Elementi s kovalentnom nepolarnom vezom. Kovalentna veza. Osnovna svojstva kovalentnih veza

Postoje četiri glavne vrste kemijskih veza:

1. Kovalentna veza provode zajednički elektronski parovi. Nastaje u kao rezultat preklapanja elektronskih oblaka (orbitala) atoma nemetala.Što je veće preklapanje elektronskih oblaka, to je jače kemijska veza. Kovalentne veze mogu biti polarne i nepolarne. Kovalentni nepolarni veza javlja se između atoma iste vrste koji imaju istu elektronegativnost. (Elektronegativnost je svojstvo atoma da sebi privlače elektrone). Na primjer, nastanak molekule vodika može se prikazati dijagramom:

H . + . H = H ( : ) H H 2

ili H . + . H = H – H

Na isti način nastaju molekule O 2, Cl 2, N 2, F 2 itd.

Nepolarna kovalentna veza je simetrična. Elektronski oblak koji tvori zajednički (dijeljeni) elektronski par pripada jednako dvama atomima.

Polarni kovalentni veza javlja se između atoma čija se elektronegativnost razlikuje, ali neznatno. U ovom slučaju, zajednički elektronski par je pomaknut prema elektronegativnijem elementu, na primjer, kada se formira molekula klorovodika, elektronski oblak veze pomaknut je prema atomu klora. Zbog tog pomaka atom klora dobiva djelomično negativan naboj, a atom vodika djelomično pozitivan naboj, te je nastala molekula polarna.

H + Cl = H Cl H → Cl HCl

Molekule HBr, HI, HF, H 2 O, CH 4 itd. nastaju slično.

Kovalentne veze tamo su singl(obavlja ga jedan zajednički elektronski par), dvostruko(implementiran pomoću dva zajednička elektronska para), trostruke(provode tri zajednička elektronska para). Na primjer, u etanu su sve veze jednostruke, u etilenu je dvostruka, a u acetilenu trostruka veza.

Etan: CH 3 –CH 3 Etilen: CH 2 = CH 2 Acetilen: CH ≡ CH

2. Ionska veza javlja se u spojevima koje tvore atomi elemenata koji se jako razlikuju po elektronegativnosti, odnosno oštro suprotnih svojstava (atomi metala i nemetala). Ioni su nabijene čestice u koje se atomi pretvaraju kao rezultat gubitka ili dobivanja elektrona.

Ionska veza nastaje zbog elektrostatskog privlačenja suprotno nabijenih iona. Na primjer, atom natrija, predajući svoj elektron, pretvara se u pozitivno nabijen ion, a atom klora, prihvaćajući ovaj elektron, pretvara se u negativno nabijen ion. Zbog elektrostatskog privlačenja između iona natrija i klora, ionska veza:

Na + Cl Na + + Cl – Na + Cl –

Molekule natrijeva klorida postoje samo u stanju pare. U čvrstom (kristalnom) stanju ionski spojevi sastoje se od pravilno raspoređenih pozitivnih i negativnih iona. U ovom slučaju nema molekula.

Ionska veza može se smatrati ekstremnim slučajem kovalentne veze.

3. Metalna vezapostoji u metalima i legurama. Izvodi se zbog privlačenja između metalnih iona i zajedničkih elektrona (to su valentni elektroni koji su napustili svoje orbitale i kreću se po komadu metala između iona - "elektronski plin").

4. Vodikova veza je vrsta veze koja se javlja između atoma vodika jedne molekule, koji ima djelomično pozitivan naboj, i elektronegativnog atoma druge ili iste molekule. Vodikova veza može biti intermolekulska i intramolekularna. HF…HF…HF Označeno točkama. Slabiji od kovalentnog.

Podaci o energiji ionizacije (IE), PEI i sastavu stabilnih molekula - njihove stvarne vrijednosti i usporedbe - kako slobodnih atoma tako i atoma vezanih u molekule, omogućuju nam da razumijemo kako atomi tvore molekule kroz mehanizam kovalentne veze.

KOVALENTNA VEZA- (od latinskog “co” zajedno i “vales” koji ima snagu) (homeopolarna veza), kemijska veza između dva atoma koja nastaje kada se elektroni koji pripadaju tim atomima dijele. Atomi u molekulama jednostavnih plinova povezani su kovalentnim vezama. Veza u kojoj postoji jedan zajednički par elektrona naziva se jednostruka veza; Postoje i dvostruke i trostruke veze.

Pogledajmo nekoliko primjera da vidimo kako možemo koristiti naša pravila za određivanje broja kovalentnih kemijskih veza koje atom može formirati ako znamo broj elektrona u vanjskoj ljusci danog atoma i naboj njegove jezgre. Naboj jezgre i broj elektrona u vanjskoj ljusci određuju se eksperimentalno i nalaze se u tablici elemenata.

Izračun mogućeg broja kovalentnih veza

Na primjer, izbrojimo broj kovalentnih veza koje mogu tvoriti natrij ( Na), aluminij (Al), fosfor (P), i klor ( Cl). natrij ( Na) i aluminij ( Al) imaju 1 odnosno 3 elektrona u vanjskoj ljusci, a prema prvom pravilu (za mehanizam stvaranja kovalentne veze koristi se jedan elektron u vanjskoj ljusci) mogu tvoriti: natrij (Na)- 1 i aluminij ( Al)- 3 kovalentne veze. Nakon stvaranja veze, broj elektrona u vanjskim ljuskama natrija ( Na) i aluminij ( Al) jednako 2 i 6; tj. manji od maksimalnog broja (8) za te atome. fosfor ( P) i klor ( Cl) imaju, redom, 5, odnosno 7 elektrona na vanjskoj ljusci i, prema drugom od gore navedenih zakona, mogli bi tvoriti 5 i 7 kovalentnih veza. U skladu s četvrtim zakonom, stvaranjem kovalentne veze, broj elektrona na vanjskoj ljusci ovih atoma povećava se za 1. Prema šestom zakonu, kada se formira kovalentna veza, broj elektrona na vanjskoj ljusci se povećava za 1. vezanih atoma ne može biti više od 8. To jest, fosfor ( P) može formirati samo 3 veze (8-5 = 3), dok klor ( Cl) može tvoriti samo jedan (8-7 = 1).

Primjer: Na temelju analize otkrili smo da se određena tvar sastoji od atoma natrija (Na) i klor ( Cl). Poznavajući zakonitosti mehanizma nastanka kovalentnih veza, možemo reći da je natrij ( Na) može formirati samo 1 kovalentnu vezu. Dakle, možemo pretpostaviti da je svaki atom natrija ( Na) vezan na atom klora ( Cl) kroz kovalentnu vezu u ovoj tvari, te da je ta tvar sastavljena od molekula atoma NaCl. Strukturna formula ove molekule je: Na-Cl. Ovdje crtica (-) označava kovalentnu vezu. Elektronska formula ove molekule može se prikazati na sljedeći način:
. .
Na:Cl:
. .
U skladu s elektronskom formulom, na vanjskoj ljusci atoma natrija ( Na) V NaCl postoje 2 elektrona, a na vanjskoj ljusci atoma klora ( Cl) ima 8 elektrona. U ovoj formuli, elektroni (točke) između atoma natrija ( Na) I klor (Cl) povezuju elektrone. Budući da je PEI klora ( Cl) jednak je 13 eV, a za natrij (Na) jednak je 5,14 eV, vezni par elektrona mnogo je bliži atomu Cl nego na atom Na. Ako su energije ionizacije atoma koji tvore molekulu vrlo različite, tada će nastala veza biti polarni kovalentna veza.

Razmotrimo drugi slučaj. Na temelju analize otkrili smo da se određena tvar sastoji od atoma aluminija ( Al) i atoma klora ( Cl). U aluminiju ( Al) u vanjskoj ljusci nalaze se 3 elektrona; dakle, može tvoriti 3 kovalentne kemijske veze dok klor (Cl), kao i u prethodnom slučaju, može tvoriti samo 1 vezu. Ova tvar je predstavljena kao AlCl3, a njegova elektronička formula može se ilustrirati na sljedeći način:

Slika 3.1. Elektronska formulaAlCl 3

čija je formula strukture:
Cl - Al - Cl
Cl

Ova elektronička formula to pokazuje AlCl3 na vanjskoj ljusci atoma klora ( Cl) ima 8 elektrona, dok je vanjska ljuska atoma aluminija ( Al) ima ih 6. Prema mehanizmu nastanka kovalentne veze oba vezna elektrona (po jedan iz svakog atoma) odlaze na vanjske ljuske vezanih atoma.

Višestruke kovalentne veze

Atomi koji imaju više od jednog elektrona u svojoj vanjskoj ljusci mogu međusobno formirati ne jednu, već nekoliko kovalentnih veza. Takve se veze nazivaju višestrukim (češće višestruki) veze. Primjeri takvih veza su veze molekula dušika ( N= N) i kisik ( O=O).

Veza koja nastaje spajanjem pojedinačnih atoma naziva se homoatomska kovalentna veza, e Ako su atomi različiti, tada se veza naziva heteroatomska kovalentna veza[Grčki prefiksi "homo" i "hetero" znače isto i različito].

Zamislimo kako zapravo izgleda molekula sa uparenim atomima. Najviše jednostavna molekula sa sparenim atomima je molekula vodika.

Kovalentna veza(od latinskog "co" zajedno i "vales" koji ima snagu) provodi se zahvaljujući elektronskom paru koji pripada oba atoma. Nastaje između atoma nemetala.

Elektronegativnost nemetala je dosta velika pa kada kemijska interakcija dva atoma nemetala, potpuni prijenos elektrona s jednog na drugi (kao u slučaju) je nemoguć. U ovom slučaju potrebno je dovršiti prikupljanje elektrona.

Kao primjer, raspravimo interakciju atoma vodika i klora:

H 1s 1 - jedan elektron

Cl 1s 2 2s 2 2 str. 6 3 s 2 3 p5 - sedam elektrona u vanjskoj razini

Svakom od dva atoma nedostaje jedan elektron da bi imao potpuni vanjski elektronska ljuska. I svaki od atoma izdvaja jedan elektron "za zajedničku upotrebu". Dakle, pravilo okteta je zadovoljeno. Ovo se najbolje prikazuje korištenjem Lewisovih formula:

Stvaranje kovalentne veze

Zajednički elektroni sada pripadaju oba atoma. Atom vodika ima dva elektrona (vlastiti i zajednički elektron atoma klora), a atom klora ima osam elektrona (vlastiti plus zajednički elektron atoma vodika). Ova dva zajednička elektrona tvore kovalentnu vezu između atoma vodika i klora. Čestica nastala spajanjem dvaju atoma naziva se molekula.

Nepolarna kovalentna veza

Kovalentna veza također može nastati između dva identičan atomi. Na primjer:

Ovaj dijagram objašnjava zašto vodik i klor postoje kao dvoatomne molekule. Zahvaljujući sparivanju i dijeljenju dva elektrona, moguće je ispuniti pravilo okteta za oba atoma.

Osim jednostrukih veza, može se formirati dvostruka ili trostruka kovalentna veza, kao na primjer u molekulama kisika O 2 ili dušika N 2. Atomi dušika imaju pet valentnih elektrona, pa su potrebna još tri elektrona da bi se završila ljuska. To se postiže dijeljenjem tri para elektrona, kao što je prikazano u nastavku:

Kovalentni spojevi su obično plinovi, tekućine ili krutine s relativno niskim talištem. Jedna od rijetkih iznimaka je dijamant koji se tali iznad 3500 °C. To se objašnjava strukturom dijamanta, koja je kontinuirana rešetka kovalentno povezanih atoma ugljika, a ne skup pojedinačnih molekula. Zapravo, svaki kristal dijamanta, bez obzira na njegovu veličinu, jedna je ogromna molekula.

Kovalentna veza nastaje kada se spoje elektroni dva atoma nemetala. Dobivena struktura naziva se molekula.

Polarna kovalentna veza

U većini slučajeva dva atoma kovalentnom vezom imaju drugačiji elektronegativnost i zajednički elektroni ne pripadaju dvama atomima jednako. Većinu vremena su bliže jednom atomu nego drugom. U molekuli klorovodika, na primjer, elektroni koji tvore kovalentnu vezu nalaze se bliže atomu klora jer je njegova elektronegativnost veća od elektronegativnosti vodika. Međutim, razlika u sposobnosti privlačenja elektrona nije dovoljno velika da bi došlo do potpunog prijenosa elektrona s atoma vodika na atom klora. Stoga se veza između atoma vodika i klora može smatrati križanjem ionske veze (potpuni prijenos elektrona) i nepolarne kovalentne veze (simetrični raspored para elektrona između dva atoma). Parcijalni naboj na atomima označava se grčkim slovom δ. Ova veza se zove polarni kovalentni veza, a za molekulu klorovodika kaže se da je polarna, odnosno da ima pozitivno nabijen kraj (atom vodika) i negativno nabijen kraj (atom klora).

Donja tablica navodi glavne vrste veza i primjere tvari:

Izmjenski i donorsko-akceptorski mehanizam stvaranja kovalentne veze

1) Mehanizam razmjene. Svaki atom daje jedan nespareni elektron zajedničkom elektronskom paru.

2) Donor-akceptorski mehanizam. Jedan atom (donor) daje elektronski par, a drugi atom (akceptor) daje praznu orbitalu za taj par.

7.11. Struktura tvari s kovalentnom vezom

Tvari u kojima je od svih vrsta kemijskih veza prisutna samo kovalentna, dijele se u dvije nejednake skupine: molekularne (vrlo mnogo) i nemolekularne (puno manje).
Čvrsti kristali molekularne tvari sastoje se od molekula međusobno slabo povezanih silama međumolekulskog međudjelovanja. Takvi kristali nemaju veliku čvrstoću i tvrdoću (mislite na led ili šećer). Njihove točke taljenja i vrelišta također su niske (vidi tablicu 22).

Tablica 22. Tališta i vrelišta nekih molekularnih tvari

Supstanca			Supstanca
H 2	– 259	– 253	BR 2	– 7	58
N 2	– 210	– 196	H2O	0	100
HCl	– 112	– 85	P 4	44	257
NH 3	– 78	– 33	C 10 H 8 (naftalen)	80	218
SO 2	– 75	– 10	S 8	119

Za razliku od svojih molekularnih parnjaka, nemolekularne tvari s kovalentnim vezama tvore vrlo tvrde kristale. Ovoj vrsti pripadaju kristali dijamanta (najtvrđa tvar).
U kristalu dijamanta (sl. 7.5) svaki atom ugljika povezan je s četiri druga atoma ugljika jednostavnim kovalentnim vezama (sp 3 hibridizacija). Atomi ugljika čine trodimenzionalni okvir. U biti cijeli kristal dijamanta jedna je ogromna i vrlo jaka molekula.
Kristali silicija, naširoko korišteni u radioelektronici i elektroničkom inženjerstvu, imaju istu strukturu.
Ako polovicu atoma ugljika u dijamantu zamijenite atomima silicija bez narušavanja okvirne strukture kristala, dobit ćete kristal silicij karbida SiC - također vrlo tvrde tvari koja se koristi kao abrazivni materijal. Ovoj vrsti kristalne tvari pripada i obični kvarcni pijesak (silicijev dioksid). Kvarc je vrlo čvrsta; Pod nazivom "šmirgl" koristi se i kao abrazivni materijal. Struktura kvarca lako se dobiva umetanjem atoma kisika između svaka dva atoma silicija u kristalu silicija. U tom će slučaju svaki atom silicija biti povezan s četiri atoma kisika, a svaki atom kisika s dva atoma silicija.

Kristali dijamanta, silicija, kvarca i sličnih struktura nazivaju se atomskim kristalima.
Atomski kristal je kristal koji se sastoji od atoma jednog ili više elemenata povezanih kemijskim vezama.
Kemijska veza u atomskom kristalu može biti kovalentna ili metalna.
Kao što već znate, svaki atomski kristal, poput ionskog kristala, ogromna je "supermolekula". Strukturna formula takve "supermolekule" ne može se napisati - možete samo prikazati njezin fragment, na primjer:

Za razliku od molekularnih tvari, tvari koje tvore atomske kristale spadaju među najvatrostalnije (vidi tablicu 23).

Tablica 23. Tališta i vrelišta nekih nemolekularnih tvari S kovalentne veze

Tako visoke temperature taljenja sasvim su razumljive ako se sjetimo da se pri taljenju ovih tvari ne prekidaju slabe međumolekularne veze, već jake kemijske veze. Iz istog razloga se mnoge tvari koje tvore atomske kristale zagrijavanjem ne tale, već se raspadaju ili odmah prelaze u parovito stanje (sublimiraju), npr. grafit sublimira na 3700 o C.

Silicij – Si. Vrlo tvrdi, lomljivi kristali silicija izgledaju poput metala, ali je ipak nemetal. Na temelju vrste električne vodljivosti, ova tvar je klasificirana kao poluvodič, što određuje njenu ogromnu važnost u suvremenom svijetu. Silicij je najvažniji poluvodički materijal. Radio, televizori, računala, moderni telefoni, elektronički satovi, solarni paneli i mnogi drugi kućanski i industrijski uređaji sadrže tranzistore, mikrosklopove i fotoćelije izrađene od monokristala silicija visoke čistoće kao najvažnije strukturne elemente. Tehnički silicij koristi se u proizvodnji čelika i obojenoj metalurgiji. Po svojim kemijskim svojstvima, silicij je prilično inertna tvar, reagira samo na visokim temperaturama.

Silicijev dioksid – SiO 2 . Drugi naziv za ovu tvar je silicij. Silicijev dioksid se u prirodi pojavljuje u dva oblika: kristalnom i amorfnom. Mnogi poludragi i ukrasni kamenovi su varijante kristalnog silicijevog dioksida (kvarc): gorski kristal, jaspis, kalcedon, ahat. a opal je amorfni oblik silicija. Kvarc je vrlo rasprostranjen u prirodi, jer su dine u pustinjama i pješčanim sprudovima rijeka i mora sve kvarcni pijesak. Kvarc je bezbojna kristalna, vrlo tvrda i vatrostalna tvar. Inferioran je u tvrdoći od dijamanta i korunda, ali se ipak široko koristi kao abrazivni materijal. Kvarcni pijesak ima široku primjenu u građevinarstvu i industriji građevinskih materijala. Kvarcno staklo koristi se za izradu laboratorijskog staklenog posuđa i znanstvenih instrumenata jer ne puca kad je izloženo iznenadna promjena temperatura. Prema vlastitom kemijska svojstva silicij - kiseli oksid, ali reagira s alkalijama tek pri fuziji. Pri visokim temperaturama od silicijeva dioksida i grafita dobiva se silicijev karbid – karborund. Karborund je druga najtvrđa tvar nakon dijamanta; također se koristi za izradu brusnih ploča i "brusnog papira".

7.12. Polaritet kovalentne veze. Elektronegativnost

Podsjetimo se da izolirani atomi različitih elemenata imaju različite sklonosti i odricanju i prihvaćanju elektrona. Te razlike ostaju i nakon stvaranja kovalentne veze. To jest, atomi nekih elemenata teže privući elektronski par kovalentne veze za sebe jače nego atomi drugih elemenata.

Razmotrimo molekulu HCl.
Koristeći ovaj primjer, pogledajmo kako možemo procijeniti pomak elektronskog komunikacijskog oblaka koristeći molarne energije ionizacije i sredstva za elektron. 1312 kJ/mol, i 1251 kJ/mol - razlika je neznatna, oko 5%. 73 kJ/mol i 349 kJ/mol - ovdje je razlika puno veća: energija afiniteta za elektron atoma klora gotovo je pet puta veća od energije atoma vodika. Iz ovoga možemo zaključiti da je elektronski par kovalentne veze u molekuli klorovodika velikim dijelom pomaknut prema atomu klora. Drugim riječima, vezni elektroni provode više vremena u blizini atoma klora nego u blizini atoma vodika. Ova neravnomjerna raspodjela elektronske gustoće dovodi do preraspodjele električnih naboja unutar molekule. Na atomima se javljaju djelomični (višak) naboja; na atomu vodika je pozitivan, a na atomu klora negativan.

U tom slučaju se kaže da je veza polarizirana, a sama veza se naziva polarna kovalentna veza.
Ako elektronski par kovalentne veze nije pomaknut ni na jedan od vezanih atoma, odnosno elektroni veze ravnopravno pripadaju vezanim atomima, tada se takva veza naziva nepolarnom kovalentnom vezom.
Koncept "formalnog naboja" u slučaju kovalentne veze također je primjenjiv. Samo što u definiciji ne bismo trebali govoriti o ionima, već o atomima. U opći slučaj može se dati sljedeća definicija.

U molekulama u kojima kovalentne veze nastaju samo mehanizmom izmjene, formalni naboji atoma jednaki su nuli. Dakle, u molekuli HCl, formalni naboji na atomima klora i vodika su nula. Posljedično, u ovoj molekuli stvarni (efektivni) naboji na atomima klora i vodika jednaki su parcijalnim (suvišnim) nabojima.
Nije uvijek jednostavno na temelju molarne energije ionizacije i afiniteta prema elektrodi odrediti predznak parcijalnog naboja na atomu jednog ili drugog elementa u molekuli, odnosno procijeniti u kojem su smjeru elektronski parovi veza. pomaknut. Obično se u te svrhe koristi još jedna energetska karakteristika atoma - elektronegativnost.

Trenutno ne postoji jedinstvena, općeprihvaćena oznaka za elektronegativnost. Može se označiti slovima E/O. Također ne postoji jedinstvena, općeprihvaćena metoda za izračunavanje elektronegativnosti. Pojednostavljeno, može se predstaviti kao polovica zbroja molarne energije ionizacije i afiniteta elektrona - to je bio jedan od prvih načina za izračunavanje.
Apsolutne vrijednosti elektronegativnosti atoma različitih elemenata koriste se vrlo rijetko. Najčešće se koristi relativna elektronegativnost, koja se označava s c. U početku je ta vrijednost definirana kao omjer elektronegativnosti atoma određenog elementa i elektronegativnosti atoma litija. Nakon toga su se metode njegovog izračuna donekle promijenile.
Relativna elektronegativnost je bezdimenzijska veličina. Njegove vrijednosti date su u Dodatku 10.

Budući da relativna elektronegativnost prvenstveno ovisi o energiji ionizacije atoma (energija afiniteta prema elektronu uvijek je mnogo manja), tada u sustavu kemijski elementi mijenja se približno jednako kao i energija ionizacije, odnosno raste dijagonalno od cezija (0,86) do fluora (4,10). Vrijednosti relativne elektronegativnosti helija i neona navedene u tablici nemaju praktičan značaj, budući da ti elementi ne tvore spojeve.

Koristeći tablicu elektronegativnosti, lako možete odrediti prema kojem od dva atoma su pomaknuti elektroni koji povezuju te atome, a time i znakove parcijalnih naboja koji nastaju na tim atomima.

H2O			Veza je polarna
H 2	Atomi su isti	H-H	Veza je nepolarna
CO2			Veza je polarna
Cl2	Atomi su isti	Cl--Cl	Veza je nepolarna
H2S			Veza je polarna

Dakle, u slučaju stvaranja kovalentne veze između atoma različitih elemenata takva će veza uvijek biti polarna, a u slučaju stvaranja kovalentne veze između atoma istog elementa (u jednostavnim tvarima), veza je u većini slučajeva nepolarna.

Što je veća razlika u elektronegativnosti vezanih atoma, to je kovalentnija veza između tih atoma polarnija.

Sumporovodik H 2 S– bezbojni plin karakterističnog mirisa karakterističnog za pokvarena jaja; otrovan. Toplinski je nestabilan i zagrijavanjem se raspada. Vodikov sulfid slabo je topiv u vodi, tj vodena otopina naziva sumporovodikova kiselina. Vodikov sulfid izaziva (katalizira) koroziju metala; upravo je taj plin "kriv" za tamnjenje srebra.
Prirodno se nalazi u nekim mineralnim vodama. U procesu života stvaraju ga neke bakterije. Sumporovodik je destruktivan za sva živa bića. Sloj sumporovodika otkriven je u dubinama Crnog mora i izaziva zabrinutost znanstvenika: život tamošnjih morskih stanovnika je pod stalnom prijetnjom.

POLARNA KOVALENTNA VEZA, NEPOLARNA KOVALENTNA VEZA, APSOLUTNA ELEKTRONEGATIVNOST, RELATIVNA ELEKTRONEGATIVNOST.
1. Pokusi i kasniji proračuni pokazali su da je efektivni naboj silicija u silicijevom tetrafluoridu +1,64 e, a ksenona u ksenoheksafluoridu +2,3 e. Odredite vrijednosti parcijalnih naboja na atomima fluora u ovim spojevima. 2. Sastavite strukturne formule sljedećih tvari i pomoću oznaka " " i " " označite polaritet kovalentnih veza u molekulama ovih spojeva: a) CH 4, CCl 4, SiCl 4; b) H20, H2S, H2Se, H2Te; c) NH3, NF3, NC13; d) SO 2, Cl 2 O, OF 2.
3. Pomoću tablice elektronegativnosti označite u kojem je od spojeva veza polarnija: a) CCl 4 ili SiCl 4 ; b) H2S ili H20; c) NF3 ili NCl3; d) Cl 2 O ili OF 2.

7.13. Donorsko-akceptorski mehanizam stvaranja veze

U prethodnim ste odlomcima detaljno upoznali dvije vrste veza: ionsku i kovalentnu. Podsjetimo se da ionska veza nastaje kada se elektron potpuno prenese s jednog atoma na drugi. Kovalentni - kada dijele nesparene elektrone vezanih atoma.

Osim toga, postoji još jedan mehanizam za stvaranje veze. Razmotrimo to na primjeru interakcije molekule amonijaka s molekulom bor trifluorida:

Kao rezultat toga, između atoma dušika i bora nastaju i kovalentne i ionske veze. U ovom slučaju, atom dušika je donator elektronski par ("daje" ga za stvaranje veze), a atom bora - akceptor("prihvaća" ga prilikom uspostavljanja veze). Otuda i naziv mehanizma za stvaranje takve veze - “ donor-akceptor".

Kada se veza formira korištenjem donor-akceptorskog mehanizma, i kovalentna veza i ionska veza nastaju istovremeno.
Naravno, nakon stvaranja veze, zbog razlike u elektronegativnosti vezanih atoma, dolazi do polarizacije veze i nastanka parcijalnih naboja koji smanjuju efektivne (stvarne) naboje atoma.

Pogledajmo druge primjere.

Ako se uz molekulu amonijaka nalazi visokopolarna molekula klorovodika, u kojoj postoji značajan djelomični naboj na atomu vodika, tada će u tom slučaju ulogu akceptora elektronskog para imati atom vodika. Njegov 1 s-AO, iako nije potpuno prazan, poput atoma bora u prethodnom primjeru, gustoća elektrona u oblaku ove orbitale značajno je smanjena.

Prostorna struktura nastalog kationa je amonijev ion NH 4 je sličan strukturi molekule metana, odnosno sve četiri N-H veze su potpuno iste.
Stvaranje ionskih kristala amonijevog klorida NH 4 Cl može se promatrati miješanjem plina amonijaka s plinom klorovodika:

NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (cr)

Donor elektronskog para ne može biti samo atom dušika. To može biti, na primjer, atom kisika molekule vode. Molekula vode će komunicirati s istim klorovodikom na sljedeći način:

Nastali kation H3O naziva se oksonijev ion i, kao što ćete uskoro naučiti, od velike je važnosti u kemiji.
Zaključno, razmotrimo elektronsku strukturu molekule ugljični monoksid(ugljični monoksid) CO:

Osim tri kovalentne veze (trostruka veza) sadrži i ionsku vezu.
Uvjeti za stvaranje veze prema donor-akceptorskom mehanizmu:
1) prisutnost usamljenog para valentnih elektrona u jednom od atoma;
2) prisutnost slobodne orbitale u drugom atomu na valentnoj podrazini.
Donorsko-akceptorski mehanizam stvaranja veze prilično je raširen. Posebno se često javlja tijekom stvaranja spojeva d-elementi. Gotovo svačiji atomi d-elementi imaju mnogo praznih valentnih orbitala. Stoga su oni aktivni akceptori elektronskih parova.

DONOR-AKCEPTORSKI MEHANIZAM STVARANJA VEZE, AMONIJEV ION, OKSONIJEV ION, UVJETI ZA STVARANJE VEZE DONOR-AKCEPTORSKIM MEHANIZMOM.
1. Napraviti jednadžbe reakcija i sheme nastanka
a) amonijev bromid NH 4 Br iz amonijaka i bromovodika;
b) amonijev sulfat (NH 4) 2 SO 4 iz amonijaka i sumporne kiseline.
2. Napravite jednadžbe reakcije i sheme interakcije za a) vodu s bromovodikom; b) voda sa sumpornom kiselinom.
3.Koji su atomi u prethodne četiri reakcije donori, a koji akceptori elektronskog para? Zašto? Obrazložite svoj odgovor dijagramima valentnih podrazina.
4. Strukturna formula dušične kiseline kutovi između O–N–O veza su blizu 120 o. Definirati:
a) vrsta hibridizacije atoma dušika;
b) koji AO atoma dušika sudjeluje u stvaranju -veze;
c) koji AO dušikovog atoma sudjeluje u stvaranju -veze prema donor-akceptorskom mehanizmu.
Što mislite, koliki je približno jednak kut između H–O–N veza u ovoj molekuli? 5. Napravite strukturnu formulu cijanidnog iona CN (negativan naboj na ugljikovom atomu). Poznato je da su cijanidi (spojevi koji sadrže takav ion) i ugljikov monoksid CO jaki otrovi, a njihov biološki učinak je vrlo sličan. Ponudite svoje objašnjenje blizine njihovog biološkog djelovanja.

7.14. Metalni spoj. Metali

Kovalentna veza nastaje između atoma koji su slični po svojoj sklonosti otpuštanju i dobivanju elektrona samo kada su veličine vezanih atoma male. U ovom slučaju, gustoća elektrona u području preklapajućih oblaka elektrona je značajna, a atomi se ispostavljaju čvrsto vezani, kao, na primjer, u molekuli HF. Ako barem jedan od vezanih atoma ima veliki radijus, stvaranje kovalentne veze postaje manje povoljno, budući da je gustoća elektrona u području preklapajućih elektronskih oblaka za velike atome mnogo manja nego za male. Primjer takve molekule sa slabijom vezom je molekula HI (pomoću tablice 21. usporedite energije atomizacije HF i HI molekula).

A ipak između velikih atoma ( r o > 1.1) dolazi do kemijske veze, ali u ovom slučaju ona nastaje zbog dijeljenja svih (ili dijela) valentnih elektrona svih vezanih atoma. Na primjer, u slučaju atoma natrija, sva 3 s-elektrona ovih atoma, te se formira jedan elektronski oblak:

Atomi tvore kristal sa metal komunikacija
Na taj način se mogu međusobno vezati i atomi istog elementa i atomi različitih elemenata. U prvom slučaju, jednostavne tvari tzv metali, au drugom - složene tvari tzv intermetalni spojevi.

Od svih tvari s metalnim vezama između atoma, u školi ćete učiti samo o metalima. Kakva je prostorna struktura metala? Metalni kristal se sastoji od atomski kosturi, preostali nakon socijalizacije valentnih elektrona, i elektronski oblak socijaliziranih elektrona. Atomske jezgre obično tvore vrlo tijesno pakiranje, a elektronski oblak zauzima cijeli preostali slobodni volumen kristala.

Glavne vrste gustog pakiranja su cubic najbliže pakiranje(KPU) i heksagonalno zatvoreno pakiranje(GPU). Nazivi ovih paketa povezani su sa simetrijom kristala u kojima su realizirani. Neki metali tvore labavo pakirane kristale - tjelesno centriran kubik(OTSK). Volumen i model kuglice i palice ovih pakiranja prikazani su na slici 7.6.
Kubično čvrsto pakiranje tvore atomi Cu, Al, Pb, Au i nekih drugih elemenata. Heksagonalno tijesno pakiranje - atomi Be, Zn, Cd, Sc i niza drugih. Kubično pakiranje atoma u središtu tijela prisutno je u kristalima alkalijski metali, elementi VB i VIB grupe. Neki metali mogu imati različite strukture na različitim temperaturama. Razlozi za takve razlike i strukturne značajke metala još uvijek nisu u potpunosti shvaćeni.
Kada se tope, metalni kristali se pretvaraju u metalne tekućine. Vrsta kemijske veze između atoma se ne mijenja.
Metalna veza nema usmjerenost i zasićenost. U tom pogledu slična je ionskoj vezi.
Kod intermetalnih spojeva možemo govoriti i o polarizabilnosti metalne veze.
Karakteristično fizička svojstva metali:
1) visoka električna vodljivost;
2) visoka toplinska vodljivost;
3) visoka duktilnost.

Tališta različitih metala međusobno se vrlo razlikuju: najniže talište ima živa (- 39 o C), a najviše volfram (3410 o C).

Berilij Be- svijetlo siv, lagan, prilično tvrd, ali obično krt metal. Talište 1287 o C. Na zraku se prekriva oksidnim filmom. Berilij je prilično rijedak metal, živi organizmi u procesu svoje evolucije nisu imali praktički nikakav kontakt s njim, pa ne čudi što je otrovan za životinjski svijet. Koristi se u nuklearnoj tehnologiji.

Cink Zn je bijeli meki metal plavičaste nijanse. Talište 420 o C. Na zraku i u vodi prekriven je tankim gustim filmom cinkov oksid, sprječavajući daljnju oksidaciju. U proizvodnji se koristi za pocinčavanje limova, cijevi, žica, zaštitu željeza od korozije.
Cink je dio mnogih legura, na primjer kupronikal i nikl srebro; Od njegovih legura kovan je novac. cink - komponenta mesing, široko korišten u strojogradnji. Za lijevanje tipografskih slova koriste se legure koje sadrže cink.

Wolfram W. Najvatrostalniji je od svih metala: talište volframa je 3387 o C. Tipično, volfram je prilično krt, ali nakon pažljivog čišćenja postaje duktilan, što omogućuje izvlačenje tanke žice iz koje se izvlače niti izrađuju se žarulje. Međutim, većina proizvedenog volframa koristi se za proizvodnju tvrdih legura otpornih na habanje koje mogu zadržati ova svojstva i pri zagrijavanju do 1000 o C.

METAL, INTERMETALNI SPOJ, METALNA VEZA, GUSTO PAKIRANJE.
1. Za karakterizaciju različitih paketa koristi se koncept "koeficijenta popunjenosti prostora", odnosno omjera volumena atoma i volumena kristala

Gdje V a - volumen atoma,
Z je broj atoma u jediničnoj ćeliji,
V i- volumen jedinične ćelije.
Atomi su u ovom slučaju predstavljeni krutim kuglicama radijusa R, dodirujući jedno drugo. Volumen lopte V w = (4/3) R 3 .
Odredite faktor popunjenosti prostora za rasutu i bcc ambalažu.
2. Koristeći vrijednosti polumjera metala (Dodatak 9), izračunajte veličinu jedinične ćelije a) bakra (CPU), b) aluminija (CPU) i c) cezija (BCC).

Kovalentna, ionska i metalna tri su glavna tipa kemijskih veza.

Hajdemo saznati više o kovalentna kemijska veza. Razmotrimo mehanizam njegove pojave. Uzmimo za primjer stvaranje molekule vodika:

Sferno simetrični oblak formiran od 1s elektrona okružuje jezgru slobodnog atoma vodika. Kada se atomi približe određenoj udaljenosti, njihove se orbitale djelomično preklapaju (vidi sliku), uslijed toga između središta obiju jezgri nastaje molekularni dvoelektronski oblak koji ima najveću gustoću elektrona u međuprostoru jezgri. S povećanjem gustoće negativnog naboja dolazi do snažnog porasta sila privlačenja između molekularnog oblaka i jezgri.

Dakle, vidimo da kovalentna veza nastaje preklapanjem elektronskih oblaka atoma, što je popraćeno oslobađanjem energije. Ako je udaljenost između jezgri atoma koji se približavaju prije dodira 0,106 nm, tada će nakon preklapanja elektronskih oblaka biti 0,074 nm. Što je veće preklapanje elektronskih orbitala, to je kemijska veza jača.

Kovalentna nazvao kemijska veza koju provode elektronski parovi. Spojevi s kovalentnom vezom nazivaju se homeopolarni ili atomski.

postojati dvije vrste kovalentnih veza: polarni I nepolarni.

Za nepolarne U kovalentnoj vezi, elektronski oblak formiran od zajedničkog para elektrona raspoređen je simetrično u odnosu na jezgre obaju atoma. Primjer su dvoatomne molekule koje se sastoje od jednog elementa: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 i drugih, u kojima elektronski par pripada podjednako oba atoma.

Na polarnom U kovalentnoj vezi, elektronski oblak je pomaknut prema atomu s većom relativnom elektronegativnošću. Na primjer, hlapljive molekule anorganski spojevi kao što su H2S, HCl, H2O i drugi.

Formiranje molekule HCl može se prikazati na sljedeći način:

Jer relativna elektronegativnost atoma klora (2.83) veća je od one atoma vodika (2.1), elektronski par je pomaknut na atom klora.

Osim mehanizma izmjene za nastanak kovalentne veze – zbog preklapanja postoji i donor-akceptor mehanizam njegovog nastanka. Ovo je mehanizam u kojem dolazi do stvaranja kovalentne veze zbog dvoelektronskog oblaka jednog atoma (donora) i slobodne orbite drugog atoma (akceptora). Pogledajmo primjer mehanizma nastanka amonija NH 4 + U molekuli amonijaka atom dušika ima dvoelektronski oblak:

Vodikov ion ima slobodnu 1s orbitalu, označimo to kao .

Tijekom stvaranja amonijevog iona, dvoelektronski oblak dušika postaje zajednički atomima dušika i vodika, što znači da se pretvara u molekularni elektronski oblak. Posljedično, pojavljuje se četvrta kovalentna veza. Možete zamisliti proces stvaranja amonijaka pomoću sljedećeg dijagrama: