Механизми на формирање на ковалентна врска: размена и донор-акцептор. Ковалентна врска Механизам на размена на формирање на ковалентна врска

(врз основа на материјали од страницата http://chemel.ru/2008-05-24-19-19-34/2008-06-01-15-23-43/18-2008-05-29-22-08 -32. html)

Познато е дека неметалите комуницираат едни со други. Да го разгледаме механизмот на појава ковалентна врскакористејќи го примерот за формирање на молекула на водород:
H+H=H 2 H= - 436 kJ/mol

Да замислиме дека имаме два одделни изолирани атоми на водород. Јадрото на секој слободен атом на водород е опкружено со сферичен симетричен електронски облак формиран од електрон 1s (види Сл. 1). Кога атомите се приближуваат до одредено растојание, се јавува делумно преклопување електронски обвивки(орбитали) (сл. 2).

Како резултат на тоа, меѓу центрите на двете јадра се појавува молекуларен облак од два електрони, кој има максимална густина на електрони во просторот помеѓу јадрата; Зголемувањето на густината на негативниот полнеж фаворизира силно зголемување на привлечните сили помеѓу јадрата и молекуларниот облак.

Значи, ковалентна врска се формира како резултат на преклопување на електронски облаци на атоми, придружено со ослободување на енергија. Ако растојанието помеѓу јадрата на атоми на водород што се приближуваат пред допир е 0,106 nm, тогаш по преклопувањето на електронските облаци (формирање на молекулата H 2), ова растојание е 0,074 nm (сл. 2).

Вообичаено, најголемото преклопување на електронските облаци се случува долж линијата што ги поврзува јадрата на два атома.

Колку е поголемо преклопувањето на електронските орбитали, толку е посилна хемиската врска.

Како резултат на формирање на хемиска врска помеѓу два водородни атоми, секој од нив достигнува електронска конфигурацијаатом на благороден гас.

Хемиските врски обично се прикажуваат на различни начини:

1) со користење на електрони во форма на точки поставени на хемиски симболелемент.

Тогаш формирањето на молекула на водород може да се прикаже со дијаграмот:
N + N N:N

2) користење на квантни ќелии (Хунд-клетки), како поставување на два електрони со спротивни спинови во една молекуларна квантна клетка:

Дијаграмот лево покажува дека нивото на молекуларната енергија е пониско од првобитните атомски нивоа, што значи дека молекуларната состојба на материјата е постабилна од атомската состојба.

3) често, особено во органската хемија, ковалентна врска е претставена со цртичка (прост)

(на пример H-H), што симболизира пар електрони.
Ковалентната врска во молекулата на хлорот исто така се изведува со користење на два заеднички електрони или електронски пар:


Како што можете да видите, секој атом на хлор има три осамени парови и еден неспарен електрон.

Формирањето на хемиска врска се јавува поради неспарените електрони на секој атом. Неспарените електрони се поврзуваат во заеднички пар електрони, наречен и споделен пар.

Ако една ковалентна врска (еден заеднички електронски пар) се појавила помеѓу атомите, тогаш таа се нарекува единечна врска; ако повеќе, тогаш повеќекратни (два заеднички електронски парови), тројни (три заеднички електронски парови).

Единечна врска е претставена со една цртичка (проста), двојна врска со две и тројна врска со три. Цртичката помеѓу два атома покажува дека тие имаат заеднички пар електрони, како резултат на што се формира хемиска врска. Со помош на такви цртички се прикажува низата на поврзување на атомите во молекулата.

Значи, во молекулата на хлор, секој од неговите атоми има целосно надворешно ниво од осум електрони (s 2 p 6), а два од нив (електронски пар) им припаѓаат подеднакво на двата атома.

Врската во молекулата на кислородот О2 е прикажана малку поинаку. Експериментално е утврдено дека кислородот е парамагнетна супстанција (се вовлекува во магнетно поле). Нејзината молекула има два неспарени електрони. Структурата на оваа молекула може да се прикаже на следниов начин:

Недвосмислено решение за прикажување на електронската структура на молекулата на кислород сè уште не е пронајдено. Сепак, тоа не може да се прикаже вака:

Во молекулата на азот N2, атомите имаат три заеднички електронски парови:

Очигледно е дека молекулата на азот е посилна од молекулата на кислород или хлор, што ја објаснува значајната инертност на азот во хемиските реакции.

Хемиската врска спроведена од електронски парови се нарекува ковалентна.

Ова е двоелектронска и двоцентрична (држи две јадра) врска.

Соединенијата со ковалентни врски се нарекуваат хомеополарни или атомски.

Постојат два вида ковалентни врски: неполарни и поларни.

Во случај на неполарна ковалентна врска, електронскиот облак формиран од заеднички пар електрони, или електронскиот облак на врската, е распореден во просторот симетрично во однос на јадрата на двата атома.

Пример се диатомските молекули кои се состојат од атоми на еден елемент: H 2 Cl 2, O 2, N 2, F 2 итн., во кои електронскиот пар им припаѓа подеднакво на двата атома.

Во случај на поларна ковалентна врска, електронскиот облак на врската се поместува кон атомот со поголема релативна електронегативност.

Пример би биле испарливите молекули неоргански соединенија: HC1, H 2 O, H 2 S, NH 3 итн.

Формирањето на молекулата HC1 може да се претстави со следниот дијаграм:

Електронскиот пар е поместен кон атомот на хлор, бидејќи релативната електронегативност на атомот на хлор (2.83) е поголема од онаа на атомот на водород (2.1).

Ковалентната врска се формира не само поради преклопување на облаците од еден електронски, тоа е механизам за размена за формирање на ковалентна врска.

Можен е и друг механизам за формирање на ковалентна врска - донатор-акцептор. Во овој случај, се јавува хемиска врска поради облакот од два електрони на еден атом и слободната орбитала на друг атом. Да го разгледаме како пример механизмот на формирање на амониумскиот јон NH +4. Во молекулата на амонијак, азотниот атом има единствен пар електрони (два електрони)
нов облак):

Водородниот јон има слободна (непополнета) 1s орбитала, која може да се означи на следниов начин: H+. Кога се формира јон на амониум, облакот од два електронски азот станува заеднички за атомите на азот и водород, т.е. се претвора во молекуларен електронски облак. Ова значи дека се појавува четврта ковалентна врска.

Процесот на формирање на амониум јон може да се претстави со дијаграмот:

Полнењето на водородниот јон станува вообичаено (тој е делокализиран, т.е. дисперзиран помеѓу сите атоми), а облакот од два електрони (самиот електронски пар) што припаѓа на азот станува заеднички со водородот. Во дијаграмите, сликата на ќелијата често се испушта.

Атомот што обезбедува осамен пар електрони се нарекува донатор, а атомот што го прифаќа (т.е. обезбедува празна орбитала) се нарекува акцептор.

Механизмот на формирање на ковалентна врска поради облакот од два електрони на еден атом (донатор) и слободната орбитала на друг атом (акцептор) се нарекува донатор-акцептор. Ковалентната врска формирана на овој начин се нарекува донорска-акцепторна или координативна врска.

Сепак, ова не е посебен тип на врска, туку само различен механизам (метод) за формирање на ковалентна врска. Својствата на четвртата N-H врска во амониумскиот јон не се разликуваат од другите врски.

Метална врска

Атоми на повеќето метали на надворешната страна ниво на енергијасодржат мал број електрони. Така, 16 елементи содржат по еден електрон, 58 елементи содржат два електрони, 4 елементи содржат три електрони, а само Pd не содржи ниту еден. Атомите на елементите Ge, Sn и Pb имаат 4 електрони на надворешното ниво, Sb и Bi - 5, Po - 6, но овие елементи не се карактеристични метали.

Елементите метали се формираат едноставни материи- метали. Во нормални услови, тоа се кристални материи (освен жива). На сл. Слика 3 покажува дијаграм на натриумовиот кристалната решетка.

Како што можете да видите, секој атом на натриум е опкружен со осум соседни. Користејќи го натриумот како пример, да ја разгледаме природата на хемиската врска во металите.

Атомот на натриум, како и другите метали, има вишок на валентни орбитали и недостаток на електрони.

Така, валентниот електрон (3s 1) може да заземе една од деветте слободни орбитали - 3s (еден), 3p (три) и 3d (пет).

Кога се приближува атоми како резултат на формирањето промени во кристалната решетка, валентните орбитали на соседните атоми се преклопуваат,

поради што електроните слободно се движат од една орбитала во друга, комуницирајќи меѓу сите атоми на металниот кристал. Овој тип на хемиска врска се нарекува метална врска.

Метална врска формираат елементи чии атоми на надворешното ниво имаат малку валентни електрони во споредба со вкупниот број на надворешни орбитали кои се енергетски блиски, а валентните електрони, поради нивната мала енергија на јонизација, слабо се задржуваат во атомот.

Хемиската врска во металните кристали е силно делокализирана, т.е. електроните кои ја вршат комуникацијата се социјализирани („електронски гас“) и се движат низ целото парче метал, кое е генерално електрично неутрално.

Металното поврзување е карактеристично за металите во цврста и течна состојба. Ова е својство на агрегати на атоми лоцирани во непосредна близина еден до друг. Меѓутоа, во состојба на пареа, металните атоми, како и сите супстанции, се поврзани едни со други со ковалентни врски. Металните парови се состојат од поединечни молекули (монатомски и диатомски). Јачината на врската во кристалот е поголема отколку во металната молекула, и затоа процесот на формирање на метален кристал се јавува со ослободување на енергија.

Металната врска има некои сличности со ковалентната врска, бидејќи исто така се заснова на споделување на валентни електрони. Меѓутоа, електроните кои вршат ковалентна врска се наоѓаат блиску до врзаните атоми и се цврсто врзани за нив. Електроните кои ја спроведуваат металната врска се движат слободно низ кристалот и припаѓаат на сите негови атоми. Затоа кристалите со ковалентна врска се кршливи, додека оние со метална врска се еластични, т.е. ја менуваат формата при удар, се виткаат во тенки листови и се влечат во жица.

Металната врска објаснува физички својстваметали

Водородна врска

Водородна врска е еден вид хемиска врска. Може да биде интермолекуларна и интрамолекуларна.

Меѓумолекуларната водородна врска се јавува помеѓу молекулите кои содржат водород и силно електронегативен елемент - флуор, кислород, азот, а поретко хлор и сулфур. Бидејќи во таква молекула заедничкиот електронски пар е силно поместен од водород до атомот на електронегативниот елемент, а позитивниот полнеж на водородот е концентриран во мал волумен, протонот комуницира со единствениот електронски пар на друг атом или јон, споделувајќи тоа. Како резултат на тоа, се формира втора, послаба врска, наречена водородна врска.

Претходно, водородното поврзување беше сведено на електростатско привлекување помеѓу протон и друга поларна група. Но, треба да биде поправилно да се земе предвид дека интеракцијата донатор-акцептор исто така придонесува за нејзиното формирање. Оваа врска се карактеризира со насоченост во просторот и заситеност.

Типично, водородната врска е означена со точки и тоа покажува дека е многу послаба од ковалентна врска (околу 15-20 пати). Сепак, тој е одговорен за асоцијацијата на молекулите. На пример, формирање на димери (во течна состојба тие се најстабилни) на вода и оцетна киселинаможе да се претстави со дијаграми:

Како што може да се види од овие примери, две молекули на вода, а во случај на оцетна киселина, две молекули киселина, се комбинираат преку водородни врски за да формираат циклична структура.

Присуството на водородни врски ја објаснува повисоката точка на вриење на водата (100 ° C) во споредба со водородните соединенија на елементите од подгрупата на кислород ( H2O, H2S, H2Te). Во случај на вода, мора да се потроши дополнителна енергија за да се скршат водородните врски.

Хемиска врска.

Разни супстанцииимаат различни структури. Од сите супстанции познати денес, постојат само инертни гасови во форма на слободни (изолирани) атоми, што се должи на нивната висока стабилност електронски структури. Сите други супстанции (и во моментов се познати повеќе од 10 милиони од нив) се состојат од врзани атоми.

Забелешка: курзивот ги означува оние делови од текстот што не треба да ги научите или разбирате.

Формирањето на молекули од атомите доведува до зголемување на енергијата, бидејќи во нормални услови молекуларната состојба е постабилна од атомската состојба.

Атомот може да има од еден до осум електрони во своето надворешно енергетско ниво. Ако бројот на електрони во надворешното ниво на атомот е максимумот што тој може да го собере, тогаш таквото ниво се нарекува завршено. Завршените нивоа се карактеризираат со голема сила. Ова се надворешните нивоа на атоми на благороден гас: хелиумот има два електрони на надворешното ниво (s 2), останатите имаат осум електрони (ns 2 np 6). Надворешните нивоа на атомите на другите елементи се нецелосни и во процес хемиска интеракцијатие се завршени.

Хемиска врска е формирана од валентни електрони, но се јавува на различни начини. Постојат три главни типа на хемиски врски: ковалентни, јонски и метални.

Ковалентна врска

Да го разгледаме механизмот на формирање на ковалентна врска користејќи го примерот за формирање на молекула на водород:

H + H = H2; Q = 436 kJ

Јадрото на слободниот водороден атом е опкружено со сферично симетричен електронски облак формиран од електрон од 1 s. Кога атомите се приближуваат до одредено растојание, нивните електронски облаци (орбитали) делумно се преклопуваат.

Како резултат на тоа, меѓу центрите на двете јадра се појавува молекуларен облак од два електрони, кој има максимална густина на електрони во просторот помеѓу јадрата; зголемувањето на густината на негативниот полнеж фаворизира силно зголемување на силите на привлекување помеѓу јадрата и молекуларниот облак.

Значи, ковалентна врска се формира како резултат на преклопување на електронски облаци на атоми, придружено со ослободување на енергија. Ако растојанието помеѓу јадрата на атоми на водород што се приближуваат пред допир е 0,106 nm, тогаш по преклопувањето на електронските облаци (формирање на молекулата H2), ова растојание е 0,074 nm.Најголемото преклопување на електронските облаци се случува долж линијата што ги поврзува јадрата на два атома (ова се случува кога се формира σ врска). Колку е поголемо преклопувањето на електронските орбитали, толку е посилна хемиската врска. Како резултат на формирањето на хемиска врска помеѓу два атоми на водород, секој од нив достигнува електронска конфигурација на атом на благородниот гас хелиум.

Хемиските врски обично се прикажуваат на различни начини:

1) користење на електрони во форма на точки поставени на хемискиот знак на елементот. Тогаш формирањето на молекула на водород може да се прикаже со дијаграмот

H∙ + H∙ →H:H

2) често, особено во органската хемија, ковалентна врска е претставена со цртичка (прост) (на пример, H-H), што симболизира заеднички пар електрони.

Ковалентната врска во молекулата на хлорот исто така се изведува со користење на два заеднички електрони или електронски пар:

Осамен пар електрони, има 3 во атомот

← Осамен пар електрони,

Има 6 од нив во една молекула.

неспарен електронски споделен или споделен пар на електрони

Како што можете да видите, секој атом на хлор има три осамени парови и еден неспарен електрон. Формирањето на хемиска врска се јавува поради неспарените електрони на секој атом. Неспарените електрони се поврзуваат во заеднички пар електрони, наречен и споделен пар.

Ако една ковалентна врска (еден заеднички електронски пар) се појавила помеѓу атомите, тогаш таа се нарекува единечна врска; ако повеќе, тогаш повеќекратни двојни (два заеднички електронски парови), трокреветни (три заеднички електронски парови).

Единствена врскае прикажан со една цртичка (мозочен удар), двојно - со два, тројна - со три. Цртичката помеѓу два атома покажува дека тие имаат заеднички пар електрони, како резултат на што се формира хемиска врска. Со помош на такви цртички тие прикажуваат структурни формулимолекули.

Значи, во молекулата на хлор, секој од неговите атоми има целосно надворешно ниво од осум електрони (s 2 p 6), а два од нив (електронски пар) им припаѓаат подеднакво на двата атома. Преклопувањето на електронските орбитали за време на формирањето на молекула е прикажано на сл.

Во молекулата на азот N2, атомите имаат три заеднички електронски парови:

:N· + ·N: → :N:::N:

Очигледно, молекулата на азот е посилна од молекулата на водород или хлор, што ја објаснува значајната инертност на азот во хемиските реакции.

Хемиската врска спроведена од електронски парови се нарекува ковалентна.

Механизми на формирање на ковалентна врска.

Ковалентната врска се формира не само поради преклопување едноелектронскиоблаците е механизам за размена за формирање на ковалентни врски.

Во механизмот за размена, атомите делат ист број на електрони.

Можен е и друг механизам на неговото формирање - донатор-акцептор. Во овој случај, хемиската врска се јавува поради неподелениелектронски пар од еден атом и бесплатноорбитали на друг атом.

Да го разгледаме како пример механизмот на формирање на амониумскиот јон NH 4 +

Кога амонијакот реагира со HCl, хемиска реакција:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl или во скратена јонска форма: NH 3 + H + = NH 4 +

Во исто време, во молекулата на амонијак има азотен атом неподеленипар електрони (двоелектронскиоблак):

Ретко хемиски супстанциисе состои од поединечни, неповрзани атоми на хемиски елементи. Во нормални услови, само мал број на гасови наречени благородни гасови ја имаат оваа структура: хелиум, неон, аргон, криптон, ксенон и радон. Најчесто, хемиските супстанции не се состојат од изолирани атоми, туку од нивни комбинации во различни групи. Таквите асоцијации на атоми може да брои неколку, стотици, илјадници или дури и повеќе атоми. Силата што ги држи овие атоми во такви групи се нарекува хемиска врска.

Со други зборови, можеме да кажеме дека хемиската врска е интеракција која обезбедува поврзување на поединечни атоми во посложени структури (молекули, јони, радикали, кристали итн.).

Причината за формирање на хемиска врска е тоа што енергијата на посложените структури е помала од вкупната енергија на поединечните атоми што ја формираат.

Значи, особено, ако интеракцијата на атомите X и Y произведува молекула XY, тоа значи дека внатрешната енергија на молекулите на оваа супстанција е помала од внатрешната енергија на поединечните атоми од кои е формирана:

E(XY)< E(X) + E(Y)

Поради оваа причина, кога се формираат хемиски врски помеѓу поединечни атоми, се ослободува енергија.

Електроните на надворешниот електронски слој со најмала енергија на врзување со јадрото, наречени валентност. На пример, во бор ова се електрони од второто енергетско ниво - 2 електрони на 2 s-орбитали и 1 на 2 стр-орбитали:

Кога се формира хемиска врска, секој атом има тенденција да ја добие електронската конфигурација на атоми на благороден гас, т.е. така што во неговиот надворешен електронски слој има 8 електрони (2 за елементи од првиот период). Овој феномен се нарекува октет правило.

Можно е атомите да постигнат електронска конфигурација на благороден гас ако првично единечни атоми делат дел од нивните валентни електрони со други атоми. Во овој случај, се формираат заеднички електронски парови.

Во зависност од степенот на споделување на електрони, може да се разликуваат ковалентни, јонски и метални врски.

Ковалентна врска

Ковалентните врски најчесто се јавуваат помеѓу атоми на неметални елементи. Ако неметалните атоми кои формираат ковалентна врска припаѓаат на различни хемиски елементи, таквата врска се нарекува поларна ковалентна врска. Причината за ова име лежи во фактот што атомите различни елементиТие исто така имаат различни способности да привлечат заеднички електронски пар. Очигледно, ова доведува до поместување на заедничкиот електронски пар кон еден од атомите, како резултат на што на него се формира делумно негативен полнеж. За возврат, на другиот атом се формира делумно позитивен полнеж. На пример, во молекула на водород хлорид, електронскиот пар се префрла од атомот на водород во атомот на хлор:

Примери на супстанции со поларни ковалентни врски:

CCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2, итн.

Помеѓу неметалните атоми на истите се формира ковалентна неполарна врска хемиски елемент. Бидејќи атомите се идентични, нивната способност да привлекуваат заеднички електрони е исто така иста. Во овој поглед, не се забележува поместување на електронскиот пар:

Горенаведениот механизам за формирање на ковалентна врска, кога двата атоми обезбедуваат електрони да формираат заеднички електронски парови, се нарекува размена.

Постои и механизам за донатор-акцептор.

Кога ковалентна врска се формира од механизмот донор-акцептор, се формира заеднички електронски пар поради исполнетата орбитала на еден атом (со два електрони) и празната орбитала на друг атом. Атомот кој обезбедува осамен пар електрони се нарекува донатор, а атомот со празна орбитала се нарекува акцептор. Атомите кои имаат спарени електрони, на пример N, O, P, S, дејствуваат како донатори на електронски парови.

На пример, според механизмот донор-акцептор, четвртата ковалентна N-H врска се формира во амониумскиот катјон NH 4 +:

Покрај поларитетот, ковалентните врски се карактеризираат и со енергија. Енергијата на врската е минималната енергија потребна за прекинување на врската помеѓу атомите.

Енергијата на врзување се намалува со зголемување на радиусите на врзаните атоми. Бидејќи знаеме дека атомските радиуси се зголемуваат по подгрупите, можеме, на пример, да заклучиме дека јачината на халогено-водородната врска се зголемува во серијата:

Здраво< HBr < HCl < HF

Исто така, енергијата на врската зависи од нејзината мноштво - колку е поголема мноштвото на врската, толку е поголема нејзината енергија. Множеството на врската се однесува на бројот на споделени електронски парови помеѓу два атома.

Јонска врска

Јонското поврзување може да се смета како екстремен случај на ковалентно поврзување. поларна врска. Ако во ковалентно-поларна врска заедничкиот електронски пар е делумно поместен на еден од парот атомите, тогаш во јонска врска тој е речиси целосно „даден“ на еден од атомите. Атомот што донира електрони (и) добива позитивен полнеж и станува катјон, а атомот што зел електрони од него добива негативен полнеж и станува анјон.

Така, јонската врска е врска формирана од електростатско привлекување на катјоните кон анјоните.

Формирањето на овој тип на врска е типично при интеракција на атомите на типични метали и типични неметали.

На пример, калиум флуорид. Калиумскиот катјон се формира со отстранување на еден електрон од неутрален атом, а флуорниот јон се формира со додавање на еден електрон во атомот на флуор:

Помеѓу добиените јони се јавува електростатска привлечна сила, што резултира со формирање на јонско соединение.

Кога се формирала хемиска врска, електроните од атомот на натриум преминале во атомот на хлор и се формирале спротивно наелектризирани јони, кои имаат завршено надворешно енергетско ниво.

Утврдено е дека електроните од металниот атом не се целосно одвоени, туку само се поместуваат кон атомот на хлор, како во ковалентна врска.

Повеќето бинарни соединенија кои содржат метални атоми се јонски. На пример, оксиди, халиди, сулфиди, нитриди.

Јонска врскасе јавува и помеѓу едноставни катјони и едноставни анјони (F −, Cl −, S 2-), како и помеѓу едноставни катјони и сложени анјони (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Затоа, јонските соединенија вклучуваат соли и бази (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH).

Метална врска

Овој тип на врска се формира кај металите.

Атомите на сите метали имаат електрони во нивниот надворешен електронски слој кои имаат мала енергија на врзување со јадрото на атомот. За повеќето метали, процесот на губење на надворешните електрони е енергетски поволен.

Поради таквата слаба интеракција со јадрото, овие електрони во металите се многу подвижни и следниот процес континуирано се случува во секој метален кристал:

M 0 - ne - = M n + , каде што M 0 е неутрален метален атом, а M n + е катјон од истиот метал. Сликата подолу дава илустрација за процесите што се случуваат.

Односно, електроните „брзаат“ низ метален кристал, се одвојуваат од еден метален атом, формирајќи катјон од него, спојувајќи се со друг катјон, формирајќи неутрален атом. Овој феномен беше наречен „електронски ветер“, а собирањето на слободни електрони во кристал на неметален атом беше наречено „електронски гас“. Овој тип на интеракција помеѓу металните атоми се нарекува метална врска.

Водородна врска

Ако водороден атом во супстанција е поврзан со елемент со висока електронегативност (азот, кислород или флуор), таа супстанција се карактеризира со феномен наречен водородно поврзување.

Бидејќи водородниот атом е поврзан со електронегативен атом, на атомот на водород се формира делумно позитивно полнење, а на атомот на електронегативниот елемент се формира делумно негативен полнеж. Во овој поглед, електростатското привлекување станува возможно помеѓу делумно позитивно наелектризираниот водороден атом на една молекула и електронегативен атом на друга. На пример, водородната врска е забележана за молекулите на водата:

Водородната врска е таа што ја објаснува ненормално високата точка на топење на водата. Покрај водата, силни водородни врски се формираат и во супстанции како што се водород флуорид, амонијак, оксигенирани киселини, феноли, алкохоли, амини.

Ковалентната врска, во зависност од тоа како настанува заедничкиот електронски пар, може да се формира од разменаили механизам донатор-акцептор.

Механизам за разменаФормирањето на ковалентна врска се реализира во случаи кога и атомска орбитала и неспарен електрон лоциран во оваа орбитала учествуваат во формирањето на заеднички електронски пар од секој атом.

На пример, во молекула на водород. Взаемните атоми на водород кои содржат единечни електрони со спротивни спинови во атомските s-орбитали формираат заеднички електронски пар, чие движење во молекулата H2 се случува во границите на σ-молекуларната орбитала, која се јавува кога се спојуваат две s-атомски орбитали:

Во молекулата на амонијак, азотниот атом, кој има три единечни електрони и еден електронски пар во четирите атомски орбитали на надворешното енергетско ниво, формира три заеднички електронски парови со s-електрони од три атоми на водород. Овие електронски парови во молекулата NH 3 се наоѓаат во три σ-молекуларни орбитали, од кои секоја се појавува кога атомската орбитала на азотниот атом се спојува со s-орбиталата на атом на водород:

Така, во молекулата на амонијак, азотниот атом формира три σ-врски со атоми на водород и има неподелениелектронски пар.

Механизам донатор-акцепторформирањето на ковалентна врска се случува во случаи кога еден неутрален атом или јон (донатор)има електронски пар во атомската орбитала на надворешното енергетско ниво, а другиот јонски или неутрален атом (акцептор)- слободна (празна) орбитала. Кога атомските орбитали се спојуваат, се појавува молекуларна орбитала во која има заеднички електронски пар кој претходно му припаѓал на атомот на донорот:

Според механизмот на донор-акцептор, на пример, формирањето на ковалентна врска помеѓу молекулата на амонијак и водородниот јон се случува со појавата на амониум + јон. Во молекулата на амонијак, азотниот атом во надворешниот слој има слободен електронски пар, што овозможува оваа молекула да дејствува како донатор. Водородниот јон (акцептор) има слободна s-орбитала. Поради спојувањето на атомските орбитали на азотниот атом и водородниот јон, се појавува σ-молекуларна орбитала, а слободниот пар на електрони на азотниот атом станува заеднички за поврзувачките атоми:

Или H + + NH 3 [ H NH 3 ] +

Во амониумскиот јон +, ковалентната N-H врска формирана од механизмот донор-акцептор е еднаква по енергија и должина со другите три ковалентни N-H врски формирани од механизмот за размена.

Атомот на бор ја формира молекулата на бор флуорид BF 3 поради преклопувањето на електронските орбитали окупирани во возбудена состојба од неспарени електрони со електронските орбитали на флуорот. Во овој случај, атомот на бор задржува една празна орбитала, поради што може да се формира четврта хемиска врска преку механизмот донор-акцептор.

Често се нарекува врска формирана од механизам донатор-акцептор донатор-акцептор, координацијаили координирани.Сепак, ова не е посебен тип на врска, туку само различен механизам за формирање на ковалентна врска.

Механизмот на донор-акцептор на формирање на ковалентна врска е карактеристичен за комплексни соединенија: Улогата на акцептор обично ја вршат јони на d-метал, кои обично можат да обезбедат две, четири или шест слободни атомски орбитали од типот s-, p-, d, што значително ја проширува нивната способност да формираат ковалентни врски.

На пример, јоните Ag + и Cu 2+, соодветно, обезбедуваат две и четири слободни атомски орбитали, а донатор на електронски парови може да биде, на пример, две или четири молекули на амонијак или цијаниден јон:

Акцептор Донатор

Во овие случаи, ковалентни врски се јавуваат помеѓу донаторите и акцепторот со формирање на комплексни катјони (сребро и бакар амонијак) или анјон (бакар цијанид).

Постојат два главни начини (механизми) за формирање на ковалентна врска.

1) Спивалентен (разменувачки) механизам : Електронскиот пар што ја формира врската е формиран од неспарените електрони присутни во невозбудените атоми.

Сепак, бројот на ковалентни врски може да биде поголем од бројот на неспарени електрони. На пример, во невозбудена состојба (наречена и основна состојба), јаглеродниот атом има два неспарени електрони, но тој е карактеристичен за соединенијата во кои формира четири ковалентни врски. Излегува дека ова е можно како резултат на возбудување на атомот. Во овој случај, еден од s-електроните се преместува во p-поднивото:

Зголемувањето на бројот на создадени ковалентни врски е придружено со ослободување на повеќе енергија отколку што се троши за возбудување на атомот. Бидејќи валентноста на атомот зависи од бројот на неспарени електрони, побудувањето доведува до зголемување на валентноста. Во атомите на азот, кислород и флуор, бројот на неспарени електрони не се зголемува, бидејќи Нема слободни орбитали во рамките на второто ниво, а движењето на електроните до третото квантно ниво бара значително повеќе енергија од онаа што би се ослободила за време на формирањето на дополнителни врски. Така, кога атомот е возбуден, транзициите на електроните кон слободните орбитали се можни само во рамките на едно енергетско ниво.

Елементите од третиот период - фосфор, сулфур, хлор - можат да покажат валентност еднаква на бројот на групата. Ова се постигнува со возбудување на атомите со транзиција на 3s и 3p електрони во празни орбитали на 3d подниво:

P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3 стр 3 3d 1 (валентност 5)

S* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3 стр 3 3d 2 (валентност 6)

Cl* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3 стр 3 3d 3 (валентност 7)

Во горенаведените електронски формули за возбудени атоми, поднивоата што содржат само неспарени електрони се подвлечени. Користејќи го примерот на атом на хлор, лесно е да се покаже дека валентноста може да биде променлива:

За разлика од хлорот, валентноста на атомот F е константна и еднаква на 1, бидејќи На валентното (второ) енергетско ниво нема орбитали од d-подниво и други празни орбитали.

2) Механизам донатор-акцептор : Ковалентните врски се формираат поради спарените електрони присутни во надворешниот електронски слој на атомот. Во овој случај, вториот атом мора да има слободна орбитала на надворешниот слој. На пример, формирањето на јон на амониум од молекула на амонијак и јон на водород може да се претстави со следниот дијаграм: (претставувањето на електроните со крстови и точки на дијаграмот подолу е многу условно, бидејќи во реалноста електроните не се разликуваат) :

Атомот што го обезбедува својот електронски пар за да формира ковалентна врска се нарекува донатор, а атомот што обезбедува празна орбитала се нарекува акцептор. Ковалентната врска формирана на овој начин се нарекува врска донор-акцептор. Во амониумскиот катјон, оваа врска е апсолутно идентична по своите својства со другите три ковалентни врски формирани со методот на размена.

Хибридизација на атомски орбитали

За да се објасни разликата помеѓу аглите на врската во молекулите H 2 O (104,5) и NH 3 (107,3) од 90, треба да се земе предвид дека стабилната состојба на молекулата одговара на нејзината геометриска структура со најниска потенцијална енергија. Затоа, за време на формирањето на молекулата, обликот и релативната поставеност на атомските електронски облаци се менуваат во споредба со нивната форма и распоред во слободните атоми. Како резултат на тоа, поцелосно преклопување на орбиталите се постигнува при формирање на хемиска врска. Оваа деформација на електронските облаци бара енергија, но поцелосно преклопување доведува до формирање на посилна врска, а севкупно има енергетска добивка. Ова ја објаснува појавата на хибридни орбитали.

Обликот на хибридната орбитала може да се одреди математички со додавање на брановите функции на оригиналните орбитали:

Како резултат на додавање на брановите функции на s- и p-орбиталите, земајќи ги предвид нивните знаци, излегува дека густината на електронскиот облак (вредност  2) на едната страна од јадрото е зголемена, и од друга е намалена.

Општо земено, процесот на хибридизација ги вклучува следните фази: побудување на атомот, хибридизација на орбиталите на возбудениот атом, формирање на врски со други атоми. Енергетските трошоци за првите две фази се компензирани со енергетското засилување при формирање на посилни врски со хибридни орбитали. Типот на хибридизација се одредува според видот и бројот на вклучени орбитали.

Подолу се дадени примери на различни типови на хибридизација на s- и p-орбитали.

Хибридизација на една s- и една p-орбитала (sp-хибридизација) се случува, на пример, при формирање на берилиум хидрид, берилиум халиди, цинк и кадмиум-жива. Атомите на овие елементи во нормална состојба имаат два спарени s-електрони во надворешниот слој. Како резултат на возбудувањето, еден од s-електроните оди во p-состојба - се појавуваат два неспарени електрони, од кои едниот е s-електрон, а другиот p-електрон. Кога се формира хемиска врска, овие две различни орбитали се претвораат во две идентични хибридни орбитали Вкупен број на орбитали при хибридизација не се менува . Две sp-хибридни орбитали се насочени под агол од 180º една до друга и формираат две врски (Слика 2):

Слика 2 - Преклопени sp-орбитали на берилиум и p-орбитали на хлор во молекулата BeCl 2

Експерименталното определување на структурата на молекулите BeG 2, ZnG 2, CdG 2, HgG 2 (G-халоген) покажа дека овие молекули се линеарни, а двете метални врски со атоми на халоген имаат иста должина.

Хибридизација на една s и две p орбитали (хибридизација на sp 2) се јавува, на пример, при формирање на соединенија на бор. Возбудениот борен атом има три неспарени електрони - еден s-електрон и два p-електрони. Три еквивалентни sp 2 -хибридни орбитали се формираат од три орбитали, сместени во иста рамнина под агол од 120 една до друга (слика 3). Навистина, како што покажуваат експерименталните студии, молекулите на борните соединенија како што се BG 3 (G-халоген), B(CH 3) 3 - триметилбор, B(OH) 3 - борна киселина, имаат рамна структура. Покрај тоа, трите борни врски во овие молекули имаат иста должина и се наоѓаат под агол од 120.

Слика 3 – Преклопување на sp 2 -орбитали на бор и p-орбитали на хлор во молекулата BCl 3

Хибридизацијата на една s- и три p-орбитали (sp 3 -хибридизација) е карактеристична, на пример, за јаглеродот и неговите аналози - силициум и германиум. Во овој случај, четирите хибридни sp3 орбитали се наоѓаат под агол од 10928 една до друга; тие се насочени кон темињата на тетраедарот (во молекулите CH 4, CCl 4, SiH 4, GeBr 4 итн.). Аглите на врската на молекулите H 2 O (104,5º) и NH 3 (107,3º) не одговараат точно на релативните позиции на „чистите“ p-орбитали (90º). Ова се должи на одреден придонес на s-електроните во формирањето на хемиска врска. Таквиот придонес не е ништо друго освен хибридизација. Валентните електрони во овие молекули зафаќаат четири орбитали, кои се блиску до хибридот sp 3. Малата разлика помеѓу аглите на врската и тетраедарите 109º28" е објаснета, според теоријата на Гилеспи, со фактот дека несподелените хибридни орбитали заземаат поголем волумен во вселената.

Во многу молекули централниот атом не се подложува на хибридизација. Така, аглите на врската во молекулите H 2 S, PH 3 итн. се блиску до 90, т.е. формирањето на врски се случува со учество на „чисти“ р-орбитали лоцирани под прав агол една до друга.