Az ionizációs energiára (EI), a PEI-re és a stabil molekulák összetételére vonatkozó adatok - valódi értékeik és összehasonlításuk - mind a szabad atomok, mind a molekulákba kötött atomok lehetővé teszik számunkra, hogy megértsük, miként alkotják az atomok a molekulákat a kovalens kötés mechanizmusán keresztül.
KOVALENS KÖTÉS - (a latin "co" együttből és az erővel rendelkező "orsó" -ból) (homeopoláris kapcsolat), kémiai kötés két atom között, amelyek az ezekhez az atomokhoz tartozó elektronok megosztásából erednek. Az egyszerű gázok molekuláiban lévő atomokat kovalens kötés köti össze. Egy olyan kötést, amelyben egyetlen közös elektronpár van, egyszerinek nevezzük; vannak kettős és hármas kötések is.
Nézzünk meg néhány példát, hogy miként használhatnánk szabályainkat annak meghatározására, hogy milyen kovalens kémiai kötések alakulhatnak ki egy atomban, ha ismerjük az adott atom külső héjában lévő elektronok számát és az atommag töltését. A nukleáris töltést és a külső héjban lévő elektronok számát kísérletileg határozzák meg, és az elemeket tartalmazó táblázat tartalmazza.
A kovalens kötések lehetséges számának kiszámítása
Például számoljuk meg a nátrium által képződhető kovalens kötések számát ( Na),alumínium (Al),foszfor (P),és klór ( Cl). Nátrium ( Na) és alumínium ( Al)a külső héjon 1, illetve 3 elektron van, és az első szabály szerint (a kovalens kötés kialakulásának mechanizmusához a külső héjon egy elektront használnak) kialakulhatnak: nátrium (Na) - 1 és alumínium ( Al) - 3 kovalens kötés. A kötések kialakulása után a nátrium ( Na) és alumínium ( Al) egyenlő 2, illetve 6; azaz kevesebbet maximális szám (8) ezekre az atomokra. Foszfor ( P) és klór ( Cl) a külső héjon 5, illetve 7 elektron van, és a fent említett szabályszerűségek közül a második szerint 5 és 7 kovalens kötést alkothatnak. A kovalens kötés kialakulásának negyedik törvényével összhangban az atomok külső héján lévő elektronok száma 1-gyel nő. A hatodik törvény szerint, amikor kovalens kötés jön létre, a külső héjon lévő elektronok száma a kötött atomok száma nem lehet több 8-nál. Vagyis a foszfor ( P) csak 3 kötést képezhet (8-5 \u003d 3), míg a klór ( Cl) csak egyet alkothat (8-7 \u003d 1).
Példa: az elemzés alapján azt találtuk, hogy egy bizonyos anyag nátrium atomokból áll (Na) és klór ( Cl)... A kovalens kötések kialakulását szabályozó törvények ismeretében azt mondhatjuk, hogy a nátrium ( Na) csak 1 kovalens kötést képezhet. Tehát feltételezhetjük, hogy minden egyes nátriumatom ( Na)klóratomhoz kapcsolódik ( Cl)az anyag kovalens kötése révén, és hogy ez az anyag atommolekulákból áll NaCl... A molekula szerkezeti képlete: Na - Cl. Itt a kötőjel (-) kovalens kötést jelent. Ennek a molekulának az elektronikus képlete a következőképpen mutatható ki:
. .
Na: Cl:
. .
Az elektronikus képletnek megfelelően a nátriumatom ( Na) ban ben NaCl 2 elektron van, és a klóratom külső héján ( Cl) 8 elektron van. Ebben a képletben a nátrium atomok ( Na) és
klór (Cl) elektronokat kötnek. Mivel a PEI klórban ( Cl) 13 eV, míg a nátrium (Na) 5,14 eV, a kötő elektronpár sokkal közelebb van az atomhoz Clmint atomra Na... Ha a molekulát alkotó atomok ionizációs energiái nagyban különböznek egymástól, akkor a kialakult kötés meg lesz poláris kovalens kötés.
Vegyünk egy másik esetet. Az elemzés alapján azt találtuk, hogy egy bizonyos anyag alumínium atomokból áll ( Al) és klóratomok ( Cl)... Alumínium ( Al) a külső héjon 3 elektron van; így 3 kovalens kémiai kötést képezhet, míg klór (Cl), mint az előző esetben, csak 1 kötést alkothat. Ezt az anyagot a következőképpen mutatják be: AlCl 3, és elektronikus képlete a következőképpen szemléltethető:
3.1. Ábra Elektronikus képletAlCl 3
amelynek szerkezeti képlete:
Cl - Al - Cl
Cl
Ez az elektronikus képlet azt mutatja AlCl 3 a klóratomok külső héján ( Cl) 8 elektron van, míg az alumínium atom külső héján ( Al) vannak 6. A kovalens kötés kialakulásának mechanizmusa révén mindkét kötő elektron (mindegyik atomtól egy) bejut a megkötött atomok külső héjába.
Több kovalens kötés
Azok az atomok, amelyeknél a külső héjban egynél több elektron van, nem egy, hanem több kovalens kötést alkothatnak egymással. Az ilyen kapcsolatokat többszörösnek nevezzük (gyakrabban többszörösét) linkeket. Ilyen kötések például a nitrogénmolekulák kötései ( N= N) és oxigént ( O \u003d O).
Az egyes atomok egyesülésével kialakult kötést hívjuk homoatomikus kovalens kötés, plha az atomok különböznek, akkor a kötést hívják heteroatomos kovalens kötés [a görög "homo" és "hetero" előtagok ugyanazt és mást jelentenek].
Képzeljük el, hogy is néz ki valójában egy páros atomokkal rendelkező molekula. A legegyszerűbb molekula párosított atomokkal a hidrogén molekula.
7.8. A kovalens kötések típusai
Kovalens kötés kötött atomok egymást átfedő elektronfelhői alkotják. Létezik különböző utak ezen elektronfelhők átfedése.
1. Közvetlen átfedés:
Ebben az esetben az elektronfelhők egyetlen átfedő régiója az atommagokat összekötő egyenesen fekszik. Az így kialakult kötést ún - kommunikáció.
Az átfedő felhők típusától függően s-s , s-p , p-p és más típusú kommunikáció.
2. Oldalsó átfedés:
Ebben az esetben az átfedő elektronfelhők két régiója a sík ellentétes oldalán helyezkedik el, amelyben a megkötött atomok magjai fekszenek. Az EO ilyen átfedésével kialakult kötést kötésnek nevezzük.
Hasonlóan a β-kötéshez, az átfedő felhők típusától függően a β-kötés különféle típusai is kialakulhatnak: p-p , p-d ,
d-d stb.
Mind a, mind a - kötésnek van egy bizonyos iránya, amely az atomok hajlandósága miatt következik be az EO leghatékonyabb átfedésére, vagyis az átfedő felhőkre a maximális elektronsűrűség tartományában. Így a kovalens kötés irányított. Például a H 2 S hidrogén-szulfid molekulában a kénatom és a két hidrogénatom közötti kétkötés iránya szinte merőleges (lásd a diagramot a 95. oldalon). Az atom nagyon határozott számú párosítatlan elektronral rendelkezik, így határozott számú kovalens kötést képes kialakítani. Így a kovalens kötés telíthető. Például, ha egy klóratom egy-kötést képez egy hidrogénatommal (lásd a 95. oldalon található diagramot), akkor már nem tud kombinálni egy másik hidrogénatommal.
A - és - link jellemzőinek összehasonlítását a 20. táblázat mutatja.
20. táblázatA kommunikáció jellemzőinek összehasonlítása
Az átfedés egyik területe |
Két terület átfedés |
Az elektronfelhők átfedésben vannak a legnagyobb elektronsűrűségű részekkel |
Az elektronikus felhők átfedésben vannak periférikus részeikkel |
Mivel a β-kötés szinte mindig kevésbé erős, mint a β-kötés, akkor általában a β-kötés jön létre először az atomok között, majd, ha lehetséges, akkor a β-kötés. Következésképpen a kötés csak többszörös (kettős és hármas) kötések kialakulása esetén lehetséges:
| Hidrogén-cianid - HCN. Másik név - ciánsav... Színtelen illékony folyadék, forráspontja 26 o C. Erős melegítéskor vagy fényben bomlik. A hidrogén-cianid sav minden szempontból elegyedik a vízzel. A hidrogén-halogenidekkel analóg módon a hidrogén-cianid vízben készült oldatát hidrogén-cianidnak nevezzük. A hidrociánsav és sói (cianidok) nagyon erős mérgek (az emberek halálos dózisa nem haladja meg az 50 mg-ot), és maga a sav képes ép testen keresztül is behatolni a testbe. A testbe jutva a hidrogén-cianid és a cianidok megkötik a hemoglobint a ciangemoglobinnal, befolyásolják a légzőközpontokat és fulladást okoznak. A hidrogén-cianidot toxicitása ellenére szintetikus szálak és bizonyos típusú műanyagok előállításánál használják. Kis koncentrációban a hidrogén-cianid megtalálható a növényvilágban (például keserű mandulában). |
- KOMMUNIKÁCIÓ, - KOMMUNIKÁCIÓ.
1. A bekezdés végén négy anyag szerkezeti képlete van megadva. Készítsen nekik elektronikus és molekuláris képleteket.
2. Készítse el a következő anyagok szokásos szerkezeti és elektronikus képleteit: CH 3 Cl, COF 2, SO 2 Cl 2 és N 2 H 4. Nehézség esetén rajzolja meg a kötések kialakulásának diagramjait ezekben a molekulákban. Jelölje be szerkezeti képletek -és -csatlakozások. Ne feledje, hogy a CH 3 Cl-ban a H és Cl atomok csak a C atomokhoz kötődnek, a COF 2-ben az O és F atomok is csak a szénatomokhoz kötődnek, és SO 2 Cl 2-ben az O és C1 atomok kötődnek. csak az S atomhoz kötődik.
7.9. Kovalens kötés energia
A kötés erősségét a kötési energia jellemzi (lásd a 7.5. Bekezdést). A kovalens kötés erősségét kétféleképpen értékelhetjük: meghatározhatjuk az anyag bizonyos részében az összes kötés megszakításához szükséges energiát, vagy meghatározhatjuk az ismert számú kötés megszakításához szükséges energiát. Az első esetben az ilyen energiát atomizációs energiának, a másodikban - a kötési energiának nevezzük. A gyakorlatban a megfelelő moláris értékeket alkalmazzák.
A moláris porlasztási energia megmutatja, hogy mennyi energiát kell költeni 1 mól anyag izolált atomokká történő elválasztására.
A moláris kötés energiája megmutatja, hogy mennyi energiát kell költeni 1 mol (6.02. 10 23) kötés megtörésére. Diatomiás molekulák esetében ezek az energiák egybeesnek.
Az egyik és a másik moláris energiát kilodžoul / mol értékben mérjük: porlasztási energia esetén - egy anyag anyagra, és kötési energia esetén - egy mol kötésre. Az Eb meghatározásához szükséges kötések számának kiszámításakor a kettős (vagy hármas) kötést egy kötésnek tekintjük.
21. táblázatPéldák az E és az átlagos Eb értékekre (kJ / mol)
Anyag |
Anyag |
||||||
| H 2 | HF | C– H | N \u003d O | ||||
| F 2 | HCl | N– H | C– C | ||||
| Cl 2 | HBr | O– H | C \u003d C | ||||
| Br 2 | SZIA | Si– H | CєC | ||||
| I 2 | CO | P– H | CєN | ||||
| O 2 | IBr | SH | Si– O | ||||
| N 2 | ClF | C \u003d O | S \u003d O |
A 21. táblázatban megadott értékekből arra lehet következtetni, hogy a kovalens kötések erőssége nagyobb, minél kisebb a kötött atomok mérete és annál nagyobb a kötés sokasága.
MOLAR ATOMIZATION ENERGY, MOLAR BOND ENERGY.
7.10. Molekuláris szerkezet. Hibridizációs modell
A legtöbb vegyület, amelynek atomjai között kovalens kötés van, molekulákból áll.
A "molekulaszerkezet" fogalma meglehetősen tág fogalom, és magában foglalja különösen a kémiai szerkezet és a térszerkezet.
A molekula kémiai szerkezetét szerkezeti képlet írja le.
A molekula térszerkezetét térképlet írja le.
A molekula térszerkezetének kvantitatív jellemzéséhez meg kell határozni az interatomikus távolságokat és a kötések közötti szögeket. Mindkettő kísérletileg meghatározható.
Az anyagok atomjain belüli távolságok becslésére, amelyek térszerkezetét még nem vizsgálták, gyakran alkalmaznak úgynevezett atomi (kovalens) sugarakat.
A különböző elemek atomsugarainak összege megegyezik ezen elemek atomjainak átlagos távolságával, egyszerű kovalens kötéssel összekapcsolva, molekulákban vagy kristályokban. Az atomsugarak táblázata a 9. függelékben található.
A hibridizációs modell hasznos a kötési szögek becsléséhez.
Idézzük fel a metán molekula kémiai szerkezetét (lásd az ábrát a 21. oldalon). A kovalens kötések kialakulásának diagramjáról ebben a molekulában (105. oldal) következik, hogy a molekula négy kötése közül három pontosan megegyezik. Mivel a p-AO elektronfelhők tengelyei kölcsönösen merőlegesek, akkor e felhők részvételével létrejött három kovalens kötést derékszögben kell egymásra irányítani. A negyedik kapcsolatnak némileg különböznie kell tőlük. Kísérletileg megállapították, hogy a metánmolekulában mind a négy kötés pontosan megegyezik, és az ábrán látható módon térben vannak irányítva (21. oldal). Vagyis egy szénatom a tetraéder (egy szabályos tetraéder, egy háromszög alakú piramis) közepén foglal helyet, és a hidrogénatomok a csúcsaiban vannak. Ez csak akkor lehetséges, ha a kötés kialakulásában részt vevő szénatom elektronfelhői pontosan megegyeznek és megfelelően elhelyezkednek az űrben.
A hibridizációs modell feltételezi, hogy ilyen összehangolás valóban megtörténik.
A hibridizáción átesett AO-t és EO-t hibridnek nevezzük.
A CH 4 metán esetében egy 2s-AO és három 2p-AO szénatom hibridizálódik, négy sp 3-hibrid AO képződésével. Vázlatosan a következőképpen írható:
1 (2s-AO) + 3 (2p-AO) 4 (sp3-AO).
Ebben az esetben a pályák energiái azonosak lesznek: - kötések: A molekula szerkezetének helyes előrejelzéséhez az AO hibridizációs modell segítségével a következőkre kell emlékezni:
1) amikor a kovalens kötéseket olyan s- és p-blokk elemek atomjai képezik, amelyek csak párosítatlan elektronokkal rendelkeznek a vegyértékű EPU-kon (IIА, IIIА és IVА csoport), azok a pályák, amelyeken ezek az elektronok találhatók, mindig hibridizálódnak;
2) a p-blokk elemek atomjainak kovalens kötéseinek kialakulása során, amelyeknek a valens EPU-n egyedülálló párjaik vannak (VA és VIA csoportok), a párosítatlan elektronok mellett a hibridizáció csak a második elem elemeinek atomjaira jellemző időszak;
3) az IA és VIIA elemek atomjainak esetében a hibridizáció jelenlétének vagy hiányának kísérleti megerősítése lehetetlen;
4) ha nincs akadály, akkor sp 3 -hibridizációt hajtunk végre; ha ehhez nincs elég vegyérték elektron, vagy ezek egy része részt vesz a -kötések kialakulásában, akkor sp 2 - vagy sp-hibridizáció következik be.
MOLEK KÉMIAI SZERKEZETE, MOLEK TERÜLETI SZERKEZETE, Atomközi Távolság, Kötvények, Atomi Sugár, AO Hibridizáció, Hibrid Orbitálisok, AO Hibridizációs Feltételek közötti Szög.
1. Rendezze el a következő anyagok molekuláit a megkötési energia növekvő sorrendjében: a) H 2 S, H 2 O, H 2 Te, H 2 Se; b) PH3, NH3, SbH3, AsH3.
2. A következő molekulákhoz rajzoljon sémákat a kovalens kötések képződésére, és határozza meg az AO központi atomok hibridizációjának típusát: a) CCl 4, OF 2, NF 3; b) BeI2, BF3, SiCl4; c) H3C-CH3, HCHO, H-CN.
Minden atom egy pozitív töltésű magból és egy negatív töltésű elektronhéjból áll. A mag és az elektronok töltése miatt elektrosztatikus erők keletkeznek a szomszédos atomok között: vonzás és taszítás. Ha az atomok megközelítése a kialakult részecske energiájának csökkenéséhez vezet (összehasonlítva az egyes atomok energiáival), akkor kémiai kötés jön létre.
Kémiai kötés - ezek az interakciós erők tartják a részecskéket egymás közelében.
A tudósok bebizonyították, hogy a kötések kialakulásában a fő szerepet az elektronok töltik be, amelyek legkevésbé a maghoz kapcsolódnak, vagyis a külső elektronhéjon helyezkednek el. Az ilyen elektronokat vegyérték elektronoknak nevezzük.
Az elemek atomjaiban fő alcsoportok minden vegyérték-elektron rajta található az utolsó (külső) elektronikus réteg és számuk megegyezik a csoportszámmal.
Az elemek atomjaiban oldalsó alcsoportok vegyérték elektronok általában találhatók, az utolsó két elektronikus rétegen, de számuk megegyezik annak a csoportnak a számával is, amelyhez az elem tartozik.
Például a káliumatomban egy vegyérték elektron, a mangán atomban pedig 7 vegyérték elektron található (1. ábra).
Ábra: 1. A kálium- és mangánatomok elektronikus konfigurációi
A kémiai kötés elmélete szerint a legstabilabbak nyolc elektron - egy oktett - külső héja (ha az atomban csak 1 elektronréteg van, akkor a legstabilabb kételektronikus állapot egy dublett).
A stabil elektronhéj kialakulása többféle módon történhet, ezért különféle kémiai kötéseket különböztetnek meg.
Kovalens kötés - kémiai kötés, amelyet egymással átfedő atomfelhők alkotnak. A kommunikációt biztosító elektronfelhőket (elektronokat) közös elektronpárnak nevezzük.
A kovalens kötés kialakulásának két mechanizmusa van: csere és donor-akceptor.
A cseremechanizmusban minden atom egy elektront biztosít egy közös pár kialakításához:
A + B \u003d A: B
A donor-akceptor mechanizmusban az egyik atom egy már létező elektronpárt (donor) biztosít, a másik atom pedig szabad pályát biztosít ehhez az elektronpárhoz (akceptor):
A: + □ B \u003d A: B
A közös atompárok kialakulásának eredményeként létrejött kötést, amely mindkét atomhoz egyformán tartozik, kovalens nem polárosnak nevezzük.
Kovalens nem poláris kapcsolat a nemfém atomok között képződik, azonos relatív elektronegativitási értékekkel, például klór-, nitrogénmolekulákban, az etilén szénatomjai között (1. táblázat).
|
Molekulaképletek |
Elektronikus képletek |
Grafikus képletek |
|
|
Tab. 1. Példák olyan vegyületekre, amelyekben kovalens nem poláros kötések vannak jelen
A közös elektronpárok száma attól függ, hogy hány elektron hiányzik az egyes atomokhoz egy oktetthez. A klór a VII-A alcsoport eleme, ezért 7 elektron van a külső elektronrétegén. Egy elektron hiányzik az oktettből, ami azt jelenti, hogy a Cl 2-ben egy közös elektronpár képződik. Három közös elektronpár képződik az N 2 molekula nitrogénatomjai között, vagyis egy hármas kovalens kötés. Kettős kovalens kötés jön létre az etilén szénatomjai között.
Felhívjuk figyelmét, hogy minden szabály alól vannak kivételek, és az oktett szabály nem mindig teljesül (például egy kén-dioxid SO 2 molekula).
Kovalens poláris kötés közös elektronpárok kialakulása miatt hajtják végre, amelyek egy elektronegatívabb elem atomjára tolódnak el. Ebben az esetben részleges töltések keletkeznek az atomokon: δ + és δ- (2. ábra).
Ábra: 2. Kovalens kötés kialakulása hidrogén-klorid molekulában
Minél nagyobb a különbség az elemek atomjainak elektronegativitásában, annál nagyobb a kötés polaritása.
Ionos kötés - a kovalens korlátozó esete sarki kapcsolat.
Ionos kötés az ionok közötti elektrosztatikus vonzás, amelyet egy elektronpárnak az egyik atomra való szinte teljes elmozdulása képez. Ez a típusú kötés akkor alakul ki, ha az atomok relatív elektronegativitásának értékeiben nagy a különbség (Pauling-skálán általában több mint 1,7).
Ionos kötés általában a tipikus között fordul elő fémés tipikus nem fém. Például nátrium-klorid-nátrium-kloridban a nátrium-atom 1 vegyértékű elektronját adta a klóratomnak és kationtá alakult, a klóratom pedig 1 elektront felvéve aniongá változott. A kation az anionnal vonzódik, és ionos kötés jön létre (3. ábra).
Ábra: 3. Ionkötések képződése nátrium-kloridban
Sók, lúgok, bázikus oxidok, karbidok, nitridek tartoznak ide ionos vegyületek... Mindezek az anyagok normál körülmények között szilárdak, magas olvadásponttal (általában 700-1000 ° C), oldataik és olvadásaik elektromos vezetőképesek.
Az ionos vegyületek tűzállóságát azzal magyarázzák, hogy egy ion bármilyen irányban és nagy mennyiségben vonhatja magához az ellentétesen töltött ionokat. Következésképpen az ionok szilárdan kapcsolódnak a kristályrácshoz. Például a közönséges só kristályrácsában egy nátrium-kationt hat klór-anion vesz körül, és minden klór-aniont hat nátrium-kation vesz körül (4. ábra). Így az étkezési só teljes kristálya egy hatalmas makromolekula, amely hatalmas számú ionból áll. ÉS kémiai formula A NaCl csak azok arányát határozza meg a kristályban. Normál körülmények között a NaCl molekula nem létezik.
Ábra: 4. A nátrium-klorid kristályrácsának modellje
Egy anyagban egyszerre többféle kémiai kötés valósulhat meg. Például az ammónium-klorid tartalmaz kovalens kötéseket, amelyeket a csere és a donor-akceptor mechanizmusok képeznek, valamint ionos kötést tartalmaz az ammónium kation és a kloridion között (5. ábra).
Ábra: 5. Kémiai kötések képződése ammónium-kloridban
A lecke összefoglalása
Megtanulta, mi a kémiai kötés és miért képződik, mi a különbség a kovalens és az ionos kötés között, hogyan lehet ábrázolni a vegyi kötés kialakulásának sémáit különféle anyagokban.
Hivatkozások felsorolása
1. Novoshinskiy I.I., Novoshinskaya N.S. Kémia. Tankönyv a 10. évfolyam általános. intézmények Profil szint. - M.: OOO "TID" orosz szó - RS ", 2008. (8., 14. bek.)
2. Kuznyecova N.E., Litvinova T.N., Levkin A.N. Kémia: 11. évfolyam: Tankönyv általános tanulók számára. intézmények (profilszint): 2 óra alatt. M.: Ventana-Graf, 2008. (9. bek.)
3. Radetsky A.M. Kémia. Didaktikai anyag. 10-11 évfolyam. - M.: Oktatás, 2011. (88–95. O.)
4. Khomchenko I. D. Gyűjtemény problémák és gyakorlatok a kémia középiskolai. - M.: RIA "New Wave": Umerenkov kiadó, 2008. (39–41. O.)
Házi feladat
1.c. 39–40. 7.3, 7.5, 7.7, 7.17 a kémiai problémák és gyakorlatok középiskolai gyűjteményéből (Khomchenko I.D.), 2008.
2. Javasoljuk az anyagok felsorolását: H 2S, CO, KOH, K 2 O, Na 2 SO 4, CuCl 2, HI, S, PCl 3, N 2 O 5. Írja le belőle az anyagok képleteit: a) ionos kötéssel; b) kovalens kötéssel.
3. Írja fel az SO 2 molekula elektronikus képletét! Mutassa meg az elektronsűrűség eltolását. Adja meg a kémiai kötés típusát.
Ő volt az első, aki elmagyarázta az elektronhéj szerkezetét, és hozzájárult a kémiai kötés és annak elektronikus jellege kialakításához. Bohr modelljének megfelelően az elektronok az atomban olyan pozíciókat foglalhatnak el, amelyek megfelelnek bizonyos energiaállapotoknak, vagyis energiaszinteknek. 1915-ben. Kossel német fizikus elmagyarázta a kémiai kötést a sókban, és 1916-ban az amerikai tudós, Lewis javaslatot tett a molekulák kémiai kötésének értelmezésére. Abból az elképzelésből indultak ki, hogy az elemek atomjai hajlamosak elérni a nemesgázok elektronikus konfigurációját (a külső elektronréteg teljes kitöltése). A Kossel- és Lewis-ábrázolást elektronikus vegyértékelméletnek nevezzük.
A fő alcsoportok elemeinek értéke Periódusos táblázat a külső elektronrétegben lévő elektronok számától függ. Ezért ezeket a külső elektronokat általában vegyértéknek nevezzük. Az oldalsó alcsoportok elemei esetében a külső réteg és a belső részszintek elektronjai egyaránt képesek valencia elektronként működni.
A kémiai kötéseknek három fő típusa van: kovalens, ionos, fémes.
Táblázat: A kémiai kötések típusai és főbb megkülönböztető jellemzőik.
| Kémiai kötés | Kötő atomok | Az elemek jellege | Elektronikus folyamat | Részecskék képződtek | Kristálycella | Az anyag jellege | Példák |
| ión | Fém atom és nem fém atom | Elektro- meghitt és elektro- negatív |
A vegyérték elektronok átmenete | Pozitív és negatív ionok | ión | Só ny |
NaCl CaO NaOH |
| Kovalens | Nem fém atomok (ritkábban fém atomok) | Elektromos negátor tel ritkábban elektromos meghitt |
Közös elektronpárok kialakulása, molekuláris pályák kitöltése | Molekulák |
Molekuláris |
Illékony vagy nem illékony | Br 2 CO 2 C 6 H 6 |
| --------- | Atom | Gyémántszerű ny |
Gyémánt Si SiC | ||||
| Metalliches kaya |
Fém atomok | Elektro- meghitt |
Valencia elektronok adományozása | Pozitív ionok és elektrongáz | Fém | Fémes kaya |
Fémek és ötvözetek |
KOVALENS KÖTÉS.
Kovalens kötés keletkezik a megkötött atomok héjában keletkező közös elektronpárok miatt.
Meg kell vezetni az elektronegativitás fogalmát. Az elektronegativitás az atomok képessége kémiai elem húzza el a kémiai kötések kialakulásában részt vevő közös elektronpárokat.
elektronegativitások sora
Az elemek relatív elektronegativitásai (Pauling szerint)
| csoport | én | II | III | IV | V | VI | Vii | VIII | |||
| időszak | |||||||||||
| 1 | H 2,1 |
Ő - |
|||||||||
| 2 | Li 0,97 |
Lenni 1,47 |
B 2,01 |
C 2,50 |
N 3,07 |
O 3,5 |
F 4,10 |
Ne - |
|||
| 3 | Na 1,01 |
Mg 1,23 |
Al 1,47 |
Si 1,74 |
P 2,1 |
S 2,6 |
Cl 2,83 |
Ar - |
|||
| 4 | K 0,91 |
Ca 1,04 |
Sc 1,20 |
Ti 1,32 |
V 1,45 |
Kr. | 1,56 |
Mn 1,60 |
Fe 1,64 |
Co 1,70 |
Ni 1,75 |
|
| Cu 1,75 |
Zn 1,66 |
Ga 1,82 |
Ge 2,02 |
Mint 2,20 |
Se 2,48 |
Br 2,74 |
Kr - |
||||
| 5 | Rb 0,89 |
Sr 0,99 |
Y 1,11 |
Zr 1,22 |
Nb 1,23 |
Mo 1,30 |
Tc 1,36 |
Ru 1,42 |
Rh 1,45 |
Pd 1,35 |
|
| Ag 1,42 |
CD 1,46 |
Ban ben 1,49 |
Sn 1,72 |
Sb 1,82 |
Te 2,01 |
én 2,21 |
Xe - |
||||
| 6 | Cs 0,86 |
Ba 0,97 |
La * 1,08 |
HF 1,23 |
Ta 1,33 |
W 1,40 |
Újra 1,46 |
Os 1,52 |
Ir 1,55 |
Pt 1,44 |
|
| Au 1,42 |
Hg 1,44 |
Tl 1,44 |
Pb 1,55 |
Kettős 1,67 |
Po 1,76 |
Nál nél 1,90 |
Rn - |
||||
| 7 | Fr 0,86 |
Ra 0,97 |
Ac ** 1,00 |
* Lantanidok - 1,08 - 1,14 | |||||||
Ritkán vegyi anyagok kémiai elemek különálló, nem összekapcsolt atomjaiból állnak. Csak kis számú nemesgáznak nevezett gáz rendelkezik ilyen szerkezettel normál körülmények között: hélium, neon, argon, kripton, xenon és radon. Gyakrabban a kémiai anyagok nem szétszórt atomokból állnak, hanem azok különböző csoportokba történő kombinációiból. Az atomok ilyen társulásai több egységet, több százat, ezret vagy akár meg is számlálhatnak több atom... Azt az erőt nevezzük, amely ezeket az atomokat az ilyen csoportok összetételében tartja kémiai kötés.
Más szavakkal elmondhatjuk, hogy a kémiai kötés olyan kölcsönhatás, amely kapcsolatot biztosít az egyes atomok között összetettebb szerkezetekké (molekulák, ionok, gyökök, kristályok stb.).
A kémiai kötés kialakulásának oka az, hogy a bonyolultabb szerkezetek energiája kisebb, mint az azt alkotó egyes atomok teljes energiája.
Tehát, különösen, ha XY molekula képződik az X és Y atomok kölcsönhatása során, ez azt jelenti, hogy ezen anyag molekuláinak belső energiája alacsonyabb, mint az egyes atomok belső energiája, amelyekből létrejött:
E (XY)< E(X) + E(Y)
Ezért, amikor kémiai kötések alakulnak ki az egyes atomok között, energia szabadul fel.
A kémiai kötések kialakulásához a külső elektronréteg elektronjai tartoznak, amelyeknek a maggal a legkisebb a kötési energiája, az ún vegyérték... Például a bórban ezek 2 energiaszintű elektronok - 2 elektron 2 s-pályák és 1-től 2-ig o- nagybetűk:
Kémiai kötés kialakulásakor minden atom a nemesgáz atomjainak elektronikus konfigurációjára törekszik, azaz úgy, hogy a külső elektronrétegében 8 elektron van (2 az első periódus elemeire). Ezt a jelenséget oktett-szabálynak nevezzük.
A nemesgáz elektronikus konfigurációjának megvalósítása az atomok által akkor lehetséges, ha kezdetben az egyes atomok vegyérték-elektronjaik részét közösvé teszik más atomokkal. Ebben az esetben közös elektronpárok képződnek.
Az elektronszocializáció mértékétől függően kovalens, ionos és fémes kötések különböztethetők meg.
Kovalens kötés
Kovalens kötés fordul elő leggyakrabban a nemfém elemek atomjai között. Ha a kovalens kötést alkotó nemfém atomok különböző kémiai elemekhez tartoznak, akkor ezt a kötést kovalens polárisnak nevezzük. Ennek a névnek az oka abban rejlik, hogy a különböző elemek atomjai különbözőképpen képesek vonzani a közös elektronpárt is. Nyilvánvalóan ez a közös elektronpár eltolódásához vezet az egyik atom felé, amelynek eredményeként részleges negatív töltés keletkezik rajta. Viszont a másik atomon részleges pozitív töltés képződik. Például hidrogén-klorid molekulában elektronpár hidrogénatomról klóratomra váltott:
Példák kovalens poláris kötéssel rendelkező anyagokra:
СCl 4, H 2 S, CO 2, PH 3, SiO 2 stb.
Kovalens nem poláris kötés jön létre ugyanazon kémiai elem nemfémjeinek atomjai között. Mivel az atomok azonosak, a közös elektronok lehúzásának képessége megegyezik. Ebben a tekintetben az elektronpár elmozdulása nem figyelhető meg:
A kovalens kötés kialakulásának fenti mechanizmusát, amikor mindkét atom elektronokat biztosít a közös elektronpárok kialakulásához, cserének nevezzük.
Van egy donor-akceptor mechanizmus is.
Amikor a donor-akceptor mechanizmus révén kovalens kötés jön létre, közös elektronpár képződik az egyik atom kitöltött pályája (két elektronnal) és a másik atom üres pályája miatt. A magányos elektronpárt biztosító atomot donornak, a szabad pályával rendelkező atomot pedig akceptornak nevezzük. A párosított elektronokkal rendelkező atomok elektronpárok donorként működnek, például N, O, P, S.
Például a donor-akceptor mechanizmus szerint a negyedik kovalens képződése kommunikáció N-H az ammóniumkationban NH 4 +:
A polaritás mellett a kovalens kötéseket az energia is jellemzi. A kötési energia az atomok közötti kapcsolat megszakításához szükséges minimális energia.
A kötési energia a megkötött atomok sugarainak növekedésével csökken. Mint tudjuk atomsugarak növelve az alcsoportokat, például arra a következtetésre juthatunk, hogy a halogén-hidrogén kötés erőssége növekszik a sorozatban:
SZIA< HBr < HCl < HF
Ezenkívül a kötési energia annak sokszorosságától függ - minél nagyobb a kötés sokasága, annál nagyobb az energiája. A kötés multiplicitása a két atom közötti közös elektronpárok számára utal.
Ionos kötés
Az ionos kötés a kovalens poláris kötés korlátozó esetének tekinthető. Ha egy kovalens-poláris kötésben a teljes elektronpár részben elmozdul az egyik atompár egyikébe, akkor az ionosban szinte teljesen az egyik atomnak "adódik". Az elektron (oka) t adományozó atom pozitív töltést nyer és válik kation, és az atom, amely elvette belőle az elektronokat, negatív töltést szerez és válik anion.
Tehát az ionos kötés olyan kötés, amely a kationok anionokhoz való elektrosztatikus vonzódása miatt keletkezik.
Az ilyen típusú kötések kialakulása jellemző a tipikus fémek és a tipikus nemfémek atomjainak kölcsönhatására.
Például kálium-fluorid. A kálium-kationt egy semleges atom elektronjának absztrakciója adja, és a fluorion akkor keletkezik, amikor egy elektron kapcsolódik a fluoratomhoz:
A keletkező ionok között elektrosztatikus vonzerő keletkezik, amelynek eredményeként ionos vegyület képződik.
A kémiai kötés kialakulása során a nátriumatom elektronjai átjutnak a klóratomra, és ellentétesen töltött ionok keletkeznek, amelyek teljes külső energiaszinttel rendelkeznek.
Megállapították, hogy a fématom elektronjai nem szakadnak le teljesen, hanem csak a klóratom felé mozdulnak el, mint egy kovalens kötésben.
A legtöbb fématomot tartalmazó bináris vegyület ionos. Például oxidok, halogenidek, szulfidok, nitridek.
Ionikus kötés is előfordul egyszerű kationok és egyszerű anionok (F-, Cl-, S 2-), valamint egyszerű kationok és komplex anionok (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -) között . Ezért az ionos vegyületek közé tartoznak sók és bázisok (Na 2SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH)
Fém kötés
Ez a típusú kötés a fémekben képződik.
A külső elektronréteg összes fémének atomjai olyan elektronokkal rendelkeznek, amelyek alacsony kötési energiával rendelkeznek az atommaggal. A legtöbb fém számára a külső elektronok veszteségének folyamata energetikailag kedvező.
A maggal való ilyen gyenge kölcsönhatásra való tekintettel ezek az elektronok a fémekben nagyon mozgékonyak, és a következő folyamat folyamatosan zajlik minden fémkristályban:
М 0 - ne - \u003d M n +,
ahol M 0 jelentése semleges fématom, és M n + ugyanazon fém kationja. Az alábbi ábra szemlélteti a folyamatban lévő folyamatokat.
Vagyis az elektronok "szállítják" a fémkristályt, leválnak egy fématomról, kationt képeznek belőle, csatlakoznak egy másik kationhoz, és semleges atomot alkotnak. Ezt a jelenséget "elektronikus szélnek" nevezték, a nem fém atom kristályában lévő szabad elektronok halmazát "elektron gáznak" nevezték. A fématomok közötti ilyen típusú kölcsönhatást fémkötésnek nevezték.
Hidrogén kötés
Ha bármely anyag hidrogénatomja kapcsolódik egy nagy elektronegativitású elemhez (nitrogén, oxigén vagy fluor), akkor az ilyen anyagot olyan jelenség jellemzi, mint a hidrogénkötés.
Mivel a hidrogénatom egy elektronegatív atomhoz kapcsolódik, a hidrogénatomon részleges pozitív töltés, az elektronegatív atomnál pedig részleges negatív töltés keletkezik. E tekintetben elektrosztatikus vonzerővé válik az egyik molekula részlegesen pozitív töltésű hidrogénatomja és egy másik elektronegatív atomja között. Például hidrogénkötés figyelhető meg a vízmolekulák esetében:
A rendellenességet a hidrogénkötés magyarázza hő olvadó víz. A víz mellett tartós is hidrogénkötések olyan anyagokban képződnek, mint a hidrogén-fluorid, ammónia, oxigéntartalmú savak, fenolok, alkoholok, aminok.