образуване на хлорна молекула.
Точките представляват електроните. При подреждането трябва да се спазва правилото: електроните се поставят в определена последователност - отляво, отгоре, отдясно, отдолу един по един, след което се добавят един по един несдвоени електрони и участват в образуването на връзка.
Нова електронна двойка, образувана от два несдвоени електрона, става обща за два хлорни атома. Има няколко начина за образуване на ковалентни връзки чрез припокриване на електронни облаци.
σ - връзката е много по-здрава от π-връзката, а π-връзката може да бъде само с σ-връзка.Поради тази връзка се образуват двойни и тройни кратни връзки.
Полярните ковалентни връзки се образуват между атоми с различна електроотрицателност.
Поради изместването на електроните от водород към хлор, хлорният атом е зареден частично отрицателно, водородът е частично положителен.
Полярна и неполярна ковалентна връзка
Ако двуатомната молекула се състои от атоми на един елемент, тогава електронният облак се разпределя в пространството симетрично по отношение на ядрата на атомите. Тази ковалентна връзка се нарича неполярна. Ако се образува ковалентна връзка между атоми на различни елементи, тогава общият електронен облак се измества към един от атомите. В този случай ковалентната връзка е полярна. За да се оцени способността на атома да привлича обща електронна двойка към себе си, се използва величината на електроотрицателността.
В резултат на образуването на полярна ковалентна връзка по-електроотрицателен атом придобива частичен отрицателен заряд, а атом с по-ниска електроотрицателност придобива частичен положителен заряд. Тези заряди обикновено се наричат ефективни заряди на атомите в молекулата. Те могат да бъдат дробни. Например, в молекулата на HCl ефективният заряд е 0,17e (където e е зарядът на електрона. Зарядът на електрона е 1,602. 10 -19 C):
Система от два заряда с еднаква величина, но противоположни по знак, разположени на определено разстояние един от друг, се нарича електрически дипол. Очевидно полярната молекула е микроскопичен дипол. Въпреки че общият заряд на дипола е нула, в околното пространство има електрическо поле, чиято сила е пропорционална на диполния момент m:
В системата SI диполният момент се измерва в Kl × m, но обикновено за полярни молекули, debye се използва като мерна единица (единицата е кръстена на P. Debye):
1 D = 3,33 × 10 –30 C × m
Диполният момент служи като количествена мярка за полярността на молекулата. За многоатомните молекули диполният момент е векторната сума от диполните моменти на химичните връзки. Следователно, ако една молекула е симетрична, тогава тя може да бъде неполярна, дори ако всяка от нейните връзки има значителен диполен момент. Например, в плоска молекула BF 3 или в линейна BeCl 2 молекула, сумата от диполните моменти на връзката е нула:
По подобен начин тетраедричните молекули CH 4 и CBr 4 имат нулев диполен момент. Въпреки това, нарушаването на симетрията, например, в молекулата BF 2 Cl, води до ненулев диполен момент.
Ограниченият случай на ковалентна полярна връзка е йонна връзка. Образува се от атоми, чиято електроотрицателност се различава значително. Когато се образува йонна връзка, настъпва почти пълен преход на свързващата електронна двойка към един от атомите и се образуват положителни и отрицателни йони, които се държат близо един до друг от електростатични сили. Тъй като електростатичното привличане към даден йон действа върху всякакви йони с противоположен знак, независимо от посоката, йонната връзка, за разлика от ковалентната връзка, се характеризира с ненасочености ненаситеност... Молекулите с най-силно изразена йонна връзка се образуват от атоми на типични метали и типични неметали (NaCl, CsF и др.), т.е. когато разликата в електроотрицателността на атомите е голяма.
Далеч от последната роля на химическото ниво на организацията на света играе методът на свързване на структурни частици, свързващи се помежду си. По-голямата част от простите вещества, а именно неметали, имат ковалентен неполярен тип връзка, с изключение на чистите метали, те имат специален метод на свързване, който се реализира чрез социализиране на свободни електрони в кристалната решетка .
Видовете и примерите, които ще бъдат посочени по-долу, или по-скоро, локализацията или частичното изместване на тези връзки към един от участниците в свързването, се обяснява именно с електроотрицателната характеристика на един или друг елемент. Изместването се случва към атома, в който е по-силен.
Ковалентна неполярна връзка
„Формулата“ на ковалентна неполярна връзка е проста – два атома от една и съща природа комбинират електроните на своите валентни обвивки в съвместна двойка. Такава двойка се нарича разделена, тъй като еднакво принадлежи и на двамата участници в обвързването. Благодарение на обобщаването на електронната плътност под формата на двойка електрони, атомите преминават в по-стабилно състояние, тъй като завършват своето външно електронно ниво, а „октетът“ (или „дублетът“ в случай на просто вещество водород H 2, има една s-орбитала, за завършването на която са необходими два електрона) - това е състоянието на външното ниво, към което всички атоми са склонни, тъй като неговото запълване съответства на състоянието с минимум енергия.
Пример за неполярна ковалентна връзка е в неорганичните вещества и, колкото и странно да звучи, но също и в органичната химия. Този тип връзка е присъщ на всички прости вещества - неметали, с изключение на благородните газове, тъй като валентното ниво на атома на инертен газ вече е завършено и има октет от електрони, което означава, че свързването с подобен не е има смисъл и е още по-малко енергийно полезен. В органичната материя неполярността се среща в отделни молекули с определена структура и е условна.
Ковалентна полярна връзка
Пример за неполярна ковалентна връзка е ограничен до няколко молекули от просто вещество, докато диполните съединения, в които електронната плътност е частично изместена към по-електроотрицателен елемент, са преобладаващото мнозинство. Всяка комбинация от атоми с различни величини на електроотрицателност дава полярна връзка. По-специално, връзките в органичната материя са ковалентни полярни връзки. Понякога йонните, неорганичните оксиди също са полярни, а в солите и киселините преобладава йонният тип свързване.
Йонният тип съединения понякога се счита за краен случай на полярно свързване. Ако електроотрицателността на един от елементите е значително по-висока от тази на другия, електронната двойка е напълно изместена от центъра на връзката към него. Така става разделянето на йони. Този, който вземе електронна двойка, се превръща в анион и получава отрицателен заряд, а този, който загуби електрон, се превръща в катион и става положителен.
Примери за неорганични вещества с ковалентен тип неполярна връзка
Веществата с ковалентна неполярна връзка са, например, всички бинарни газови молекули: водород (H - H), кислород (O = O), азот (в неговата молекула 2 атома са свързани с тройна връзка (N ≡ N) ); течности и твърди вещества: хлор (Cl - Cl), флуор (F - F), бром (Br - Br), йод (I - I). Както и сложни вещества, състоящи се от атоми на различни елементи, но с действителна същата стойност на електроотрицателност, например фосфорен хидрид - PH 3.
Органично и неполярно свързване
Много е ясно, че всичко е сложно. Възниква въпросът как може да има неполярна връзка в сложно вещество? Отговорът е доста прост, ако се замислите малко логично. Ако стойностите на електроотрицателността на свързаните елементи се различават леко и не се създават в съединението, такава връзка може да се счита за неполярна. Точно такава е ситуацията с въглерода и водорода: всички C-H връзки в органичната материя се считат за неполярни.
Пример за неполярна ковалентна връзка е молекула на метан, най-простата. Състои се от един въглероден атом, който според своята валентност е свързан с единични връзки с четири водородни атома. Всъщност молекулата не е дипол, тъй като в нея няма локализация на заряди, до известна степен поради нейната тетраедрична структура. Електронната плътност е равномерно разпределена.
Пример за неполярна ковалентна връзка се намира и в по-сложни органични съединения. Реализира се благодарение на мезомерните ефекти, тоест последователното отдръпване на електронната плътност, която бързо се гаси по въглеродната верига. И така, в молекулата на хексахлороетан, връзката C - C е неполярна поради равномерното изтегляне на електронната плътност от шест хлорни атома.
Други видове връзки
В допълнение към ковалентната връзка, която, между другото, може да се осъществи чрез донорно-акцепторния механизъм, има йонни, метални и водородни връзки. Кратки характеристики на предпоследните две са представени по-горе.
Водородната връзка е междумолекулно електростатично взаимодействие, което възниква, ако има водороден атом в молекула и всеки друг, който има самотни електронни двойки. Този тип свързване е много по-слаб от останалите, но поради факта, че много от тези връзки могат да се образуват в веществото, той има значителен принос за свойствата на връзката.
Образуването на химични съединения се дължи на появата на химична връзка между атомите в молекулите и кристалите.
Химическата връзка е взаимното сцепление на атоми в молекула и кристална решетка в резултат на действието между атомите на електрически сили на привличане.
КОВАЛЕНТНА ВРЪЗКА.
Ковалентна връзка се образува поради общи електронни двойки, които възникват в обвивките на свързаните атоми. Тя може да бъде образувана от атоми на един общ елемент от един и същи елемент и след това от него неполярни; например такава ковалентна връзка съществува в молекули на едноелементни газове H2, O2, N2, Cl2 и др.
Ковалентна връзка може да се образува от атоми на различни елементи, които са сходни по химическа природа, и след това тя полярни; например, такава ковалентна връзка съществува в H2O, NF3, CO2 молекули. Между атомите на елементите се образува ковалентна връзка,
Количествени характеристики на химичните връзки. Комуникационна енергия. Дължина на връзката. Полярността на химическата връзка. Валентен ъгъл. Ефективни заряди върху атомите в молекулите. Диполен момент на химичната връзка. Диполен момент на многоатомна молекула. Фактори, определящи величината на диполния момент на многоатомна молекула.
Характеристики на ковалентна връзка . Важни количествени характеристики на ковалентната връзка са енергията на връзката, нейната дължина и диполен момент.
Комуникационна енергия- енергията, освободена при образуването му, или необходима за разделянето на два свързани атома. Енергията на връзката характеризира нейната сила.
Дължина на връзкатае разстоянието между центровете на свързаните атоми. Колкото по-къса е дължината, толкова по-силна е химическата връзка.
Диполен момент на свързване(m) е векторна величина, която характеризира полярността на връзката.
Дължината на вектора е равна на произведението на дължината на връзката l от ефективния заряд q, който атомите придобиват при изместване на електронната плътност: | м | = lХ q. Векторът на диполния момент е насочен от положителен заряд към отрицателен. С векторното добавяне на диполните моменти на всички връзки се получава диполният момент на молекулата.
Характеристиките на връзките се влияят от тяхното множество:
Енергията на свързване се увеличава последователно;
Дължината на връзката нараства в обратен ред.
Комуникационна енергия(за дадено състояние на системата) - разликата между енергията на състоянието, в което съставните части на системата са безкрайно отдалечени една от друга и са в състояние на активен покой, и общата енергия на свързаното състояние на система:,
където E е енергията на свързване на компонентите в система от N компоненти (частици), Ei е общата енергия на i-ия компонент в несвързано състояние (безкрайно далечна покойна частица) и E е общата енергия на свързаната система. За система, състояща се от безкрайно отдалечени покойни частици, енергията на свързване се счита за нула, тоест, когато се образува свързано състояние, енергията се освобождава. Енергията на свързване е равна на минималната работа, която трябва да бъде изразходвана, за да се разложи системата на съставните й частици.
Той характеризира стабилността на системата: колкото по-висока е енергията на свързване, толкова по-стабилна е системата. За валентни електрони (електрони на външните електронни обвивки) на неутрални атоми в основно състояние енергията на свързване съвпада с енергията на йонизация, за отрицателни йони - с афинитет към електрони. Енергията на химичната връзка на двуатомна молекула съответства на енергията на нейната термична дисоциация, която е от порядъка на стотици kJ / mol. Енергията на свързване на адроните на атомно ядро се определя главно от силното взаимодействие. За леки ядра е ~ 0,8 MeV на нуклон.
Дължина на химическа връзка- разстоянието между ядрата на химически свързани атоми. Дължината на химичната връзка е важна физическа величина, която определя геометричните размери на химичната връзка, нейната дължина в пространството. Използват се различни методи за определяне на дължината на химичната връзка. Газова електронна дифракция, микровълнова спектроскопия, раманови спектри и IR спектри с висока разделителна способност се използват за оценка на дължината на химичните връзки на изолирани молекули в парната (газовата) фаза. Смята се, че дължината на химичната връзка е адитивна стойност, определена от сумата от ковалентните радиуси на атомите, които съставляват химичната връзка.
Полярността на химичните връзки- характеристика на химическа връзка, показваща промяната в разпределението на електронната плътност в пространството около ядрата в сравнение с разпределението на електронната плътност в неутралните атоми, образуващи тази връзка. Можете да определите количествено полярността на връзката в молекула. Трудността на точната количествена оценка е, че полярността на връзката зависи от няколко фактора: размера на атомите и йоните на свързващите молекули; от броя и естеството на вече съществуващата връзка в свързващите атоми до даденото им взаимодействие; върху вида на структурата и дори особеностите на дефектите в техните кристални решетки. Изчисленията от този вид се извършват по различни методи, които като цяло дават приблизително еднакви резултати (стойности).
Например за HCl беше установено, че върху всеки от атомите в тази молекула има заряд, равен на 0,17 от заряда на цял електрон. На водородния атом +0,17, а на хлорния атом -0,17. Така наречените ефективни заряди върху атомите най-често се използват като количествена мярка за полярността на връзката. Ефективният заряд се определя като разликата между заряда на електроните, разположени в определен участък от пространството близо до ядрото, и заряда на ядрото. Тази мярка обаче има само условно и приблизително [относително] значение, тъй като е невъзможно да се разграничи недвусмислено в една молекула област, която се отнася изключително до един атом и с няколко връзки, до специфична връзка.
Валентен ъгъл- ъгълът, образуван от посоките на химичните (ковалентни) връзки, произлизащи от един атом. Познаването на ъглите на свързване е необходимо за определяне на геометрията на молекулите. Ъглите на свързване зависят както от индивидуалните характеристики на свързаните атоми, така и от хибридизацията на атомните орбитали на централния атом. За простите молекули ъгълът на свързване, подобно на други геометрични параметри на молекулата, може да бъде изчислен с помощта на методите на квантовата химия. Експериментално те се определят от стойностите на инерционните моменти на молекулите, получени чрез анализ на техните ротационни спектри. Ъгълът на свързване на сложните молекули се определя чрез методи на дифракционен структурен анализ.
ЕФЕКТИВЕН АТОМЕН ЗАРЯД, характеризира разликата между броя на електроните, принадлежащи на даден атом в химикала. Comm. и броят на свободните електрони. атом. За оценките на E. z. а. използвайте модели, в които експериментално определените стойности са представени като функции на точкови неполяризуеми заряди, локализирани върху атоми; например, диполният момент на двуатомна молекула се счита за продукт на E.z. а. на междуатомно разстояние. В рамките на такива модели, E. z. а. може да се изчисли с помощта на оптични данни. или рентгенова спектроскопия.
Диполни моменти на молекулите.
Идеална ковалентна връзка съществува само в частици, състоящи се от еднакви атоми (H2, N2 и др.). Ако се образува връзка между различни атоми, тогава електронната плътност се измества към едно от ядрата на атомите, тоест връзката е поляризирана. Характеристиката на полярността на връзката е нейният диполен момент.
Диполният момент на една молекула е равен на векторната сума от диполните моменти на нейните химични връзки. Ако полярните връзки са подредени симетрично в молекула, тогава положителните и отрицателните заряди се компенсират взаимно и молекулата като цяло е неполярна. Това се случва например с молекула въглероден диоксид. Многоатомните молекули с асиметрично разположение на полярните връзки обикновено са полярни. Това се отнася по-специално за молекулата на водата.
Получената стойност на диполния момент на молекула може да бъде повлияна от самотна двойка електрони. И така, молекулите NH3 и NF3 имат тетраедрична геометрия (като се вземе предвид самотната двойка електрони). Степените на йонност на връзките азот - водород и азот - флуор са съответно 15 и 19%, а дължините им са съответно 101 и 137 pm. Въз основа на това може да се заключи, че NF3 има по-голям диполен момент. Експериментът обаче показва обратното. По-точното прогнозиране на диполния момент трябва да вземе предвид посоката на диполния момент на самотна двойка (фиг. 29).
Концепцията за хибридизация на атомните орбитали и пространствената структура на молекулите и йоните. Особености на разпределението на електронната плътност на хибридни орбитали. Основните видове хибридизация са sp, sp2, sp3, dsp2, sp3d, sp3d2. Хибридизация, включваща самотни двойки електрони.
ХИБРИДИЗАЦИЯ НА АТОМНИ ОРБИТАЛИ.
За обяснение на структурата на някои молекули в метода VS се използва моделът на хибридизация на атомни орбитали (АО). За някои елементи (берилий, бор, въглерод) и s-, и p-електрони участват в образуването на ковалентни връзки. Тези електрони са разположени върху АО, които се различават по форма и енергия. Въпреки това, образуваните с тяхно участие връзки се оказват еквивалентни и са разположени симетрично.
В молекулите BeC12, BC13 и CC14, например, ъгълът на свързване C1-E-C1 е 180, 120 и 109,28 о. Стойностите и енергиите на дължините на връзката E-C1 имат една и съща стойност за всяка от тези молекули. Принципът на орбиталната хибридизация е, че първоначалните АО с различни форми и енергии при смесване дават нови орбитали със същата форма и енергия. Видът на хибридизацията на централния атом определя геометричната форма на образуваната от него молекула или йон.
Нека разгледаме структурата на молекулата от гледна точка на хибридизацията на атомните орбитали.
Пространствена форма на молекулите.
Формулите на Люис говорят много за електронната структура и стабилността на молекулите, но засега не могат да кажат нищо за тяхната пространствена структура. В теорията на химичните връзки има два добри подхода за обяснение и прогнозиране на геометрията на молекулите. Те се съгласяват добре един с друг. Първият подход се нарича теория за отблъскване на двойки валентни електрони (VEPP). Въпреки „страшното“ име, същността на този подход е много проста и ясна: химическите връзки и самотните електронни двойки в молекулите са склонни да бъдат разположени възможно най-далеч един от друг. Нека обясним с конкретни примери. В молекулата BeCl2 има две връзки Be-Cl. Формата на тази молекула трябва да бъде такава, че както тези връзки, така и хлорните атоми в техните краища да са разположени възможно най-далеч един от друг:
Това е възможно само с линейната форма на молекулата, когато ъгълът между връзките (ъгълът на ClBeCl) е 180 °.
Друг пример: има 3 B-F връзки в BF3 молекулата. Те са разположени възможно най-далеч един от друг и молекулата има формата на плосък триъгълник, където всички ъгли между връзките (ъгли FBF) са равни на 120 °:
Хибридизация на атомни орбитали.
Хибридизацията включва не само свързване на електрони, но и самотни електронни двойки ... Например, една водна молекула съдържа две ковалентни химични връзки между кислороден атом и Фигура 21 с два водородни атома (Фигура 21).
В допълнение към две двойки електрони, общи с водородните атоми, кислородният атом има две двойки външни електрони, които не участват в образуването на връзка ( самотни двойки). И четирите двойки електрони заемат специфични области в пространството около кислородния атом. Тъй като електроните се отблъскват един друг, електронните облаци са разположени възможно най-далеч един от друг. В този случай, в резултат на хибридизацията, формата на атомните орбитали се променя, те са удължени и насочени към върховете на тетраедъра. Следователно, молекулата на водата има ъглова форма, а ъгълът между връзките кислород-водород е 104,5 o.
Формата на молекули и йони от типа AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. d-AO, участващи в образуването на σ-връзки в плоски квадратни молекули, в октаедрични молекули и в молекули, изградени под формата на тригонална бипирамида. Влияние на отблъскването на електронните двойки върху пространствената конфигурация на молекулите (концепцията за участие на самотни електронни двойки KNEP).
Форма на молекули и йони от тип AB2, AB3, AB4, AB5, AB6... Всеки тип АО хибридизация съответства на строго определена геометрична форма, потвърдена експериментално. Тя се основава на σ-връзки, образувани от хибридни орбитали; делокализирани двойки π-електрони (в случай на множество връзки) се движат в своето електростатично поле (Таблица 5.3). sp хибридизация... Подобен тип хибридизация възниква, когато един атом образува две връзки, дължащи се на електрони, разположени в s и p орбиталите и имащи сходни енергии. Този тип хибридизация е характерен за молекули от типа АВ2 (фиг. 5.4). Примери за такива молекули и йони са дадени в табл. 5.3 (фиг.5.4).
Таблица 5.3
Геометрични форми на молекули
E е самотна електронна двойка.
Структура на молекулата на BeCl2. Берилиевият атом има два сдвоени s електрона във външния слой в нормално състояние. В резултат на възбуждането един от s електроните преминава в p-състояние - появяват се два несдвоени електрона, различаващи се по форма на орбитала и по енергия. Когато се образува химическа връзка, те се трансформират в две идентични sp-хибридни орбитали, насочени под ъгъл от 180 градуса една спрямо друга.
Be 2s2 Be 2s1 2p1 - възбудено състояние на атома
Ориз. 5.4. Пространствено разположение на sp-хибридните облаци
Основните видове междумолекулни взаимодействия. Вещество в кондензирано състояние. Фактори, определящи енергията на междумолекулните взаимодействия. Водородна връзка. Естеството на водородната връзка. Количествени характеристики на водородната връзка. Между- и вътремолекулна водородна връзка.
МЕЖДУМОЛЕКУЛНИ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ- взаимодействие. молекули помежду си, което не води до разкъсване или образуване на нов химикал. връзки. М. в определя разликата между истинските газове и идеалните, съществуването на течности и кей. кристали. От М. до. зависи от много. структурни, спектрални, термодинамични. и други св-ва ин-в. Появата на концепцията за М. в. свързани с името на Ван дер Ваалс, до-ри, за да обясни св-в реални газове и течности, предложен през 1873 г. уравнението на състоянието, като се вземе предвид М. век. Следователно силите на М. в. често наричан ван дер Ваалс.
Основата на М. в.съставляват кулоновите сили на взаимодействие. между електроните и ядрата на една молекула и ядрата и електроните на друга. В експериментално определения sv-vah in-va се проявява осреднено взаимодействие, което зависи от разстоянието R между молекулите, тяхната взаимна ориентация, структура и физичност. характеристики (диполен момент, поляризуемост и др.). При големи R, значително надвишаващи линейните размери на самите молекули, в резултат на което електронните обвивки на молекулите не се припокриват, силите на M. in. могат разумно да бъдат разделени на три вида - електростатични, поляризиращи (индукционни) и дисперсионни. Електростатичните сили понякога се наричат ориентационни сили, но това е неточно, тъй като взаимната ориентация на молекулите може да се дължи и на поляризация. сили, ако молекулите са анизотропни.
При малки разстояния между молекулите (R ~ l), разграничете отделните видове M. in. възможно е само приблизително, докато в допълнение към посочените три вида има още два, свързани с припокриването на електронни обвивки, - обменно взаимодействие и взаимодействия, дължащи се на прехвърляне на електронен заряд. Въпреки известна условност, такова разделение във всеки конкретен случай дава възможност да се обясни естеството на М. в. и изчислете неговата енергия.
Структурата на материята в кондензирано състояние.
В зависимост от разстоянието между частиците, които съставляват веществото, и от естеството и енергията на взаимодействието между тях, веществото може да бъде в едно от трите агрегатни състояния: твърдо, течно и газообразно.
При достатъчно ниска температура веществото е в твърдо състояние. Разстоянията между частиците на кристалното вещество са от порядъка на размера на самите частици. Средната потенциална енергия на частиците е по-голяма от средната им кинетична енергия. Движението на частиците, които изграждат кристалите, е много ограничено. Силите, действащи между частиците, ги държат близо до равновесните позиции. Това обяснява наличието на кристални тела със собствена форма и обем и висока устойчивост на срязване.
Когато се разтопят, твърдите вещества се превръщат в течност. По структура течната субстанция се различава от кристалната по това, че не всички частици са на същото разстояние една от друга, както в кристалите, някои от молекулите са отдалечени една от друга на големи разстояния. Средната кинетична енергия на частиците за вещества в течно състояние е приблизително равна на тяхната средна потенциална енергия.
Често е прието да се комбинират твърдото и течно състояние с общ термин - кондензирано състояние.
Видове междумолекулни взаимодействия вътремолекулна водородна връзка.Връзките, по време на образуването на които не настъпва пренареждане на електронните обвивки, се наричат взаимодействия между молекулите ... Основните видове молекулярни взаимодействия включват ван дер Ваалсови сили, водородни връзки и донорно-акцепторни взаимодействия.
Когато молекулите се приближат една до друга, се появява привличане, което предизвиква появата на кондензирано състояние на материята (течно, твърдо с молекулярна кристална решетка). Силите, които улесняват привличането на молекулите, се наричат сили на ван дер Ваалс.
Те се характеризират с три вида междумолекулно взаимодействие :
а) ориентационно взаимодействие, което се проявява между полярни молекули, стремящи се да заемат такава позиция, в която техните диполи да са обърнати един към друг с противоположни полюси, а моментните вектори на тези диполи ще бъдат ориентирани по една права линия (по друг начин е наречено дипол-диполно взаимодействие);
б) индукция, която възниква между индуцирани диполи, причина за образуването на която е взаимната поляризация на атомите на две приближаващи се молекули;
в) дисперсионна, която възниква в резултат на взаимодействието на микродиполи, образувани поради моментални измествания на положителни и отрицателни заряди в молекулите по време на движението на електрони и вибрациите на ядрата.
Между всякакви частици действат дисперсионни сили. Ориентационни и индукционни взаимодействия за частици от много вещества, например: He, Ar, H2, N2, CH4, не се осъществяват. За молекулите NH3 дисперсионното взаимодействие представлява 50%, ориентационното - 44,6%, а индукцията - 5,4%. Полярната енергия на силите на привличане на Ван дер Ваалс се характеризира с ниски стойности. И така, за лед е 11 kJ / mol, т.е. 2,4% от енергията на ковалентната връзка Н-О (456 kJ / mol). Гравитационните сили на Ван дер Ваалс са физически взаимодействия.
Водородна връзкае физикохимична връзка между водорода на една молекула и EO елемента на друга молекула. Образуването на водородни връзки се обяснява с факта, че поляризиран водороден атом в полярни молекули или групи има уникални свойства: липса на вътрешни електронни обвивки, значително изместване на електронната двойка към атом с висок EO и много малък размер . Следователно водородът е в състояние да проникне дълбоко в електронната обвивка на съседен отрицателно поляризиран атом. Както показват спектралните данни, взаимодействието донор-акцептор на ЕО атома като донор и водородния атом като акцептор също играе значителна роля при образуването на водородна връзка. Водородната връзка може да бъде междумолекулна или вътрешномолекулно.
Водородните връзки могат да възникнат както между различни молекули, така и в рамките на една молекула, ако тази молекула съдържа групи с донорни и акцепторни способности. И така, вътремолекулните водородни връзки играят основна роля при образуването на пептидни вериги, които определят структурата на протеините. Един от най-известните примери за ефекта на вътрешномолекулното водородно свързване върху структурата е дезоксирибонуклеиновата киселина (ДНК). Молекулата на ДНК е навита в двойна спирала. Двете нишки на тази двойна спирала са свързани помежду си с водород. Водородната връзка е междинна между валентните и междумолекулните взаимодействия. Свързва се с уникалните свойства на поляризирания водороден атом, малкия му размер и отсъствието на електронни слоеве.
Междумолекулни и вътрешномолекулни водородни връзки.
Водородните връзки се намират в много химични съединения. Те възникват, като правило, между атомите на флуор, азот и кислород (най-електроотрицателните елементи), по-рядко - с участието на атоми на хлор, сяра и други неметали. Силни водородни връзки се образуват в такива течни вещества като вода, флуороводород, кислород-съдържащи неорганични киселини, карбоксилни киселини, феноли, алкохоли, амоняк и амини. По време на кристализацията водородните връзки в тези вещества обикновено се запазват. Следователно техните кристални структури са под формата на вериги (метанол), плоски двуизмерни слоеве (борна киселина), триизмерни триизмерни мрежи (лед).
Ако водородната връзка обединява части от една молекула, тогава те говорят за вътрешномолекулно водородна връзка. Това е особено вярно за много органични съединения (фиг. 42). Ако се образува водородна връзка между водороден атом на една молекула и неметален атом на друга молекула (междумолекулна водородна връзка), тогава молекулите образуват доста силни двойки, вериги, пръстени. И така, мравчена киселина, както в течно, така и в газообразно състояние, съществува под формата на димери:
и газ флуороводород съдържа полимерни молекули с до четири HF частици. Силни връзки между молекулите могат да бъдат намерени във вода, течен амоняк и алкохоли. Кислородните и азотните атоми, необходими за образуването на водородни връзки, съдържат всички въглехидрати, протеини, нуклеинови киселини. Известно е, например, че глюкозата, фруктозата и захарозата са перфектно разтворими във вода. Важна роля в това играят водородните връзки, образувани в разтвор между водни молекули и множество OH-групи въглехидрати.
Периодичен закон. Съвременната формулировка на периодичния закон. Периодичната таблица на химичните елементи е графична илюстрация на периодичния закон. Съвременна версия на периодичната таблица. Характеристики на запълването на атомните орбитали с електрони и образуването на периоди. s-, p-, d-, f- Елементи и тяхното подреждане в периодичната таблица. Групи, периоди. Главни и второстепенни подгрупи. Границите на периодичната система.
Откриване на периодичния закон.
Основният закон на химията - Периодичният закон е открит от D.I. Менделеев през 1869 г. във време, когато атомът се смяташе за неделим и нищо не се знае за вътрешната му структура. Основата на периодичния закон на D.I. Менделеев поставя атомните маси (по-рано атомни тегла) и химичните свойства на елементите.
Подреждайки 63 известни по това време елемента във възходящ ред на техните атомни маси, D.I. Менделеев получава естествена (естествена) серия от химични елементи, в която открива периодично повтаряне на химичните свойства.
Например, свойствата на типичен метален литий Li се повтарят за елементите натрий Na и калий К, свойствата на типичен неметален флуор F - за елементите хлор Cl, бром Br, йод I.
Някои елементи на D.I. Менделеев не открива химически аналози (например в алуминий Al и силиций Si), тъй като такива аналози все още не са известни по това време. За тях той остави празни места в естествените серии и въз основа на периодично повтаряне предсказва химичните им свойства. След откриването на съответните елементи (аналог на алуминия - галий Ga, аналог на силиция - германий Ge и др.), D.I. Менделеев беше напълно потвърден.