Karakteristike kovalentne veze. Za one tvari je kovalentna veza

Zašto se atomi mogu međusobno povezati i oblikovati molekule? Koji je razlog mogućeg postojanja tvari koje sadrže atoma potpuno različitih kemijskih elemenata? To su globalna pitanja koja utječu na temeljne pojmove moderne fizičke i kemijske znanosti. Možete im odgovoriti tako da imate ideju o elektroničkoj strukturi atoma i poznavanju karakteristika kovalentne veze koja je osnovna osnova za većinu klasa spojeva. Svrha našeg članka je upoznavanje s mehanizmima formiranja različitih tipova kemijskih veza i svojstava svojstava spojeva koji ih sadrže u njihovim molekulama.

Elektronska struktura atoma

Elektro neutralne čestice tvari, koje su njezini strukturni elementi, imaju strukturu koja odražava strukturu Sunčevog sustava. Dok se planeti okreću oko središnje zvijezde - Sunce, a elektroni u atomu kreću se oko pozitivno napunjene jezgre. Za obilježavanje kovalentne veze, elektroni koji se nalaze na zadnjoj razini energije i najudaljeniji od jezgre bit će značajni. Budući da je njihova veza s središtem vlastitog atoma minimalna, lako ih privlače jezgre drugih atoma. Ovo je vrlo važno za pojavu interatomskih interakcija koje dovode do formiranja molekula. Zašto je molekularni oblik glavni tip postojanja materije na našem planetu? Shvatimo.

Osnovna svojstva atoma

Sposobnost električki neutralnih čestica da interakciju, što dovodi do dobitka energije, je njihova najvažnija značajka. U običnim uvjetima, molekulsko stanje tvari je stabilnije od atomske. Osnovna načela moderne atomsko-molekularne nastave objašnjavaju načela formiranja molekula i karakteristike kovalentne veze. Podsjetimo da na vanjskoj razini energije atoma može biti od 1 do 8 elektrona, u potonjem slučaju sloj će biti dovršen, i stoga vrlo stabilan. Takva struktura vanjske razine ima atome plemenitih plinova: argon, kripton, xenon - inertni elementi koji svako razdoblje završavaju u sustavu DI Mendelejev. Iznimka je ovdje helij, koji na posljednjoj razini nije 8, već samo 2 elektrona. Razlog je jednostavan: u prvom razdoblju postoje samo dva elementa čiji atomi imaju jedan elektronički sloj. Svi ostali kemijski elementi imaju 1 do 7 elektrona na zadnjem, nepotpunom sloju. U procesu interakcije između sebe, atomi će se skloni ispuniti elektrona na oktet i vratiti konfiguraciju atoma inertnog elementa. Takvo stanje može se postići na dva načina: gubitkom vlastite ili prihvaćanjem stranih negativno nabijenih čestica. Ti oblici interakcije objašnjavaju kako odrediti koja će veza - ionska ili kovalentna - nastati između atoma koji reagiraju.

Mehanizmi za stvaranje stabilne elektroničke konfiguracije

Zamislimo da se dvije jednostavne tvari pridružuju reakciji spoja: metalnog natrija i plinovitog klora. Stvara se tvar klase soli - natrijev klorid. Ima ionsku vrstu kemijske veze. Zašto i kako se to dogodilo? Vratimo se opet na strukturu atoma početnih tvari. Natrij ima samo jedan elektron na posljednjem sloju, koji je slabo vezan za jezgru zbog velikog radijusa atoma. Energija ionizacije za sve alkalne metale, uključujući natrij, je mala. Stoga elektron na vanjskoj razini napušta razinu energije, privlači jezgra atoma klora i ostaje u svom prostoru. To stvara presedan za prijelaz Cl atoma u oblik negativno nabijenog iona. Sada se ne bavimo elektricno neutralnim česticama, već napunjenim natrijevim kationima i klor anionima. U skladu s fizikalnim zakonima između njih nastaju sile elektrostatske privlačnosti, a spoj tvori ionsku kristalnu rešetku. Mehanizam stvaranja ionskog tipa kemijske veze koju ćemo razmotriti pomoći će jasnije jasno odrediti specifičnosti i osnovne karakteristike kovalentne veze.

Opći elektronski parovi

Ako se pojavi ionska veza između atoma elemenata koji su vrlo različiti u elektronegativnosti, tj. Metala i ne-metala, onda se kovalentni tip pojavljuje kada atomi međusobno djeluju kao jedan i isti, a različiti nemetalni elementi. U prvom slučaju, uobičajeno je govoriti o nepolarnom, au drugom slučaju polarnom obliku kovalentne veze. Mehanizam njihovog stvaranja je općenit: svaki od atoma djelomično odustaje od uobičajene uporabe elektrona koji se kombiniraju u paru. Ali prostorni raspored elektronskih parova u odnosu na atomsku jezgru bit će nejednak. Na temelju toga, razlikuju se vrste kovalentne veze - nepolarne i polarne. Najčešće u kemijskim spojevima koji se sastoje od atoma nemetalnih elemenata, postoje parovi koji se sastoje od elektrona s suprotnim vrhovima, tj. Okreću se oko njihovih jezgri u suprotnim smjerovima. Budući da gibanje negativno nabijenih čestica u prostoru dovodi do formiranja elektronskih oblaka što u konačnici rezultira međusobnim preklapanjem. Koje su posljedice tog procesa za atome i što dovodi do toga?

Fizička svojstva kovalentne veze

Ispada da se dva središta dva međusobno povezana atoma s dva elektrona s velikom gustoćom. Porastu se elektrostatske sile privlačenja između negativno nabijenog oblaka i jezgri atoma. Dio energije se oslobađa i udaljenosti između atomskog središta se smanjuju. Na primjer, na početku formiranja molekule H₂ razmak između jezgre atoma vodika je 1.06 A, a nakon stvaranja oblaka preklapaju zajednički elektronski par - 0.74 A. Primjeri kovalentne veze koja je formirana od gore opisanog mehanizma može se naći kod jednostavne i složene kod anorganske tvari. Njegova glavna značajka je prisutnost uobičajenih elektronskih parova. Kao rezultat toga, nakon pojave kovalentne veze između ugljikovih atoma, na primjer, vodik, svaki od njih dobiva elektroničku konfiguraciju inertnom helija i formirao je molekula stabilna struktura.

Prostorni oblik molekule

Druga vrlo važna fizikalna svojstva kovalentnog vezanja su usmjerenost. Ovisi o prostornoj konfiguraciji molekule tvari. Na primjer, kada se dva elektrona preklapaju s oblikovanjem oblika oblika, oblik molekule je linearan (klorovodik ili hidrobromid). Oblik molekula vode u kojima hibridiziraju oblaci s i p su kutni i vrlo jake čestice plinovitog dušika imaju oblik piramide.

Struktura jednostavnih tvari - nonmetali

Pronalaženje veze koja se zove kovalentna, kakvi znakovi imaju, sada je vrijeme da se razvrstaju njegove sorte. Ako atomi istog ne-metala - klora, dušika, kisika, broma itd. Ulaze u interakciju između sebe, tada nastaju odgovarajuće jednostavne tvari. Njihovi zajednički elektronski parovi nalaze se na istoj udaljenosti od središta atoma, bez pomicanja. Za spojeve s nepolarnom vrstom kovalentne veze, takva obilježja su svojstvena: niskom vrelištu i talištima, netopivosti u vodi i dielektričnim svojstvima. Dalje ćemo saznati za koje su tvari karakteristična kovalentna veza, pri čemu se zajednički elektronički parovi mijenjaju.

Elektroegativnost i njezin utjecaj na vrstu kemijske veze

Imovina određenog elementa da bi se privukla elektronima od atoma drugog elementa u kemiji naziva se elektronegativnost. Ljestvica ovog parametra, koju je predložio L. Pauling, može se naći u svim udžbenicima o anorganskoj i općoj kemiji. Njegova najveća vrijednost je 4,1 eV - ima fluor, manje - ostale aktivne ne-metale, a najniža vrijednost karakteristična za alkalne metale. Ako se elementi koji se razlikuju u svojoj elektronegativnosti reagiraju jedni s drugima, tada će neizbježno jedan, aktivniji, privući nukleus negativno nabijenih čestica atoma više pasivnog elementa. Stoga fizička svojstva kovalentne veze izravno ovise o sposobnosti elemenata da daju elektrone opću upotrebu. Generički parovi formirani na ovaj način više ne leže simetrično s obzirom na jezgre, već se prebacuju prema aktivnijem elementu.

Značajke spojeva s polarnom komunikacijom

U tvari u čijim molekulama zajednički parovi elektrona su asimetrični s obzirom na atomske jezgre, možemo uključiti vodikove halogenide, kiseline, spojeve kalcogena s vodikom i okside kiseline. To su sulfatna i nitratna kiselina, oksidi sumpora i fosfora, sumporovodik itd. Na primjer, molekula klorovodika sadrži jedan zajednički elektronski par koji nastaju od neparnih elektrona vodika i klora. Izbačen je bliže središtu klonskog atoma, što je više elektronegativni element. Sve tvari s polarnom vezom u vodenim otopinama razdvajaju se u ionima i provode električnu struju. Spojevi koji imaju polarna kovalentna veza, primjeri koje smo dali, također imaju više točke taljenja i vrelišta od jednostavnih nemetalnih tvari.

Metode za razbijanje kemijskih veza

U organskoj kemiji supstitucijske reakcije ograničavajući ugljikovodike s halogenom idu radikalnim mehanizmom. Mješavina metana i klora u svjetlu i pri običnim temperaturama reagira na takav način da se molekule klora počnu podijeliti na čestice koje nose nesparene elektrone. Drugim riječima, ukupni elektronski par je uništen i nastaje stvaranje vrlo aktivnih -Cl radikala. Oni mogu utjecati na molekule metana na takav način da razbiju kovalentnu vezu između atoma ugljika i vodika. Formirana je aktivna čestica -H, a slobodna valencija ugljikovog atoma uzima klorni radikal, a prvi produkt reakcije je klorometan. Takav mehanizam za cijepanje molekula naziva se homolitskim. Ukoliko, međutim, ukupni par elektrona u potpunosti prođe u posjed jednog od atoma, tada govore o heterolitičkom mehanizmu karakterističnom za reakcije u vodenim otopinama. U ovom slučaju, polarne molekule vode povećat će brzinu uništavanja kemijskih veza otopljenog spoja.

Dvostruke i trostruke veze

Velika većina organskih tvari i nekih anorganskih spojeva sadrže u njihovim molekulama ne jedan, već nekoliko uobičajenih elektronskih parova. Mnoštvo kovalentne veze smanjuje udaljenost između atoma i povećava stabilnost spojeva. Obično se govori o kemijski otporni. Na primjer, u dušikovoj molekuli postoje tri para elektrona, oni su naznačeni u strukturnoj formi pomoću tri crtice i određuju njegovu snagu. Jednostavna tvar, dušik je kemijski inertan i može reagirati s drugim spojevima, na primjer s vodikom, kisikom ili metalom samo uz zagrijavanje ili povećani tlak, kao i u prisutnosti katalizatora.

Dvostruke i trostruke veze svojstvene su takvim klasama organskih spojeva kao nezasićenih dienskih ugljikovodika, kao i tvari niza etilena ili acetilena. Višestruke veze uzrokuju osnovna kemijska svojstva: reakcije dodavanja i polimerizacije koje se javljaju na mjestima njihove rupture.

U našem članku dali smo opći opis kovalentne veze i ispitali njegove glavne vrste.