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 se na n?m objev? ??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:

A . + . 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:

A: + 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?kov?mi 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 - Tento 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 je pot?eba chloru p?idat 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 elektrickou p?ita?livost?: 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 t?mito 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.

Definice

Kovalentn? vazba je chemick? vazba vznikl? v d?sledku socializace atom? jejich valen?n?ch elektron?. Povinnou podm?nkou pro vznik kovalentn? vazby je p?ekryt? atomov?ch orbital? (AO), na kter?ch se nach?zej? valen?n? elektrony. V nejjednodu???m p??pad? vede p?ekryt? dvou AO ke vzniku dvou molekulov?ch orbital? (MO): vazebn?ho MO a antivazebn?ho (uvol?uj?c?ho) MO. Sd?len? elektrony jsou um?st?ny na ni??? energetick? vazb? MO:

Komunika?n? v?chova

Kovalentn? vazba (atomov? vazba, homeopol?rn? vazba) - vazba mezi dv?ma atomy v d?sledku socializace (sd?len? elektron?) dvou elektron? - jeden z ka?d?ho atomu:

A. + B. -> A: B

Z tohoto d?vodu m? homeopol?rn? vztah sm?rov? charakter. Dvojice elektron? tvo??c?ch vazbu pat?? sou?asn? k ob?ma vazebn?m atom?m, nap??klad:

Typy kovalentn? vazby

Existuj? t?i typy kovalentn?ch chemick?ch vazeb, kter? se li?? mechanismem jejich tvorby:

1. Jednoduch? kovalentn? vazba. Pro jeho vznik poskytuje ka?d? z atom? jeden nep?rov? elektron. Kdy? se vytvo?? jednoduch? kovalentn? vazba, form?ln? n?boje atom? z?stanou nezm?n?ny. Pokud jsou atomy tvo??c? jednoduchou kovalentn? vazbu stejn?, pak jsou skute?n? n?boje atom? v molekule tak? stejn?, proto?e atomy tvo??c? vazbu stejn? vlastn? socializovan? elektronov? p?r, takov? vazba se naz?v? nepol?rn? kovalentn? pouto. Jsou-li atomy r?zn?, pak je m?ra vlastnictv? socializovan?ho elektronov?ho p?ru ur?ena rozd?lem v elektronegativit? atom?, atom s v?t?? elektronegativitou m? ve v?t?? m??e p?r vazebn?ch elektron?, a proto jeho skute?n? n?boj m? z?porn? znam?nko, atom s ni??? elektronegativitou z?sk? stejn? n?boj, ale s kladn?m znam?nkem.

Sigma (s)-, pi (p)-vazby - p?ibli?n? popis typ? kovalentn?ch vazeb v molekul?ch organick?ch slou?enin, s-vazba se vyzna?uje t?m, ?e hustota elektronov?ho mraku je maxim?ln? pod?l osy spojuj?c? j?dra atom?. P?i vzniku p-vazby doch?z? k tzv. later?ln?mu p?ekr?v?n? elektronov?ch oblak? a hustota elektronov?ho oblaku je maxim?ln? „nad“ a „pod“ rovinou s-vazby. Vezm?te nap??klad etylen, acetylen a benzen.

V molekule ethylenu C2H4 je dvojn? vazba CH2 \u003d CH2, jej? elektronick? vzorec je: H: C:: C: H. J?dra v?ech atom? ethylenu jsou um?st?na ve stejn? rovin?. T?i elektronov? mra?na ka?d?ho atomu uhl?ku tvo?? t?i kovalentn? vazby s jin?mi atomy ve stejn? rovin? (s ?hly mezi nimi asi 120°). Oblak ?tvrt?ho valen?n?ho elektronu atomu uhl?ku se nach?z? nad a pod rovinou molekuly. Takov? elektronov? mraky obou atom? uhl?ku, ??ste?n? se p?ekr?vaj?c? nad a pod rovinou molekuly, tvo?? druhou vazbu mezi atomy uhl?ku. Prvn?, siln?j?? kovalentn? vazba mezi atomy uhl?ku se naz?v? s-vazba; druh?, m?n? siln? kovalentn? vazba se naz?v? p-vazba.

V line?rn? molekule acetylenu

H-S?S-N (N: S::: S: N)

existuj? s-vazby mezi atomy uhl?ku a vod?ku, jedna s-vazba mezi dv?ma atomy uhl?ku a dv? p-vazby mezi stejn?mi atomy uhl?ku. Dv? p-vazby se nach?zej? nad sf?rou p?soben? s-vazby ve dvou vz?jemn? kolm?ch rovin?ch.

V?ech ?est atom? uhl?ku molekuly cyklick?ho benzenu C 6 H 6 le?? ve stejn? rovin?. s-vazby p?sob? mezi atomy uhl?ku v rovin? kruhu; stejn? vazby existuj? pro ka?d? atom uhl?ku s atomy vod?ku. Ka?d? atom uhl?ku spot?ebuje t?i elektrony na vytvo?en? t?chto vazeb. Kolmo k rovin? molekuly benzenu jsou um?st?ny mraky ?tvrt?ch valen?n?ch elektron? atom? uhl?ku ve tvaru osmi?ek. Ka?d? takov? oblak se rovnom?rn? p?ekr?v? s elektronov?mi oblaky sousedn?ch atom? uhl?ku. V molekule benzenu nevznikaj? t?i samostatn? p-vazby, ale jedin? p-elektronov? syst?m ?esti elektron?, spole?n? v?em atom?m uhl?ku. Vazby mezi atomy uhl?ku v molekule benzenu jsou naprosto stejn?.

Kovalentn? vazba vznik? jako v?sledek socializace elektron? (s tvorbou spole?n?ch elektronov?ch p?r?), ke kter? doch?z? p?i p?ekr?v?n? elektronov?ch mrak?. Elektronov? mra?na dvou atom? se pod?lej? na vzniku kovalentn? vazby. Existuj? dva hlavn? typy kovalentn?ch vazeb:

• Mezi nekovov?mi atomy t?ho? chemick?ho prvku vznik? kovalentn? nepol?rn? vazba. Takovou vazbu maj? jednoduch? l?tky, nap??klad O 2; N2; C 12.
• Mezi atomy r?zn?ch nekov? vznik? kovalentn? pol?rn? vazba.

viz tak?

Literatura

• "Chemick? encyklopedick? slovn?k", M., "Sov?tsk? encyklopedie", 1983, s.264.

Nadace Wikimedia. 2010 .

• Velk? polytechnick? encyklopedie

CHEMICK? VAZBA Mechanismus, kter?m se atomy spojuj? za vzniku molekul. Existuje n?kolik typ? takov? vazby, zalo?en? bu? na p?itahov?n? opa?n?ch n?boj?, nebo na vytv??en? stabiln?ch konfigurac? v?m?nou elektron?. ... ... V?deckotechnick? encyklopedick? slovn?k

chemick? vazba- CHEMICK? VAZBA, interakce atom?, zp?sobuj?c? jejich spojen? do molekul a krystal?. S?ly p?sob?c? p?i vzniku chemick? vazby jsou p?ev??n? elektrick? povahy. Vznik chemick? vazby je doprov?zen p?eskupen?m ... ... Ilustrovan? encyklopedick? slovn?k

Vz?jemn? p?ita?livost atom?, vedouc? k tvorb? molekul a krystal?. Je zvykem ??kat, ?e v molekule nebo v krystalu mezi sousedn?mi atomy jsou ch. Valence atomu (kter? je podrobn?ji pops?na n??e) ud?v? po?et vazeb ... Velk? sov?tsk? encyklopedie

chemick? vazba- vz?jemn? p?ita?livost atom?, vedouc? ke vzniku molekul a krystal?. Valence atomu ukazuje po?et vazeb vytvo?en?ch dan?m atomem se sousedn?mi. Term?n "chemick? struktura" zavedl akademik A. M. Butlerov v ... ... Encyklopedick? slovn?k hutnictv?

Iontov? vazba je siln? chemick? vazba vytvo?en? mezi atomy s velk?m rozd?lem v elektronegativit?, p?i kter? se spole?n? elektronov? p?r zcela p?enese na atom s v?t?? elektronegativitou. P??kladem je slou?enina CsF ... Wikipedie

Chemick? vazba je jev interakce atom? v d?sledku p?ekr?v?n? elektronov?ch mrak?, vazebn?ch ??stic, kter? je doprov?zen poklesem celkov? energie syst?mu. Term?n "chemick? struktura" poprv? zavedl A. M. Butlerov v roce 1861 ... ... Wikipedia

Atomy v?t?iny prvk? neexistuj? odd?len?, proto?e se mohou vz?jemn? ovliv?ovat. P?i t?to interakci se tvo?? slo?it?j?? ??stice.

Povahou chemick? vazby je p?soben? elektrostatick?ch sil, co? jsou s?ly vz?jemn?ho p?soben? mezi elektrick?mi n?boji. Takov? n?boje maj? elektrony a atomov? j?dra.

Elektrony um?st?n? na vn?j??ch elektronick?ch ?rovn?ch (valen?n? elektrony), kter? jsou nejd?le od j?dra, s n?m interaguj? nejslab??, a proto jsou schopny se od j?dra odtrhnout. Jsou zodpov?dn? za vz?jemnou vazbu atom?.

Typy interakc? v chemii

Typy chemick? vazby lze zn?zornit v n?sleduj?c? tabulce:

Charakteristika iontov? vazby

Chemick? interakce, kter? vznik? v d?sledku iontov? p?ita?livost m?t r?zn? n?boje se naz?v? iontov?. To se stane, pokud v?zan? atomy maj? v?znamn? rozd?l v elektronegativit? (to znamen? schopnost p?itahovat elektrony) a elektronov? p?r jde k elektronegativn?j??mu prvku. V?sledkem takov?ho p?echodu elektron? z jednoho atomu na druh? je vznik nabit?ch ??stic – iont?. Je mezi nimi p?ita?livost.

maj? nejni??? elektronegativitu typick? kovy, a nejv?t?? jsou typick? nekovy. Ionty tedy vznikaj? interakcemi mezi typick?mi kovy a typick?mi nekovy.

Atomy kov? se st?vaj? kladn? nabit?mi ionty (kationty), kter? p?ed?vaj? elektrony extern?m elektronick?m ?rovn?m, a nekovy p?ij?maj? elektrony, ??m? se m?n? na z?porn? nabit? ionty (anionty).

Atomy se pohybuj? do stabiln?j??ho energetick?ho stavu a dokon?uj? sv? elektronick? konfigurace.

Iontov? vazba je nesm?rov? a nen? saturovateln?, proto?e k elektrostatick? interakci doch?z? ve v?ech sm?rech, respektive ion m??e p?itahovat ionty opa?n?ho znam?nka ve v?ech sm?rech.

Uspo??d?n? iont? je takov?, ?e kolem ka?d?ho je ur?it? po?et opa?n? nabit?ch iont?. Pojem "molekuly" pro iontov? slou?eniny ned?v? smysl.

P??klady vzd?l?v?n?

Vznik vazby v chloridu sodn?m (nacl) je zp?soben p?enosem elektronu z atomu Na na atom Cl za vzniku odpov?daj?c?ch iont?:

Na 0 - 1 e \u003d Na + (kationt)

Cl 0 + 1 e \u003d Cl - (aniont)

V chloridu sodn?m je kolem sod?kov?ch kationt? ?est chloridov?ch aniont? a kolem ka?d?ho chloridov?ho iontu ?est sod?kov?ch iont?.

Kdy? se vytvo?? interakce mezi atomy v sulfidu barnat?m, prob?haj? n?sleduj?c? procesy:

Ba 0 - 2 e \u003d Ba 2+

S 0 + 2 e \u003d S 2-

Ba daruje sv? dva elektrony s??e, co? m? za n?sledek vznik aniont? s?ry S 2- a kationt? barya Ba 2+.

kovov? chemick? vazba

Po?et elektron? ve vn?j??ch energetick?ch hladin?ch kov? je mal?, snadno se odtrhnou od j?dra. V d?sledku tohoto odlou?en? vznikaj? kovov? ionty a voln? elektrony. Tyto elektrony se naz?vaj? "elektronov? plyn". Elektrony se voln? pohybuj? v cel?m objemu kovu a jsou neust?le v?z?ny a odd?lov?ny od atom?.

Struktura kovov? l?tky je n?sleduj?c?: krystalov? m???ka je p?te?? l?tky a elektrony se mohou voln? pohybovat mezi jej?mi uzly.

Lze uv?st n?sleduj?c? p??klady:

Mg - 2e<->Mg2+

Cs-e<->Cs +

Ca-2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe3+

Kovalentn?: pol?rn? a nepol?rn?

Nejb??n?j??m typem chemick? interakce je kovalentn? vazba. Hodnoty elektronegativity interaguj?c?ch prvk? se v?razn? neli??, v souvislosti s t?m doch?z? pouze k posunu spole?n?ho elektronov?ho p?ru k elektronegativn?j??mu atomu.

Kovalentn? interakce m??e b?t tvo?ena mechanismem v?m?ny nebo mechanismem donor-akceptor.

Mechanismus v?m?ny je realizov?n, pokud m? ka?d? z atom? nep?rov? elektrony na vn?j??ch elektronick?ch ?rovn?ch a p?ekryt? atomov?ch orbital? vede ke vzniku p?ru elektron?, kter? ji? pat?? ob?ma atom?m. Kdy? jeden z atom? m? p?r elektron? na vn?j?? elektronick? ?rovni a druh? m? voln? orbital, pak kdy? se atomov? orbitaly p?ekr?vaj?, elektronov? p?r je socializov?n a doch?z? k interakci podle mechanismu donor-akceptor.

Kovalentn? se d?l? podle n?sobnosti na:

• jednoduch? nebo jednoduch?;
• dvojn?sobek;
• trojn?sobn?.

Dvojit? poskytuj? socializaci dvou p?r? elektron? najednou a trojit? - t?i.

Podle rozlo?en? elektronov? hustoty (polarity) mezi v?zan?mi atomy se kovalentn? vazba d?l? na:

• nepol?rn?;
• pol?rn?.

Nepol?rn? vazba je tvo?ena stejn?mi atomy a pol?rn? vazba je tvo?ena elektronegativitou odli?nou.

Interakce atom? s podobnou elektronegativitou se naz?v? nepol?rn? vazba. Spole?n? elektronov? p?r v takov? molekule nen? p?itahov?n ??dn?m z atom?, ale pat?? ob?ma stejn?.

Interakce prvk? li??c?ch se elektronegativitou vede ke vzniku pol?rn?ch vazeb. B??n? elektronov? p?ry s t?mto typem interakce jsou p?itahov?ny v?ce elektronegativn?m prvkem, ale zcela se do n?j nep?enesou (tedy nedoch?z? k tvorb? iont?). V d?sledku takov?ho posunu elektronov? hustoty se na atomech objevuj? ??ste?n? n?boje: na v?ce elektronegativn?m z?porn? n?boj a na m?n? elektronegativn?m kladn?.

Vlastnosti a charakteristiky kovalence

Hlavn? vlastnosti kovalentn? vazby:

• D?lka je ur?ena vzd?lenost? mezi j?dry interaguj?c?ch atom?.
• Polarita je ur?ena posunut?m elektronov?ho mraku k jednomu z atom?.
• Orientace - vlastnost vytv??et prostorov? orientovan? vazby a podle toho i molekuly, kter? maj? ur?it? geometrick? tvary.
• Sytost je d?na schopnost? tvo?it omezen? po?et vazeb.
• Polarizovatelnost je d?na schopnost? m?nit polaritu vlivem vn?j??ho elektrick?ho pole.
• Energie pot?ebn? k p?eru?en? vazby, kter? ur?uje jej? s?lu.

P??kladem kovalentn? nepol?rn? interakce mohou b?t molekuly vod?ku (H2), chloru (Cl2), kysl?ku (O2), dus?ku (N2) a mnoha dal??ch.

H + H -> H-H molekula m? jednu nepol?rn? vazbu,

O: + :O -> O=O molekula m? dvojitou nepol?rn?,

?: + ?: -> N?N molekula m? trojitou nepol?rn?.

Jako p??klady lze uv?st molekuly oxidu uhli?it?ho (CO2) a oxidu uhelnat?ho (CO), sirovod?k (H2S), kyselinu chlorovod?kovou (HCL), vodu (H2O), metan (CH4), oxid s?rov? (SO2) a mnoho dal??ch kovalentn? vazby chemick?ch prvk?.

V molekule CO2 je vztah mezi atomy uhl?ku a kysl?ku kovalentn? pol?rn?, proto?e elektronegativn?j?? vod?k k sob? p?itahuje hustotu elektron?. Kysl?k m? dva nep?rov? elektrony na vn?j?? ?rovni, zat?mco uhl?k m??e poskytnout ?ty?i valen?n? elektrony k vytvo?en? interakce. V d?sledku toho se tvo?? dvojn? vazby a molekula vypad? takto: O=C=O.

Aby bylo mo?n? ur?it typ vazby v konkr?tn? molekule, sta?? vz?t v ?vahu jej? atomy. Jednoduch? l?tky kovy tvo?? kovovou, kovy s nekovy iontovou, jednoduch? l?tky nekovy kovalentn? nepol?rn? a molekuly slo?en? z r?zn?ch nekov? vznikaj? pomoc? kovalentn? pol?rn? vazby.

Je extr?mn? vz?cn?, aby se chemick? l?tky skl?daly z jednotliv?ch, nesouvisej?c?ch atom? chemick?ch prvk?. Za norm?ln?ch podm?nek m? takovou strukturu jen mal? po?et plyn? naz?van?ch vz?cn? plyny: helium, neon, argon, krypton, xenon a radon. Chemick? l?tky se nej?ast?ji neskl?daj? z nesourod?ch atom?, ale z jejich kombinac? do r?zn?ch skupin. Takov? kombinace atom? mohou zahrnovat n?kolik jednotek, stovky, tis?ce nebo dokonce v?ce atom?. S?la, kter? udr?uje tyto atomy v takov?ch seskupen?ch, se naz?v? chemick? vazba.

Jin?mi slovy m??eme ??ci, ?e chemick? vazba je interakce, kter? zaji??uje vazbu jednotliv?ch atom? do slo?it?j??ch struktur (molekuly, ionty, radik?ly, krystaly atd.).

D?vodem vzniku chemick? vazby je, ?e energie slo?it?j??ch struktur je men?? ne? celkov? energie jednotliv?ch atom?, kter? ji tvo??.

Tedy konkr?tn?, pokud p?i interakci atom? X a Y vznikne molekula XY, znamen? to, ?e vnit?n? energie molekul t?to l?tky je ni??? ne? vnit?n? energie jednotliv?ch atom?, ze kter?ch vznikla:

E(XY)< E(X) + E(Y)

Z tohoto d?vodu se p?i vytv??en? chemick?ch vazeb mezi jednotliv?mi atomy uvol?uje energie.

P?i tvorb? chemick?ch vazeb jsou elektrony vn?j?? elektronov? vrstvy s nejni??? vazebnou energi? s j?drem, tzv. mocenstv?. Nap??klad u b?ru jsou to elektrony 2. energetick? hladiny - 2 elektrony na 2 s- orbitaly a 1x2 p- orbitaly:

Kdy? se vytvo?? chemick? vazba, ka?d? atom m? tendenci z?skat elektronovou konfiguraci atom? vz?cn?ch plyn?, tzn. tak?e v jej? vn?j?? elektronov? vrstv? je 8 elektron? (2 pro prvky prvn? periody). Tento jev se naz?v? oktetov? pravidlo.

Je mo?n?, aby atomy dos?hly elektronov? konfigurace vz?cn?ho plynu, pokud zpo??tku jednotliv? atomy sd?lej? n?kter? ze sv?ch valen?n?ch elektron? s jin?mi atomy. V tomto p??pad? se tvo?? spole?n? elektronov? p?ry.

Podle stupn? socializace elektron? lze rozli?it vazby kovalentn?, iontov? a kovov?.

kovalentn? vazba

Kovalentn? vazba vznik? nej?ast?ji mezi atomy nekovov?ch prvk?. Pokud atomy nekov? tvo??c?ch kovalentn? vazbu pat?? k r?zn?m chemick?m prvk?m, naz?v? se takov? vazba kovalentn? pol?rn? vazba. D?vod tohoto n?zvu spo??v? ve skute?nosti, ?e atomy r?zn?ch prvk? maj? tak? r?znou schopnost p?itahovat k sob? spole?n? elektronov? p?r. Zjevn? to vede k posunu spole?n?ho elektronov?ho p?ru sm?rem k jednomu z atom?, v d?sledku ?eho? se na n?m vytvo?? ??ste?n? z?porn? n?boj. Na druh? stran? se na druh?m atomu vytvo?? ??ste?n? kladn? n?boj. Nap??klad v molekule chlorovod?ku je elektronov? p?r posunut z atomu vod?ku na atom chloru:

P??klady l?tek s kovalentn? pol?rn? vazbou:

СCl4, H2S, CO2, NH3, Si02 atd.

Mezi nekovov?mi atomy t?ho? chemick?ho prvku vznik? kovalentn? nepol?rn? vazba. Vzhledem k tomu, ?e atomy jsou toto?n?, jejich schopnost tahat sd?len? elektrony je stejn?. V tomto ohledu nen? pozorov?n ??dn? posun elektronov?ho p?ru:

V??e uveden? mechanismus vzniku kovalentn? vazby, kdy oba atomy poskytuj? elektrony pro tvorbu spole?n?ch elektronov?ch p?r?, se naz?v? v?m?na.

Existuje tak? mechanismus donor-akceptor.

Kdy? je kovalentn? vazba tvo?ena mechanismem donor-akceptor, vznik? spole?n? elektronov? p?r d?ky napln?n?mu orbitalu jednoho atomu (se dv?ma elektrony) a pr?zdn?mu orbitalu jin?ho atomu. Atom, kter? poskytuje nesd?len? elektronov? p?r, se naz?v? donor a atom s voln?m orbitalem se naz?v? akceptor. Donory elektronov?ch p?r? jsou atomy, kter? maj? sp?rovan? elektrony, nap??klad N, O, P, S.

Nap??klad podle mechanismu donor-akceptor se ?tvrt? kovalentn? vazba N-H tvo?? v amonn?m kationtu NH 4 +:

Kovalentn? vazby se krom? polarity vyzna?uj? tak? energi?. Energie vazby je minim?ln? energie pot?ebn? k p?eru?en? vazby mezi atomy.

Vazebn? energie kles? s rostouc?mi polom?ry v?zan?ch atom?. Proto?e v?me, ?e atomov? polom?ry se v podskupin?ch zvy?uj?, m??eme nap??klad doj?t k z?v?ru, ?e s?la vazby halogen-vod?k roste v ?ad?:

AHOJ< HBr < HCl < HF

Tak? energie vazby z?vis? na jej? multiplicit? – ??m v?t?? je multiplicita vazby, t?m v?t?? je jej? energie. Vazebn? multiplicita je po?et spole?n?ch elektronov?ch p?r? mezi dv?ma atomy.

Iontov? vazba

Iontovou vazbu lze pova?ovat za limituj?c? p??pad kovalentn? pol?rn? vazby. Pokud je v kovalentn?-pol?rn? vazb? spole?n? elektronov? p?r ??ste?n? posunut k jednomu z p?ru atom?, pak v iontov?m je t?m?? cel? „d?n“ jednomu z atom?. Atom, kter? daroval elektron(y), z?sk?v? kladn? n?boj a st?v? se kation a atom, kter? z n?j vzal elektrony, z?sk? z?porn? n?boj a stane se aniont.

Iontov? vazba je tedy vazba vytvo?en? v d?sledku elektrostatick? p?ita?livosti kationt? k aniont?m.

Vznik tohoto typu vazby je charakteristick? pro interakci atom? typick?ch kov? a typick?ch nekov?.

Nap??klad fluorid draseln?. Draseln? kationt se z?sk? jako v?sledek odd?len? jednoho elektronu od neutr?ln?ho atomu a iont fluoru se vytvo?? p?ipojen?m jednoho elektronu k atomu fluoru:

Mezi vznikl?mi ionty vznik? s?la elektrostatick? p?ita?livosti, v jej?m? d?sledku vznik? iontov? slou?enina.

P?i vzniku chemick? vazby p?e?ly elektrony z atomu sod?ku na atom chloru a vznikly opa?n? nabit? ionty, kter? maj? dokon?enou vn?j?? energetickou hladinu.

Bylo zji?t?no, ?e elektrony se zcela neodd?luj? od atomu kovu, ale pouze se posouvaj? sm?rem k atomu chloru, jako u kovalentn? vazby.

V?t?ina bin?rn?ch slou?enin, kter? obsahuj? atomy kov?, jsou iontov?. Nap??klad oxidy, halogenidy, sulfidy, nitridy.

K iontov? vazb? doch?z? tak? mezi jednoduch?mi kationty a jednoduch?mi anionty (F -, Cl -, S 2-), jako? i mezi jednoduch?mi kationty a komplexn?mi anionty (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -) . Proto mezi iontov? slou?eniny pat?? soli a b?ze (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH)

kovov? spojen?

Tento typ vazby se tvo?? v kovech.

Atomy v?ech kov? maj? na vn?j?? elektronov? vrstv? elektrony, kter? maj? n?zkou vazebnou energii s atomov?m j?drem. Pro v?t?inu kov? je ztr?ta vn?j??ch elektron? energeticky p??zniv?.

Vzhledem k tak slab? interakci s j?drem jsou tyto elektrony v kovech velmi pohybliv? a v ka?d?m kovov?m krystalu nep?etr?it? prob?h? n?sleduj?c? proces:

M 0 - ne - \u003d M n +,

kde M0 je neutr?ln? atom kovu a Mn+ kationt stejn?ho kovu. Obr?zek n??e ukazuje ilustraci prob?haj?c?ch proces?.

To znamen?, ?e elektrony se „??t?“ pod?l kovov?ho krystalu, odd?luj? se od jednoho atomu kovu, vytv??ej? z n?j kation, spojuj? se s dal??m kationtem a vytv??ej? neutr?ln? atom. Tento jev se naz?val „elektronick? v?tr“ a soubor voln?ch elektron? v krystalu nekovov?ho atomu se naz?val „elektronov? plyn“. Tento typ interakce mezi atomy kov? se naz?v? kovov? vazba.

vod?kov? vazba

Pokud je atom vod?ku v jak?koli l?tce v?z?n na prvek s vysokou elektronegativitou (dus?k, kysl?k nebo fluor), vyzna?uje se takov? l?tka takov?m jevem, jako je vod?kov? vazba.

Proto?e atom vod?ku je v?z?n k elektronegativn?mu atomu, na atomu vod?ku se vytvo?? ??ste?n? kladn? n?boj a na elektronegativn?m atomu se vytvo?? ??ste?n? negativn? n?boj. V tomto ohledu je mo?n? elektrostatick? p?ita?livost mezi ??ste?n? kladn? nabit?m atomem vod?ku jedn? molekuly a elektronegativn?m atomem druh? molekuly. Nap??klad vod?kov? vazba je pozorov?na u molekul vody:

Je to vod?kov? vazba, kter? vysv?tluje abnorm?ln? vysok? bod t?n? vody. Krom? vody se siln? vod?kov? vazby tvo?? tak? v l?tk?ch jako je fluorovod?k, amoniak, kyseliny obsahuj?c? kysl?k, fenoly, alkoholy, aminy.