Charakteristika kovalentní vazby. Pro které látky je kovalentní vazba

Proč se mohou atomy vzájemně spojovat a vytvářet molekuly? Jaký je důvod pro možnou existenci látek, které obsahují atomy zcela odlišných chemických prvků? Jedná se o globální otázky, které ovlivňují základní pojmy moderní fyzikální a chemické vědy. Můžete jim odpovědět tím, že máte představu o elektronické struktuře atomů a znáte vlastnosti kovalentní vazby, která je základem pro většinu tříd sloučenin. Cílem našeho článku je seznámit se s mechanismy tvorby různých typů chemických vazeb a vlastnostmi vlastností sloučenin, které je obsahují v molekulách.

Elektronická struktura atomu

Elektro neutrální částice hmoty, které jsou jejími konstrukčními prvky, mají strukturu, která odráží strukturu sluneční soustavy. Jak se planety otáčejí kolem centrální hvězdy - Slunce a elektrony v atomu se pohybují kolem kladně nabitého jádra. Pro charakterizaci kovalentní vazby budou elektrony umístěné na poslední energetické úrovni a nejvíce vzdálené od jádra významné. Vzhledem k tomu, že jejich spojení se středem jejich vlastního atomu je minimální, mohou být snadno přitahovány jádry jiných atomů. To je velmi důležité pro vzhled interatomických interakcí vedoucích k tvorbě molekul. Proč je molekulární forma hlavním typem existence hmoty na naší planetě? Zjistíme to.

Základní vlastnost atomů

Schopnost elektricky neutrálních částic interagovat, což vede k získání energie, je jejich nejdůležitějším rysem. V běžných podmínkách je molekulární stav látky stabilnější než atomový stav. Základní principy moderního atomového molekulárního učení vysvětlují principy tvorby molekul a charakteristiky kovalentní vazby. Připomeňme si, že na vnější energii atomu může být 1 až 8 elektronů, v druhém případě bude vrstva dokončena, a proto velmi stabilní. Taková struktura vnější úrovně má atomy vzácných plynů: argon, krypton, xenon - inertní prvky, které dokončí každé období v systému DI Mendeleyev. Výjimkou je helium, které na poslední úrovni není 8, ale pouze 2 elektrony. Důvod je jednoduchý: v prvním období existují pouze dva prvky, jejichž atomy mají jednu elektronickou vrstvu. Všechny ostatní chemické prvky mají 1 až 7 elektronů na poslední neúplné vrstvě. V procesu interakce mezi sebou mají atomy tendenci naplňovat elektrony oktetu a obnovit konfiguraci atomu inertního prvku. Takový stav lze dosáhnout dvěma způsoby: ztrátou vlastní nebo přijetím cizích záporně nabitých částic. Tyto formy interakce vysvětlují, jak určit, jaká vazba - iontová nebo kovalentní - vzniknou mezi reakčními atomy.

Mechanismy pro tvorbu stabilní elektronické konfigurace

Představme si, že k reakci sloučeniny se připojují dvě jednoduché látky: kovový sodík a plynný chlor. Vytvoří se látka třídy solí - chlorid sodný. Má iontový typ chemické vazby. Proč a jak se to stalo? Vraťme se znovu k struktuře atomů původních látek. Sodík má na poslední vrstvě pouze jeden elektron, který je kvůli velkému poloměru atomu slabě vázán k jádru. Ionizační energie pro všechny alkalické kovy, včetně sodíku, je malá. Proto externí úroveň elektronů opouští energetickou hladinu, přitahuje jádro atomu chloru a zůstává ve svém prostoru. To vytváří precedens pro přechod atomu Cl na formu negativně nabitého iontu. Nyní se nejednáme s elektricky neutrálními částicemi, ale s nabitými sodnými kationty a chlorovými anionty. V souladu se zákony fyziky mezi nimi vznikají síly elektrostatické přitažlivosti a sloučenina tvoří iontovou krystalovou mřížku. Mechanismus tvorby iontového typu chemické vazby, o které se domníváme, pomůže jasněji objasnit specifika a základní charakteristiky kovalentní vazby.

Obecné elektronické páry

Pokud dojde k iontové vazbě mezi atomy prvků, které jsou velmi odlišné v elektronegativitě, tj. Kovy a nekovy, pak kovalentní typ se objeví, když se atomy vzájemně vzájemně ovlivňují a různé nekovové prvky. V prvním případě je obvyklé mluvit o nepolárním a v druhém případě o polární formě kovalentní vazby. Mechanismus jejich utváření je obecný: každý z atomů částečně vzdá společného použití elektronů, které jsou kombinovány ve dvojicích. Ale prostorové uspořádání elektronových párů vzhledem k atomovým jádrům bude nerovnoměrné. Na tomto základě se rozlišují typy kovalentních vazeb - nepolární a polární. Nejčastěji v chemických sloučeninách, které se skládají z atomů nekovových prvků, existují páry sestávající z elektronů s protilehlými otáčkami, které se otáčejí kolem jejich jádra v opačných směrech. Protože pohyb záporně nabitých částic ve vesmíru vede k tvorbě elektronových mraků, což nakonec vede k jejich vzájemnému překrývání. Jaké jsou důsledky tohoto procesu pro atomy a co to vede?

Fyzikální vlastnosti kovalentní vazby

Ukazuje se, že mezi centry dvou interaktivních atomů vzniká dvouelektronový oblak s velkou hustotou. Elektrostatické síly přitahování mezi záporně nabitým oblakem a jádry atomů se zvětšují. Část energie se uvolní a vzdálenosti mezi atomovými centry se zmenší. Například na začátku tvorby molekuly H₂ vzdálenost mezi jádry atomů vodíku je 1,06 A, a po vytvoření mraků překrývajících společný elektronový pár - 0,74 A. Příklady kovalentní vazby, která je vytvořena výše popsaným mechanismem lze nalézt mezi jednoduché a komplexu mezi anorganické látky. Jeho hlavním rozlišovacím znakem - přítomnost běžných elektronových párů. Výsledkem je, že po vzniku kovalentní vazby mezi atomy uhlíku, například atom vodíku, každý z nich získá elektronovou konfiguraci inertního helia a vytvoří molekula má stabilní strukturu.

Prostorový tvar molekuly

Další velmi důležitá fyzikální vlastnost kovalentní vazby je směrovost. Závisí na prostorové konfiguraci molekuly hmoty. Například, když se dva elektrony překrývají se sférickým mrakem, forma molekuly je lineární (chlorovodík nebo hydrobromid). Tvar molekul vody, ve kterých hybridují oblaky s a p, je úhlový a velmi silné částice plynného dusíku mají formu pyramidy.

Struktura jednoduchých látek - nekovové

Když zjistíme, jaké spojení se nazývá kovalentní, jaké znamení má, teď je čas vyřešit její odrůdy. Pokud atomy téhož nekovového - chloru, dusíku, kyslíku, brómu apod. Vstupují do vzájemné interakce, vytvářejí se odpovídající jednoduché látky. Jejich společné elektronové páry se nacházejí ve stejné vzdálenosti od středu atomů, aniž by se posunuly. Pro sloučeniny s nepolárním pohled na kovalentní vazby má takové vlastnosti: bod varu a nízkou teplotou tání ve vodě nerozpustné, dielektrické vlastnosti. Dále zjistíme, pro které látky je charakteristická kovalentní vazba, při které se mění společné elektronické páry.

Elektronegativita a její vliv na typ chemické vazby

Vlastnost určitého prvku přitahovat elektrony k sobě z atomu jiného prvku v chemii se nazývá elektronegativita. Rozsah tohoto parametru, který navrhl L. Pauling, lze nalézt ve všech učebnicích o anorganické a obecné chemii. Jeho největší hodnota je 4,1 eV - má fluor, méně - ostatní aktivní nonmetaly a nejnižší hodnota je charakteristická pro alkalické kovy. Pokud se elementy, které se liší v jejich elektronegativitě, navzájem reagují, pak nevyhnutelně jedna, aktivnější, přitáhne do jádra záporně nabité částice atomu pasivnějšího prvku. Fyzikální vlastnosti kovalentní vazby tak přímo závisí na schopnosti prvků poskytovat elektrony pro obecné použití. Takto vytvořené generické dvojice už neleží symetricky vzhledem k jádru, ale směřují k aktivnějšímu prvku.

Vlastnosti sloučenin s polární komunikací

Pro látky, jejichž molekuly jsou páry elektronových párů asymetrické vzhledem k atomovým jádrům, můžeme obsahovat vodíkové halogenidy, kyseliny, sloučeniny chalkogenu s vodíkem a oxidy kyselin. Jedná se o sírany a dusičnany, oxidy síry a fosforu, sirovodík atd. Například molekula chlorovodíku obsahuje jeden společný elektronový pár tvořený nepárovými elektrony vodíku a chloru. Je přemístěn blíže ke středu atomu Cl, což je více elektro-negativní prvek. Všechny látky s polární vazbou ve vodných roztocích se oddělují do iontů a vedou elektrický proud. Sloučeniny mající polární kovalentní vazba, příklady které jsme dali, mají také vyšší teploty tání a varu než jednoduché nekovové látky.

Metody rozbití chemických vazeb

V organické chemii substituční reakce omezující uhlovodíky s halogeny prochází radikálním mechanismem. Směs methanu a chloru reaguje při světlých a běžných teplotách takovým způsobem, že se molekuly chlóru začínají rozštěpovat na částice, nesoucí nepárový elektron. Jinými slovy, celkový elektronický pár je zničen a tvorba velmi aktivních -Cl radikálů je pozorována. Mohou ovlivňovat molekuly methanu takovým způsobem, že porušují kovalentní vazbu mezi atomy uhlíku a vodíku. Aktivní částice se tvoří -H a volná valence atomu uhlíku přejímá chlorový zbytek a prvním produktem reakce je chlorometan. Takový mechanismus rozdělení molekul se nazývá homolytikum. Jestliže však celková dvojice elektronů zcela přechází do vlastnictví jednoho z atomů, pak hovoří o heterolytickém mechanismu charakteristickém pro reakce, které se vyskytují ve vodných roztocích. V tomto případě zvýší polární molekuly vody rychlost ničení chemických vazeb rozpuštěné sloučeniny.

Dvojité a trojité vazby

Drtivá většina organických látek a některé anorganické sloučeniny obsahují ve svých molekulách ne jeden, ale několik běžných elektronových párů. Množství kovalentní vazby snižuje vzdálenost mezi atomy a zvyšuje stabilitu sloučenin. Obvykle se o nich říká, že jsou chemicky odolné. Například v molekule dusíku existují tři páry elektronů, jsou označeny ve strukturním vzorci třemi pomlčkami a určují jejich sílu. Jednoduchou látkou je dusík, který je chemicky inertní a může reagovat s jinými sloučeninami, například s vodíkem, kyslíkem nebo kovy pouze při zahřívání nebo zvýšeném tlaku, a také v přítomnosti katalyzátorů.

Dvojité a trojité vazby patří k těmto třídám organických sloučenin, jako jsou nenasycené dienové uhlovodíky, stejně jako látky řady ethylenu nebo acetylenu. Vícenásobné vazby způsobují základní chemické vlastnosti: dodatečné a polymerační reakce, které se vyskytují v bodech jejich prasknutí.

V našem článku jsme poskytli obecný popis kovalentní vazby a zkoumali její hlavní typy.