Kovalens kötés - egy vegyértékelektronfelhő pár szocializációjával létrejövő kémiai kötés. A kommunikációt biztosító elektronokat ún megosztott elektronpár.

Szentek kovalens kötés : irányultság, telítettség, polaritás, polarizálhatóság - meghatározza a kémiai és fizikai tulajdonságok kapcsolatokat.

A kötés iránya meghatározza az anyagok molekulaszerkezetét és geometriai alakzat a molekuláikat. A két kötés közötti szögeket kötésszögeknek nevezzük.

A telíthetőség az atomok azon képessége, hogy korlátozott számú kovalens kötést hozzanak létre. Az atom által alkotott kötések számát a külső atompályáinak száma korlátozza.

A kötés polaritását az elektronsűrűség egyenetlen eloszlása ​​okozza, amely az atomok elektronegativitásbeli különbségeiből adódik. Ezen az alapon a kovalens kötéseket nem polárisra és polárisra osztják.

A kötés polarizálhatósága a kötéselektronok külső hatása alatti elmozdulásában fejeződik ki elektromos mező, beleértve egy másik reagáló részecskét is. A polarizálhatóságot az elektronok mobilitása határozza meg. A kovalens kötések polaritása és polarizálhatósága határozza meg a molekulák poláris reagensekkel szembeni reakciókészségét.

Ionos kötés.

Az ionos típusú kötés csak olyan atomok között lehetséges, amelyek tulajdonságaiban élesen különböznek egymástól. Az elemek tulajdonságainak éles különbsége ahhoz a tényhez vezet, hogy a fématom teljesen elveszíti vegyértékelektronjait, és a nemfém atom megszerzi azokat. Pozitív és negatív töltésű ionok, amelyek elektrosztatikus vonzási erők hatására keletkeznek a molekulákban és a kristályrácsban. Ezt a típusú kötést ionos kötésnek nevezik.

Példa NaCL-molekula gázfázisban történő kialakulására.

A kommunikáció nem specifikus típusai.

Fém csatlakozás - kémiai kötés a viszonylag szabad elektronok jelenléte miatt. Tiszta fémekre és ötvözeteikre és intermetallikus vegyületekre egyaránt jellemző.

Fém csatlakozási mechanizmus: Minden csomópontban kristályrács pozitív fémionok helyezkednek el. Közöttük a vegyértékelektronok véletlenszerűen mozognak, mint a gázmolekulák, leválva az atomokról az ionok képződése során. Ezek az elektronok cementként működnek, összetartva a pozitív ionokat; különben a rács szétesne az ionok közötti taszító erők hatására. Ugyanakkor az elektronokat ionok tartják a kristályrácson belül, és nem tudnak elhagyni azt. A kapcsolóerők nem lokalizáltak vagy nem irányítottak. Ezért a legtöbb esetben magas koordinációs számok (például 12 vagy 8) jelennek meg.

Egyéb tulajdonságok: A szabadon mozgó elektronok magas elektromos és hővezető képességet biztosítanak. A fémes kötéssel rendelkező anyagok gyakran egyesítik az erőt a plaszticitással, mivel amikor az atomok egymáshoz képest elmozdulnak, a kötések nem szakadnak meg.

Van der Waals erők - intermolekuláris kölcsönhatási erők 0,8 - 8,16 kJ/mol energiával. Ez a kifejezés eredetileg az összes ilyen erőt jelölte modern tudományáltalában azokra az erőkre alkalmazzák, amelyek akkor keletkeznek, amikor a molekulák polarizálódnak és dipólusokat képeznek. J. D. van der Waals fedezte fel 1869-ben.

A Van der Waals erők közé tartoznak a dipólusok közötti kölcsönhatások (permanens és indukált). Az elnevezés onnan ered, hogy ezek az erők a belső nyomás korrekcióját okozzák a van der Waals állapotegyenletben egy valódi gáz esetében. Ezek a kölcsönhatások elsősorban a biológiai makromolekulák térszerkezetének kialakulásáért felelős erőket határozzák meg.

Témák Egységes államvizsga-kódoló: Kovalens kémiai kötés, fajtái és kialakulásának mechanizmusai. A kovalens kötések jellemzői (polaritás és kötési energia). Ionos kötés. Fém csatlakozás. Hidrogén kötés

Intramolekuláris kémiai kötések

Először nézzük meg a molekulákon belüli részecskék között létrejövő kötéseket. Az ilyen kapcsolatokat ún intramolekuláris.

Kémiai kötés atomok között kémiai elemek elektrosztatikus jellegű és miatt jön létre külső (valencia) elektronok kölcsönhatása, kisebb-nagyobb mértékben pozitív töltésű magok tartják kötött atomok.

A kulcsfogalom itt az ELEKTRONEGATIVITÁS. Ez határozza meg az atomok közötti kémiai kötés típusát és ennek a kötésnek a tulajdonságait.

az atom azon képessége, hogy vonzza (tartsa) külső(vegyérték) elektronok. Az elektronegativitást a külső elektronok atommaghoz való vonzódásának mértéke határozza meg, és elsősorban az atom sugarától és az atommag töltésétől függ.

Az elektronegativitást nehéz egyértelműen meghatározni. L. Pauling összeállította a relatív elektronegativitások táblázatát (a kétatomos molekulák kötési energiái alapján). A legelektronegatívabb elem az fluor jelentéssel 4 .

Fontos megjegyezni, hogy a különböző forrásokban különböző skálák és táblázatok találhatók az elektronegativitás értékekről. Ettől nem kell megijedni, hiszen a kémiai kötés kialakulása is szerepet játszik atomok, és ez megközelítőleg azonos minden rendszerben.

Ha az A:B kémiai kötés egyik atomja erősebben vonzza az elektronokat, akkor az elektronpár feléje mozdul. A több elektronegativitás különbség atomok, annál jobban eltolódik az elektronpár.

Ha a kölcsönható atomok elektronegativitása egyenlő vagy megközelítőleg egyenlő: EO(A)≈EO(B), akkor a közös elektronpár nem tolódik el egyik atomra sem: A: B. Ezt a kapcsolatot hívják kovalens nempoláris.

Ha a kölcsönható atomok elektronegativitása eltér, de nem nagy mértékben (az elektronegativitás különbsége körülbelül 0,4 és 2 között van: 0,4<ΔЭО<2 ), akkor az elektronpár az egyik atomra tolódik. Ezt a kapcsolatot hívják kovalens poláris .

Ha a kölcsönható atomok elektronegativitása jelentősen eltér (az elektronegativitás különbsége nagyobb, mint 2: ΔEO>2), akkor az egyik elektron szinte teljesen átkerül egy másik atomra, a keletkezéssel ionok. Ezt a kapcsolatot hívják ión.

A kémiai kötések alaptípusai − kovalens, iónÉs fém kommunikáció. Nézzük meg őket közelebbről.

Kovalens kémiai kötés

Kovalens kötés – ez egy kémiai kötés miatt alakult ki közös elektronpár kialakulása A:B . Ráadásul két atom átfedés atomi pályák. A kovalens kötés kis elektronegativitáskülönbséggel rendelkező atomok kölcsönhatásából jön létre (általában két nem fém között) vagy egy elem atomjai.

A kovalens kötések alapvető tulajdonságai

• fókusz,
• telíthetőség,
• polaritás,
• polarizálhatóság.

Ezek a kötési tulajdonságok befolyásolják az anyagok kémiai és fizikai tulajdonságait.

Kommunikációs irány az anyagok kémiai szerkezetét és formáját jellemzi. A két kötés közötti szögeket kötésszögeknek nevezzük. Például egy vízmolekulában a H-O-H kötésszög 104,45 o, ezért a vízmolekula poláris, a metánmolekulában pedig a H-C-H kötésszög 108 o 28′.

Telíthetőség az atomok azon képessége, hogy korlátozott számú kovalens kémiai kötést hozzanak létre. Az atom által alkotható kötések számát nevezzük.

Polaritás kötés az elektronsűrűség egyenetlen eloszlása ​​miatt következik be két eltérő elektronegativitású atom között. A kovalens kötéseket polárisra és nempolárisra osztják.

Polarizálhatóság kapcsolatok vannak a kötéselektronok eltolódási képessége külső elektromos tér hatására(különösen egy másik részecske elektromos tere). A polarizálhatóság az elektronok mobilitásától függ. Minél távolabb van az elektron az atommagtól, annál mozgékonyabb, és ennek megfelelően a molekula jobban polarizálható.

Kovalens nempoláris kémiai kötés

A kovalens kötésnek 2 típusa van: POLÁRISÉs NEM POLÁRIS .

Példa . Tekintsük a H2 hidrogénmolekula szerkezetét. Minden hidrogénatom a külső energiaszintjén 1 párosítatlan elektront hordoz. Egy atom megjelenítéséhez a Lewis-struktúrát használjuk - ez egy atom külső energiaszintjének szerkezeti diagramja, amikor az elektronokat pontok jelzik. A Lewis-pontszerkezeti modellek nagyon hasznosak a második periódus elemeivel való munka során.

H. + . H = H:H

Így egy hidrogénmolekulának egy közös elektronpárja és egy H-H kémiai kötése van. Ez az elektronpár nem tolódik el egyik hidrogénatomhoz sem, mert A hidrogénatomok elektronegativitása azonos. Ezt a kapcsolatot hívják kovalens nempoláris .

Kovalens nempoláris (szimmetrikus) kötés egy kovalens kötés, amelyet azonos elektronegativitású atomok (általában ugyanazok a nemfémek) alkotnak, és ezért az atommagok között egyenletes elektronsűrűség-eloszlású.

A nem poláris kötések dipólusmomentuma 0.

Példák: H2 (H-H), O 2 (O=O), S 8.

Kovalens poláris kémiai kötés

Kovalens poláris kötés között létrejövő kovalens kötés különböző elektronegativitású atomok (általában, különféle nemfémek) és jellemzi elmozdulás megosztott elektronpárt egy elektronegatívabb atomhoz (polarizáció).

Az elektronsűrűség eltolódik az elektronegatívabb atomra - ezért azon részleges negatív töltés (δ-), a kevésbé elektronegatív atomon pedig részleges pozitív töltés (δ+, delta +) jelenik meg.

Minél nagyobb az atomok elektronegativitásának különbsége, annál nagyobb polaritás kapcsolatok és így tovább dipólmomentum . További vonzó erők hatnak a szomszédos molekulák és az ellenkező előjelű töltések között, ami növekszik erő kommunikáció.

A kötés polaritása befolyásolja a vegyületek fizikai és kémiai tulajdonságait. A reakciómechanizmusok, sőt a szomszédos kötések reakcióképessége is függ a kötés polaritásától. A kapcsolat polaritása gyakran meghatározza molekula polaritásaés így közvetlenül befolyásolja az olyan fizikai tulajdonságokat, mint a forráspont és az olvadáspont, az oldhatóság poláris oldószerekben.

Példák: HCl, CO 2, NH 3.

A kovalens kötés kialakulásának mechanizmusai

A kovalens kémiai kötések 2 mechanizmussal jöhetnek létre:

1. Csere mechanizmus A kovalens kémiai kötés kialakulása az, amikor minden részecske egy párosítatlan elektront biztosít, hogy közös elektronpárt alkosson:

A . + . B= A:B

2. A kovalens kötés kialakulása egy olyan mechanizmus, amelyben az egyik részecske egy magányos elektronpárt, a másik részecske pedig egy üres pályát biztosít ennek az elektronpárnak:

V: + B= A:B

Ebben az esetben az egyik atom egy magányos elektronpárt biztosít ( donor), a másik atom pedig üres pályát biztosít ennek a párnak ( elfogadó). Mindkét kötés kialakulása következtében az elektronok energiája csökken, i.e. ez előnyös az atomok számára.

Donor-akceptor mechanizmussal létrejövő kovalens kötés nem különbözik a cseremechanizmus által létrehozott más kovalens kötések tulajdonságaiban. A kovalens kötés kialakulása a donor-akceptor mechanizmussal jellemző azokra az atomokra, amelyeknél nagyszámú elektron van a külső energiaszinten (elektrondonorok), vagy fordítva, nagyon kis számú elektronnal (elektronakceptorok). Az atomok vegyértékképességét a megfelelő részben tárgyaljuk részletesebben.

A kovalens kötés egy donor-akceptor mechanizmussal jön létre:

- egy molekulában szén-monoxid CO(a molekulában a kötés hármas, 2 kötés cseremechanizmussal, egy donor-akceptor mechanizmussal jön létre): C≡O;

- V ammónium ion NH 4 +, ionokban szerves aminok például a CH3-NH2+ metil-ammóniumionban;

- V összetett vegyületek kémiai kötés a központi atom és a ligandumcsoportok között, például nátrium-tetrahidroxoaluminátban Na-kötés alumínium- és hidroxidionok között;

- V salétromsav és sói- nitrátok: HNO 3, NaNO 3, néhány más nitrogénvegyületben;

- egy molekulában ózon O3.

A kovalens kötések alapvető jellemzői

A kovalens kötések jellemzően nemfémes atomok között jönnek létre. A kovalens kötés fő jellemzői a következők hosszúság, energia, sokféleség és irányultság.

A kémiai kötés többszöröse

A kémiai kötés többszöröse - Ezt Egy vegyület két atomja között megosztott elektronpárok száma. A molekulát alkotó atomok értékeiből egy kötés többszörössége meglehetősen könnyen meghatározható.

Például , a H 2 hidrogénmolekulában a kötésmultiplicitás 1, mert Minden hidrogénnek csak 1 párosítatlan elektronja van a külső energiaszintjén, így egy közös elektronpár jön létre.

Az O 2 oxigénmolekulában a kötés többszöröse 2, mert A külső energiaszinten minden atomnak 2 párosítatlan elektronja van: O=O.

Az N2 nitrogénmolekulában a kötési multiplicitás 3, mert minden atom között 3 párosítatlan elektron van a külső energiaszinten, és az atomok 3 közös elektronpárt alkotnak N≡N.

Kovalens kötés hossza

Kémiai kötés hossza a kötést alkotó atomok magjainak középpontjai közötti távolság. Kísérleti fizikai módszerekkel határozzák meg. A kötés hossza hozzávetőlegesen megbecsülhető az additív szabály segítségével, amely szerint az AB molekulában a kötés hossza megközelítőleg egyenlő az A 2 és B 2 molekulák kötéshosszainak összegének felével:

A kémiai kötés hossza nagyjából megbecsülhető atomi sugarak szerint kötés kialakítása, ill kommunikációs sokrétűséggel, ha az atomok sugarai nem nagyon különböznek egymástól.

A kötést alkotó atomok sugarának növekedésével a kötés hossza növekszik.

Például

Az atomok közötti kötések sokaságának növekedésével (amelyek atomi sugarai nem, vagy csak kis mértékben térnek el egymástól), a kötés hossza csökken.

Például . A C–C, C=C, C≡C sorozatban a kötés hossza csökken.

Kommunikációs energia

A kémiai kötés erősségének mértéke a kötés energiája. Kommunikációs energia egy kötés megszakításához és a kötést alkotó atomok egymástól végtelen nagy távolságra történő eltávolításához szükséges energia határozza meg.

A kovalens kötés az nagyon tartós. Energiája több tíztől több száz kJ/molig terjed. Minél nagyobb a kötési energia, annál nagyobb a kötés erőssége, és fordítva.

A kémiai kötés erőssége a kötés hosszától, a kötés polaritásától és a kötés többszörösétől függ. Minél hosszabb egy kémiai kötés, annál könnyebben megszakad, és minél alacsonyabb a kötés energiája, annál kisebb az erőssége. Minél rövidebb a kémiai kötés, annál erősebb, és annál nagyobb a kötés energiája.

Például, a HF, HCl, HBr vegyületek sorozatában balról jobbra, a kémiai kötés erőssége csökken, mert A csatlakozás hossza megnő.

Ionos kémiai kötés

Ionos kötés alapú kémiai kötés ionok elektrosztatikus vonzása.

Ionok az elektronok atomok általi befogadása vagy adományozása során keletkeznek. Például az összes fém atomja gyengén tartja az elektronokat a külső energiaszintről. Ezért a fématomokat az jellemzi helyreállító tulajdonságok- elektron adományozási képesség.

Példa. A nátriumatom 1 elektront tartalmaz 3-as energiaszinten. Könnyen feladva a nátriumatom a sokkal stabilabb Na + iont képezi, a Ne nemesgáz neon elektronkonfigurációjával. A nátriumion 11 protont és csak 10 elektront tartalmaz, így az ion teljes töltése -10+11 = +1:

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

Példa. Egy klóratom a külső energiaszintjén 7 elektront tartalmaz. A stabil, inert Argonatom konfigurációjának megszerzéséhez a klórnak 1 elektront kell nyernie. Egy elektron hozzáadása után stabil klórion képződik, amely elektronokból áll. Az ion teljes töltése -1:

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

Jegyzet:

• Az ionok tulajdonságai eltérnek az atomokétól!
• Stabil ionok nem csak atomok, de szintén atomcsoportok. Például: ammóniumion NH 4 +, szulfátion SO 4 2- stb. Az ilyen ionok által létrehozott kémiai kötéseket is ionosnak tekintjük;
• Általában ionos kötések jönnek létre egymás között fémekÉs nemfémek(nem fémcsoportok);

A keletkező ionok az elektromos vonzás hatására vonzódnak: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Foglaljuk össze vizuálisan A kovalens és ionos kötéstípusok közötti különbség:

Fém csatlakozás relatíve kialakuló kapcsolat szabad elektronok között fémionok, kristályrácsot képezve.

A fématomok általában a külső energiaszinten helyezkednek el egy-három elektron. A fématomok sugarai általában nagyok - ezért a fématomok, ellentétben a nemfémekkel, meglehetősen könnyen adják fel külső elektronjaikat, pl. erős redukálószerek.

Elektronok adományozásával a fématomok átalakulnak pozitív töltésű ionok . A levált elektronok viszonylag szabadok mozognak pozitív töltésű fémionok között. E részecskék között kapcsolat keletkezik, mert a megosztott elektronok fémkationokat tartanak együtt rétegekben , így egy meglehetősen erős fém kristályrács . Ilyenkor az elektronok folyamatosan kaotikusan mozognak, azaz. Folyamatosan új semleges atomok és új kationok jelennek meg.

Intermolekuláris kölcsönhatások

Külön érdemes figyelembe venni az anyag egyes molekulái között fellépő kölcsönhatásokat - intermolekuláris kölcsönhatások . Az intermolekuláris kölcsönhatások olyan kölcsönhatások semleges atomok között, amelyekben nem jelennek meg új kovalens kötések. A molekulák közötti kölcsönhatás erőit Van der Waals fedezte fel 1869-ben, és róla nevezték el. Van dar Waals erők. Van der Waals erői osztva irányultság, indukció És szétszórt . Az intermolekuláris kölcsönhatások energiája sokkal kisebb, mint a kémiai kötések energiája.

Orientációs vonzási erők poláris molekulák között fordulnak elő (dipól-dipól kölcsönhatás). Ezek az erők a poláris molekulák között lépnek fel. Induktív kölcsönhatások a poláris molekula és a nem poláris molekula közötti kölcsönhatás. Egy nem poláris molekula polarizálódik egy poláris molekula hatására, ami további elektrosztatikus vonzást generál.

Az intermolekuláris kölcsönhatások speciális típusa a hidrogénkötés. - ezek intermolekuláris (vagy intramolekuláris) kémiai kötések, amelyek olyan molekulák között jönnek létre, amelyek erősen poláris kovalens kötésekkel rendelkeznek - H-F, H-O vagy H-N. Ha vannak ilyen kötések egy molekulában, akkor a molekulák között lesznek további vonzó erők .

Oktatási mechanizmus A hidrogénkötés részben elektrosztatikus, részben donor-akceptor. Ebben az esetben az elektronpár donor egy erősen elektronegatív elem (F, O, N) atomja, az akceptor pedig az ezekhez az atomokhoz kapcsolódó hidrogénatomok. A hidrogénkötésekre jellemző fókusz térben és telítettség

A hidrogénkötéseket pontokkal jelölhetjük: H ··· O. Minél nagyobb a hidrogénhez kapcsolódó atom elektronegativitása, és minél kisebb a mérete, annál erősebb a hidrogénkötés. Elsősorban kapcsolatokra jellemző fluor hidrogénnel , valamint ahhoz oxigén és hidrogén , Kevésbé nitrogén hidrogénnel .

Hidrogénkötések jönnek létre a következő anyagok között:

— hidrogén-fluorid HF(gáz, hidrogén-fluorid vizes oldata - fluorsav), víz H 2 O (gőz, jég, folyékony víz):

— ammónia és szerves aminok oldata- az ammónia és a vízmolekulák között;

— szerves vegyületek, amelyekben O-H vagy N-H kötések: alkoholok, karbonsavak, aminok, aminosavak, fenolok, anilin és származékai, fehérjék, szénhidrát oldatok - monoszacharidok és diszacharidok.

A hidrogénkötés befolyásolja az anyagok fizikai és kémiai tulajdonságait. Így a molekulák közötti további vonzás megnehezíti az anyagok forrását. A hidrogénkötéssel rendelkező anyagok forráspontja abnormálisan emelkedik.

Például Általában a molekulatömeg növekedésével az anyagok forráspontjának növekedése figyelhető meg. Számos anyagban azonban H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te nem figyelünk meg lineáris változást a forráspontokban.

Mégpedig at a víz forráspontja szokatlanul magas - nem kevesebb, mint -61 o C, ahogy az egyenes mutatja, de sokkal több, +100 o C. Ezt az anomáliát a vízmolekulák közötti hidrogénkötések jelenléte magyarázza. Ezért normál körülmények között (0-20 o C) a víz az folyékony fázisállapot szerint.

Kovalens kötés

A kémiai kötések jellemzői. Hibridizáció.

ELŐADÁS 3. sz. Kémiai kötés és molekulaszerkezet. Vegyérték.

Természetes körülmények között csak néhány kémiai elem van egyatomos állapotban (például inert gázok). Más elemek szabad atomjai összetettebb rendszereket alkotnak - olyan molekulákat, amelyek stabilabb elektronikus konfigurációval rendelkeznek. Ezt a jelenséget kémiai kötés kialakulásának nevezik.

Kémiai kötés - Ez két vagy több atom kölcsönhatása, melynek eredményeként kémiailag stabil két- vagy többatomos rendszer jön létre. A kémiai kötés kialakulása a rendszer összenergiájának csökkenésével jár.

A kémiai kötés elmélete az elektronikus kölcsönhatásokra vonatkozó elképzeléseken alapul. A legstabilabb (erősebb) elektroncsoportok a nemesgázatomok teljes külső elektronrétegei (héliumnál kételektronos, a többi nemesgáznál nyolcelektronos). Az összes többi elem hiányos külső elektronikus rétegei instabilok, és amikor az ilyen atomok más atomokkal egyesülnek, az elektronikus héjuk átstrukturálódik. Kémiai kötést vegyértékelektronok hoznak létre, de ez különböző módokon fordul elő.

Vegyérték kémiai kötések kialakításában részt vevő elektronoknak nevezzük, főleg az utolsó vagy utolsó előtti energiaszintű elektronokat.

A kémiai kötéseknek többféle típusa létezik: ionos, fémes, kovalens és hidrogénkötés.

A kovalens kötés legegyszerűbb példája a hidrogénmolekula képződése. A hidrogénatomok elektronhéja egy páratlan s-elektronból áll, azaz. Egy elektron hiányzik a szint teljesítéséhez. Amikor a hidrogénatomok közelítenek egy bizonyos távolsághoz, az antiparallel spinű elektronok kölcsönhatásba lépnek a formációval Tábornok elektronpár. Az s-pályák részleges átfedése következtében közös elektronpár jön létre, és a legnagyobb sűrűség az átfedő pályák tartományában jön létre.

Az atomok összekapcsolását megosztott elektronpárok segítségével ún kovalens.

Egy kovalens kötéssel rendelkező molekula két képlet formájában írható fel: elektronikus (az elektront ponttal jelöljük) és strukturális (egy megosztott elektronpárt oszlop jelöl).

1. Link hossza az atommagok közötti távolság. nm-ben kifejezve. Minél rövidebb a kémiai kötés hossza, annál erősebb. A kötés erősségének mértéke azonban az energiája.

2. Kommunikációs energia - ez az az energiamennyiség, amely a kémiai kötés kialakulása során felszabadul, és ezért ezt a munkát kell a kötés megszakítására fordítani. kJ/mol-ban kifejezve. A kötési energia a kötés hosszának csökkenésével nő.

3. Alatt telítettség megérteni az atomok azon képességét, hogy korlátozott számú kovalens kötést képezzenek. Például egy hidrogénatom, amelynek egy párosítatlan elektronja van, egy kötést képezhet, és egy gerjesztett állapotban lévő szénatom legfeljebb négy kötést. A kötések telítettsége miatt a molekulák bizonyos összetételűek. Azonban még telített kovalens kötések esetén is komplexebb molekulák jöhetnek létre a donor-akceptor mechanizmus révén.

4. Sokféleség az atomok közötti közös elektronpárok száma határozza meg, azaz. kémiai kötések száma. A vizsgált hidrogénmolekulában, valamint a fluor- és klórmolekulákban az atomok közötti kötés egy elektronpár miatt jön létre, ilyen kötést ún. egyetlen. Egy oxigén molekulában - kettősés egy nitrogén molekulában – hármas.

Ezenkívül a kovalens kötések kétféleek lehetnek:

1) Ha az elektronfelhők átfedik egymást az atommagokat összekötő egyenes irányában (azaz mentén kommunikációs tengely ), egy ilyen kovalens kötést nevezünk szigma kötvény . A pályák átfedésekor kovalens szigma kötések jönnek létre: s-s (hidrogénmolekula), s-p (hidrogén-klorid) és p-p (klórmolekula).

2) Ha a kötés tengelyére merőleges p-pályák átfedik egymást, akkor a kötés tengelyének mindkét oldalán két átfedő tartomány keletkezik, és egy ilyen kötést ún. pi kötés .

Annak ellenére, hogy a pi kötés energiája kisebb, mint a szigma, a kettős, és még inkább a hármas kötés összenergiája nagyobb, mint az egyszeres kötésé.

5. Polaritás kötést a közös elektronpár elhelyezkedése határozza meg, ha a térben szimmetrikusan oszlik el mindkét atom magjához képest, akkor az ilyen kovalens kötést ún. nem poláris . Ilyen például az azonos elem atomjaiból álló kétatomos molekulák, pl. egyszerű anyagok.

Abban az esetben poláris kovalens kötés , a molekulát különböző elemek atomjai alkotják, és az elektronkötésfelhő ebben az esetben a nagyobb relatív elektronegativitású atomra tolódik el. Például egy HCl molekula képződése során a közös elektronpár a klóratom felé tolódik el, mivel annak magasabb az EO.

EO az elemek atomjainak azon képessége, hogy közös elektronpárokat vonzanak. Az elem EO-sabb atomja effektív negatív töltést d-, a második atom pedig effektív pozitív töltést d+. Ennek eredményeként van dipól. A kötés polaritásának mértéke az elektromos dipólusmomentum .

6. Fókusz kovalens kötés határozza meg a molekulák térszerkezetét, azaz. geometriai alakjukat. Az irányt mennyiségileg határozzuk meg kötési szög a kémiai kötések közötti szög. A többértékű atomok által létrehozott kovalens kötések mindig térbeli orientációval rendelkeznek.

A legtöbb esetben, amikor kötés jön létre, a kötött atomok elektronjait megosztják. Az ilyen típusú kémiai kötéseket kovalens kötésnek nevezik (a „co-” előtag latinul kompatibilitást jelent, a „valens” azt jelenti, hogy erős). A kötőelektronok elsősorban a kötött atomok közötti térben helyezkednek el. Az atommagoknak ezekhez az elektronokhoz való vonzódása miatt kémiai kötés jön létre. Így a kovalens kötés olyan kémiai kötés, amely az elektronsűrűség növekedése miatt jön létre a kémiailag kötött atomok közötti tartományban.

A kovalens kötések első elmélete az amerikai fizikai kémikus, G.-N. Lewis. 1916-ban azt javasolta, hogy két atom közötti kötéseket egy elektronpár hozza létre, és általában minden atom körül nyolc elektronból álló héj alakul ki (oktett szabály).

A kovalens kötés egyik lényeges tulajdonsága a telítettsége. Ha az atommagok közötti régiókban korlátozott számú külső elektron van, az egyes atomok közelében korlátozott számú elektronpár képződik (és ezáltal a kémiai kötések száma). Ez a szám szorosan kapcsolódik a molekulában lévő atom vegyértékének fogalmához (a vegyérték az atom által alkotott kovalens kötések teljes száma). A kovalens kötés másik fontos tulajdonsága a térbeli irányultsága. Ez a hasonló összetételű kémiai részecskék megközelítőleg azonos geometriai szerkezetében nyilvánul meg. A kovalens kötés sajátossága a polarizálhatósága is.

A kovalens kötések leírására elsősorban két módszert alkalmaznak, amelyek a Schrödinger-egyenlet megoldása során eltérő közelítéseken alapulnak: a molekulapályák módszerét és a vegyértékkötések módszerét. Jelenleg az elméleti kémia szinte kizárólag a molekuláris orbitális módszert alkalmazza. A vegyértékkötés módszere azonban a számítások nagy bonyolultsága ellenére világosabb képet ad a kémiai részecskék kialakulásáról és szerkezetéről.

Kovalens kötés paraméterei

A kémiai részecskéket alkotó atomok gyűjteménye jelentősen eltér a szabad atomok gyűjteményétől. A kémiai kötés kialakulása különösen az atomok sugarának és energiájának megváltozásához vezet. Az elektronsűrűség újraeloszlása ​​is bekövetkezik: megnő annak a valószínűsége, hogy a kötött atomok közötti térben elektronokat találnak.

Kémiai kötés hossza

Amikor kémiai kötés jön létre, az atomok mindig közelebb kerülnek egymáshoz - a köztük lévő távolság kisebb, mint az izolált atomok sugarának összege:

r(A−B) r(A) + r(B)

A hidrogénatom sugara 53 pm, a fluoratomé 71 pm, a HF-molekulában az atommagok közötti távolság 92 pm:

A kémiailag kötött atomok közti magok közötti távolságot kémiai kötéshossznak nevezzük.

Sok esetben egy anyag molekulájában lévő atomok közötti kötéshossz előre megjósolható, ha ismerjük az atomok közötti távolságokat más kémiai anyagokban. A gyémánt szénatomjai közötti kötés hossza 154 pm, a klórmolekulában a halogénatomok között - 199 pm. A szén- és klóratomok távolságának fele összege ezekből az adatokból 177 pm, ami egybeesik a CCl 4 molekulában a kísérletileg mért kötéshosszal. Ugyanakkor ez nem mindig történik meg. Például a kétatomos molekulák hidrogén- és brómatomjai közötti távolság 74, illetve 228 pm. Ezeknek a számoknak a számtani átlaga 151 pm, de a hidrogén-bromid molekulában az atomok közötti tényleges távolság 141 pm, vagyis észrevehetően kisebb.

Az atomok közötti távolság jelentősen csökken, ha több kötés jön létre. Minél nagyobb a kötéstöbbség, annál rövidebb az atomközi távolság.

Néhány egyszerű és többszörös kötés hossza

Kötési szögek

A kovalens kötések irányát a kötési szögek jellemzik - a kötött atomokat összekötő vonalak közötti szögek. A kémiai részecskék grafikus képlete nem tartalmaz információt a kötési szögekről. Például az SO 4 2− szulfát ionban a kén-oxigén kötések közötti kötésszögek 109,5 o, a tetraklór-palladát ionban pedig 2− − 90 o. Egy kémiai részecskében a kötéshosszak és kötésszögek összessége határozza meg annak térbeli szerkezetét. A kötésszögek meghatározására kísérleti módszerekkel vizsgálják a kémiai vegyületek szerkezetét. A kötési szögek értékeit elméletileg meg lehet becsülni a kémiai részecske elektronszerkezete alapján.

Kovalens kötés energiája

Egyedi atomokból csak akkor keletkezik kémiai vegyület, ha az energetikailag kedvező. Ha a vonzó erők érvényesülnek a taszító erőkkel szemben, a kölcsönhatásban lévő atomok potenciális energiája csökken, ellenkező esetben nő. Egy bizonyos távolságra (a csatlakozás hosszával egyenlő r 0) ez az energia minimális.

Így a kémiai kötés kialakulásakor energia szabadul fel, megszakadásakor pedig energia nyelődik el. Energia E 0-nak nevezzük, amely az atomok szétválasztásához és egymástól olyan távolságban történő eltávolításához szükséges, amelyen belül nem lépnek kölcsönhatásba kötési energia. Kétatomos molekulák esetében a kötési energia a molekula atomokká történő disszociációjának energiája. Kísérletileg mérhető.

A hidrogénmolekulában a kötési energia számszerűen megegyezik azzal az energiával, amely a H2 molekula H atomokból történő képződése során szabadul fel:

H + H = H2 + 432 kJ

Ugyanennyi energiát kell fordítani a H-H kötés megszakításához:

H 2 = H + H − 432 kJ

A többatomos molekuláknál ez az érték feltételes, és egy olyan folyamat energiájának felel meg, amelyben egy adott kémiai kötés eltűnik, és az összes többi változatlan marad. Ha több azonos kötés létezik (például egy vízmolekulánál, amely két oxigén-hidrogén kötést tartalmaz), akkor ezek energiája kiszámítható Hess törvénye. A víz egyszerű anyagokká történő lebontásának energiaértékei, valamint a hidrogén és az oxigén atomokká történő disszociációjának energiája ismertek:

2H 2O = 2H2 + O 2; 484 kJ/mol

H2=2H; 432 kJ/mol

O 2 = 2O; 494 kJ/mol

Figyelembe véve, hogy két vízmolekula 4 kötést tartalmaz, az oxigén-hidrogén kötés energiája egyenlő:

E(O-H) = (2,432 + 494 + 484) / 4 = 460,5 kJ/mol

AB összetételű molekulákban n a B atomok egymást követő absztrakciója bizonyos (nem mindig azonos) energiaráfordítással jár. Például a hidrogénatomok metánmolekulából történő szekvenciális eltávolításának energiaértékei (kJ/mol) jelentősen különböznek:

	427		368		519		335
CH 4	→	CH 3	→	CH 2	→	CH	→	VAL VEL

Ebben az esetben az A–B kötés energiáját az összes szakaszban felhasznált energia átlagos mennyiségeként határozzuk meg:

CH4=C+4H; 1649 kJ/mol

E(C-H) = 1649/4 = 412 kJ/mol

Minél nagyobb a kémiai kötés energiája, annál erősebb a kötés. Egy kötés akkor tekinthető erősnek vagy erősnek, ha energiája meghaladja az 500 kJ/mol értéket (például N 2 esetén 942 kJ/mol), gyengének - ha energiája kisebb, mint 100 kJ/mol (például 69 kJ/mol NO 2 esetén). Ha az atomok kölcsönhatása során 15 kJ/mol-nál kisebb energia szabadul fel, akkor azt tekintjük, hogy kémiai kötés nem jön létre, de intermolekuláris kölcsönhatás figyelhető meg (pl. Xe 2 esetén 2 kJ/mol). A kötési szilárdság általában csökken a kötés hosszának növekedésével.

Az egyszeres kötés mindig gyengébb, mint az ugyanazon atomok közötti többszörös – kettős és hármas – kötés.

Néhány egyszerű és többszörös kötés energiái

A kovalens kötés polaritása

A kémiai kötés polaritása a kötött atomok elektronegativitásának különbségétől függ.

Elektronegativitás- feltételes érték, amely egy molekulában lévő atom elektronvonzó képességét jellemzi. Ha egy kétatomos A−B molekulában a kötést alkotó elektronok a B atomhoz erősebben vonzódnak, mint az A atomhoz, akkor B atomot elektronegatívabbnak tekintjük.

Az elektronegativitási skálát L. Pauling az atomok kovalens kötések polarizációs képességének kvantitatív jellemzésére. Az elektronegativitás kvantitatív leírására a termokémiai adatok mellett a molekulák geometriájára (Sanderson-módszer) vagy a spektrális jellemzőkre (Gordy-módszer) vonatkozó adatokat is felhasználják. Szintén széles körben használatos az Allred és Rokhov skála, amelyben az effektív magtöltést és az atom kovalens sugarát használják a számításokhoz. Az amerikai fizikai kémikus, R. Mulliken (1896-1986) által javasolt módszer rendelkezik a legtisztább fizikai jelentéssel. Egy atom elektronegativitását elektronaffinitásának és ionizációs potenciáljának feleként határozta meg. A Mulliken-módszeren alapuló elektronegativitási értékeket, amelyeket különféle objektumok széles körére kiterjesztenek, abszolútnak nevezzük.

A fluornak van a legmagasabb elektronegativitási értéke. A legkevésbé elektronegatív elem a cézium. Minél nagyobb az elektronegativitás különbsége két atom között, annál polárisabb a köztük lévő kémiai kötés.

Attól függően, hogy a kémiai kötés kialakulása során hogyan oszlik el újra az elektronsűrűség, többféle típust különböztetünk meg. A kémiai kötés polarizációjának korlátozó esete az elektron teljes átvitele egyik atomról a másikra. Ebben az esetben két ion képződik, amelyek között ionos kötés jön létre. Ahhoz, hogy két atom ionos kötést tudjon kialakítani, elektronegativitásának nagyon különbözőnek kell lennie. Ha az atomok elektronegativitása egyenlő (amikor molekulák keletkeznek azonos atomokból), a kötést ún. nem poláris kovalens. Leggyakoribb poláris kovalens kötés - bármely olyan atom között jön létre, amelyek eltérő elektronegativitási értékekkel rendelkeznek.

Mennyiségi értékelés polaritás("ionosság") kötéseket az atomok effektív töltései szolgálhatnak ki. Egy atom effektív töltését a kémiai vegyületben egy adott atomhoz tartozó elektronok számának és a szabad atom elektronjainak számának különbsége jellemzi. Egy elektronegatívabb elem atomja erősebben vonzza az elektronokat. Ezért az elektronok közelebb vannak hozzá, és valamilyen negatív töltést kap, amit effektívnek neveznek, és partnerének is ugyanaz a pozitív töltése. Ha az atomok közötti kötést alkotó elektronok egyenlően oszlanak meg, akkor az effektív töltések nullák. Az ionos vegyületekben az effektív töltéseknek meg kell egyeznie az ionok töltéseivel. Az összes többi részecskére pedig köztes értékeik vannak.

A molekulában lévő atomok töltéseinek becslésére a legjobb módszer a hullámegyenlet megoldása. Ez azonban csak kis számú atom esetén lehetséges. A töltéseloszlás minőségileg értékelhető az elektronegativitási skála segítségével. Különféle kísérleti módszereket is alkalmaznak. Kétatomos molekulák esetén a dipólusmomentum mérése alapján jellemezhető a kötés polaritása és meghatározható az atomok effektív töltése:

μ = q r,

Ahol q- a dipólus töltése, egyenlő a kétatomos molekula effektív töltésével, r− atommagok közötti távolság.

A csatolási dipólusmomentum egy vektormennyiség. A molekula pozitív töltésű részétől a negatív rész felé irányul. A dipólusmomentum mérése alapján megállapították, hogy a hidrogén-klorid HCl molekulában a hidrogénatom pozitív töltése az elektrontöltés +0,2, a klóratom negatív töltése -0,2. Ez azt jelenti, hogy a H–Cl kötés 20%-ban ionos természetű. És a Na-Cl kötés 90%-ban ionos.

Miért egyesülhetnek egymással az atomok és alkothatnak molekulákat? Mi az oka annak, hogy léteznek olyan anyagok, amelyek teljesen különböző kémiai elemek atomjait tartalmazzák? Ezek globális kérdések, amelyek a modern fizikai és kémiai tudomány alapvető fogalmait érintik. Megválaszolhatja őket, ha van fogalma az atomok elektronszerkezetéről, és ismeri a kovalens kötés jellemzőit, amely a legtöbb vegyületosztály alapja. Cikkünk célja, hogy megismerjük a különféle típusú kémiai kötések és az ezeket molekuláikban tartalmazó vegyületek kialakulásának mechanizmusait.

Az atom elektronszerkezete

Az anyag elektromosan semleges részecskéi, amelyek szerkezeti elemei, olyan szerkezettel rendelkeznek, amely a Naprendszer szerkezetét tükrözi. Ahogy a bolygók a központi csillag – a Nap – körül keringenek, úgy az atomban lévő elektronok egy pozitív töltésű atommag körül mozognak. A kovalens kötés jellemzéséhez az utolsó energiaszinten és az atommagtól legtávolabb lévő elektronok lesznek jelentősek. Mivel a saját atomjuk középpontjával való kapcsolatuk minimális, könnyen vonzani tudják őket más atomok magjai. Ez nagyon fontos az interatomikus kölcsönhatások előfordulásához, amelyek molekulák kialakulásához vezetnek. Miért a molekuláris forma az anyag létezésének fő típusa bolygónkon? Találjuk ki.

Az atomok alapvető tulajdonsága

Az elektromosan semleges részecskék kölcsönhatásra való képessége, ami energianövekedéshez vezet, a legfontosabb jellemzőjük. Valójában normál körülmények között egy anyag molekuláris állapota stabilabb, mint az atomi állapot. A modern atom-molekuláris tudomány alapelvei megmagyarázzák mind a molekulaképződés elveit, mind a kovalens kötések jellemzőit. Emlékezzünk vissza, hogy atomonként 1-8 elektron lehet, ez utóbbi esetben a réteg teljes lesz, tehát nagyon stabil. A nemesgázok atomjai: argon, kripton, xenon - inert elemek, amelyek D. I. Mengyelejev rendszerében minden időszakot befejeznek - rendelkeznek ezzel a külső szinttel. A kivétel itt a hélium lenne, amelynek nem 8, hanem csak 2 elektronja van az utolsó szinten. Az ok egyszerű: az első periódusban csak két elem van, amelyek atomjai egyetlen elektronréteggel rendelkeznek. Minden más kémiai elemnek 1-7 elektronja van az utolsó, hiányos rétegen. Az egymással való kölcsönhatás során az atomok hajlamosak megtelni elektronokkal az oktettig, és visszaállítják az inert elem atomjának konfigurációját. Ezt az állapotot kétféleképpen lehet elérni: a saját elvesztésével vagy valaki más negatív töltésű részecskéinek elfogadásával. A kölcsönhatás ezen formái megmagyarázzák, hogyan határozható meg, hogy a reakcióba belépő atomok között melyik - ionos vagy kovalens - kötés jön létre.

Stabil elektronikus konfiguráció kialakulásának mechanizmusai

Képzeljük el, hogy két egyszerű anyag lép összetett reakcióba: a fémnátrium és a klórgáz. A sóosztály anyaga képződik - nátrium-klorid. Ionos típusú kémiai kötése van. Miért és hogyan keletkezett? Térjünk át ismét a kiindulási anyagok atomjainak szerkezetére. A nátriumnak csak egy elektronja van az utolsó rétegben, amely az atom nagy sugara miatt gyengén kötődik a maghoz. Az összes alkálifém ionizációs energiája, beleértve a nátriumot is, alacsony. Ezért a külső szint elektronja elhagyja az energiaszintet, magához vonzza a klóratom magja és a terében marad. Ez precedenst teremt arra, hogy a Cl atom negatív töltésű ionná váljon. Most már nem elektromosan semleges részecskékkel van dolgunk, hanem töltött nátriumkationokkal és klóranionokkal. A fizika törvényeinek megfelelően elektrosztatikus vonzási erők lépnek fel közöttük, és a vegyület ionos kristályrácsot képez. Az általunk megvizsgált ionos típusú kémiai kötés kialakulásának mechanizmusa segít a kovalens kötés sajátosságainak és főbb jellemzőinek pontosabb tisztázásában.

Közös elektronpárok

Ha ionos kötés jön létre az elektronegativitásban nagymértékben eltérő elemek atomjai között, azaz a fémek és a nemfémek között, akkor a kovalens típus mind az azonos, mind a különböző nemfémes elemek atomjainak kölcsönhatása során megjelenik. Az első esetben a kovalens kötés nempoláris formájáról, a másikban pedig egy poláris formáról szokás beszélni. Kialakulásuk mechanizmusa közös: az atomok mindegyike részlegesen ad fel közös használatra elektronokat, amelyek páronként egyesülnek. De az elektronpárok térbeli elrendezése az atommagokhoz képest más lesz. Ezen az alapon megkülönböztetik a kovalens kötések típusait - nem poláris és poláris. Leggyakrabban a nem fémes elemek atomjaiból álló kémiai vegyületekben ellentétes spinű elektronpárok vannak, azaz az atommagjuk körül ellentétes irányban forognak. Mivel a negatív töltésű részecskék mozgása a térben elektronfelhők képződéséhez vezet, ami végső soron kölcsönös átfedésükben végződik. Milyen következményekkel jár ez a folyamat az atomokra nézve, és mihez vezet?

A kovalens kötés fizikai tulajdonságai

Kiderült, hogy két kölcsönható atom középpontja között nagy sűrűségű kételektronos felhő jelenik meg. A negatív töltésű felhő és az atommagok közötti elektrosztatikus vonzási erők megnőnek. Az energia egy része felszabadul, és csökken az atomközéppontok közötti távolság. Például a H 2 molekula képződésének kezdetén a hidrogénatomok magjai közötti távolság 1,06 A, a felhők átfedése és közös elektronpár kialakulása után - 0,74 A. Példák a kovalens kötésekre a szerint. a fent leírt mechanizmus megtalálható mind az egyszerű, mind az összetett szervetlen anyagok között. Fő megkülönböztető jellemzője a közös elektronpárok jelenléte. Ennek eredményeként az atomok, például a hidrogén közötti kovalens kötés kialakulása után mindegyik elnyeri az inert hélium elektronikus konfigurációját, és a kapott molekula stabil szerkezettel rendelkezik.

A molekula térbeli alakja

A kovalens kötés másik nagyon fontos fizikai tulajdonsága az irányultság. Ez az anyag molekulájának térbeli konfigurációjától függ. Például, ha két elektron átfedésben van egy gömb alakú felhő alakkal, a molekula megjelenése lineáris (hidrogén-klorid vagy hidrogén-bromid). Azok a vízmolekulák, amelyekben az s- és p-felhők hibridizálnak, szögletes, a nitrogéngáz nagyon erős részecskéi pedig piramis alakúak.

Az egyszerű anyagok szerkezete - nemfémek

Miután megtudta, milyen kötést nevezünk kovalensnek, milyen jellemzői vannak, itt az ideje, hogy megértsük fajtáit. Ha ugyanazon nemfém atomjai - klór, nitrogén, oxigén, bróm stb. - kölcsönhatásba lépnek egymással, akkor a megfelelő egyszerű anyagok keletkeznek. Közös elektronpárjaik azonos távolságra helyezkednek el az atomok középpontjától, anélkül, hogy elmozdulnának. A nem poláris típusú kovalens kötéssel rendelkező vegyületek a következő jellemzőkkel rendelkeznek: alacsony forrás- és olvadáspont, vízben való oldhatatlanság, dielektromos tulajdonságok. Ezután megtudjuk, mely anyagokra jellemző a kovalens kötés, amelyben közös elektronpárok elmozdulása következik be.

Az elektronegativitás és hatása a kémiai kötés típusára

Egy bizonyos elemnek azt a tulajdonságát, hogy elektronokat vonz magához egy másik elem atomjából a kémiában elektronegativitásnak nevezzük. Ennek a paraméternek az értékskálája, amelyet L. Pauling javasolt, minden szervetlen és általános kémia tankönyvben megtalálható. A fluor legmagasabb értéke - 4,1 eV, más aktív nemfémek kisebb értéket mutatnak, a legalacsonyabb érték pedig az alkálifémekre jellemző. Ha az elektronegativitásukban eltérő elemek reagálnak egymással, akkor elkerülhetetlenül egy, aktívabb, egy passzívabb elem atomjának negatív töltésű részecskéit vonzza magához. Így a kovalens kötés fizikai tulajdonságai közvetlenül függnek attól, hogy az elemek képesek-e elektronokat adni a közös használathoz. Az ilyenkor kialakuló közös párok már nem szimmetrikusan helyezkednek el a magokhoz képest, hanem az aktívabb elem felé tolódnak el.

Poláros csatolású csatlakozások jellemzői

Azok az anyagok, amelyek molekuláiban a közös elektronpárok az atommagokhoz képest aszimmetrikusak, közé tartoznak a hidrogén-halogenidek, a savak, a kalkogén hidrogénnel alkotott vegyületei és a savas oxidok. Ezek szulfát- és nitrátsavak, kén- és foszfor-oxidok, hidrogén-szulfid stb. Például egy hidrogén-klorid molekula egyetlen közös elektronpárt tartalmaz, amelyet hidrogén és klór párosítatlan elektronjai alkotnak. Közelebb van tolva a Cl atom középpontjához, amely egy elektronegatívabb elem. Az összes poláris kötést tartalmazó anyag vizes oldatban ionokká disszociál és elektromos áramot vezet. Az általunk megadott vegyületek magasabb olvadáspontú és forráspontúak is, mint az egyszerű nemfémes anyagok.

A kémiai kötések megszakításának módszerei

A szerves kémiában a telített szénhidrogének és halogének egy gyökös mechanizmust követnek. A metán és klór keveréke fényben és közönséges hőmérsékleten úgy reagál, hogy a klórmolekulák páratlan elektronokat hordozó részecskékre kezdenek szétesni. Vagyis a közös elektronpár pusztulását és nagyon aktív -Cl gyökök képződését figyelik meg. Képesek oly módon befolyásolni a metánmolekulákat, hogy megszakítsák a szén- és hidrogénatom közötti kovalens kötést. Aktív -H képződik, és a szénatom szabad vegyértéke klórgyököt fogad el, és az első reakciótermék a klór-metán. Ezt a molekuláris lebontási mechanizmust homolitikusnak nevezik. Ha a közös elektronpár teljesen átkerül valamelyik atomra, akkor heterolitikus mechanizmusról beszélnek, amely a vizes oldatokban lejátszódó reakciókra jellemző. Ebben az esetben a poláris vízmolekulák növelik az oldható vegyület kémiai kötéseinek pusztulási sebességét.

Kettős és hármas kötések

A szerves anyagok túlnyomó többsége és egyes szervetlen vegyületek nem egy, hanem több közös elektronpárt tartalmaznak molekuláiban. A kovalens kötések sokasága csökkenti az atomok közötti távolságot és növeli a vegyületek stabilitását. Általában vegyszerállónak nevezik őket. Például egy nitrogénmolekulának három pár elektronja van, amelyeket a szerkezeti képletben három kötőjel jelöl, és meghatározza az erősségét. A nitrogén egyszerű anyag kémiailag közömbös, és csak hevítésben vagy magas nyomáson, illetve katalizátor jelenlétében tud reagálni más vegyületekkel, például hidrogénnel, oxigénnel vagy fémekkel.

A kettős és hármas kötések a szerves vegyületek olyan osztályaiban rejlenek, mint a telítetlen dién szénhidrogének, valamint az etilén vagy acetilén sorozat anyagai. A többszörös kötés határozza meg az alapvető kémiai tulajdonságokat: addíciós és polimerizációs reakciók, amelyek azokon a helyeken mennek végbe, ahol megszakadnak.

Cikkünkben általános leírást adtunk a kovalens kötésekről és megvizsgáltuk főbb típusait.