Ritkán vegyi anyagok kémiai elemek egyedi, egymással nem rokon atomjaiból állnak. Normál körülmények között a nemesgázoknak nevezett gázok kis része rendelkezik ilyen szerkezettel: hélium, neon, argon, kripton, xenon és radon. A kémiai anyagok leggyakrabban nem különböző atomokból állnak, hanem azok különböző csoportokba való kombinációiból. Az atomok ilyen kombinációi tartalmazhatnak több egységet, több száz, ezer vagy még több atomot. Azt az erőt, amely ezeket az atomokat ilyen csoportokban tartja, ún kémiai kötés.
Más szóval azt mondhatjuk, hogy a kémiai kötés olyan kölcsönhatás, amely biztosítja az egyes atomok bonyolultabb struktúrákba (molekulák, ionok, gyökök, kristályok stb.) való kötődését.
A kémiai kötés kialakulásának oka, hogy a bonyolultabb szerkezetek energiája kisebb, mint az azt alkotó egyes atomok összenergiája.
Tehát különösen, ha egy XY molekula képződik az X és Y atomok kölcsönhatása során, ez azt jelenti, hogy ennek az anyagnak a molekuláinak belső energiája alacsonyabb, mint azon egyes atomok belső energiája, amelyekből létrejött:
E(XY)< E(X) + E(Y)
Emiatt, amikor az egyes atomok között kémiai kötések jönnek létre, energia szabadul fel.
A kémiai kötések kialakulásában a külső elektronréteg legkisebb kötési energiájú elektronjai a maggal, ún. vegyérték. Például a bórban ezek a 2. energiaszintű elektronok - 2 elektron per 2 s- pályák és 1 x 2 p-pályák:
Amikor egy kémiai kötés képződik, minden atom hajlamos a nemesgázatomok elektronikus konfigurációjára, pl. hogy a külső elektronrétegében 8 elektron legyen (2 az első periódus elemeinél). Ezt a jelenséget oktettszabálynak nevezzük.
Lehetséges, hogy az atomok elérjék a nemesgáz elektronikus konfigurációját, ha kezdetben az egyes atomok vegyértékelektronjaik egy részét megosztják más atomokkal. Ebben az esetben közös elektronpárok jönnek létre.
Az elektronok szocializációs fokától függően kovalens, ionos és fémes kötések különböztethetők meg.
kovalens kötés
A kovalens kötés leggyakrabban nemfémes elemek atomjai között fordul elő. Ha a kovalens kötést alkotó nemfémek atomjai különböző kémiai elemekhez tartoznak, az ilyen kötést kovalens poláris kötésnek nevezzük. Ennek az elnevezésnek az oka abban rejlik, hogy a különböző elemek atomjai is eltérően képesek egy közös elektronpárt magukhoz vonzani. Ez nyilván a közös elektronpár eltolódásához vezet az egyik atom felé, aminek következtében részleges negatív töltés keletkezik rajta. A másik atomon viszont részleges pozitív töltés képződik. Például egy hidrogén-klorid molekulában az elektronpár a hidrogénatomról a klóratomra tolódik el:
Példák kovalens poláris kötéssel rendelkező anyagokra:
СCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 stb.
Kovalens nem poláris kötés jön létre ugyanazon nemfémek atomjai között kémiai elem. Mivel az atomok azonosak, a közös elektronok húzására való képességük azonos. Ebben a tekintetben nem figyelhető meg az elektronpár elmozdulása:
A kovalens kötés kialakulásának fenti mechanizmusát, amikor mindkét atom elektronokat biztosít a közös elektronpárok kialakulásához, cserének nevezzük.
Létezik donor-akceptor mechanizmus is.
Ha kovalens kötés jön létre a donor-akceptor mechanizmussal, akkor az egyik atom (két elektronnal) töltött pályája és egy másik atom üres pályája miatt közös elektronpár jön létre. A meg nem osztott elektronpárt biztosító atomot donornak, a szabad pályával rendelkező atomot pedig akceptornak nevezzük. Az elektronpárok donorai olyan atomok, amelyeknek elektronjaik vannak, például N, O, P, S.
Például a donor-akceptor mechanizmus szerint a negyedik kovalens kialakulása N-H kötések az ammónium kationban NH 4 +:
A kovalens kötésekre a polaritáson kívül az energia is jellemző. A kötés energiája az a minimális energia, amely az atomok közötti kötés megszakításához szükséges.
A kötési energia a kötött atomok sugarának növekedésével csökken. Ahogy tudjuk atomi sugarak az alcsoportokat lefelé növelve például arra a következtetésre juthatunk, hogy a halogén-hidrogén kötés erőssége növekszik a sorozatban:
SZIA< HBr < HCl < HF
Ezenkívül a kötés energiája a többszörösségétől függ - minél nagyobb a kötési sokszínűség, annál nagyobb az energiája. A kötési multiplicitás a két atom közötti közös elektronpárok száma.
Ionos kötés
Az ionos kötés a kovalens poláris kötés határesetének tekinthető. Ha kovalens-poláris kötésben a közös elektronpár részben eltolódik az egyik atompárhoz, akkor az ionosban szinte teljesen „átadja” az egyik atomnak. Az elektron(oka)t adományozó atom pozitív töltést kap, és azzá válik kation, és az atom, amely elektronokat vett belőle, negatív töltést kap, és azzá válik anion.
Így az ionos kötés olyan kötés, amely a kationok anionokhoz való elektrosztatikus vonzása következtében jön létre.
Az ilyen típusú kötések kialakulása a tipikus fémek és tipikus nemfémek atomjainak kölcsönhatására jellemző.
Például kálium-fluorid. A semleges atomról egy elektron leválása következtében káliumkation keletkezik, és egy elektron fluoratomhoz való kapcsolásával fluorion keletkezik:
A keletkező ionok között elektrosztatikus vonzási erő keletkezik, melynek eredményeként ionos vegyület keletkezik.
A kémiai kötés kialakulása során a nátriumatom elektronjai átjutottak a klóratomhoz, és ezzel ellentétes töltésű ionok keletkeztek, amelyek teljes külső energiaszinttel rendelkeznek.
Megállapítást nyert, hogy az elektronok nem válnak le teljesen a fématomról, hanem csak a klóratom felé tolódnak el, mint egy kovalens kötésben.
A legtöbb fématomot tartalmazó bináris vegyület ionos. Például oxidok, halogenidek, szulfidok, nitridek.
Ionos kötés egyszerű kationok és egyszerű anionok (F -, Cl -, S 2-), valamint egyszerű kationok és összetett anionok (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -) között is előfordul. Ezért az ionos vegyületek közé tartoznak a sók és bázisok (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4, Ca (OH) 2, NaOH).
fém csatlakozás
Ez a fajta kötés fémekben jön létre.
Az összes fém atomjainak a külső elektronrétegen vannak elektronjai, amelyeknek alacsony a kötési energiája az atommaggal. A legtöbb fém esetében a külső elektronok elvesztése energetikailag kedvező.
Az atommaggal való ilyen gyenge kölcsönhatás miatt ezek az elektronok a fémekben nagyon mozgékonyak, és minden fémkristályban folyamatosan a következő folyamat megy végbe:
M 0 - ne - \u003d M n +, ahol M 0 egy semleges fématom, és ugyanannak a fémnek M n + kationja. Az alábbi ábra szemlélteti a folyamatban lévő folyamatokat.
Vagyis az elektronok „száguldanak” végig a fémkristályon, leválanak az egyik fématomról, kationt képeznek belőle, egy másik kationhoz csatlakoznak, semleges atomot képezve. Ezt a jelenséget „elektronikus szélnek”, a nemfém atom kristályában lévő szabad elektronok halmazát pedig „elektrongáznak” nevezték. A fématomok közötti ilyen típusú kölcsönhatást ún fémes kötés.
hidrogén kötés
Ha egy anyagban egy hidrogénatom egy nagy elektronegativitású elemhez (nitrogén, oxigén vagy fluor) kapcsolódik, akkor egy ilyen anyagra a hidrogénkötés jelensége jellemző.
Mivel a hidrogénatom egy elektronegatív atomhoz kötődik, a hidrogénatomon részleges pozitív töltés, az elektronegatív atomon pedig részleges negatív töltés képződik. Ebben a tekintetben elektrosztatikus vonzás válik lehetővé az egyik molekula részlegesen pozitív töltésű hidrogénatomja és egy másik molekula elektronegatív atomja között. Például a vízmolekuláknál hidrogénkötés figyelhető meg:
A hidrogénkötés magyarázza a víz abnormálisan magas olvadáspontját. A víz mellett erős hidrogénkötések jönnek létre olyan anyagokban is, mint a hidrogén-fluorid, ammónia, oxigéntartalmú savak, fenolok, alkoholok, aminok.
Molekulák dipólusmomentumai
A vegyértékkötés módszer azon az előfeltevésen alapul, hogy egy kémiai részecskében minden egyes atompárt egy vagy több elektronpár tartja össze. Ezek az elektronpárok két kötött atomhoz tartoznak, és a köztük lévő térben lokalizálódnak. A megkötött atomok magjainak ezekhez az elektronokhoz való vonzódása miatt kémiai kötés jön létre.
Átfedő atompályák
Leíráskor elektronikus szerkezet A kémiai részecskék elektronjait, beleértve a szocializáltakat is, egyedi atomoknak nevezik, állapotukat pedig atomi pályák írják le. A Schrödinger-egyenlet megoldásánál a közelítő hullámfüggvényt úgy választjuk meg, hogy az adja a rendszer minimális elektronenergiáját, azaz legnagyobb érték kötési energia. Ez a feltétel az egy kötéshez tartozó pályák legnagyobb átfedésével érhető el. Így egy elektronpár, amely két atomot köt, az átfedésük tartományában van. atomi pályák.
Az átlapolt pályáknak azonos szimmetriával kell rendelkezniük a magközi tengely körül.
Az atompályák átfedése az atommagokat összekötő vonal mentén σ-kötések kialakulásához vezet. Egy kémiai részecskében két atom között csak egy σ-kötés lehetséges. Minden σ-kötés tengelyirányú szimmetriával rendelkezik a magközi tengely körül. A kémiai részecskék töredékei az atommagok közötti tengely körül foroghatnak anélkül, hogy megsértenék a σ-kötéseket alkotó atomi pályák átfedésének mértékét. Irányított, szigorúan térben orientált σ-kötések halmaza hozza létre a kémiai részecske szerkezetét.
A kötésvonalra merőleges atomi pályák további átfedésével π kötések jönnek létre.
Ennek eredményeként több kötés jelenik meg az atomok között:
| Egyetlen (σ) | Dupla (σ + π) | Háromszoros (σ + π + π) |
| F−F | O=O | N≡N |
A π-kötés megjelenésével, amely nem rendelkezik axiális szimmetria, egy kémiai részecske fragmentumainak szabad forgása a σ-kötés körül lehetetlenné válik, mivel ennek a π-kötés felszakadásához kell vezetnie. A σ- és π-kötések mellett egy másik típusú kötés is kialakulhat - δ-kötés:
Az ilyen kötés jellemzően azután jön létre, hogy az atomok σ- és π-kötéseket hoznak létre atomok jelenlétében d- és f-pályákat úgy, hogy "szirmaikat" egyszerre négy helyen átfedik. Ennek eredményeként a kommunikáció sokasága akár 4-5-re is megnőhet.
Például a 2- oktaklór-direnát(III)-ionban négy kötés jön létre a rénium atomok között.
A kovalens kötések kialakulásának mechanizmusai
A kovalens kötés kialakulásának számos mechanizmusa van: csere(egyenértékű), donor-elfogadó, részeshatározó.
A cseremechanizmus alkalmazásakor a kötés kialakulását az atomok szabad elektronjainak spin-párosításának eredményeként tekintjük. Ebben az esetben a szomszédos atomok két atomi pályája átfedi egymást, és mindegyiket egy elektron foglalja el. Így a kötött atomok mindegyike elektronpárokat oszt ki a szocializációhoz, mintha kicserélné őket. például amikor egy bór-trifluorid molekula atomokból képződik, akkor három bór atompályája, amelyek mindegyikében egy elektron van, átfedésben van három három fluoratomból álló atompályával (mindegyiknek van egy párosítatlan elektronja is). Az elektronpárosítás eredményeként a megfelelő atompályák átfedő tartományaiban három elektronpár jelenik meg, amelyek az atomokat molekulává kötik.
A donor-akceptor mechanizmus szerint az egyik atom elektronpárját tartalmazó pálya és egy másik atom szabad pályája átfedi egymást. Ilyenkor egy elektronpár is megjelenik az átfedési tartományban. A donor-akceptor mechanizmus szerint például egy fluoridion hozzáadása történik egy bór-trifluorid molekulához. Üres R- a BF 3 molekulában lévő bórpálya (elektronpár akceptor) átfedésben van R- az F − ion pályája, amely elektronpár donorként működik. A keletkező ionban mind a négy bór-fluor kovalens kötés ekvivalens hosszúságban és energiában, annak ellenére, hogy a keletkezésük mechanizmusa eltérő.
Atomok, külső elektronhéj amely csak abból áll s- és R-pályák lehetnek donorai vagy akceptorai egy elektronpárnak. Atomok, amelyek külső elektronhéja magában foglalja d-pályák elektronpárok donorként és akceptorként is működhetnek. Ebben az esetben a kötés kialakulásának datív mechanizmusát vesszük figyelembe. Példa a datív mechanizmus megnyilvánulására a kötés kialakulásában két klóratom kölcsönhatása. A Cl 2 molekulában lévő két klóratom a cseremechanizmus révén kovalens kötést hoz létre, egyesítve páratlan 3-at. R-elektronok. Ezenkívül van átfedés 3 R-pályák Cl-1 atomja, amelyen egy pár elektron van, és üres 3 d-a Cl-2 atom pályái, valamint az átfedés 3 R-pályák atomja Cl-2, amelynek egy pár elektronja van, és üres 3 d-a Cl-1 atom pályái. A datív mechanizmus hatása a kötés erősségének növekedéséhez vezet. Ezért a Cl 2 molekula erősebb, mint az F 2 molekula, amelyben a kovalens kötés csak a cseremechanizmus révén jön létre:
Atompályák hibridizációja
A kémiai részecske geometriai alakjának meghatározásakor figyelembe kell venni, hogy a központi atom külső elektronpárjai, beleértve azokat is, amelyek nem képeznek kémiai kötést, a térben a lehető legtávolabb helyezkednek el egymástól.
A kovalens kémiai kötések mérlegelésekor gyakran használják a központi atom pályáinak hibridizációjának koncepcióját - energiájuk és alakjuk összehangolását. A hibridizáció egy formális technika, amelyet a kémiai részecskékben lévő pályák szabad atomokhoz képesti átrendeződésének kvantumkémiai leírására használnak. Az atompályák hibridizációjának lényege, hogy egy kötött atom magja közelében lévő elektront nem egyetlen atompálya, hanem azonos főkvantumszámú atompályák kombinációja jellemez. Ezt a kombinációt hibrid (hibridizált) orbitálisnak nevezik. A hibridizáció általában csak az elektronok által elfoglalt magasabb és közelebbi energiájú atomi pályákat érinti.
A hibridizáció hatására új hibridpályák jelennek meg (24. ábra), amelyek a térben úgy orientálódnak, hogy a rajtuk elhelyezkedő elektronpárok (vagy párosítatlan elektronok) a lehető legtávolabb kerüljenek egymástól, ami megfelel a az elektronok közötti taszítás minimális energiája. Ezért a hibridizáció típusa határozza meg a molekula vagy ion geometriáját.
A HIBRIDIZÁLÁS TÍPUSAI
| A hibridizáció típusa | geometriai alakzat | Szög a kötések között | Példák |
| sp | lineáris | 180o | BeCl2 |
| sp 2 | háromszög alakú | 120o | BCl 3 |
| sp 3 | tetraéderes | 109,5o | CH 4 |
| sp 3 d | trigonális-bipiramis | 90o; 120o | PCl 5 |
| sp 3 d 2 | oktaéderes | 90o | SF6 |
A hibridizáció nemcsak az elektronok kötését, hanem a meg nem osztott elektronpárokat is magában foglalja. Például egy vízmolekula két kovalens kémiai kötést tartalmaz egy oxigénatom és két hidrogénatom között.
A hidrogénatomokkal közös két elektronpáron kívül az oxigénatom két külső elektronpárral rendelkezik, amelyek nem vesznek részt a kötésképzésben (magányos elektronpárok). Mind a négy elektronpár elfoglal bizonyos régiókat az oxigénatom körüli térben.
Mivel az elektronok taszítják egymást, az elektronfelhők egymástól a lehető legtávolabb helyezkednek el. Ilyenkor a hibridizáció következtében az atompályák alakja megváltozik, megnyúlnak és a tetraéder csúcsai felé irányulnak. Ezért a vízmolekula szögletes alakú, és az oxigén-hidrogén kötések közötti szög 104,5 o.
A hibridizáció típusának előrejelzéséhez kényelmesen használható donor-akceptor mechanizmus kötésképződés: egy kevésbé elektronegatív elem üres pályái és egy nagyobb elektronegatív elem pályái átfedik a rajtuk lévő elektronpárokat. Az atomok elektronikus konfigurációinak összeállításakor azokat figyelembe veszik oxidációs állapotok egy feltételes szám, amely egy vegyületben lévő atom töltését jellemzi, az anyag ionszerkezetének feltételezése alapján számítva.
A hibridizáció típusának és a kémiai részecske alakjának meghatározásához a következőképpen járjon el:
A π kötések jelenléte nem befolyásolja a hibridizáció típusát. A további kötés jelenléte azonban a kötési szögek megváltozásához vezethet, mivel a többszörös kötések elektronjai erősebben taszítják egymást. Emiatt például az NO 2 molekulában a kötésszög ( sp 2-hibridizáció) 120 o-ról 134 o -ra nő.
A nitrogén-oxigén kötés multiplicitása ebben a molekulában 1,5, ahol egy egy σ-kötésnek felel meg, és 0,5 egyenlő a hibridizációban részt nem vevő nitrogénatom pályái számának (1) és a kötések számának arányával. az oxigénatomon megmaradó aktív elektronpárok π kötéseket képezve (2). Így a π-kötések delokalizációja figyelhető meg (a delokalizált kötések kovalens kötések, amelyek többszöröse nem fejezhető ki egész számmal).
Mikor sp, sp 2 , sp 3 , sp 3 d A kémiai részecske geometriáját leíró poliéder csúcsának 2 hibridizációja ekvivalens, ezért többszörös kötések és magányos elektronpárok bármelyiket elfoglalhatják. azonban sp 3 d- a hibridizáció a felelős trigonális bipiramis, amelyben a piramis alján (egyenlítői síkon) elhelyezkedő atomok kötési szögei 120 o , a bipiramis csúcsain elhelyezkedő atomok kötési szögei pedig 90 o . A kísérlet azt mutatja, hogy a meg nem osztott elektronpárok mindig a trigonális bipiramis egyenlítői síkjában helyezkednek el. Ennek alapján arra a következtetésre jutottak, hogy több szabad helyet igényelnek, mint a kötésképzésben részt vevő elektronpárok. Egy ilyen magányos elektronpár elrendezésű részecske például a kén-tetrafluorid (27. ábra). Ha a központi atom egyszerre rendelkezik magányos elektronpárokkal és többszörös kötést képez (például a XeOF 2 molekulában), akkor abban az esetben sp 3 d-hibridizáció, a trigonális bipiramis egyenlítői síkjában helyezkednek el (28. ábra).
Molekulák dipólusmomentumai
Ideális kovalens kötés csak az azonos atomokból álló részecskékben létezik (H 2 , N 2 stb.). Ha különböző atomok között kötés jön létre, akkor az elektronsűrűség az atomok egyik magjához tolódik el, vagyis a kötés polarizálódik. Egy kötés polaritását a dipólusmomentuma jellemzi.
Egy molekula dipólusmomentuma egyenlő a kémiai kötései dipólusmomentumainak vektorösszegével (figyelembe véve a magányos elektronpárok jelenlétét). Ha a poláris kötések szimmetrikusan helyezkednek el a molekulában, akkor a pozitív és negatív töltések kompenzálják egymást, és a molekula egésze nem poláris. Ez történik például a szén-dioxid molekulával. A poláris kötések aszimmetrikus elrendezésű (és ezáltal az elektronsűrűség) többatomos molekulák általában polárisak. Ez különösen vonatkozik a vízmolekulára.
A molekula dipólusmomentumának eredő értékét a magányos elektronpár befolyásolhatja. Tehát az NH 3 és NF 3 molekulák tetraéderes geometriával rendelkeznek (figyelembe véve a magányos elektronpárt). A nitrogén-hidrogén és a nitrogén-fluor kötések ionossági foka 15, illetve 19%, hosszuk 101, illetve 137 pm. Ebből arra következtethetünk, hogy az NF 3 dipólusmomentum nagyobb. A kísérlet azonban ennek az ellenkezőjét mutatja. A dipólusmomentum pontosabb előrejelzésénél a magányos pár dipólusmomentumának irányát kell figyelembe venni (29. ábra).
A kovalens, ionos és fémes kémiai kötések három fő típusa.
Tudjunk meg többet a kovalens kémiai kötés. Tekintsük előfordulásának mechanizmusát. Vegyük például a hidrogénmolekula kialakulását:
Egy 1s elektron által alkotott gömbszimmetrikus felhő veszi körül a szabad hidrogénatom magját. Amikor az atomok egy bizonyos távolságig közelednek egymáshoz, pályáik részben átfednek (lásd az ábrát). 
ennek eredményeként mindkét atommag középpontja között megjelenik egy molekuláris kételektron-felhő, amelynek az atommagok közötti térben van a maximális elektronsűrűsége. A negatív töltés sűrűségének növekedésével a molekulafelhő és az atommagok közötti vonzási erők erősen megnövekednek.
Tehát azt látjuk, hogy az atomok átfedő elektronfelhőiből kovalens kötés jön létre, ami energia felszabadulásával jár. Ha az érintéshez közeledő atomok magjai közötti távolság 0,106 nm, akkor az elektronfelhők átfedése után 0,074 nm lesz. Minél nagyobb az elektronpályák átfedése, annál erősebb a kémiai kötés.
kovalens hívott elektronpárok által végzett kémiai kötés. A kovalens kötéssel rendelkező vegyületeket ún homeopoláris vagy atom.
Létezik kétféle kovalens kötés: polárisés nem poláris.
Nem polárissal közös elektronpár alkotta kovalens kötés, az elektronfelhő szimmetrikusan oszlik el mindkét atom magjához képest. Példaként említhetők a kétatomos molekulák, amelyek egy elemből állnak: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 és mások, amelyekben az elektronpár mindkét atomhoz egyformán tartozik.
A sarkon Kovalens kötésben az elektronfelhő nagyobb relatív elektronegativitással az atom felé tolódik el. Például illékony szervetlen vegyületek molekulái, mint például H 2 S, HCl, H 2 O és mások.
A HCl molekula képződése a következőképpen ábrázolható:
Mert a klóratom (2,83) relatív elektronegativitása nagyobb, mint a hidrogénatomé (2,1), az elektronpár a klóratom felé tolódik el.
A kovalens kötés kialakítására szolgáló cseremechanizmuson kívül - az átfedés miatt van még donor-elfogadó kialakulásának mechanizmusa. Ez egy olyan mechanizmus, amelyben a kovalens kötés kialakulása az egyik atom (donor) kételektronos felhője és egy másik atom (akceptor) szabad pályája miatt következik be. Nézzünk egy példát az ammónium NH 4 + képződésének mechanizmusára. Az ammónia molekulában a nitrogénatomnak van egy kételektronos felhője:
A hidrogénionnak szabad 1s pályája van, jelöljük .
Az ammóniumion képződése során a kételektronos nitrogénfelhő általánossá válik a nitrogén- és a hidrogénatomok számára, ami azt jelenti, hogy molekuláris elektronfelhővé alakul. Ezért megjelenik egy negyedik kovalens kötés. Az ammóniumképződés folyamata a következőképpen ábrázolható: 
A hidrogénion töltése az összes atom között eloszlik, és a nitrogénhez tartozó kételektronos felhő a hidrogénnel közössé válik.
Van kérdésed? Nem tudja, hogyan csinálja meg a házi feladatát?
Ha oktatói segítséget szeretne kérni - regisztráljon.
Az első óra ingyenes!
oldalon, az anyag teljes vagy részleges másolásakor a forrásra mutató hivatkozás szükséges.
Kémiai kötés.
A különböző anyagok eltérő szerkezetűek. A jelenleg ismert anyagok közül csak az inert gázok léteznek szabad (izolált) atomok formájában, ami elektronszerkezetük nagy stabilitásának köszönhető. Az összes többi anyag (és jelenleg több mint 10 millió van belőlük) kötött atomokból áll.
Megjegyzés: a szöveg azon részei, amelyeket nem lehet megtanulni és szétszedni, dőlt betűvel vannak szedve.
Az atomokból molekulák képződése energianövekedéshez vezet, mivel normál körülmények között a molekula állapota stabilabb, mint az atomi állapot.
Egy atomnak 1-8 elektronja lehet a külső energiaszintjén. Ha egy atom külső szintjén az elektronok száma a maximum, amit el tud fogadni, akkor ezt a szintet ún. elkészült. Az elkészült szinteket nagy tartósság jellemzi. Ezek a nemesgázatomok külső szintjei: a héliumnak két elektronja van a külső szinten (s 2), a többiben nyolc-nyolc elektron (ns 2 np 6). Más elemek atomjainak külső szintjei nem teljesek és folyamatban vannak kémiai kölcsönhatás véget érnek.
A vegyértékelektronok kémiai kötést alkotnak, de ez különböző módon valósul meg. A kémiai kötéseknek három fő típusa van: kovalens, ionos és fémes.
kovalens kötés
Tekintsük a kovalens kötés kialakulásának mechanizmusát a hidrogénmolekula képződésének példáján:
H + H = H 2; Q = 436 kJ
A szabad hidrogénatom magját gömbszimmetrikus elektronfelhő veszi körül, amelyet egy 1 s elektron alkot. Amikor az atomok egy bizonyos távolságig közelednek egymáshoz, elektronfelhőik (pályáik) részben átfedik egymást.
Ennek eredményeként mindkét atommag középpontja között molekuláris kételektron-felhő keletkezik, amelynek maximális elektronsűrűsége az atommagok közötti térben van; a negatív töltés sűrűségének növekedése kedvez az atommagok és a molekulafelhő közötti vonzási erők erőteljes növekedésének.
Tehát kovalens kötés jön létre az atomok elektronfelhőinek átfedése következtében, amelyet energia felszabadulás kísér. Ha az érintés előtt közeledő hidrogénatomoknál az atommagok távolsága 0,106 nm, akkor az elektronfelhők átfedése (a H 2 molekula kialakulása) után ez a távolság 0,074 nm. Az elektronfelhők legnagyobb átfedése a két atom atommagját összekötő vonal mentén történik (ez akkor következik be, amikor σ-kötés jön létre). Minél erősebb a kémiai kötés, annál nagyobb az elektronpályák átfedése. A két hidrogénatom közötti kémiai kötés létrejöttének eredményeként mindegyik eléri a nemesgáz hélium atomjának elektronikus konfigurációját.
A kémiai kötések ábrázolása különböző módokon megszokott:
1) elektronok segítségével pontok formájában kémiai jel elem. Ekkor a hidrogénmolekula képződését a séma mutatja be
H∙ + H∙ →H:H
2) gyakran, különösen szerves kémia, a kovalens kötést egy kötőjel (kötőjel) ábrázolja (például H-H), amely egy közös elektronpárt szimbolizál.
A klórmolekulában lévő kovalens kötést szintén két közös elektron vagy egy elektronpár segítségével hajtják végre:
Magányos elektronpár, 3 db van belőlük egy atomban
← Magányos elektronpár,
6 van belőlük egy molekulában.
páratlan elektron megosztott vagy megosztott elektronpár
Mint látható, minden klóratomnak három magányos párja és egy párosítatlan elektronja van. A kémiai kötések kialakulása az egyes atomok párosítatlan elektronjainak köszönhető. A párosítatlan elektronok egy közös elektronpárba kötődnek, amelyet megosztott párnak is neveznek.
Ha egy kovalens kötés jött létre az atomok között (egy közös elektronpár), akkor azt egyszeresnek nevezzük; ha több, akkor a dupla (két közös elektronpár), a tripla (három közös elektronpár) többszöröse.
Az egyszeres kötést egy kötőjel (vonás), a kettős kötést kettő, a hármas kötést három jelöli. Két atom közötti kötőjel azt mutatja, hogy általánosított elektronpár van bennük, aminek eredményeként kémiai kötés jött létre. Az ilyen kötőjelek segítségével szerkezeti képletek molekulák.
Tehát egy klórmolekulában minden atomja nyolc elektronból áll (s 2 p 6), és közülük kettő (egy elektronpár) egyformán mindkét atomhoz tartozik. Az elektronpályák átfedését a molekula kialakulása során az ábra mutatja: 
Az N 2 nitrogénmolekulában az atomoknak három közös elektronpárja van:
:N+ + N: → :N:::N:
Nyilvánvaló, hogy a nitrogénmolekula erősebb, mint a hidrogén- vagy klórmolekula, ez az oka a nitrogén jelentős inertségének a kémiai reakciókban.
Az elektronpárok által létrehozott kémiai kötést kovalens kötésnek nevezzük.
A kovalens kötés kialakulásának mechanizmusai.
A kovalens kötés nem csak átfedéssel jön létre egyelektronos felhők, egy kovalens kötés kialakulásának cseremechanizmusa.
A cseremechanizmusban az atomok biztosítják közös használatú ugyanannyi elektron.
Kialakulásának egy másik mechanizmusa is lehetséges - a donor-akceptor mechanizmus. Ebben az esetben a kémiai kötést a osztatlan egy atomból álló elektronpár és ingyenes egy másik atom pályái.
Tekintsük példaként az NH 4 + ammóniumion képződésének mechanizmusát
Amikor az ammónia reakcióba lép sósavval, kémiai reakció:
NH 3 + HCl \u003d NH 4 Cl vagy rövidítve ionos formában: NH 3 + H + \u003d NH 4 +
Ugyanakkor az ammónia molekulában a nitrogénatom rendelkezik osztatlan pár elektron (kételektronos felhő):
Kovalens kötés Képződési mechanizmus Lewis szerint.
Az atomok közötti kötés akkor jön létre, amikor az atompályáik átfedik egymást, és molekuláris pályákat (MO) alkotnak. A kovalens kötés kialakulásának két mechanizmusa van.
CSEREMECHANIZMUS - az egyelektronos atompályák részt vesznek a kötés kialakításában, azaz. mindegyik atom egy elektron közös használatát biztosítja:
DONOR-AKCEPTOR MECHANIZMUS - a kötés kialakulása a donor atom elektronpárja és az akceptor atom üres pályája miatt következik be: \\
A kovalens kötés jellemzői nem függnek a kialakulásának mechanizmusától.
A kovalens kötés tulajdonságai: telítettség, irányultság, hibridizáció, multiplicitás.
A kovalens kötés jellemzői az irányítottság és a telítettség. Mivel az atomi pályák térorientáltak, az elektronfelhők átfedése bizonyos irányokban történik, ami meghatározza a kovalens kötés irányát. Az irányítottságot mennyiségileg a molekulák kémiai kötési irányai közötti kötési szögekben fejezzük ki szilárd anyagok. A kovalens kötés telítettségét a külső héjakban lévő elektronok számának korlátozása okozza, amelyek részt vehetnek a kovalens kötés kialakításában.
CS tulajdonságai:
1. COP erősség- ezek a hosszú kötés (magközi tér) jellegének és a kötési energia energiájának tulajdonságai.
2. A COP polaritása. Az azonos elem atommagjait tartalmazó molekulákban egy vagy több elektronpár egyformán tartozik mindkét atomhoz, mindegyik atommag azonos erővel vonz egy pár kötőelektront. Az ilyen kapcsolatot ún nem poláris kovalens kötés.
Ha egy kémiai kötést alkotó elektronpárt az atommagok egyikébe toljuk el, akkor a kötést ún. poláris kovalens kötés.
3. A CS telítettsége- ez egy atom azon képessége, hogy csak bizonyos számú CS-ben vesz részt, a telítettség az atom vegyértékét jellemzi. A vegyérték mennyiségi mérőszámai yavl. a párosítatlan elektronok száma egy atomban a talajban és a gerjesztett állapotban.
4. A COP orientációja. A legerősebb CS-k az atompályák maximális átfedésének irányában alakulnak ki, azaz. Az irány mértéke a kötési szög.
5. Az SC hibridizálása - a hibridizáció során az atompályák eltolódása következik be, azaz. energia és forma összhangja van. Létezik sp, sp2, sp3 - hibridizáció. sp- a molekula alakja lineáris (180 0 szög), sp2- a molekula alakja lapos háromszög alakú (szög 120 0) , sp 3 - tetraéder alakú (109 0 28 szög).
6. A CS multiplicitása vagy a kapcsolat dekolizációja Az atomok között létrejövő kötések számát ún többszörösség (sorrend) kapcsolatokat. A kötés többszörösének (sorrendjének) növekedésével a kötés hossza és energiája változik.
