Uvod v splošno kemijo. V katerih snoveh kaže žveplo največjo valenco? Zakaj je valenca drugačna?

Odgovor na vprašanje 1(1).

Ker sta vrednosti EO vodika in fosforja enaki, bo kemična vez v molekuli PH 3 kovalentna nepolarna.

Odgovor na vprašanje 2(2).

JAZ. a) v molekuli S2 je vez kovalentna nepolarna, ker tvorijo ga atomi istega elementa. Shema oblikovanja povezave bo naslednja:
Žveplo je element glavne podskupine skupine VI. Atomi žvepla imajo v svoji zunanji lupini 6 elektronov. Tam bosta dva nesparjena elektrona (8-6=2).
Označimo zunanje elektrone z , potem bo shema za nastanek molekule žvepla videti tako:

ali S=S
b) v molekuli K 2 O je vez ionska, ker jo tvorijo atomi kovinskih in nekovinskih elementov.
Kalij je element prve skupine glavne podskupine, kovina. Njegovemu atomu je lažje oddati 1 elektron kot sprejeti manjkajočih 7 elektronov:

2. Kisik je nekovina, element glavne podskupine skupine VI. Njegov atom lažje sprejme 2 elektrona, ki nista dovolj za dokončanje zunanjega nivoja, kot pa oddati 6 elektronov z zunanjega nivoja:

Najmanjši skupni večkratnik med naboji nastalih ionov je enak 2(2 . 1). Da bi atomi kalija oddali 2 elektrona, morate vzeti 2 atoma, tako da lahko atomi kisika vzamejo 2 elektrona, morate vzeti 1 atom, zato bo shema za nastanek kalijevega oksida videti tako:

c) v molekuli H 2 S je vez kovalentna polarna, ker jo tvorijo atomi elementov z različnimi EO. Tvorba kemične vezi bo naslednja:
Žveplo je element glavne podskupine skupine VI. Njegovi atomi imajo v svoji zunanji lupini 6 elektronov. Tam bosta 2 nesparjena elektrona (8-6=2).
Vodik je element glavne podskupine 1. skupine. Njegovi atomi vsebujejo 1 elektron v zunanji lupini. En elektron je nesparjen (pri vodikovem atomu je raven dveh elektrod popolna).
Označimo zunanje elektrone žveplovih oziroma vodikovih atomov:

V molekuli vodikovega sulfida so skupni elektronski pari premaknjeni proti bolj elektronegativnemu atomu - žveplo:

1. a) v molekuli N2 je kovalentna vez nepolarna, ker jo tvorijo atomi istega elementa. Shema oblikovanja povezave je naslednja:
Dušik je element glavne podskupine skupine V. Njegovi atomi imajo 5 elektronov v zunanji lupini. Obstajajo trije nesparjeni elektroni (8 -5 = 3).
Zunanje elektrone atoma dušika označimo s pikami:

b) v molekuli Li 3 H je vez ionska, ker jo tvorijo atomi kovinskih in nekovinskih elementov.
Litij je element glavne podskupine I. skupine, kovina. Njegovemu atomu je lažje oddati 1 elektron kot sprejeti manjkajočih 7 elektronov:

Dušik je element glavne podskupine V. skupine, nekovine. Njegov atom lažje sprejme 3 elektrone, ki ne zadoščajo za dokončanje zunanjega nivoja, kot pa se odpove petim elektronom iz zunanjega nivoja:

Najmanjši skupni večkratnik med naboji nastalih ionov je enak 3 (3 : 1 = 3). Da bi atomi litija oddali 3 elektrone, so potrebni 3 atomi, da bi atomi dušika lahko sprejeli 3 elektrone, je potreben samo en atom:

c) v molekuli NCl 3 je vez kovalentna polarna, saj tvorijo ga atomi nekovinskih elementov z različnimi vrednostmi EO. Shema oblikovanja povezave je naslednja:
Dušik je element glavne podskupine skupine V. Njegovi atomi imajo 5 elektronov v svoji zunanji lupini. Tam bodo trije nesparjeni elektroni (8-5=3).
Klor je element glavne podskupine skupine VII. Njegovi atomi vsebujejo 7 elektronov v zunanji lupini. 1 elektron ostane nesparjen (8 – 7 = 1). Označimo zunanje elektrone atomov dušika oziroma klora:

Skupni elektronski pari so premaknjeni k atomu dušika, saj je bolj elektronegativen:

Odgovor na vprašanje 3(3).

Vez v molekuli HCl je manj polarna kot v molekuli HF, ker sta v seriji EO klor in vodik manj oddaljena drug od drugega kot fluor in vodik.

Odgovor na vprašanje 4(4).

Kovalentna kemična vez nastane z delitvijo zunanjih elektronov. Glede na število skupnih elektronskih parov je lahko enojna, dvojna ali trojna, glede na elektronegativnost atomov, ki jo tvorijo, pa kovalentna polarna in kovalentna nepolarna.

5.1. Kovalentna vez

Kemična vez nastane, ko se združita dva ali več atomov, če se zaradi njihove interakcije skupna energija sistema zmanjša. Najbolj stabilne elektronske konfiguracije zunanjih elektronskih lupin atomov so atomi žlahtnih plinov, sestavljeni iz dveh ali osmih elektronov. Zunanje elektronske lupine atomov drugih elementov vsebujejo od enega do sedem elektronov, tj. so nedokončani. Ko nastane molekula, atomi težijo k pridobitvi stabilne dvoelektronske ali osemelektronske lupine. Valenčni elektroni atomov sodelujejo pri tvorbi kemijske vezi.

Kovalentna je kemična vez med dvema atomoma, ki jo tvorijo elektronski pari, ki hkrati pripadata tema dvema atomoma.

Obstajata dva mehanizma za nastanek kovalentnih vezi: izmenjava in donor-akceptor.

5.1.1. Menjalni mehanizem nastajanja kovalentne vezi

Menjalni mehanizem Tvorba kovalentne vezi se uresniči zaradi prekrivanja elektronskih oblakov elektronov, ki pripadajo različnim atomom. Na primer, ko se dva vodikova atoma približata drug drugemu, se 1s elektronske orbitale prekrivajo. Posledično se pojavi skupni par elektronov, ki hkrati pripada obema atomoma. V tem primeru kemično vez tvorijo elektroni z antiparalelnimi spini, sl. 5.1.

riž. 5.1. Nastanek molekule vodika iz dveh atomov H

5.1.2. Donorsko-akceptorski mehanizem za tvorbo kovalentnih vezi

Pri donorsko-akceptorskem mehanizmu nastajanja kovalentne vezi se vez tvori tudi s pomočjo elektronskih parov. Vendar pa v tem primeru en atom (donor) zagotovi svoj elektronski par, drugi atom (akceptor) pa sodeluje pri tvorbi vezi s svojo prosto orbitalo. Primer izvajanja donorske akceptorske vezi je tvorba amonijevega iona NH 4 + med interakcijo amoniaka NH 3 z vodikovim kationom H +.

V molekuli NH 3 trije elektronski pari tvorijo tri vezi N – H, četrti elektronski par, ki pripada atomu dušika, je osamljen. Ta elektronski par lahko tvori vez z vodikovim ionom, ki ima prazno orbitalo. Rezultat je amonijev ion NH 4 +, sl. 5.2.

riž. 5.2. Pojav donorsko-akceptorske vezi med tvorbo amonijevega iona

Upoštevati je treba, da so štiri kovalentne vezi N–H, ki obstajajo v ionu NH 4 +, enakovredne. V amonijevem ionu je nemogoče prepoznati vez, ki jo tvori donorsko-akceptorski mehanizem.

5.1.3. Polarna in nepolarna kovalentna vez

Če kovalentno vez tvorijo enaki atomi, se elektronski par nahaja na enaki razdalji med jedri teh atomov. Takšno kovalentno vez imenujemo nepolarna. Primeri molekul z nepolarno kovalentno vezjo so H2, Cl2, O2, N2 itd.

V primeru polarne kovalentne vezi se skupni elektronski par premakne k atomu z večjo elektronegativnostjo. Ta vrsta vezi se realizira v molekulah, ki jih tvorijo različni atomi. Polarna kovalentna vez se pojavi v molekulah HCl, HBr, CO, NO itd. Nastanek polarne kovalentne vezi v molekuli HCl lahko na primer predstavimo z diagramom, sl. 5.3:

riž. 5.3. Tvorba kovalentne polarne vezi v molekuli HC1

V obravnavani molekuli je elektronski par premaknjen k atomu klora, saj je njegova elektronegativnost (2,83) večja od elektronegativnosti atoma vodika (2,1).

5.1.4. Dipolni moment in struktura molekule

Merilo polarnosti vezi je njen dipolni moment μ:

μ = e l,

Kje e– naboj elektrona, l– razdalja med središči pozitivnih in negativnih nabojev.

Dipolni moment je vektorska količina. Pojma "dipolni moment vezi" in "dipolni moment molekule" sovpadata samo za dvoatomske molekule. Dipolni moment molekule je enak vektorski vsoti dipolnih momentov vseh vezi. Tako je dipolni moment poliatomske molekule odvisen od njene strukture.

V linearni molekuli CO 2 je na primer vsaka od vezi C–O polarna. Vendar pa je molekula CO 2 na splošno nepolarna, saj se dipolni momenti vezi med seboj izničijo (slika 5.4). Dipolni moment molekule ogljikovega dioksida je m = 0.

V oglati molekuli H2O se polarne vezi H–O nahajajo pod kotom 104,5 o. Vektorska vsota dipolnih momentov dveh H–O vezi je izražena z diagonalo paralelograma (slika 5.4). Zaradi tega dipolni moment molekule vode m ni enak nič.

riž. 5.4. Dipolni momenti molekul CO 2 in H 2 O

5.1.5. Valentnost elementov v spojinah s kovalentnimi vezmi

Valenca atomov je določena s številom neparnih elektronov, ki sodelujejo pri tvorbi skupnih elektronskih parov z elektroni drugih atomov. Atomi halogenov v molekulah F 2, HCl, PBr 3 in CCl 4 imajo en nesparjen elektron na zunanji elektronski plasti, zato so enovalentni. Elementi podskupine kisika vsebujejo dva nesparjena elektrona v zunanji plasti, zato so v spojinah, kot so O 2, H 2 O, H 2 S in SCl 2, dvovalentni.

Ker lahko poleg običajnih kovalentnih vezi v molekulah nastane vez z donorsko-akceptorskim mehanizmom, je valenca atomov odvisna tudi od prisotnosti osamljenih elektronskih parov in prostih elektronskih orbital. Kvantitativno merilo valence je število kemičnih vezi, s katerimi je določen atom povezan z drugimi atomi.

Največja valenca elementov praviloma ne sme presegati števila skupine, v kateri se nahajajo. Izjema so elementi sekundarne podskupine prve skupine Cu, Ag, Au, katerih valenca v spojinah je večja od ena. Valenčni elektroni vključujejo predvsem elektrone zunanjih plasti, pri elementih stranskih podskupin pa pri tvorbi kemijske vezi sodelujejo tudi elektroni predzadnjih (predzunanjih) plasti.

5.1.6. Valentnost elementov v normalnem in vzbujenem stanju

Valenca večine kemičnih elementov je odvisna od tega, ali so ti elementi v normalnem ali vzbujenem stanju. Elektronska konfiguracija atoma Li: 1s 2 2s 1. Atom litija na zunanjem nivoju ima en neparni elektron, tj. litij je monovalenten. Za pridobitev trivalentnega litija je potrebna zelo velika poraba energije, povezana s prehodom 1s elektrona v 2p orbitalo. Ta poraba energije je tako velika, da je ne nadomesti energija, ki se sprosti med nastajanjem kemičnih vezi. V zvezi s tem ni trivalentnih litijevih spojin.

Konfiguracija zunanje elektronske plasti elementov podskupine berilija ns 2. To pomeni, da sta v zunanji elektronski plasti teh elementov v orbitali ns celice dva elektrona z nasprotnimi spini. Elementi podskupine berilija ne vsebujejo neparnih elektronov, zato je njihova valenca v normalnem stanju enaka nič. V vzbujenem stanju je elektronska konfiguracija elementov podskupine berilija ns 1 nр 1, tj. elementi tvorijo spojine, v katerih so dvovalentni.

Valenčne možnosti atoma bora

Oglejmo si elektronsko konfiguracijo atoma bora v osnovnem stanju: 1s 2 2s 2 2p 1. Atom bora v osnovnem stanju vsebuje en nesparjen elektron (slika 5.5), tj. je monovalenten. Vendar za bor ni značilna tvorba spojin, v katerih bi bil monovalenten. Ko je atom bora vzbujen, en 2s elektron preide v 2p orbitalo (slika 5.5). Atom bora v vzbujenem stanju ima 3 neparne elektrone in lahko tvori spojine, v katerih je njegova valenca tri.

riž. 5.5. Valenčna stanja atoma bora v normalnem in vzbujenem stanju

Energija, porabljena za prehod atoma v vzbujeno stanje znotraj ene energetske ravni, je praviloma več kot kompenzirana z energijo, ki se sprosti med tvorbo dodatnih vezi.

Zaradi prisotnosti ene proste 2p orbitale v borovem atomu lahko bor v spojinah tvori četrto kovalentno vez, ki deluje kot akceptor elektronskega para. Slika 5.6 prikazuje interakcijo molekule BF z ionom F –, kar ima za posledico nastanek – iona, v katerem bor tvori štiri kovalentne vezi.

riž. 5.6. Donorsko-akceptorski mehanizem za nastanek četrte kovalentne vezi pri atomu bora

Valenčne možnosti atoma dušika

Oglejmo si elektronsko strukturo atoma dušika (slika 5.7).

riž. 5.7. Porazdelitev elektronov v orbitalah atoma dušika

Iz predstavljenega diagrama je razvidno, da ima dušik tri neparne elektrone, lahko tvori tri kemične vezi in je njegova valenca tri. Prehod atoma dušika v vzbujeno stanje je nemogoč, saj druga energijska raven ne vsebuje d-orbital. Istočasno lahko atom dušika zagotovi osamljen elektronski par zunanjih elektronov 2s 2 atomu, ki ima prosto orbitalo (akceptor). Posledično se pojavi četrta kemična vez atoma dušika, kot je to na primer v amonijevem ionu (slika 5.2). Tako je največja kovalentnost (število nastalih kovalentnih vezi) atoma dušika štiri. V svojih spojinah dušik, za razliko od drugih elementov pete skupine, ne more biti pentavalenten.

Valenčne možnosti atomov fosforja, žvepla in halogena

Za razliko od atomov dušika, kisika in fluora imajo atomi fosforja, žvepla in klora, ki se nahajajo v tretji periodi, proste 3d celice, v katere lahko prehajajo elektroni. Ko je atom fosforja vzbujen (slika 5.8), ima na svoji zunanji elektronski plasti 5 neparnih elektronov. Posledično lahko v spojinah atom fosforja ni le tri-, ampak tudi petovaleten.

riž. 5.8. Porazdelitev valenčnih elektronov po orbitalah za atom fosforja v vzbujenem stanju

V vzbujenem stanju ima žveplo poleg valence dve še valenco štiri in šest. V tem primeru sta elektrona 3p in 3s zaporedno seznanjena (slika 5.9).

riž. 5.9. Valenčne možnosti atoma žvepla v vzbujenem stanju

V vzbujenem stanju je za vse elemente glavne podskupine skupine V, razen fluora, možno zaporedno združevanje najprej p- in nato s-elektronskih parov. Posledično ti elementi postanejo tri-, pet- in sedemvalentni (slika 5.10).

riž. 5.10. Valenčne možnosti atomov klora, broma in joda v vzbujenem stanju

5.1.7. Dolžina, energija in smer kovalentne vezi

Kovalentne vezi se običajno oblikujejo med nekovinskimi atomi. Glavne značilnosti kovalentne vezi so dolžina, energija in smer.

Dolžina kovalentne vezi

Dolžina vezi je razdalja med jedri atomov, ki tvorijo to vez. Določeno je z eksperimentalno fizikalnimi metodami. Dolžino vezi lahko ocenimo s pravilom aditivnosti, po katerem je dolžina vezi v molekuli AB približno enaka polovici vsote dolžin vezi v molekulah A 2 in B 2:

.

Od zgoraj navzdol vzdolž podskupin periodičnega sistema elementov se dolžina kemijske vezi povečuje, saj se v tej smeri povečujejo polmeri atomov (tabela 5.1). Ko se množina vezi poveča, se njena dolžina zmanjša.

Tabela 5.1.

Dolžina nekaterih kemičnih vezi

Komunikacijska energija

Merilo za moč vezi je energija vezi. Komunikacijska energija določena z energijo, potrebno za prekinitev vezi in odstranitev atomov, ki tvorijo to vez, na neskončno veliko razdaljo drug od drugega. Kovalentna vez je zelo močna. Njegova energija se giblje od nekaj deset do nekaj sto kJ/mol. Za molekulo IСl 3 je na primer Ebond ≈40, za molekule N 2 in CO pa je Ebond ≈1000 kJ/mol.

Od zgoraj navzdol vzdolž podskupin periodičnega sistema elementov se energija kemijske vezi zmanjšuje, saj se dolžina vezi v tej smeri povečuje (tabela 5.1). Z večanjem množice vezi se povečuje njena energija (tabela 5.2).

Tabela 5.2.

Energije nekaterih kemijskih vezi

Nasičenost in usmerjenost kovalentnih vezi

Najpomembnejši lastnosti kovalentne vezi sta njena nasičenost in usmerjenost. Nasičenost lahko definiramo kot sposobnost atomov, da tvorijo omejeno število kovalentnih vezi. Tako lahko atom ogljika tvori le štiri kovalentne vezi, atom kisika pa dve. Največje število navadnih kovalentnih vezi, ki jih lahko tvori atom (brez vezi, ki jih tvori donorsko-akceptorski mehanizem), je enako številu nesparjenih elektronov.

Kovalentne vezi imajo prostorsko orientacijo, saj pride do prekrivanja orbital med tvorbo enojne vezi vzdolž črte, ki povezuje atomska jedra. Prostorska razporeditev elektronskih orbital molekule določa njeno geometrijo. Kote med kemičnimi vezmi imenujemo vezni koti.

Nasičenost in usmerjenost kovalentne vezi razlikuje to vez od ionske vezi, ki je za razliko od kovalentne vezi nenasičena in neusmerjena.

Prostorska zgradba molekul H 2 O in NH 3

Oglejmo si smer kovalentne vezi na primeru molekul H 2 O in NH 3.

Molekula H 2 O je sestavljena iz atoma kisika in dveh atomov vodika. Atom kisika ima dva nesparjena p elektrona, ki zasedata dve orbitali, ki se nahajata pravokotno druga na drugo. Atomi vodika imajo nesparjene 1s elektrone. Kot med vezmi, ki jih tvorijo p-elektroni, mora biti blizu kota med orbitalami p-elektronov. Eksperimentalno pa je bilo ugotovljeno, da je kot med vezmi O–H v molekuli vode 104,50. Povečanje kota v primerjavi s kotom 90 o je mogoče pojasniti z odbojnimi silami, ki delujejo med vodikovimi atomi, sl. 5.11. Tako ima molekula H 2 O oglato obliko.

Pri tvorbi molekule NH 3 sodelujejo trije neparni p-elektroni atoma dušika, katerih orbitale se nahajajo v treh medsebojno pravokotnih smereh. Zato morajo biti tri vezi N–H med seboj nameščene pod kotom blizu 90° (slika 5.11). Eksperimentalna vrednost kota med vezmi v molekuli NH 3 je 107,3°. Razlika med koti med vezmi in teoretičnimi vrednostmi je, tako kot v primeru molekule vode, posledica medsebojnega odbijanja vodikovih atomov. Poleg tega predstavljene sheme ne upoštevajo možnosti sodelovanja dveh elektronov v 2s orbitalah pri tvorbi kemičnih vezi.

riž. 5.11. Prekrivanje elektronskih orbital med tvorbo kemijskih vezi v molekulah H 2 O (a) in NH 3 (b)

Oglejmo si nastanek molekule BeC1 2. Atom berilija v vzbujenem stanju ima dva nesparjena elektrona: 2s in 2p. Lahko se domneva, da mora atom berilija tvoriti dve vezi: eno vez, ki jo tvori s-elektron, in eno vez, ki jo tvori p-elektron. Te vezi morajo imeti različne energije in različne dolžine. Molekula BeCl 2 v tem primeru ne bi smela biti linearna, ampak kotna. Izkušnje pa kažejo, da ima molekula BeCl 2 linearno strukturo in sta obe kemijski vezi v njej enakovredni. Podobno situacijo opazimo pri obravnavi strukture molekul BCl 3 in CCl 4 - vse vezi v teh molekulah so enakovredne. Molekula BC1 3 ima ravno strukturo, CC1 4 ima tetraedrsko strukturo.

Za razlago strukture molekul, kot so BeCl 2, BCl 3 in CCl 4, Pauling in Slater(ZDA) uvedel koncept hibridizacije atomskih orbital. Predlagali so zamenjavo več atomskih orbital, ki se po energiji ne razlikujejo veliko, z enakim številom enakovrednih orbital, imenovanih hibridne. Te hibridne orbitale so sestavljene iz atomskih orbital zaradi njihove linearne kombinacije.

Po L. Paulingu je mogoče, ko kemične vezi tvori atom, ki ima v eni plasti elektrone različnih vrst in se zato ne zelo razlikujejo po energiji (na primer s in p), spremeniti konfiguracija orbital različne vrste, pri katerih pride do njihove uskladitve v obliki in energiji. Posledično nastanejo hibridne orbitale, ki imajo asimetrično obliko in so močno podaljšane na eni strani jedra. Pomembno je poudariti, da se hibridizacijski model uporablja, kadar so pri tvorbi vezi udeleženi elektroni različnih vrst, na primer s in p.

5.1.8.2. Različne vrste atomske orbitalne hibridizacije

sp hibridizacija

Hibridizacija enega s- in enega R- orbitale ( sp- hibridizacija) se realizira na primer med tvorbo berilijevega klorida. Kot je prikazano zgoraj, ima atom Be v vzbujenem stanju dva nesparjena elektrona, od katerih eden zaseda orbitalo 2s, drugi pa orbitalo 2p. Ko nastane kemijska vez, se ti dve različni orbitali spremenita v dve enaki hibridni orbitali, ki sta druga proti drugi usmerjeni pod kotom 180° (slika 5.12). Linearna razporeditev dveh hibridnih orbital ustreza njunemu minimalnemu odbijanju drug od drugega. Zaradi tega ima molekula BeCl 2 linearno strukturo - vsi trije atomi se nahajajo na isti premici.

riž. 5.12. Diagram prekrivanja elektronskih orbital med nastankom molekule BeCl 2

Struktura molekule acetilena; sigma in pi vezi

Oglejmo si diagram prekrivanja elektronskih orbital med nastankom molekule acetilena. V molekuli acetilena je vsak atom ogljika v sp-hibridnem stanju. Dve sp-hibridni orbitali se med seboj nahajata pod kotom 1800; tvorijo eno σ vez med ogljikovimi atomi in dve σ vezi z vodikovimi atomi (slika 5.13).

riž. 5.13. Shema nastajanja s-vezi v molekuli acetilena

σ vez je vez, ki nastane kot posledica prekrivanja elektronskih orbital vzdolž črte, ki povezuje jedra atomov.

Vsak atom ogljika v molekuli acetilena vsebuje še dva p-elektrona, ki ne sodelujeta pri tvorbi σ vezi. Elektronski oblaki teh elektronov se nahajajo v medsebojno pravokotnih ravninah in medsebojno prekrivajo tvorijo še dve π vezi med ogljikovimi atomi zaradi stranskega prekrivanja nehibridnih R–oblaki (slika 5.14).

π vez je kovalentna kemična vez, ki nastane kot posledica povečanja elektronske gostote na obeh straneh črte, ki povezuje jedra atomov.

riž. 5.14. Shema tvorbe σ - in π - vezi v molekuli acetilena.

Tako se v molekuli acetilena med atomi ogljika tvori trojna vez, ki je sestavljena iz ene σ - vezi in dveh π - vezi; σ -vezi so močnejše od π-vezi.

sp2 hibridizacija

Strukturo molekule BCl 3 je mogoče razložiti z sp 2- hibridizacija. Atom bora v vzbujenem stanju na zunanji elektronski plasti vsebuje en s-elektron in dva p-elektrona, tj. trije nesparjeni elektroni. Te tri elektronske oblake je mogoče pretvoriti v tri enakovredne hibridne orbitale. Najmanjši odboj treh hibridnih orbital drug od drugega ustreza njihovi lokaciji v isti ravnini pod kotom 120 o drug proti drugemu (slika 5.15). Tako ima molekula BCl 3 ravno obliko.

riž. 5.15. Ploščata struktura molekule BCl 3

sp 3 - hibridizacija

Valenčne orbitale ogljikovega atoma (s, р x, р y, р z) lahko pretvorimo v štiri enakovredne hibridne orbitale, ki se nahajajo v prostoru pod kotom 109,5 o druga na drugo in so usmerjene v oglišča tetraedra. , v središču katerega je jedro ogljikovega atoma (slika 5.16).

riž. 5.16. Tetraedrična zgradba molekule metana

5.1.8.3. Hibridizacija, ki vključuje osamljene elektronske pare

S hibridizacijskim modelom lahko razložimo zgradbo molekul, ki poleg veznih vsebujejo tudi osamljene elektronske pare. V molekulah vode in amoniaka je skupno število elektronskih parov centralnega atoma (O in N) štiri. Hkrati ima molekula vode dva, molekula amoniaka pa en osamljeni par elektronov. Nastanek kemičnih vezi v teh molekulah je mogoče razložiti s predpostavko, da lahko osamljeni pari elektronov zapolnijo tudi hibridne orbitale. Enotni elektronski pari zavzamejo veliko več prostora v prostoru kot vezni. Zaradi odbijanja, ki nastane med posameznimi in veznimi elektronskimi pari, se vezni koti v molekulah vode in amoniaka zmanjšajo, kar se izkaže za manj kot 109,5 o.

riž. 5.17. sp 3 – hibridizacija, ki vključuje osamljene elektronske pare v molekulah H 2 O (A) in NH 3 (B)

5.1.8.4. Ugotavljanje vrste hibridizacije in določanje zgradbe molekul

Za določitev vrste hibridizacije in posledično strukture molekul je treba uporabiti naslednja pravila.

1. Vrsta hibridizacije centralnega atoma, ki ne vsebuje osamljenih parov elektronov, je določena s številom sigma vezi. Če obstajata dve taki vezi, pride do sp-hibridizacije, tri - sp 2 -hibridizacije, štiri - sp 3 -hibridizacije. Lone elektronskih parov (v odsotnosti vezi, ki jih tvori donorsko-akceptorski mehanizem) ni v molekulah, ki jih tvorijo atomi berilija, bora, ogljika, silicija, tj. v elementih glavnih podskupin II - IV skupin.

2. Če osrednji atom vsebuje osamljene elektronske pare, potem sta število hibridnih orbital in vrsta hibridizacije določena z vsoto števila sigma vezi in števila prostih elektronskih parov. Hibridizacija, ki vključuje osamljene elektronske pare, se pojavi v molekulah, ki jih tvorijo atomi dušika, fosforja, kisika, žvepla, tj. elementi glavnih podskupin skupin V in VI.

3. Geometrijska oblika molekul je določena z vrsto hibridizacije centralnega atoma (tabela 5.3).

Tabela 5.3.

Vezni koti, geometrijska oblika molekul v odvisnosti od števila hibridnih orbital in vrste hibridizacije centralnega atoma

5.2. Ionska vez

Ionska vez nastane zaradi elektrostatične privlačnosti med nasprotno nabitimi ioni. Ti ioni nastanejo kot posledica prenosa elektronov iz enega atoma v drugega. Ionska vez nastane med atomi, ki imajo velike razlike v elektronegativnosti (običajno večjo od 1,7 po Paulingovi lestvici), na primer med atomi alkalijskih kovin in halogenov.

Razmislimo o pojavu ionske vezi na primeru nastanka NaCl. Iz elektronskih formul atomov Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 in Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 je razvidno, da je za dokončanje zunanje ravni atom natrija lažje oddati en elektron kot dodati sedem, in klorovemu atomu je lažje dodati enega, kot oddati sedem. Pri kemijskih reakcijah atom natrija odda en elektron, atom klora pa ga prevzame. Zaradi tega se elektronske lupine atomov natrija in klora spremenijo v stabilne elektronske lupine žlahtnih plinov (elektronska konfiguracija natrijevega kationa je Na + 1s 2 2s 2 2p 6, elektronska konfiguracija klorovega aniona Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Elektrostatična interakcija ionov povzroči nastanek molekule NaCl.

Osnovne značilnosti ionskih vezi in lastnosti ionskih spojin

1. Ionska vez je močna kemična vez. Energija te vezi je reda 300 – 700 kJ/mol.

2. Za razliko od kovalentne vezi je ionska vez neusmerjen, saj lahko ion k sebi pritegne ione nasprotnega predznaka v kateri koli smeri.

3. Za razliko od kovalentne je ionska vez nenasičen, saj interakcija ionov nasprotnega znaka ne vodi do popolne medsebojne kompenzacije njihovih silnih polj.

4. Pri nastajanju molekul z ionsko vezjo ne pride do popolnega prenosa elektronov, zato stoodstotne ionske vezi v naravi ne obstajajo. V molekuli NaCl je kemična vez le 80 % ionska.

5. Spojine z ionskimi vezmi so kristalne trdne snovi, ki imajo visoka tališča in vrelišča.

6. Večina ionskih spojin je topnih v vodi. Raztopine in taline ionskih spojin prevajajo električni tok.

5.3. Kovinska povezava

Kovinski atomi na zunanji energijski ravni vsebujejo majhno število valenčnih elektronov. Ker je ionizacijska energija kovinskih atomov nizka, se valenčni elektroni v teh atomih slabo zadržujejo. Posledično se v kristalni mreži kovin pojavijo pozitivno nabiti ioni in prosti elektroni. V tem primeru se kovinski kationi nahajajo v vozliščih njihove kristalne mreže, elektroni pa se prosto gibljejo v polju pozitivnih centrov in tvorijo tako imenovani "elektronski plin". Prisotnost negativno nabitega elektrona med dvema kationoma povzroči interakcijo vsakega kationa s tem elektronom. Kovinska vez je torej vez med pozitivnimi ioni v kovinskih kristalih, ki nastane s privabljanjem elektronov, ki se prosto gibljejo po kristalu.

Ker so valenčni elektroni v kovini enakomerno porazdeljeni po kristalu, je kovinska vez, tako kot ionska vez, neusmerjena vez. Za razliko od kovalentne vezi je kovinska vez nenasičena vez. Iz kovalentne vezi kovinska povezava Razlikuje se tudi po vzdržljivosti. Energija kovinske vezi je približno tri do štirikrat manjša od energije kovalentne vezi.

Zaradi visoke mobilnosti elektronskega plina je za kovine značilna visoka električna in toplotna prevodnost.

5.4. Vodikova vez

V molekulah spojin HF, H 2 O, NH 3 obstajajo vodikove vezi z močno elektronegativnim elementom (H–F, H–O, H–N). Med molekulami takšnih spojin se lahko tvorijo medmolekulske vodikove vezi. V nekaterih organskih molekulah, ki vsebujejo H–O, H–N vezi, intramolekularne vodikove vezi.

Mehanizem tvorbe vodikove vezi je deloma elektrostatičen, deloma donorsko-akceptorski. V tem primeru je donor elektronskega para atom močno elektronegativnega elementa (F, O, N), akceptor pa vodikovi atomi, povezani s temi atomi. Tako kot za kovalentne vezi so tudi za vodikove vezi značilne fokus v vesolju in nasičenost.

Vodikove vezi običajno označujemo s pikami: H ··· F. Močnejša kot je vodikova vez, večja je elektronegativnost partnerskega atoma in manjša je njegova velikost. Značilen je predvsem za fluorove spojine, pa tudi za kisik, v manjši meri za dušik, še manj pa za klor in žveplo. Temu primerno se spremeni tudi energija vodikove vezi (tabela 5.4).

Tabela 5.4.

Povprečne vrednosti energij vodikove vezi

Medmolekulske in intramolekularne vodikove vezi

Zaradi vodikovih vezi se molekule združujejo v dimere in bolj zapletene asociate. Na primer, nastanek dimera mravljinčne kisline lahko predstavimo z naslednjim diagramom (slika 5.18).

riž. 5.18. Tvorba medmolekularnih vodikovih vezi v mravljični kislini

V vodi se lahko pojavijo dolge verige (H 2 O) n asociatov (slika 5.19).

riž. 5.19. Tvorba verige asociatov v tekoči vodi zaradi medmolekularnih vodikovih vezi

Vsaka molekula H2O lahko tvori štiri vodikove vezi, molekula HF pa le dve.

Vodikove vezi se lahko pojavijo tako med različnimi molekulami (intermolekularna vodikova vez) kot znotraj molekule (intramolekularna vodikova vez). Primeri tvorbe intramolekularnih vezi za nekatere organske snovi so predstavljeni na sl. 5.20.

riž. 5.20. Tvorba intramolekularnih vodikovih vezi v molekulah različnih organskih spojin

Vpliv vodikove vezi na lastnosti snovi

Najprimernejši pokazatelj obstoja medmolekulskih vodikovih vezi je vrelišče snovi. Višje vrelišče vode (100 o C v primerjavi z vodikovimi spojinami elementov kisikove podskupine (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) je razloženo s prisotnostjo vodikovih vezi: za uničenje medmolekularnih je potrebna dodatna energija. vodikove vezi v vodi.

Vodikova vez lahko pomembno vpliva na strukturo in lastnosti snovi. Obstoj medmolekularnih vodikovih vezi poveča tališče in vrelišče snovi. Prisotnost intramolekularne vodikove vezi povzroči, da se molekula deoksiribonukleinske kisline (DNK) v vodi zvije v dvojno vijačnico.

Vodikova vez ima tudi pomembno vlogo pri procesih raztapljanja, saj je topnost odvisna tudi od sposobnosti spojine, da tvori vodikove vezi s topilom. Zaradi tega so snovi, ki vsebujejo OH skupine, kot so sladkor, glukoza, alkoholi in karboksilne kisline, praviloma dobro topne v vodi.

5.5. Vrste kristalnih mrež

Trdne snovi imajo običajno kristalno strukturo. Delci, ki sestavljajo kristale (atomi, ioni ali molekule), se nahajajo na strogo določenih točkah v prostoru in tvorijo kristalno mrežo. Kristalna mreža je sestavljena iz elementarnih celic, ki ohranjajo strukturne značilnosti, značilne za določeno mrežo. Točke, v katerih se nahajajo delci, imenujemo vozlišča kristalne mreže. Glede na vrsto delcev, ki se nahajajo na mrežnih mestih, in naravo povezave med njimi ločimo 4 vrste kristalnih mrež.

5.5.1. Atomska kristalna mreža

V vozliščih atomskih kristalnih mrež so atomi, ki so med seboj povezani s kovalentnimi vezmi. Snovi, ki imajo atomsko mrežo, vključujejo diamant, silicij, karbide, silicide itd. V strukturi atomskega kristala je nemogoče izolirati posamezne molekule; celoten kristal velja za eno velikansko molekulo. Struktura diamanta je prikazana na sl. 5.21. Diamant je sestavljen iz atomov ogljika, od katerih je vsak vezan na štiri sosednje atome. Ker so kovalentne vezi močne, so vse snovi z atomsko mrežo ognjevzdržne, trde in nizkohlapne. So rahlo topni v vodi.

riž. 5.21. Diamantna kristalna mreža

5.5.2. Molekularna kristalna mreža

V vozliščih molekularnih kristalnih mrež so molekule, ki so med seboj povezane s šibkimi medmolekularnimi silami. Zato imajo snovi z molekularno mrežo nizko trdoto, so taljive, za katere je značilna znatna hlapnost, so rahlo topne v vodi, njihove raztopine pa praviloma ne prevajajo električnega toka. Znanih je veliko snovi z molekularno kristalno mrežo. To so trdni vodik, klor, ogljikov monoksid (IV) in druge snovi, ki so pri navadnih temperaturah v plinastem stanju. Večina kristalnih organskih spojin ima molekulsko mrežo.

5.5.3. Ionska kristalna mreža

Imenujejo se kristalne mreže, ki v svojih vozliščih vsebujejo ione ionski. Tvorijo jih snovi z ionskimi vezmi, na primer halogenidi alkalijskih kovin. V ionskih kristalih ni mogoče ločiti posameznih molekul; celoten kristal je mogoče obravnavati kot eno makromolekulo. Vezi med ioni so močne, zato imajo snovi z ionsko mrežo nizko hlapnost ter visoka tališča in vrelišča. Kristalna mreža natrijevega klorida je prikazana na sl. 5.22.

riž. 5.22. Kristalna mreža natrijevega klorida

Na tej sliki so svetle kroglice Na + ioni, temne kroglice pa Cl – ioni. Na levi strani na sl. Slika 5.22 prikazuje enotsko celico NaCl.

5.5.4. Kovinska kristalna mreža

Kovine v trdnem stanju tvorijo kovinske kristalne mreže. Mesta takšnih mrež vsebujejo pozitivne kovinske ione, med njimi pa se prosto gibljejo valenčni elektroni. Elektroni elektrostatsko privlačijo katione in s tem dajejo stabilnost kovinski mreži. Ta mrežasta struktura določa visoko toplotno prevodnost, električno prevodnost in plastičnost kovin - med mehansko deformacijo ne pride do lomljenja vezi in uničenja kristala, saj se zdi, da ioni, ki ga sestavljajo, lebdijo v oblaku elektronskega plina. Na sl. Slika 5.23 prikazuje kristalno mrežo natrija.

riž. 5.23. Natrijeva kristalna mreža

Kemična vez.

določanje kemijske vezi;

vrste kemijskih vezi;

metoda valenčne vezi;

osnovne značilnosti kovalentnih vezi;

mehanizmi nastajanja kovalentne vezi;

kompleksne spojine;

molekularna orbitalna metoda;

medmolekularne interakcije.

DEFINICIJA KEMIJSKE VEZI

Kemična vez imenujemo interakcija med atomi, ki vodi do tvorbe molekul ali ionov in močnega zadrževanja atomov drug blizu drugega.

Kemična vez je elektronske narave, to pomeni, da se izvaja zaradi interakcije valenčnih elektronov. Glede na porazdelitev valenčnih elektronov v molekuli ločimo naslednje vrste vezi: ionske, kovalentne, kovinske itd. Ionsko vez lahko obravnavamo kot skrajni primer kovalentne vezi med atomi, ki se po naravi močno razlikujejo.

VRSTE KEMIJSKE VEZI

Ionska vez.

Osnovne določbe sodobne teorije ionske vezi.

Ionska vez nastane med interakcijo elementov, ki se med seboj močno razlikujejo po lastnostih, to je med kovinami in nekovinami.

Nastanek kemijske vezi je razložen z željo atomov po doseganju stabilne osemelektronske zunanje lupine (s 2 p 6).

Ca: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2

Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 str 6

Cl: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 5

Cl – : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 str 6

Nastali nasprotno nabiti ioni se držijo drug blizu drugega zaradi elektrostatične privlačnosti.

Ionska vez ni usmerjena.

Čisto ionska vez ne obstaja. Ker je ionizacijska energija večja od energije afinitete za elektron, do popolnega prenosa elektrona ne pride niti pri paru atomov z veliko razliko v elektronegativnosti. Zato lahko govorimo o deležu ionnosti vezi. Največja ionskost vezi je pri fluoridih in kloridih s-elementov.

Tako je v kristalih RbCl, KCl, NaCl in NaF 99, 98, 90 oziroma 97 %.

Kovalentna vez.

Osnovne določbe sodobne teorije kovalentnih vezi.

Kovalentna vez nastane med elementi s podobnimi lastnostmi, to je nekovinami.

Vsak element zagotavlja 1 elektron za tvorbo vezi, spini elektronov pa morajo biti antiparalelni. Če kovalentno vez tvorijo atomi istega elementa, potem ta vez ni polarna, to pomeni, da skupni elektronski par ni premaknjen na nobenega od atomov..

Če kovalentno vez tvorita dva različna atoma, se skupni elektronski par premakne k najbolj elektronegativnemu atomu, to polarna kovalentna vez,l Ko nastane kovalentna vez, se elektronski oblaki medsebojno delujočih atomov prekrivajo; posledično se v prostoru med atomi pojavi območje povečane elektronske gostote, ki privlači pozitivno nabita jedra medsebojno delujočih atomov in jih zadržuje drug ob drugem. Posledično se energija sistema zmanjša (slika 14). Ko pa so atomi zelo blizu skupaj, se odbojnost jeder poveča. Zato je med jedri optimalna razdalja (

dolžina povezave l sv), pri katerem ima sistem minimalno energijo. V tem stanju se sprošča energija, imenovana vezavna energija – E St.

riž. 14. Odvisnost energije sistemov dveh vodikovih atomov z vzporednimi (1) in antiparalelnimi (2) spini od razdalje med jedri (E je energija sistema, E je energija vezave, r je razdalja med jedri jedra,

– dolžina komunikacije).

Za opisovanje kovalentnih vezi se uporabljata dve metodi: metoda valenčne vezi (VB) in metoda molekularne orbite (MMO).

METODA VALENČNIH VEZI. Metoda BC temelji na naslednjih določbah:

1. Kovalentno kemično vez tvorita dva elektrona z nasprotnima spinoma in ta elektronski par pripada dvema atomoma. Kombinacije takšnih dvoelektronskih vezi z dvema središčema, ki odražajo elektronsko strukturo molekule, se imenujejo

Za vizualno upodobitev valenčnih shem se običajno uporablja naslednja metoda: elektroni, ki se nahajajo v zunanji elektronski plasti, so označeni s pikami, ki se nahajajo okoli kemijskega simbola atoma. Elektroni, ki si jih delita dva atoma, so prikazani s pikami med njunimi kemičnimi simboli; dvojna ali trojna vez je označena z dvema oziroma tremi pari skupnih točk:

N: 1 s 2 2s 2 str 3 ;

C: 1 s 2 2s 2 str 4

Iz zgornjih diagramov je razvidno, da vsak par elektronov, ki povezuje dva atoma, ustreza eni črti, ki prikazuje kovalentno vez v strukturnih formulah:

Število skupnih elektronskih parov, ki povezujejo atom določenega elementa z drugimi atomi, ali, z drugimi besedami, število kovalentnih vezi, ki jih tvori atom, se imenuje kovalentnost po metodi BC. Tako je kovalentnost vodika 1, dušika pa 3.

Glede na način prekrivanja elektronskih oblakov so povezave dveh vrst:  - povezava in  - povezava.

 - vez nastane, ko se dva elektronska oblaka prekrivata vzdolž osi, ki povezuje jedra atomov.

riž. 15. Shema oblikovanja  - povezav.

 - vez nastane, ko se elektronski oblaki prekrivajo na obeh straneh črte, ki povezuje jedra medsebojno delujočih atomov.

riž. 16. Shema oblikovanja  - povezav.

OSNOVNE ZNAČILNOSTI KOVALENTNE VEZI.

1. Dolžina povezave, ℓ. To je najmanjša razdalja med jedri medsebojno delujočih atomov, ki ustreza najbolj stabilnemu stanju sistema.

2. Energija vezi, E min – to je količina energije, ki jo je treba porabiti za prekinitev kemične vezi in za odstranitev atomov preko meja interakcije.

3. Dipolni moment povezave, ,=qℓ. Dipolni moment služi kot kvantitativno merilo polarnosti molekule. Pri nepolarnih molekulah je dipolni moment enak 0, pri nepolarnih molekulah pa ni enak 0. Dipolni moment večatomske molekule je enak vektorski vsoti dipolov posameznih vezi:

4. Za kovalentno vez je značilna usmerjenost. Smer kovalentne vezi je določena s potrebo po največjem prekrivanju v prostoru elektronskih oblakov medsebojno delujočih atomov, kar vodi do tvorbe najmočnejših vezi.

Ker so te -vezi strogo orientirane v prostoru, so lahko glede na sestavo molekule med seboj pod določenim kotom – takšen kot imenujemo valenca.

Dvoatomske molekule imajo linearno strukturo. Poliatomske molekule imajo bolj zapleteno konfiguracijo. Oglejmo si geometrijo različnih molekul na primeru tvorbe hidridov.

1. VI skupina, glavna podskupina (razen kisika), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te.

S1s 2 2s 2 r 6 3s 2 r 4

Za vodik pri tvorbi vezi sodeluje elektron s s-AO, za žveplo - 3p y in 3p z. Molekula H2S ima ravno strukturo s kotom med vezmi 90 0. .

Slika 17. Struktura molekule H 2 E

2. Hidridi elementov skupine V, glavna podskupina: PH 3, AsH 3, SbH 3.

Р 1s 2 2s 2 р 6 3s 2 р 3 .

Pri tvorbi vezi sodelujejo: za vodik s-AO, za fosfor - p y, p x in p z AO.

Molekula PH 3 ima obliko trigonalne piramide (na dnu je trikotnik).

Slika 18. Struktura molekule EN 3

5. Nasičenost kovalentna vez je število kovalentnih vezi, ki jih lahko tvori atom. Omejeno je, ker element ima omejeno število valenčnih elektronov. Največje število kovalentnih vezi, ki jih lahko dani atom tvori v osnovnem ali vzbujenem stanju, se imenuje njegovo kovalentnost.

Primer: vodik je monokovalenten, kisik je bikovalenten, dušik je trivalenten itd.

Nekateri atomi lahko povečajo svojo kovalentnost v vzbujenem stanju z disociacijo parnih elektronov.

Primer. Bodi 0 1 s 2 2s 2

Atom berilija ima v vzbujenem stanju en valenčni elektron na 2p-AO in en elektron na 2s-AO, to je kovalentnost Be 0 = 0 in kovalentnost Be* = 2. Med interakcijo pride do hibridizacije orbital.

Hibridizacija- to je izenačitev energije različnih AO kot posledica mešanja pred kemijsko interakcijo. Hibridizacija je pogojna tehnika, ki omogoča napovedovanje strukture molekule z uporabo kombinacije AO. Tisti AO, katerih energije so blizu, lahko sodelujejo pri hibridizaciji.

Vsaka vrsta hibridizacije ustreza določeni geometrijski obliki molekul.

Pri hidridih elementov II.skupine glavne podskupine sodelujeta pri tvorbi vezi dve enaki sp-hibridni orbitali. Ta vrsta povezave se imenuje sp-hibridizacija.

Slika 19. Molekula BeH 2 .sp-hibridizacija.

sp-hibridne orbitale imajo asimetrično obliko; podolgovati deli AO so usmerjeni proti vodiku z veznim kotom 180 o. Zato ima molekula BeH 2 linearno strukturo (slika).

Razmislimo o strukturi molekul hidridov elementov skupine III glavne podskupine na primeru tvorbe molekule BH 3.

B 0 1s 2 2s 2 str 1

Kovalenca B 0 = 1, kovalentnost B* = 3.

Pri tvorbi vezi sodelujejo tri sp-hibridne orbitale, ki nastanejo kot posledica prerazporeditve elektronskih gostot s-AO in dveh p-AO. Ta vrsta povezave se imenuje sp 2 - hibridizacija. Vezni kot pri sp 2 - hibridizacija je 120 0, zato ima molekula BH 3 ravno trikotno strukturo.

Slika 20. Molekula BH 3. sp 2 -Hibridizacija.

Na primeru tvorbe molekule CH 4 razmislimo o strukturi molekul hidridov elementov skupine IV glavne podskupine.

C 0 1s 2 2s 2 str 2

Kovalenca C0 = 2, kovalentnost C* = 4.

V ogljiku štiri sp-hibridne orbitale sodelujejo pri tvorbi kemične vezi, ki nastane kot posledica prerazporeditve gostote elektronov med s-AO in tremi p-AO. Oblika molekule CH 4 je tetraeder, vezni kot je 109°28`.

riž. 21. Molekula CH 4 .sp 3 -Hibridizacija.

Izjema od splošnega pravila sta molekuli H 2 O in NH 3.

V molekuli vode je kot med vezmi 104,5 stopinj. Za razliko od hidridov drugih elementov v tej skupini ima voda posebne lastnosti: je polarna in diamagnetna. Vse to je razloženo z dejstvom, da je vrsta vezi v molekuli vode sp 3. To pomeni, da štiri sp - hibridne orbitale sodelujejo pri tvorbi kemične vezi. Dve orbitali vsebujeta po en elektron, ti orbitali interagirata z vodikom, drugi dve orbitali pa vsebujeta par elektronov. Prisotnost teh dveh orbital pojasnjuje edinstvene lastnosti vode.

V molekuli amoniaka so koti med vezmi približno 107,3 ​​o, kar pomeni, da je oblika molekule amoniaka tetraeder, vrsta vezi je sp 3. Pri tvorbi vezi na molekuli dušika sodelujejo štiri hibridne sp 3 orbitale. Tri orbitale vsebujejo po en elektron; četrta AO vsebuje osamljeni par elektronov, kar določa edinstvenost molekule amoniaka.

MEHANIZMI TVORBE KOVALENTNE VEZI.

MBC omogoča razlikovanje med tremi mehanizmi tvorbe kovalentne vezi: izmenjavo, donor-akceptor in dativ.

Menjalni mehanizem. Vključuje tiste primere tvorbe kemične vezi, ko vsak od dveh povezanih atomov dodeli en elektron za delitev, kot da bi ju izmenjeval. Za vezavo jeder dveh atomov morajo biti elektroni v prostoru med jedri. To območje v molekuli imenujemo vezavno območje (območje, kjer je najverjetneje, da se nahaja elektronski par v molekuli). Da pride do izmenjave nesparjenih elektronov med atomi, se morajo atomske orbitale prekrivati ​​(sl. 10,11). To je delovanje mehanizma izmenjave za nastanek kovalentne kemične vezi. Atomske orbitale se lahko prekrivajo le, če imajo enake simetrične lastnosti glede na internuklearno os (sl. 10, 11, 22).

riž. 22. Prekrivanje AO, ki ne vodi do nastanka kemične vezi.

Donorsko-akceptorski in dativni mehanizmi.

Donorsko-akceptorski mehanizem vključuje prenos osamljenega para elektronov iz enega atoma v prazno atomsko orbitalo drugega atoma. Na primer, nastanek iona - :

Prazen p-AO v atomu bora v molekuli BF 3 sprejme par elektronov od fluoridnega iona (donorja). V nastalem anionu so štiri kovalentne B-F vezi enake po dolžini in energiji. V prvotni molekuli so vse tri vezi B-F nastale z mehanizmom izmenjave.

Atomi, katerih zunanja lupina je sestavljena samo iz s- ali p-elektronov, so lahko donorji ali akceptorji osamljenega para elektronov. Atomi, katerih valenčni elektroni se nahajajo nad d-AO, lahko hkrati delujejo kot donorji in akceptorji. Za razlikovanje med tema dvema mehanizmoma so bili uvedeni koncepti dativnega mehanizma tvorbe vezi.

Najenostavnejši primer dativnega mehanizma je interakcija dveh atomov klora.

Dva atoma klora v molekuli klora tvorita kovalentno vez z mehanizmom izmenjave, ki združuje njune nesparjene 3p elektrone. Poleg tega atom Cl-1 prenese osamljeni par elektronov 3p 5 - AO od atoma Cl-2 do praznega 3d-AO, atom Cl-2 pa isti par elektronov prenese do praznega 3d-AO od atom Cl-1. Vsak atom hkrati opravlja funkcijo akceptorja in darovalca. To je dativni mehanizem. Delovanje dativnega mehanizma poveča moč vezi, zato je molekula klora močnejša od molekule fluora.

KOMPLEKSNE POVEZAVE.

Po principu donorsko-akceptorskega mehanizma nastane ogromen razred kompleksnih kemičnih spojin - kompleksne spojine.

Kompleksne spojine so spojine, ki vsebujejo kompleksne ione, ki lahko obstajajo tako v kristalni obliki kot v raztopini, vključno z osrednjim ionom ali atomom, povezanim z negativno nabitimi ioni ali nevtralnimi molekulami s kovalentnimi vezmi, ki jih tvori donorsko-akceptorski mehanizem.

Struktura kompleksnih spojin po Wernerju.

Kompleksne spojine so sestavljene iz notranje sfere (kompleksni ion) in zunanje sfere. Povezava med ioni notranje sfere poteka preko donorsko-akceptorskega mehanizma. Akceptorji se imenujejo kompleksirna sredstva; pogosto so lahko pozitivni kovinski ioni (razen za kovine skupine IA), ki imajo prazne orbitale. Sposobnost tvorbe kompleksov se poveča, ko se naboj iona poveča in njegova velikost zmanjša.

Donatorje elektronskih parov imenujemo ligandi ali adendi. Ligandi so nevtralne molekule ali negativno nabiti ioni. Število ligandov je določeno s koordinacijskim številom kompleksirajočega sredstva, ki je običajno enako dvojni valenci kompleksirajočega iona. Ligandi so lahko monodentantni ali polidentantni. Zobnost liganda je določena s številom koordinacijskih mest, ki jih ligand zaseda v koordinacijski sferi kompleksirajočega sredstva. Na primer, F - je monodentatni ligand, S 2 O 3 2- je bidentatni ligand. Naboj notranje krogle je enak algebraični vsoti nabojev njenih sestavnih ionov. Če ima notranja krogla negativen naboj, je anionski kompleks, če je pozitiven, je kationski kompleks. Kationski kompleksi se v ruščini imenujejo z imenom kompleksirajočega iona, v anionskih kompleksih pa se v latinščini imenuje kompleksirno sredstvo z dodatkom - pri.

Povezava med zunanjo in notranjo sfero v kompleksni spojini je ionska.

Primer: K 2 – kalijev tetrahidroksocinkat, anionski kompleks.

2- - notranja krogla

2K+ - zunanja krogla

Zn 2+ - kompleksno sredstvo

OH – - ligandi

koordinacijska številka – 4

povezava med zunanjo in notranjo sfero je ionska:

K 2 = 2K + + 2- .

vez med ionom Zn 2+ in hidroksilnimi skupinami je kovalentna, nastane po donorsko-akceptorskem mehanizmu: OH - donorji, Zn 2+ - akceptor.

Zn 0: … 3d 10 4s 2

Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0:

Vrste kompleksnih spojin

1. Amonijeve spojine so ligandi molekule amoniaka.

Cl 2 – tetraamin bakrov (II) klorid. Amonijeve spojine nastanejo z delovanjem amoniaka na spojine, ki vsebujejo kompleksirajoče sredstvo.

Na – natrijev tetrahidroksialuminat. Hidrokso komplekse dobimo z delovanjem presežka alkalij na kovinske hidrokside, ki imajo amfoterne lastnosti.

3. Aqua kompleksi so ligandi vodnih molekul.

Cl 3 – heksaakvakromov (III) klorid.

Aqua komplekse dobimo z reakcijo brezvodnih soli z vodo.

4. Kislinski kompleksi - ligandi kislinskih anionov - Cl - , F - , CN - , SO 3 2- , I – , NO 2 – , C 2 O 4 – itd.

K 4 – kalijev heksacianoferat (II). Pripravljeno z reakcijo presežka soli, ki vsebuje ligand, s soljo, ki vsebuje kompleksirajoče sredstvo.

METODA MOLEKULARSKIH ORBITAL.
MBC precej dobro razloži nastanek in strukturo številnih molekul, vendar ta metoda ni univerzalna. Na primer, metoda valenčne vezi ne zagotavlja zadovoljive razlage za obstoj iona
, čeprav je bil konec 19. stoletja ugotovljen obstoj dokaj močnega molekularnega vodikovega iona
: Energija pretrganja vezi je 2,65 eV. Vendar pa v tem primeru zaradi sestave iona ne more nastati elektronski par

vključen je le en elektron.

Metoda molekularne orbite (MMO) omogoča razlago številnih protislovij, ki jih ni mogoče razložiti z metodo valenčne vezi.

Osnovne določbe MMO.

Ko dve atomski orbitali medsebojno delujeta, nastaneta dve molekularni orbitali.

V skladu s tem, ko n-atomske orbitale medsebojno delujejo, nastanejo n-molekularne orbitale. Elektroni v molekuli enako pripadajo vsem jedrom molekule. Od dveh oblikovanih molekularnih orbital ima ena manjšo energijo od prvotne, to je vezna molekularna orbitala.

, drugi ima višjo energijo od prvotnega, ta

antivezna molekularna orbitala

MMO uporabljajo energetske diagrame, ki niso v merilu.

Pri polnjenju energijskih podravni z elektroni se uporabljajo enaka pravila kot za atomske orbitale:

načelo minimalne energije, tj. prvi se polnijo podravni z nižjo energijo;

Paulijev princip: na vsaki energijski podravni ne moreta biti več kot dva elektrona z antiparalelnimi spini; Hundovo pravilo: zapolnitev energijskih podnivojev se zgodi tako, da je skupni spin največji. Raznolikost komunikacije.

Večplastnost komunikacije

v MMO se določi s formulo:

, ko je K p = 0, vez ne nastane.

Primeri.

1. Ali lahko obstaja molekula H2?

riž. 23. Shema nastajanja molekule vodika H2.

riž. 24. Shema nastajanja molekule helija He 2.

Sklep: molekula He 2 ne bo obstajala, saj je mnogokratnost vezi Kp = 0.

3. Ali lahko delec H 2 + obstaja?

riž. 25. Shema nastajanja delca H 2 +.

Delec H 2 + lahko obstaja, saj je mnogokratnost vezi Kp > 0.

4. Ali lahko obstaja molekula O2?

riž. 26. Shema nastajanja molekule O 2.

Molekula O 2 obstaja. Iz slike 26 sledi, da ima molekula kisika dva nesparjena elektrona. Zaradi teh dveh elektronov je molekula kisika paramagnetna.

Tako molekularna orbitalna metoda pojasnjuje magnetne lastnosti molekul.

MEDNOMOLEKULARNA INTERAKCIJA.

Vse medmolekularne interakcije lahko razdelimo v dve skupini: univerzalni in specifična. Univerzalni se pojavljajo v vseh molekulah brez izjeme. Te interakcije se pogosto imenujejo povezava ali van der Waalsove sile. Čeprav so te sile šibke (energija ne presega osem kJ/mol), so vzrok za prehajanje večine snovi iz plinastega v tekoče stanje, adsorpcijo plinov na površine trdnih snovi in ​​druge pojave. Narava teh sil je elektrostatična.

Glavne interakcijske sile:

1). Dipol – dipol (orientacijska) interakcija obstaja med polarnimi molekulami.

Večji kot so dipolni momenti, manjša je razdalja med molekulami in nižja kot je temperatura, večja je orientacijska interakcija. Zato večja kot je energija te interakcije, višjo temperaturo mora snov segreti, da zavre.

2). Induktivna interakcija se izvede, če pride do stika med polarnimi in nepolarnimi molekulami v snovi. Dipol nastane v nepolarni molekuli kot posledica interakcije s polarno molekulo.

Cl  + - Cl  - … Al  + Cl  - 3

Energija te interakcije narašča z naraščajočo molekularno polarizabilnostjo, to je sposobnostjo molekul, da pod vplivom električnega polja tvorijo dipol. Energija induktivne interakcije je bistveno manjša od energije dipol-dipol interakcije.

3). Disperzijska interakcija- to je interakcija nepolarnih molekul zaradi trenutnih dipolov, ki nastanejo zaradi nihanja gostote elektronov v atomih.

V nizu snovi iste vrste se disperzijska interakcija povečuje z večanjem velikosti atomov, ki sestavljajo molekule teh snovi.

4) Odbojne sile so posledica medsebojnega delovanja elektronskih oblakov molekul in se pojavijo, ko se približujejo.

Specifične medmolekularne interakcije vključujejo vse vrste interakcij donorske akceptorske narave, to je povezane s prenosom elektronov iz ene molekule v drugo. V tem primeru nastala medmolekulska vez ima vse značilne lastnosti kovalentne vezi: nasičenost in usmerjenost.

Kemična vez, ki jo tvorita pozitivno polariziran vodik, ki je del polarne skupine ali molekule, in elektronegativni atom druge ali iste molekule, se imenuje vodikova vez. Na primer, molekule vode lahko predstavimo na naslednji način:

Polne črte so kovalentne polarne vezi znotraj molekul vode med atomi vodika in kisika; pike označujejo vodikove vezi. Razlog za nastanek vodikovih vezi je, da so atomi vodika praktično brez elektronskih lupin: njihovi edini elektroni so premaknjeni k atomom kisika njihovih molekul. To omogoča protonom, za razliko od drugih kationov, da se približajo jedrom kisikovih atomov sosednjih molekul, ne da bi doživeli odboj od elektronskih lupin kisikovih atomov.

Za vodikovo vez je značilna vezavna energija od 10 do 40 kJ/mol. Vendar je ta energija dovolj za povzročitev združevanje molekul, tiste. njihovo združevanje v dimere ali polimere, ki v nekaterih primerih obstajajo ne samo v tekočem stanju snovi, ampak se ohranijo tudi, ko ta prehaja v paro.

Na primer, vodikov fluorid v plinski fazi obstaja v obliki dimera.

V kompleksnih organskih molekulah obstajajo medmolekularne vodikove vezi in intramolekularne vodikove vezi.

Molekule z intramolekularnimi vodikovimi vezmi ne morejo tvoriti medmolekularnih vodikovih vezi. Zato snovi s takimi vezmi ne tvorijo asociatov, so bolj hlapne in imajo nižje viskoznosti, tališča in vrelišča kot njihovi izomeri, ki so sposobni tvoriti medmolekularne vodikove vezi.

Test 4

Tema: Kovalentna vez

Možnost 1

1. Valenca atoma kemičnega elementa v kombinaciji s kovalentnimi vezmi je enaka a) številu elektronov tega atoma b) številu skupnih parov elektronov, ki jih tvori ta atom c) naboju jedra tega atoma atom d) številko obdobja, v katerem se ta element nahaja

2. Formula molekule ogljikovega dioksida CO 2 se imenuje

a) molekulska formula b) grafična formula c) elektronska formula d) fizikalna formula

3. Koliko elektronov manjka atomu klora, preden dokonča zunanjo elektronsko plast?

a) 1 b) 2 c) 3 d) 7

4. Atom ogljika je povezal dva atoma kisika in tako oblikoval štiri skupne pare elektronov. Označite valenco ogljika v tej spojini.

a) I b) II c) III d) IV

5. Kemijska vez v molekuli broma Br 2

a) ionski b) kovinski

c) kovalentna nepolarna d) kovalentna polarna

6. V obdobju od alkalne kovine do halogena je elektronegativnost atoma praviloma

a) se ne spremeni

c) zmanjša

d) poveča

a) berilij b) natrij

c) magnezij d) litij

8. V nizu elementov se elektronegativnost elementov spreminja (povečuje ali zmanjšuje) na enak način kot

a) njihove kovinske lastnosti

b) polmere njihovih atomov

c) njihove nekovinske lastnosti

d) število elektronov na zunanji ravni atomov

9. Kolikšen delni naboj imata atom dušika oziroma kisika v molekuli NO?

a) N 2 b) NH 3 c) H 2 d) Cl 2

Možnost 2

1. Kovalentna vez je kemična vez, ki jo povzroči a) tvorba skupnih parov elektronov

b) nastanek osamljenih elektronskih parov

c) privlačnost ionov z nasprotnimi naboji

d)) interakcija med kovinskimi ioni in prostimi elektroni

2. Kakšna formula molekule vodikovega sulfida je njegova elektronska formula?

a) H 2 S b) H – S – H

c) H : : S : : H g) H : S : H

3. Koliko elektronov manjka atomu fosforja, preden dokonča zunanjo elektronsko plast?

a) 5 b) 2 c) 3 d) 4

4. Atom žvepla je pritrdil tri atome kisika in tako oblikoval šest skupnih parov elektronov. Navedite valenco žvepla v tej spojini.

a) II b) VI c) IV d) III

5. Formula snovi s kovalentno nepolarno vezjo

a) SO 2 b) Br 2 c) H 2 O d) NaCl

6. V skupini, v glavni podskupini, od zgoraj navzdol, je elektronegativnost atoma praviloma

a) se ne spremeni

b) najprej narašča, nato pa pada

c) zmanjša

d) poveča

7. Med navedenimi elementi izberi najmanj elektronegativni element

a) fluor b) kisik

c) žveplo d) klor

8. Kakšen delni naboj imata atom bora oziroma fluora v molekuli?

a) pozitivno in negativno

b) negativen in negativen

c) pozitiven in pozitiven

d) negativno in pozitivno

9. Izberite molekulo, ki vsebuje polarno kovalentno vez

a) NH 3 b) HCl c) F 2 d) SO 3

10. Kemijska vez v molekuli amoniaka NH 3

a) ionski

b) kovina

c) kovalentna nepolarna

d) kovalentno polarni

Možnost 3 1. Kovalentna vez praviloma nastane med:

a) atomi tipične kovine in atomi tipične nekovine

b) kovinski atomi

c) atomi tipične kovine in atomi inertnega plina

d) atomi nekovin

2. Formula molekule klora Cl : Cl se imenuje

a) molekulska formula

b) grafična formula

c) elektronska formula

d) fizikalna formula

3. Koliko elektronov manjka atomu kisika, preden dokonča zunanjo elektronsko plast?

a) 1 b) 2 c) 3 d) 6

4. Število kovalentnih vezi, ki jih tvori atom kemijskega elementa, je enako

a) število skupnih parov elektronov, ki jih tvori ta atom

c) število parnih elektronov na zunanji ravni atoma

d) število drugih atomov, ki jih veže ta atom

5. V skupini je v glavni podskupini od vrha do dna običajno polmer atoma

6. Med navedenimi elementi izberi element, katerega atom ima največji radij

a) bor b) silicij c) aluminij d) ogljik

7. Pri kovalentni nepolarni vezi skupni par elektronov

d) odsoten

8. Kolikšen delni naboj imata atom kisika oziroma žvepla v molekuli SO 2

b) negativen in negativen

9. Izberite molekulo, ki vsebuje nepolarno kovalentno vez:

a) NH 3 b) H 2 O c) NO 2 d) H 2

10. Kemijska vez v molekuli svinčevega sulfida PbS

a) kovalentna nepolarna b) kovalentna polarna

c) ionski d) kovinski

Možnost 4

1. Kakšna je narava sil, ki držijo dva vodikova atoma v molekuli?

a) kemični b) fizikalni

c) električni d) jedrski

2. Formula molekule vode H – O – H se imenuje

a) molekulska formula

b) grafična formula

c) elektronska formula

d) fizikalna formula

3. Koliko elektronov manjka atomu silicija, preden dokonča zunanjo elektronsko plast?

1) 1 b) 2 c) 3 d) 4

4. Število nesparjenih elektronov v atomu bora je

1) 1 b) 2 c) 3 d) 4

5. Število skupnih parov, ki jih tvori atom kemijskega elementa, je enako

a) skupno število elektronov v atomu

b) število elektronov v zunanji ravni atoma

c) število nesparjenih elektronov na zunanji ravni atoma

d) število parnih elektronov na zunanji ravni atoma

6. V obdobju od alkalne kovine do halogena je atomski radij običajno

a) poveča b) zmanjša

c) se ne spremeni d) najprej narašča, nato pa pada

7.Med navedenimi elementi izberi element, katerega atom ima najmanjši radij:

1) ogljik b) fosfor c) silicij d) dušik

8. V primeru kovalentne polarne vezi skupni par elektronov

a) premaknjena proti bolj elektronegativnemu atomu

b) se nahaja na enaki razdalji od jeder atomov

c) v celoti pripada enemu od atomov

d) odsoten

9. Kakšen delni naboj imata atom vodika oziroma dušika v molekuli amoniaka NH 3?

a) pozitivno in pozitivno

b) negativen in negativen

c) pozitivni in negativni

d) negativno in pozitivno?

10. Izberite molekulo, ki vsebuje polarno kovalentno vez

a) H 2 O b) H 2 c) O 2 d) F 2

Kodifikator

Možnost

№ vprašanje

1

2

3

4

Kovalentna vez ki nastanejo zaradi interakcije nekovin. Atomi nekovin imajo visoko elektronegativnost in težijo k temu, da zunanji elektronski sloj zapolnijo s tujimi elektroni. Dva takšna atoma lahko preideta v stabilno stanje, če združita svoje elektrone .

Razmislimo o nastanku kovalentne vezi v preprosto snovi.

1.Nastanek molekule vodika.

Vsak atom vodik ima en elektron. Za prehod v stabilno stanje potrebuje še en elektron.

Ko se dva atoma približata, se elektronski oblaki prekrivajo. Nastane skupni elektronski par, ki vodikove atome poveže v molekulo.

Prostor med dvema jedroma si deli več elektronov kot druga mesta. Območje z povečana elektronska gostota in negativni naboj. Pozitivno nabita jedra se privlačijo in nastane molekula.

V tem primeru vsak atom prejme zaključen dvoelektronski zunanji nivo in preide v stabilno stanje.

Kovalentna vez zaradi tvorbe enega skupnega elektronskega para se imenuje enojna.

Skupni elektronski pari (kovalentne vezi) nastanejo zaradi neparni elektroni, ki se nahajajo na zunanjih energijskih ravneh medsebojno delujočih atomov.

Vodik ima en nesparjen elektron. Za druge elemente je njihovo število 8 - številka skupine.

nekovine VII In skupine (halogeni) imajo en nesparjen elektron na zunanji plasti.

V nekovinah VI A skupine (kisik, žveplo) imajo dva taka elektrona.

V nekovinah V In skupine (dušik, fosfor) imajo tri neparne elektrone.

2.Tvorba molekule fluora.

Atom fluorid ima sedem elektronov na zunanji ravni. Šest jih tvori pare, sedmi pa je brez para.

Pri združitvi atomov nastane en skupni elektronski par, to pomeni, da nastane ena kovalentna vez. Vsak atom prejme dokončano zunanjo plast z osmimi elektroni. Tudi vez v molekuli fluora je enojna. Enake enojne vezi obstajajo v molekulah klor, brom in jod .

Če imajo atomi več neparnih elektronov, potem nastanejo dva ali trije skupni pari.

3.Tvorba molekule kisika.

Pri atomu kisik na zunanji ravni sta dva nesparjena elektrona.

Ko dva atoma medsebojno delujeta kisik nastaneta dva skupna elektronska para. Vsak atom zapolni svojo zunanjo raven z do osmimi elektroni. Molekula kisika ima dvojno vez.