Pokud se elektronegativita interaguj?c?ch atom? v?razn? li?? (rozd?l v elektronegativit? je v?t?? ne? 2: DEO>2), pak jeden z elektron? t?m?? ?pln? p?ejde na jin? atom, p?i?em? se vytvo?? ionty. Takov?mu spojen? se ??k? iontov?.

Hlavn? typy chemick?ch vazeb jsou - kovalentn?, iontov? a kovov? spojen?. Zva?me je podrobn?ji.

kovalentn? chemick? vazba

kovalentn? vazba – je to chemick? vazba tvo?en? vznik spole?n?ho elektronov?ho p?ru A:B . V tomto p??pad? dva atomy p?ekryt? atomov? orbitaly. Kovalentn? vazba vznik? interakc? atom? s mal?m rozd?lem v elektronegativit? (zpravidla mezi dv?ma nekovy) nebo atomy jednoho prvku.

Z?kladn? vlastnosti kovalentn?ch vazeb

• orientace,
• saturovatelnost,
• polarita,
• polarizovatelnost.

Tyto vazebn? vlastnosti ovliv?uj? chemick? a fyzik?ln? vlastnosti l?tek.

Sm?r komunikace charakterizuje chemickou strukturu a formu l?tek. ?hly mezi dv?ma vazbami se naz?vaj? vazebn? ?hly. Nap??klad v molekule vody je ?hel vazby H-O-H 104,45 o, tak?e molekula vody je pol?rn? a v molekule metanu je ?hel vazby H-C-H 108 o 28?.

Sytost je schopnost atom? tvo?it omezen? po?et kovalentn?ch chemick?ch vazeb. Po?et vazeb, kter? m??e atom vytvo?it, se naz?v?.

Polarita vazby vznikaj? v d?sledku nerovnom?rn?ho rozlo?en? elektronov? hustoty mezi dva atomy s r?znou elektronegativitou. Kovalentn? vazby se d?l? na pol?rn? a nepol?rn?.

Polarizovatelnost spojen? jsou schopnost vazebn?ch elektron? vyt?snit vn?j?? elektrick? pole(zejm?na elektrick? pole jin? ??stice). Polarizovatelnost z?vis? na pohyblivosti elektron?. ??m d?le je elektron od j?dra, t?m je pohybliv?j??, a proto je molekula v?ce polarizovateln?.

Kovalentn? nepol?rn? chemick? vazba

Existuj? 2 typy kovalentn?ch vazeb - POL?RN? a NEPOL?RN? .

P??klad . Uva?ujme strukturu molekuly vod?ku H 2 . Ka?d? atom vod?ku nese ve sv? vn?j?? energetick? hladin? 1 nep?rov? elektron. Pro zobrazen? atomu pou??v?me Lewisovu strukturu - jedn? se o sch?ma struktury vn?j?? energetick? hladiny atomu, kdy elektrony jsou ozna?eny te?kami. Lewisovy modely bodov? struktury jsou dobr?m pomocn?kem p?i pr?ci s prvky druh? periody.

H. + . H=H:H

Molekula vod?ku m? tedy jeden spole?n? elektronov? p?r a jednu chemickou vazbu H–H. Tento elektronov? p?r nen? p?em?st?n k ??dn?mu z atom? vod?ku, proto?e elektronegativita atom? vod?ku je stejn?. Takov?mu spojen? se ??k? kovalentn? nepol?rn? .

Kovalentn? nepol?rn? (symetrick?) vazba - jedn? se o kovalentn? vazbu tvo?enou atomy se stejnou elektronegativitou (zpravidla stejn?mi nekovy) a tedy s rovnom?rn?m rozlo?en?m elektronov? hustoty mezi j?dry atom?.

Dip?lov? moment nepol?rn?ch vazeb je 0.

P??klady: H2 (H-H), 02 (0=0), S8.

Kovalentn? pol?rn? chemick? vazba

kovalentn? pol?rn? vazba je kovalentn? vazba, kter? se vyskytuje mezi atomy s r?znou elektronegativitou (obvykle, r?zn? nekovy) a je charakterizov?n p?em?st?n? spole?n? elektronov? p?r k elektronegativn?j??mu atomu (polarizace).

Elektronov? hustota je posunuta k v?ce elektronegativn?mu atomu - proto na n?m vznik? ??ste?n? z?porn? n?boj (d-) a na m?n? elektronegativn?m atomu ??ste?n? kladn? n?boj (d+, delta +).

??m v?t?? je rozd?l v elektronegativit? atom?, t?m vy??? polarita spojen? a je?t? v?ce dip?lov? moment . Mezi sousedn?mi molekulami a n?boji opa?n?ho znam?nka p?sob? dodate?n? p?ita?liv? s?ly, kter? se zvy?uj? s?la spojen?.

Polarita vazby ovliv?uje fyzik?ln? a chemick? vlastnosti slou?enin. Na polarit? vazby z?vis? reak?n? mechanismy a dokonce i reaktivita sousedn?ch vazeb. ?asto rozhoduje polarita vazby polarita molekuly a t?m p??mo ovliv?uje takov? fyzik?ln? vlastnosti, jako je bod varu a bod t?n?, rozpustnost v pol?rn?ch rozpou?t?dlech.

P??klady: HC1, C02, NH3.

Mechanismy tvorby kovalentn? vazby

Kovalentn? chemick? vazba m??e vzniknout dv?ma mechanismy:

1. v?m?nn? mechanismus vytvo?en? kovalentn? chemick? vazby je, kdy? ka?d? ??stice poskytuje jeden nep?rov? elektron pro vytvo?en? spole?n?ho elektronov?ho p?ru:

ALE . + . B = A:B

2. Vytvo?en? kovalentn? vazby je takov? mechanismus, ve kter?m jedna z ??stic poskytuje nesd?len? elektronov? p?r a druh? ??stice poskytuje tomuto elektronov?mu p?ru pr?zdn? orbital:

ALE: + B = A:B

V tomto p??pad? jeden z atom? poskytuje nesd?len? elektronov? p?r ( d?rce) a druh? atom poskytuje tomuto p?ru pr?zdn? orbital ( akceptor). V d?sledku vzniku vazby kles? jak energie elektron?, tzn. to je v?hodn? pro atomy.

Kovalentn? vazba tvo?en? mechanismem donor-akceptor, nen? jin? vlastnostmi z jin?ch kovalentn?ch vazeb vytvo?en?ch v?m?nn?m mechanismem. Vznik kovalentn? vazby mechanismem donor-akceptor je typick? pro atomy bu? s velk?m po?tem elektron? ve vn?j?? energetick? hladin? (donory elektron?), nebo naopak s velmi mal?m po?tem elektron? (akceptory elektron?). Valen?n? mo?nosti atom? jsou podrobn?ji zva?ov?ny v odpov?daj?c?m.

Kovalentn? vazba je tvo?ena mechanismem donor-akceptor:

- v molekule oxid uhelnat? CO(vazba v molekule je trojn?, 2 vazby jsou tvo?eny mechanismem v?m?ny, jedna mechanismem donor-akceptor): C?O;

- v amonn? iont NH 4 +, v iontech organick? aminy nap??klad v methylamoniov?m iontu CH3-NH2+;

- v komplexn? slou?eniny chemick? vazba mezi centr?ln?m atomem a skupinami ligand?, nap??klad v tetrahydroxoalumin?tu sodn?m Na vazba mezi hlin?kem a hydroxidov?mi ionty;

- v kyselina dusi?n? a jej? soli- dusi?nany: HNO 3 , NaNO 3 , v n?kter?ch dal??ch slou?enin?ch dus?ku;

- v molekule oz?n O 3.

Hlavn? charakteristiky kovalentn? vazby

Mezi atomy nekov? se zpravidla vytv??? kovalentn? vazba. Hlavn? charakteristiky kovalentn? vazby jsou d?lka, energie, multiplicita a sm?rovost.

Mnohon?sobnost chemick? vazby

Mnohon?sobnost chemick? vazby - tohle je po?et sd?len?ch elektronov?ch p?r? mezi dv?ma atomy ve slou?enin?. Multiplicitu vazby lze celkem snadno ur?it z hodnoty atom?, kter? tvo?? molekulu.

Nap??klad , v molekule vod?ku H 2 je vazebn? n?sobnost 1, proto?e ka?d? vod?k m? na vn?j?? energetick? hladin? pouze 1 nep?rov? elektron, proto vznik? jeden spole?n? elektronov? p?r.

V molekule kysl?ku O 2 je vazebn? multiplicita 2, proto?e ka?d? atom m? ve sv? vn?j?? energetick? hladin? 2 nep?rov? elektrony: O=O.

V molekule dus?ku N 2 je vazebn? multiplicita 3, proto?e mezi ka?d?m atomem jsou 3 nep?rov? elektrony na vn?j?? energetick? hladin? a atomy tvo?? 3 spole?n? elektronov? p?ry N?N.

D?lka kovalentn? vazby

D?lka chemick? vazby je vzd?lenost mezi st?edy jader atom?, kter? tvo?? vazbu. Stanovuje se experiment?ln?mi fyzik?ln?mi metodami. D?lku vazby lze p?ibli?n? odhadnout podle pravidla aditivity, podle kter?ho je d?lka vazby v molekule AB p?ibli?n? rovna polovin? sou?tu d?lek vazeb v molekul?ch A2 a B2:

D?lku chemick? vazby lze zhruba odhadnout pod?l polom?r? atom?, tvo??c? vazbu, pop? d?ky rozmanitosti komunikace pokud se polom?ry atom? p??li? neli??.

Se zv?t?ov?n?m polom?r? atom? tvo??c?ch vazbu se d?lka vazby zv?t?uje.

Nap??klad

S n?r?stem n?sobnosti vazeb mezi atomy (jejich? atomov? polom?ry se neli?? nebo se m?rn? li??) se d?lka vazby zkracuje.

Nap??klad . V ?ad?: C–C, C=C, C?C se d?lka vazby zmen?uje.

Energie vazby

M???tkem s?ly chemick? vazby je energie vazby. Energie vazby je ur?ena energi? pot?ebnou k p?eru?en? vazby a odstran?n? atom?, kter? tvo?? tuto vazbu, do nekone?n? vzd?lenosti od sebe.

Kovalentn? vazba je velmi odoln?. Jeho energie se pohybuje od n?kolika des?tek do n?kolika stovek kJ/mol. ??m v?t?? je vazebn? energie, t?m v?t?? je pevnost vazby a naopak.

S?la chemick? vazby z?vis? na d?lce vazby, polarit? vazby a multiplicit? vazby. ??m del?? je chemick? vazba, t?m sn?ze se rozbije a ??m ni??? je energie vazby, t?m ni??? je jej? pevnost. ??m krat?? je chemick? vazba, t?m je siln?j?? a t?m v?t?? je energie vazby.

Nap??klad, v ?ad? slou?enin HF, HCl, HBr zleva doprava s?la chemick? vazby kles?, proto?e d?lka vazby se prodlu?uje.

Iontov? chemick? vazba

Iontov? vazba je chemick? vazba zalo?en? na elektrostatick? p?ita?livost iont?.

ionty se tvo?? v procesu p?ij?m?n? nebo vyd?v?n? elektron? atomy. Nap??klad atomy v?ech kov? slab? dr?? elektrony vn?j?? energetick? hladiny. Proto jsou charakterizov?ny atomy kov? obnovuj?c? vlastnosti schopnost darovat elektrony.

P??klad. Atom sod?ku obsahuje 1 elektron na 3. energetick? ?rovni. Atom sod?ku, kter? jej snadno rozd?v?, tvo?? mnohem stabiln?j?? iont Na + s elektronovou konfigurac? u?lechtil?ho neonov?ho plynu Ne. Sod?kov? iont obsahuje 11 proton? a pouze 10 elektron?, tak?e celkov? n?boj iontu je -10+11 = +1:

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

P??klad. Atom chloru m? ve sv? vn?j?? energetick? hladin? 7 elektron?. K z?sk?n? konfigurace stabiln?ho inertn?ho atomu argonu Ar, pot?ebuje chlor p?ipojit 1 elektron. Po p?ipojen? elektronu vznik? stabiln? iont chloru slo?en? z elektron?. Celkov? n?boj iontu je -1:

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

Pozn?mka:

• Vlastnosti iont? jsou jin? ne? vlastnosti atom?!
• Stabiln? ionty mohou vznikat nejen atomy, ale tak? skupiny atom?. Nap??klad: amonn? ion NH 4 +, s?ranov? ion SO 4 2- atd. Chemick? vazby tvo?en? takov?mi ionty jsou rovn?? pova?ov?ny za iontov?;
• Iontov? vazby se obvykle tvo?? mezi kovy a nekovy(skupiny nekov?);

Vznikl? ionty jsou p?itahov?ny d?ky elektrick? p?ita?livosti: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Poj?me to vizu?ln? zobecnit rozd?l mezi typy kovalentn?ch a iontov?ch vazeb:

kovov? spojen? je vztah, kter? se vytv??? relativn? voln? elektrony mezi kovov? ionty tvo?? krystalovou m???ku.

Atomy kov? na vn?j?? energetick? ?rovni obvykle maj? jeden a? t?i elektrony. Polom?ry atom? kov? jsou zpravidla velk? - proto atomy kov? na rozd?l od nekov? pom?rn? snadno daruj? vn?j?? elektrony, tj. jsou siln? reduk?n? ?inidla.

Darov?n?m elektron? se st?vaj? atomy kov? kladn? nabit? ionty . Odd?len? elektrony jsou relativn? voln? se st?huj? mezi kladn? nabit?mi ionty kov?. Mezi t?mito ??sticemi existuje souvislost, proto?e sd?len? elektrony dr?? kovov? kationty ve vrstv?ch pohromad? , ??m? vznikne dostate?n? siln? kovov? krystalov? m???ka . V tomto p??pad? se elektrony nep?etr?it? n?hodn? pohybuj?, tzn. neust?le vznikaj? nov? neutr?ln? atomy a nov? kationty.

Mezimolekul?rn? interakce

Samostatn? stoj? za zv??en? interakc?, ke kter?m doch?z? mezi jednotliv?mi molekulami v l?tce - mezimolekul?rn? interakce . Mezimolekul?rn? interakce jsou typem interakce mezi neutr?ln?mi atomy, ve kter?ch se neobjevuj? nov? kovalentn? vazby. S?ly interakce mezi molekulami objevil van der Waals v roce 1869 a pojmenoval je po n?m. Van dar Waalsovy s?ly. Van der Waalsovy s?ly se d?l? na orientace, indukce a disperze . Energie mezimolekul?rn?ch interakc? je mnohem men?? ne? energie chemick? vazby.

Orienta?n? p?ita?liv? s?ly vznikaj? mezi pol?rn?mi molekulami (dip?l-dip?lov? interakce). Tyto s?ly vznikaj? mezi pol?rn?mi molekulami. Induk?n? interakce je interakce mezi pol?rn? molekulou a nepol?rn? molekulou. Nepol?rn? molekula je polarizov?na p?soben?m pol?rn? molekuly, kter? vytv??? dal?? elektrostatickou p?ita?livost.

Zvl??tn?m typem mezimolekul?rn? interakce jsou vod?kov? vazby. - jedn? se o mezimolekul?rn? (nebo intramolekul?rn?) chemick? vazby, kter? vznikaj? mezi molekulami, ve kter?ch jsou siln? pol?rn? kovalentn? vazby - H-F, H-O nebo H-N. Jsou-li takov? vazby v molekule, pak mezi molekulami budou dodate?n? p?ita?liv? s?ly .

Mechanismus vzd?l?v?n? Vod?kov? vazba je ??ste?n? elektrostatick? a ??ste?n? donor-akceptorov?. V tomto p??pad? p?sob? atom siln? elektronegativn?ho prvku (F, O, N) jako donor elektronov?ho p?ru a atomy vod?ku nav?zan? na tyto atomy p?sob? jako akceptor. Jsou charakterizov?ny vod?kov? vazby orientace ve vesm?ru a nasycen? .

Vod?kov? vazba m??e b?t ozna?ena te?kami: H ··· O. ??m v?t?? je elektronegativita atomu spojen?ho s vod?kem a ??m men?? je jeho velikost, t?m siln?j?? je vod?kov? vazba. Je to charakteristick? p?edev??m pro slou?eniny fluor s vod?kem , stejn? jako k kysl?k s vod?kem , m?n? dus?k s vod?kem .

Vod?kov? vazby se vyskytuj? mezi n?sleduj?c?mi l?tkami:

— fluorovod?k HF(plyn, roztok fluorovod?ku ve vod? - kyselina fluorovod?kov?), voda H2O (p?ra, led, kapaln? voda):

— roztok amoniaku a organick?ch amin?- mezi molekulami amoniaku a vody;

— organick? slou?eniny, ve kter?ch se v??e O-H nebo N-H: alkoholy, karboxylov? kyseliny, aminy, aminokyseliny, fenoly, anilin a jeho deriv?ty, b?lkoviny, roztoky sacharid? - monosacharidy a disacharidy.

Vod?kov? vazba ovliv?uje fyzik?ln? a chemick? vlastnosti l?tek. Dodate?n? p?ita?livost mezi molekulami tedy zt??uje varu l?tek. L?tky s vod?kov?mi vazbami vykazuj? abnorm?ln? zv??en? bodu varu.

Nap??klad S n?r?stem molekulov? hmotnosti je zpravidla pozorov?no zv??en? teploty varu l?tek. Ov?em v ?ad? l?tek H20-H2S-H2Se-H2Te nepozorujeme line?rn? zm?nu bod? varu.

Toti? v bod varu vody je abnorm?ln? vysok? - ne m?n? ne? -61 o C, jak n?m ukazuje p??mka, ale mnohem v?ce, +100 o C. Tato anom?lie se vysv?tluje p??tomnost? vod?kov?ch vazeb mezi molekulami vody. Proto za norm?ln?ch podm?nek (0-20 o C) voda je kapalina podle stavu f?ze.

Kovalentn? vazba se uskute??uje v d?sledku socializace elektron? pat??c?ch ob?ma atom?m ??astn?c?m se interakce. Elektronegativity nekov? jsou dostate?n? velk?, aby nedoch?zelo k p?enosu elektron?.

Elektrony v p?ekr?vaj?c?ch se elektronov?ch orbitalech jsou sd?len?. V tomto p??pad? vznik? situace, kdy jsou vn?j?? elektronov? ?rovn? atom? vypln?ny, to znamen?, ?e vznik? 8- nebo 2-elektronov? vn?j?? obal.

Stav, ve kter?m je elektronov? obal zcela napln?n, se vyzna?uje nejni??? energi? a t?m i maxim?ln? stabilitou.

Existuj? dva mechanismy vzd?l?v?n?:

1. d?rce-akceptor;
2. v?m?na.

V prvn?m p??pad? jeden z atom? poskytuje sv?j elektronov? p?r a druh? - voln? elektronov? orbital.

Ve druh?m p?ich?z? jeden elektron od ka?d?ho ??astn?ka interakce do spole?n?ho p?ru.

Podle toho, o jak? typ se jedn?- atomov? nebo molekul?rn? slou?eniny s podobn?m typem vazby se mohou v?razn? li?it ve fyzik?ln?-chemick?ch vlastnostech.

molekul?rn? l?tky nej?ast?ji plyny, kapaliny nebo pevn? l?tky s n?zk?mi teplotami t?n? a varu, nevodiv?, s n?zkou pevnost?. Pat?? sem: vod?k (H 2), kysl?k (O 2), dus?k (N 2), chlor (Cl 2), brom (Br 2), koso?tvere?n? s?ra (S 8), b?l? fosfor (P 4) a dal?? jednoduch? l?tky ; oxid uhli?it? (CO 2), oxid si?i?it? (SO 2), oxid dusnat? V (N 2 O 5), voda (H 2 O), chlorovod?k (HCl), fluorovod?k (HF), amoniak (NH 3), metan (CH 4), ethylalkohol (C 2 H 5 OH), organick? polymery a dal??.

L?tky atomov? existuj? ve form? siln?ch krystal? s vysok?mi body varu a t?n?, jsou nerozpustn? ve vod? a jin?ch rozpou?t?dlech, mnoh? nevedou elektrick? proud. P??kladem je diamant, kter? m? mimo??dnou pevnost. To je zp?sobeno skute?nost?, ?e diamant je krystal skl?daj?c? se z atom? uhl?ku spojen?ch kovalentn?mi vazbami. V diamantu nejsou ??dn? jednotliv? molekuly. Atomovou strukturu maj? i l?tky jako grafit, k?em?k (Si), oxid k?emi?it? (SiO 2), karbid k?em?ku (SiC) a dal??.

Kovalentn? vazby mohou b?t nejen jednoduch? (jako v molekule chloru Cl2), ale tak? dvojit?, jako v molekule kysl?ku O2, nebo trojit?, jako nap??klad v molekule dus?ku N2. Trojit? maj? z?rove? v?ce energie a jsou odoln?j?? ne? dvojit? a jednoduch?.

Kovalentn? vazba m??e b?t Vznik? jak mezi dv?ma atomy t?ho? prvku (nepol?rn?), tak mezi atomy r?zn?ch chemick?ch prvk? (pol?rn?).

Nen? obt??n? uv?st vzorec slou?eniny s kovalentn? pol?rn? vazbou, pokud porovn?me hodnoty elektronegativity, kter? tvo?? molekuly atom?. Absence rozd?lu v elektronegativit? ur?? nepolaritu. Pokud existuje rozd?l, pak bude molekula pol?rn?.

Nep?ehl?dn?te: Mechanismus vzd?l?v?n?, p??padov? studie.

Kovalentn? nepol?rn? chemick? vazba

Typick? pro jednoduch? l?tky nekovy. Elektrony pat?? k atom?m stejn? a nedoch?z? k ??dn?mu posunu elektronov? hustoty.

N?sleduj?c? molekuly jsou p??klady:

H2, O2, O3, N2, F2, Cl2.

V?jimkou jsou inertn? plyny. Jejich vn?j?? energetick? hladina je zcela napln?na a tvorba molekul je pro n? energeticky nev?hodn?, a proto existuj? ve form? samostatn?ch atom?.

Tak? p??kladem l?tek s nepol?rn? kovalentn? vazbou m??e b?t nap??klad PH3. Navzdory skute?nosti, ?e l?tka se skl?d? z r?zn?ch prvk?, hodnoty elektronegativity prvk? se ve skute?nosti neli??, co? znamen?, ?e nedojde k ??dn?mu posunut? elektronov?ho p?ru.

Kovalentn? pol?rn? chemick? vazba

Pokud jde o kovalentn? pol?rn? vazbu, existuje mnoho p??klad?: HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, CO2, SO3, CCl4, SiO2, CO.

Sch?ma vzniku kovalentn? pol?rn? vazby

V z?vislosti na mechanismu formov?n? se m??e st?t spole?n?m elektrony jednoho nebo obou atom?.

Obr?zek jasn? ukazuje interakci v molekule kyseliny chlorovod?kov?.

P?r elektron? pat?? jak jednomu atomu, tak druh?mu, ob?ma, tak?e vn?j?? hladiny jsou vypln?ny. Ale v?ce elektronegativn? chlor p?itahuje p?r elektron? o n?co bl??e k sob? (zat?mco z?st?v? b??n?). Rozd?l v elektronegativit? nen? dostate?n? velk? na to, aby p?r elektron? zcela p?e?el k jednomu z atom?. V?sledkem je ??ste?n? z?porn? n?boj pro chl?r a ??ste?n? kladn? n?boj pro vod?k. Molekula HCl je pol?rn? molekula.

Fyzik?ln? a chemick? vlastnosti vazby

Komunikaci lze charakterizovat n?sleduj?c?mi vlastnostmi: sm?rovost, polarita, polarizovatelnost a saturace.

R??e. 2.1. Vznik molekul z atom? je doprov?zen redistribuce elektron? valen?n?ch orbital? a vede k z?skat energii proto?e energie molekul je men?? ne? energie neinteraguj?c?ch atom?. Na obr?zku je sch?ma vzniku nepol?rn? kovalentn? chemick? vazby mezi atomy vod?ku.

§2 Chemick? vazba

Za norm?ln?ch podm?nek je molekul?rn? stav stabiln?j?? ne? atomov? stav. (obr.2.1). Vznik molekul z atom? je doprov?zen redistribuc? elektron? ve valen?n?ch orbitalech a vede k n?r?stu energie, proto?e energie molekul je men?? ne? energie neinteraguj?c?ch atom?.(P??loha 3). S?ly, kter? dr?? atomy v molekul?ch, dostaly zobecn?n? n?zev chemick? vazba.

Chemick? vazba mezi atomy je prov?d?na valen?n?mi elektrony a m? elektrickou povahu . Existuj? ?ty?i hlavn? typy chemick?ch vazeb: kovalentn?,iontov?,kov a vod?k.

1 Kovalentn? vazba

Chemick? vazba prov?d?n? elektronov?mi p?ry se naz?v? atomov? nebo kovalentn?. . Slou?eniny s kovalentn?mi vazbami se naz?vaj? atomov? nebo kovalentn?. .

P?i vzniku kovalentn? vazby doch?z? k p?ekr?v?n? elektronov?ch mrak? interaguj?c?ch atom? doprov?zen? uvoln?n?m energie (obr. 2.1). V tomto p??pad? vznik? mezi kladn? nabit?mi atomov?mi j?dry oblak se zv??enou hustotou z?porn?ho n?boje. V d?sledku p?soben? Coulombov?ch sil p?ita?livosti mezi opa?n?mi n?boji podporuje zv??en? hustoty z?porn?ho n?boje p?ibl??en? jader.

Kovalentn? vazba je tvo?ena nep?rov?mi elektrony ve vn?j??ch obalech atom? . V tomto p??pad? se tvo?? elektrony s opa?n?mi spiny elektronov? p?r(obr. 2.2), spole?n? pro interaguj?c? atomy. Pokud mezi atomy vznikla jedna kovalentn? vazba (jeden spole?n? elektronov? p?r), pak se naz?v? jednoduch?, dvoudvojn? atd.

Energie je m???tkem s?ly chemick? vazby. E sv vynalo?en? na destrukci vazby (z?sk?n? energie p?i vzniku slou?eniny z jednotliv?ch atom?). Obvykle se tato energie m??? na 1 mol l?tek a jsou vyj?d?eny v kilojoulech na mol (kJ ? mol -1). Energie jednoduch? kovalentn? vazby se pohybuje v rozmez? 200–2000 kJ?mol–1.

R??e. 2.2. Kovalentn? vazba je nejobecn?j?? typ chemick? vazby, ke kter? doch?z? v d?sledku socializace elektronov?ho p?ru prost?ednictv?m v?m?nn?ho mechanismu. (A), kdy ka?d? z interaguj?c?ch atom? dod?v? jeden elektron, nebo prost?ednictv?m mechanismu donor-akceptor (b) kdy? je elektronov? p?r sd?len jedn?m atomem (donorem) s jin?m atomem (akceptorem).

Kovalentn? vazba m? vlastnosti sytosti a zam??it se . Nasycen? kovalentn? vazby je ch?p?no jako schopnost atom? tvo?it se sv?mi sousedy omezen? po?et vazeb, ur?en? po?tem jejich nep?rov?ch valen?n?ch elektron?. Sm?rovost kovalentn? vazby odr??? skute?nost, ?e s?ly, kter? dr?? atomy bl?zko sebe, sm??uj? pod?l p??mky spojuj?c? atomov? j?dra. Krom?, kovalentn? vazba m??e b?t pol?rn? nebo nepol?rn? .

Kdy? nepol?rn? V kovalentn? vazb? je elektronov? mrak tvo?en? spole?n?m p?rem elektron? rozm?st?n v prostoru symetricky vzhledem k j?dr?m obou atom?. Nepol?rn? kovalentn? vazba vznik? mezi atomy jednoduch?ch l?tek, nap?. mezi shodn?mi atomy plyn?, kter? tvo?? dvouatomov? molekuly (O 2, H 2, N 2, Cl 2 atd.).

Kdy? pol?rn? kovalentn? vazba elektronov? mrak vazba je posunuta k jednomu z atom?. Tvorba pol?rn? kovalentn? vazby mezi atomy je charakteristick? pro slo?it? l?tky. Jako p??klad mohou poslou?it molekuly t?kav?ch anorganick?ch slou?enin: HCl, H 2 O, NH 3 atd.

Stupe? vyt?sn?n? spole?n?ho elektronov?ho oblaku k jednomu z atom? p?i tvorb? kovalentn? vazby (stupe? polarity vazby ) ur?eno p?edev??m n?bojem atomov?ch jader a polom?rem interaguj?c?ch atom? .

??m v?t?? je n?boj atomov?ho j?dra, t?m siln?ji p?itahuje oblak elektron?. Z?rove? plat?, ?e ??m v?t?? je polom?r atomu, t?m slab?? jsou vn?j?? elektrony dr?eny v bl?zkosti atomov?ho j?dra. Kumulativn? ??inek t?chto dvou faktor? je vyj?d?en v r?zn? schopnosti r?zn?ch atom? „p?it?hnout“ oblak kovalentn?ch vazeb k sob?.

Schopnost atomu v molekule p?itahovat k sob? elektrony se naz?v? elektronegativita. . Elektronegativita tedy charakterizuje schopnost atomu polarizovat kovalentn? vazbu: ??m v?t?? je elektronegativita atomu, t?m v?ce je k n?mu posunut? elektronov? mrak kovalentn? vazby .

Pro kvantifikaci elektronegativity byla navr?ena ?ada metod. P?itom metoda navr?en? americk?m chemikem Robertem S. Mullikenem, kter? stanovil elektronegativitu ? atom jako polovina sou?tu jeho energie E E elektronov? a energetick? afinity E i atomov? ionizace:

. (2.1)

Ioniza?n? energie atomu se naz?v? energie, kterou je t?eba vynalo?it, abychom z n?j „odtrhli“ elektron a odstranili jej na nekone?nou vzd?lenost. Ioniza?n? energie je ur?ena fotoionizac? atom? nebo bombardov?n?m atom? elektrony urychlen?mi v elektrick?m poli. Nejmen?? hodnota energie foton? nebo elektron?, kter? posta?uje pro ionizaci atom?, se naz?v? jejich ioniza?n? energie. E i. Obvykle se tato energie vyjad?uje v elektronvoltech (eV): 1 eV = 1,6?10 -19 J.

Atomy jsou nejochotn?j?? rozd?vat sv? vn?j?? elektrony. kovy, kter? obsahuj? mal? po?et nep?rov?ch elektron? (1, 2 nebo 3) na vn?j??m obalu. Tyto atomy maj? nejni??? ioniza?n? energii. Hodnota ioniza?n? energie tedy m??e slou?it jako m???tko v?t?? ?i men?? „kovovosti“ prvku: ??m ni??? je ioniza?n? energie, t?m siln?j?? mus? b?t vyj?d?ena. kovvlastnosti?ivel.

Ve stejn? podskupin? periodick? soustavy prvk? D.I.Mend?lejeva s n?r?stem po?adov?ho ??sla prvku kles? jeho ioniza?n? energie (tab. 2.1), co? souvis? se zv?t?ov?n?m atomov?ho polom?ru (tab. 1.2), a v d?sledku toho s oslaben?m vazby vn?j??ch elektron? s j?drem. U prvk? stejn?ho obdob? se ioniza?n? energie zvy?uje s rostouc?m po?adov?m ??slem. To je zp?sobeno sn??en?m polom?ru atomu a zv??en?m jadern?ho n?boje.

Energie E E, kter? se uvoln?, kdy? je elektron p?ipojen k voln?mu atomu, se naz?v? elektronov? afinita(vyj?d?eno tak? v eV). Uvoln?n? (sp??e ne? absorpce) energie, kdy? je nabit? elektron p?ipojen k n?kter?m neutr?ln?m atom?m, se vysv?tluje t?m, ?e atomy s vypln?n?mi vn?j??mi obaly jsou v p??rod? nejstabiln?j??. Proto pro ty atomy, ve kter?ch jsou tyto slupky „trochu nevypln?n?“ (tj. p?ed napln?n?m chyb? 1, 2 nebo 3 elektrony), je energeticky v?hodn? elektrony k sob? p?ichytit a p?em?nit se v z?porn? nabit? ionty 1 . Mezi takov? atomy pat?? nap?. atomy halogen? (tabulka 2.1) - prvky sedm? skupiny (hlavn? podskupiny) periodick?ho syst?mu D.I.Mend?lejeva. Elektronov? afinita atom? kov? je obvykle nulov? nebo z?porn?, tzn. je pro n? energeticky nev?hodn? p?ipojovat dal?? elektrony, je pot?eba dal?? energie k jejich udr?en? uvnit? atom?. Elektronov? afinita atom? nekov? je v?dy kladn? a ??m v?t??, ??m bl??e u?lechtil?mu (inertn?mu) plynu se nekov v periodick? soustav? nach?z?. To nazna?uje n?r?st nekovov? vlastnosti jak se bl??? konec obdob?.

Ze v?eho, co bylo ?e?eno, je z?ejm?, ?e elektronegativita (2.1) atom? roste ve sm?ru zleva doprava pro prvky ka?d? periody a kles? ve sm?ru shora dol? pro prvky stejn? skupiny Mend?lejevova periodika. Syst?m. Nen? v?ak t??k? pochopit, ?e pro charakterizaci stupn? polarity kovalentn? vazby mezi atomy nen? d?le?it? absolutn? hodnota elektronegativity, ale pom?r elektronegativity atom? tvo??c?ch vazbu. . Proto v praxi pou??vaj? relativn? hodnoty elektronegativity(Tabulka 2.1), p?i?em? elektronegativitu lithia bereme jako jednotku.

K charakterizaci polarity kovalentn? chemick? vazby se pou??v? rozd?l v relativn? elektronegativit? atom?. Obvykle se vazba mezi atomy A a B pova?uje za ?ist? kovalentn?, pokud | ? A –? B|??0,5.

kovalentn? vazba vznikl? vz?jemn?m p?soben?m nekov?. Atomy nekov? maj? vysokou elektronegativitu a maj? tendenci vypl?ovat vn?j?? elektronovou vrstvu na ?kor ciz?ch elektron?. Dva takov? atomy mohou p?ej?t do stabiln?ho stavu, pokud spoj? sv? elektrony .

Zva?te vznik kovalentn? vazby v jednoduch? l?tek.

1.Vznik molekuly vod?ku.

Ka?d? atom vod?k m? jeden elektron. K dosa?en? stabiln?ho stavu pot?ebuje je?t? jeden elektron.

Kdy? se dva atomy p?ibl??? k sob?, elektronov? mra?na se p?ekr?vaj?. Vytvo?? se sd?len? elektronov? p?r, kter? v??e atomy vod?ku do molekuly.

V prostoru mezi dv?ma j?dry jsou b??n? elektrony b??n?j?? ne? na jin?ch m?stech. Vznik? oblast s zv??en? hustota elektron? a z?porn? n?boj. Jsou k n?mu p?itahov?na kladn? nabit? j?dra a vznik? molekula.

V tomto p??pad? ka?d? atom obdr?? dokon?enou dvouelektronovou vn?j?? ?rove? a p?ejde do stabiln?ho stavu.

Kovalentn? vazba v d?sledku tvorby jednoho spole?n?ho elektronov?ho p?ru se naz?v? jednoduch?.

Sd?len? elektronov? p?ry (kovalentn? vazby) vznikaj? d?ky nep?rov? elektrony, um?st?n? na vn?j??ch energetick?ch hladin?ch interaguj?c?ch atom?.

Vod?k m? jeden nep?rov? elektron. U ostatn?ch prvk? je jejich po?et 8 - ??slo skupiny.

nekovy VII A skupiny (halogeny) maj? na vn?j?? vrstv? jeden nep?rov? elektron.

Nekovy VI ALE skupiny (kysl?k, s?ra) existuj? dva takov? elektrony.

Nekovy PROTI A skupiny (dus?k, fosfor) - t?i nep?rov? elektrony.

2.Vznik molekuly fluoru.

Atom fluor Ve vn?j?? ?rovni m? sedm elektron?. ?est z nich tvo?? p?ry a sedm? je nep?rov?.

Kdy? se atomy spoj?, vytvo?? se jeden spole?n? elektronov? p?r, to znamen?, ?e vznikne jedna kovalentn? vazba. Ka?d? atom obdr?? kompletn? osmielektronovou vn?j?? vrstvu. Vazba v molekule fluoru je tak? jednoduch?. V molekul?ch existuj? stejn? jednoduch? vazby chlor, brom a jod .

Pokud maj? atomy n?kolik nep?rov?ch elektron?, vytvo?? se dva nebo t?i spole?n? p?ry.

3.Vznik molekuly kysl?ku.

U atomu kysl?k vn?j?? hladina m? dva nep?rov? elektrony.

Kdy? dva atomy interaguj? kysl?k existuj? dva spole?n? elektronov? p?ry. Ka?d? atom vypln? svou vn?j?? ?rove? a? osmi elektrony. Vazba v molekule kysl?ku je dvojn?.