Značilnosti kovalentne vezi. Za katere so snovi kovalentna vez

Zakaj se lahko atomi povezujejo med seboj in tvorijo molekule? Kateri so razlogi za morebitni obstoj snovi, ki vsebujejo atome popolnoma drugačnih kemičnih elementov? To so globalna vprašanja, ki vplivajo na temeljne koncepte moderne fizikalne in kemijske znanosti. Na njih lahko odgovorite s predstavo o elektronski strukturi atomov in poznavanju značilnosti kovalentne vezi, ki je osnovna osnova za večino razredov spojin. Namen našega prispevka je seznaniti z mehanizmi oblikovanja različnih vrst kemijskih vezi in značilnostmi lastnosti spojin, ki jih vsebujejo v svojih molekulah.

Elektronska struktura atoma

Elektro nevtralni delci snovi, ki so njeni strukturni elementi, imajo strukturo, ki odraža strukturo sončnega sistema. Ker se planeti vrtijo okoli osrednje zvezde - Sonce in elektroni v atomu se gibljejo okoli pozitivno napolnjenega jedra. Za karakterizacijo kovalentne vezi bodo elektroni, ki se nahajajo na zadnji energijski ravni in najbolj oddaljeni od jedra, pomembni. Ker je njihova povezava z središčem svojega atoma minimalna, jih lahko zlahka pritegnejo jedra drugih atomov. To je zelo pomembno za pojav interatomskih interakcij, ki vodijo v nastanek molekul. Zakaj je molekularna oblika glavna vrsta obstoja snovi na našem planetu? Ugotovimo to.

Osnovna lastnost atomov

Sposobnost električno nevtralnih delcev za interakcijo, kar vodi do pridobitve energije, je njihova najpomembnejša značilnost. V navadnih pogojih je molekularno stanje snovi bolj stabilno od atomskega stanja. Osnovna načela sodobnega atomsko-molekularnega učenja razlagajo tako načela oblikovanja molekul in značilnosti kovalentne vezi. Spomnimo se, da je na zunanji ravni energije atoma lahko od 1 do 8 elektronov, v slednjem primeru bo sloj dokončan in zato zelo stabilen. Takšna zunanja nivojska struktura ima atome plemenitih plinov: argon, kripton, ksenon - inertni elementi, ki dopolnjujejo vsako obdobje v sistemu DI Mendelejev. Izjema je helij, ki na zadnjem nivoju ni 8, temveč le 2 elektroni. Razlog je preprost: v prvem obdobju sta samo dva elementa, katerih atomi imajo en sam elektronski sloj. Vsi drugi kemični elementi imajo na zadnjem, nepopolnem sloju od 1 do 7 elektronov. V procesu interakcije med seboj se bodo atomi navadili z elektroni na oktet in obnovili konfiguracijo atoma inertnega elementa. Takšno stanje je mogoče doseči na dva načina: z izgubo lastnega ali sprejemanjem tujih negativno nabitih delcev. Te oblike interakcij pojasnjujejo, kako določiti, kateri vezi - ionski ali kovalentni - bodo nastali med reakcijskimi atomi.

Mehanizmi za oblikovanje stabilne elektronske konfiguracije

Predstavljamo si, da se reakciji spojine pridružita dve preprosti snovi: kovinski natrij in plinasti klor. Snov razreda soli se oblikuje - natrijev klorid. Ima ionsko vrsto kemične vezi. Zakaj in kako se je to zgodilo? Ponovno se obrnemo na strukturo atomov začetnih snovi. Natrijev ima na enem sloju le en elektron, ki je zaradi velikega polmera atoma šibko vezan na jedro. Energija ionizacije za vse alkalne kovine, vključno z natrijem, je majhna. Zato zunanji nivo elektrona zapusti energijsko raven, jo privlači jedro klorinega atoma in ostane v njegovem prostoru. To ustvarja precedens za prehod Cl atom v obliki negativno nabitega iona. Zdaj se ne ukvarjamo z električno nevtralnimi delci, temveč z napolnjenimi natrijevimi kationi in klorovimi anioni. V skladu z zakoni fizike med njimi nastanejo sile elektrostatične privlačnosti in spojina tvori ionsko kristalno mrežo. Mehanizem tvorbe ionskega tipa kemične vezi, ki smo ga upoštevali, bo pripomogel k jasnejši jasnosti specifičnosti in osnovnih značilnosti kovalentne vezi.

Splošni elektronski pari

Če se ionski vez med atomoma elementov, ki so zelo različni elektronegativnost, t. E. Kovine in nekovine, pojavi vrsta kovalentna v interakciji atomi so enakih ali različnih nekovinskih elementov. V prvem primeru je običajno govoriti o nepolarnem, v drugem pa o polarni obliki kovalentne vezi. Mehanizem njihovega nastajanja je splošen: vsak od atomov deloma odstopa od običajne uporabe elektronov, ki so združeni v parih. Toda prostorski razpored elektronskih parov glede na atomska jedra bo neenak. Na tej podlagi se razlikujeta tipi kovalentne vezi, nepolarne in polarne. Najpogosteje v kemijskih spojinah, ki so sestavljeni iz atomov nekovinskih elementov, obstajajo pari, sestavljeni iz elektronov z nasprotnimi vrtljaji, ki se vrtijo okrog njihovih jeder v nasprotnih smereh. Ker gibanje negativno nabitih delcev v vesolju vodi v nastanek elektronskih oblakov, kar v končni fazi povzroči njihovo medsebojno prekrivanje. Kakšne so posledice tega procesa za atome in kaj to vodi?

Fizikalne lastnosti kovalentne vezi

Izkazalo se je, da se dvema elektronskima oblakoma z veliko gostoto pojavita med centrima dveh atomov, ki se medsebojno delujejo. Povečajo se elektrostatične sile privlačnosti med negativno napolnjenim oblakom in jedri atomov. Delež energije se sprosti in razdalje med atomskimi centri se zmanjšajo. Na primer, na začetku nastanka molekule H₂ razdalja med jeder vodikovih atomov je 1.06 A in po tvorbi oblakov prekrivajočih skupni elektronski par - se 0,74 A. Primeri kovalentne vezi, ki je tvorjena z zgoraj opisan mehanizem najdemo med preprost in kompleksa med anorganskimi snovmi. Njegova glavna značilnost je navzočnost skupnih elektronskih parov. Zato je po nastanku kovalentne vezi med ogljikovimi atomi, na primer, vodik, vsakega od njih pridobi elektronsko konfiguracijo inertnem helija in tvori molekula ima stabilno strukturo.

Prostorska oblika molekule

Druga zelo pomembna fizikalna lastnost kovalentne vezave je usmerjenost. Odvisno je od prostorske konfiguracije molekule snovi. Na primer, ko se dva elektrona prekrivata s kroglično obliko oblaka, je oblika molekule linearna (vodikov klorid ali hidrobromid). Oblika vodnih molekul, v katerih sta s in p oblike hibridizirana, so kotni in zelo močni delci plinastega dušika imajo obliko piramide.

Struktura preprostih snovi - nekovine

Ugotoviti, katera povezava se imenuje kovalentna, kakšne znake ima, zdaj je čas, da razvrstimo svoje sorte. Če se v medsebojni interakciji pojavijo atomi istega nemetala - klora, dušika, kisika, broma itd., Se oblikujejo ustrezne preproste snovi. Njihovi skupni elektronski pari se nahajajo na isti razdalji od centrov atomov, brez premika. Za spojine z nepolarnim tipom kovalentne vezi so takšne značilnosti inherentne: nizko vrelišče in tališča, netopenost v vodi in dielektrične lastnosti. Nato bomo ugotovili, za katere snovi je značilna kovalentna vez, pri kateri se skupni elektronski par premakne.

Elektronegativnost in njegov učinek na vrsto kemične vezi

Lastnost določenega elementa, ki privlači elektrone k sebi iz atoma drugega elementa v kemiji, se imenuje elektronegativnost. Obseg tega parametra, ki ga predlaga L. Pauling, je na voljo v vseh učbenikih o anorganski in splošni kemiji. Njegova največja vrednost je 4,1 eV - ima fluor, manj - druge aktivne nekovine, najnižja vrednost pa je značilna za alkalne kovine. Če se elementi, ki se razlikujejo po njihovi elektronegativnosti, medsebojno reagirajo, potem bo neizogibno eno, bolj aktivno, pritegnilo v jedro negativno nabite delce atoga bolj pasivnega elementa. Tako so fizikalne lastnosti kovalentne vezi neposredno odvisne od sposobnosti elementov, da elektrone dajo splošno uporabo. Generični pari, ki so nastali na ta način, ne ležijo več simetrično glede na jedra, temveč se premikajo proti bolj aktivnemu elementu.

Značilnosti spojin s polarno komunikacijo

Za snovi, v katerih molekule so skupni elektronski pari asimetrični glede na atomska jedra, lahko vključimo vodikov halogenid, kisline, halkogene spojine z vodikom in kisle okside. To kislino sulfat in nitrat, oksidi žvepla in fosforja, vodikovega sulfida, in tako naprej. D. Na primer, vodikov klorid molekula vsebuje en skupen par elektronov, ki jih tvorijo brez para elektronov iz vodika in klora. Premakne se bližje središču atoma Cl, ki je bolj elektronegativni element. Vse snovi s polarno vezjo v vodnih raztopinah se odvajajo v ione in vodijo električni tok. Spojine, ki imajo polarna kovalentna vez, primeri ki smo jih dali, imajo tudi večje točke taljenja in vrelišča kot preproste nekovinske snovi.

Metode za razbijanje kemičnih vezi

V organski kemiji nadomestne reakcije Omejitev ogljikovodikov s halogeni gredo z radikalnim mehanizmom. Mešanica metana in klora v svetlobi in pri običajnih temperaturah reagira tako, da molekule klora začnejo deliti na delce, ki nosijo nepoškodovane elektrone. Z drugimi besedami, celoten elektronski par se uniči in opazujemo nastanek zelo aktivnih radikalov -Cl. Sposobni so vplivati ​​na molekule metana tako, da zlomijo kovalentno vez med atomi ogljika in vodika. Aktivna delec tvori -H, in prosta valenca ogljikovega atoma vzame klorni radikal, prvi produkt reakcije pa je klorometan. Tak mehanizem za delitev molekul se imenuje homolitična. Če pa skupni par elektronov v celoti prenese v posedovanje enega od atomov, potem govorimo o heterolitičnem mehanizmu, značilnem za reakcije, ki se pojavljajo v vodnih raztopinah. V tem primeru bodo polarne molekule vode povečale hitrost uničenja kemičnih vezi raztopljene spojine.

Dvojne in trojne vezi

Velika večina organskih snovi in ​​nekaterih anorganskih spojin v svojih molekulih ne vsebuje enega, ampak nekaj skupnih elektronskih parov. Množnost kovalentne vezi zmanjšuje razdaljo med atomi in poveča stabilnost spojin. Ponavadi so o njih kot kemično odporni. Na primer, v dušikovi molekuli so trije pari elektronov, so v strukturni formuli označeni s tremi črtami in določajo njegovo moč. Enostavna snov je dušik kemično inerten in lahko reagira z drugimi spojinami, na primer z vodikom, kisikom ali kovine samo s segrevanjem ali povečanim tlakom, pa tudi v prisotnosti katalizatorjev.

Dvojne in trojne vezi so sestavni del takšnih razredov organskih spojin kot nenasičeni dienovi ogljikovodiki, pa tudi snovi iz serije etilena ali acetilena. Večkratne vezi povzročajo osnovne kemijske lastnosti: reakcijske in polimerizacijske reakcije, ki se pojavljajo na točkah njihove porušitve.

V našem prispevku smo dali splošen opis kovalentne vezi in preučili njegove glavne tipe.