Jo dėka susidaro neorganinių ir organinių medžiagų molekulės. Cheminis ryšys atsiranda sąveikaujant elektriniams laukams, kuriuos sukuria atomų branduoliai ir elektronai. Vadinasi, kovalentinio cheminio ryšio susidarymas yra susijęs su elektriniu pobūdžiu.
Kas yra obligacija
Šis terminas reiškia dviejų ar daugiau atomų veikimo rezultatą, dėl kurio susidaro stipri poliatominė sistema. Pagrindiniai cheminių ryšių tipai susidaro mažėjant reaguojančių atomų energijai. Ryšio formavimosi procese atomai bando užbaigti savo elektronų apvalkalą.
Bendravimo tipai
Chemijoje išskiriami keli ryšių tipai: joniniai, kovalentiniai, metaliniai. Kovalentinis cheminis ryšys yra dviejų tipų: polinis ir nepolinis.
Koks jo atsiradimo mechanizmas? Kovalentinis nepolinis cheminis ryšys susidaro tarp tų pačių nemetalų, turinčių vienodą elektronegatyvumą, atomų. Tokiu atveju susidaro bendros elektronų poros.
Nepoliarinis bendravimas
Molekulių, turinčių nepolinį kovalentinį cheminį ryšį, pavyzdžiai yra halogenai, vandenilis, azotas, deguonis.
Pirmą kartą šį ryšį 1916 metais atrado amerikiečių chemikas Lewisas. Iš pradžių jis iškėlė hipotezę, kuri buvo patvirtinta tik eksperimentiniu būdu.
Kovalentinis cheminis ryšys yra susijęs su elektronegatyvumu. Nemetalams jis turi didelę vertę. Vykstant cheminei atomų sąveikai elektronų perkėlimas iš vieno atomo į kitą ne visada įmanomas, todėl jie susijungia. Tarp atomų atsiranda tikras kovalentinis cheminis ryšys. Įprastos mokyklos mokymo programos 8 klasė apima išsamų kelių bendravimo tipų tyrimą.
Medžiagos, turinčios tokio tipo ryšį, normaliomis sąlygomis yra skysčiai, dujos, taip pat kietos medžiagos, kurių lydymosi temperatūra yra žema.
Kovalentinių ryšių rūšys
Pagyvenkime šiuo klausimu išsamiau. Kokie yra cheminių jungčių tipai? Kovalentinis ryšys egzistuoja mainų, donoro-akceptoriaus variantuose.
Pirmajam tipui būdinga tai, kad kiekvienas atomas grąžina vieną nesuporuotą elektroną, kad susidarytų bendra elektroninė jungtis.
Elektronai, sujungti į bendrą ryšį, turi turėti priešingus sukimus. Vandenilis gali būti laikomas tokio tipo kovalentinio ryšio pavyzdžiu. Artėjant jo atomams, stebimas jų elektronų debesų prasiskverbimas vienas į kitą, o tai moksle vadinama elektronų debesų persidengimu. Dėl to didėja elektronų tankis tarp branduolių, mažėja sistemos energija.
Esant minimaliam atstumui, vandenilio branduoliai atstumiami, dėl to susidaro tam tikras optimalus atstumas.
Kovalentinio ryšio donoro-akceptoriaus tipo atveju viena dalelė turi elektronų, ji vadinama donore. Antroji dalelė turi laisvą ląstelę, kurioje bus elektronų pora.
Polinės molekulės
Kaip susidaro kovalentiniai poliniai cheminiai ryšiai? Jie atsiranda situacijose, kai surišti nemetalų atomai turi skirtingą elektronegatyvumą. Tokiais atvejais bendri elektronai yra arčiau atomo, kurio elektronegatyvumas yra didesnis. Kaip kovalentinio polinio ryšio pavyzdį galima laikyti ryšius, atsirandančius vandenilio bromido molekulėje. Čia viešieji elektronai, atsakingi už kovalentinio ryšio susidarymą, yra arčiau bromo nei vandenilio. To priežastis yra ta, kad bromas turi didesnį elektronegatyvumą nei vandenilis.
Kovalentinio ryšio nustatymo metodai
Kaip atpažinti kovalentinius polinius cheminius ryšius? Norėdami tai padaryti, turite žinoti molekulių sudėtį. Jei joje yra skirtingų elementų atomų, molekulėje egzistuoja kovalentinis polinis ryšys. Nepolinėse molekulėse yra vieno cheminio elemento atomai. Tarp užduočių, kurios siūlomos kaip mokyklos chemijos kurso dalis, yra tokių, kurios apima ryšio tipo nustatymą. Tokio tipo užduotys įtraukiamos į 9 klasės chemijos baigiamojo atestavimo užduotis, taip pat į vieningo valstybinio chemijos egzamino 11 klasėje testus.
Joninis ryšys
Kuo skiriasi kovalentinės ir joninės cheminės jungtys? Jei kovalentinis ryšys būdingas nemetalams, tai joninis ryšys susidaro tarp atomų, kurių elektronegatyvumas labai skiriasi. Pavyzdžiui, tai būdinga pagrindinių PS pogrupių (šarminių ir šarminių žemių metalų) pirmosios ir antrosios grupių elementų junginiams ir periodinės lentelės pagrindinių pogrupių 6 ir 7 grupių elementams (chalkogenai ir halogenai).
Jis susidaro dėl elektrostatinės priešingų krūvių jonų traukos.
Joninės jungties ypatybės
Kadangi priešingai įkrautų jonų jėgos laukai yra pasiskirstę tolygiai visomis kryptimis, kiekvienas iš jų sugeba pritraukti prie savęs priešingo ženklo daleles. Būtent tai apibūdina joninio ryšio nekryptiškumą.
Dviejų priešingų ženklų jonų sąveika nereiškia visiško atskirų jėgos laukų abipusio kompensavimo. Tai prisideda prie gebėjimo pritraukti jonus kitomis kryptimis išsaugojimo, todėl pastebimas joninės jungties neprisotinimas.
Joniniame junginyje kiekvienas jonas turi savybę pritraukti tam tikrą skaičių kitų su priešingais ženklais, kad susidarytų joninės prigimties kristalinė gardelė. Tokiame kristale nėra molekulių. Kiekvienas jonas medžiagoje yra apsuptas tam tikro skaičiaus skirtingo ženklo jonų.
Metalo jungtis
Šio tipo cheminiai ryšiai turi tam tikrų individualių savybių. Metalai turi per daug valentinių orbitalių, kuriose trūksta elektronų.
Kai atskiri atomai artėja vienas prie kito, jų valentinės orbitos persidengia, o tai prisideda prie laisvo elektronų judėjimo iš vienos orbitos į kitą, sudarydamos ryšį tarp visų metalo atomų. Šie laisvieji elektronai yra pagrindinė metalo jungties savybė. Jis neturi soties ir kryptingumo, nes valentiniai elektronai yra tolygiai paskirstyti visame kristale. Laisvųjų elektronų buvimas metaluose paaiškina kai kurias jų fizines savybes: metalinį blizgesį, plastiškumą, plastiškumą, šilumos laidumą, neskaidrumą.
Savotiškas kovalentinis ryšys
Jis susidaro tarp vandenilio atomo ir elemento, turinčio didelį elektronegatyvumą. Yra vidinės ir tarpmolekulinės vandenilio jungtys. Šio tipo kovalentinis ryšys yra pats trapiausias, atsiranda dėl elektrostatinių jėgų veikimo. Vandenilio atomas turi mažą spindulį, o kai šis vienas elektronas išstumiamas arba atsisakoma, vandenilis tampa teigiamu jonu, veikiančiu atomą su dideliu elektronegatyvumu.
Tarp būdingų kovalentinio ryšio savybių yra: sodrumas, kryptingumas, poliarizuojamumas, poliškumas. Kiekvienas iš šių rodiklių turi tam tikrą suformuoto ryšio reikšmę. Pavyzdžiui, kryptingumą lemia geometrinė molekulės forma.
Ir dviejų elektronų trijų centrų komunikacija.
Atsižvelgiant į M. Borno banginės funkcijos statistinį aiškinimą, jungiamųjų elektronų suradimo tikimybės tankis yra sutelktas erdvėje tarp molekulės branduolių (1 pav.). Elektronų porų atstūmimo teorijoje nagrinėjami šių porų geometriniai matmenys. Taigi kiekvieno periodo elementams yra tam tikras vidutinis elektronų poros spindulys (Å):
0,6 elementams iki neoninio; 0,75 elementams iki argono; 0,75 elementams iki kriptono ir 0,8 elementams iki ksenono.
Būdingos kovalentinio ryšio savybės
Kovalentiniam ryšiui būdingos savybės – kryptingumas, prisotinimas, poliškumas, poliarizuotumas – lemia chemines ir fizines junginių savybes.
- Ryšio kryptingumą lemia medžiagos molekulinė struktūra ir jų molekulės geometrinė forma.
Kampai tarp dviejų ryšių vadinami jungties kampais.
- Prisotinimas yra atomų gebėjimas sudaryti ribotą skaičių kovalentinių ryšių. Atomo sudarytų ryšių skaičių riboja jo išorinių atominių orbitalių skaičius.
- Ryšio poliškumas atsiranda dėl netolygaus elektronų tankio pasiskirstymo dėl atomų elektronegatyvumo skirtumų.
Pagal šią savybę kovalentiniai ryšiai skirstomi į nepolinius ir polinius (nepolinius – dviatomė molekulė susideda iš identiškų atomų (H 2, Cl 2, N 2) ir kiekvieno atomo elektronų debesys pasiskirsto simetriškai. šie atomai; poliarinė - dviatomė molekulė susideda iš skirtingų cheminių elementų atomų, o bendras elektronų debesis pasislenka link vieno iš atomų, taip susidaro asimetrija pasiskirstant molekulėje elektros krūviui ir atsiranda dipolio momentas molekulės).
- Ryšio poliarizuojamumas išreiškiamas jungties elektronų poslinkiu veikiant išoriniam elektriniam laukui, įskaitant kitą reaguojančią dalelę. Poliarizaciją lemia elektronų judrumas. Kovalentinių ryšių poliškumas ir poliarizuotumas lemia molekulių reaktyvumą polinių reagentų atžvilgiu.
Tačiau du kartus Nobelio premijos laureatas L. Paulingas atkreipė dėmesį, kad „kai kuriose molekulėse yra kovalentiniai ryšiai, kuriuos sukelia vienas ar trys elektronai, o ne bendra pora“. Vieno elektrono cheminis ryšys realizuojamas molekuliniame vandenilio jone H 2 +.
Molekuliniame vandenilio jone H 2 + yra du protonai ir vienas elektronas. Vienas elektronas molekulinėje sistemoje kompensuoja elektrostatinį dviejų protonų atstūmimą ir išlaiko juos 1,06 Å atstumu (H 2 + cheminės jungties ilgis). Molekulinės sistemos elektronų debesies elektronų tankio centras yra vienodu atstumu nuo abiejų protonų Boro spinduliu α 0 = 0,53 A ir yra molekulinio vandenilio jono H 2 + simetrijos centras.
Termino istorija
Sąvoką „kovalentinis ryšys“ pirmą kartą sukūrė Nobelio premijos laureatas Irvingas Langmuiras 1919 m. Šis terminas reiškė cheminį ryšį dėl bendro elektronų turėjimo, priešingai nei metalinis ryšys, kuriame elektronai buvo laisvi, arba joninis ryšys, kuriame vienas iš atomų padovanojo elektroną ir tapo katijonu, o kitas atomas paėmė elektronu ir tapo anijonu.
Bendravimo formavimas
Kovalentinį ryšį sudaro elektronų pora, padalyta tarp dviejų atomų, ir šie elektronai turi užimti dvi stabilias orbitas, po vieną iš kiekvieno atomo.
A + B → A: B
Dėl socializacijos elektronai sudaro užpildytą energijos lygį. Ryšys susidaro, jei jų bendra energija šiame lygyje yra mažesnė nei pradinėje būsenoje (ir energijos skirtumas bus ne kas kita, kaip ryšio energija).
Remiantis molekulinių orbitalių teorija, dviejų atominių orbitalių sutapimas paprasčiausiu atveju lemia dviejų molekulinių orbitalių (MO) susidarymą: jungiantis MO ir anti-pririšimo (atsipalaidavimo) MO... Bendri elektronai yra ties jungiamuoju MO, kurio energija yra mažesnė.
Ryšių susidarymas rekombinuojant atomus
Tačiau tarpatominės sąveikos mechanizmas ilgą laiką liko nežinomas. Tik 1930 metais F. Londonas pristatė dispersinės traukos sąvoką – momentinių ir indukuotų (indukuotų) dipolių sąveiką. Šiuo metu traukos jėgos, atsirandančios dėl atomų ir molekulių svyruojančių elektrinių dipolių sąveikos, vadinamos „Londono jėgomis“.
Tokios sąveikos energija yra tiesiogiai proporcinga elektroninio poliarizuojamumo α kvadratui ir yra atvirkščiai proporcinga atstumui tarp dviejų atomų ar molekulių iki šeštojo laipsnio.
Ryšio susidarymas donoro-akceptoriaus mechanizmu
Be ankstesniame skyriuje aprašyto homogeninio kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmo, egzistuoja ir nevienalytis mechanizmas – priešingai įkrautų jonų – protono H+ ir neigiamo vandenilio jono H – sąveika, vadinama hidrido jonu:
H + + H - → H 2
Kai jonai artėja vienas prie kito, hidrido jono dviejų elektronų debesis (elektronų pora) pritraukiamas prie protono ir galiausiai tampa bendras abiem vandenilio branduoliams, tai yra, virsta jungiančia elektronų pora. Dalelė, kuri tiekia elektronų porą, vadinama donore, o dalelė, kuri priima šią elektronų porą, vadinama akceptoriumi. Šis kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmas vadinamas donoru-akceptoriumi.
H + + H 2 O → H 3 O +
Protonas atakuoja vienintelę vandens molekulės porą ir sudaro stabilų katijoną, esantį vandeniniuose rūgščių tirpaluose.
Protono pridėjimas prie amoniako molekulės vyksta panašiai ir susidaro sudėtingas amonio katijonas:
NH 3 + H + → NH 4 +
Tokiu būdu (kovolentinio ryšio susidarymo donoro-akceptoriaus mechanizmu) gaunama didelė onio junginių klasė, kuriai priklauso amonio, oksonio, fosfonio, sulfonio ir kiti junginiai.
Vandenilio molekulė gali veikti kaip elektronų poros donoras, kuris, susilietus su protonu, sukelia molekulinio vandenilio jono H 3 + susidarymą:
H 2 + H + → H 3 +
Molekulinio vandenilio jono H 3 + jungiamoji elektronų pora priklauso trims protonams vienu metu.
Kovalentinių ryšių rūšys
Yra trijų tipų kovalentinės cheminės jungtys, kurios skiriasi susidarymo mechanizmu:
1. Paprastas kovalentinis ryšys... Jo susidarymui kiekvienas atomas suteikia vieną nesuporuotą elektroną. Susidarius paprastam kovalentiniam ryšiui, formalieji atomų krūviai išlieka nepakitę.
- Jei atomai, sudarantys paprastą kovalentinį ryšį, yra vienodi, tada tikrieji molekulės atomų krūviai taip pat yra vienodi, nes ryšį sudarantys atomai vienodai priklauso bendrai elektronų porai. Šis ryšys vadinamas nepolinis kovalentinis ryšys... Paprastos medžiagos turi tokį ryšį, pavyzdžiui: 2, 2, 2. Tačiau kovalentinį nepolinį ryšį gali sudaryti ne tik to paties tipo nemetalai. Nemetaliniai elementai, kurių elektronegatyvumas yra vienodai svarbus, taip pat gali sudaryti kovalentinį nepolinį ryšį, pavyzdžiui, PH 3 molekulėje ryšys yra kovalentinis nepolinis, nes vandenilio EO yra lygus Fosforo EO.
- Jei atomai yra skirtingi, tada bendros elektronų poros nuosavybės laipsnį lemia atomų elektronegatyvumo skirtumas. Didesnio elektronegatyvumo atomas stipriau pritraukia ryšio elektronų porą, o tikrasis jo krūvis tampa neigiamas. Mažesnio elektronegatyvumo atomas atitinkamai įgyja tą patį teigiamą krūvį. Jei ryšys susidaro tarp dviejų skirtingų nemetalų, tai toks ryšys vadinamas kovalentinis polinis ryšys.
Etileno molekulėje C 2 H 4 yra dviguba jungtis CH 2 = CH 2, jos elektroninė formulė: H: C :: C: H. Visų etileno atomų branduoliai yra toje pačioje plokštumoje. Trys kiekvieno anglies atomo elektronų debesys sudaro tris kovalentinius ryšius su kitais atomais toje pačioje plokštumoje (kampai tarp jų yra apie 120 °). Anglies atomo ketvirtojo valentinio elektrono debesis yra aukščiau ir žemiau molekulės plokštumos. Tokie abiejų anglies atomų elektronų debesys, iš dalies persidengiantys aukščiau ir žemiau molekulės plokštumos, sudaro antrąjį ryšį tarp anglies atomų. Pirmasis, stipresnis kovalentinis ryšys tarp anglies atomų vadinamas σ-ryšiu; vadinamas antrasis, ne toks stiprus kovalentinis ryšys π (\ displaystyle \ pi)- bendravimas.
Apibrėžimas
Kovalentinis ryšys yra cheminis ryšys, susidarantis dėl to, kad jų valentiniai elektronai dalijasi tarp atomų. Kovalentinio ryšio susidarymo sąlyga yra atominių orbitų (AO), ant kurių yra valentiniai elektronai, sutapimas. Paprasčiausiu atveju dviejų AO sutapimas veda prie dviejų molekulinių orbitų (MO) susidarymo: jungiamojo MO ir antijungimo (antibondingo) MO. Bendri elektronai yra jungiamajame MO, kurio energija yra mažesnė:
Bendravimo formavimas
Kovalentinis ryšys (atominis ryšys, homeopolinis ryšys) yra ryšys tarp dviejų atomų, atsirandantis dėl dviejų elektronų dalijimosi elektronais - po vieną iš kiekvieno atomo:
A. + B. -> A: B
Dėl šios priežasties homeopolinis ryšys yra kryptingas. Elektronų pora, sudaranti ryšį, priklauso abiem sujungtiems atomams tuo pačiu metu, pavyzdžiui:
| .. | .. | .. | |||||||||
| : | Cl | : | Cl | : | H | : | O | : | H | ||
| .. | .. | .. |
Kovalentinių ryšių rūšys
Yra trys kovalentinių cheminių jungčių tipai, kurie skiriasi jų susidarymo mechanizmu:
1. Paprastas kovalentinis ryšys... Jo susidarymui kiekvienas atomas suteikia vieną nesuporuotą elektroną. Susidarius paprastam kovalentiniam ryšiui, formalieji atomų krūviai išlieka nepakitę. Jei atomai, sudarantys paprastą kovalentinį ryšį, yra vienodi, tai tikrieji molekulės atomų krūviai taip pat yra vienodi, kadangi ryšį sudarantys atomai vienodai priklauso bendrajai elektronų porai, tokia jungtis vadinama nepoliniu kovalentiniu. obligacija. Jei atomai yra skirtingi, tada socializuotos elektronų poros nuosavybės laipsnį nulemia atomų elektronegatyvumo skirtumas, didesnio elektronegatyvumo atomas turi didesnį ryšį elektronų porą, todėl jis yra tikras. krūvis turi neigiamą ženklą, mažesnio elektronegatyvumo atomas įgyja atitinkamai tą patį krūvį, bet teigiamą ženklą.
Sigma (σ) -, pi (π) -ryšiai - apytikslis kovalentinių ryšių tipų aprašymas organinių junginių molekulėse, σ-jungtis pasižymi tuo, kad elektronų debesies tankis yra didžiausias išilgai ašies, jungiančios atomų branduoliai. Susidarius π ryšiui, atsiranda vadinamasis šoninis elektronų debesų persidengimas, elektronų debesies tankis yra didžiausias „virš“ ir „žemiau“ σ ryšio plokštumos. Paimkime etileną, acetileną ir benzeną kaip pavyzdžius.
Etileno molekulėje C 2 H 4 yra dviguba jungtis CH 2 = CH 2, jos elektroninė formulė: H: C :: C: H. Visų etileno atomų branduoliai yra toje pačioje plokštumoje. Trys kiekvieno anglies atomo elektronų debesys sudaro tris kovalentinius ryšius su kitais atomais toje pačioje plokštumoje (kampai tarp jų yra apie 120 °). Anglies atomo ketvirtojo valentinio elektrono debesis yra aukščiau ir žemiau molekulės plokštumos. Tokie abiejų anglies atomų elektronų debesys, iš dalies persidengiantys aukščiau ir žemiau molekulės plokštumos, sudaro antrąjį ryšį tarp anglies atomų. Pirmasis, stipresnis kovalentinis ryšys tarp anglies atomų vadinamas σ-ryšiu; antrasis, ne toks stiprus kovalentinis ryšys, vadinamas π -ryšiu.
Linijinėje acetileno molekulėje
N-S≡S-N (N: S ::: S: N)
yra σ-ryšiai tarp anglies ir vandenilio atomų, vienas σ-ryšis tarp dviejų anglies atomų ir du π-ryšiai tarp tų pačių anglies atomų. Dvi π-ryšiai yra virš σ-jungties veikimo sferos dviejose viena kitai statmenose plokštumose.
Visi šeši C 6 H 6 ciklinės benzeno molekulės anglies atomai yra toje pačioje plokštumoje. Σ-ryšiai veikia tarp anglies atomų žiedo plokštumoje; vienodi ryšiai egzistuoja kiekvienam anglies atomui su vandenilio atomais. Anglies atomai išleidžia tris elektronus, kad sudarytų šias jungtis. Anglies atomų ketvirtųjų valentinių elektronų aštuntosios formos debesys išsidėstę statmenai benzeno molekulės plokštumai. Kiekvienas toks debesis vienodai persidengia su kaimyninių anglies atomų elektronų debesimis. benzeno molekulėje susidaro ne trys atskiri π-ryšiai, o viena šešių elektronų π -elektroninė sistema, bendra visiems anglies atomams. Ryšiai tarp anglies atomų benzeno molekulėje yra visiškai vienodi.
Kovalentinis ryšys susidaro dėl elektronų pasidalijimo (susidarant bendroms elektronų poroms), kuris atsiranda elektronų debesų persidengimo metu. Kovalentinio ryšio susidarymas apima dviejų atomų elektronų debesis. Yra du pagrindiniai kovalentinių jungčių tipai:
- Tarp to paties cheminio elemento nemetalų atomų susidaro kovalentinis nepolinis ryšys. Tokį ryšį turi paprastos medžiagos, pavyzdžiui, O 2; N 2; C 12.
- Tarp įvairių nemetalų atomų susidaro kovalentinis polinis ryšys.
taip pat žr
Literatūra
- „Chemijos enciklopedinis žodynas“, M., „Tarybinė enciklopedija“, 1983, 264 p.
| Organinė chemija |
|---|
| Organinių junginių sąrašas |
| Struktūrinė chemija | |
|---|---|
| Cheminis ryšys: | Aromatas | Kovalentinis ryšys| Jonų surišimas | Metalinė jungtis | Vandenilinė jungtis | Donoro-akceptoriaus ryšys | Tautomerizmas |
| Struktūros rodymas: | Funkcinė grupė | Struktūrinė formulė | Cheminė formulė | Ligandas |
| Elektroninės savybės: | Elektronegatyvumas | Elektronų giminingumas | Jonizacijos energija | Dipolis | Okteto taisyklė |
| Stereochemija: | Asimetriškas atomas | Izomerizmas | Konfigūracija | Chirališkumas | Konformacija |
Wikimedia fondas. 2010 m.
- Didžioji politechnikos enciklopedija
CHEMINĖ RYŠYS – mechanizmas, kuriuo atomai jungiasi ir formuoja molekules. Yra keletas tokio ryšio tipų, pagrįstų priešingų krūvių pritraukimu arba stabilių konfigūracijų susidarymu keičiantis elektronams. Mokslinis ir techninis enciklopedinis žodynas
Cheminis ryšys- CHEMINIS RYŠYS, atomų sąveika, sukelianti jų susijungimą į molekules ir kristalus. Jėgos, veikiančios susidarant cheminiam ryšiui, daugiausia yra elektrinio pobūdžio. Cheminio ryšio susidarymą lydi restruktūrizavimas ... ... Iliustruotas enciklopedinis žodynas
Abipusis atomų pritraukimas, dėl kurio susidaro molekulės ir kristalai. Įprasta sakyti, kad chromosomos egzistuoja molekulėje arba kristale tarp gretimų atomų. Atomo valentingumas (kuris išsamiau aptariamas toliau) rodo jungčių skaičių ... Didžioji sovietinė enciklopedija
cheminis ryšys- abipusis atomų pritraukimas, dėl kurio susidaro molekulės ir kristalai. Atomo valentingumas parodo tam tikro atomo su savo kaimynais suformuotų ryšių skaičių. Terminą „cheminė struktūra“ įvedė akademikas A. M. Butlerovas ... ... Enciklopedinis metalurgijos žodynas
Joninis ryšys yra stiprus cheminis ryšys, susidarantis tarp atomų su dideliu elektronegatyvumo skirtumu, kuriame visa elektronų pora visiškai perkeliama į didesnio elektronegatyvumo atomą. Pavyzdys yra CsF junginys ... Vikipedija
Cheminis ryšys yra atomų sąveikos reiškinys, kurį sukelia elektronų debesų, jungiamųjų dalelių persidengimas, kurį lydi bendros sistemos energijos sumažėjimas. Terminą „cheminė struktūra“ pirmą kartą įvedė A. M. Butlerovas 1861 m. ... ... Vikipedija
Kuriame vienas iš atomų paaukojo elektroną ir tapo katijonu, o kitas atomas paėmė elektroną ir tapo anijonu.
Kovalentiniam ryšiui būdingos savybės – kryptingumas, prisotinimas, poliškumas, poliarizuotumas – lemia chemines ir fizines junginių savybes.
Ryšio kryptingumą lemia medžiagos molekulinė struktūra ir jų molekulės geometrinė forma. Kampai tarp dviejų ryšių vadinami jungties kampais.
Prisotinimas yra atomų gebėjimas sudaryti ribotą skaičių kovalentinių ryšių. Atomo sudarytų ryšių skaičių riboja jo išorinių atominių orbitalių skaičius.
Ryšio poliškumas atsiranda dėl netolygaus elektronų tankio pasiskirstymo dėl atomų elektronegatyvumo skirtumų. Pagal šią savybę kovalentiniai ryšiai skirstomi į nepolinius ir polinius (nepolinius – dviatomė molekulė susideda iš identiškų atomų (H 2, Cl 2, N 2) ir kiekvieno atomo elektronų debesys pasiskirsto simetriškai. šie atomai; poliarinė - dviatomė molekulė susideda iš skirtingų cheminių elementų atomų, o bendras elektronų debesis pasislenka link vieno iš atomų, taip susidaro asimetrija pasiskirstant molekulėje elektros krūviui ir atsiranda dipolio momentas molekulės).
Ryšio poliarizuojamumas išreiškiamas jungties elektronų poslinkiu veikiant išoriniam elektriniam laukui, įskaitant kitą reaguojančią dalelę. Poliarizaciją lemia elektronų judrumas. Kovalentinių ryšių poliškumas ir poliarizuotumas lemia molekulių reaktyvumą polinių reagentų atžvilgiu.
Tačiau du kartus Nobelio premijos laureatas L. Paulingas atkreipė dėmesį, kad „kai kuriose molekulėse yra kovalentiniai ryšiai, kuriuos sukelia vienas ar trys elektronai, o ne bendra pora“. Vieno elektrono cheminis ryšys realizuojamas molekuliniame vandenilio jone H 2 +.
Molekuliniame vandenilio jone H 2 + yra du protonai ir vienas elektronas. Vienas elektronas molekulinėje sistemoje kompensuoja elektrostatinį dviejų protonų atstūmimą ir išlaiko juos 1,06 Å atstumu (H 2 + cheminės jungties ilgis). Molekulinės sistemos elektronų debesies elektronų tankio centras yra vienodu atstumu nuo abiejų protonų Boro spinduliu α 0 = 0,53 A ir yra molekulinio vandenilio jono H 2 + simetrijos centras.
Kolegialus „YouTube“.
-
1 / 5
Kovalentinį ryšį sudaro elektronų pora, padalyta tarp dviejų atomų, ir šie elektronai turi užimti dvi stabilias orbitas, po vieną iš kiekvieno atomo.
A + B → A: B
Dėl socializacijos elektronai sudaro užpildytą energijos lygį. Ryšys susidaro, jei jų bendra energija šiame lygyje yra mažesnė nei pradinėje būsenoje (ir energijos skirtumas bus ne kas kita, kaip ryšio energija).
Remiantis molekulinių orbitalių teorija, dviejų atominių orbitalių sutapimas paprasčiausiu atveju lemia dviejų molekulinių orbitalių (MO) susidarymą: jungiantis MO ir anti-pririšimo (atsipalaidavimo) MO... Bendri elektronai yra ties jungiamuoju MO, kurio energija yra mažesnė.
Ryšių susidarymas rekombinuojant atomus
Tačiau tarpatominės sąveikos mechanizmas ilgą laiką liko nežinomas. Tik 1930 metais F. Londonas pristatė dispersinės traukos sąvoką – momentinių ir indukuotų (indukuotų) dipolių sąveiką. Šiuo metu traukos jėgos, atsirandančios dėl atomų ir molekulių svyruojančių elektrinių dipolių sąveikos, vadinamos „Londono jėgomis“.
Tokios sąveikos energija yra tiesiogiai proporcinga elektroninio poliarizuojamumo α kvadratui ir yra atvirkščiai proporcinga atstumui tarp dviejų atomų ar molekulių iki šeštojo laipsnio.
Ryšio susidarymas donoro-akceptoriaus mechanizmu
Be ankstesniame skyriuje aprašyto homogeninio kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmo, egzistuoja ir nevienalytis mechanizmas – priešingai įkrautų jonų – protono H+ ir neigiamo vandenilio jono H – sąveika, vadinama hidrido jonu:
H + + H - → H 2
Kai jonai artėja vienas prie kito, hidrido jono dviejų elektronų debesis (elektronų pora) pritraukiamas prie protono ir galiausiai tampa bendras abiem vandenilio branduoliams, tai yra, virsta jungiančia elektronų pora. Dalelė, kuri tiekia elektronų porą, vadinama donore, o dalelė, kuri priima šią elektronų porą, vadinama akceptoriumi. Šis kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmas vadinamas donoru-akceptoriumi.
H + + H 2 O → H 3 O +
Protonas atakuoja vienintelę vandens molekulės porą ir sudaro stabilų katijoną, esantį vandeniniuose rūgščių tirpaluose.
Protono pridėjimas prie amoniako molekulės vyksta panašiai ir susidaro sudėtingas amonio katijonas:
NH 3 + H + → NH 4 +
Tokiu būdu (kovolentinio ryšio susidarymo donoro-akceptoriaus mechanizmu) gaunama didelė onio junginių klasė, kuriai priklauso amonio, oksonio, fosfonio, sulfonio ir kiti junginiai.
Vandenilio molekulė gali veikti kaip elektronų poros donoras, kuris, susilietus su protonu, sukelia molekulinio vandenilio jono H 3 + susidarymą:
H 2 + H + → H 3 +
Molekulinio vandenilio jono H 3 + jungiamoji elektronų pora priklauso trims protonams vienu metu.
Kovalentinių ryšių rūšys
Yra trijų tipų kovalentinės cheminės jungtys, kurios skiriasi susidarymo mechanizmu:
1. Paprastas kovalentinis ryšys... Jo susidarymui kiekvienas atomas suteikia vieną nesuporuotą elektroną. Susidarius paprastam kovalentiniam ryšiui, formalieji atomų krūviai išlieka nepakitę.
- Jei atomai, sudarantys paprastą kovalentinį ryšį, yra vienodi, tada tikrieji molekulės atomų krūviai taip pat yra vienodi, nes ryšį sudarantys atomai vienodai priklauso bendrai elektronų porai. Šis ryšys vadinamas nepolinis kovalentinis ryšys... Paprastos medžiagos turi tokį ryšį, pavyzdžiui: 2, 2, 2. Tačiau kovalentinį nepolinį ryšį gali sudaryti ne tik to paties tipo nemetalai. Nemetaliniai elementai, kurių elektronegatyvumas yra vienodai svarbus, taip pat gali sudaryti kovalentinį nepolinį ryšį, pavyzdžiui, PH 3 molekulėje ryšys yra kovalentinis nepolinis, nes vandenilio EO yra lygus Fosforo EO.
- Jei atomai yra skirtingi, tada bendros elektronų poros nuosavybės laipsnį lemia atomų elektronegatyvumo skirtumas. Didesnio elektronegatyvumo atomas stipriau pritraukia ryšio elektronų porą, o tikrasis jo krūvis tampa neigiamas. Mažesnio elektronegatyvumo atomas atitinkamai įgyja tą patį teigiamą krūvį. Jei ryšys susidaro tarp dviejų skirtingų nemetalų, tai toks ryšys vadinamas kovalentinis polinis ryšys.
Etileno molekulėje C 2 H 4 yra dviguba jungtis CH 2 = CH 2, jos elektroninė formulė: H: C :: C: H. Visų etileno atomų branduoliai yra toje pačioje plokštumoje. Trys kiekvieno anglies atomo elektronų debesys sudaro tris kovalentinius ryšius su kitais atomais toje pačioje plokštumoje (kampai tarp jų yra apie 120 °). Anglies atomo ketvirtojo valentinio elektrono debesis yra aukščiau ir žemiau molekulės plokštumos. Tokie abiejų anglies atomų elektronų debesys, iš dalies persidengiantys aukščiau ir žemiau molekulės plokštumos, sudaro antrąjį ryšį tarp anglies atomų. Pirmasis, stipresnis kovalentinis ryšys tarp anglies atomų vadinamas σ-ryšiu; vadinamas antrasis, ne toks stiprus kovalentinis ryšys π (\ displaystyle \ pi)- bendravimas.
Linijinėje acetileno molekulėje
N-S≡S-N (N: S ::: S: N)
yra σ jungtis tarp anglies ir vandenilio atomų, viena σ jungtis tarp dviejų anglies atomų ir du π (\ displaystyle \ pi)-ryšiai tarp tų pačių anglies atomų. Du π (\ displaystyle \ pi)-ryšiai yra virš σ-jungties veikimo sferos dviejose viena kitai statmenose plokštumose.
Visi šeši C 6 H 6 ciklinės benzeno molekulės anglies atomai yra toje pačioje plokštumoje. Σ-ryšiai veikia tarp anglies atomų žiedo plokštumoje; vienodi ryšiai egzistuoja kiekvienam anglies atomui su vandenilio atomais. Anglies atomai išleidžia tris elektronus, kad sudarytų šias jungtis. Anglies atomų ketvirtųjų valentinių elektronų, turinčių aštuonių formą, debesys yra statmenai benzeno molekulės plokštumai. Kiekvienas toks debesis vienodai persidengia su kaimyninių anglies atomų elektronų debesimis. Benzeno molekulėje nėra trys atskiri π (\ displaystyle \ pi)-ryšis, bet vienas π (\ displaystyle \ pi) dielektrikai arba puslaidininkiai. Tipiški atominių kristalų (atomų, kuriuose yra kovalentiniais (atominiais) ryšiais) pavyzdžiai:
Kovalentinis ryšys susidaro sąveikaujant nemetalams. Nemetalų atomai turi didelį elektronegatyvumą ir yra linkę užpildyti išorinį elektronų sluoksnį svetimų elektronų sąskaita. Du tokie atomai gali pereiti į stabilią būseną, jei jie sujungia savo elektronus .
Apsvarstykite kovalentinio ryšio atsiradimą paprastas medžiagų.
1.Vandenilio molekulės susidarymas.
Kiekvienas atomas vandenilis turi vieną elektroną. Norint pereiti į stabilią būseną, reikia dar vieno elektrono.
Kai du atomai artėja vienas prie kito, elektronų debesys persidengia. Susidaro bendra elektronų pora, kuri sujungia vandenilio atomus į molekulę.
Erdvėje tarp dviejų branduolių elektronai dalijasi dažniau nei kitose vietose. Teritorija su padidėjęs elektronų tankis ir neigiamas krūvis. Prie jo pritraukiami teigiamo krūvio branduoliai ir susidaro molekulė.
Šiuo atveju kiekvienas atomas gauna užbaigtą dviejų elektronų išorinį lygį ir pereina į stabilią būseną.
Kovalentinis ryšys, atsirandantis dėl vienos bendros elektronų poros susidarymo, vadinamas viengubu.
Bendrosios elektronų poros (kovalentiniai ryšiai) susidaro dėl nesuporuoti elektronai, esantys sąveikaujančių atomų išoriniuose energijos lygiuose.
Vandenilis turi vieną nesuporuotą elektroną. Kitų elementų skaičius yra 8 - grupės numeris.
Nemetalai Vii O grupės (halogenai) turi vieną nesuporuotą elektroną išoriniame sluoksnyje.
Nemetaluose VI A tokių elektronų yra dvi grupės (deguonis, siera).
Nemetaluose V O grupės (azotas, fosforas) – trys nesuporuoti elektronai.
2.Fluoro molekulės susidarymas.
Atom fluoras išoriniame lygyje jis turi septynis elektronus. Šeši iš jų yra suporuoti, o septintasis – neporuotas.
Kai atomai jungiasi, susidaro viena bendra elektronų pora, tai yra, atsiranda viena kovalentinė jungtis. Kiekvienas atomas gauna pilną aštuonių elektronų išorinį sluoksnį. Ryšys fluoro molekulėje taip pat yra viengubas. Tos pačios pavienės jungtys egzistuoja molekulėse chloras, bromas ir jodas .
Jei atomai turi kelis nesuporuotus elektronus, susidaro dvi ar trys bendros poros.
3.Deguonies molekulės susidarymas.
Prie atomo deguonies išoriniame lygyje yra du nesuporuoti elektronai.
Kai sąveikauja du atomai deguonies atsiranda dvi bendros elektronų poros. Kiekvienas atomas užpildo savo išorinį lygį iki aštuonių elektronų. Ryšys deguonies molekulėje yra dvigubas.
