Jedno připojení. Kovalentní vazba Které sloučeniny obsahují dvojnou kovalentní vazbu
jednoduchá vazba (běžná vazba, jednoduchá vazba)- chemická kovalentní vazba prováděná párem elektronů pohybujících se v poli dvou atomových jader. V chemických sloučeninách, ve kterých se průměrný počet elektronů vážících každý pár atomových jader nerovná dvěma, ... ...
Spojení- : Viz také: chemická vazba kovová vazba iontová vazba kovalentní vazba ... encyklopedický slovník v metalurgii
Vzájemná přitažlivost atomů, vedoucí k tvorbě molekul a krystalů. Je zvykem říkat, že v molekule nebo v krystalu mezi sousedními atomy jsou ch. Valence atomu (která je podrobněji popsána níže) udává počet vazeb ...
kovová vazba- meziatomová vazba, charakteristická pro kovy s rovnoměrnou hustotou elektronového plynu. Kovová vazba je způsobena interakcí záporně nabitého elektronového plynu a kladně nabitých iontových jader, ... ... Encyklopedický slovník hutnictví
kovalentní vazba- meziatomová vazba v důsledku kolektivizace vnějších elektronů interagujících atomů. Kovalentní vazby se vyznačují saturací a směrovostí. Nasycení se projevuje tím, že taková kovalentní vazba vstupuje ... ... Encyklopedický slovník hutnictví
iontová vazba- elektro, heterovalentní vazba jeden z typů chemická vazba, který je založen na elektrostatické interakci mezi opačně nabitými ionty. Takové vazby v relativně čisté formě se tvoří v halogenidech ... ... Encyklopedický slovník hutnictví
chemická vazba- vzájemná přitažlivost atomů, vedoucí ke vzniku molekul a krystalů. Valence atomu ukazuje počet vazeb vytvořených daným atomem se sousedními. Termín "chemická struktura" zavedl akademik A. M. Butlerov v ... ... Encyklopedický slovník hutnictví
Obyčejná vazba, jednoduchá vazba, chemická kovalentní vazba prováděná párem elektronů (s antiparalelní spinovou orientací) pohybujících se v poli 2 atomových jader. Například v molekulách H2, Cl2 a HCl je jedna kovalentní ... ... Velká sovětská encyklopedie
170762 0
Každý atom má určitý počet elektronů.
Vstupující do chemických reakcí atomy darují, získávají nebo socializují elektrony, čímž dosahují nejstabilnější elektronické konfigurace. Konfigurace s nejnižší energií je nejstabilnější (jako u atomů vzácných plynů). Tento vzor se nazývá „pravidlo oktetu“ (obr. 1).
Rýže. jeden.
Toto pravidlo platí pro všechny typy připojení. Elektronické vazby mezi atomy jim umožňují vytvářet stabilní struktury, od nejjednodušších krystalů až po složité biomolekuly, které nakonec tvoří živé systémy. Od krystalů se liší svým nepřetržitým metabolismem. Mnoho chemických reakcí však probíhá podle mechanismů elektronický převod, které hrají důležitou roli v energetických procesech v těle.
Chemická vazba je síla, která drží pohromadě dva nebo více atomů, iontů, molekul nebo jakékoli jejich kombinace..
Povaha chemické vazby je univerzální: je to elektrostatická přitažlivá síla mezi záporně nabitými elektrony a kladně nabitými jádry, určená konfigurací elektronů ve vnějším obalu atomů. Schopnost atomu vytvářet chemické vazby se nazývá mocenství nebo oxidačním stavu. Koncept valenční elektrony- elektrony, které tvoří chemické vazby, to znamená ty, které se nacházejí v nejvíce vysokoenergetických orbitalech. V souladu s tím se nazývá vnější obal atomu obsahujícího tyto orbitaly valenční skořápka. V současné době nestačí indikovat přítomnost chemické vazby, ale je nutné objasnit její typ: iontová, kovalentní, dipól-dipólová, kovová.
První typ připojení jeiontový spojení
Podle Lewisovy a Kosselovy elektronické teorie valence mohou atomy dosáhnout stabilní elektronické konfigurace dvěma způsoby: za prvé tím, že ztratí elektrony, stanou se kationtů, za druhé, jejich získání, proměna v anionty. V důsledku přenosu elektronů, v důsledku elektrostatické přitažlivé síly mezi ionty s náboji opačného znaménka, vzniká chemická vazba zvaná Kossel " elektrovalentní(nyní nazýván iontový).
V tomto případě anionty a kationty tvoří stabilní elektronovou konfiguraci s vyplněným vnějším elektronovým obalem. Typické iontové vazby jsou tvořeny kationty skupin T a II periodického systému a anionty nekovových prvků skupin VI a VII (16 a 17 podskupin - resp. chalkogeny a halogeny). Vazby v iontových sloučeninách jsou nenasycené a nesměrové, takže si zachovávají možnost elektrostatické interakce s jinými ionty. Na Obr. 2 a 3 ukazují příklady iontových vazeb odpovídajících Kosselovu modelu přenosu elektronů.
Rýže. 2.
Rýže. 3. Iontová vazba v molekule chloridu sodného (NaCl).
Zde je vhodné připomenout některé vlastnosti, které vysvětlují chování látek v přírodě, zejména uvažovat o pojmu kyseliny a důvody.
Vodné roztoky všech těchto látek jsou elektrolyty. Různým způsobem mění barvu. indikátory. Mechanismus působení indikátorů objevil F.V. Ostwald. Ukázal, že indikátory jsou slabé kyseliny nebo zásady, jejichž barva v nedisociovaném a disociovaném stavu je odlišná.
Zásady mohou neutralizovat kyseliny. Ne všechny báze jsou rozpustné ve vodě (např. některé organické sloučeniny, které neobsahují -OH skupiny, jsou nerozpustné, zejména triethylamin N (C 2 H 5) 3); rozpustné zásady se nazývají alkálie.
Vodné roztoky kyselin vstupují do charakteristických reakcí:
a) s oxidy kovů - s tvorbou soli a vody;
b) s kovy - za vzniku soli a vodíku;
c) s uhličitany - za tvorby soli, CO 2 a H 2 Ó.
Vlastnosti kyselin a zásad popisuje několik teorií. V souladu s teorií S.A. Arrhenius, kyselina je látka, která disociuje za vzniku iontů H+ , zatímco báze tvoří ionty ON- Tato teorie nebere v úvahu existenci organických bází, které nemají hydroxylové skupiny.
V řadě s proton Bronstedova a Lowryho teorie, kyselina je látka obsahující molekuly nebo ionty, které darují protony ( dárců protony) a báze je látka skládající se z molekul nebo iontů, které přijímají protony ( akceptoři protony). Všimněte si, že ve vodných roztocích existují vodíkové ionty v hydratované formě, to znamená ve formě hydroniových iontů H3O+ . Tato teorie popisuje reakce nejen s vodou a hydroxidovými ionty, ale také prováděné v nepřítomnosti rozpouštědla nebo s nevodným rozpouštědlem.
Například při reakci mezi amoniakem NH 3 (slabá zásada) a chlorovodík v plynné fázi vzniká pevný chlorid amonný a v rovnovážné směsi dvou látek jsou vždy 4 částice, z nichž dvě jsou kyseliny a další dvě zásady:
Tato rovnovážná směs se skládá ze dvou konjugovaných párů kyselin a zásad:
1)NH 4+ a NH 3
2) HCl a Cl ‑
Zde se v každém konjugovaném páru kyselina a báze liší o jeden proton. Každá kyselina má konjugovanou bázi. Silná kyselina má slabou konjugovanou zásadu a slabá kyselina má silnou konjugovanou zásadu.
Bronsted-Lowryho teorie umožňuje vysvětlit jedinečnou roli vody pro život biosféry. Voda, v závislosti na látce, která s ní interaguje, může vykazovat vlastnosti kyseliny nebo zásady. Například při reakcích s vodnými roztoky kyseliny octové je voda zásadou a s vodnými roztoky amoniaku je to kyselina.
1) CH3COOH + H20 ↔ H3O + + CH 3 SOOO- Zde molekula kyseliny octové daruje proton molekule vody;
2) NH3 + H20 ↔ NH4 + + ON- Zde molekula amoniaku přijímá proton z molekuly vody.
Voda tedy může tvořit dva konjugované páry:
1) H20(kyselina) a ON- (konjugovaná báze)
2) H3O+ (kyselina) a H20(konjugovaná báze).
V prvním případě voda proton daruje a ve druhém jej přijímá.
Taková vlastnost se nazývá amfiprotonita. Látky, které mohou reagovat jako kyseliny i zásady, se nazývají amfoterní. Takové látky se často vyskytují v přírodě. Aminokyseliny mohou například tvořit soli jak s kyselinami, tak s bázemi. Proto peptidy snadno tvoří koordinační sloučeniny s přítomnými kovovými ionty.
Takto, charakteristická vlastnost iontová vazba - úplný pohyb svazku vazebných elektronů k jednomu z jader. To znamená, že mezi ionty existuje oblast, kde je hustota elektronů téměř nulová.
Druhým typem připojení jekovalentní spojení
Atomy mohou tvořit stabilní elektronické konfigurace sdílením elektronů.
Taková vazba se vytvoří, když je pár elektronů sdílen jeden po druhém. od každého atom. V tomto případě jsou elektrony socializované vazby distribuovány rovnoměrně mezi atomy. Příkladem kovalentní vazby je homonukleární dvouatomový H molekuly 2 , N 2 , F 2. Allotropy mají stejný typ vazby. Ó 2 a ozón Ó 3 a pro víceatomovou molekulu S 8 a také heteronukleární molekuly chlorovodík HCl, oxid uhličitý CO 2, metan CH 4, ethanol Z 2 H 5 ON fluorid sírový SF 6, acetylen Z 2 H 2. Všechny tyto molekuly mají stejné společné elektrony a jejich vazby jsou nasycené a směrované stejným způsobem (obr. 4).
Pro biology je důležité, že kovalentní poloměry atomů ve dvojných a trojných vazbách jsou ve srovnání s jednoduchou vazbou sníženy.
Rýže. čtyři. Kovalentní vazba v molekule Cl 2.
Iontové a kovalentní typy vazeb jsou dva limitující případy mnoha existujících typů chemických vazeb a v praxi je většina vazeb středních.
Spojení dvou prvků umístěných na opačných koncích jednoho resp různá období systémy Mendělejeva, tvoří převážně iontové vazby. Jak se prvky k sobě v určité periodě přibližují, iontová povaha jejich sloučenin klesá, zatímco kovalentní charakter roste. Například halogenidy a oxidy prvků na levé straně periodická tabulka tvoří převážně iontové vazby ( NaCl, AgBr, BaS04, CaC03, KNO3, CaO, NaOH), a stejné sloučeniny prvků na pravé straně tabulky jsou kovalentní ( H20, CO2, NH3, N02, CH4 fenol C6H5OH glukóza C6H12O6 ethanol C2H5OH).
Kovalentní vazba má zase další modifikaci.
Pro víceatomové ionty a v komplexu biologické molekuly oba elektrony mohou pocházet pouze z jeden atom. To se nazývá dárce elektronový pár. Atom, který socializuje tento pár elektronů s dárcem, se nazývá akceptor elektronový pár. Tento typ kovalentní vazby se nazývá koordinace (dárce-příjemce, nebodativ) sdělení(obr. 5). Tento typ vazby je nejdůležitější pro biologii a medicínu, protože chemie nejdůležitějších pro metabolismus d-prvků v do značné míry popsané koordinačními vazbami.
Obr. 5.
V komplexní sloučenině působí atom kovu zpravidla jako akceptor elektronového páru; naopak v iontových a kovalentních vazbách je atom kovu donorem elektronu.
Podstatu kovalentní vazby a její rozmanitost – koordinační vazbu – lze objasnit pomocí další teorie kyselin a zásad, kterou navrhl GN. Lewis. Poněkud rozšířil sémantický koncept termínů „kyselina“ a „zásada“ podle Bronsted-Lowryho teorie. Lewisova teorie vysvětluje podstatu vzniku komplexních iontů a účast látek na nukleofilních substitučních reakcích, tedy na vzniku CS.
Podle Lewise je kyselina látka schopná vytvořit kovalentní vazbu přijetím elektronového páru z báze. Lewisova báze je látka, která má osamocený elektronový pár, který darováním elektronů vytváří kovalentní vazbu s Lewisovou kyselinou.
To znamená, že Lewisova teorie rozšiřuje rozsah acidobazických reakcí také na reakce, kterých se protony vůbec neúčastní. Navíc samotný proton je podle této teorie také kyselinou, protože je schopen přijmout elektronový pár.
Proto jsou podle této teorie kationty Lewisovy kyseliny a anionty Lewisovy báze. Jako příklady lze uvést následující reakce:
Výše bylo uvedeno, že rozdělení látek na iontové a kovalentní je relativní, protože v kovalentních molekulách nedochází k úplnému přechodu elektronu z atomů kovu na atomy akceptoru. Ve sloučeninách s iontovou vazbou je každý iont v elektrickém poli iontů opačného znaménka, jsou tedy vzájemně polarizovány a jejich obaly jsou deformovány.
Polarizovatelnost odhodlaný elektronická struktura, náboj a velikost iontu; u aniontů je vyšší než u kationtů. Nejvyšší polarizovatelnost mezi kationty je pro kationty více poplatku a menší, jako např Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Má silný polarizační efekt H+ . Vzhledem k tomu, že účinek polarizace iontů je obousměrný, výrazně mění vlastnosti sloučenin, které tvoří.
Třetí typ připojení -dipól-dipól spojení
Kromě uvedených typů komunikace existují také dipól-dipól intermolekulární interakce, známé také jako van der Waals .
Síla těchto interakcí závisí na povaze molekul.
Existují tři typy interakcí: permanentní dipól - permanentní dipól ( dipól-dipól atrakce); permanentní dipól - indukovaný dipól ( indukce atrakce); okamžitý dipól - indukovaný dipól ( disperze přitažlivost nebo londýnské síly; rýže. 6).
Rýže. 6.
Pouze molekuly s polárními kovalentními vazbami mají dipól-dipólový moment ( HCl, NH3, SO2, H20, C6H5Cl) a pevnost vazby je 1-2 debye(1D \u003d 3,338 × 10 -30 coulomb metrů - C × m).
V biochemii se rozlišuje jiný typ vazby - vodík připojení, což je limitující případ dipól-dipól atrakce. Tato vazba vzniká přitažlivostí mezi atomem vodíku a malým elektronegativním atomem, nejčastěji kyslíkem, fluorem a dusíkem. U velkých atomů, které mají podobnou elektronegativitu (například s chlorem a sírou), je vodíková vazba mnohem slabší. Atom vodíku se vyznačuje jedním podstatným znakem: když jsou vazebné elektrony odtaženy, jeho jádro - proton - se obnaží a přestane být stíněno elektrony.
Proto se atom změní na velký dipól.
Vodíková vazba, na rozdíl od van der Waalsovy vazby, vzniká nejen během mezimolekulárních interakcí, ale také v rámci jedné molekuly - intramolekulární vodíková vazba. Vodíkové vazby hrají v biochemii důležitá role, například ke stabilizaci struktury proteinů ve formě a-helixu, nebo k vytvoření dvoušroubovice DNA (obr. 7).
Obr.7.
Vodíkové a van der Waalsovy vazby jsou mnohem slabší než iontové, kovalentní a koordinační vazby. Energie mezimolekulárních vazeb je uvedena v tabulce. jeden.
Stůl 1. Energie mezimolekulárních sil
Poznámka: Stupeň mezimolekulárních interakcí odráží entalpii tání a vypařování (varu). Iontové sloučeniny vyžadují mnohem více energie k oddělení iontů než k oddělení molekul. Entalpie tání iontových sloučenin jsou mnohem vyšší než entalpie molekulárních sloučenin.
Čtvrtý typ připojení -kovová vazba
Konečně existuje další typ mezimolekulárních vazeb - kov: spojení kladných iontů mřížky kovů s volnými elektrony. Tento typ spojení se u biologických objektů nevyskytuje.
Z přehled typy vazeb, je objasněn jeden detail: důležitý parametr atomu nebo iontu kovu - donor elektronu, stejně jako atom - akceptor elektronu je jeho velikost.
Aniž bychom zacházeli do podrobností, poznamenáváme, že kovalentní poloměry atomů, iontové poloměry kovů a van der Waalsovy poloměry interagujících molekul se zvyšují s tím, jak se zvyšuje jejich atomové číslo ve skupinách periodického systému. V tomto případě jsou hodnoty poloměrů iontů nejmenší a poloměry van der Waals jsou největší. Zpravidla se při pohybu po skupině zvětšují poloměry všech prvků, kovalentních i van der Waalsových.
Nejdůležitější pro biology a lékaře jsou koordinace(dárce-akceptor) vazby uvažované koordinační chemií.
Lékařská bioanorganika. G.K. Baraškov
Atomy většiny prvků neexistují odděleně, protože se mohou vzájemně ovlivňovat. Při této interakci se tvoří složitější částice.
Povahou chemické vazby je působení elektrostatických sil, což jsou síly vzájemného působení mezi elektrickými náboji. Takové náboje mají elektrony a atomová jádra.
Elektrony umístěné na vnějších elektronických úrovních (valenční elektrony), které jsou nejdále od jádra, s ním interagují nejslabší, a proto jsou schopny se od jádra odtrhnout. Jsou zodpovědné za vzájemnou vazbu atomů.
Typy interakcí v chemii
Typy chemické vazby lze znázornit v následující tabulce:
Charakteristika iontové vazby
Chemická interakce, která vzniká v důsledku iontová přitažlivost mít různé náboje se nazývá iontové. To se stane, pokud vázané atomy mají významný rozdíl v elektronegativitě (to znamená schopnost přitahovat elektrony) a elektronový pár jde k elektronegativnějšímu prvku. Výsledkem takového přechodu elektronů z jednoho atomu na druhý je vznik nabitých částic – iontů. Je mezi nimi přitažlivost.
mají nejnižší elektronegativitu typické kovy, a největší jsou typické nekovy. Ionty tedy vznikají interakcemi mezi typickými kovy a typickými nekovy.
Atomy kovů se stávají kladně nabitými ionty (kationty), které předávají elektrony externím elektronickým úrovním, a nekovy přijímají elektrony, čímž se mění na záporně nabité ionty (anionty).
Atomy se pohybují do stabilnějšího energetického stavu a dokončují své elektronické konfigurace.
Iontová vazba je nesměrová a není saturovatelná, protože k elektrostatické interakci dochází ve všech směrech, respektive ion může přitahovat ionty opačného znaménka ve všech směrech.
Uspořádání iontů je takové, že kolem každého je určitý počet opačně nabitých iontů. Pojem "molekuly" pro iontové sloučeniny nedává smysl.
Příklady vzdělávání
Vznik vazby v chloridu sodném (nacl) je způsoben přenosem elektronu z atomu Na na atom Cl za vzniku odpovídajících iontů:
Na 0 - 1 e \u003d Na + (kationt)
Cl 0 + 1 e \u003d Cl - (aniont)
V chloridu sodném je kolem sodíkových kationtů šest chloridových aniontů a kolem každého chloridového iontu šest sodíkových iontů.
Když se vytvoří interakce mezi atomy v sulfidu barnatém, probíhají následující procesy:
Ba 0 - 2 e \u003d Ba 2+
S 0 + 2 e \u003d S 2-
Ba daruje své dva elektrony síře, což má za následek vznik aniontů síry S 2- a kationtů barya Ba 2+.
kovová chemická vazba
Počet elektronů ve vnějších energetických hladinách kovů je malý, snadno se odtrhnou od jádra. V důsledku tohoto odloučení vznikají kovové ionty a volné elektrony. Tyto elektrony se nazývají "elektronový plyn". Elektrony se volně pohybují v celém objemu kovu a jsou neustále vázány a oddělovány od atomů.
Struktura kovové látky je následující: krystalová mřížka je páteří látky a elektrony se mohou volně pohybovat mezi jejími uzly.
Lze uvést následující příklady:
Mg - 2e<->Mg2+
Cs-e<->Cs+
Ca-2e<->Ca2+
Fe-3e<->Fe3+
Kovalentní: polární a nepolární
Nejběžnějším typem chemické interakce je kovalentní vazba. Hodnoty elektronegativity interagujících prvků se výrazně neliší, v souvislosti s tím dochází pouze k posunu společného elektronového páru k elektronegativnějšímu atomu.
Kovalentní interakce může být tvořena mechanismem výměny nebo mechanismem donor-akceptor.
Mechanismus výměny je realizován, pokud má každý z atomů nepárové elektrony na vnějších elektronických úrovních a překrytí atomových orbitalů vede ke vzniku páru elektronů, které již patří oběma atomům. Když jeden z atomů má pár elektronů na vnější elektronické úrovni a druhý má volný orbital, pak když se atomové orbitaly překrývají, elektronový pár je socializován a dochází k interakci podle mechanismu donor-akceptor.
Kovalentní se dělí podle násobnosti na:
- jednoduché nebo jednoduché;
- dvojnásobek;
- trojnásobný.
Dvojité poskytují socializaci dvou párů elektronů najednou a trojité - tři.
Podle rozložení elektronové hustoty (polarity) mezi vázanými atomy se kovalentní vazba dělí na:
- nepolární;
- polární.
Nepolární vazba je tvořena stejnými atomy a polární vazba je tvořena elektronegativitou odlišnou.
Interakce atomů s podobnou elektronegativitou se nazývá nepolární vazba. Společný elektronový pár v takové molekule není přitahován žádným z atomů, ale patří oběma stejně.
Interakce prvků lišících se elektronegativitou vede ke vzniku polárních vazeb. Běžné elektronové páry s tímto typem interakce jsou přitahovány více elektronegativním prvkem, ale zcela se do něj nepřenesou (tedy nedochází k tvorbě iontů). V důsledku takového posunu elektronové hustoty se na atomech objevují částečné náboje: na více elektronegativním záporný náboj a na méně elektronegativním kladný.
Vlastnosti a charakteristiky kovalence
Hlavní vlastnosti kovalentní vazby:
- Délka je určena vzdáleností mezi jádry interagujících atomů.
- Polarita je určena posunutím elektronového mraku k jednomu z atomů.
- Orientace - vlastnost vytvářet prostorově orientované vazby a podle toho i molekuly, které mají určité geometrické tvary.
- Sytost je dána schopností tvořit omezený počet vazeb.
- Polarizovatelnost je dána schopností měnit polaritu vlivem vnějšího elektrického pole.
- Energie potřebná k přerušení vazby, která určuje její sílu.
Příkladem kovalentní nepolární interakce mohou být molekuly vodíku (H2), chloru (Cl2), kyslíku (O2), dusíku (N2) a mnoha dalších.
H+ + H → H-H molekula má jedinou nepolární vazbu,
O: + :O → O=O molekula má dvojitou nepolární,
Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekula má trojitou nepolární.
Jako příklad kovalentní vazby chemické prvky můžete si přinést molekuly plynu oxidu uhličitého (CO2) a oxidu uhelnatého (CO), sirovodík (H2S), kyseliny chlorovodíkové(HCL), voda (H2O), metan (CH4), oxid síry (SO2) a mnoho dalších.
V molekule CO2 je vztah mezi atomy uhlíku a kyslíku kovalentně polární, protože elektronegativnější vodík k sobě přitahuje hustotu elektronů. kyslík má dva nepárový elektron na vnější úrovni a uhlík může poskytnout čtyři valenční elektrony k vytvoření interakce. V důsledku toho se tvoří dvojné vazby a molekula vypadá takto: O=C=O.
Aby bylo možné určit typ vazby v konkrétní molekule, stačí vzít v úvahu její atomy. Jednoduché látky kovy tvoří kovové, kovy s nekovy - iontové, jednoduché látky nekovy - kovalentní nepolární a molekuly skládající se z různých nekovů se tvoří prostřednictvím kovalentní polární vazby.
chemická vazba- jedná se o interakce elektronů a atomového jádra jedné částice (atomu, iontu, molekuly atd.) s elektrony a atomovým jádrem jiné částice, přičemž tyto částice drží ve stabilní nebo metastabilní chemické sloučenině. Moderní popis chemické vazby se provádí na základě kvantové mechaniky. Hlavní charakteristiky chemické vazby jsou síla, délka, polarita.
Typy komunikace
- Chemická vazba jednoho elektronu
- kovové spojení
- kovalentní vazba
- Iontová vazba
- Van der Waalsovo spojení
- vodíková vazba
- Dvouelektronová třístředová chemická vazba
Nejjednodušší jednoelektronová kovalentní chemická vazba
Nejjednodušší jednoelektronovou chemickou vazbu vytváří jediný valenční elektron. Ukazuje se, že jeden elektron je schopen pojmout dva kladně nabité ionty v jediném celku. V jednoelektronové vazbě jsou Coulombovy odpudivé síly kladně nabitých částic kompenzovány Coulombovými silami přitahování těchto částic k záporně nabitému elektronu. Valenční elektron se stává společným dvěma jádrům molekuly.
Příklady takový chemické sloučeniny jsou molekulární ionty: H 2+, Li 2+, Na 2+, K 2+, Rb 2+, Cs 2+
Jednoduchá kovalentní vazba
Jednoduchá kovalentní chemická vazba je vytvořena vazebným elektronovým párem. Celkově existujících teorií(teorie valenčních vazeb, teorie molekulových orbitalů, teorie odpuzování valenčních elektronových párů, Bohrův model chemické vazby) vazebný elektronový pár se nachází v prostoru mezi atomy molekuly. Rozlišujte polární a nepolární kovalentní vazby.
Nepolární kovalentní vazba probíhá v homonukleárních dvouatomových molekulách, ve kterých je vazebný elektronI pár je stejně vzdálený od obou jader molekulárního systému.
Vzdálenost d mezi atomová jádra může být viděn jako součet kovalentních poloměrů odpovídajících atomů.
Vzdálenost mezi atomovými jádry v jediné dvouelektronové kovalentní vazbě je kratší než stejná vzdálenost v nejjednodušší jednoelektronové chemické vazbě.
Vícenásobné kovalentní vazby
Vícenásobné kovalentní vazby jsou reprezentovány nenasycenými organické sloučeniny obsahující dvojné a trojné chemické vazby. K popisu povahy nenasycených sloučenin zavádí L. Pauling pojmy sigma- a π-vazby, hybridizace atomových orbitalů.
Paulingova hybridizace pro dva S- a dva p-elektrony umožnila vysvětlit směrovost chemických vazeb, zejména tetraedrickou konfiguraci metanu. Pro vysvětlení struktury ethylenu je nutné izolovat jeden p-elektron ze čtyř ekvivalentních Sp3 elektronů atomu uhlíku, aby vznikla další vazba, nazývaná π-vazba. V tomto případě jsou tři zbývající hybridní orbitaly Sp2 umístěny v rovině pod úhlem 120° a tvoří hlavní vazby, například planární molekula ethylenu.
V případě molekuly acetylenu se hybridizace účastní pouze jeden orbital S a jeden p (podle Paulinga) a vznikají dva orbitaly Sp, umístěné pod úhlem 180° a nasměrované na opačné strany. Dva „čisté“ p-orbitaly atomů uhlíku se po párech překrývají ve vzájemně kolmých rovinách a tvoří dvě π-vazby lineární molekuly acetylenu.
Názory L. Paulinga se odrážejí v jeho knize „Povaha chemické vazby, která se po mnoho let stala stolní kniha chemik. V roce 1954 byl oceněn L. Pauling Nobelova cena v oboru Chemie se zněním "Pro studium podstaty chemické vazby a její aplikaci pro stanovení struktury komplexních sloučenin."
Fyzikální význam selektivní hybridizace atomových orbitalů však zůstal nejasný, hybridizace byla algebraickou transformací, které nelze přisuzovat fyzikální realitu.
Linus Pauling se pokusil zlepšit popis chemické vazby odstraněním selektivity hybridizace orbitalů v molekulách nenasycených sloučenin a vytvořením teorie ohýbané chemické vazby. L. Pauling ve své zprávě na sympoziu o teoretické organické chemii věnované památce Kekule (Londýn, září 1958) navrhl nový způsob, jak popsat dvojnou vazbu jako kombinaci dvou identických ohnutých chemických vazeb a trojné vazby - tři ohnuté chemické vazby. Na toto
Symposium L. Pauling kategoricky prohlásil:
Mohou existovat chemici, kteří si myslí, že nesmírně důležitou novinkou... byl popis σ, π- popisu pro dvojné nebo trojné vazby a konjugované systémy namísto popisu s ohnutými vazbami. Tvrdím, že popis σ,π je méně uspokojivý než popis zakřiveného spoje, že tato inovace je pouze přechodná a brzy zanikne.
V nová teorie Pauling, všechny vazebné elektrony se staly stejné a stejně vzdálené od čáry spojující jádra molekuly. Paulingova teorie ohnutých chemických vazeb umožňovala statistickou interpretaci vlnová funkce M. Born, Coulombova elektronová korelace elektronů. Objevil se fyzikální význam - povaha chemické vazby je zcela určena elektrickou interakcí jader a elektronů. Čím více vazebných elektronů, tím menší je mezijaderná vzdálenost a tím silnější je chemická vazba mezi atomy uhlíku.
Třístředová chemická vazba
Další rozvoj představ o chemické vazbě přinesl americký fyzikální chemik W. Lipscomb, který vypracoval teorii dvouelektronových třístředových vazeb a topologickou teorii, která umožňuje předpovídat strukturu některých dalších hydridů boru (borohydridů ).
Elektronový pár v chemické vazbě se třemi středy se stává společným pro tři atomová jádra. V nejjednodušším představiteli třístředové chemické vazby - molekulárním vodíkovém iontu H3 +, drží elektronový pár tři protony v jediném celku.
V molekule diboranu jsou čtyři jednoduché kovalentní vazby. B-H spojení a dvě dvouelektronové třístředové vazby. Mezijaderná vzdálenost v jedné kovalentní vazbě B-H je 1,19 Á, zatímco podobná vzdálenost ve vazbě B-H-B se třemi středy je 1,31 Á. Úhel třístředové vazby B-H-B (φ) je 830. Kombinace dvou třístředových vazeb v molekule diboranu umožňuje udržet jádra atomů boru ve vzdálenosti dB-B = 2 1,31 sin φ/2 = 1,736 Á. Jádra vazebných vodíkových atomů jsou umístěna ve vzdálenosti h = 1,31 · cos φ/2 = 0,981 Á od roviny, ve které jsou umístěny čtyři jednoduché kovalentní vazby B-H.
Třístředové vazby lze realizovat nejen v trojúhelníku dvou atomů boru a jednoho atomu vodíku, ale také mezi třemi atomy boru např. v borohydridech kostry (pentaboran - B 5 H 9, dekaboran - B 10 H 4 atd. .). Tyto struktury obsahují obyčejné (koncové) a třístředové vazby (můstky) atomy vodíku a trojúhelníky atomů boru.
Existence boranů s jejich dvouelektronovými třícentrovými vazbami s „mostovými“ atomy vodíku porušila kanonickou doktrínu valence. Atom vodíku, dříve považovaný za standardní univalentní prvek, se ukázal být vázán identickými vazbami se dvěma atomy boru a stal se formálně dvojmocným prvkem. Práce W. Lipscomba o dešifrování struktury boranů rozšířila chápání chemické vazby. Nobelova komise udělila v roce 1976 cenu Williama Nunna Lipscomba za chemii se zněním „Za jeho výzkumy struktury boranů (borohydritů), které objasňují problémy chemických vazeb“.
Multicentrická chemická vazba
V roce 1951 T. Keely a P. Pawson neočekávaně získali během syntézy dicyklopentadienylu zcela novou organickou sloučeninu železa. Příprava dosud neznámé, extrémně stabilní žlutooranžové krystalické sloučeniny železa okamžitě vzbudila pozornost.
E. Fisher a D. Wilkinson nezávisle stanovili strukturu nové sloučeniny – dva cyklopentadienylové kruhy jsou uspořádány paralelně, ve vrstvách nebo ve formě „sendviče“ s atomem železa umístěným uprostřed mezi nimi (obr. 8 ). Název „ferocen“ navrhl R. Woodward (nebo spíše zaměstnanec jeho skupiny D. Whiting). Odráží přítomnost atomu železa a deseti atomů uhlíku ve sloučenině (zehn - deset).
Všech deset vazeb (C-Fe) v molekule ferrocenu je ekvivalentních, mezijaderná vzdálenost Fe-c je 2,04 Å. Všechny atomy uhlíku v molekule ferrocenu jsou strukturálně a chemicky ekvivalentní, délka každého z nich C-C připojení 1,40 - 1,41 Á (pro srovnání, v benzenu je délka vazby C-C 1,39 Á). Kolem atomu železa se objeví 36-elektronový obal.
V roce 1973 byli Ernst Otto Fischer a Jeffrey Wilkinson oceněni Nobelovou cenou za chemii za průkopnickou, nezávisle vykonanou práci v oblasti organokovových, takzvaných sendvičových sloučenin. Indvar Lindqvist, člen Královské švédské akademie věd, ve svém projevu na prezentaci laureátů uvedl, že „objev a důkaz nových principů vazeb a struktur nalezených v sendvičových sloučeninách je významným úspěchem, praktický význam které v současnosti nelze předvídat."
V současné době byly získány dicyklopentadienylové deriváty mnoha kovů. Deriváty přechodných kovů mají stejnou strukturu a stejnou vazebnou povahu jako ferrocen. Lanthanoidy netvoří sendvičovou strukturu, ale strukturu připomínající třípaprskovou hvězdu [Atomy La, Ce, Pr, Nd proto vytvářejí chemickou vazbu v patnácti středech.
Brzy po ferrocenu byl získán dibenzenechrom. Dibenzen-molybden a dibenzen-vanad byly připraveny podle stejného schématu. Ve všech sloučeninách této třídy atomy kovu drží pohromadě dva šestičlenné kruhy. Všech 12 vazeb kov-uhlík v těchto sloučeninách je identických.
Byl také syntetizován uranocen [bis(cyklooktatetraen)uran], ve kterém atom uranu drží dva osmičlenné kruhy. Všech 16 vazeb uran-uhlík v uranocenu je identických. Uranocen se získává reakcí UCl 4 se směsí cyklooktatetraenu a draslíku v tetrahydrofuranu při minus 300 C.
Obr. 1. Orbitální poloměry prvků (ra) a délka jednoelektronové chemické vazby (d)
Nejjednodušší jednoelektronovou chemickou vazbu vytváří jediný valenční elektron. Ukazuje se, že jeden elektron je schopen pojmout dva kladně nabité ionty v jediném celku. V jednoelektronové vazbě jsou Coulombovy odpudivé síly kladně nabitých částic kompenzovány Coulombovými silami přitahování těchto částic k záporně nabitému elektronu. Valenční elektron se stává společným dvěma jádrům molekuly.
Příklady takových chemických sloučenin jsou molekulární ionty: H2+, Li2+, Na2+, K2+, Rb2+, Cs2+:
Polární kovalentní vazba se vyskytuje v heteronukleárních dvouatomových molekulách (obr. 3). Vazebný elektronový pár v polární chemické vazbě je blízko atomu s vyšším prvním ionizačním potenciálem.
Vzdálenost d mezi atomovými jádry, která charakterizuje prostorovou strukturu polárních molekul, lze přibližně považovat za součet kovalentních poloměrů odpovídajících atomů.
Charakterizace některých polárních látekPosun vazebného elektronového páru k jednomu z jader polární molekuly vede ke vzniku elektrického dipólu (elektrodynamika) (obr. 4).
Vzdálenost mezi těžišti kladných a záporných nábojů se nazývá délka dipólu. Polarita molekuly, stejně jako polarita vazby, se odhaduje hodnotou dipólového momentu μ, který je součinem délky dipólu l hodnotou elektronového náboje:
Vícenásobné kovalentní vazby
Vícenásobné kovalentní vazby představují nenasycené organické sloučeniny obsahující dvojné a trojné chemické vazby. K popisu povahy nenasycených sloučenin zavádí L. Pauling pojmy sigma a π vazby, hybridizace atomových orbitalů.
Paulingova hybridizace pro dva S- a dva p-elektrony umožnila vysvětlit směrovost chemických vazeb, zejména tetraedrickou konfiguraci metanu. Pro vysvětlení struktury ethylenu je nutné izolovat jeden p-elektron ze čtyř ekvivalentních Sp 3 - elektronů atomu uhlíku, aby vznikla další vazba, nazývaná π-vazba. V tomto případě jsou tři zbývající Sp 2 -hybridní orbitaly umístěny v rovině pod úhlem 120° a tvoří hlavní vazby, např. plochá molekula ethylenu (obr. 5).
V Paulingově nové teorii se všechny vazebné elektrony staly rovnocennými a stejně vzdálenými od čáry spojující jádra molekuly. Paulingova teorie ohýbané chemické vazby vzala v úvahu statistickou interpretaci vlnové funkce M. Borna, Coulombovu elektronovou korelaci elektronů. Objevil se fyzikální význam - povaha chemické vazby je zcela určena elektrickou interakcí jader a elektronů. Čím více vazebných elektronů, tím menší je mezijaderná vzdálenost a tím silnější je chemická vazba mezi atomy uhlíku.
Třístředová chemická vazba
Další vývoj myšlenek o chemické vazbě přinesl americký fyzikální chemik W. Lipscomb, který vypracoval teorii dvouelektronových třístředových vazeb a topologickou teorii, která umožňuje předpovídat strukturu některých dalších hydridů boru (borohydridů).
Elektronový pár v chemické vazbě se třemi středy se stává společným pro tři atomová jádra. V nejjednodušším představiteli třístředové chemické vazby - molekulárním vodíkovém iontu H 3 + drží elektronový pár tři protony v jediném celku (obr. 6).
Obr. 7. Diboran
Existence boranů s jejich dvouelektronovými třícentrovými vazbami s „mostovými“ atomy vodíku porušila kanonickou doktrínu valence. Atom vodíku, dříve považovaný za standardní univalentní prvek, se ukázal být vázán identickými vazbami se dvěma atomy boru a stal se formálně dvojmocným prvkem. Práce W. Lipscomba o dešifrování struktury boranů rozšířila chápání chemické vazby. Nobelova komise udělila v roce 1976 cenu Williama Nunna Lipscomba za chemii se zněním „Za jeho výzkumy struktury boranů (borohydritů), které objasňují problémy chemických vazeb“.
Multicentrická chemická vazba
Obr. 8. Molekula ferocenu
Obr. 9. Dibenzenechrom
Obr. 10. Uranocen
Všech deset vazeb (C-Fe) v molekule ferrocenu je ekvivalentních, mezijaderná vzdálenost Fe-c je 2,04 Å. Všechny atomy uhlíku v molekule ferrocenu jsou strukturně a chemicky ekvivalentní, délka každé vazby C-C je 1,40 - 1,41 Å (pro srovnání v benzenu je délka vazby C-C 1,39 Å). Kolem atomu železa se objeví 36-elektronový obal.
Dynamika chemických vazeb
Chemická vazba je poměrně dynamická. Kovová vazba se tedy během fázového přechodu během odpařování kovu přemění na vazbu kovalentní. Přechod kovu z pevného do plynného stavu vyžaduje vynaložení velkého množství energie.
V parách se tyto kovy skládají prakticky z homonukleárních dvouatomových molekul a volných atomů. Když pára kovu kondenzuje, kovalentní vazba se změní na kovovou.
Odpařování solí s typickou iontovou vazbou, jako jsou fluoridy alkalických kovů, vede k destrukci iontové vazby a vzniku heteronukleárních dvouatomových molekul s polární kovalentní vazbou. V tomto případě dochází k tvorbě dimerních molekul s můstkovými vazbami.
Charakterizace chemické vazby v molekulách fluoridů alkalických kovů a jejich dimerů.
Při kondenzaci par fluoridů alkalických kovů se polární kovalentní vazba přemění na iontovou za vzniku odpovídající krystalové mřížky soli.
Mechanismus přechodu kovalentní vazby na kovovou
Obr.11. Vztah mezi orbitálním poloměrem elektronového páru r e a délkou kovalentní chemické vazby d
12. Orientace dipólů dvouatomových molekul a vznik deformovaného fragmentu oktaedrického klastru při kondenzaci par alkalických kovů Obr.
Obr. 13. Tělesně centrované kubické uspořádání jader v krystalech alkalických kovů a článek
Disperzní přitažlivost (londýnské síly) způsobuje meziatomovou interakci a tvorbu homonukleárních dvouatomových molekul z atomů alkalických kovů.
Vznik kovalentní vazby kov-kov je spojen s deformací elektronových obalů interagujících atomů - valenční elektrony vytvářejí vazebný elektronový pár, jehož elektronová hustota je soustředěna v prostoru mezi atomovými jádry výsledné molekuly. Charakteristickým znakem homonukleárních dvouatomových molekul alkalických kovů je velká délka kovalentní vazby (3,6-5,8násobek délky vazby v molekule vodíku) a nízká energie jejího přetržení.
Uvedený poměr mezi re a d určuje nerovnoměrné rozložení elektrických nábojů v molekule - ve střední části molekuly je koncentrován záporný elektrický náboj vazebného elektronového páru a na koncích molekuly - kladný elektrické náboje dvě atomová jádra.
Nerovnoměrné rozložení elektrických nábojů vytváří podmínky pro interakci molekul vlivem orientačních sil (van der Waalsovy síly). Molekuly alkalických kovů mají tendenci se orientovat tak, že se v sousedství objevují opačné elektrické náboje. V důsledku toho mezi molekulami působí přitažlivé síly. Díky jejich přítomnosti se molekuly alkalických kovů k sobě přibližují a jsou více či méně pevně staženy k sobě. Zároveň dochází k určité deformaci každého z nich působením blíže umístěných pólů sousedních molekul (obr. 12).
Ve skutečnosti se vazebné elektrony původní dvouatomové molekuly, spadající do elektrického pole čtyř kladně nabitých atomových jader molekul alkalických kovů, odlomí z orbitálního poloměru atomu a uvolní se.
V tomto případě se vazebný elektronový pár stává společným i pro systém se šesti kationty. Konstrukce krystalové mřížky kovu začíná ve fázi klastru. V krystalové mřížce alkalických kovů je jasně vyjádřena struktura spojovacího článku, který má tvar zkresleného zploštělého osmistěnu - čtvercové bipyramidy, jejíž výška a okraje základny se rovnají hodnotě konstantní translační mřížka a w (obr. 13).
Hodnota translační mřížkové konstanty a w krystalu alkalického kovu výrazně přesahuje délku kovalentní vazby molekuly alkalického kovu, proto se obecně uznává, že elektrony v kovu jsou ve volném stavu:
Matematická konstrukce spojená s vlastnostmi volných elektronů v kovu je obvykle ztotožňována s "Fermiho povrchem", který by měl být považován za geometrické místo, kde sídlí elektrony, poskytující hlavní vlastnost kovu - vést elektrický proud.
Při porovnání procesu kondenzace par alkalických kovů s procesem kondenzace plynů, například vodíku, výrazná vlastnost ve vlastnostech kovu. Pokud se tedy během kondenzace vodíku objeví slabé mezimolekulární interakce, pak během kondenzace kovových par procesy charakteristické pro chemické reakce. Samotná kondenzace kovových par probíhá v několika fázích a lze ji popsat následujícím postupem: volný atom → dvouatomová molekula s kovalentní vazbou → kovový shluk → kompaktní kov s kovovou vazbou.
Interakce molekul halogenidu alkalického kovu je doprovázena jejich dimerizací. Dimerní molekulu lze považovat za elektrický kvadrupól (obr. 15). V současné době jsou známy hlavní charakteristiky dimerů halogenidů alkalických kovů (délky chemických vazeb a vazebné úhly).
Délka chemické vazby a vazebné úhly v dimerech halogenidů alkalických kovů (E 2 X 2) (plynná fáze).
E 2 x 2 | X=F | X = Cl | X = Br | X = I | ||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|
dEF, Á | d ECI, Á | d EBr, A | dEI, Á | |||||
Li 2 x 2 | 1,75 | 105 | 2,23 | 108 | 2,35 | 110 | 2,54 | 116 |
Na 2 x 2 | 2,08 | 95 | 2,54 | 105 | 2,69 | 108 | 2,91 | 111 |
K2X2 | 2,35 | 88 | 2,86 | 98 | 3,02 | 101 | 3,26 | 104 |
Cs 2 x 2 | 2,56 | 79 | 3,11 | 91 | 3,29 | 94 | 3,54 | 94 |
V procesu kondenzace je zesíleno působení orientačních sil, mezimolekulární interakce je doprovázena tvorbou shluků a následně pevné látky. Halogenidy alkalických kovů tvoří krystaly s jednoduchou kubickou a na tělo centrovanou kubickou mřížkou.
Typ mřížky a translační mřížková konstanta pro halogenidy alkalických kovů.
V procesu krystalizace dochází k dalšímu zvětšení meziatomové vzdálenosti, vedoucí k odstranění elektronu z orbitálního poloměru atomu alkalického kovu a přenosu elektronu na atom halogenu za vzniku odpovídajících iontů. Silová pole iontů jsou rovnoměrně rozložena ve všech směrech v prostoru. V tomto ohledu v krystalech alkalických kovů nekoordinuje silové pole každého iontu v žádném případě jeden ion s opačným znaménkem, jak je zvykem kvalitativně reprezentovat iontovou vazbu (Na + Cl -).
V krystalech iontových sloučenin ztrácí pojem jednoduchých dvouiontových molekul typu Na + Cl - a Cs + Cl - smysl, protože iont alkalického kovu je spojen se šesti chloridovými ionty (v krystalu chloridu sodného) a osmi ionty chloru (v krystalu chloridu česného. V tomto případě jsou všechny interiontové vzdálenosti v krystalech stejně vzdálené.
Poznámky
- Příručka anorganické chemie. Konstanty anorganických látek. - M .: "Chemie", 1987. - S. 124. - 320 s.
- Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Příručka anorganické chemie. Konstanty anorganických látek. - M.: "Chemie", 1987. - S. 132-136. - 320 s
- Gankin V.Yu., Gankin Yu.V. Jak vznikají chemické vazby a jak probíhají chemické reakce. - M .: vydavatelská skupina "Hranice", 2007. - 320 s. - ISBN 978-5-94691296-9
- Nekrasov B.V. Kurz obecné chemie. - M .: Goshimizdat, 1962. - S. 88. - 976 s.
- Pauling L. Povaha chemické vazby / editoval Ya.K. Syrkin. - za z angličtiny. M.E. Dyatkina. - M.-L.: Goshimizdat, 1947. - 440 s.
- Teoretická organická chemie / ed. R. Kh. Freidlina. - za z angličtiny. Yu.G. Bundel. - M.: Ed. zahraniční literatura, 1963. - 365 s.
- Lemenovsky D.A., Levitsky M.M. Russian Chemical Journal (Časopis Ruské chemické společnosti pojmenovaný po D.I. Mendělejevovi). - 2000. - T. XLIV, číslo 6. - S. 63-86.
- Chemický encyklopedický slovník / Ch. vyd. I.L.Knunyants. - M .: Sov. Encyklopedie, 1983. - S. 607. - 792 s.
- Nekrasov B.V. Kurz obecné chemie. - M .: Goshimizdat, 1962. - S. 679. - 976 s.
- Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Příručka anorganické chemie. Konstanty anorganických látek. - M.: "Chemie", 1987. - S. 155-161. - 320 s
- Gillespie R. Geometrie molekul / per. z angličtiny. E.Z. Zasorina a V.S. Mastryukov, ed. Yu.A. Pentina. - M .: "Mir", 1975. - S. 49. - 278 s.
- Příručka chemika. - 2. vyd., přepracováno. a doplňkové - L.-M.: Chemická literatura GNTI, 1962. - T. 1. - S. 402-513. - 1072 s.
- Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Příručka anorganické chemie. Konstanty anorganických látek .. - M .: "Chemie", 1987. - S. 132-136. - 320 s
- Zieman J. Elektrony v kovech (úvod do teorie Fermiho povrchů). Pokroky ve fyzikálních vědách .. - 1962. - T. 78, číslo 2. - 291 str.
viz také
- chemická vazba- článek z Velké sovětské encyklopedie
- chemická vazba- Chemport.ru
- chemická vazba- Fyzická encyklopedie