Kovalentna vez

Iz Wikipedije, proste enciklopedije
Pojdi na navigacijo Pojdi na iskanje
Kovalentna vez, ki tvori molekulo vodika H 2 (desno), kjer dva vodikova atoma prekrivata dva elektrona
Slika 1. Model enojne kovalentne vezi ( elektronska gostota je označena z rdečo)

Kovalentna vez (iz latinščine co - "skupaj" in vales - "ima silo") je kemična vez, ki nastane s prekrivanjem (socializacijo) para valenčnih (ki se nahajajo na zunanji lupini atoma ) elektronskih oblakov . Elektronski oblaki (elektroni), ki zagotavljajo komunikacijo, se imenujejo skupni elektronski par .

Kovalentna vez vključuje številne vrste interakcij, vključno z vezjo σ , vezjo π , kovinsko vezjo , banana vezjo in dvoelektronsko vezjo s tremi središči [1] [2] .

Ob upoštevanju statistične interpretacije valovne funkcije M. Born je gostota verjetnosti iskanja veznih elektronov koncentrirana v prostoru med jedri molekule (slika 1). V teoriji odbijanja elektronskih parov se upoštevajo geometrijske dimenzije teh parov. Torej, za elemente vsake periode obstaja določen povprečni polmer elektronskega para ( Å ): 0,6 za elemente do neona; 0,75 za elemente do argona; 0,75 za elemente do kriptona in 0,8 za elemente do ksenona [3] .

Značilne lastnosti kovalentne vezi

Značilne lastnosti kovalentne vezi – usmerjenost, nasičenost, polarnost, polarizabilnost – določajo kemijske in fizikalne lastnosti spojin.

  • Usmerjenost vezi je posledica molekularne strukture snovi in ​​geometrijske oblike njihove molekule.

Koti med dvema vezmama se imenujejo vezni koti.

  • Nasičenost je sposobnost atomov, da tvorijo omejeno število kovalentnih vezi. Število vezi, ki jih tvori atom, je omejeno s številom njegovih zunanjih atomskih orbital .
  • Polarnost vezi je posledica neenakomerne porazdelitve elektronske gostote zaradi razlik v elektronegativnosti atomov.

Glede na to značilnost delimo kovalentne vezi na nepolarne in polarne (nepolarna - dvoatomska molekula je sestavljena iz enakih atomov (H 2 , Cl 2 , N 2 ) in elektronski oblaki vsakega atoma so razporejeni simetrično glede na ti atomi; polarna - dvoatomska molekula je sestavljena iz atomov različnih kemičnih elementov, skupni elektronski oblak pa se premakne proti enemu od atomov, s čimer tvori asimetrijo v porazdelitvi električnega naboja v molekuli, kar povzroči dipolni moment v molekuli).

  • Polarizabilnost vezi se izraža v premiku veznih elektronov pod vplivom zunanjega električnega polja, vključno z drugim reagirajočim delcem. Polarizabilnost je določena z mobilnostjo elektronov . Polarnost in polarizabilnost kovalentnih vezi določata reaktivnost molekul glede na polarne reagente.

Bolj kot so elektroni mobilni, dlje so od jeder.

Vendar je dvakratni Nobelov nagrajenec L. Pauling poudaril, da »v nekaterih molekulah obstajajo kovalentne vezi, ki jih povzročajo en ali trije elektroni namesto skupnega para« [4] . Enoelektronska kemična vez je realizirana v molekularnem vodikovem ionu H 2 + .

Molekularni vodikov ion H 2 + vsebuje dva protona in en elektron. En sam elektron v molekularnem sistemu kompenzira elektrostatični odboj dveh protonov in ju drži na razdalji 1,06 Å ( dolžina H 2 + kemične vezi ). Središče elektronske gostote elektronskega oblaka molekularnega sistema je od obeh protonov enako oddaljeno za Bohrov polmer α 0 = 0,53 A in je središče simetrije molekularnega vodikovega iona H 2 + .

Zgodovina izraza

Izraz "kovalentna vez" je prvi uvedel Nobelov nagrajenec Irving Langmuir leta 1919 [5] [4] . Ta izraz se je nanašal na kemično vez, ki je nastala zaradi skupne posesti elektronov , v nasprotju s kovinsko vezjo, v kateri so bili elektroni prosti, ali ionsko vezjo, v kateri je eden od atomov daroval elektron in postal kation , drugi atom pa je prevzel elektron in postal anion .

Kasneje (1927) sta F. London in W. Heitler na primeru molekule vodika dala prvi opis kovalentne vezi z vidika kvantne mehanike .

Oblikovanje komunikacije

Kovalentno vez tvori par elektronov, razdeljenih med dva atoma, ti elektroni pa morajo zasedati dve stabilni orbitali, po eno iz vsakega atoma [6] .

A + B → A: B

Kot rezultat socializacije elektroni tvorijo napolnjeno energijsko raven. Vez nastane, če je njihova skupna energija na tej ravni manjša kot v začetnem stanju (in razlika v energiji ne bo nič drugega kot energija vezi ).

Polnjenje atomskih elektronov (na robovih) in molekularnih (središče) orbital v molekuli H 2 . Navpična os ustreza energijski ravni, elektroni so označeni s puščicami, ki predstavljajo njihove vrtljaje .

Po teoriji molekularnih orbital prekrivanje dveh atomskih orbital vodi v najpreprostejšem primeru do tvorbe dveh molekularnih orbital (MO): vezne MO in protivezujoče (protivezne) MO . Skupni elektroni se nahajajo na veznem MO, ki ima nižjo energijo.

Nastajanje vezi pri rekombinaciji atomov

Atomi in prosti radikali so nagnjeni k rekombinaciji - tvorbi kovalentne vezi z delitvijo dveh neparnih elektronov, ki pripadata različnim delcem.

Nastajanje vezi med rekombinacijo spremlja sproščanje energije. Torej, med interakcijo vodikovih atomov se sprosti energija v količini 436 kJ / mol. Ta učinek se uporablja v tehnologiji varjenja z atomskim vodikom. Tok vodika poteka skozi električni lok, kjer nastane tok vodikovih atomov. Atomi se nato ponovno združijo na kovinsko površino, ki je na kratki razdalji od loka. Kovino je mogoče segreti na ta način nad 3500 ° C. Velika prednost "plamena atomskega vodika" je enakomernost segrevanja, ki omogoča varjenje zelo tankih kovinskih delov [7] .

Vendar pa je mehanizem medatomske interakcije dolgo časa ostal neznan. Šele leta 1930 je F. London uvedel koncept disperzivne privlačnosti – interakcije med trenutnimi in induciranimi (induciranimi) dipoli. Trenutno se sile privlačnosti zaradi interakcije med nihajočimi električnimi dipoli atomov in molekul imenujejo " londonske sile ".

Energija takšne interakcije je neposredno sorazmerna s kvadratom elektronske polarizabilnosti α in je obratno sorazmerna z razdaljo med dvema atomoma ali molekulama na šesto potenco [8] .

Oblikovanje vezi po mehanizmu darovalec-akceptor

Poleg homogenega mehanizma za tvorbo kovalentne vezi obstaja heterogeni mehanizem - interakcija nasprotno nabitih ionov - proton H + in negativni vodikov ion H - , imenovan hidridni ion :

Ko se ioni približajo drug drugemu, se dvoelektronski oblak (elektronski par) hidridnega iona pritegne k protonu in na koncu postane skupen za obe vodikovi jedri, torej se spremeni v vezni elektronski par. Delec, ki oskrbuje elektronski par, se imenuje darovalec, delec, ki sprejme ta elektronski par, pa se imenuje akceptor. Ta mehanizem tvorbe kovalentne vezi se imenuje darovalec-akceptor [9] .

Porazdelitev elektronske gostote med jedri v molekuli vodika je enaka, ne glede na mehanizem tvorbe, zato je napačno, da kemično vez, pridobljeno po mehanizmu darovalec-akceptor, imenujemo donorsko-akceptorska vez.

Poleg hidridnega iona delujejo kot donor elektronskega para spojine elementov glavnih podskupin V-VII skupin periodnega sistema elementov v najnižjem oksidacijskem stanju elementa. Tako je celo Johannes Brønsted ugotovil, da proton v raztopini ne obstaja v prosti obliki, v vodi tvori oksonijev kation:

Proton napade osamljeni elektronski par vodne molekule in tvori stabilen kation, ki obstaja v vodnih raztopinah kislin [10] .

Dodatek protona molekuli amoniaka poteka podobno, da nastane kompleksen amonijev kation:

Na ta način (po donorsko-akceptorskem mehanizmu tvorbe kovalentne vezi) dobimo velik razred onijevih spojin , ki vključuje amonijeve , oksonijeve, fosfonijeve, sulfonijeve in druge spojine [11] .

Molekula vodika lahko deluje kot darovalec elektronskega para, ki ob stiku s protonom vodi do tvorbe molekularnega vodikovega iona H 3 + :

Vezivni elektronski par molekularnega vodikovega iona H 3 + pripada hkrati trem protonom.

Vrste kovalentnih vezi

Obstajajo tri vrste kovalentnih kemičnih vezi, ki se razlikujejo po mehanizmu tvorbe:

1. Enostavna kovalentna vez . Za njegovo tvorbo vsak od atomov zagotovi en neparen elektron. Ko nastane preprosta kovalentna vez, ostanejo formalni naboji atomov nespremenjeni.

  • Če so atomi, ki tvorijo preprosto kovalentno vez, enaki, so tudi pravi naboji atomov v molekuli enaki, saj so atomi, ki tvorijo vez, enako lastniki skupnega elektronskega para. Takšna vez se imenuje nepolarna kovalentna vez . Veliko preprostih snovi ima tako vez, na primer: O 2 , N 2 , Cl 2 .
  • Če so atomi različni, je stopnja lastništva skupnega para elektronov določena z razliko v elektronegativnosti atomov. Atom z večjo elektronegativnostjo močneje pritegne par veznih elektronov in njegov pravi naboj postane negativen. Atom z nižjo elektronegativnostjo pridobi torej enak pozitiven naboj. Če nastane povezava med dvema različnima nekovinama , se takšna povezava imenuje kovalentna polarna vez .

2. Darovalec-akceptorska vez . Za nastanek te vrste kovalentne vezi oba elektrona zagotavlja eden od atomov - darovalec . Drugi atom, ki sodeluje pri tvorbi vezi, se imenuje akceptor . V nastali molekuli se formalni naboj darovalca poveča za eno, formalni naboj akceptorja pa se zmanjša za eno.

3. Polpolarna povezava . Lahko ga obravnavamo kot polarno vez darovalec-akceptor. Ta vrsta kovalentne vezi se tvori med atomom z osamljenim parom elektronov ( dušik , fosfor , žveplo , halogeni itd.) in atomom z dvema neparnima elektronoma ( kisik , žveplo ). Tvorba semipolarne vezi poteka v dveh fazah:

1. Prenos enega elektrona iz atoma s osamljenim parom elektronov na atom z dvema neparnima elektronoma. Posledično se atom s osamljenim parom elektronov spremeni v kation radikala (pozitivno nabit delec z neparnim elektronom), atom z dvema neparnima elektronoma pa v radikalni anion (negativno nabit delec z neparnim elektronom).
2. Skupnost neparnih elektronov (kot v primeru preproste kovalentne vezi).

Ko se tvori semipolarna vez, atom z osamljenim parom elektronov poveča svoj formalni naboj za enega, atom z dvema neparnima elektronoma pa zniža formalni naboj za enega.

σ-vez in π-vez

Sigma (σ) - , pi (π) -vezi - približen opis vrst kovalentnih vezi v molekulah različnih spojin, σ-vez je značilna po tem, da je gostota elektronskega oblaka največja vzdolž osi, ki povezuje jedra atomov. V izobraževanju -vezovanje, se izvede tako imenovano bočno prekrivanje elektronskih oblakov, gostota elektronskega oblaka pa je največja "nad" in "pod" ravnino σ-vezi. Vzemimo za primere etilen , acetilen in benzen .

V molekuli etilena C 2 H 4 je dvojna vez CH 2 = CH 2 , njena elektronska formula: H: C :: C: H. Jedra vseh atomov etilena se nahajajo v isti ravnini. Trije elektronski oblaki vsakega ogljikovega atoma tvorijo tri kovalentne vezi z drugimi atomi v isti ravnini (s koti med njimi približno 120 °). Oblak četrtega valenčnega elektrona ogljikovega atoma se nahaja nad in pod ravnino molekule. Takšni elektronski oblaki obeh ogljikovih atomov, ki se delno prekrivajo nad in pod ravnino molekule, tvorijo drugo vez med atomoma ogljika. Prva, močnejša kovalentna vez med ogljikovimi atomi se imenuje σ-vez; druga, manj močna kovalentna vez se imenuje - komunikacija.

V linearni molekuli acetilena

N — C≡C — N (N: S ::: S: N)

obstaja σ-vez med atomoma ogljika in vodika, ena σ-vez med dvema ogljikovima atomoma in dvema -vezi med istimi ogljikovimi atomi. dva -vezi se nahajajo nad sfero delovanja σ-vezi v dveh medsebojno pravokotnih ravninah.

Vseh šest ogljikovih atomov ciklične molekule benzena C 6 H 6 leži v isti ravnini. Σ-vezi delujejo med ogljikovimi atomi v ravnini obroča; enake vezi obstajajo za vsak ogljikov atom z atomi vodika. Ogljikovi atomi porabijo tri elektrone, da ustvarijo te vezi. Oblaki četrtih valenčnih elektronov ogljikovih atomov, ki imajo obliko osmice, se nahajajo pravokotno na ravnino molekule benzena. Vsak tak oblak se enakomerno prekriva z elektronskimi oblaki sosednjih ogljikovih atomov. V molekuli benzena niso tri ločene -povezava, vendar enotna - elektronski sistem šestih elektronov, skupen vsem ogljikovim atomom. Vezi med atomi ogljika v molekuli benzena so popolnoma enake.

Primeri snovi s kovalentno vezjo

Preprosta kovalentna vez povezuje atome v molekulah enostavnih plinov (H 2 , Cl 2 itd.) in spojin (H 2 O, NH 3 , CH 4 , CO 2 , HCl itd.). Spojine z donorsko-akceptorsko vezjo - amonijev NH 4 + , tetrafluoroboratni anion BF 4 - itd. Spojine s semipolarno vezjo - dušikov oksid N 2 O, O - -PCl 3 + .

Kristali s kovalentno vezjo so dielektriki ali polprevodniki . Tipični primeri atomskih kristalov (atomi, v katerih so povezani s kovalentnimi (atomskimi) vezmi) so diamant , germanij in silicij .

Poglej tudi

Opombe (uredi)

  1. Marec, Jerry. Advanced Organic Chemistry: Reactions, Mechanisms, and Structure ( eng.). - John Wiley & Sons , 1992. - ISBN 0-471-60180-2 .
  2. Gary L. Miessler; Donald Arthur Tarr. Anorganska kemija (nedoločeno) . - Prentice Hall , 2004 .-- ISBN 0-13-035471-6 .
  3. Гиллеспи Р. Геометрия молекул. — М. : "Мир", 1975. — С. 49. — 278 с.
  4. 1 2 Л.Паулинг. Природа химической связи. — М.Л. : Издательство химической литературы, 1947. — С. 16. — 440 с.
  5. I. Langmuir. Journal of the American Chemical Society. — 1919. — Т. 41. — 868 с.
  6. Полинг.Л., Полинг П. Химия. — «Мир», 1978. — С. 129. — 684 с.
  7. Некрасов Б. В. Курс общей химии. — 14. — М. : изд. химической литературы, 1962. — С. 110. — 976 с.
  8. Даниэльс Ф., Олберти Р. Физическая химия. — М. : «Мир», 1978. — С. 453. — 646 с.
  9. Ахметов Н. С. Неорганическая химия. — изд. 2-е перераб. и доп.. — М. : Высшая школа, 1975. — С. 60. — 672 с.
  10. Химический энциклопедический словарь / гл. ред. И. Л. Кнунянц. — М. : Сов. энциклопедия, 1983. — С. 132 . — 792 с.
  11. Onium compounds IUPAC Gold Book

Литература

  • «Химический энциклопедический словарь», М., «Советская энциклопедия», 1983, с.264.