Kovalentna, jonska i metalna su tri glavna tipa hemijskih veza.

Hajde da saznamo više o tome kovalentna hemijska veza. Razmotrimo mehanizam njegovog nastanka. Uzmimo za primjer formiranje molekule vodika:

Sferno simetričan oblak formiran od 1s elektrona okružuje jezgro slobodnog atoma vodika. Kada se atomi približe određenoj udaljenosti, njihove orbitale se djelomično preklapaju (vidi sliku), kao rezultat, između centara oba jezgra pojavljuje se molekularni dvoelektronski oblak, koji ima maksimalnu gustinu elektrona u prostoru između jezgara. Sa povećanjem gustoće negativnog naboja dolazi do snažnog povećanja sila privlačenja između molekularnog oblaka i jezgri.

Dakle, vidimo da se kovalentna veza formira preklapanjem elektronskih oblaka atoma, što je praćeno oslobađanjem energije. Ako je razmak između jezgara atoma koji se približavaju prije dodira 0,106 nm, tada će nakon preklapanja elektronskih oblaka biti 0,074 nm. Što je veće preklapanje elektronskih orbitala, to je jača hemijska veza.

Kovalentno pozvao hemijska veza koju obavljaju elektronski parovi. Jedinjenja sa kovalentnom vezom nazivaju se homeopolarni ili atomski.

Postoji dvije vrste kovalentnih veza: polar I nepolarni.

Za nepolarne U kovalentnoj vezi, elektronski oblak formiran od zajedničkog para elektrona je raspoređen simetrično u odnosu na jezgra oba atoma. Primjer su dvoatomne molekule koje se sastoje od jednog elementa: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 i drugih, čiji elektronski par pripada oba atoma podjednako.

Na polarnom U kovalentnoj vezi, oblak elektrona je pomjeren prema atomu s višom relativnom elektronegativnošću. Na primjer, molekule isparljivih neorganskih jedinjenja kao što su H 2 S, HCl, H 2 O i drugi.

Formiranje molekula HCl može se predstaviti na sljedeći način:

Jer relativna elektronegativnost atoma hlora (2.83) veća je od elektronegativnosti atoma vodonika (2.1), elektronski par se pomera na atom hlora.

Pored razmjenskog mehanizma za formiranje kovalentne veze - zbog preklapanja, postoji i donor-akceptor mehanizam njegovog formiranja. Ovo je mehanizam u kojem dolazi do stvaranja kovalentne veze zbog dvoelektronskog oblaka jednog atoma (donora) i slobodne orbitale drugog atoma (akceptora). Pogledajmo primjer mehanizma za stvaranje amonijaka NH 4 + U molekuli amonijaka atom dušika ima oblak od dva elektrona:

Jon vodonika ima slobodnu orbitalu od 1s, označimo ovo kao .

Tokom formiranja amonijum jona, dvoelektronski oblak azota postaje zajednički za atome azota i vodonika, što znači da se pretvara u molekularni elektronski oblak. Posljedično, pojavljuje se četvrta kovalentna veza. Možete zamisliti proces formiranja amonija sa sljedećim dijagramom:

Naboj vodonikovog jona se raspršuje između svih atoma, a oblak od dva elektrona koji pripada dušiku postaje zajednički s vodonikom.

Imate još pitanja? Ne znate kako da uradite domaći?
Da biste dobili pomoć od tutora -.
Prva lekcija je besplatna!

blog.site, prilikom kopiranja materijala u cijelosti ili djelimično, potrebna je veza do originalnog izvora.

Pregled predavanja:

1. Koncept kovalentne veze.

2. Elektronegativnost.

3. Polarne i nepolarne kovalentne veze.

Kovalentna veza nastaje zbog zajedničkih elektronskih parova koji se pojavljuju u omotaču povezanih atoma.

Može se formirati od atoma istog elementa i tada je nepolarna; na primjer, takva kovalentna veza postoji u molekulima jednoelementnih plinova H 2, O 2, N 2, Cl 2 itd.

Kovalentnu vezu mogu formirati atomi različitih elemenata koji su slični po hemijskom karakteru i tada je polarna; na primjer, takva kovalentna veza postoji u molekulima H 2 O, NF 3, CO 2.

Potrebno je uvesti pojam elektronegativnosti.

Elektronegativnost je sposobnost atoma nekog hemijskog elementa da privuče uobičajene parove elektrona koji su uključeni u formiranje hemijske veze.

serija elektronegativnosti

Elementi sa većom elektronegativnošću će izvući zajedničke elektrone iz elemenata sa manje elektronegativnosti.

Da bi se vizuelno prikazala kovalentna veza, tačke se koriste u hemijskim formulama (svaka tačka odgovara valentnom elektronu, a linija zajedničkom elektronskom paru).

Primjer.Veze u molekuli Cl 2 mogu se opisati na sljedeći način:

Takve formule su ekvivalentne. Kovalentne veze imaju prostorni pravac. Kao rezultat kovalentnog povezivanja atoma, formiraju se ili molekule ili atomske kristalne rešetke sa strogo definiranim geometrijskim rasporedom atoma. Svaka supstanca ima svoju strukturu.

Iz perspektive Borove teorije, formiranje kovalentne veze objašnjava se težnjom atoma da svoj vanjski sloj pretvore u oktet (puno punjenje do 8 elektrona). i oba elektrona postaju zajednička.
Primjer. Formiranje molekula hlora.

Tačke predstavljaju elektrone. Prilikom aranžiranja treba se pridržavati pravila: elektroni se postavljaju u određenom nizu - lijevo, gore, desno, dolje, jedan po jedan, zatim se dodaju jedan po jedan, nespareni elektroni i učestvuju u stvaranju veze.

Novi elektronski par, koji proizlazi iz dva nesparena elektrona, postaje zajednički za dva atoma hlora. Postoji nekoliko načina da se formiraju kovalentne veze preklapanjem elektronskih oblaka.

σ - veza je mnogo jača od π-veze, a π-veza može biti samo sa σ-vezom. Zbog ove veze nastaju dvostruke i trostruke višestruke veze.

Polarne kovalentne veze formiraju se između atoma različite elektronegativnosti.

Zbog pomicanja elektrona iz vodika u hlor, atom hlora je naelektrisan delimično negativno, a atom vodonika delimično pozitivno.

Polarna i nepolarna kovalentna veza

Ako se dvoatomska molekula sastoji od atoma jednog elementa, tada je elektronski oblak raspoređen u prostoru simetrično u odnosu na atomska jezgra. Takva kovalentna veza naziva se nepolarna. Ako se kovalentna veza formira između atoma različitih elemenata, tada se zajednički elektronski oblak pomjera prema jednom od atoma. U ovom slučaju, kovalentna veza je polarna. Elektronegativnost se koristi za procjenu sposobnosti atoma da privuče zajednički elektronski par.

Kao rezultat formiranja polarne kovalentne veze, elektronegativniji atom dobiva djelomično negativan naboj, a atom s manjom elektronegativnošću dobiva djelomično pozitivan naboj. Ova naelektrisanja se obično nazivaju efektivnim naelektrisanjem atoma u molekulu. Mogu imati razlomačnu vrijednost. Na primjer, u HCl molekuli efektivni naboj je 0,17e (gdje je e naboj elektrona. Naboj elektrona je 1,602,10 -19 C):

Sistem od dva jednaka po veličini, ali suprotnih po predznaku naboja koji se nalaze na određenoj udaljenosti jedan od drugog naziva se električni dipol. Očigledno je da je polarni molekul mikroskopski dipol. Iako je ukupni naboj dipola nula, u prostoru koji ga okružuje postoji električno polje čija je jačina proporcionalna dipolnom momentu m:

U SI sistemu, dipolni moment se mjeri u Cm, ali se obično za polarne molekule Debye koristi kao jedinica mjere (jedinica je nazvana po P. Debyeu):

1 D = 3,33×10 –30 C×m

Dipolni moment služi kao kvantitativna mjera polariteta molekula. Za poliatomske molekule, dipolni moment je vektorski zbir dipolnih momenata hemijskih veza. Stoga, ako je molekul simetričan, onda može biti nepolaran, čak i ako svaka od njegovih veza ima značajan dipolni moment. Na primjer, u ravnoj molekuli BF 3 ili u linearnoj molekuli BeCl 2, zbroj dipolnih momenata veze je nula:

Slično, tetraedarski molekuli CH 4 i CBr 4 imaju nulti dipolni moment. Međutim, kršenje simetrije, na primjer u molekuli BF 2 Cl, uzrokuje dipolni moment koji je različit od nule.

Granični slučaj kovalentne polarne veze je jonska veza. Formiraju ga atomi čija se elektronegativnost značajno razlikuje. Kada se formira ionska veza, dolazi do gotovo potpune tranzicije veznog elektronskog para u jedan od atoma i formiraju se pozitivni i negativni ioni, koji se drže blizu jedan drugom elektrostatičkim silama. Budući da elektrostatičko privlačenje određenog jona djeluje na bilo koji jon suprotnog predznaka, bez obzira na smjer, ionsku vezu, za razliku od kovalentne veze, karakterizira nedostatak smjera I nezasićenost. Molekuli sa najizraženijim jonskim vezama nastaju od atoma tipičnih metala i tipičnih nemetala (NaCl, CsF itd.), tj. kada je razlika u elektronegativnosti atoma velika.

Rice. 2.1. Formiranje molekula iz atoma je praćeno preraspodjela elektrona valentnih orbitala i vodi do dobitak na energiji, pošto se ispostavi da je energija molekula manja od energije atoma koji nisu u interakciji. Na slici je prikazan dijagram formiranja nepolarne kovalentne hemijske veze između atoma vodika.

§2 Hemijska veza

U normalnim uslovima, molekularno stanje je stabilnije od atomskog stanja (Sl. 2.1). Formiranje molekula iz atoma je praćeno preraspodjelom elektrona u valentnim orbitalama i dovodi do povećanja energije, jer je energija molekula manja od energije atoma koji nisu u interakciji.(Dodatak 3). Sile koje drže atome u molekulima zajednički se nazivaju hemijska veza.

Hemijska veza između atoma odvija se pomoću valentnih elektrona i po prirodi je električna . Postoje četiri glavne vrste hemijskih veza: kovalentna,jonski,metal I vodonik.

1 Kovalentna veza

Hemijska veza koju vrše elektronski parovi naziva se atomska ili kovalentna . Spojevi s kovalentnim vezama nazivaju se atomski ili kovalentni .

Kada dođe do kovalentne veze, dolazi do preklapanja elektronskih oblaka atoma u interakciji, praćeno oslobađanjem energije (slika 2.1). U tom slučaju između pozitivno nabijenih atomskih jezgara pojavljuje se oblak povećane gustoće negativnog naboja. Zbog djelovanja Kulonovih sila privlačenja između različitih naboja, povećanje gustine negativnog naboja pogoduje zbližavanju jezgara.

Kovalentnu vezu formiraju nespareni elektroni u vanjskim omotačima atoma . U ovom slučaju nastaju elektroni sa suprotnim spinovima elektronski par(Sl. 2.2), zajedničko za atome u interakciji. Ako je jedna kovalentna veza (jedan zajednički elektronski par) nastala između atoma, onda se naziva jednostruka, dvostruka, dvostruka itd.

Energija je mjera snage hemijske veze. E sv potrošeno na razbijanje veze (dobitak energije pri formiranju spoja od pojedinačnih atoma). Ova energija se obično mjeri po 1 molu. supstance i izraženi su u kilodžulima po molu (kJ∙mol –1). Energija jedne kovalentne veze je u rasponu od 200–2000 kJmol –1.

Rice. 2.2. Kovalentna veza je najčešći tip hemijske veze koja nastaje deljenjem elektronskog para kroz mehanizam razmene (A), kada svaki od atoma u interakciji opskrbljuje po jedan elektron, ili kroz mehanizam donor-akceptor (b), kada jedan atom (donor) prebacuje elektronski par za uobičajenu upotrebu na drugi atom (akceptor).

Kovalentna veza ima svojstva zasićenje i fokus . Zasićenost kovalentne veze podrazumijeva se kao sposobnost atoma da formiraju ograničen broj veza sa svojim susjedima, određen brojem njihovih nesparenih valentnih elektrona. Usmjerenost kovalentne veze odražava činjenicu da su sile koje drže atome jedan blizu drugog usmjerene duž prave linije koja povezuje atomska jezgra. osim toga, kovalentna veza može biti polarna i nepolarna .

Kada nepolarni U kovalentnoj vezi, elektronski oblak formiran od zajedničkog para elektrona je raspoređen u prostoru simetrično u odnosu na jezgra oba atoma. Nepolarna kovalentna veza nastaje između atoma jednostavnih supstanci, na primjer, između identičnih atoma plinova koji formiraju dvoatomne molekule (O 2, H 2, N 2, Cl 2 itd.).

Kada polar U kovalentnoj vezi, elektronski oblak veze se pomera prema jednom od atoma. Stvaranje polarnih kovalentnih veza između atoma karakteristično je za složene tvari. Primjer su molekuli hlapljivih neorganskih jedinjenja: HCl, H 2 O, NH 3 itd.

Stepen pomaka ukupnog elektronskog oblaka prema jednom od atoma tokom formiranja kovalentne veze (stepen polariteta veze ) određeno uglavnom nabojem atomskih jezgara i polumjerom atoma koji međusobno djeluju .

Što je veći naboj atomskog jezgra, to jače privlači oblak elektrona. Istovremeno, što je veći radijus atoma, slabije se vanjski elektroni drže u blizini atomskog jezgra. Kombinovani efekat ova dva faktora izražava se u različitoj sposobnosti različitih atoma da „povuku“ oblak kovalentnih veza prema sebi.

Sposobnost atoma u molekuli da privuče elektrone k sebi naziva se elektronegativnost. . Dakle, elektronegativnost karakterizira sposobnost atoma da polarizira kovalentnu vezu: što je veća elektronegativnost atoma, to je jače elektronski oblak kovalentne veze pomeren prema njemu .

Predloženo je nekoliko metoda za kvantificiranje elektronegativnosti. U ovom slučaju, najjasnije fizičko značenje ima metoda koju je predložio američki hemičar Robert S. Mulliken, koji je odredio elektronegativnost  atoma kao pola zbira njegove energije E e afinitet i energija elektrona E i jonizacija atoma:

. (2.1)

Energija jonizacije Atom je energija koja se mora potrošiti da se od njega „otrgne“ elektron i ukloni na beskonačnu udaljenost. Energija ionizacije određena je fotojonizacijom atoma ili bombardiranjem atoma elektronima ubrzanim u električnom polju. Najmanja vrijednost energije fotona ili elektrona koja postaje dovoljna za jonizaciju atoma naziva se njihova energija ionizacije E i. Ova energija se obično izražava u elektron voltima (eV): 1 eV = 1,610 –19 J.

Atomi su najspremniji da se odreknu spoljašnjih elektrona metali, koji sadrže mali broj nesparenih elektrona (1, 2 ili 3) na vanjskoj ljusci. Ovi atomi imaju najmanju energiju jonizacije. Dakle, veličina energije ionizacije može poslužiti kao mjera veće ili manje "metalnosti" elementa: što je niža energija jonizacije, to je izraženija metalsvojstva element.

U istoj podgrupi periodnog sistema elemenata D.I. Mendeljejeva, sa povećanjem atomskog broja elementa, smanjuje se njegova energija jonizacije (tabela 2.1), što je povezano sa povećanjem atomskog radijusa (tabela 1.2). , posljedično, sa slabljenjem veze vanjskih elektrona sa jezgrom. Za elemente istog perioda, energija jonizacije raste sa povećanjem atomskog broja. To je zbog smanjenja atomskog radijusa i povećanja nuklearnog naboja.

Energija E e, koji se oslobađa kada se elektron doda slobodnom atomu, naziva se afinitet prema elektronu(takođe izraženo u eV). Oslobađanje (a ne apsorpcija) energije kada se nabijeni elektron veže za neke neutralne atome objašnjava se činjenicom da su najstabilniji atomi u prirodi oni s ispunjenim vanjskim omotačima. Stoga je za one atome u kojima su ove ljuske „malo neispunjene“ (tj. nedostaju 1, 2 ili 3 elektrona prije punjenja), energetski je povoljno da prikače elektrone na sebe, pretvarajući se u negativno nabijene ione 1. Takvi atomi uključuju, na primjer, atome halogena (tabela 2.1) - elemente sedme grupe (glavne podgrupe) periodnog sistema D.I. Elektronski afinitet atoma metala je obično nula ili negativan, tj. Za njih je energetski nepovoljno da pridruže dodatne elektrone da bi ih zadržali unutar atoma. Elektronski afinitet atoma nemetala je uvijek pozitivan i što je veći, što se nemetal nalazi bliže plemenitom (inertnom) plinu u periodnom sistemu. Ovo ukazuje na povećanje nemetalnih svojstava kako se približavamo kraju perioda.

Iz svega rečenog jasno je da elektronegativnost (2.1) atoma raste u smjeru s lijeva na desno za elemente svakog perioda i opada u smjeru odozgo prema dolje za elemente iste grupe periodike Mendeljejeva. sistem. Međutim, nije teško shvatiti da za karakterizaciju stepena polariteta kovalentne veze između atoma nije važna apsolutna vrijednost elektronegativnosti, već omjer elektronegativnosti atoma koji formiraju vezu. Zbog toga u praksi koriste relativne vrijednosti elektronegativnosti(Tabela 2.1), uzimajući elektronegativnost litijuma kao jedinicu.

Za karakterizaciju polariteta kovalentne hemijske veze koristi se razlika u relativnoj elektronegativnosti atoma. Obično se veza između atoma A i B smatra čisto kovalentnom ako |  A – B|0.5.

Ne najmanje važnu ulogu na hemijskom nivou organizacije sveta igra način povezivanja strukturnih čestica i međusobnog povezivanja. Ogromna većina jednostavnih supstanci, odnosno nemetala, ima kovalentni nepolarni tip veze, s izuzetkom metala u čistom obliku, koji imaju poseban način vezivanja, koji se ostvaruje kroz dijeljenje slobodnih elektrona u kristalnoj rešetki.

Vrste i primjeri kojih će biti navedeni u nastavku, tačnije, lokalizacija ili djelomično pomicanje ovih veza na jednog od sudionika vezivanja objašnjava se upravo elektronegativnom karakteristikom određenog elementa. Pomicanje se događa prema atomu za koji je jači.

Kovalentna nepolarna veza

"Formula" kovalentne nepolarne veze je jednostavna - dva atoma iste prirode kombinuju elektrone svojih valentnih ljuski u zajednički par. Takav par se naziva podijeljenim jer podjednako pripada oba učesnika u vezivanju. Zahvaljujući socijalizaciji elektronske gustine u obliku para elektrona, atomi prelaze u stabilnije stanje, budući da dovršavaju svoj spoljašnji elektronski nivo, a „oktet“ (ili „dublet“ u slučaju jednostavnog supstanca vodonik H 2, ima jednu s-orbitalu, za koju su potrebna dva elektrona da se završi) je stanje vanjskog nivoa kojem svi atomi teže, budući da njegovo punjenje odgovara stanju sa minimalnom energijom.

Postoji primjer nepolarne kovalentne veze u anorganskoj tvari i, koliko god to čudno zvučalo, i u organskoj hemiji. Ova vrsta veze svojstvena je svim jednostavnim supstancama - nemetalima, osim plemenitih gasova, jer je nivo valencije atoma inertnog gasa već završen i ima oktet elektrona, što znači da veza sa sličnim ne čini smisla za to i još je manje energetski korisna. U organskim materijama, nepolarnost se javlja u pojedinačnim molekulima određene strukture i uslovna je.

Kovalentna polarna veza

Primjer nepolarne kovalentne veze ograničen je na nekoliko molekula jednostavne tvari, dok su dipolna jedinjenja, u kojima je gustoća elektrona djelomično pomaknuta prema elektronegativnijem elementu, velika većina. Bilo koja kombinacija atoma s različitim vrijednostima elektronegativnosti proizvodi polarnu vezu. Konkretno, veze u organskim tvarima su polarne kovalentne veze. Ponekad su ionski, neorganski oksidi također polarni, au solima i kiselinama prevladava ionski tip veze.

Jonski tip spojeva se ponekad smatra ekstremnim slučajem polarnog vezivanja. Ako je elektronegativnost jednog od elemenata znatno veća od elektronegativnosti drugog, elektronski par se potpuno pomjera iz centra veze u njega. Tako dolazi do razdvajanja na jone. Onaj ko oduzme elektronski par pretvara se u anion i prima negativan naboj, a onaj koji izgubi elektron pretvara se u kation i postaje pozitivan.

Primjeri neorganskih tvari s kovalentnim nepolarnim tipom veze

Supstance sa kovalentnom nepolarnom vezom su, na primer, svi binarni molekuli gasa: vodonik (H - H), kiseonik (O = O), azot (u njegovom molekulu 2 atoma su povezana trostrukom vezom (N ≡ N)); tečnosti i čvrste materije: hlor (Cl - Cl), fluor (F - F), brom (Br - Br), jod (I - I). I složene tvari koje se sastoje od atoma različitih elemenata, ali s gotovo istom vrijednošću elektronegativnosti, na primjer, fosfor hidrid - PH 3.

Organsko i nepolarno vezivanje

Vrlo je jasno da je sve složeno. Postavlja se pitanje: kako može postojati nepolarna veza u složenoj tvari? Odgovor je prilično jednostavan ako malo logično razmislite. Ako se vrijednosti elektronegativnosti povezanih elemenata neznatno razlikuju i ne tvore spoj, takva se veza može smatrati nepolarnom. Upravo je to situacija s ugljikom i vodonikom: sve C - H veze u organskoj tvari smatraju se nepolarnim.

Primjer nepolarne kovalentne veze je najjednostavniji molekul metana. Sastoji se od jednog atoma ugljika, koji je, prema svojoj valentnosti, vezan jednostrukim vezama sa četiri atoma vodika. Zapravo, molekul nije dipol, jer u njemu nema lokalizacije naboja, donekle zbog njegove tetraedarske strukture. Elektronska gustina je ravnomjerno raspoređena.

Primjer nepolarne kovalentne veze javlja se u složenijim organskim jedinjenjima. Ostvaruje se zbog mezomernih efekata, odnosno sekvencijalnog povlačenja elektronske gustine, koja brzo bledi duž ugljičnog lanca. Dakle, u molekulu heksakloroetana, C - C veza je nepolarna zbog ravnomjernog povlačenja elektronske gustine od strane šest atoma hlora.

Druge vrste veza

Pored kovalentnih veza, koje, inače, mogu nastati i putem donor-akceptorskog mehanizma, postoje jonske, metalne i vodonične veze. Kratke karakteristike pretposljednje dvije su prikazane gore.

Vodikova veza je međumolekularna elektrostatička interakcija koja se opaža ako molekula sadrži atom vodika i bilo koji drugi atom koji ima usamljene elektronske parove. Ova vrsta vezivanja je mnogo slabija od ostalih, ali zbog činjenice da se u supstanci može formirati mnogo ovih veza, značajno doprinosi svojstvima spoja.

Ne postoji jedinstvena teorija hemijskih veza, hemijske veze se konvencionalno dele na kovalentne (univerzalni tip veze), jonske (poseban slučaj kovalentne veze), metalne i vodikove.

Kovalentna veza

Formiranje kovalentne veze moguće je pomoću tri mehanizma: razmjenski, donor-akceptor i dativ (Lewis).

Prema metabolički mehanizam Do stvaranja kovalentne veze dolazi zbog dijeljenja zajedničkih elektronskih parova. U ovom slučaju, svaki atom teži da dobije ljusku od inertnog gasa, tj. dobiti završeni nivo eksterne energije. Formiranje hemijske veze po tipu razmene prikazano je korišćenjem Lewisovih formula, u kojima je svaki valentni elektron atoma predstavljen tačkama (slika 1).

Rice. 1 Formiranje kovalentne veze u molekulu HCl mehanizmom izmjene

Sa razvojem teorije atomske strukture i kvantne mehanike, formiranje kovalentne veze je predstavljeno kao preklapanje elektronskih orbitala (slika 2).

Rice. 2. Formiranje kovalentne veze zbog preklapanja elektronskih oblaka

Što je veće preklapanje atomskih orbitala, to je veza jača, dužina veze je kraća i energija veze je veća. Kovalentna veza se može formirati preklapanjem različitih orbitala. Kao rezultat preklapanja s-s, s-p orbitala, kao i d-d, p-p, d-p orbitala sa bočnim režnjevima, dolazi do stvaranja veza. Veza se formira okomito na liniju koja povezuje jezgra 2 atoma. Jedna i jedna veza su sposobne da formiraju višestruku (dvostruku) kovalentnu vezu, karakterističnu za organske supstance klase alkena, alkadiena itd. Jedna i dve veze čine višestruku (trostruku) kovalentnu vezu, karakterističnu za organske supstance klase alkina (acetilena).

Formiranje kovalentne veze putem mehanizam donor-akceptor Pogledajmo primjer amonijum kationa:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Atom dušika ima slobodni usamljeni par elektrona (elektroni koji nisu uključeni u formiranje hemijskih veza unutar molekula), a kation vodikovog ima slobodnu orbitalu, tako da su oni donor elektrona, odnosno akceptor.

Razmotrimo dativni mehanizam stvaranja kovalentne veze na primjeru molekula hlora.

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

Atom hlora ima i slobodni usamljeni par elektrona i prazne orbitale, stoga može pokazati svojstva i donora i akceptora. Stoga, kada se formira molekul hlora, jedan atom hlora djeluje kao donor, a drugi kao akceptor.

Main karakteristike kovalentne veze su: zasićenje (zasićene veze nastaju kada atom veže onoliko elektrona za sebe koliko mu valentne sposobnosti dozvoljavaju; nezasićene veze nastaju kada je broj vezanih elektrona manji od valentnih sposobnosti atoma); usmjerenost (ova vrijednost je povezana s geometrijom molekula i konceptom "veznog ugla" - ugla između veza).

Jonska veza

Ne postoje spojevi s čistom ionskom vezom, iako se to podrazumijeva kao kemijski vezano stanje atoma u kojem se stvara stabilno elektronsko okruženje atoma kada se ukupna gustoća elektrona u potpunosti prenese na atom elektronegativnijeg elementa. Jonska veza je moguća samo između atoma elektronegativnih i elektropozitivnih elemenata koji su u stanju suprotno nabijenih jona – kationa i anjona.

DEFINICIJA

Ion su električno nabijene čestice nastale uklanjanjem ili dodavanjem elektrona atomu.

Kada prenose elektron, atomi metala i nemetala teže formiranju stabilne konfiguracije elektronske ljuske oko svog jezgra. Atom nemetala stvara omotač od naknadnog inertnog gasa oko svog jezgra, a atom metala stvara omotač prethodnog inertnog gasa (slika 3).

Rice. 3. Formiranje ionske veze na primjeru molekule natrijum hlorida

Molekule u kojima postoje jonske veze u svom čistom obliku nalaze se u stanju pare supstance. Jonska veza je vrlo jaka, te stoga tvari s ovom vezom imaju visoku tačku topljenja. Za razliku od kovalentnih veza, ionske veze ne karakteriziraju usmjerenost i zasićenost, budući da električno polje koje stvaraju joni djeluje jednako na sve ione zbog sferne simetrije.

Metalni priključak

Metalna veza se ostvaruje samo u metalima - to je interakcija koja drži atome metala u jednoj rešetki. U formiranju veze učestvuju samo valentni elektroni atoma metala koji pripadaju čitavom njegovom volumenu. U metalima se elektroni neprestano odvajaju od atoma i kreću se po cijeloj masi metala. Atomi metala, lišeni elektrona, pretvaraju se u pozitivno nabijene ione, koji teže da prihvate pokretne elektrone. Ovaj kontinuirani proces formira takozvani „elektronski gas“ unutar metala, koji čvrsto povezuje sve atome metala zajedno (slika 4).

Metalna veza je jaka, pa se metali odlikuju visokom tačkom topljenja, a prisustvo "elektronskog gasa" daje metalima savitljivost i duktilnost.

Vodikova veza

Vodikova veza je specifična intermolekularna interakcija, jer njegova pojava i jačina zavise od hemijske prirode supstance. Nastaje između molekula u kojima je atom vodika vezan za atom visoke elektronegativnosti (O, N, S). Pojava vodikove veze ovisi o dva razloga: prvo, atom vodika povezan s elektronegativnim atomom nema elektrona i lako se može ugraditi u elektronske oblake drugih atoma, i drugo, ima valentnu s-orbitalu, atom vodika može prihvatiti usamljeni par elektrona elektronegativnog atoma i formirati vezu s njim prema mehanizmu donor-akceptor.