Kovalentna veza

Iz Wikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na navigaciju Idi na pretragu
Kovalentna veza koja formira molekulu vodonika H 2 (desno), gdje dva atoma vodika preklapaju dva elektrona
Slika 1. Model jednostruke kovalentne veze ( elektronska gustina označena crvenom bojom)

Kovalentna veza (od latinskog co - "zajedno" i vales - "imaju snagu") je hemijska veza nastala preklapanjem (socijalizacijom) para valentnih (smještenih na vanjskoj ljusci atoma ) elektronskih oblaka . Elektronski oblaci (elektroni) koji pružaju komunikaciju nazivaju se zajedničkim elektronskim parom .

Kovalentna veza uključuje mnoge vrste interakcija, uključujući σ vezu , π vezu , metalnu vezu , banana vezu i vezu sa dva elektrona sa tri centra [1] [2] .

Uzimajući u obzir statističku interpretaciju M. Born talasne funkcije, gustina verovatnoće pronalaženja veznih elektrona je koncentrisana u prostoru između jezgara molekula (slika 1). U teoriji odbijanja elektronskih parova razmatraju se geometrijske dimenzije ovih parova. Dakle, za elemente svakog perioda postoji određeni prosječni radijus elektronskog para ( Å ): 0,6 za elemente do neona; 0,75 za elemente do argona; 0,75 za elemente do kriptona i 0,8 za elemente do ksenona [3] .

Karakteristična svojstva kovalentne veze

Karakteristična svojstva kovalentne veze - usmjerenost, zasićenost, polaritet, polarizabilnost - određuju kemijska i fizička svojstva spojeva.

  • Usmjerenost veze je posljedica molekularne strukture tvari i geometrijskog oblika njihove molekule.

Uglovi između dvije veze nazivaju se uglovi veze.

  • Zasićenje je sposobnost atoma da formiraju ograničen broj kovalentnih veza. Broj veza koje formira atom ograničen je brojem njegovih vanjskih atomskih orbitala .
  • Polaritet veze je zbog neravnomjerne raspodjele elektronske gustine zbog razlika u elektronegativnosti atoma.

Prema ovoj osobini, kovalentne veze se dijele na nepolarne i polarne (nepolarne - dvoatomska molekula se sastoji od identičnih atoma (H 2 , Cl 2 , N 2 ) i oblaci elektrona svakog atoma su raspoređeni simetrično u odnosu na ovi atomi; polarni - dvoatomska molekula sastoji se od atoma različitih hemijskih elemenata, a zajednički elektronski oblak se pomiče prema jednom od atoma, stvarajući tako asimetriju u raspodjeli električnog naboja u molekuli, što dovodi do dipolnog momenta od molekula).

  • Polarizabilnost veze se izražava u pomaku elektrona veze pod uticajem spoljašnjeg električnog polja, uključujući drugu česticu koja reaguje. Polarizabilnost je određena mobilnošću elektrona . Polaritet i polarizabilnost kovalentnih veza određuju reaktivnost molekula u odnosu na polarne reagense.

Što su elektroni pokretljiviji, to su dalje od jezgara.

Međutim, dva puta nobelovac L. Pauling je istakao da “u nekim molekulima postoje kovalentne veze uzrokovane jednim ili tri elektrona umjesto zajedničkog para” [4] . Jednoelektronska hemijska veza se ostvaruje u molekularnom vodonikovom jonu H 2 + .

Molekularni vodikov jon H 2 + sadrži dva protona i jedan elektron. Jedan elektron u molekularnom sistemu kompenzuje elektrostatičko odbijanje dva protona i drži ih na udaljenosti od 1,06 Å ( dužina H 2 + hemijske veze ). Centar elektronske gustine elektronskog oblaka molekularnog sistema jednako je udaljen od oba protona za Borov radijus α 0 = 0,53 A i centar je simetrije molekularnog vodonikovog jona H 2 + .

Istorija pojma

Termin "kovalentna veza" prvi je uveo nobelovac Irving Langmuir 1919. [5] [4] . Ovaj termin se odnosio na hemijsku vezu uzrokovanu zajedničkim posjedovanjem elektrona , za razliku od metalne veze u kojoj su elektroni slobodni, ili ionske veze u kojoj je jedan od atoma donirao elektron i postao katjon , a drugi atom je preuzeo elektron i postao anjon .

Kasnije (1927)F. London i W. Heitler, koristeći primjer molekule vodonika, dali su prvi opis kovalentne veze sa stanovišta kvantne mehanike .

Formiranje komunikacije

Kovalentnu vezu formira par elektrona podijeljenih između dva atoma, a ti elektroni moraju zauzeti dvije stabilne orbitale, po jednu od svakog atoma [6] .

A + B → A: B

Kao rezultat socijalizacije, elektroni formiraju ispunjen energetski nivo. Veza se formira ako je njihova ukupna energija na ovom nivou manja nego u početnom stanju (a razlika u energiji neće biti ništa više od energije veze ).

Punjenje atomskih elektrona (na rubovima) i molekularnih (centralnih) orbitala u molekuli H 2 . Vertikalna os odgovara energetskom nivou, elektroni su označeni strelicama koje predstavljaju njihove spinove .

Prema teoriji molekularnih orbitala , preklapanje dvije atomske orbitale dovodi, u najjednostavnijem slučaju, do formiranja dvije molekularne orbitale (MO): vezujuće MO i antivezujuće (antivezujuće) MO . Zajednički elektroni se nalaze na veznom MO, koji ima nižu energiju.

Stvaranje veze pri rekombinaciji atoma

Atomi i slobodni radikali skloni su rekombinaciji - formiranju kovalentne veze dijeljenjem dva nesparena elektrona koji pripadaju različitim česticama.

Stvaranje veze tokom rekombinacije je praćeno oslobađanjem energije. Dakle, tokom interakcije atoma vodonika oslobađa se energija u količini od 436 kJ/mol. Ovaj efekat se koristi u tehnologiji zavarivanja atomskim vodonikom. Struja vodonika prolazi kroz električni luk gdje se stvara mlaz atoma vodika. Atomi se zatim ponovo spajaju na metalnoj površini postavljenoj na maloj udaljenosti od luka. Metal se na ovaj način može zagrijati iznad 3500°C. Velika prednost "plamena atomskog vodika" je ujednačenost zagrijavanja, što omogućava zavarivanje vrlo tankih metalnih dijelova [7] .

Međutim, mehanizam međuatomske interakcije dugo je ostao nepoznat. Tek 1930. F. London je uveo koncept disperzivne privlačnosti – interakcije između trenutnih i indukovanih (indukovanih) dipola. Trenutno se sile privlačenja zbog interakcije između fluktuirajućih električnih dipola atoma i molekula nazivaju " londonske sile ".

Energija takve interakcije je direktno proporcionalna kvadratu elektronske polarizabilnosti α i obrnuto je proporcionalna udaljenosti između dva atoma ili molekula na šesti stepen [8] .

Formiranje veze donor-akceptor mehanizmom

Pored homogene mehanizam za formiranje kovalentna veza, tu je heterogena mehanizam - interakcije suprotno naplaćuje jona - a proton H + i negativne hidrogen ion H - zove hidrid ion :

Kada se ioni približe jedan drugom, dvoelektronski oblak (elektronski par) hidridnog jona privlači proton i na kraju postaje zajednički za oba jezgra vodika, odnosno pretvara se u vezni elektronski par. Čestica koja opskrbljuje elektronski par naziva se donor, a čestica koja prima ovaj elektronski par naziva se akceptor. Ovaj mehanizam stvaranja kovalentne veze naziva se donor-akceptor [9] .

Raspodjela elektronske gustine između jezgara u molekulu vodonika je ista, bez obzira na mehanizam formiranja, stoga je pogrešno hemijsku vezu dobijenu donor-akceptorskim mehanizmom nazivati ​​donor-akceptorskom vezom.

Pored hidridnog jona, jedinjenja elemenata glavnih podgrupa V-VII grupa periodnog sistema elemenata u najnižem oksidacionom stanju elementa deluju kao donori elektronskog para. Dakle, čak je i Johannes Brønsted ustanovio da proton ne postoji u rastvoru u slobodnom obliku, u vodi formira oksonijum kation:

Proton napada usamljeni elektronski par molekula vode i formira stabilan kation koji postoji u vodenim rastvorima kiselina [10] .

Dodavanje protona molekuli amonijaka događa se na sličan način kako bi se formirao kompleksni amonijum kation:

Na ovaj način (donorsko-akceptorskim mehanizmom stvaranja kovalentne veze) dobija se velika klasa jedinjenja onijuma , koja uključuje amonijum , oksonijum, fosfonijum, sulfonijum i druga jedinjenja [11] .

Molekula vodika može djelovati kao donor elektronskog para, što u kontaktu s protonom dovodi do stvaranja molekularnog vodikovog jona H 3 + :

Vezni elektronski par molekularnog vodikovog jona H 3 + pripada istovremeno tri protona.

Vrste kovalentnih veza

Postoje tri vrste kovalentnih hemijskih veza koje se razlikuju po mehanizmu nastanka:

1. Jednostavna kovalentna veza . Za njegovo formiranje, svaki od atoma daje jedan nespareni elektron. Kada se formira jednostavna kovalentna veza, formalni naboji atoma ostaju nepromijenjeni.

  • Ako su atomi koji formiraju jednostavnu kovalentnu vezu isti, onda su istinski naboji atoma u molekuli također isti, budući da atomi koji formiraju vezu podjednako posjeduju zajednički elektronski par. Takva veza se naziva nepolarna kovalentna veza . Mnoge jednostavne tvari imaju takvu vezu, na primjer: O 2 , N 2 , Cl 2 .
  • Ako su atomi različiti, tada je stepen vlasništva zajedničkog para elektrona određen razlikom u elektronegativnosti atoma. Atom sa većom elektronegativnošću jače privlači par vezanih elektrona i njegov pravi naboj postaje negativan. Atom s nižom elektronegativnošću stječe, shodno tome, isti pozitivni naboj. Ako je veza formirana između dva različita nemetala , onda se takva veza naziva kovalentna polarna veza .

2. Donator-akceptor veza . Za formiranje ove vrste kovalentne veze, oba elektrona osigurava jedan od atoma - donor . Drugi od atoma uključenih u formiranje veze naziva se akceptor . U rezultirajućem molekulu, formalni naboj donora raste za jedan, a formalni naboj akceptora opada za jedan.

3. Polupolarna veza . Može se smatrati polarnom vezom donor-akceptor. Ova vrsta kovalentne veze nastaje između atoma sa usamljenim parom elektrona ( dušik , fosfor , sumpor , halogeni , itd.) i atoma sa dva nesparena elektrona ( kiseonik , sumpor ). Formiranje semipolarne veze odvija se u dvije faze:

1. Prijenos jednog elektrona sa atoma sa usamljenim parom elektrona na atom sa dva nesparena elektrona. Kao rezultat toga, atom s usamljenim parom elektrona pretvara se u kation radikala (pozitivno nabijenu česticu s nesparenim elektronom), a atom s dva nesparena elektrona u anion radikala (negativno nabijenu česticu s nesparenim elektronom).
2. Zajednica nesparenih elektrona (kao u slučaju jednostavne kovalentne veze).

Kada se formira polupolarna veza, atom sa usamljenim parom elektrona povećava svoj formalni naboj za jedan, a atom sa dva nesparena elektrona smanjuje svoj formalni naboj za jedan.

σ-veza i π-veza

Sigma (σ) - , pi (π) -veze - približan opis tipova kovalentnih veza u molekulima različitih jedinjenja, σ-veza se odlikuje činjenicom da je gustina elektronskog oblaka maksimalna duž ose koja povezuje jezgra atoma. U obrazovanju -vezivanje, vrši se takozvano bočno preklapanje elektronskih oblaka, a gustina elektronskog oblaka je maksimalna "iznad" i "ispod" ravni σ-veze. Uzmimo etilen , acetilen i benzen kao primjere.

U molekulu etilena C 2 H 4 postoji dvostruka veza CH 2 = CH 2 , njegova elektronska formula: H: C :: C: H. Jezgra svih atoma etilena nalaze se u istoj ravni. Tri elektronska oblaka svakog atoma ugljika formiraju tri kovalentne veze s drugim atomima u istoj ravni (sa uglovima između njih oko 120°). Oblak četvrtog valentnog elektrona atoma ugljika nalazi se iznad i ispod ravnine molekule. Takvi elektronski oblaci oba atoma ugljika, koji se djelomično preklapaju iznad i ispod ravnine molekule, formiraju drugu vezu između atoma ugljika. Prva, jača kovalentna veza između atoma ugljika naziva se σ-veza; druga, manje jaka kovalentna veza se zove - komunikacija.

U linearnoj molekuli acetilena

N — C≡C — N (N: S ::: S: N)

postoje σ-veze između atoma ugljika i vodika, jedna σ-veza između dva atoma ugljika i dva -veze između istih atoma ugljika. Dva -veze se nalaze iznad sfere djelovanja σ-veze u dvije međusobno okomite ravni.

Svih šest atoma ugljika C 6 H 6 cikličkog molekula benzena leže u istoj ravni. Σ-veze djeluju između atoma ugljika u ravnini prstena; iste veze postoje za svaki atom ugljika sa atomima vodika. Atomi ugljika troše tri elektrona da naprave ove veze. Oblaci četvrtog valentnog elektrona atoma ugljika, koji imaju oblik osmice, nalaze se okomito na ravninu molekula benzena. Svaki takav oblak se podjednako preklapa sa oblacima elektrona susjednih atoma ugljika. U molekuli benzena, ne tri odvojena -veza, ali jednostruka - elektronski sistem od šest elektrona, zajednički za sve atome ugljenika. Veze između atoma ugljika u molekulu benzena su potpuno iste.

Primjeri tvari s kovalentnom vezom

Jednostavna kovalentna veza povezuje atome u molekulima jednostavnih gasova (H 2 , Cl 2 itd.) i jedinjenja (H 2 O, NH 3 , CH 4 , CO 2 , HCl itd.). Jedinjenja sa donor-akceptorskom vezom - amonijum NH 4 + , tetrafluoroborat anjon BF 4 - itd. Jedinjenja sa semipolarnom vezom - azot oksid N 2 O, O - -PCl 3 + .

Kristali sa kovalentnom vezom su dielektrici ili poluprovodnici . Tipični primjeri atomskih kristala (atomi u kojima su povezani kovalentnim (atomskim) vezama) su dijamant , germanij i silicijum .

vidi takođe

Bilješke (uredi)

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

Литература

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