Teme kodifikatora Jedinstvenog državnog ispita: Kovalentna kemijska veza, njezine sorte i mehanizmi nastanka. Značajke kovalentnih veza (polarnost i energija veze). Ionska veza. Metalni spoj. Vodikova veza

Intramolekulske kemijske veze

Prvo, pogledajmo veze koje nastaju između čestica unutar molekula. Takve veze nazivaju se intramolekularni.

Kemijska veza između atoma kemijski elementi ima elektrostatičku prirodu i nastaje zbog interakcija vanjskih (valentnih) elektrona, u većem ili manjem stupnju koju drže pozitivno nabijene jezgre vezanih atoma.

Ključni koncept ovdje je ELEKTRONEGATIVNOST. Ona je ta koja određuje vrstu kemijska veza između atoma i svojstva ove veze.

je sposobnost atoma da privuče (zadrži) vanjski(valencija) elektroni. Elektronegativnost je određena stupnjem privlačenja vanjskih elektrona prema jezgri i prvenstveno ovisi o polumjeru atoma i naboju jezgre.

Elektronegativnost je teško jednoznačno odrediti. L. Pauling je sastavio tablicu relativnih elektronegativnosti (na temelju energija veze dvoatomnih molekula). Najelektronegativniji element je fluor sa značenjem 4 .

Važno je napomenuti da u različitim izvorima možete pronaći različite ljestvice i tablice vrijednosti elektronegativnosti. Ovo ne treba biti zabrinuto, budući da stvaranje kemijske veze igra važnu ulogu atoma, a približno je isti u svakom sustavu.

Ako jedan od atoma u kemijskoj vezi A:B jače privlači elektrone, tada se elektronski par kreće prema njemu. Više razlika elektronegativnosti atoma, više se pomiče elektronski par.

Ako su elektronegativnosti atoma u interakciji jednake ili približno jednake: EO(A)≈EO(B), tada se zajednički elektronski par ne pomiče ni na jedan od atoma: A: B. Ova veza se zove kovalentni nepolarni.

Ako se elektronegativnosti atoma u interakciji razlikuju, ali ne jako (razlika u elektronegativnosti je otprilike od 0,4 do 2: 0,4<ΔЭО<2 ), tada je elektronski par pomaknut na jedan od atoma. Ova veza se zove kovalentni polarni .

Ako se elektronegativnosti atoma koji međusobno djeluju značajno razlikuju (razlika u elektronegativnosti je veća od 2: ΔEO>2), tada se jedan od elektrona gotovo potpuno prenosi na drugi atom, uz nastanak ioni. Ova veza se zove ionski.

Osnovni tipovi kemijskih veza − kovalentni, ionski I metal komunikacije. Pogledajmo ih pobliže.

Kovalentna kemijska veza

Kovalentna veza – to je kemijska veza , nastala zbog stvaranje zajedničkog elektronskog para A:B . Štoviše, dva atoma preklapanje atomske orbitale. Kovalentna veza nastaje međudjelovanjem atoma s malom razlikom u elektronegativnosti (obično između dva nemetala) odnosno atoma jednog elementa.

Osnovna svojstva kovalentnih veza

• usredotočenost,
• zasićenost,
• polaritet,
• polarizabilnost.

Ova svojstva vezivanja utječu na kemijska i fizikalna svojstva tvari.

Komunikacijski smjer karakterizira kemijsku strukturu i oblik tvari. Kutovi između dviju veza nazivaju se veznim kutovima. Na primjer, u molekuli vode vezni kut H-O-H je 104,45 o, stoga je molekula vode polarna, a u molekuli metana vezni kut H-C-H je 108 o 28′.

Zasićenost je sposobnost atoma da tvore ograničeni broj kovalentnih kemijskih veza. Broj veza koje atom može stvoriti naziva se.

Polaritet do vezivanja dolazi zbog neravnomjerne raspodjele elektronske gustoće između dva atoma različite elektronegativnosti. Kovalentne veze se dijele na polarne i nepolarne.

Polarizabilnost veze su sposobnost elektrona veze da se pomaknu pod utjecajem vanjskog električnog polja(osobito električno polje druge čestice). Polarizabilnost ovisi o pokretljivosti elektrona. Što je elektron udaljeniji od jezgre, to je pokretljiviji, a samim time i molekula je polarizirajuća.

Kovalentna nepolarna kemijska veza

Postoje 2 tipa kovalentne veze – POLARNI I NEPOLARNI .

Primjer . Razmotrimo strukturu molekule vodika H2. Svaki atom vodika na svojoj vanjskoj energetskoj razini nosi 1 nespareni elektron. Za prikaz atoma koristimo Lewisovu strukturu - ovo je dijagram strukture vanjske energetske razine atoma, kada su elektroni označeni točkama. Modeli strukture Lewisove točke od velike su pomoći pri radu s elementima druge periode.

H. + . H = H:H

Dakle, molekula vodika ima jedan zajednički elektronski par i jednu H–H kemijsku vezu. Ovaj elektronski par ne prelazi ni na jedan atom vodika jer Atomi vodika imaju istu elektronegativnost. Ova veza se zove kovalentni nepolarni .

Kovalentna nepolarna (simetrična) veza je kovalentna veza koju tvore atomi jednake elektronegativnosti (obično isti nemetali) i, prema tome, s ravnomjernom raspodjelom gustoće elektrona između jezgri atoma.

Dipolni moment nepolarnih veza je 0.

Primjeri: H2 (H-H), O2 (O=O), S 8.

Kovalentna polarna kemijska veza

Kovalentna polarna veza je kovalentna veza koja se javlja između atomi različite elektronegativnosti (obično, razni nemetali) i karakterizira se istisnina zajednički elektronski par prema elektronegativnijem atomu (polarizacija).

Gustoća elektrona je pomaknuta prema elektronegativnijem atomu - stoga se na njemu javlja djelomični negativni naboj (δ-), a na manje elektronegativnom atomu javlja se djelomični pozitivni naboj (δ+, delta +).

Što je veća razlika u elektronegativnosti atoma, to je veća polaritet veze i više dipolni trenutak . Između susjednih molekula i naboja suprotnog predznaka djeluju dodatne privlačne sile koje se povećavaju snaga komunikacije.

Polaritet veze utječe na fizikalna i kemijska svojstva spojeva. Mehanizmi reakcije, pa čak i reaktivnost susjednih veza ovise o polaritetu veze. Polaritet veze često određuje polaritet molekule i time izravno utječe na takva fizikalna svojstva kao što su vrelište i talište, topljivost u polarnim otapalima.

Primjeri: HCl, CO2, NH3.

Mehanizmi stvaranja kovalentne veze

Kovalentne kemijske veze mogu nastati putem 2 mehanizma:

1. Mehanizam razmjene formiranje kovalentne kemijske veze je kada svaka čestica daje jedan nespareni elektron da formira zajednički elektronski par:

A . + . B= A:B

2. Stvaranje kovalentne veze je mehanizam u kojem jedna od čestica daje usamljeni par elektrona, a druga čestica daje praznu orbitalu za taj elektronski par:

A: + B= A:B

U ovom slučaju, jedan od atoma daje usamljeni par elektrona ( donator), a drugi atom daje praznu orbitalu za taj par ( akceptor). Kao rezultat stvaranja obiju veza, energija elektrona se smanjuje, tj. ovo je korisno za atome.

Kovalentna veza nastala mehanizmom donor-akceptor nije drugačije u svojstvima iz drugih kovalentnih veza nastalih mehanizmom izmjene. Stvaranje kovalentne veze donor-akceptorskim mehanizmom tipično je za atome s velikim brojem elektrona na vanjskoj energetskoj razini (donori elektrona) ili, obrnuto, s vrlo malim brojem elektrona (akceptori elektrona). O valentnim sposobnostima atoma detaljnije se govori u odgovarajućem odjeljku.

Kovalentna veza nastaje donor-akceptorskim mehanizmom:

- u molekuli ugljikov monoksid CO(veza u molekuli je trostruka, 2 veze nastaju mehanizmom izmjene, jedna donor-akceptorskim mehanizmom): C≡O;

- V amonijev ion NH 4 +, u ionima organski amini, na primjer, u metilamonijevom ionu CH3-NH2+;

- V kompleksni spojevi, kemijska veza između središnjeg atoma i ligandnih skupina, na primjer, u natrijevom tetrahidroksoaluminatu Na veza između aluminija i hidroksidnih iona;

- V dušična kiselina i njezine soli- nitrati: HNO 3, NaNO 3, u nekim drugim dušikovim spojevima;

- u molekuli ozon O3.

Osnovne karakteristike kovalentnih veza

Kovalentne veze obično se stvaraju između atoma nemetala. Glavne karakteristike kovalentne veze su duljina, energija, višestrukost i usmjerenost.

Višestrukost kemijske veze

Višestrukost kemijske veze - Ovo broj zajedničkih elektronskih parova između dva atoma u spoju. Višestrukost veze može se vrlo lako odrediti iz vrijednosti atoma koji tvore molekulu.

Na primjer , u molekuli vodika H 2 mnogostrukost veze je 1, jer Svaki vodik ima samo 1 nespareni elektron na svojoj vanjskoj energetskoj razini, stoga se formira jedan zajednički elektronski par.

U molekuli kisika O 2 mnogostrukost veze je 2 jer Svaki atom na vanjskoj energetskoj razini ima 2 nesparena elektrona: O=O.

U molekuli dušika N2 mnogostrukost veze je 3 jer između svakog atoma postoje 3 nesparena elektrona na vanjskoj energetskoj razini, a atomi tvore 3 zajednička elektronska para N≡N.

Duljina kovalentne veze

Duljina kemijske veze je udaljenost između središta jezgri atoma koji tvore vezu. Određuje se eksperimentalnim fizikalnim metodama. Duljina veze može se približno procijeniti korištenjem pravila aditivnosti, prema kojem je duljina veze u molekuli AB približno jednaka polovici zbroja duljina veza u molekulama A 2 i B 2:

Duljina kemijske veze može se grubo procijeniti atomskim radijusima stvaranje veze, ili komunikacijskom višestrukošću, ako polumjeri atoma nisu jako različiti.

Kako se polumjeri atoma koji tvore vezu povećavaju, duljina veze će se povećavati.

Na primjer

S povećanjem višestrukosti veza između atoma (čiji se atomski radijusi ne razlikuju ili se samo malo razlikuju), duljina veze će se smanjivati.

Na primjer . U nizu: C–C, C=C, C≡C duljina veze opada.

Komunikacijska energija

Mjera za jačinu kemijske veze je energija veze. Komunikacijska energija određena energijom potrebnom za prekid veze i uklanjanje atoma koji tvore tu vezu na beskonačno veliku udaljenost jedan od drugog.

Kovalentna veza je vrlo izdržljiva. Energija mu se kreće od nekoliko desetaka do nekoliko stotina kJ/mol. Što je veća energija veze, veća je i snaga veze, i obrnuto.

Snaga kemijske veze ovisi o duljini veze, polarnosti veze i višestrukosti veze. Što je kemijska veza duža, to se lakše prekida, a što je energija veze manja, to je njena čvrstoća manja. Što je kemijska veza kraća, to je ona jača, a energija veze veća.

Na primjer, u nizu spojeva HF, HCl, HBr s lijeva na desno, jakost kemijske veze smanjuje se, jer Duljina veze se povećava.

Ionska kemijska veza

Ionska veza je kemijska veza koja se temelji na elektrostatsko privlačenje iona.

Ioni nastaju u procesu prihvaćanja ili davanja elektrona od strane atoma. Na primjer, atomi svih metala slabo drže elektrone s vanjske energetske razine. Prema tome, atomi metala karakteriziraju restorativna svojstva- sposobnost doniranja elektrona.

Primjer. Atom natrija sadrži 1 elektron na energetskoj razini 3. Lako ga se odričući, atom natrija stvara puno stabilniji ion Na +, s elektronskom konfiguracijom plemenitog plina neona Ne. Natrijev ion sadrži 11 protona i samo 10 elektrona, pa je ukupni naboj iona -10+11 = +1:

+11Na) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8

Primjer. Atom klora na svojoj vanjskoj energetskoj razini sadrži 7 elektrona. Da bi dobio konfiguraciju stabilnog inertnog atoma argona Ar, klor mora dobiti 1 elektron. Nakon dodavanja elektrona nastaje stabilni ion klora koji se sastoji od elektrona. Ukupni naboj iona je -1:

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Bilješka:

• Svojstva iona razlikuju se od svojstava atoma!
• Stabilni ioni mogu nastati ne samo atomi, ali također skupine atoma. Na primjer: amonijev ion NH 4 +, sulfatni ion SO 4 2-, itd. Kemijske veze koje tvore takvi ioni također se smatraju ionskim;
• Ionske veze obično se stvaraju međusobno metali I nemetali(skupine nemetala);

Nastali ioni se privlače zbog električnog privlačenja: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Rezimirajmo vizualno razlika između tipova kovalentne i ionske veze:

Metalna kemijska veza

Metalni spoj je veza koja nastaje relativno slobodni elektroni između metalni ioni tvoreći kristalnu rešetku.

Atomi metala obično se nalaze na vanjskoj energetskoj razini jedan do tri elektrona. Polumjeri atoma metala u pravilu su veliki - dakle, atomi metala, za razliku od nemetala, prilično lako odustaju od svojih vanjskih elektrona, tj. su jaki redukcijski agensi

Međumolekulske interakcije

Zasebno je vrijedno razmotriti interakcije koje nastaju između pojedinačnih molekula u tvari - međumolekularne interakcije . Međumolekulske interakcije su vrsta interakcije između neutralnih atoma u kojoj se ne pojavljuju nove kovalentne veze. Sile međudjelovanja između molekula otkrio je Van der Waals 1869. godine i po njemu su ih nazvali Van dar Waalsove snage. Van der Waalsove sile se dijele na orijentacija, indukcija I disperzivan . Energija međumolekulskih interakcija mnogo je manja od energije kemijskih veza.

Orijentacijske sile privlačenja javljaju se između polarnih molekula (dipol-dipol interakcija). Ove sile se javljaju između polarnih molekula. Induktivne interakcije je interakcija između polarne i nepolarne molekule. Nepolarna molekula je polarizirana djelovanjem polarne, što stvara dodatno elektrostatsko privlačenje.

Posebna vrsta međumolekularnog međudjelovanja su vodikove veze. - to su međumolekulske (ili intramolekularne) kemijske veze koje nastaju između molekula koje imaju visoko polarne kovalentne veze - H-F, H-O ili H-N. Ako postoje takve veze u molekuli, onda će ih biti i između molekula dodatne privlačne sile .

Obrazovni mehanizam vodikova veza je dijelom elektrostatska, a dijelom donor-akceptorska. U ovom slučaju donor elektronskog para je atom jako elektronegativnog elementa (F, O, N), a akceptor su atomi vodika povezani s tim atomima. Vodikove veze karakteriziraju usredotočenost u prostoru i zasićenost

Vodikove veze mogu se označiti točkama: H ··· O. Što je veća elektronegativnost atoma spojenog na vodik, a što je njegova veličina manja, to je vodikova veza jača. Tipično je prvenstveno za veze fluor s vodikom , kao i do kisik i vodik , manje dušik s vodikom .

Vodikove veze se javljaju između sljedećih tvari:

— vodikov fluorid HF(plin, otopina fluorovodonika u vodi - fluorovodična kiselina), voda H 2 O (para, led, tekuća voda):

— otopina amonijaka i organskih amina- između molekula amonijaka i vode;

— organski spojevi u kojima su O-H ili N-H veze: alkoholi, karboksilne kiseline, amini, aminokiseline, fenoli, anilin i njegovi derivati, proteini, otopine ugljikohidrata - monosaharida i disaharida.

Vodikova veza utječe na fizikalna i kemijska svojstva tvari. Dakle, dodatno privlačenje između molekula otežava vrenje tvari. Tvari s vodikovim vezama pokazuju abnormalno povećanje vrelišta.

Na primjer U pravilu, s povećanjem molekularne težine, uočava se povećanje vrelišta tvari. Međutim, u nizu tvari H2O-H2S-H2Se-H2Te ne opažamo linearnu promjenu vrelišta.

Naime, kod vrelište vode je nenormalno visoko - ne manje od -61 o C, kako nam pokazuje ravna crta, ali mnogo više, +100 o C. Ova anomalija se objašnjava prisutnošću vodikovih veza između molekula vode. Stoga je u normalnim uvjetima (0-20 o C) voda tekućina po faznom stanju.

U razmatranim primjerima nastanka kemijske veze sudjelovao je elektronski par. Ova veza se zove singl. Ponekad se naziva običnim, t.j. obični. Ova vrsta veze obično se označava jednom linijom koja povezuje simbole atoma koji međusobno djeluju.

Preklapanje elektronskih oblaka duž ravne linije koja povezuje dvije jezgre dovodi do sigma veze(o-spoj). Jednostruka veza je u većini slučajeva a-veza.

Spoj nastao preklapanjem bočnih područja oblaka p-elektrona naziva se pi obveznice(Ja sam veza). Dvostruko I utrostručiti veze se formiraju uz sudjelovanje dva odnosno tri elektronska para. Dvostruka veza je jedna a-veza i jedna r-veza, trostruka veza je jedna a-veza i dvije r-veze.

Razmotrimo stvaranje veza u molekulama etana C 2 H 6, etilena C 2 H 4, acetilena C 2 H 2 i benzena C 6 H b.

Kutovi između veza u molekuli etan SA ; N (. gotovo točno jednake jedna drugoj (Sl. 1.18, A) a ne razlikuju se od kutova između C-H veza u molekuli metana. Stoga se može pretpostaviti da su vanjske elektronske ljuske ugljikovih atoma u stanju $p 3 hibridizacije. Molekula C 2 H 6 je dijamagnetična i nema električni dipolni moment. Energija C-C veze je -335 kJ/mol. Sve veze u molekuli C 9 H 6 su a-veze.

U molekuli etilen Kod 2 H 4 kutovi između veza su približno 120°. Iz ovoga možemo zaključiti da $p 2 hibridizacija vanjskih elektronskih orbitala atoma ugljika (sl. 1.18, b). C-H veze leže u istoj ravnini pod kutovima od oko 120°. Svaki atom ugljika ima jednu nehibridnu p-orbitalu koja sadrži

Riža. 1.18. Modeli molekula etana ( A ), etilen (b) i acetilen (u)

pritiskajući jedan po jedan elektron. Ove su orbitale smještene okomito na ravninu crteža.

Energija veze između atoma ugljika u molekuli etilena C 2 H 4 jednaka je -592 kJ/mol. Kad bi atomi ugljika bili povezani istom vezom kao u molekuli etana, tada bi energije vezanja u tim molekulama bile bliske.

Međutim, energija vezanja između ugljikovih atoma u etanu iznosi 335 kJ/mol, što je gotovo dva puta manje nego u etilenu. Tako značajna razlika u energijama vezanja između atoma ugljika u molekulama etilena i etana objašnjava se mogućom interakcijom nehibridnih p-orbitala, što je prikazano na Sl. 1.18 , b prikazan valovitim linijama. Ovako nastala veza naziva se I-veza.

U molekuli etilena C 2 H 4 četiri C-H veze, kao i u molekuli metana CH 4, su a-veze, a veza između ugljikovih atoma je a-veza i l-veza, tj. dvostruka veza, a formula etilena se piše kao H 2 C=CH 2.

Molekula acetilena C 2 H 2 linearna (Sl. 1.18, V ), što govori u prilog sp hibridizaciji. Energija veze između atoma ugljika je -811 kJ/mol, što upućuje na postojanje jedne a-veze i dvije l-veze, tj. Ovo je trostruka veza. Formula acetilena se piše kao HC=CH.

Jedno od teških pitanja kemije jest utvrditi prirodu veza između ugljikovih atoma u tzv. aromatski spojevi , posebice u molekuli benzena C 6 H (.. Molekula benzena je ravna, kutovi između veza ugljikovih atoma jednaki su u

Riža. 1.19.

A - model formule: 6 - ^-orbitale ugljikovih atoma i a-veze između ugljikovih atoma i ugljikovih i vodikovih atoma; V- p-nastanjeni i l-veze između

atomi ugljika

120°, što upućuje na B-hibridizaciju vanjskih orbitala ugljikovih atoma. Tipično je molekula benzena prikazana kao što je prikazano na riža. 1.19, A.

Čini se da bi u benzenu veza između atoma ugljika trebala biti duža od C=C dvostruke veze jer je jača. Međutim, proučavanje strukture molekule benzena pokazuje da su sve udaljenosti između atoma ugljika u benzenskom prstenu iste.

Ova značajka molekule najbolje se objašnjava činjenicom da su nehibridne p-orbitale svih ugljikovih atoma preklapane "bočnim" dijelovima (Sl. 1.19, b), dakle, sve međunuklearne udaljenosti između ugljikovih atoma su jednake. Na sl. 1.19, V prikazujući a-veze između atoma ugljika nastale preklapanjem sp 2 - hibridne orbitale.

Energija veze između atoma ugljik u molekuli benzena C 6 H 6 jednak je -505 kJ/mol, a to sugerira da su te veze srednje između jednostruke i dvostruke veze. Imajte na umu da se elektroni p-orbitala u molekuli benzena kreću duž zatvorene šesterokut, i oni delokalizirano(ne odnose se na neko određeno mjesto).

Višestruke (dvostruke i trostruke) veze

U mnogim molekulama atomi su povezani dvostrukim i trostrukim vezama:

Mogućnost stvaranja višestrukih veza je zbog geometrijskih karakteristika atomskih orbitala. Atom vodika tvori svoju jedinu kemijsku vezu uz sudjelovanje valentne 5-orbitale, koja ima sferni oblik. Preostali atomi, uključujući čak i atome elemenata 5-bloka, imaju valentne p-orbitale koje imaju prostornu orijentaciju duž koordinatnih osi.

U molekuli vodika kemijsku vezu ostvaruje elektronski par čiji je oblak koncentriran između atomskih jezgri. Veze ovog tipa nazivaju se st-veze (a - čita se "sigma"). Nastaju međusobnim preklapanjem 5- i ir-orbitala (sl. 6.3).

Riža. 63

Između atoma više nema mjesta za još jedan par elektrona. Kako onda nastaju dvostruke, pa čak i trostruke veze? Moguće je preklapati elektronske oblake orijentirane okomito na os koja prolazi kroz središta atoma (slika 6.4). Ako je os molekule poravnata s koordinatnom x y tada su orbitale orijentirane okomito na njega plf I r 2. Preklapanje u paru RU I str 2 orbitale dvaju atoma daje kemijske veze, čija je elektronska gustoća koncentrirana simetrično s obje strane osi molekule. Nazivaju se l-veze.

Ako atomi imaju RU i/ili str 2 orbitale sadrže nesparene elektrone, nastaju jedna ili dvije n-veze. To objašnjava mogućnost postojanja dvostruke (a + z) i trostruke (a + z + z) veze. Najjednostavnija molekula s dvostrukom vezom između atoma je molekula etilen ugljikovodika C 2 H 4 . Na sl. Slika 6.5 prikazuje oblak r-veza u ovoj molekuli, a c-veze su shematski označene crticama. Molekula etilena sastoji se od šest atoma. Čitateljima vjerojatno pada na pamet da je dvostruka veza između atoma predstavljena u jednostavnijoj dvoatomnoj molekuli kisika (0 = 0). U stvarnosti je elektronička struktura molekule kisika složenija i njezina se struktura može objasniti samo na temelju metode molekularnih orbitala (vidi dolje). Primjer najjednostavnije molekule s trostrukom vezom je dušik. Na sl. Slika 6.6 prikazuje n-veze u ovoj molekuli; točkice pokazuju usamljene elektronske parove dušika.

Riža. 6.4.

Riža. 6.5.

Riža. 6.6.

Kada se formiraju n-veze, snaga molekula se povećava. Za usporedbu, uzmimo neke primjere.

Uzimajući u obzir navedene primjere, možemo izvući sljedeće zaključke:

• - snaga (energija) veze raste s povećanjem višestrukosti veze;
• - na primjeru vodika, fluora i etana također se može uvjeriti da je snaga kovalentne veze određena ne samo mnoštvom, već i prirodom atoma između kojih je ta veza nastala.

U organskoj kemiji dobro je poznato da su molekule s višestrukim vezama reaktivnije od takozvanih zasićenih molekula. Razlog tome postaje jasan kada se uzme u obzir oblik elektronskih oblaka. Elektronski oblaci a-veza koncentrirani su između jezgri atoma i njima su, takoreći, oklopljeni (zaštićeni) od utjecaja drugih molekula. U slučaju n-sprezanja, oblaci elektrona nisu zaštićeni atomskim jezgrama i lakše se pomiču kada se molekule koje reagiraju približavaju jedna drugoj. Ovo olakšava naknadno preuređivanje i transformaciju molekula. Izuzetak među svim molekulama je molekula dušika, koju karakterizira i vrlo velika čvrstoća i izuzetno niska reaktivnost. Stoga će dušik biti glavna komponenta atmosfere.

Sl. 1. Orbitalni polumjeri elemenata (r a) i duljina jednoelektronske kemijske veze (d)

Najjednostavniju jednoelektronsku kemijsku vezu stvara jedan valentni elektron. Ispada da je jedan elektron sposoban držati dva pozitivno nabijena iona zajedno. U jednoelektronskoj vezi, Coulombove sile odbijanja pozitivno nabijenih čestica kompenziraju se Coulombovim silama privlačenja tih čestica prema negativno nabijenom elektronu. Valentni elektron postaje zajednički dvjema jezgrama molekule.

Primjeri takvih kemijskih spojeva su molekularni ioni: H 2 +, Li 2 +, Na 2 +, K 2 +, Rb 2 +, Cs 2 +:

Polarne kovalentne veze pojavljuju se u heteronuklearnim dvoatomnim molekulama (slika 3). Vezni elektronski par u polarnoj kemijskoj vezi približava se atomu s višim prvim potencijalom ionizacije.

Udaljenost d između atomskih jezgri, koja karakterizira prostornu strukturu polarnih molekula, može se približno smatrati zbrojem kovalentnih polumjera odgovarajućih atoma.

Svojstva nekih polarnih tvari

Pomak veznog elektronskog para na jednu od jezgri polarne molekule dovodi do pojave električnog dipola (elektrodinamika) (slika 4).

Udaljenost između težišta pozitivnih i negativnih naboja naziva se duljina dipola. Polaritet molekule, kao i polaritet veze, ocjenjuje se vrijednošću dipolnog momenta μ, koji je umnožak duljine dipola l i vrijednosti elektroničkog naboja:

Višestruke kovalentne veze

Višestruke kovalentne veze predstavljaju nezasićeni organski spojevi koji sadrže dvostruke i trostruke kemijske veze. Da bi opisao prirodu nezasićenih spojeva, L. Pauling uvodi koncepte sigma i π veze, hibridizacije atomskih orbitala.

Paulingova hibridizacija za dva S i dva p elektrona omogućila je objašnjenje usmjerenosti kemijskih veza, posebice tetraedarske konfiguracije metana. Da bi se objasnila struktura etilena, od četiri ekvivalentna Sp 3 elektrona ugljikovog atoma, jedan p-elektron mora biti izoliran da bi se stvorila dodatna veza, koja se naziva π veza. U ovom slučaju, tri preostale Sp 2 hibridne orbitale nalaze se u ravnini pod kutom od 120° i tvore bazične veze, na primjer, planarna molekula etilena (slika 5).

U Paulingovoj novoj teoriji, svi vezni elektroni postali su jednaki i jednako udaljeni od linije koja povezuje jezgre molekule. Paulingova teorija savijene kemijske veze uzela je u obzir statističku interpretaciju M. Bornove valne funkcije i Coulombovu elektronsku korelaciju elektrona. Pojavilo se fizičko značenje - priroda kemijske veze u potpunosti je određena električnom interakcijom jezgri i elektrona. Što je više veznih elektrona, to je manja međunuklearna udaljenost i jača je kemijska veza između atoma ugljika.

Kemijska veza s tri centra

Daljnji razvoj ideja o kemijskim vezama dao je američki fizikalni kemičar W. Lipscomb, koji je razvio teoriju dvoelektronskih veza s tri središta i topološku teoriju koja omogućuje predviđanje strukture još nekih bor hidrida (vodikovih hidrida ).

Elektronski par u kemijskoj vezi s tri središta postaje zajednički za tri atomske jezgre. U najjednostavnijem predstavniku kemijske veze s tri središta - molekularnom vodikovom ionu H 3 +, elektronski par drži tri protona zajedno (slika 6).

sl. 7. Diboran

Postojanje borana s njihovim dvoelektronskim trocentralnim vezama s "premostujućim" atomima vodika narušilo je kanonsku doktrinu valencije. Ispostavilo se da je atom vodika, koji se prije smatrao standardnim jednovalentnim elementom, povezan identičnim vezama s dva atoma bora i formalno je postao dvovalentan element. Rad W. Lipscomba na dešifriranju strukture borana proširio je razumijevanje kemijskih veza. Nobelov odbor dodijelio je Williamu Nunnu Lipscombu nagradu za kemiju za 1976. s formulacijom "Za njegova proučavanja strukture borana (borohidrita), razjašnjavajući probleme kemijskih veza."

Višemjesna kemijska veza

Slika 8. Molekula ferocena

Slika 9. Dibenzen krom

Slika 10. Uranocen

Svih deset veza (C-Fe) u molekuli ferocena je ekvivalentno, vrijednost međunuklearne Fe-c udaljenosti je 2,04 Å. Svi atomi ugljika u molekuli ferocena su strukturno i kemijski ekvivalentni, duljina svake C-C veze je 1,40 - 1,41 Å (za usporedbu, u benzenu duljina C-C veze je 1,39 Å). Oko atoma željeza pojavljuje se omotač od 36 elektrona.

Dinamika kemijske veze

Kemijska veza je prilično dinamična. Dakle, metalna veza se transformira u kovalentnu vezu tijekom faznog prijelaza tijekom isparavanja metala. Prijelaz metala iz krutog u parovito stanje zahtijeva utrošak velike količine energije.

U parovima, ti se metali sastoje praktički od homonuklearnih dvoatomnih molekula i slobodnih atoma. Kada se metalna para kondenzira, kovalentna veza se pretvara u metalnu vezu.

Isparavanje soli s tipičnim ionskim vezama, kao što su fluoridi alkalnih metala, dovodi do razaranja ionske veze i stvaranja heteronuklearnih dvoatomnih molekula s polarnom kovalentnom vezom. U tom slučaju dolazi do stvaranja dimernih molekula s premoštenim vezama.

Značajke kemijskih veza u molekulama fluorida alkalijskih metala i njihovih dimera.

Tijekom kondenzacije para fluorida alkalijskih metala polarna kovalentna veza se transformira u ionsku vezu uz stvaranje odgovarajuće kristalne rešetke soli.

Mehanizam prijelaza kovalentne u metalnu vezu

Slika 11. Odnos između orbitalnog polumjera elektronskog para r e i duljine kovalentne kemijske veze d

Slika 12. Orijentacija dipola dvoatomnih molekula i formiranje iskrivljenog oktaedarskog fragmenta klastera tijekom kondenzacije para alkalijskih metala

Sl. 13. Tjelesno centrirani kubični raspored jezgri u kristalima alkalnih metala i poveznica

Disperzivno privlačenje (Londonove sile) određuje međuatomsko međuatomsko djelovanje i stvaranje homonuklearnih dvoatomnih molekula iz atoma alkalijskih metala.

Stvaranje kovalentne veze metal-metal povezano je s deformacijom elektroničkih ljuski atoma u interakciji - valentni elektroni stvaraju vezni elektronski par, čija je gustoća elektrona koncentrirana u prostoru između atomskih jezgri nastale molekule. Karakteristična značajka homonuklearnih dvoatomnih molekula alkalnih metala je velika duljina kovalentne veze (3,6-5,8 puta veća od duljine veze u molekuli vodika) i niska energija njezina kidanja.

Navedeni odnos između r e i d određuje neravnomjernu raspodjelu električnih naboja u molekuli - negativni električni naboj veznog elektronskog para koncentriran je u središnjem dijelu molekule, a pozitivni električni naboji dviju atomskih jezgri koncentrirani su na krajeve molekule.

Neravnomjerna raspodjela električnih naboja stvara uvjete za međudjelovanje molekula zbog orijentacijskih sila (van der Waalsovih sila). Molekule alkalijskih metala nastoje se orijentirati na takav način da se u njihovoj blizini pojave suprotni električni naboji. Kao rezultat toga, između molekula djeluju privlačne sile. Zahvaljujući prisutnosti potonjeg, molekule alkalnih metala se približavaju i više ili manje čvrsto spajaju. Istodobno, dolazi do neke deformacije svake od njih pod utjecajem bližih polova susjednih molekula (slika 12).

Zapravo, vezni elektroni izvorne dvoatomne molekule, padajući u električno polje četiriju pozitivno nabijenih atomskih jezgri molekula alkalijskih metala, otkidaju se od orbitalnog radijusa atoma i postaju slobodni.

U tom slučaju vezni elektronski par postaje zajednički za sustav sa šest kationa. Izgradnja metalne kristalne rešetke počinje u fazi klastera. U kristalnoj rešetki alkalnih metala jasno je izražena struktura spojne veze koja ima oblik iskrivljenog spljoštenog oktaedra - kvadratne bipiramide, čija su visina i rubovi baze jednaki vrijednosti translacijske rešetke. konstanta a w (slika 13).

Vrijednost translacijske konstante rešetke a w kristala alkalijskog metala znatno premašuje duljinu kovalentne veze molekule alkalijskog metala, stoga je općenito prihvaćeno da su elektroni u metalu u slobodnom stanju:

Matematička konstrukcija povezana sa svojstvima slobodnih elektrona u metalu obično se poistovjećuje s "Fermijevom površinom", koju treba smatrati geometrijskim mjestom gdje se nalaze elektroni, osiguravajući glavno svojstvo metala - provođenje električne struje.

Uspoređujući proces kondenzacije para alkalijskih metala s procesom kondenzacije plinova, na primjer, vodika, pojavljuje se karakteristična značajka u svojstvima metala. Dakle, ako se tijekom kondenzacije vodika pojavljuju slabe međumolekulske interakcije, tada se tijekom kondenzacije metalne pare javljaju procesi koji su karakteristični za kemijske reakcije. Sama kondenzacija metalne pare odvija se u nekoliko faza i može se opisati sljedećim procesom: slobodni atom → dvoatomna molekula s kovalentnom vezom → metalni klaster → kompaktni metal s metalnom vezom.

Međudjelovanje molekula halogenida alkalnih metala prati njihova dimerizacija. Molekula dimera može se smatrati električnim kvadrupolom (slika 15). Trenutno su poznate glavne karakteristike dimera halogenida alkalijskih metala (duljine kemijskih veza i vezni kutovi između veza).

Duljina kemijske veze i vezni kut u dimerima halogenida alkalijskih metala (E 2 X 2) (plinska faza).

E 2 X 2	X=F		X=Cl		X=Br		X=I
	dEF, Å		d ECl, Å		d EBr, Å		d EI, Å
Li 2 X 2	1,75	105	2,23	108	2,35	110	2,54	116
Na 2 X 2	2,08	95	2,54	105	2,69	108	2,91	111
K 2 X 2	2,35	88	2,86	98	3,02	101	3,26	104
Cs 2 X 2	2,56	79	3,11	91	3,29	94	3,54	94

Tijekom procesa kondenzacije povećava se učinak orijentacijskih sila, međumolekularna interakcija je popraćena stvaranjem klastera, a zatim čvrste tvari. Halidi alkalijskih metala tvore kristale s jednostavnim kubičnim i tjelesno centriranim kubičnim rešetkama.

Vrsta kristalne rešetke i konstanta translacijske rešetke za halogenide alkalijskih metala.

Tijekom procesa kristalizacije dolazi do daljnjeg povećanja međuatomske udaljenosti, što dovodi do uklanjanja elektrona iz orbitalnog radijusa atoma alkalijskog metala i prijenosa elektrona na atom halogena uz stvaranje odgovarajućih iona. Polja sila iona ravnomjerno su raspoređena u svim smjerovima u prostoru. U tom smislu, u kristalima alkalnih metala, polje sile svakog iona koordinira više od jednog iona suprotnog predznaka, kao što je uobičajeno za kvalitativno predstavljanje ionske veze (Na + Cl -).

U kristalima ionskih spojeva, koncept jednostavnih dvoionskih molekula kao što su Na + Cl - i Cs + Cl - gubi svoje značenje, budući da je ion alkalijskog metala povezan sa šest iona klora (u kristalu natrijevog klorida) i s osam ioni klora (u kristalu cezijevog klorida. Međutim, sve međuionske udaljenosti u kristalima su ekvidistantne.

Bilješke

1. Priručnik anorganske kemije. Konstante anorganskih tvari. - M.: “Chemistry”, 1987. - P. 124. - 320 str.
2. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Priručnik anorganske kemije. Konstante anorganskih tvari. - M.: “Chemistry”, 1987. - P. 132-136. - 320 s.
3. Gankin V.Yu., Gankin Yu.V. Kako se stvara kemijska veza i odvijaju kemijske reakcije. - M .: izdavačka grupa "Granitsa", 2007. - 320 str. - ISBN 978-5-94691296-9
4. Nekrasov B.V. Tečaj opće kemije. - M.: Goskhimizdat, 1962. - P. 88. - 976 str.
5. Pauling L. Priroda kemijske veze / uredio Y.K. Syrkin. - po. iz engleskog M.E. Dyatkina. - M.-L.: Goskhimizdat, 1947. - 440 str.
6. Teorijska organska kemija / ur. R.H. Freidlina. - po. iz engleskog Yu.G.Bundela. - M.: Izdavačka kuća. strana književnost, 1963. - 365 str.
7. Lemenovski D.A., Levitski M.M. Ruski kemijski časopis (časopis Ruskog kemijskog društva nazvan po D.I. Mendelejevu). - 2000. - T. XLIV, broj 6. - Str. 63-86.
8. Kemijski enciklopedijski rječnik / pogl. izd. I.L. Knunyants. - M.: Sov. enciklopedija, 1983. - P. 607. - 792 str.
9. Nekrasov B.V. Tečaj opće kemije. - M.: Goskhimizdat, 1962. - P. 679. - 976 str.
10. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Priručnik anorganske kemije. Konstante anorganskih tvari. - M.: “Chemistry”, 1987. - P. 155-161. - 320 s.
11. Gillespie R. Geometrija molekula / trans. iz engleskog E.Z. Zasorina i V.S. Mastrjukova, ur. Yu.A Pentina. - M.: “Mir”, 1975. - P. 49. - 278 str.
12. Kemičarski priručnik. - 2. izdanje, revidirano. i dodatni - L.-M.: Državni znanstveni i tehnički institut za kemijsku literaturu, 1962. - T. 1. - P. 402-513. - 1072 str.
13. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Priručnik anorganske kemije. Konstante anorganskih tvari.. - M.: “Chemistry”, 1987. - P. 132-136. - 320 s.
14. Ziman J. Elektroni u metalima (uvod u teoriju Fermijevih površina). Napredak fizikalnih znanosti.. - 1962. - T. 78, izdanje 2. - 291 str.

vidi također

• Kemijska veza- članak iz Velike sovjetske enciklopedije
• Kemijska veza- Chemport.ru
• Kemijska veza- Fizička enciklopedija

Kovalentna veza. Višestruka veza. Nepolarna veza. Polarni spoj.

Valentni elektroni. Hibridna (hibridizirana) orbitala. Duljina veze

Ključne riječi.

Obilježja kemijskih veza u bioorganskim spojevima

AROMATIČNOST

PREDAVANJE 1

POVEZANI SUSTAVI: AKIKLIČKI I CIKLIČKI.

1. Značajke kemijskih veza u bioorganskim spojevima. Hibridizacija orbitala atoma ugljika.

2. Podjela konjugiranih sustava: aciklički i ciklički.

3 Vrste konjugacije: π, π i π, r

4. Kriteriji stabilnosti za spregnute sustave - “energija konjugacije”

5. Aciklički (neciklički) konjugirani sustavi, vrste konjugacije. Glavni predstavnici (alkadieni, nezasićene karboksilne kiseline, vitamin A, karoten, likopen).

6. Ciklički konjugirani sustavi. Kriteriji aromatičnosti. Hückelovo pravilo. Uloga π-π-, π-ρ-konjugacije u stvaranju aromatskih sustava.

7.Karbociklički aromatski spojevi: (benzen, naftalen, antracen, fenantren, fenol, anilin, benzojeva kiselina) - struktura, nastanak aromatskog sustava.

8. Heterociklički aromatski spojevi (piridin, pirimidin, pirol, purin, imidazol, furan, tiofen) - struktura, značajke nastanka aromatskog sustava. Hibridizacija elektronskih orbitala atoma dušika pri nastanku petero- i šesteročlanih heteroaromatskih spojeva.

9. Medicinsko i biološko značenje prirodnih spojeva koji sadrže sustave konjugiranih veza i aromatske.

Početna razina znanja za svladavanje teme (školski tečaj kemije):

Elektroničke konfiguracije elemenata (ugljik, kisik, dušik, vodik, sumpor, halogeni), pojam "orbitala", hibridizacija orbitala i prostorna orijentacija orbitala elemenata 2. periode, vrste kemijskih veza, značajke nastanka kovalentnih σ- i π-veza, promjene elektronegativnosti elemenata u periodi i skupini, klasifikacija i načela nomenklature organskih spojeva.

Organske molekule nastaju kovalentnim vezama. Kovalentne veze nastaju između dviju atomskih jezgri zbog zajedničkog (dijeljenog) para elektrona. Ova metoda se odnosi na mehanizam razmjene. Nastaju nepolarne i polarne veze.

Nepolarne veze karakterizira simetrična raspodjela gustoće elektrona između dva atoma koja veza povezuje.

Polarne veze karakterizira asimetrična (neravnomjerna) distribucija gustoće elektrona; ona se pomiče prema elektronegativnijem atomu.

Niz elektronegativnosti (sastavljen opadajućim redoslijedom)

A) elementi: F > O > N > C1 > Br > I ~~ S > C > H

B) atom ugljika: C (sp) > C (sp 2) > C (sp 3)

Kovalentne veze mogu biti dvije vrste: sigma (σ) i pi (π).

U organskim molekulama sigma (σ) veze tvore elektroni koji se nalaze u hibridnim (hibridiziranim) orbitalama; gustoća elektrona nalazi se između atoma na konvencionalnoj liniji njihove veze.

π veze (pi veze) nastaju kada se preklapaju dvije nehibridizirane p orbitale. Njihove glavne osi nalaze se paralelne jedna s drugom i okomite na σ vezu. Kombinacija σ i π veza naziva se dvostruka (višestruka) veza i sastoji se od dva para elektrona. Trostruka veza sastoji se od tri para elektrona - jedne σ - i dvije π - veze (iznimno rijetko u bioorganskim spojevima).

σ -Veze sudjeluju u formiranju skeleta molekule, one su glavne, i π -veze se mogu smatrati dodatnim, ali daju molekulama posebna kemijska svojstva.

1.2. Hibridizacija orbitala 6 C atoma ugljika

Elektronska konfiguracija nepobuđenog stanja ugljikovog atoma

izražava se distribucijom elektrona 1s 2 2s 2 2p 2.

Međutim, u bioorganskim spojevima, kao i u većini anorganskih tvari, ugljikov atom ima valenciju četiri.

Dolazi do prijelaza jednog od 2s elektrona u slobodnu 2p orbitalu. Nastaju pobuđena stanja atoma ugljika, stvarajući mogućnost nastanka triju hibridnih stanja, označenih kao C sp 3, C sp 2, C sp.

Hibridna orbitala ima karakteristike različite od "čistih" s, p, d orbitala i "mješavina" je dvije ili više vrsta nehibridiziranih orbitala.

Hibridne orbitale karakteristične su za atome samo u molekulama.

Pojam hibridizacije uveo je 1931. godine L. Pauling, dobitnik Nobelove nagrade.

Razmotrimo položaj hibridnih orbitala u prostoru.

C s p 3 --- -- -- ---

U pobuđenom stanju nastaju 4 ekvivalentne hibridne orbitale. Položaj veza odgovara smjeru središnjih kutova pravilnog tetraedra; kut između bilo koje dvije veze je 109 0 28, .

U alkanima i njihovim derivatima (alkoholi, haloalkani, amini) svi atomi ugljika, kisika i dušika nalaze se u istom sp 3 hibridnom stanju. Atom ugljika čini četiri, atom dušika tri, atom kisika dva kovalentna σ - veze. Oko tih veza moguća je slobodna rotacija dijelova molekule jedan u odnosu na drugi.

U pobuđenom stanju sp 2 pojavljuju se tri ekvivalentne hibridne orbitale, elektroni smješteni na njima tvore tri σ - veze koje se nalaze u istoj ravnini, kut između veza je 120 0. Nastaju nehibridizirane 2p orbitale dvaju susjednih atoma π - veza. Nalazi se okomito na ravninu u kojoj se nalaze σ - veze. Interakcija p-elektrona u ovom slučaju naziva se "bočno preklapanje". Višestruka veza ne dopušta slobodnu rotaciju dijelova molekule oko sebe. Fiksni položaj dijelova molekule popraćen je stvaranjem dvaju geometrijskih planarnih izomernih oblika, koji se nazivaju: cis (cis) - i trans (trans) - izomeri. (cis- lat- s jedne strane, trans- lat- kroz).

π - veza

Atomi povezani dvostrukom vezom nalaze se u stanju sp 2 hibridizacije i

prisutni u alkenima, aromatskim spojevima, tvore karbonilnu skupinu

>C=O, azometinska skupina (imino skupina) -CH=N-

Sa sp 2 --- -- ---

Strukturna formula organskog spoja prikazana je pomoću Lewisovih struktura (svaki par elektrona između atoma zamijenjen je crticom)

C2H6CH3-CH3HH

1.3. Polarizacija kovalentnih veza

Kovalentnu polarnu vezu karakterizira neravnomjerna raspodjela gustoće elektrona. Za označavanje smjera pomaka gustoće elektrona koriste se dvije konvencionalne slike.

Polarna σ – veza. Pomak gustoće elektrona označen je strelicom duž linije veze. Kraj strelice je usmjeren prema elektronegativnijem atomu. Pojava djelomičnog pozitivnog i negativnog naboja označava se slovom “b” “delta” sa željenim znakom naboja.

b + b- b+ b + b- b + b-

CH 3 -> O<- Н СН 3 - >C1 CH3 -> NH2

metanol klorometan aminometan (metilamin)

Polarna π veza. Pomak gustoće elektrona označen je polukružnom (zakrivljenom) strelicom iznad pi veze, također usmjerenom prema elektronegativnijem atomu. ()

b + b- b+ b-

H2C = O CH3 - C === O

metanal |

CH3 propanon -2

1. Odredite vrstu hibridizacije atoma ugljika, kisika, dušika u spojevima A, B, C. Imenujte spojeve prema pravilima IUPAC nomenklature.

A. CH 3 -CH 2 - CH 2 -OH B. CH 2 = CH - CH 2 - CH=O

B. CH 3 - N H– C 2 H 5

2. Zabilježite smjer polarizacije svih navedenih veza u spojevima (A - D)

A. CH 3 – Br B. C 2 H 5 – O- N C. CH 3 -NH- C 2 H 5