Chemická vazba: definice, typy, klasifikace a rysy definice

Koncept chemické vazby nemá žádný význam v různých oblastech chemie jako vědy. To je způsobeno tím, že jednotlivé atomy jsou schopny se svojí pomocí spojit do molekul, vytvářet všechny druhy látek, které jsou naopak předmětem chemického výzkumu.

S rozmanitostí atomů a molekul je spojeno vznik různých typů vazeb mezi nimi. U různých tříd molekul existují charakteristické znaky distribuce elektronů a tedy i jejich vlastní typy spojení.

Základní pojmy

Chemická vazba (molekuly, ionty, radikály), jakož i agregáty (krystaly, brýle a další), které se nazývají souborem interakcí, které vedou k vazbě atomů na tvorbu stabilních částic složitější struktury. Povaha těchto interakcí má elektrickou povahu a vzniká, když jsou v blížících se atonech distribuovány valenční elektrony.

Valence je přijata volat schopnost atomu vytvářet určitý počet vazeb s jinými atomy. V iontových sloučeninách je hodnota valence považována za počet odeslaných nebo připojených elektronů. V kovalentních sloučeninách se rovná počtu běžných elektronových párů.

By stupeň oxidace je chápán jako podmíněný náboj, který by mohl být na atomu, jestliže všechny polární kovalentní vazby mají iontový charakter.

Jsou volána krátká komunikace počet sociálních párů elektronů mezi zvažovanými atomy.

Spojení zvažovaná v různých částech chemie mohou být rozdělena do dvou typů chemických vazeb: těch, které vedou k tvorbě nových látek (intramolekulární), a ty, které vznikají mezi molekulami (intermolekulární).

Hlavní charakteristiky komunikace

Síla komunikace nazvaná energie, která je nutná k přerušení všech dostupných vazeb v molekule. Je to také energie uvolněná během vytváření spojení.

Délka připojení nazýváme vzdálenost mezi sousedními jádry atomů v molekule, pod níž jsou síly přitažlivosti a odpuzování vyvážené.

Tyto dvě charakteristiky chemické vazby atomů jsou měřítkem její síly: čím kratší je délka a tím větší je energie, tím silnější je vazba.

Válečný úhel je obvyklé volat úhel mezi zobrazenými čarami, které procházejí směrem komunikace atomovými jádry.

Metody popisu vztahů

Nejběžnější jsou dva přístupy k vysvětlení chemické vazby, kterou si půjčují z kvantové mechaniky:

Metoda molekulárních orbitálů. Molekula považuje za sbírku elektronů a atomových jader, přičemž každý jednotlivý elektron se pohybuje v oblasti působení všech ostatních elektronů a jader. Molekula má orbitální strukturu a všechny její elektrony jsou distribuovány podél těchto oběžných drah. Také tato metoda se nazývá MO LCAO, což znamená "molekulární orbitální - lineární kombinace atomových orbitálů".

Metoda valenčních vazeb. Představuje molekulu systémem dvou centrálních molekulárních orbitálů. V tomto případě každá z nich odpovídá jednoduché vazbě mezi dvěma sousedními atomy v molekule. Metoda vychází z následujících ustanovení:

1. Chemická vazba je tvořena dvojicí elektronů, které mají proti sobě otočky, které jsou umístěny mezi těmito dvěma atomy. Elektronový pár, který tvoří, patří rovnoměrně k dvěma atomům.
2. Počet vazeb vytvořených tímto nebo tímto atomem se rovná počtu nepárových elektronů v zemi a excitovaného stavu.
3. Pokud se elektronické páry nezúčastní na formování komunikace, jsou nazývány nesdílenými.

Elektronegativita

Určit typ chemické vazby v látkách může být založen na rozdílu v hodnotách elektronegativity jejích atomů. By elektronegativita chápeme schopnost atomů vytáhnout na sebe společné elektronické páry (elektronický mrak), což vede k polarizaci vazby.

Existují různé způsoby, jak stanovit hodnoty elektronegativnosti chemických prvků. Nicméně nejpoužívanější je škála založená na termodynamických datech, která byla navržena již v roce 1932 L. Paulingem.

Čím výraznější je rozdíl v elektronegativitě atomů, tím výraznější je ionicita. Naopak, stejné nebo blízké hodnoty elektronegativity naznačují kovalentní povahu vazby. Jinými slovy, je možné určit matematickou chemickou vazbu v molekule. Chcete-li to provést, vypočítat Delta-X - rozdíl elektronegativity atomů podle vzorce: Delta-X = | X₁-X₂.

• Pokud Delta-X> 1,7, pak je vazba iontová.
• Pokud 0,5le-Delta-Xle-1,7, potom je kovalentní vazba polární.
• Pokud Delta-X = 0 nebo blízko k ní, pak se vazba vztahuje na kovalentní nepolární.

Spojování iontů

Ion je vazba, která se objevuje mezi ionty nebo úplným odtažením společného elektronového páru jedním z atomů. V látkách se tento typ chemických vazeb provádí pomocí sil elektrostatické přitažlivosti.

Ionty jsou nabité částicemi vytvořenými z atomů v důsledku přidání nebo uvolňování elektronů. Pokud atom získává elektrony, získává záporný náboj a stává se aniontem. Pokud atom rozdává valenční elektrony, stává se to pozitivně nabitou částicí nazývanou kation.

To je typické pro sloučeniny tvořené interakcí atomů typických kovů s atomy typických nekovů. Jádrem tohoto procesu je touha atomů získat stabilní elektronické konfigurace. A pro typické kovy a nekovy, musíte dát nebo vzít jen 1-2 elektrony, které snadno dělají.

Mechanismus iontové chemické vazby v molekule je tradičně zvažován na příkladu interakce sodíku a chloru. Atomy alkalického kovu snadno uvolní elektron přetahovaný atomem halogenu. Výsledkem je Na kation⁺ a anion Cl^-, které jsou drženy dohromady elektrostatickou přitažlivostí.

Neexistuje ideální iontová vazba. I v takových sloučeninách, které se často označují jako iontové sloučeniny, nedochází k konečnému přechodu elektronů z atomu na atom. Generovaný pár elektronů zůstává běžným používáním. Proto mluvíme o stupni ionicity kovalentní vazby.

Ionická vazba se vyznačuje dvěma vzájemně propojenými základními vlastnostmi:

• nesměrovost, tj. elektrické pole kolem ionu má tvar koule;
• nenasycenost, tj. počet proti sobě nabitých iontů, které mohou být umístěny kolem iontů, je určen jejich velikostí.

Kovalentní chemická vazba

Spojení, které se vytváří při překrývání elektronových oblaků nekovových atomů, tj. Realizovaných společným elektronickým párem, se nazývá kovalentní vazba. Počet společenských elektronových párů určuje početnost vazby. Tak jsou atomy vodíku vázány jednoduchou vazbou Hmiddot-middot-H a atomy kyslíku tvoří dvojnou vazbu O :: O.

Existují dva mechanismy pro jeho formování:

• Výměna - každý atom je určen k vytvoření společného páru jednoho elektronu: Amiddot- + middot-B = A: B, zatímco externí atomové orbitaly se účastní komunikace, na které se nachází jeden elektron.
• Akceptor dárce - k vytvoření vazby, jeden z atomů (dárce) poskytuje dvojici elektronů a druhý (akceptor) - volnou orbitální pro jeho umístění: A +: B = A: B.

Metody překrývání elektronových mračen během vytváření kovalentní chemické vazby jsou také různé.

1. Přímý. Oblast překryvného oblaku leží na čáře imaginární linie, která spojuje jádra uvažovaných atomů. V tomto případě, sigma - připojení. Z typu elektronových oblaků, které se překrývají, závisí druh chemické vazby: s-s, s-p, p-p, s-d nebo p-d sigma - připojení. V částice (molekule nebo ionu) mezi dvěma sousedními atomy je pouze jedna sigma - připojení.
2. Boční. Provádí se na obou stranách linie, která spojuje jádra atomů. Takto pi je vazba a její odrůdy jsou také možné: p-p, p-d, d-d. Odděleně od sigma - připojení pi - vazba se nikdy netvoří, může to být v molekulách obsahujících více (dvojitých a trojných) vazeb.

Vlastnosti kovalentní vazby

Určují chemické a fyzikální vlastnosti sloučenin. Hlavními vlastnostmi jakékoliv chemické vazby v látkách jsou její direktivita, polarita a polarizovatelnost, stejně jako saturace.

Direktivita jsou určeny specifické rysy molekulární struktury látek a geometrický tvar jejich molekul. Její podstatou spočívá ve skutečnosti, že nejlepší překrytí elektronových mraků je možné pro určitou orientaci v prostoru. Možnosti vyššího vzdělávání již byly zváženy sigma-- a pi - připojení.

By saturace pochopit schopnost atomů tvořit určitý počet chemických vazeb v molekule. Počet kovalentních vazeb pro každý atom je omezen počtem vnějších orbitálů.

Polarita připojení závisí na rozdílu v hodnotách elektronegativity atomů. Určuje jednotnost distribuce elektronů mezi atomovými jádry. Kovalentní vazba na tuto vlastnost může být polární nebo nepolární.

• Jestliže společný elektronový pár patří stejně k každému z atomů a je umístěn ve stejné vzdálenosti od jader, potom je kovalentní vazba nepolární.
• Pokud je celá dvojice elektronů přemístěna do jádra jednoho z atomů, vytvoří se kovalentní polární chemická vazba.

Polarizovatelnost je vyjádřena vytažením vazných elektronů působením vnějšího elektrického pole, které mohou patřit k jiné částice, sousedící vazby ve stejné molekule nebo pocházejí z vnějších zdrojů elektromagnetických polí. Takže kovalentní vazba pod jejich vlivem může měnit svou polaritu.

Hybridizace orbitálů se chápe jako změna jejich tvarů v průběhu chemické vazby. To je nezbytné k dosažení co nejefektivnějšího překrytí. Existují následující typy hybridizace:

• sp³. Jeden s- a tři p-orbitály tvoří čtyři "hybridní" orbitaly stejného tvaru. Venku to připomíná čtverec s úhlem mezi osami 109 °.
• sp². Jedna s- a dvě p-orbitals tvoří plochý trojúhelník s úhlem mezi osami 120 °.
• sp. Jedna s- a jedna p-orbitální formují dvě "hybridní" orbitály s úhlem mezi 180 ° osami.

Spojování kovů

Zvláštností struktury atomů kovů je poměrně velký poloměr a přítomnost malého počtu elektronů v externích orbitálech. V důsledku toho je v takových chemických prvcích vazba mezi jádrem a valenčními elektrony poměrně slabá a snadno se zlomí.

Kov tato interakce se nazývá interakce atomů kov-atom, která je realizována pomocí delokalizovaných elektronů.

V kovových částech mohou valenční elektrony snadno opustit vnější orbitály, neboť na nich skutečně zaujímají volná místa. Takže v různých časech může být stejnou částicí atom a iont. Elektrony, které se od nich oddělují, se volně pohybují celým objemem krystalové mříže a provádějí chemickou vazbu.

Tento typ vazby má podobnosti s iontovými a kovalentními vazbami. Stejně jako u iontové, existence kovové vazby vyžaduje ionty. Ale pokud pro realizaci elektrostatické interakce v prvním případě jsou potřebné kationty a anionty, pak ve druhém případě hraje roli negativně nabitých částic elektrony. Pokud porovnáme kovovou vazbu s kovalentní vazbou, pak pro tvorbu obojího potřebujeme společné elektrony. Nicméně, na rozdíl od polární chemické vazby, nejsou lokalizovány mezi dvěma atomy, ale patří k všem kovovým částicím v krystalové mřížce.

Kovová vazba je způsobena zvláštními vlastnostmi téměř všech kovů:

• plasticita je přítomna kvůli možnosti přemístění vrstev atomů v krystalové mřížce držené elektronovým plynem;
• kovový lesk, který je pozorován z důvodu odrazu světelných paprsků od elektronů (v práškovém stavu není krystalová mřížka a proto se pohybují elektrony);
• elektrická vodivost, která se provádí proudem nabitých částic, a v tomto případě se malé elektrony volně pohybují mezi velkými kovovými ionty;
• tepelná vodivost je pozorována kvůli schopnosti elektronů přenášet teplo.

Vodíková vazba

Tento typ chemické vazby je někdy nazýván meziproduktem mezi kovalentními a intermolekulárními interakcemi. Pokud má atom vodíku vazbu s jedním z vysoce elektronegativních prvků (jako je fosfor, kyslík, chlor, dusík), pak je schopen vytvořit další vazbu, nazývanou vodíková vazba.

Je mnohem slabší než všechny typy vazeb diskutovaných výše (energie nejvýše 40 kJ / mol), ale nelze je zanedbat. To je důvod, proč vodíková vazba na diagramu vypadá jako čárkovaná čára.

Vznik vodíkové vazby je možný současně s elektrostatickou interakcí donor-akceptor. Velký rozdíl v hodnotách elektronegativita vede k nadbytečné elektronové hustoty na atomech O, N, F, a další, jakož i jeho nedostatku atomu vodíku. V případě, že mezi těmito atomy neexistuje žádná chemická vazba, pokud jsou dostatečně blízko, jsou aktivovány přitažlivé síly. V tomto případě je proton akceptorem elektronového páru a druhý atom je dárcem.

Vodíková vazba může vzniknout jak mezi sousedními molekulami, například vodou, karboxylovými kyselinami, alkoholy, amoniakem a uvnitř molekuly, například kyselinou salicylovou.

Přítomnost vodíkové vazby mezi molekulami vody vysvětluje řadu svých jedinečných fyzikálních vlastností:

• Hodnoty jeho tepelná kapacita, dielektrická konstanta, teplota varu a teplota tání v souladu s výpočty by měla být podstatně menší, než je skutečná, protože příbuznosti molekul a nutnost vynaložit energie rozbít intermolekulární vodíkové vazby.
• Na rozdíl od jiných látek, s poklesem teploty, se zvyšuje objem vody. To je způsobeno skutečností, že molekuly zaujímají určitou pozici v krystalové struktuře ledu a jsou od sebe odděleny délkou vodíkové vazby.

Tento vztah hraje zvláštní úlohu pro živé organismy, protože jeho přítomnost v proteinových molekulách určuje jejich zvláštní strukturu, a tudíž vlastnosti. Kromě toho jsou nukleové kyseliny, tvořící dvojitou šroubovice DNA, také vázány vodíkovými vazbami.

Spojení krystalů

Převážná většina pevných látek má křišťálovou mřížku - zvláštní vzájemné uspořádání částic, které je tvoří. V tomto případě je pozorována trojrozměrná periodicita a na uzlech jsou umístěny atomy, molekuly nebo ionty, které jsou spojeny imaginárními liniemi. V závislosti na povaze těchto částic a vztazích mezi nimi jsou všechny krystalové struktury rozděleny na atomovou, molekulární, iontovou a kovovou.

Na místech iontové krystalové mřížky jsou kationty a anionty. A každý z nich je obklopen striktně vymezeným počtem iontů s opačným nábojem. Typickým příkladem je chlorid sodný (NaCl). Pro ně jsou vysoké teploty tání a tvrdost běžné, neboť je zapotřebí mnoho energie k jejich zničení.

V uzlech molekulárních krystalových mřížek jsou molekuly látek tvořené kovalentní vazbou (např₂). Vzájemně souvisejí slabé interakce van der Waals a následně je tato struktura snadno zničena. Takové sloučeniny mají nízké teploty varu a teploty tání.

Atomová krystalová mřížka je tvořena atomy chemických prvků, které mají vysoké hodnoty valence. Jsou spojeny silnými kovalentními vazbami, což znamená, že látky jsou charakterizovány vysokou teplotou varu, tavením a vysokou tvrdostí. Příkladem je diamant.

Všechny typy vazeb dostupných v chemických látkách mají tedy své vlastní zvláštnosti, které vysvětlují komplikace interakce částic v molekulách a látkách. Vlastnosti sloučenin závisí na nich. Určují všechny procesy probíhající v prostředí.