Málokedy chemických látok pozostávajú z jednotlivých, nesúvisiacich atómov chemických prvkov. Za normálnych podmienok má takúto štruktúru len malý počet plynov nazývaných vzácne plyny: hélium, neón, argón, kryptón, xenón a radón. Chemické látky najčastejšie nepozostávajú z nesúrodých atómov, ale z ich kombinácií do rôznych skupín. Takéto kombinácie atómov môžu zahŕňať niekoľko jednotiek, stovky, tisíce alebo dokonca viac atómov. Sila, ktorá udržuje tieto atómy v takýchto zoskupeniach, sa nazýva chemická väzba.
Inými slovami môžeme povedať, že chemická väzba je interakcia, ktorá zabezpečuje spájanie jednotlivých atómov do zložitejších štruktúr (molekuly, ióny, radikály, kryštály a pod.).
Dôvodom vzniku chemickej väzby je, že energia zložitejších štruktúr je menšia ako celková energia jednotlivých atómov, ktoré ju tvoria.
Ak teda najmä pri interakcii atómov X a Y vznikne molekula XY, znamená to, že vnútorná energia molekúl tejto látky je nižšia ako vnútorná energia jednotlivých atómov, z ktorých vznikla:
E(XY)< E(X) + E(Y)
Z tohto dôvodu sa pri vytváraní chemických väzieb medzi jednotlivými atómami uvoľňuje energia.
Pri tvorbe chemických väzieb sú elektróny vonkajšej elektrónovej vrstvy s najnižšou väzbovou energiou s jadrom, tzv. valencia. Napríklad v bóre sú to elektróny 2. energetickej úrovne - 2 elektróny na 2 s- orbitály a 1 x 2 p- orbitály:
Keď sa vytvorí chemická väzba, každý atóm má tendenciu získať elektrónovú konfiguráciu atómov vzácneho plynu, t.j. tak, že v jeho vonkajšej elektrónovej vrstve je 8 elektrónov (2 pre prvky prvej periódy). Tento jav sa nazýva oktetové pravidlo.
Pre atómy je možné dosiahnuť elektrónovú konfiguráciu vzácneho plynu, ak pôvodne jednotlivé atómy zdieľajú niektoré zo svojich valenčných elektrónov s inými atómami. V tomto prípade sa vytvárajú spoločné elektrónové páry.
V závislosti od stupňa socializácie elektrónov možno rozlíšiť kovalentné, iónové a kovové väzby.
kovalentná väzba
Kovalentná väzba vzniká najčastejšie medzi atómami nekovových prvkov. Ak atómy nekovov tvoriacich kovalentnú väzbu patria k rôznym chemickým prvkom, takáto väzba sa nazýva kovalentná polárna väzba. Dôvod tohto názvu spočíva v tom, že atómy rôznych prvkov majú tiež rôznu schopnosť priťahovať k sebe spoločný elektrónový pár. Je zrejmé, že to vedie k posunu spoločného elektrónového páru smerom k jednému z atómov, v dôsledku čoho sa na ňom vytvorí čiastočný záporný náboj. Na druhej strane sa na druhom atóme vytvorí čiastočný kladný náboj. Napríklad v molekule chlorovodíka je elektrónový pár posunutý z atómu vodíka na atóm chlóru:
Príklady látok s kovalentnou polárnou väzbou:
Cl4, H2S, CO2, NH3, Si02 atď.
Medzi atómami nekovov toho istého vzniká kovalentná nepolárna väzba chemický prvok. Keďže atómy sú identické, ich schopnosť ťahať zdieľané elektróny je rovnaká. V tomto ohľade nie je pozorovaný žiadny posun elektrónového páru:
Vyššie uvedený mechanizmus tvorby kovalentnej väzby, kedy oba atómy poskytujú elektróny na tvorbu spoločných elektrónových párov, sa nazýva výmena.
Existuje tiež mechanizmus donor-akceptor.
Keď sa kovalentná väzba vytvorí mechanizmom donor-akceptor, vytvorí sa spoločný elektrónový pár v dôsledku vyplneného orbitálu jedného atómu (s dvoma elektrónmi) a prázdneho orbitálu iného atómu. Atóm, ktorý poskytuje nezdieľaný elektrónový pár, sa nazýva donor a atóm s voľným orbitálom sa nazýva akceptor. Donory elektrónových párov sú atómy, ktoré majú spárované elektróny, napríklad N, O, P, S.
Napríklad, podľa mechanizmu donor-akceptor, tvorba štvrtého kovalentného NH väzby v amónnom katióne NH4+:
Kovalentné väzby sa okrem polarity vyznačujú aj energiou. Energia väzby je minimálna energia potrebná na prerušenie väzby medzi atómami.
Väzbová energia klesá so zväčšujúcim sa polomerom viazaných atómov. Tak, ako ho poznáme atómové polomery zväčšovať podskupiny, možno napríklad dospieť k záveru, že sila väzby halogén-vodík sa zvyšuje v sérii:
AHOJ< HBr < HCl < HF
Taktiež energia väzby závisí od jej násobnosti – čím väčšia násobnosť väzby, tým väčšia je jej energia. Väzbová multiplicita je počet spoločných elektrónových párov medzi dvoma atómami.
Iónová väzba
Iónová väzba môže byť považovaná za obmedzujúci prípad kovalentnej polárnej väzby. Ak je v kovalentno-polárnej väzbe spoločný elektrónový pár čiastočne posunutý k jednému z páru atómov, potom v iónovej je takmer úplne „predaný“ jednému z atómov. Atóm, ktorý daroval elektrón (elektróny), získava kladný náboj a stáva sa katión a atóm, ktorý z neho zobral elektróny, získa záporný náboj a stane sa anión.
Iónová väzba je teda väzba vytvorená v dôsledku elektrostatickej príťažlivosti katiónov k aniónom.
Tvorba tohto typu väzby je charakteristická pre interakciu atómov typických kovov a typických nekovov.
Napríklad fluorid draselný. Draslíkový katión sa získa ako výsledok oddelenia jedného elektrónu od neutrálneho atómu a fluórový ión sa vytvorí pripojením jedného elektrónu k atómu fluóru:
Medzi výslednými iónmi vzniká sila elektrostatickej príťažlivosti, v dôsledku čoho vzniká iónová zlúčenina.
Pri tvorbe chemickej väzby prešli elektróny z atómu sodíka na atóm chlóru a vznikli opačne nabité ióny, ktoré majú dotvorenú vonkajšiu energetickú hladinu.
Zistilo sa, že elektróny sa úplne neoddeľujú od atómu kovu, ale posúvajú sa iba smerom k atómu chlóru, ako pri kovalentnej väzbe.
Väčšina binárnych zlúčenín, ktoré obsahujú atómy kovov, je iónová. Napríklad oxidy, halogenidy, sulfidy, nitridy.
Iónová väzba vyskytuje sa aj medzi jednoduchými katiónmi a jednoduchými aniónmi (F -, Cl -, S 2-), ako aj medzi jednoduchými katiónmi a komplexnými aniónmi (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -). Preto medzi iónové zlúčeniny patria soli a zásady (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4, Ca (OH) 2, NaOH).
kovové spojenie
Tento typ väzby sa vytvára v kovoch.
Atómy všetkých kovov majú na vonkajšej elektrónovej vrstve elektróny, ktoré majú nízku väzbovú energiu s atómovým jadrom. Pre väčšinu kovov je strata vonkajších elektrónov energeticky priaznivá.
Vzhľadom na takú slabú interakciu s jadrom sú tieto elektróny v kovoch veľmi mobilné a v každom kovovom kryštáli nepretržite prebieha nasledujúci proces:
M 0 - ne - \u003d M n +, kde M 0 je neutrálny atóm kovu a Mn + katión toho istého kovu. Na obrázku nižšie sú znázornené prebiehajúce procesy.
To znamená, že elektróny sa „rútia“ pozdĺž kovového kryštálu, oddeľujú sa od jedného atómu kovu, vytvárajú z neho katión, spájajú sa s iným katiónom a vytvárajú neutrálny atóm. Tento jav sa nazýval „elektronický vietor“ a súbor voľných elektrónov v kryštáli nekovového atómu sa nazýval „elektrónový plyn“. Tento typ interakcie medzi atómami kovu sa nazýva kovová väzba.
vodíková väzba
Ak je atóm vodíka v látke naviazaný na prvok s vysokou elektronegativitou (dusík, kyslík alebo fluór), látka je charakterizovaná javom vodíkovej väzby.
Pretože atóm vodíka je naviazaný na elektronegatívny atóm, na atóme vodíka sa vytvorí čiastočný kladný náboj a na elektronegatívnom atóme sa vytvorí čiastočný negatívny náboj. V tomto ohľade je možná elektrostatická príťažlivosť medzi čiastočne kladne nabitým atómom vodíka jednej molekuly a elektronegatívnym atómom druhej molekuly. Napríklad vodíková väzba sa pozoruje pre molekuly vody:
Je to vodíková väzba, ktorá vysvetľuje abnormálne vysokú teplotu topenia vody. Okrem vody vznikajú silné vodíkové väzby aj v látkach ako fluorovodík, amoniak, kyseliny obsahujúce kyslík, fenoly, alkoholy, amíny.
Dipólové momenty molekúl
Metóda valenčnej väzby je založená na predpoklade, že každý pár atómov v chemickej častici je držaný pohromade jedným alebo viacerými elektrónovými pármi. Tieto páry elektrónov patria dvom viazaným atómom a sú lokalizované v priestore medzi nimi. V dôsledku priťahovania jadier viazaných atómov k týmto elektrónom vzniká chemická väzba.
Prekrývajúce sa atómové orbitály
Pri opise elektronická štruktúra chemickej častice sa elektróny, vrátane socializovaných, označujú ako jednotlivé atómy a ich stavy sú opísané atómovými orbitálmi. Pri riešení Schrödingerovej rovnice sa približná vlnová funkcia volí tak, aby dávala minimálnu elektrónovú energiu systému, tj. najvyššia hodnota väzbovú energiu. Tento stav sa dosiahne pri najväčšom prekrytí orbitálov patriacich do jednej väzby. Pár elektrónov, ktoré viažu dva atómy, je teda v oblasti ich prekrytia. atómové orbitály.
Prekrývajúce sa orbitály musia mať rovnakú symetriu okolo internukleárnej osi.
Prekrytie atómových orbitálov pozdĺž čiary spájajúcej jadrá atómov vedie k vytvoreniu σ-väzieb. Medzi dvoma atómami v chemickej častici je možná iba jedna σ-väzba. Všetky σ-väzby majú osovú symetriu okolo internukleárnej osi. Fragmenty chemických častíc sa môžu otáčať okolo internukleárnej osi bez porušenia stupňa prekrytia atómových orbitálov, ktoré tvoria σ-väzby. Súbor smerovaných, striktne priestorovo orientovaných σ-väzieb vytvára štruktúru chemickej častice.
Pri dodatočnom prekrývaní atómových orbitálov kolmo na väzbovú líniu vznikajú π väzby.
V dôsledku toho sa medzi atómami objavujú viaceré väzby:
| Single (σ) | Dvojité (σ + π) | Trojitý (σ + π + π) |
| F-F | O=O | N≡N |
S príchodom π-väzby, ktorá nemá osová súmernosť voľná rotácia fragmentov chemickej častice okolo σ-väzby sa stáva nemožným, pretože by to malo viesť k pretrhnutiu π-väzby. Okrem σ- a π-väzieb je možný vznik iného typu väzby - δ-väzba:
Typicky sa takáto väzba vytvorí po vytvorení σ- a π-väzieb atómami v prítomnosti atómov d- a f-orbitály prekrytím ich "okvetných lístkov" na štyroch miestach naraz. V dôsledku toho sa multiplicita komunikácie môže zvýšiť až na 4-5.
Napríklad v oktachlórdirenát(III)-ióne 2- sa medzi atómami rénia vytvoria štyri väzby.
Mechanizmy tvorby kovalentných väzieb
Existuje niekoľko mechanizmov na vytvorenie kovalentnej väzby: výmena(ekvivalent), darca-akceptor, datív.
Pri použití výmenného mechanizmu sa tvorba väzby považuje za výsledok párovania spinov voľných elektrónov atómov. V tomto prípade sa prekrývajú dva atómové orbitály susedných atómov, z ktorých každý je obsadený jedným elektrónom. Každý z viazaných atómov teda prideľuje páry elektrónov na socializáciu, akoby si ich vymieňal. napríklad, keď sa z atómov vytvorí molekula fluoridu boritého, tri atómové orbitály bóru, z ktorých každý má jeden elektrón, sa prekrývajú s tromi atómovými orbitálmi troch atómov fluóru (každý z nich má tiež jeden nepárový elektrón). V dôsledku elektrónového párovania sa v prekrývajúcich sa oblastiach zodpovedajúcich atómových orbitálov objavia tri páry elektrónov, ktoré viažu atómy do molekuly.
Podľa mechanizmu donor-akceptor sa orbitál s párom elektrónov jedného atómu a voľný orbitál iného atómu prekrývajú. V tomto prípade sa pár elektrónov objaví aj v oblasti prekrytia. Podľa mechanizmu donor-akceptor napríklad dochádza k adícii fluoridového iónu k molekule fluoridu boritého. Voľný R-orbital bóru (akceptor elektrónového páru) v molekule BF 3 sa prekrýva s R-orbitál F − iónu, ktorý pôsobí ako donor elektrónového páru. Vo výslednom ióne sú všetky štyri kovalentné väzby bór-fluór ekvivalentné v dĺžke a energii, napriek rozdielu v mechanizme ich tvorby.
Atómy, vonkajšie elektrónový obal ktorý pozostáva len z s- a R-orbitály môžu byť buď donory alebo akceptory elektrónového páru. Atómy, ktorých vonkajší elektrónový obal obsahuje d-orbitály môžu pôsobiť ako donor aj akceptor elektrónových párov. V tomto prípade sa uvažuje o datívnom mechanizme tvorby väzby. Príkladom prejavu datívneho mechanizmu pri tvorbe väzby je interakcia dvoch atómov chlóru. Dva atómy chlóru v molekule Cl2 tvoria kovalentnú väzbu mechanizmom výmeny, pričom spájajú svoje nepárové 3 R-elektróny. Okrem toho existuje prekrytie 3 R-atóm orbitálov Cl-1, na ktorom je pár elektrónov, a neobsadený 3 d-orbitály atómu Cl-2, ako aj prekrývajúce sa 3 R-atóm orbitálov Cl-2, ktorý má elektrónový pár, a prázdny 3 d-orbitály atómu Cl-1. Pôsobenie datívneho mechanizmu vedie k zvýšeniu pevnosti väzby. Preto je molekula Cl2 silnejšia ako molekula F2, v ktorej je kovalentná väzba tvorená iba mechanizmom výmeny:
Hybridizácia atómových orbitálov
Pri určovaní geometrického tvaru chemickej častice treba brať do úvahy, že páry vonkajších elektrónov centrálneho atómu, vrátane tých, ktoré nevytvárajú chemickú väzbu, sa nachádzajú v priestore čo najďalej od seba.
Pri uvažovaní o kovalentných chemických väzbách sa často používa koncept hybridizácie orbitálov centrálneho atómu - zarovnanie ich energie a tvaru. Hybridizácia je formálna technika používaná na kvantovo-chemický popis preskupenia orbitálov v chemických časticiach v porovnaní s voľnými atómami. Podstatou hybridizácie atómových orbitálov je, že elektrón v blízkosti jadra viazaného atómu nie je charakterizovaný samostatným atómovým orbitálom, ale kombináciou atómových orbitálov s rovnakým hlavným kvantovým číslom. Táto kombinácia sa nazýva hybridný (hybridizovaný) orbitál. Hybridizácia spravidla ovplyvňuje iba vyššie a energeticky blízke atómové orbitály obsadené elektrónmi.
V dôsledku hybridizácie vznikajú nové hybridné orbitály (obr. 24), ktoré sú v priestore orientované tak, že na nich umiestnené elektrónové páry (resp. nepárové elektróny) sú od seba čo najďalej, čo zodpovedá minimálna energia medzielektrónového odpudzovania. Preto typ hybridizácie určuje geometriu molekuly alebo iónu.
TYPY HYBRIDIZÁCIE
| Typ hybridizácie | geometrický tvar | Uhol medzi väzbami | Príklady |
| sp | lineárne | 180o | BeCl2 |
| sp 2 | trojuholníkový | 120o | BCI 3 |
| sp 3 | štvorstenný | 109,5o | CH 4 |
| sp 3 d | trigonálne-bipyramídové | 90o; 120o | PCl 5 |
| sp 3 d 2 | oktaedrický | 90o | SF6 |
Hybridizácia zahŕňa nielen viazanie elektrónov, ale aj nezdieľané elektrónové páry. Napríklad molekula vody obsahuje dve kovalentné chemické väzby medzi atómom kyslíka a dvoma atómami vodíka.
Okrem dvoch párov elektrónov spoločných s atómami vodíka má atóm kyslíka dva páry vonkajších elektrónov, ktoré sa nezúčastňujú na tvorbe väzby (osamelé elektrónové páry). Všetky štyri páry elektrónov zaberajú určité oblasti v priestore okolo atómu kyslíka.
Keďže sa elektróny navzájom odpudzujú, elektrónové oblaky sú umiestnené čo najďalej od seba. V tomto prípade sa v dôsledku hybridizácie mení tvar atómových orbitálov, sú predĺžené a smerované k vrcholom štvorstenu. Preto má molekula vody uhlový tvar a uhol medzi väzbami kyslík-vodík je 104,5 o.
Na predpovedanie typu hybridizácie je vhodné použiť donor-akceptorový mechanizmus tvorba väzby: prázdne orbitaly menej elektronegatívneho prvku a orbitaly viac elektronegatívneho prvku sa prekrývajú s pármi elektrónov na nich. Pri zostavovaní elektronických konfigurácií atómov sa berú do úvahy oxidačné stavy je podmienené číslo charakterizujúce náboj atómu v zlúčenine, vypočítané na základe predpokladu iónovej štruktúry látky.
Na určenie typu hybridizácie a tvaru chemickej častice postupujte takto:
Prítomnosť π väzieb neovplyvňuje typ hybridizácie. Prítomnosť dodatočných väzieb však môže viesť k zmene väzbových uhlov, pretože elektróny viacnásobných väzieb sa navzájom silnejšie odpudzujú. Z tohto dôvodu je napríklad väzbový uhol v molekule NO 2 ( sp 2-hybridizácia) sa zvyšuje zo 120 o na 134 o.
Multiplicita väzby dusík-kyslík v tejto molekule je 1,5, kde jedna zodpovedá jednej σ-väzbe a 0,5 sa rovná pomeru počtu orbitálov atómu dusíka nezúčastňujúcich sa hybridizácie (1) k počtu zostávajúce aktívne elektrónové páry na atóme kyslíka tvoriace π väzby (2). Pozoruje sa teda delokalizácia π-väzieb (delokalizované väzby sú kovalentné väzby, ktorých násobnosť nemožno vyjadriť ako celé číslo).
Kedy sp, sp 2 , sp 3 , sp 3 d 2 hybridizácie vrcholu v mnohostene opisujúce geometriu chemickej častice sú ekvivalentné, a preto viacnásobné väzby a osamelé páry elektrónov môžu obsadiť ktorýkoľvek z nich. Avšak sp 3 d-zodpovedná je hybridizácia trigonálna bipyramída, v ktorom sú väzbové uhly pre atómy umiestnené na základni pyramídy (rovníková rovina) 120° a väzbové uhly zahŕňajúce atómy umiestnené na vrcholoch bipyramídy sú 90°. Experiment ukazuje, že nezdieľané elektrónové páry sú vždy umiestnené v rovníkovej rovine trigonálnej bipyramídy. Na tomto základe sa dospelo k záveru, že vyžadujú viac voľného priestoru ako páry elektrónov zapojené do tvorby väzby. Príkladom častice s takýmto usporiadaním osamelého elektrónového páru je fluorid sírový (obr. 27). Ak má centrálny atóm súčasne osamelé páry elektrónov a tvorí viacnásobné väzby (napríklad v molekule XeOF 2), potom v prípade sp 3 d-hybridizácia, nachádzajú sa v rovníkovej rovine trigonálnej bipyramídy (obr. 28).
Dipólové momenty molekúl
Ideálna kovalentná väzba existuje len v časticiach pozostávajúcich z rovnakých atómov (H 2 , N 2 atď.). Ak sa vytvorí väzba medzi rôznymi atómami, potom sa hustota elektrónov posunie k jednému z jadier atómov, to znamená, že väzba je polarizovaná. Polarita väzby je charakterizovaná jej dipólovým momentom.
Dipólový moment molekuly sa rovná vektorovému súčtu dipólových momentov jej chemických väzieb (berúc do úvahy prítomnosť osamelých párov elektrónov). Ak sú polárne väzby v molekule umiestnené symetricky, kladné a záporné náboje sa navzájom kompenzujú a molekula ako celok je nepolárna. To sa deje napríklad s molekulou oxidu uhličitého. Polyatomické molekuly s asymetrickým usporiadaním polárnych väzieb (a teda elektrónovou hustotou) sú vo všeobecnosti polárne. To platí najmä pre molekulu vody.
Výsledná hodnota dipólového momentu molekuly môže byť ovplyvnená osamelým párom elektrónov. Takže molekuly NH 3 a NF 3 majú tetraedrickú geometriu (berúc do úvahy osamelý pár elektrónov). Stupeň ionicity väzieb dusík-vodík a dusík-fluór je 15 a 19% a ich dĺžky sú 101 a 137 pm. Na základe toho by sa dalo usúdiť, že dipólový moment NF 3 je väčší. Experiment však ukazuje opak. Pri presnejšej predikcii dipólového momentu treba brať do úvahy smer dipólového momentu osamelého páru (obr. 29).
Kovalentné, iónové a kovové sú tri hlavné typy chemických väzieb.
Poďme sa dozvedieť viac o kovalentná chemická väzba. Uvažujme o mechanizme jeho výskytu. Vezmime si ako príklad vznik molekuly vodíka:
Sféricky symetrický oblak tvorený elektrónom 1s obklopuje jadro voľného atómu vodíka. Keď sa atómy k sebe priblížia na určitú vzdialenosť, ich orbitály sa čiastočne prekrývajú (pozri obr.), 
v dôsledku toho sa medzi centrami oboch jadier objaví molekulárny dvojelektrónový oblak, ktorý má maximálnu hustotu elektrónov v priestore medzi jadrami. S nárastom hustoty negatívneho náboja dochádza k silnému nárastu príťažlivých síl medzi molekulárnym oblakom a jadrami.
Vidíme teda, že kovalentná väzba vzniká prekrývaním elektrónových oblakov atómov, čo je sprevádzané uvoľňovaním energie. Ak je vzdialenosť medzi jadrami atómov približujúcich sa k dotyku 0,106 nm, potom po prekrytí elektrónových oblakov to bude 0,074 nm. Čím väčšie je prekrytie elektrónových orbitálov, tým silnejšia je chemická väzba.
kovalentný volal chemická väzba uskutočňovaná elektrónovými pármi. Zlúčeniny s kovalentnou väzbou sa nazývajú homeopolárny alebo atómový.
Existovať dva typy kovalentnej väzby: polárny a nepolárne.
S nepolárnym kovalentná väzba tvorená spoločným párom elektrónov, je elektrónový oblak rozmiestnený symetricky vzhľadom na jadrá oboch atómov. Príkladom môžu byť dvojatómové molekuly, ktoré pozostávajú z jedného prvku: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 a ďalších, v ktorých elektrónový pár patrí obom atómom rovnako.
Pri polárnych V kovalentnej väzbe je elektrónový oblak posunutý smerom k atómu s vyššou relatívnou elektronegativitou. Napríklad molekuly prchavých anorganických zlúčenín ako H 2 S, HCl, H 2 O a iné.
Vznik molekuly HCl možno znázorniť takto:
Pretože relatívna elektronegativita atómu chlóru (2.83) je väčšia ako atómu vodíka (2.1), elektrónový pár sa posúva smerom k atómu chlóru.
Okrem výmenného mechanizmu na tvorbu kovalentnej väzby - v dôsledku prekrývania existuje aj darca-akceptor mechanizmus jeho vzniku. Ide o mechanizmus, pri ktorom dochádza k tvorbe kovalentnej väzby v dôsledku dvojelektrónového oblaku jedného atómu (donora) a voľného orbitálu druhého atómu (akceptora). Pozrime sa na príklad mechanizmu vzniku amónneho NH 4 + V molekule amoniaku má atóm dusíka dvojelektrónový oblak:
Vodíkový ión má voľný 1s orbitál, označme ho ako .
V procese tvorby amónnych iónov sa dvojelektrónový oblak dusíka stáva spoločným pre atómy dusíka a vodíka, čo znamená, že sa premieňa na molekulárny elektrónový oblak. Preto sa objavuje štvrtá kovalentná väzba. Proces tvorby amónia možno znázorniť takto: 
Náboj vodíkového iónu je rozptýlený medzi všetky atómy a dvojelektrónový oblak, ktorý patrí dusíku, sa stáva spoločným s vodíkom.
Máte nejaké otázky? Neviete ako si spraviť domácu úlohu?
Ak chcete získať pomoc tútora - zaregistrujte sa.
Prvá lekcia je zadarmo!
stránky, s úplným alebo čiastočným kopírovaním materiálu, je potrebný odkaz na zdroj.
Chemická väzba.
Rôzne látky majú rôznu štruktúru. Zo všetkých v súčasnosti známych látok existujú iba inertné plyny vo forme voľných (izolovaných) atómov, čo je spôsobené vysokou stabilitou ich elektronických štruktúr. Všetky ostatné látky (a v súčasnosti ich je viac ako 10 miliónov) sú zložené z viazaných atómov.
Poznámka: tie časti textu, ktoré sa nedajú naučiť a rozobrať, sú vyznačené kurzívou.
Tvorba molekúl z atómov vedie k zvýšeniu energie, pretože za normálnych podmienok je molekulárny stav stabilnejší ako atómový stav.
Atóm môže mať na svojej vonkajšej energetickej úrovni jeden až osem elektrónov. Ak je počet elektrónov na vonkajšej úrovni atómu maximálny, ktorý môže pojať, potom sa táto úroveň nazýva dokončené. Dokončené úrovne sa vyznačujú veľkou odolnosťou. Toto sú vonkajšie úrovne atómov vzácnych plynov: hélium má dva elektróny na vonkajšej úrovni (s 2), zvyšok má po osem elektrónov (ns 2 np 6). Vonkajšie úrovne atómov iných prvkov sú neúplné a prebiehajú chemická interakcia končia.
Chemická väzba je tvorená valenčnými elektrónmi, ale uskutočňuje sa rôznymi spôsobmi. Existujú tri hlavné typy chemických väzieb: kovalentné, iónové a kovové.
kovalentná väzba
Uvažujme mechanizmus vzniku kovalentnej väzby na príklade tvorby molekuly vodíka:
H + H \u003d H2; Q = 436 kJ
Jadro voľného atómu vodíka je obklopené sféricky symetrickým elektrónovým oblakom tvoreným 1 s elektrónom. Keď sa atómy k sebe priblížia na určitú vzdialenosť, ich elektrónové oblaky (orbitály) sa čiastočne prekrývajú.
Výsledkom je, že medzi centrami oboch jadier vzniká molekulový dvojelektrónový oblak, ktorý má maximálnu hustotu elektrónov v priestore medzi jadrami; zvýšenie hustoty negatívneho náboja podporuje silný nárast príťažlivých síl medzi jadrami a molekulárnym oblakom.
Kovalentná väzba sa teda vytvára v dôsledku prekrývania elektrónových oblakov atómov sprevádzaných uvoľňovaním energie. Ak pre atómy vodíka približujúce sa pred dotykom je vzdialenosť medzi jadrami 0,106 nm, potom po prekrytí elektrónových oblakov (vznik molekuly H 2) je táto vzdialenosť 0,074 nm. K najväčšiemu prekrytiu elektrónových oblakov dochádza pozdĺž čiary spájajúcej jadrá dvoch atómov (k tomu dochádza pri vytvorení σ-väzby). Čím silnejšia je chemická väzba, tým väčšie je prekrytie elektrónových orbitálov. V dôsledku vytvorenia chemickej väzby medzi dvoma atómami vodíka dosiahne každý z nich elektrónovú konfiguráciu atómu vzácneho plynu hélia.
Zobrazovanie chemických väzieb je obvyklé rôznymi spôsobmi:
1) pomocou elektrónov vo forme bodov umiestnených na chemický znak prvok. Potom je možné pomocou schémy znázorniť tvorbu molekuly vodíka
H∙ + H∙ →H:H
2) často, najmä v organická chémia, kovalentná väzba je znázornená pomlčkou (pomlčkou) (napríklad H-H), ktorá symbolizuje spoločný pár elektrónov.
Kovalentná väzba v molekule chlóru sa tiež uskutočňuje pomocou dvoch spoločných elektrónov alebo elektrónového páru:
Osamelý pár elektrónov, v atóme sú 3
← Osamelý elektrónový pár,
V molekule je ich 6.
nepárový elektrón zdieľaný alebo zdieľaný pár elektrónov
Ako vidíte, každý atóm chlóru má tri osamelé páry a jeden nepárový elektrón. K tvorbe chemickej väzby dochádza v dôsledku nespárovaných elektrónov každého atómu. Nespárované elektróny sa viažu do spoločného páru elektrónov, ktorý sa tiež nazýva zdieľaný pár.
Ak medzi atómami vznikla jedna kovalentná väzba (jeden spoločný elektrónový pár), potom sa nazýva jednoduchá; ak viac, tak násobok dvojnásobku (dva spoločné elektrónové páry), trojnásobok (tri spoločné elektrónové páry).
Jednoduchá väzba je znázornená jednou pomlčkou, dvojitá väzba dvoma a trojitá väzba tromi. Pomlčka medzi dvoma atómami ukazuje, že majú zovšeobecnený pár elektrónov, v dôsledku čoho sa vytvorila chemická väzba. S pomocou takýchto čiarok, štruktúrne vzorce molekuly.
Takže v molekule chlóru má každý jej atóm dokončenú vonkajšiu úroveň ôsmich elektrónov (s 2 p 6) a dva z nich (elektrónový pár) rovnako patria obom atómom. Prekrytie elektrónových orbitálov počas tvorby molekuly je znázornené na obr. 
V molekule dusíka N2 majú atómy tri spoločné elektrónové páry:
:N+ + N: → :N:::N:
Je zrejmé, že molekula dusíka je silnejšia ako molekula vodíka alebo chlóru, čo je dôvodom značnej inertnosti dusíka pri chemických reakciách.
Chemická väzba uskutočnená elektrónovými pármi sa nazýva kovalentná väzba.
Mechanizmy tvorby kovalentnej väzby.
Kovalentná väzba vzniká nielen prekrývaním jednoelektrónový oblakov, je výmenným mechanizmom pre vznik kovalentnej väzby.
V mechanizme výmeny poskytujú atómy bežné používanie rovnaký počet elektrónov.
Možný je aj iný mechanizmus jeho vzniku – mechanizmus donor-akceptor. V tomto prípade je chemická väzba tvorená nerozdelené elektrónový pár jedného atómu a zadarmo orbitály iného atómu.
Uvažujme ako príklad mechanizmus tvorby amónneho iónu NH4+
Keď amoniak reaguje s HCl, chemická reakcia:
NH3 + HCl \u003d NH4Cl alebo v skrátenej iónovej forme: NH3 + H + \u003d NH4 +
Zároveň má v molekule amoniaku atóm dusíka nerozdelené pár elektrónov (dvojelektrónový cloud):
Kovalentná väzba Mechanizmus tvorby podľa Lewisa.
Väzba medzi atómami nastáva, keď sa ich atómové orbitály prekrývajú a vytvárajú molekulové orbitály (MO). Na vytvorenie kovalentnej väzby existujú dva mechanizmy.
VÝMENNÝ MECHANIZMUS - jednoelektrónové atómové orbitály sa podieľajú na tvorbe väzby, t.j. každý z atómov poskytuje spoločné použitie jedného elektrónu:
MECHANIZMUS DONOR-AKCEPTOR - k vytvoreniu väzby dochádza vďaka páru elektrónov donorového atómu a prázdneho orbitálu akceptorového atómu: \\
Charakteristiky kovalentnej väzby nezávisia od mechanizmu jej vzniku.
Vlastnosti kovalentnej väzby: sýtosť, smerovosť, hybridizácia, multiplicita.
Charakteristickými znakmi kovalentnej väzby sú jej smerovosť a sýtosť. Keďže atómové orbitály sú priestorovo orientované, dochádza k prekrývaniu elektrónových oblakov v určitých smeroch, čo určuje smer kovalentnej väzby. Smerovosť je kvantitatívne vyjadrená ako väzbové uhly medzi smermi chemickej väzby v molekulách a pevné látky. Nasýtenie kovalentnej väzby je spôsobené obmedzením počtu elektrónov vo vonkajších obaloch, ktoré sa môžu podieľať na tvorbe kovalentnej väzby.
Vlastnosti CS:
1. Sila COP- to sú vlastnosti charakteru dlhej väzby (medzijadrový priestor) a energie energie väzby.
2. Polarita COP. V molekulách obsahujúcich atómové jadrá toho istého prvku jeden alebo viac párov elektrónov rovnako patrí obom atómom, každé atómové jadro priťahuje pár väzbových elektrónov rovnakou silou. Takéto spojenie je tzv nepolárna kovalentná väzba.
Ak sa pár elektrónov tvoriacich chemickú väzbu posunie do jedného z jadier atómov, potom sa väzba nazýva polárna kovalentná väzba.
3. Nasýtenie CS- ide o schopnosť atómu podieľať sa len na určitom počte CS, saturácia charakterizuje valenciu atómu. Kvantitatívne miery valencie yavl. počet nepárových elektrónov v atóme v zemi a v excitovanom stave.
4. Orientácia COP. Najsilnejšie CS vznikajú v smere maximálneho prekrytia atómových orbitálov, t.j. Mierou smeru je väzbový uhol.
5. Hybridizácia CS - pri hybridizácii dochádza k posunu atómových orbitálov, t.j. existuje súlad v energii a vo forme. Existuje sp, sp2, sp3 - hybridizácia. sp- tvar molekuly je lineárny (uhol 180 0), sp2- tvar molekuly je plochý trojuholníkový (uhol 120 0) , sp 3 -štvorstenný tvar (uhol 109 0 28).
6. Mnohonásobnosť CS alebo dekolizácia väzby Počet väzieb vytvorených medzi atómami je tzv mnohosť (poradie) spojenia. S nárastom násobnosti (poradia) väzby sa mení dĺžka väzby a jej energia.
