Rijetko kemijske tvari sastoje se od pojedinačnih, nepovezanih atoma kemijskih elemenata. U normalnim uvjetima takvu strukturu ima samo mali broj plinova koji se nazivaju plemeniti plinovi: helij, neon, argon, kripton, ksenon i radon. Najčešće se kemijske tvari ne sastoje od različitih atoma, već od njihovih kombinacija u različite skupine. Takve kombinacije atoma mogu uključivati nekoliko jedinica, stotine, tisuće ili čak više atoma. Sila koja drži te atome u takvim skupinama naziva se kemijska veza.
Drugim riječima, možemo reći da je kemijska veza interakcija koja osigurava povezivanje pojedinih atoma u složenije strukture (molekule, ione, radikale, kristale itd.).
Razlog nastanka kemijske veze je taj što je energija složenijih struktura manja od ukupne energije pojedinačnih atoma koji je tvore.
Dakle, konkretno, ako se molekula XY formira tijekom interakcije atoma X i Y, to znači da je unutarnja energija molekula te tvari niža od unutarnje energije pojedinačnih atoma iz kojih je nastala:
E(XY)< E(X) + E(Y)
Iz tog razloga, kada se kemijske veze formiraju između pojedinih atoma, oslobađa se energija.
U stvaranju kemijskih veza, elektroni vanjskog elektronskog sloja s najmanjom energijom vezanja s jezgrom, tzv. valencija. Na primjer, u boru su to elektroni 2. energetske razine - 2 elektrona po 2 s- orbitale i 1 sa 2 str-orbitale:
Kada se formira kemijska veza, svaki atom nastoji dobiti elektroničku konfiguraciju atoma plemenitog plina, tj. tako da se u njegovom vanjskom elektronskom sloju nalazi 8 elektrona (2 za elemente prve periode). Taj se fenomen naziva pravilom okteta.
Moguće je da atomi postignu elektroničku konfiguraciju plemenitog plina ako u početku pojedinačni atomi dijele dio svojih valentnih elektrona s drugim atomima. U tom slučaju nastaju zajednički elektronski parovi.
Ovisno o stupnju socijalizacije elektrona, razlikuju se kovalentne, ionske i metalne veze.
kovalentna veza
Kovalentna veza najčešće se javlja između atoma elemenata nemetala. Ako atomi nemetala koji tvore kovalentnu vezu pripadaju različitim kemijskim elementima, takva se veza naziva kovalentna polarna veza. Razlog za ovaj naziv leži u činjenici da atomi različitih elemenata također imaju različitu sposobnost privlačenja zajedničkog elektronskog para za sebe. Očito, to dovodi do pomaka zajedničkog elektronskog para prema jednom od atoma, zbog čega se na njemu stvara djelomični negativni naboj. S druge strane, djelomični pozitivni naboj nastaje na drugom atomu. Na primjer, u molekuli klorovodika, elektronski par je pomaknut s atoma vodika na atom klora:
Primjeri tvari s kovalentnom polarnom vezom:
SCl 4 , H 2 S, CO 2 , NH 3 , SiO 2 itd.
Kovalentna nepolarna veza nastaje između atoma nemetala istog kemijski element. Budući da su atomi identični, njihova sposobnost privlačenja zajedničkih elektrona je ista. S tim u vezi, ne opaža se pomak elektronskog para:
Gornji mehanizam za stvaranje kovalentne veze, kada oba atoma daju elektrone za formiranje zajedničkih elektronskih parova, naziva se izmjena.
Postoji i mehanizam donor-akceptor.
Pri formiranju kovalentne veze donor-akceptorskim mehanizmom nastaje zajednički elektronski par zbog popunjene orbitale jednog atoma (s dva elektrona) i prazne orbitale drugog atoma. Atom koji daje nepodijeljeni elektronski par naziva se donor, a atom sa slobodnom orbitalom naziva se akceptor. Donori elektronskih parova su atomi koji imaju sparene elektrone, na primjer N, O, P, S.
Na primjer, prema mehanizmu donor-akceptor, formiranje četvrtog kovalentnog N-H veze u amonijevom kationu NH 4 +:
Osim polarnosti, kovalentne veze karakterizira i energija. Energija veze je minimalna energija potrebna za prekid veze između atoma.
Energija vezanja opada s povećanjem polumjera vezanih atoma. Onako kako znamo atomski radijusi povećavajući niz podskupine, može se, na primjer, zaključiti da jakost veze halogen-vodik raste u nizu:
BOK< HBr < HCl < HF
Također, energija veze ovisi o njenoj višestrukosti – što je veća višestrukost veze, veća je i njena energija. Višestrukost veze je broj zajedničkih elektronskih parova između dva atoma.
Ionska veza
Ionska veza može se smatrati graničnim slučajem kovalentne polarne veze. Ako je u kovalentno-polarnoj vezi zajednički elektronski par djelomično pomaknut na jedan od para atoma, onda je u ionskoj vezi gotovo potpuno "predan" jednom od atoma. Atom koji je donirao elektron(e) dobiva pozitivan naboj i postaje kation, a atom koji mu je uzeo elektrone dobiva negativan naboj i postaje anion.
Dakle, ionska veza je veza nastala uslijed elektrostatskog privlačenja kationa prema anionima.
Stvaranje ove vrste veze karakteristično je za međudjelovanje atoma tipičnih metala i tipičnih nemetala.
Na primjer, kalijev fluorid. Kation kalija nastaje kao rezultat odvajanja jednog elektrona od neutralnog atoma, a ion fluora nastaje spajanjem jednog elektrona na atom fluora:
Između nastalih iona nastaje sila elektrostatskog privlačenja, uslijed čega nastaje ionski spoj.
Prilikom stvaranja kemijske veze elektroni s atoma natrija prelaze na atom klora i nastaju suprotno nabijeni ioni koji imaju završenu vanjsku energetsku razinu.
Utvrđeno je da se elektroni ne odvajaju potpuno od atoma metala, već samo pomiču prema atomu klora, kao kod kovalentne veze.
Većina binarnih spojeva koji sadrže metalne atome su ionski. Na primjer, oksidi, halogenidi, sulfidi, nitridi.
Ionska veza također se javlja između jednostavnih kationa i jednostavnih aniona (F -, Cl -, S 2-), kao i između jednostavnih kationa i složenih aniona (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -). Stoga u ionske spojeve spadaju soli i baze (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH).
metalni spoj
Ova vrsta veze nastaje u metalima.
Atomi svih metala imaju elektrone na vanjskom elektronskom sloju koji imaju nisku energiju vezanja s atomskom jezgrom. Za većinu metala gubitak vanjskih elektrona je energetski povoljan.
S obzirom na tako slabu interakciju s jezgrom, ti su elektroni u metalima vrlo pokretljivi, au svakom metalnom kristalu kontinuirano se odvija sljedeći proces:
M 0 - ne - \u003d M n +, gdje je M 0 neutralni atom metala, a M n + kation istog metala. Donja slika prikazuje ilustraciju procesa koji su u tijeku.
To jest, elektroni "jure" duž metalnog kristala, odvajaju se od jednog metalnog atoma, stvarajući od njega kation, pridružujući se drugom kationu, tvoreći neutralni atom. Taj je fenomen nazvan “elektronički vjetar”, a skup slobodnih elektrona u kristalu atoma nemetala nazvan je “elektronski plin”. Ova vrsta interakcije između metalnih atoma naziva se metalna veza.
vodikova veza
Ako je atom vodika u bilo kojoj tvari vezan na element s visokom elektronegativnošću (dušik, kisik ili fluor), takva je tvar karakterizirana takvim fenomenom kao što je vodikova veza.
Budući da je atom vodika vezan na elektronegativni atom, na atomu vodika nastaje djelomični pozitivni naboj, a na elektronegativnom atomu nastaje djelomični negativni naboj. U tom smislu, elektrostatsko privlačenje postaje moguće između djelomično pozitivno nabijenog atoma vodika jedne molekule i elektronegativnog atoma druge. Na primjer, vodikova veza opažena je za molekule vode:
Vodikova veza objašnjava abnormalno visoko talište vode. Osim u vodi, jake vodikove veze stvaraju se i u tvarima kao što su fluorovodik, amonijak, kiseline koje sadrže kisik, fenoli, alkoholi, amini.
Dipolni momenti molekula
Metoda valentne veze temelji se na premisi da svaki par atoma u kemijskoj čestici zajedno drži jedan ili više parova elektrona. Ovi parovi elektrona pripadaju dvama vezanim atomima i lokalizirani su u prostoru između njih. Zbog privlačenja jezgri vezanih atoma za te elektrone nastaje kemijska veza.
Preklapanje atomskih orbitala
Prilikom opisivanja elektronička struktura kemijske čestice, elektroni, uključujući one socijalizirane, nazivaju se pojedinačnim atomima, a njihova stanja opisuju se atomskim orbitalama. Pri rješavanju Schrödingerove jednadžbe približna valna funkcija bira se tako da daje minimalnu elektroničku energiju sustava, tj. najveća vrijednost energija veze. Ovaj uvjet se postiže najvećim preklapanjem orbitala koje pripadaju jednoj vezi. Dakle, par elektrona koji vežu dva atoma nalazi se u području njihovog preklapanja. atomske orbitale.
Preklopljene orbitale moraju imati istu simetriju oko internuklearne osi.
Preklapanje atomskih orbitala duž linije koja povezuje jezgre atoma dovodi do stvaranja σ-veza. Između dva atoma u kemijskoj čestici moguća je samo jedna σ-veza. Sve σ-veze imaju aksijalnu simetriju u odnosu na internuklearnu os. Fragmenti kemijskih čestica mogu se okretati oko internuklearne osi bez narušavanja stupnja preklapanja atomskih orbitala koje tvore σ-veze. Skup usmjerenih, strogo prostorno orijentiranih σ-veza stvara strukturu kemijske čestice.
Dodatnim preklapanjem atomskih orbitala okomito na liniju veze nastaju π veze.
Kao rezultat toga, između atoma se pojavljuju višestruke veze:
| Jednostruka (σ) | Dvostruko (σ + π) | Trostruko (σ + π + π) |
| F−F | O=O | N≡N |
Pojavom π-veze, koja nema osna simetrija slobodna rotacija fragmenata kemijske čestice oko σ-veze postaje nemoguća, jer bi trebala dovesti do pucanja π-veze. Osim σ- i π-veza, moguća je tvorba druge vrste veze - δ-veze:
Obično se takva veza formira nakon stvaranja σ- i π-veza od strane atoma u prisutnosti atoma d- i f-orbitale preklapajući svoje "latice" na četiri mjesta odjednom. Kao rezultat toga, višestrukost komunikacije može se povećati do 4-5.
Na primjer, u oktaklorodirenat(III)-ionu 2-, formirane su četiri veze između atoma renija.
Mehanizmi nastanka kovalentnih veza
Postoji nekoliko mehanizama za stvaranje kovalentne veze: razmjena(ekvivalent), donor-akceptor, dativ.
Kada se koristi mehanizam izmjene, stvaranje veze se smatra rezultatom uparivanja spinova slobodnih elektrona atoma. U ovom slučaju preklapaju se dvije atomske orbitale susjednih atoma, od kojih je svaka zauzeta jednim elektronom. Dakle, svaki od povezanih atoma izdvaja parove elektrona za socijalizaciju, kao da ih razmjenjuje. na primjer, kada se molekula bor trifluorida formira iz atoma, tri atomske orbitale bora, od kojih svaka ima po jedan elektron, preklapaju se s tri atomske orbitale od tri atoma fluora (svaka od njih također ima jedan nespareni elektron). Kao rezultat sparivanja elektrona pojavljuju se tri para elektrona u preklapajućim područjima odgovarajućih atomskih orbitala, povezujući atome u molekulu.
Prema donorsko-akceptorskom mehanizmu preklapaju se orbitala s parom elektrona jednog atoma i slobodna orbitala drugog atoma. U ovom slučaju, par elektrona se također pojavljuje u području preklapanja. Prema donor-akceptorskom mehanizmu, na primjer, dolazi do adicije fluoridnog iona na molekulu bor trifluorida. Prazan R-orbitala bora (akceptor elektronskog para) u molekuli BF 3 preklapa se s R-orbitala F − iona, koji djeluje kao donor elektronskog para. U nastalom ionu sve četiri kovalentne veze bor-fluor jednake su po duljini i energiji, unatoč razlici u mehanizmu njihovog nastanka.
Atomi, vanjski elektronska ljuska koji se sastoji samo od s- i R-orbitale mogu biti ili donori ili akceptori elektronskog para. Atomi čija vanjska elektronska ljuska uključuje d-orbitale mogu djelovati i kao donor i kao akceptor elektronskih parova. U ovom slučaju razmatra se dativni mehanizam nastanka veze. Primjer manifestacije dativnog mehanizma u stvaranju veze je međudjelovanje dvaju atoma klora. Dva atoma klora u molekuli Cl 2 tvore kovalentnu vezu mehanizmom izmjene, spajajući svoje nesparene 3 R-elektroni. Osim toga, postoji preklapanje 3 R-orbitale atoma Cl-1, na kojima se nalazi par elektrona, a prazan 3 d-orbitale atoma Cl-2, kao i preklapanje 3 R-orbitale atoma Cl-2, koji ima par elektrona, a prazan 3 d-orbitale atoma Cl-1. Djelovanje dativnog mehanizma dovodi do povećanja čvrstoće veze. Stoga je molekula Cl 2 jača od molekule F 2 u kojoj kovalentna veza nastaje samo mehanizmom izmjene:
Hibridizacija atomskih orbitala
Pri određivanju geometrijskog oblika kemijske čestice treba uzeti u obzir da se parovi vanjskih elektrona središnjeg atoma, uključujući i one koji ne tvore kemijsku vezu, nalaze u prostoru što je dalje moguće jedan od drugog.
Kada se razmatraju kovalentne kemijske veze, često se koristi koncept hibridizacije orbitala središnjeg atoma - poravnanje njihove energije i oblika. Hibridizacija je formalna tehnika koja se koristi za kvantno-kemijski opis preraspodjele orbitala u kemijskim česticama u usporedbi sa slobodnim atomima. Bit hibridizacije atomskih orbitala je da elektron u blizini jezgre vezanog atoma nije karakteriziran zasebnom atomskom orbitalom, već kombinacijom atomskih orbitala s istim glavnim kvantnim brojem. Ova kombinacija se naziva hibridna (hibridizirana) orbitala. U pravilu, hibridizacija utječe samo na više i bliske atomske orbitale koje zauzimaju elektroni.
Kao rezultat hibridizacije nastaju nove hibridne orbitale (sl. 24), koje su orijentirane u prostoru na takav način da su elektronski parovi (ili nespareni elektroni) koji se nalaze na njima što je moguće dalje jedni od drugih, što odgovara minimalna energija međuelektronskog odbijanja. Prema tome, vrsta hibridizacije određuje geometriju molekule ili iona.
VRSTE HIBRIDIZACIJE
| Vrsta hibridizacije | geometrijski oblik | Kut između veza | Primjeri |
| sp | linearni | 180o | BeCl2 |
| sp 2 | trokutasti | 120o | BCl 3 |
| sp 3 | tetraedarski | 109.5o | CH 4 |
| sp 3 d | trigonalno-bipiramidalni | 90o; 120o | PCl 5 |
| sp 3 d 2 | oktaedarski | 90o | SF6 |
Hibridizacija ne uključuje samo vezivanje elektrona, već i nepodijeljene elektronske parove. Na primjer, molekula vode sadrži dvije kovalentne kemijske veze između atoma kisika i dva atoma vodika.
Uz dva para elektrona zajednička s atomima vodika, atom kisika ima dva para vanjskih elektrona koji ne sudjeluju u stvaranju veze (usamljeni elektronski parovi). Sva četiri para elektrona zauzimaju određena područja u prostoru oko atoma kisika.
Budući da se elektroni odbijaju, elektronski oblaci se nalaze što je moguće dalje. U ovom slučaju, kao rezultat hibridizacije, oblik atomskih orbitala se mijenja, produžuju se i usmjeravaju prema vrhovima tetraedra. Dakle, molekula vode ima kutni oblik, a kut između veza kisik-vodik iznosi 104,5 o.
Za predviđanje vrste hibridizacije, prikladno je koristiti donor-akceptorski mehanizam stvaranje veze: prazne orbitale manje elektronegativnog elementa i orbitale više elektronegativnog elementa preklapaju se s parovima elektrona na njima. Pri sastavljanju elektroničkih konfiguracija atoma one se uzimaju u obzir oksidacijska stanja je uvjetni broj koji karakterizira naboj atoma u spoju, izračunat na temelju pretpostavke ionske strukture tvari.
Da biste odredili vrstu hibridizacije i oblik kemijske čestice, postupite na sljedeći način:
Prisutnost π veza ne utječe na vrstu hibridizacije. Međutim, prisutnost dodatne veze može dovesti do promjene u kutovima veze, jer se elektroni višestrukih veza jače odbijaju. Iz tog razloga, na primjer, vezni kut u molekuli NO 2 ( sp 2-hibridizacija) raste sa 120 o na 134 o .
Mnoštvo veze dušik-kisik u ovoj molekuli je 1,5, gdje jedan odgovara jednoj σ-vezi, a 0,5 je jednak omjeru broja orbitala dušikovog atoma koji ne sudjeluje u hibridizaciji (1) prema broju preostalih aktivnih elektronskih parova na atomu kisika, tvoreći π veze (2). Dakle, uočava se delokalizacija π-veza (delokalizirane veze su kovalentne veze, čija se višestrukost ne može izraziti cijelim brojem).
Kada sp, sp 2 , sp 3 , sp 3 d 2 hibridizacije vrha u poliedru koji opisuje geometriju kemijske čestice su ekvivalentne, pa stoga višestruke veze i usamljeni parovi elektrona mogu zauzeti bilo koju od njih. Međutim sp 3 d-odgovorna je hibridizacija trigonalna bipiramida, u kojoj su vezni kutovi za atome koji se nalaze na bazi piramide (ekvatorijalna ravnina) 120 o , a vezni kutovi koji uključuju atome koji se nalaze na vrhovima bipiramide su 90 o . Eksperiment pokazuje da se nepodijeljeni elektronski parovi uvijek nalaze u ekvatorijalnoj ravnini trigonalne bipiramide. Na temelju toga zaključuje se da im je potrebno više slobodnog prostora nego parovima elektrona koji sudjeluju u stvaranju veze. Primjer čestice s takvim rasporedom usamljenog elektronskog para je sumporov tetrafluorid (slika 27). Ako središnji atom istodobno ima usamljene parove elektrona i tvori višestruke veze (na primjer, u molekuli XeOF 2), tada u slučaju sp 3 d-hibridizacija, nalaze se u ekvatorijalnoj ravnini trigonalne bipiramide (sl. 28).
Dipolni momenti molekula
Idealna kovalentna veza postoji samo u česticama koje se sastoje od identičnih atoma (H 2 , N 2 itd.). Ako se stvori veza između različitih atoma, tada se elektronska gustoća pomiče na jednu od jezgri atoma, odnosno veza se polarizira. Polaritet veze karakterizira njen dipolni moment.
Dipolni moment molekule jednak je vektorskom zbroju dipolnih momenata njezinih kemijskih veza (uzimajući u obzir prisutnost usamljenih parova elektrona). Ako su polarne veze smještene simetrično u molekuli, tada se pozitivni i negativni naboji međusobno kompenziraju, a molekula kao cjelina je nepolarna. To se događa, na primjer, s molekulom ugljičnog dioksida. Poliatomske molekule s asimetričnim rasporedom polarnih veza (a time i gustoće elektrona) općenito su polarne. To se posebno odnosi na molekulu vode.
Na rezultirajuću vrijednost dipolnog momenta molekule može utjecati usamljeni par elektrona. Dakle, molekule NH 3 i NF 3 imaju tetraedarsku geometriju (uzimajući u obzir usamljeni par elektrona). Stupnjevi ionizacije veza dušik-vodik i dušik-fluor su 15 odnosno 19%, a njihove duljine su 101 odnosno 137 pm. Na temelju toga bi se moglo zaključiti da je dipolni moment NF 3 veći. Međutim, eksperiment pokazuje suprotno. Kod točnijeg predviđanja dipolnog momenta treba uzeti u obzir smjer dipolnog momenta usamljenog para (slika 29).
Kovalentna, ionska i metalna tri su glavna tipa kemijskih veza.
Hajdemo saznati više o kovalentna kemijska veza. Razmotrimo mehanizam njegove pojave. Uzmimo za primjer stvaranje molekule vodika:
Sferno simetrični oblak formiran od 1s elektrona okružuje jezgru slobodnog atoma vodika. Kada se atomi približe jedan drugome na određenu udaljenost, njihove se orbitale djelomično preklapaju (vidi sl.), 
uslijed toga između središta obiju jezgri nastaje molekularni dvoelektronski oblak koji ima najveću gustoću elektrona u međujezgrenom prostoru. S povećanjem gustoće negativnog naboja dolazi do snažnog porasta privlačnih sila između molekularnog oblaka i jezgri.
Dakle, vidimo da kovalentna veza nastaje preklapanjem elektronskih oblaka atoma, što je popraćeno oslobađanjem energije. Ako je udaljenost između jezgri atoma koji se približavaju dodiru 0,106 nm, tada će nakon preklapanja elektronskih oblaka biti 0,074 nm. Što je veće preklapanje elektronskih orbitala, to je kemijska veza jača.
kovalentni nazvao kemijska veza koju izvode elektronski parovi. Spojevi s kovalentnom vezom nazivaju se homeopolarni ili atomski.
postojati dvije vrste kovalentne veze: polarni i nepolarni.
S nepolarnim kovalentna veza koju tvori zajednički par elektrona, elektronski oblak raspoređen je simetrično u odnosu na jezgre obaju atoma. Primjer mogu biti dvoatomne molekule koje se sastoje od jednog elementa: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 i drugi, u kojima elektronski par podjednako pripada oba atoma.
Na polarnom U kovalentnoj vezi, elektronski oblak je pomaknut prema atomu s većom relativnom elektronegativnošću. Na primjer, molekule hlapljivih anorganskih spojeva kao što su H 2 S, HCl, H 2 O i drugi.
Formiranje molekule HCl može se prikazati na sljedeći način:
Jer relativna elektronegativnost atoma klora (2.83) veća je od one atoma vodika (2.1), elektronski par se pomiče prema atomu klora.
Osim mehanizma izmjene za nastanak kovalentne veze – zbog preklapanja postoji i donor-akceptor mehanizam njegovog nastanka. Ovo je mehanizam u kojem dolazi do stvaranja kovalentne veze zbog dvoelektronskog oblaka jednog atoma (donora) i slobodne orbite drugog atoma (akceptora). Pogledajmo primjer mehanizma nastanka amonija NH 4 + U molekuli amonijaka atom dušika ima dvoelektronski oblak:
Vodikov ion ima slobodnu 1s orbitalu, označimo je kao .
U procesu nastanka amonijevog iona, dvoelektronski oblak dušika postaje zajednički za atome dušika i vodika, što znači da se pretvara u molekularni elektronski oblak. Stoga se pojavljuje četvrta kovalentna veza. Proces stvaranja amonijaka može se prikazati na sljedeći način: 
Naboj vodikovog iona raspršuje se među svim atomima, a dvoelektronski oblak koji pripada dušiku postaje zajednički s vodikom.
Imate li kakvih pitanja? Ne znate kako napraviti domaću zadaću?
Za pomoć mentora - prijavite se.
Prvi sat je besplatan!
stranica, uz potpuno ili djelomično kopiranje materijala, potrebna je veza na izvor.
Kemijska veza.
Različite tvari imaju različite strukture. Od svih danas poznatih tvari samo inertni plinovi postoje u obliku slobodnih (izoliranih) atoma, što je posljedica visoke stabilnosti njihove elektroničke strukture. Sve ostale tvari (a trenutno ih ima više od 10 milijuna) sastoje se od vezanih atoma.
Napomena: kurzivom su označeni oni dijelovi teksta koji se ne mogu naučiti i rastaviti.
Formiranje molekula iz atoma dovodi do povećanja energije, jer je u normalnim uvjetima molekularno stanje stabilnije od atomskog.
Atom može imati od jednog do osam elektrona na svojoj vanjskoj energetskoj razini. Ako je broj elektrona u vanjskoj razini atoma najveći koji može primiti, tada se ta razina naziva dovršeno. Dovršene razine karakterizira velika izdržljivost. Ovo su vanjske razine atoma plemenitog plina: helij ima dva elektrona na vanjskoj razini (s 2), ostali imaju po osam elektrona (ns 2 np 6). Vanjske razine atoma drugih elemenata su nepotpune iu tijeku kemijska interakcija završavaju.
Kemijsku vezu tvore valentni elektroni, ali se ona ostvaruje na različite načine. Postoje tri glavne vrste kemijskih veza: kovalentni, ionski i metalni.
kovalentna veza
Razmotrimo mehanizam nastanka kovalentne veze na primjeru stvaranja molekule vodika:
H + H \u003d H2; Q = 436 kJ
Jezgra slobodnog vodikovog atoma okružena je sferno simetričnim elektronskim oblakom kojeg tvori 1 s elektron. Kada se atomi približe jedan drugome na određenu udaljenost, njihovi se elektronski oblaci (orbitale) djelomično preklapaju.
Kao rezultat, između središta obiju jezgri nastaje molekularni dvoelektronski oblak, koji ima najveću gustoću elektrona u prostoru između jezgri; povećanje gustoće negativnog naboja pogoduje snažnom porastu sila privlačenja između jezgri i molekularnog oblaka.
Dakle, kovalentna veza nastaje kao rezultat preklapanja elektronskih oblaka atoma, praćeno oslobađanjem energije. Ako je za vodikove atome koji se približavaju prije dodira udaljenost između jezgri 0,106 nm, tada nakon preklapanja elektronskih oblaka (nastanak molekule H 2) ta udaljenost iznosi 0,074 nm. Najveće preklapanje elektronskih oblaka događa se duž crte koja povezuje jezgre dvaju atoma (to se događa kada se stvara σ-veza). Što je jača kemijska veza, veće je preklapanje elektronskih orbitala. Kao rezultat stvaranja kemijske veze između dva atoma vodika, svaki od njih postiže elektroničku konfiguraciju atoma plemenitog plina helija.
Prikazivanje kemijskih veza uobičajeno je na različite načine:
1) uz pomoć elektrona u obliku točaka postavljenih na kemijski znak element. Tada se nastanak molekule vodika može prikazati shemom
H∙ + H∙ →H:H
2) često, posebno u organska kemija, kovalentna veza je prikazana crticom (na primjer, H-H), koja simbolizira zajednički par elektrona.
Kovalentna veza u molekuli klora također se ostvaruje pomoću dva zajednička elektrona ili elektronskog para:
Usamljeni par elektrona, ima ih 3 u atomu
← usamljeni par elektrona,
Ima ih 6 u molekuli.
nespareni elektron zajednički ili zajednički par elektrona
Kao što vidite, svaki atom klora ima tri usamljena para i jedan nespareni elektron. Stvaranje kemijske veze nastaje zbog nesparenih elektrona svakog atoma. Nespareni elektroni vežu se u zajednički par elektrona, koji se naziva i zajednički par.
Ako je između atoma nastala jedna kovalentna veza (jedan zajednički elektronski par), tada se ona naziva jednostrukom; ako je više, onda višekratnik dvostruko (dva zajednička elektronska para), trostruko (tri zajednička elektronska para).
Jednostruka veza je predstavljena jednom crticom (crtica), dvostruka veza dvije, a trostruka veza tri. Crtica između dva atoma pokazuje da oni imaju generalizirani par elektrona, uslijed čega je nastala kemijska veza. Uz pomoć takvih crtica, strukturne formule molekule.
Dakle, u molekuli klora svaki njen atom ima završenu vanjsku razinu od osam elektrona (s 2 p 6), a dva od njih (elektronski par) jednako pripadaju oba atoma. Preklapanje elektronskih orbitala tijekom formiranja molekule prikazano je na slici: 
U molekuli dušika N 2 atomi imaju tri zajednička elektronska para:
:N+ + N: → :N:::N:
Očito je da je molekula dušika jača od molekule vodika ili klora, što je razlog značajne inertnosti dušika u kemijskim reakcijama.
Kemijska veza koju provode elektronski parovi naziva se kovalentna veza.
Mehanizmi nastanka kovalentne veze.
Kovalentna veza ne nastaje samo preklapanjem jednoelektronski oblaka, je mehanizam izmjene za stvaranje kovalentne veze.
U mehanizmu izmjene atomi osiguravaju uobičajena uporaba isti broj elektrona.
Moguć je i drugi mehanizam njegovog nastanka - donor-akceptorski mehanizam. U ovom slučaju kemijsku vezu stvara nepodijeljen elektronski par jednog atoma i besplatno orbitale drugog atoma.
Razmotrimo, kao primjer, mehanizam stvaranja amonijevog iona NH 4 +
Kada amonijak reagira s HCl, kemijska reakcija:
NH 3 + HCl \u003d NH 4 Cl ili u skraćenom ionskom obliku: NH 3 + H + \u003d NH 4 +
Istodobno, u molekuli amonijaka atom dušika ima nepodijeljen par elektrona (dvoelektronski oblak):
Kovalentna veza Mehanizam nastanka prema Lewisu.
Veza između atoma nastaje kada se njihove atomske orbitale preklapaju i tvore molekularne orbitale (MO). Postoje dva mehanizma za stvaranje kovalentne veze.
MEHANIZAM IZMJENE - u stvaranju veze sudjeluju jednoelektronske atomske orbitale, t.j. svaki od atoma osigurava zajedničku upotrebu jednog elektrona:
DONOR-AKCEPTORSKI MEHANIZAM - stvaranje veze nastaje zbog para elektrona donorskog atoma i prazne orbitale akceptorskog atoma: \\
Karakteristike kovalentne veze ne ovise o mehanizmu njezina nastanka.
Svojstva kovalentne veze: zasićenost, usmjerenost, hibridizacija, mnogostrukost.
Značajke kovalentne veze su njezina usmjerenost i zasićenost. Budući da su atomske orbitale prostorno orijentirane, dolazi do preklapanja elektronskih oblaka u određenim smjerovima, što određuje smjer kovalentne veze. Usmjerenost se kvantitativno izražava kao vezni kut između smjerova kemijske veze u molekulama i čvrste tvari. Zasićenje kovalentne veze uzrokovano je ograničenjem broja elektrona u vanjskim ljuskama koji mogu sudjelovati u stvaranju kovalentne veze.
CS svojstva:
1. COP snaga- to su svojstva prirode duge veze (međunuklearni prostor) i energija energije veze.
2. Polaritet COP-a. U molekulama koje sadrže atomske jezgre istog elementa, jedan ili više parova elektrona podjednako pripadaju oba atoma, svaka atomska jezgra jednakom snagom privlači par veznih elektrona. Takva se veza naziva nepolarna kovalentna veza.
Ako se par elektrona koji tvore kemijsku vezu pomakne na jednu od jezgri atoma, tada se ta veza naziva polarna kovalentna veza.
3. Zasićenost CS-a- ovo je sposobnost atoma da sudjeluje samo u određenom broju CS-ova, zasićenost karakterizira valenciju atoma. Kvantitativne mjere valencije yavl. broj nesparenih elektrona u atomu u osnovnom i pobuđenom stanju.
4. Orijentacija COP-a. Najjači CS nastaju u smjeru najvećeg preklapanja atomskih orbitala, tj. Mjera smjera je vezni kut.
5. Hibridizacija CS - tijekom hibridizacije dolazi do pomaka atomskih orbitala, t.j. postoji usklađenost u energiji i obliku. postoji sp, sp2, sp3 - hibridizacija. sp- oblik molekule je linearan (kut 180 0), sp2- oblik molekule je ravno trokutast (kut 120 0) , sp 3 - tetraedarski oblik (kut 109 0 28).
6. Višestrukost CS-a ili dekolizacija veze Broj veza stvorenih između atoma naziva se višestrukost (red) veze. S povećanjem višestrukosti (reda) veze mijenja se duljina veze i njezina energija.
