7.11. Структурата на супстанциите со ковалентни врски

Супстанциите во кои од сите видови хемиски врски има само ковалентна, се поделени во две нееднакви групи: молекуларни (многу) и немолекуларни (многу помалку).
Кристалите на цврстите молекуларни супстанции се состојат од молекули слабо врзани заедно со силите на интермолекуларната интеракција на молекулите. Таквите кристали немаат висока јачина и цврстина (размислете мраз или шеќер). Нивните точки на топење и вриење се исто така ниски (види Табела 22).

Табела 22. Точки на топење и вриење на некои молекуларни супстанции

Супстанција			Супстанција
H 2	– 259	– 253	BR 2	– 7	58
N 2	– 210	– 196	H2O	0	100
HCl	– 112	– 85	P 4	44	257
NH 3	– 78	– 33	C 10 H 8 (нафтален)	80	218
SO 2	– 75	– 10	С 8	119

За разлика од нивните молекуларни колеги, немолекуларните супстанции со ковалентни врски формираат многу тврди кристали. Дијамантските кристали (најтешката супстанција) припаѓаат на овој тип.
Во дијамантски кристал (сл. 7.5), секој јаглероден атом е поврзан со четири други јаглеродни атоми со едноставни ковалентни врски (хибридизација sp 3). Јаглеродните атоми формираат тродимензионална рамка. Во суштина, целиот дијамантски кристал е една огромна и многу силна молекула.
Силиконските кристали, широко користени во радио електрониката и електронското инженерство, имаат иста структура.
Ако замените половина од атомите на јаглерод во дијамантот со атоми на силициум без да ја нарушите структурата на рамката на кристалот, ќе добиете кристал од силициум карбид SiC - исто така многу тврда супстанција што се користи како абразивен материјал. На овој тип му припаѓа и обичниот кварцен песок (силициум диоксид). кристални материи. Кварцот е многу тврда супстанција; Под името „шмиргла“ се користи и како абразивен материјал. Кварцната структура лесно се добива со вметнување на атоми на кислород помеѓу секои два атома на силициум во силиконски кристал. Во овој случај, секој атом на силициум ќе биде поврзан со четири атоми на кислород, а секој атом на кислород со два атоми на силициум.

Кристалите од дијамант, силициум, кварц и слични структури се нарекуваат атомски кристали.
Атомски кристал е кристал кој се состои од атоми на еден или повеќе елементи поврзани со хемиски врски.
Хемиската врска во атомски кристал може да биде ковалентна или метална.
Како што веќе знаете, секој атомски кристал, како јонски кристал, е огромна „супермолекула“. Структурна формулаТаквата „супермолекула“ не може да се запише - можете само да го покажете нејзиниот фрагмент, на пример:

За разлика од молекуларните супстанции, супстанциите што формираат атомски кристали се меѓу најогноотпорните (види табела 23.).

Табела 23. Точки на топење и вриење на некои немолекуларни супстанцииСо ковалентни врски

Ваквите високи температури на топење се сосема разбирливи ако се потсетиме дека кога овие супстанции се топат, не се раскинуваат слабите меѓумолекуларни врски, туку силните хемиски врски. Од истата причина, многу супстанции кои формираат атомски кристали не се топат кога се загреваат, туку се распаѓаат или веднаш се трансформираат во состојба на пареа (сублимираат), на пример, графитот се сублимира на 3700 o C.

Силикон - Si.Многу тврди, кршливи силиконски кристали изгледаат како метал, но сепак е неметал. Врз основа на видот на електричната спроводливост, оваа супстанца е класифицирана како полупроводник, што ја одредува нејзината огромна важност во современиот свет. Силиконот е најважниот полупроводнички материјал. Радија, телевизори, компјутери, модерни телефони, електронски часовници, соларни панели и многу други апарати за домаќинство и индустриски апарати содржат квалитет суштински елементидизајни на транзистори, микроциркути и фотоелементи направени од единечни кристали на силициум со висока чистота. Технички силициум се користи во производството на челик и обоената металургија. Во однос на неговите хемиски својства, силиконот е прилично инертна супстанција, тој реагира само на високи температури.

Силициум диоксид - SiO 2 .Друго име за оваа супстанца е силика. Силициум диоксидот се јавува во природата во две форми: кристален и аморфен. Многу полускапоцени и украсни камења се сорти на кристален силициум диоксид (кварц): камен кристал, јаспис, халцедон, агат. а опалот е аморфна форма на силициум диоксид. Кварцот е многу распространет во природата, бидејќи дините во пустините и песочните брегови на реките и морињата се сите кварцен песок. Кварцот е безбојна кристална, многу тврда и огноотпорна супстанција. Тој е инфериорен во однос на цврстината на дијамантот и корундот, но, сепак, широко се користи како абразивен материјал. Кварценот песок е широко користен во градежништвото и индустријата за градежни материјали. Кварцното стакло се користи за изработка на лабораториски стакларија и научни инструменти бидејќи не пука при нагли температурни промени. Според нивните хемиски својстваСилициум диоксидот е кисел оксид, но тој реагира со алкали само кога е споен. На високи температури, силициум диоксид и графит се користат за производство на силициум карбид - карборунд. Карборундот е втората најтврда супстанција по дијамантот; исто така се користи за правење тркала за брусење и „шкурка“.

7.12. Поларитет ковалентна врска. Електронегативност

Потсетете се дека изолираните атоми на различни елементи имаат различни склоности и да се откажат и да прифатат електрони. Овие разлики опстојуваат по формирањето на ковалентна врска. Односно, атомите на некои елементи имаат тенденција да го привлечат електронскиот пар на ковалентна врска кон себе посилно од атомите на другите елементи.

Размислете за молекула HCl.
Користејќи го овој пример, да видиме како можеме да го процениме поместувањето на електронскиот комуникациски облак користејќи моларни енергии на јонизација и средства за електронот. 1312 kJ/mol и 1251 kJ/mol - разликата е незначителна, приближно 5%. 73 kJ/mol и 349 kJ/mol - тука разликата е многу поголема: енергијата на афинитетот на електроните на атомот на хлор е речиси пет пати поголема од онаа за атомот на водород. Од ова можеме да заклучиме дека електронскиот пар на ковалентната врска во молекулата на водород хлорид е во голема мера поместен кон атомот на хлор. Со други зборови, сврзувачките електрони поминуваат повеќе време во близина на атомот на хлор отколку во близина на атомот на водород. Оваа нерамномерна распределба на густината на електроните доведува до прераспределба на електричните полнежи внатре во молекулата. на атомот на водород е позитивен, а на атомот на хлор е негативен.

Во овој случај, се вели дека врската е поларизирана, а самата врска се нарекува поларна ковалентна врска.
Ако електронскиот пар на ковалентна врска не е поместен на ниту еден од поврзаните атоми, односно електроните на врската подеднакво припаѓаат на врзаните атоми, тогаш таквата врска се нарекува неполарна ковалентна врска.
Концептот на „формално полнење“ во случај на ковалентна врска е исто така применлив. Само во дефиницијата не треба да зборуваме за јони, туку за атоми. Во принцип, може да се даде следнава дефиниција.

Во молекулите во кои ковалентни врски се формираат само со механизам за размена, формалните полнежи на атомите се еднакви на нула. Така, во молекулата на HCl, формалните полнежи и на атомите на хлор и на водород се нула. Следствено, во оваа молекула реалните (ефикасни) полнежи на атомите на хлор и водород се еднакви на парцијалните (вишок) полнежи.
Не е секогаш лесно да се одреди знакот на парцијално полнење на атом на еден или друг елемент во молекулата врз основа на моларните енергии на јонизација и афинитетот кон електродата, односно да се процени во која насока се електронските парови на врски. се префрли. Обично, за овие цели, се користи друга енергетска карактеристика на атомот - електронегативност.

Во моментов, не постои единствена, општоприфатена ознака за електронегативност. Може да се означи со буквите E/O. Исто така, не постои единствен, општо прифатен метод за пресметување на електронегативност. На поедноставен начин, може да се претстави како половина од збирот на моларните јонизациски енергии и афинитетот на електроните - ова беше еден од првите начини да се пресмета.
Апсолутните вредности на електронегативноста на атомите на различни елементи се користат многу ретко. Најчесто користена е релативната електронегативност, означена со c. Првично, оваа вредност беше дефинирана како однос на електронегативноста на атом на даден елемент до електронегативноста на атом на литиум. Последователно, методите на неговото пресметување малку се променија.
Релативната електронегативност е бездимензионална величина. Неговите вредности се дадени во Додаток 10.

Бидејќи релативната електронегативност првенствено зависи од енергијата на јонизација на атомот (енергијата на афинитетот на електронот е секогаш многу помала), тогаш во системот хемиски елементисе менува приближно исто како и енергијата на јонизација, односно се зголемува дијагонално од цезиум (0,86) до флуор (4,10). Вредностите на релативната електронегативност на хелиум и неон дадени во табелата немаат практично значење, бидејќи овие елементи не формираат соединенија.

Користејќи ја табелата за електронегативност, можете лесно да одредите кон кој од двата атома се поместени електроните што ги поврзуваат овие атоми и, според тоа, знаците на парцијалните полнежи што произлегуваат од овие атоми.

H2O			Врската е поларна
H 2	Атомите се исти	H--H	Врската е неполарна
CO2			Врската е поларна
Cl2	Атомите се исти	Cl--Cl	Врската е неполарна
H2S			Врската е поларна

Така, во случај на формирање на ковалентна врска помеѓу атоми на различни елементи, таквата врска секогаш ќе биде поларна, а во случај на формирање на ковалентна врска помеѓу атомите на еден елемент (во едноставни материиа) врската е во повеќето случаи неполарна.

Колку е поголема разликата во електронегативноста на врзаните атоми, толку е пополарна ковалентната врска помеѓу овие атоми.

Водород сулфид H 2 S– безбоен гас со карактеристичен мирис карактеристичен за расипани јајца; отровен. Термички е нестабилен и се распаѓа кога се загрева. Водород сулфид е малку растворлив во вода, тоа воден растворнаречена водород сулфидна киселина. Водородниот сулфид предизвикува (катализира) корозија на металите; токму овој гас е „виновен“ за затемнувањето на среброто.
Природно се наоѓа во некои минерални води. Во процесот на живот, тој е формиран од некои бактерии. Водородниот сулфид е деструктивен за сите живи суштества. Во длабочините на Црното Море е откриен слој од водород сулфид и предизвикува загриженост кај научниците: животот на морските жители таму е под постојана закана.

ПОЛАРНА КОВАЛЕНТНА ВРСКА, НЕПОЛАРНА КОВАЛЕНТНА ВРСКА, АПСОЛУТНА ЕЛЕКТРОНЕГАТИВНОСТ, РЕЛАТИВНА ЕЛЕКТРОНЕГАТИВНОСТ.
1. Експериментите и последователните пресметки покажаа дека ефективното полнење на силициум во силициум тетрафлуорид е +1,64 e, а на ксенон во ксенон хексафлуорид +2,3 e. Определете ги вредностите на парцијалните полнежи на атомите на флуор во овие соединенија. 2. Составете ги структурните формули на следните супстанции и, користејќи ги ознаките " " и " ", карактеризирајте го поларитетот на ковалентните врски во молекулите на овие соединенија: а) CH 4, CCl 4, SiCl 4; б) H2O, H2S, H2Se, H2Te; в) NH3, NF3, NCl3; г) SO 2, Cl 2 O, OF 2.
3. Користејќи ја табелата за електронегативност, наведете во кое од соединенијата врската е пополарна: а) CCl 4 или SiCl 4 ; б) H2S или H2O; в) NF 3 или NCl 3; г) Cl 2 O или OF 2.

7.13. Механизам на донаторско-акцептор на формирање на врска

Во претходните параграфи, детално научивте за два вида врски: јонски и ковалентни. Да се потсетиме на тоа јонска врскасе формира кога електронот целосно ќе се префрли од еден атом во друг. Ковалентен - кога се делат неспарени електрони на врзани атоми.

Покрај тоа, постои уште еден механизам за формирање на врска. Ајде да го разгледаме користејќи го примерот на интеракцијата на молекула на амонијак со молекула на бор трифлуорид:

Како резултат на тоа, помеѓу атомите на азот и бор се појавуваат и ковалентни и јонски врски. Во овој случај, атом на азот е донаторелектронски пар (го „дава“ за формирање на врска), а атомот на бор - акцептор(го „прифаќа“ при формирање на врска). Оттука и името на механизмот за формирање на таква врска - “ донатор-акцептор“.

Кога се формира врска со помош на механизмот донор-акцептор, и ковалентна и јонска врска се формираат истовремено.
Секако, по формирањето на врската, поради разликата во електронегативноста на врзаните атоми, доаѓа до поларизација на врската и настануваат делумни полнежи, со што се намалуваат ефективни (реални) полнежи на атомите.

Ајде да погледнеме други примери.

Доколку до молекулата на амонијак има високополарна молекула на хлороводород, во која има значително парцијално полнење на атомот на водород, тогаш во овој случај улогата на акцепторот на електронскиот пар ќе ја игра атомот на водород. Неговиот 1 с-АО, иако не е целосно празен, како атомот на бор во претходниот пример, густината на електроните во облакот на оваа орбитала е значително намалена.

Просторната структура на добиениот катјон е амониум јон NH 4 е слична на структурата на молекулата на метанот, односно сите четири N-H врски се сосема исти.
Формирањето на јонски кристали на амониум хлорид NH 4 Cl може да се набљудува со мешање на гасот на амонијак со гасот водород хлорид:

NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (cr)

Не само азотниот атом може да биде донатор на електронски пар. Тоа може да биде, на пример, атом на кислород на молекула на вода. Молекулата на вода ќе комуницира со истиот водород хлорид на следниов начин:

Добиениот H3O катјон се нарекува јон на оксониуми, како што наскоро ќе дознаете, е од големо значење во хемијата.
Како заклучок, да ја разгледаме електронската структура на молекулата на јаглерод моноксид (јаглерод моноксид) CO:

Покрај три ковалентни врски (тројна врска), содржи и јонска врска.
Услови за формирање на врска според механизмот донор-акцептор:
1) присуство на осамен пар валентни електрони во еден од атомите;
2) присуство на слободна орбитала на валентното подниво на друг атом.
Механизмот на донаторско-акцептор на формирање на врска е доста распространет. Особено често се јавува при формирање на соединенија г-елементи. Скоро сечии атоми г-елементите имаат многу празни валентни орбитали. Затоа, тие се активни акцептори на електронски парови.

МЕХАНИЗАМ НА ДОНАТОР-АКСЕПТОР НА ФОРМИРАЊЕ НА ВРЗНИЦА, АМОНИУМ ЈОН, ОКСОНИУМ ЈОН, УСЛОВИ ЗА ФОРМИРАЊЕ НА ВРЗНИЦА ОД МЕХАНИЗАМОТ ДОНАТОР-ПРИМАТЕЛ.
1. Направете равенки за реакција и шеми за формирање
а) амониум бромид NH 4 Br од амонијак и водород бромид;
б) амониум сулфат (NH 4) 2 SO 4 од амонијак и сулфурна киселина.
2. Создадете равенки за реакција и шеми за интеракција за а) вода со водород бромид; б) вода со сулфурна киселина.
3. Кои атоми во четирите претходни реакции се донатори на електронски пар, а кои акцептори? Зошто? Објаснете го вашиот одговор со дијаграми на валентните поднивоа.
4.Структурна формула азотна киселинаАглите помеѓу O–N–O врските се блиску до 120 o. Дефинирај:
а) тип на хибридизација на азотниот атом;
б) кој АО од азотен атом учествува во формирањето на -врската;
в) кој AO од азотниот атом учествува во формирањето на -врска според механизмот донор-акцептор.
Што мислите за еднаков на аголотпомеѓу H–O–N врските во оваа молекула? 5. Создадете ја структурната формула на цијанидниот јон CN (негативен полнеж на јаглеродниот атом). Познато е дека цијанидите (соединенија кои содржат таков јон) и јаглерод моноксид CO се силни отрови, а нивното биолошко дејство е многу слично. Понудете го вашето објаснување за близината на нивното биолошко дејство.

7.14. Метална врска. Метали

Се формира ковалентна врска помеѓу атомите кои се слични по нивната склоност да се откажат и да добиваат електрони само кога големини на врзаните атоми се мали. Во овој случај, густината на електроните во областа на преклопувачките електронски облаци е значајна, а атомите се покажаа дека се цврсто врзани, како, на пример, во молекулата HF. Ако барем еден од поврзаните атоми има голем радиус, формирањето на ковалентна врска станува помалку поволно, бидејќи густината на електроните во областа на преклопувачките електронски облаци за големи атоми е многу помала отколку за малите. Пример за таква молекула со послаба врска е молекулата HI (со помош на Табела 21, споредете ги енергиите на атомизација на молекулите HF и HI).

А сепак помеѓу големите атоми ( р o > 1.1) се јавува хемиска врска, но во овој случај се формира поради споделување на сите (или дел) од валентни електрони на сите врзани атоми. На пример, во случај на атоми на натриум, сите 3 с-електрони од овие атоми и се формира единствен електронски облак:

Атомите формираат кристал со металкомуникација
На овој начин, и атоми на еден елемент и атоми на различни елементи. Во првиот случај, едноставни супстанции наречени метали, а во втората - сложени супстанции наречени меѓуметални соединенија.

Од сите супстанции со метални врски меѓу атомите, за металите ќе научите само на училиште. Како е просторна структураметали? Металниот кристал се состои од атомски скелети, останувајќи по социјализацијата на валентни електрони и електронскиот облак на социјализираните електрони. Атомските јадра обично формираат многу блиско пакување, а електронскиот облак го зафаќа целиот преостанат слободен волумен на кристалот.

Главните видови на густо пакување се кубно најблиско пакување(KPU) и хексагонално блиско пакување(ГПУ). Имињата на овие пакувања се поврзани со симетријата на кристалите во кои се реализираат. Некои метали формираат лабаво спакувани кристали - кубни во центарот на телото(ОТСК). Моделите за волумен и топка и стап на овие пакувања се прикажани на слика 7.6.
Кубното блиско пакување е формирано од атоми на Cu, Al, Pb, Au и некои други елементи. Шестоаголно блиско пакување - атоми на Be, Zn, Cd, Sc и ред други. Кубното пакување на атоми во центарот на телото е присутно во кристалите алкални метали, елементи на VB и VIB групи. Некои метали може да имаат различни структури на различни температури. Причините за таквите разлики и структурните карактеристики на металите сè уште не се целосно разбрани.
Кога се топат, металните кристали се претвораат во метални течности. Видот на хемиската врска помеѓу атомите не се менува.
Металната врска нема насоченост и заситеност. Во овој поглед, тоа е слично на јонска врска.
Во случај на меѓуметални соединенија, можеме да зборуваме и за поларизација на металната врска.
Карактеристично физички својстваметали:
1) висока електрична спроводливост;
2) висока топлинска спроводливост;
3) висока еластичност.

Точките на топење на различни метали се многу различни едни од други: најниската точка на топење е за живата (- 39 o C), а највисоката е за волфрам (3410 o C).

Берилиум Be- светло сив, лесен, прилично тврд, но обично кршлив метал. Точка на топење 1287 o C. Во воздухот се покрива со оксидна фолија. Берилиумот е прилично редок метал; живите организми во процесот на нивната еволуција практично немаа никаков контакт со него, па затоа не е чудно што е отровен за животинскиот свет. Се користи во нуклеарната технологија.

Цинкот Zn е бел мек метал со синкава нијанса. Точка на топење 420 o C. Во воздухот и водата е покриен со тенок густ филм од цинк оксид, кој спречува понатамошна оксидација. Во производството се користи за галванизација на лимови, цевки, жици, заштита на железо од корозија.
Цинкот е дел од многу легури, на пример, купроникел и никел сребро; Од неговите легури се коваат монети. Цинк - компонентамесинг, широко користен во машинското инженерство. Легурите што содржат цинк се користат за лиење типографски фонтови.

Волфрам В.Тој е најогноотпорен од сите метали: точката на топење на волфрамот е 3387 o C. Вообичаено, волфрамот е прилично кршлив, но по внимателно чистење станува еластичен, што овозможува да се извлече тенка жица од неа, од која се вртат филаментите на се прават светилки. Сепак, најголемиот дел од произведениот волфрам се користи за производство на тврди и отпорни на абење легури кои можат да ги задржат овие својства кога се загреваат дури и до 1000 o C.

МЕТАЛ, ИНТЕРМЕТАЛИЧНО СОСИЕНИЕ, МЕТАЛИЧНА ВРСКА, ГУСНО ПАКУВАЊЕ.
1. За да се карактеризираат различни пакувања, се користи концептот на „коефициент на полнење на просторот“, односно односот на волуменот на атомите до волуменот на кристалот

Каде V a -волумен на атом,
Z е бројот на атоми во единица ќелија,
V i- волумен на единицата ќелија.
Атомите во овој случај се претставени со крути топчиња со радиус Р, допирајќи се еден со друг. Волумен на топката В w = (4/3) Р 3 .
Определете го факторот за пополнување простор за пакување на големо и bcc.
2. Користејќи ги вредностите на металните радиуси (Додаток 9), пресметајте ја единечната големина на ќелијата на а) бакар (CPU), б) алуминиум (CPU) и в) цезиум (BCC).

Ковалентната врска се јавува поради споделувањето на електроните кои припаѓаат на двата атоми кои учествуваат во интеракцијата. Електронегативноста на неметалите е доволно голема што не се случува пренос на електрони.

Електроните во орбиталите на електрони кои се преклопуваат се делат. Ова создава ситуација во која надворешните електронски нивоа на атомите се пополнуваат, односно се формира надворешна обвивка од 8 или 2 електрони.

Во контакт со

Соучениците

Состојбата во која електронската обвивка е целосно исполнета се карактеризира со најниска енергија и, соодветно, максимална стабилност.

Постојат два механизми на формирање:

донатор-акцептор;
размена.

Во првиот случај, еден од атомите го обезбедува својот пар електрони, а вториот обезбедува слободна електронска орбитала.

Во вториот, еден електрон од секој учесник во интеракцијата доаѓа во заедничкиот пар.

Во зависност од тоа каков тип се- атомски или молекуларни, соединенија со сличен тип на врска може значително да се разликуваат во физичко-хемиските карактеристики.

Молекуларни супстанциинајчесто гасови, течности или цврсти материиСо ниски температуритопење и вриење, непроводен, ниска јачина. Тие вклучуваат: водород (H 2), кислород (O 2), азот (N 2), хлор (Cl 2), бром (Br 2), ортохомбичен сулфур (S 8), бел фосфор (P 4) и други едноставни супстанции ; јаглерод диоксид (CO 2), сулфур диоксид (SO 2), азот оксид V (N 2 O 5), вода (H 2 O), водород хлорид (HCl), водород флуорид (HF), амонијак (NH 3), метан (CH 4), етанол(C 2 H 5 OH), органски полимери и други.

Атомски супстанциипостојат во форма на издржливи кристали со високи точки на вриење и топење, нерастворливи во вода и други растворувачи, многумина не спроведуваат електрична енергија. Пример е дијамантот, кој има исклучителна сила. Ова се објаснува со фактот дека дијамантот е кристал кој се состои од јаглеродни атоми поврзани со ковалентни врски. Во дијамантот нема поединечни молекули. Исто така атомска структурапоседуваат супстанции како што се графит, силициум (Si), силициум диоксид (SiO 2), силициум карбид (SiC) и други.

Ковалентните врски можат да бидат не само единечни (како во молекулата на хлор Cl2), туку и двојни, како во молекулата на кислородот O2, или тројни, како, на пример, во молекулата на азот N2. Во исто време, тројните имаат повеќе енергија и се поиздржливи од двојните и единечните.

Ковалентната врска може да бидеформиран и помеѓу два атома од ист елемент (неполарен) и помеѓу атоми на различни хемиски елементи (полар).

Не е тешко да се наведе формулата на соединение со ковалентна поларна врска ако ги споредите вредностите на електронегативност на атомите што ги сочинуваат молекулите. Ниту една разлика во електронегативноста нема да ја одреди неполаритетот. Ако има разлика, тогаш молекулата ќе биде поларна.

Не пропуштајте: механизам на едукација, конкретни примери.

Ковалентна неполарна хемиска врска

Карактеристично за едноставни материи, неметали. Електроните подеднакво припаѓаат на атомите и нема поместување во густината на електроните.

Примерите ги вклучуваат следните молекули:

H2, O2, O3, N2, F2, Cl2.

Исклучок се инертни гасови. Нивното надворешно енергетско ниво е целосно исполнето, а формирањето на молекули е енергетски неповолно за нив и затоа тие постојат во форма на поединечни атоми.

Исто така, пример за супстанции со неполарна ковалентна врска би бил, на пример, PH3. И покрај фактот дека супстанцијата се состои од различни елементи, електронегативностите на елементите всушност не се разликуваат, што значи дека електронскиот пар нема да се помести.

Ковалентна поларна хемиска врска

Со оглед на ковалентна поларна врска, може да се дадат многу примери: HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, CO2, SO3, CCl4, SiO2, CO.

формирана помеѓу атоми на неметалсо различна електронегативност. Во овој случај, јадрото на елемент со поголема електронегативност привлекува заеднички електрони поблиску до себе.

Шема на формирање на поларна ковалентна врска

Во зависност од механизмот на формирање, тие можат да станат вообичаени електрони на еден или двата атоми.

Сликата јасно ја покажува интеракцијата во молекулата на хлороводородна киселина.

Пар електрони припаѓа и на едниот и на вториот атом, и двата имаат, на тој начин, надворешните нивоапополнети. Но, поелектронегативниот хлор привлекува пар електрони малку поблиску до себе (додека останува заеднички). Разликата во електронегативноста не е доволно голема за пар електрони целосно да отидат до еден од атомите. Како резултат на тоа, делумно негативен полнеж се појавува на хлорот и делумно позитивен полнеж на водород. Молекулата на HCl е поларна молекула.

Физичко-хемиски својства на врската

Врската може да се карактеризира со следните својства: директност, поларитет, поларизација и заситливост.

Хемиска врска е интеракција на честички (јони или атоми), која се јавува во процесот на размена на електрони лоцирани на последното електронско ниво. Постојат неколку видови на такви врски: ковалентни (се дели на неполарни и поларни) и јонски. Во оваа статија ќе се задржиме подетално на првиот тип хемиски врски - ковалентни. И да бидам попрецизен, во својата поларна форма.

Поларна ковалентна врска е хемиска врска помеѓу валентните електронски облаци на соседните атоми. Префиксот „ко-“ во овој случај значи „заедно“, а стеблото „валентност“ се преведува како сила или способност. Тие два електрони кои се поврзуваат еден со друг се нарекуваат електронски пар.

Приказна

За прв пат овој термин беше употребен во научен контекст од страна на лауреатот Нобелова наградахемичарот Ирвинг Ленгрум. Ова се случи во 1919 година. Во својата работа, научникот објасни дека врската во која се забележуваат електрони заеднички за два атома е различна од металната или јонската. Ова значи дека бара посебно име.

Подоцна, веќе во 1927 година, Ф. Лондон и В. Хајтлер, земајќи ја како пример молекулата на водород како хемиски и физички наједноставен модел, опишаа ковалентна врска. Тие ја презедоа работата од другиот крај и ги потврдија своите набљудувања користејќи квантна механика.

Суштината на реакцијата

Процесот на претворање на атомскиот водород во молекуларен водород е типична хемиска реакција, чиј квалитативен знак е големото ослободување на топлина при комбинирање на два електрони. Изгледа отприлика вака: два атома на хелиум се приближуваат еден кон друг, секој има по еден електрон во својата орбита. Тогаш овие два облаци се доближуваат и формираат нов, сличен на обвивка од хелиум, во која веќе ротираат два електрони.

Завршените електронски обвивки се постабилни од нецелосните, така што нивната енергија е значително помала од онаа на два посебни атома. Кога се формира молекула, вишокот топлина се расфрла во околината.

Класификација

Во хемијата, постојат два вида ковалентни врски:

Ковалентна неполарна врска формирана помеѓу два атома од ист неметален елемент, како што се кислород, водород, азот, јаглерод.
Поларна ковалентна врска се јавува помеѓу атоми на различни неметали. Добар примерможе да биде молекула на водород хлорид. Кога атомите на два елементи се комбинираат едни со други, неспарениот електрон од водород делумно се префрла на последното ниво на електрони од атомот на хлор. Така, на атомот на водород се формира позитивен полнеж, а на атомот на хлор негативен.

Врска донатор-акцепторе исто така еден вид ковалентна врска. Тоа лежи во фактот дека еден атом од парот ги обезбедува двата електрони, станувајќи донатор, а атомот што ги прима, соодветно, се смета за акцептор. Кога се формира врска помеѓу атомите, полнењето на донаторот се зголемува за еден, а полнењето на акцепторот се намалува.

Полуполарна врска - д e може да се смета за подтип на донатор-акцептор. Само во овој случај атомите се обединуваат, од кои едниот има целосна електронска орбитала (халогени, фосфор, азот), а вториот - два неспарени електрони (кислород). Формирањето на врската се одвива во две фази:

прво, еден електрон се отстранува од осамениот пар и се додава на неспарените;
соединувањето на преостанатите неспарени електроди, односно се формира ковалентна поларна врска.

Својства

Поларните ковалентни врски имаат свои физичко-хемиски карактеристики, како што се насоченост, заситеност, поларитет, поларизација. Тие ги одредуваат карактеристиките на добиените молекули.

Насоката на врската зависи од идната молекуларна структура на добиената супстанција, имено геометриска форма, кој се формира од два атома при додавање.

Заситеноста покажува колку ковалентни врски може да формира еден атом од супстанцијата. Овој број е ограничен со бројот на надворешни атомски орбитали.

Поларитетот на молекулата се јавува затоа што електронскиот облак формиран од два различни електрони е нерамномерен околу целиот негов обем. Ова се случува поради разликата во негативниот полнеж во секоја од нив. Токму ова својство одредува дали врската е поларна или неполарна. Кога се комбинираат два атома од ист елемент, електронскиот облак е симетричен, што значи дека ковалентната врска е неполарна. И ако се соединат атоми на различни елементи, се формира асиметричен електронски облак, таканаречен диполен момент на молекулата.

Поларизираноста одразува колку активно електроните во молекулата се поместуваат под влијание на надворешни физички или хемиски агенси, како што се електрични или магнетно поле, други честички.

Последните две својства на добиената молекула ја одредуваат нејзината способност да реагира со други поларни реагенси.

Сигма врска и пи врска

Формирањето на овие врски зависи од дистрибуцијата на густината на електроните во електронскиот облак за време на формирањето на молекулата.

Сигма врската се карактеризира со присуство на густа акумулација на електрони долж оската што ги поврзува јадрата на атомите, односно во хоризонталната рамнина.

Пи врската се карактеризира со набивање на електронски облаци на местото на нивното вкрстување, односно над и под атомското јадро.

Визуелизација на односот во формуларот запис

На пример, можеме да го земеме атомот на хлор. Нејзиното најоддалечено електронско ниво содржи седум електрони. Во формулата, тие се распоредени во три пара и еден неспарен електрон околу симболот на елементот во форма на точки.

Ако на ист начин напишете молекула на хлор, ќе видите дека два неспарени електрони формирале пар заеднички за два атома; тој се нарекува споделен. Во овој случај, секој од нив добил осум електрони.

Правило за октет-дубл

Хемичарот Луис, кој предложи како се формира поларна ковалентна врска, беше првиот од неговите колеги што формулираше правило кое ја објаснува стабилноста на атомите кога тие се комбинираат во молекули. Нејзината суштина лежи во фактот дека хемиските врски помеѓу атомите се формираат кога доволен број електрони се делат за да се формира електронска конфигурација која е слична на атомите на благородните елементи.

Односно, при формирањето на молекулите, за да се стабилизираат, потребно е сите атоми да имаат целосно надворешно електронско ниво. На пример, атомите на водород, комбинирајќи се во молекула, повторете електронска обвивкаатомите на хелиум, хлор стануваат слични на електронско ниво со атомот на аргон.

Должина на врската

Ковалентната поларна врска, меѓу другото, се карактеризира со одредено растојание помеѓу јадрата на атомите што ја формираат молекулата. Тие се на такво растојание едни од други што енергијата на молекулата е минимална. За да се постигне ова, неопходно е електронските облаци на атомите да се преклопуваат еден со друг колку што е можно повеќе. Постои директно пропорционална шема помеѓу големината на атомите и должината на врската. Колку е поголем атомот, толку е подолга врската помеѓу јадрата.

Можно е атомот да формира не една, туку неколку ковалентни поларни врски. Потоа меѓу јадрата се формираат таканаречени агли на врска. Тие можат да бидат од деведесет до сто осумдесет степени. Тие одредуваат геометриска формуламолекули.

Ориз. 2.1.Формирањето на молекули од атомите е придружено со прераспределба на електроните на валентни орбиталии води кон добивка во енергија,бидејќи енергијата на молекулите се покажува дека е помала од енергијата на атомите кои не се во интеракција. На сликата е прикажан дијаграм на формирање на неполарна ковалентна хемиска врска помеѓу атомите на водород.

§2 Хемиска врска

Во нормални услови, молекуларната состојба е постабилна од атомската состојба (Сл. 2.1). Формирањето на молекули од атомите е придружено со прераспределба на електроните во валентни орбитали и доведува до зголемување на енергијата, бидејќи енергијата на молекулите е помала од енергијата на атомите кои не се во интеракција(Прилог 3). Силите што ги задржуваат атомите во молекулите се колективно наречени хемиска врска.

Хемиската врска помеѓу атомите се изведува со валентни електрони и е електрична по природа . Постојат четири главни типа на хемиски врски: ковалентен,јонски,металИ водород.

1 Ковалентна врска

Хемиската врска спроведена од електронски парови се нарекува атомска или ковалентна . Соединенијата со ковалентни врски се нарекуваат атомски или ковалентни .

Кога ќе се појави ковалентна врска, се јавува преклопување на електронски облаци од атоми кои содејствуваат, придружено со ослободување на енергија (сл. 2.1). Во овој случај, меѓу позитивно наелектризираните атомски јадра се појавува облак со зголемена густина на негативен полнеж. Поради дејството на кулоновите сили на привлекување помеѓу различни полнежи, зголемувањето на густината на негативниот полнеж го фаворизира здружувањето на јадрата.

Ковалентната врска се формира од неспарени електрони во надворешните обвивки на атомите . Во овој случај, се формираат електрони со спротивни спинови електронски пар(сл. 2.2), вообичаено за атоми кои содејствуваат. Ако една ковалентна врска (еден заеднички електронски пар) се појавила помеѓу атомите, тогаш таа се нарекува единечна, двојна, двојна итн.

Енергијата е мерка за јачината на хемиската врска. Е sv потрошени за раскинување на врската (добивање на енергија при формирање на соединение од поединечни атоми). Оваа енергија обично се мери на 1 мол. супстанциии се изразуваат во килоџули по мол (kJ∙mol –1). Енергијата на една ковалентна врска е во опсег од 200–2000 kJmol –1.

Ориз. 2.2.Ковалентната врска е најчестиот тип на хемиска врска што настанува поради споделување на електронски пар преку механизам за размена (А), кога секој од атомите во интеракција обезбедува по еден електрон, или преку механизам донатор-акцептор (б), кога електронски пар се пренесува за општа употреба од еден атом (донатор) на друг атом (акцептор).

Ковалентната врска има својства сатурација и фокус . Заситеноста на ковалентна врска се подразбира како способност на атомите да формираат ограничен број врски со нивните соседи, определен од бројот на нивните неспарени валентни електрони. Насоченоста на ковалентна врска го одразува фактот дека силите што ги држат атомите еден до друг се насочени по права линија што ги поврзува атомските јадра. Освен тоа, ковалентна врска може да биде поларна или неполарна .

Кога неполарнаВо ковалентна врска, електронскиот облак формиран од заеднички пар електрони е распореден во просторот симетрично во однос на јадрата на двата атома. Неполарна ковалентна врска се формира помеѓу атоми на едноставни супстанции, на пример, помеѓу идентични атоми на гасови кои формираат диатомски молекули (O 2, H 2, N 2, Cl 2, итн.).

Кога поларнаВо ковалентна врска, електронскиот облак на врската се поместува кон еден од атомите. Формирањето на поларни ковалентни врски помеѓу атомите е карактеристично за сложените супстанции. Пример се молекулите на испарливи неоргански соединенија: HCl, H 2 O, NH 3 итн.

Степенот на поместување на вкупниот електронски облак кон еден од атомите при формирање на ковалентна врска (степен на поларитет на врската ) определува главно од обвинението атомски јадраи радиусот на атоми во интеракција .

Колку е поголем полнежот на атомското јадро, толку посилно привлекува облак од електрони. Во исто време, колку е поголем радиусот на атомот, толку послабите надворешни електрони се држат во близина на атомското јадро. Комбинираниот ефект на овие два фактори се изразува во различни способности различни атоми„влече“ облак од ковалентни врски кон себе.

Способноста на атомот во молекулата да привлекува електрони кон себе се нарекува електронегативност. . Така, електронегативноста ја карактеризира способноста на атомот да поларизира ковалентна врска: колку е поголема електронегативноста на атомот, толку посилно електронскиот облак на ковалентната врска се поместува кон него .

Предложени се голем број методи за квантифицирање на електронегативноста. Во овој случај, најјасно физичко значење има методот предложен од американскиот хемичар Роберт С. Муликен, кој ја одреди електронегативноста  на атомот како половина од збирот на неговата енергија Е делектронски афинитет и енергија Е јасјонизација на атомот:

. (2.1)

Енергија на јонизацијаАтомот е енергијата што мора да се потроши за да се „откине“ електрон од него и да се отстрани на бесконечно растојание. Енергијата на јонизација се одредува со фотојонизација на атомите или со бомбардирање на атомите со електрони забрзани во електрично поле. Најмалата вредност на енергијата на фотонот или електронот што станува доволна за јонизирање на атомите се нарекува нивна енергија на јонизација Е јас. Оваа енергија обично се изразува во електронволти (eV): 1 eV = 1,610 –19 J.

Атомите се најподготвени да се откажат од надворешните електрони метали, кои содржат мал број неспарени електрони (1, 2 или 3) на надворешната обвивка. Овие атоми имаат најниска енергија на јонизација. Така, големината на енергијата на јонизација може да послужи како мерка за поголема или помала „металност“ на елементот: колку е помала енергијата на јонизација, толку е поизразено металсвојстваелемент.

Во истата подгрупа на периодичниот систем на елементи на Д.И. Менделеев, со зголемување на атомскиот број на елементот, неговата енергија на јонизација се намалува (Табела 2.1), што е поврзано со зголемување на атомскиот радиус (Табела 1.2) и , следствено, со слабеење на врската на надворешните електрони со јадро. За елементите од истиот период, енергијата на јонизација се зголемува со зголемување на атомскиот број. Ова се должи на намалувањето на атомскиот радиус и зголемувањето на нуклеарното полнење.

Енергија Е д, кој се ослободува кога електрон се додава на слободен атом, се нарекува афинитет на електрони(исто така изразено во eV). Ослободувањето (наместо апсорпцијата) на енергија кога наелектризираниот електрон се прикачува на некои неутрални атоми се објаснува со фактот дека најстабилните атоми во природата се оние со пополнети надворешни обвивки. Затоа, за оние атоми во кои овие обвивки се „малку ненаполнети“ (т.е. недостасуваат 1, 2 или 3 електрони пред полнењето), енергетски е поволно да се прикачат електрони за себе, претворајќи се во негативно наелектризирани јони 1. Таквите атоми вклучуваат, на пример, халогени атоми (Табела 2.1) - елементи од седмата група (главна подгрупа) на периодичниот систем на Д.И. Менделеев. Електронскиот афинитет на металните атоми обично е нула или негативен, т.е. За нив е енергетски неповолно да прикачуваат дополнителни електрони, потребна е дополнителна енергија за да се задржат во атомите. Електронскиот афинитет на неметалните атоми е секогаш позитивен и колку е поголем, неметалот се наоѓа поблиску до благородниот (инертен) гас во периодниот систем. Ова укажува на зголемување неметални својствакако што се приближуваме до крајот на периодот.

Од сето она што беше кажано, јасно е дека електронегативноста (2.1) на атомите се зголемува во правец од лево кон десно за елементите од секој период и се намалува во насока од врвот до дното за елементите од истата група на периодичната Менделеев. систем. Сепак, не е тешко да се разбере дека за да се карактеризира степенот на поларитет на ковалентна врска помеѓу атомите, не е важна апсолутната вредност на електронегативноста, туку односот на електронегативностите на атомите што ја формираат врската. Затоа во пракса користат релативни вредности на електронегативност(Табела 2.1), земајќи ја електронегативноста на литиумот како единство.

За да се карактеризира поларитетот на ковалентна хемиска врска, се користи разликата во релативната електронегативност на атомите. Вообичаено, врската помеѓу атомите А и Б се смета за чисто ковалентна ако |  А – Б|0,5.