Apibrėžimas
Kovalentinis ryšys yra cheminė jungtis, kurią sudaro atomai, kurie dalijasi savo valentiniais elektronais. Reikalinga sąlyga kovalentinio ryšio susidarymas yra sutapimas atominės orbitalės(AO), ant kurio yra valentiniai elektronai. Paprasčiausiu atveju dviejų AO sutapimas lemia dviejų molekulinių orbitų (MO) susidarymą: jungiamąją MO ir antijungimo (antibonding) MO. Bendri elektronai yra ant žemesnės energijos jungties MO:
Švietimo komunikacijos
Kovalentinis ryšys(atominis ryšys, homeopolinis ryšys) - ryšys tarp dviejų atomų dėl dviejų elektronų dalijimosi elektronais - po vieną iš kiekvieno atomo:
A. + B. -> A: B
Dėl šios priežasties homeopolinis santykis yra kryptingas. Elektronų pora, kuri atlieka ryšį, vienu metu priklauso abiem surištiems atomams, pavyzdžiui:
| .. | .. | .. | |||||||||
| : | Cl | : | Cl | : | H | : | O | : | H | ||
| .. | .. | .. |
Kovalentinio ryšio rūšys
Yra trys kovalentinių cheminių jungčių tipai, kurie skiriasi jų susidarymo mechanizmu:
1. Paprastas kovalentinis ryšys. Jo susidarymui kiekvienas atomas suteikia vieną nesuporuotą elektroną. Susidarius paprastam kovalentiniam ryšiui, formalieji atomų krūviai išlieka nepakitę. Jei atomai, sudarantys paprastą kovalentinį ryšį, yra vienodi, tai tikrieji molekulės atomų krūviai taip pat yra vienodi, nes ryšį sudarantys atomai vienodai turi bendrą elektronų porą, tokia jungtis vadinama nepoliniu kovalentiniu. obligacija. Jei atomai yra skirtingi, tada bendros elektronų poros turėjimo laipsnį lemia atomų elektronegatyvumo skirtumas, didesnio elektronegatyvumo atomas turi didesnį jungiamųjų elektronų porą, todėl jis yra tikras. krūvis turi neigiamą ženklą, atomas su mažesniu elektronegatyvumu įgyja tą patį krūvį, bet su teigiamu ženklu.
Sigma (σ)-, pi (π)-ryšiai - apytikslis kovalentinių jungčių tipų molekulėse aprašymas organiniai junginiai, σ-ryšis pasižymi tuo, kad elektronų debesies tankis yra didžiausias išilgai ašies, jungiančios atomų branduolius. Susidarius π ryšiui, atsiranda vadinamasis šoninis elektronų debesų persidengimas, o elektronų debesies tankis yra didžiausias „virš“ ir „žemiau“ σ ryšio plokštumos. Pavyzdžiui, paimkite etileną, acetileną ir benzeną.
Etileno molekulėje C 2 H 4 yra dviguba jungtis CH 2 = CH 2, jos elektroninė formulė: H:C::C:H. Visų etileno atomų branduoliai yra toje pačioje plokštumoje. Trys kiekvieno anglies atomo elektronų debesys sudaro tris kovalentinius ryšius su kitais atomais toje pačioje plokštumoje (kai kampai tarp jų yra maždaug 120°). Anglies atomo ketvirtojo valentinio elektrono debesis yra aukščiau ir žemiau molekulės plokštumos. Tokie abiejų anglies atomų elektronų debesys, iš dalies persidengiantys aukščiau ir žemiau molekulės plokštumos, sudaro antrąjį ryšį tarp anglies atomų. Pirmasis, stipresnis kovalentinis ryšys tarp anglies atomų vadinamas σ ryšiu; antrasis, silpnesnis kovalentinis ryšys, vadinamas π ryšiu.
Linijinėje acetileno molekulėje
N-S≡S-N (N: S::: S: N)
yra σ ryšiai tarp anglies ir vandenilio atomų, vienas σ ryšys tarp dviejų anglies atomų ir du π ryšiai tarp tų pačių anglies atomų. Dvi π-ryšiai yra virš σ-jungties veikimo sferos dviejose viena kitai statmenose plokštumose.
Visi šeši ciklinės benzeno molekulės C 6 H 6 anglies atomai yra toje pačioje plokštumoje. Tarp anglies atomų žiedo plokštumoje yra σ ryšiai; Kiekvienas anglies atomas turi vienodus ryšius su vandenilio atomais. Anglies atomai išleidžia tris elektronus, kad sudarytų šias jungtis. Anglies atomų ketvirtųjų valentinių elektronų debesys, sudaryti iš aštuonių skaičių, yra statmenai benzeno molekulės plokštumai. Kiekvienas toks debesis vienodai persidengia su kaimyninių anglies atomų elektronų debesimis. Benzeno molekulėje susidaro ne trys atskiri π ryšiai, o viena šešių elektronų π elektronų sistema, bendra visiems anglies atomams. Ryšiai tarp anglies atomų benzeno molekulėje yra visiškai vienodi.
Kovalentinis ryšys susidaro dėl elektronų pasidalijimo (sudarant bendras elektronų poras), kuris atsiranda elektronų debesų persidengimo metu. Kovalentinio ryšio susidarymas apima dviejų atomų elektronų debesis. Yra du pagrindiniai kovalentinių ryšių tipai:
- Kovalentinis nepolinis ryšys susidaro tarp to paties cheminio elemento nemetalų atomų. Tokį ryšį turi paprastos medžiagos, pavyzdžiui, O 2; N 2; C 12.
- Tarp skirtingų nemetalų atomų susidaro polinis kovalentinis ryšys.
Taip pat žr
Literatūra
- "Chemijos enciklopedinis žodynas", M., " Sovietinė enciklopedija“, 1983, 264 p.
| Organinė chemija |
|---|
| Organinių junginių sąrašas |
| Struktūrinė chemija | |
|---|---|
| Cheminis ryšys: | Aromatingumas | Kovalentinis ryšys| Joninis ryšys | Metalinė jungtis | Vandenilinė jungtis | Donoro-akceptoriaus ryšys | Tautomerizmas |
| Struktūros ekranas: | Funkcinė grupė | Struktūrinė formulė | Cheminė formulė | Ligandas |
| Elektroninės savybės: | Elektronegatyvumas | Elektronų giminingumas | Jonizacijos energija | Dipolis | Okteto taisyklė |
| Stereochemija: | Asimetriškas atomas | Izomerizmas | Konfigūracija | Chirališkumas | Konformacija |
Wikimedia fondas.
- 2010 m.
Didžioji politechnikos enciklopedija CHEMINIS RYŠIAS – mechanizmas, kuriuo atomai susijungia ir sudaro molekules. Yra keletas tokių ryšių tipų, pagrįstų arba priešingų krūvių pritraukimu, arba stabilių konfigūracijų susidarymu keičiantis elektronams....
Mokslinis ir techninis enciklopedinis žodynas Cheminis ryšys - CHEMINIS RYŠYS, atomų sąveika, sukelianti jų susijungimą į molekules ir kristalus. Jėgos, veikiančios formuojant cheminį ryšį, daugiausia yra elektrinės. Cheminio ryšio susidarymą lydi pertvarkymas... ...
Iliustruotas enciklopedinis žodynas Abipusis atomų pritraukimas, dėl kurio susidaro molekulės ir kristalai. Įprasta sakyti, kad molekulėje arba kristale yra cheminės struktūros tarp gretimų atomų. Atomo valentingumas (kuris plačiau aptariamas toliau) parodo ryšių skaičių...
Didžioji sovietinė enciklopedija cheminis ryšys - abipusis atomų pritraukimas, dėl kurio susidaro molekulės ir kristalai. Atomo valentingumas rodo tam tikro atomo su gretimais susidariusių ryšių skaičių. Terminas " cheminė struktūra akademikas A. M. Butlerovas supažindino su... ... Enciklopedinis žodynas
metalurgijoje
Cheminis ryšys yra atomų sąveikos reiškinys, atsirandantis dėl jungiamųjų dalelių elektronų debesų persidengimo, kurį lydi bendros sistemos energijos sumažėjimas. Terminą „cheminė struktūra“ pirmą kartą įvedė A. M. Butlerovas 1861 m... ... Vikipedija
Idėją sudaryti cheminį ryšį naudojant elektronų porą, priklausančią abiem jungiantiems atomams, 1916 metais išsakė amerikiečių fizikas J. Lewisas.
Kovalentiniai ryšiai egzistuoja tarp atomų tiek molekulėse, tiek kristaluose. Jis atsiranda tiek tarp identiškų atomų (pavyzdžiui, H2, Cl2, O2 molekulėse, deimantų kristaluose), tiek tarp skirtingų atomų (pavyzdžiui, H2O ir NH3 molekulėse, SiC kristaluose). Beveik visi organinių junginių molekulių ryšiai yra kovalentiniai (C-C, C-H, C-N ir kt.).
Yra du kovalentinių ryšių susidarymo mechanizmai:
1) mainai;
2) donoras-akceptorius.
Kovalentinio ryšio susidarymo mainų mechanizmasslypi tame, kad kiekvienas iš jungiamųjų atomų suteikia vieną nesuporuotą elektroną bendrai elektronų porai (ryšiui) susidaryti. Sąveikaujančių atomų elektronai turi turėti priešingus sukinius.
Panagrinėkime, pavyzdžiui, kovalentinio ryšio susidarymą vandenilio molekulėje. Vandenilio atomams priartėjus, jų elektronų debesys prasiskverbia vienas į kitą, tai vadinama elektronų debesų persidengimu (3.2 pav.), didėja elektronų tankis tarp branduolių. Branduoliai traukia vienas kitą. Dėl to sistemos energija mažėja. Kai atomai labai arti vienas kito, didėja branduolių atstūmimas. Todėl tarp branduolių yra optimalus atstumas (ryšio ilgis l), kuriam esant sistema turi mažiausią energiją. Šioje būsenoje išsiskiria energija, vadinama rišamąja energija E St.
Ryžiai. 3.2. Elektronų debesies sutapimo diagrama formuojantis vandenilio molekulei
Schematiškai vandenilio molekulės susidarymą iš atomų galima pavaizduoti taip (taškas reiškia elektroną, linija reiškia elektronų porą):
N + N→N: N arba N + N→N - N.
IN bendras vaizdas kitų medžiagų AB molekulėms:
A + B = A: B.
Kovalentinio ryšio susidarymo donoro-akceptoriaus mechanizmasslypi tame, kad viena dalelė – donoras – reiškia elektronų porą, kuri sudaro ryšį, o antroji – akceptorius – laisvą orbitą:
A: + B = A: B.
donoro akceptorius
Panagrinėkime cheminių jungčių susidarymo amoniako molekulėje ir amonio jone mechanizmus.
1. Išsilavinimas
Azoto atomas turi du suporuotus ir tris nesuporuotus elektronus išoriniame energijos lygyje:
Vandenilio atomas s polygyje turi vieną nesuporuotą elektroną.
Amoniako molekulėje nesuporuoti azoto atomo 2p elektronai sudaro tris elektronų poras su 3 vandenilio atomų elektronais:
.
NH 3 molekulėje pagal mainų mechanizmą susidaro 3 kovalentiniai ryšiai.
2. Kompleksinio jono – amonio jono susidarymas.
NH 3 + HCl = NH 4 Cl arba NH 3 + H + = NH 4 +
Azoto atomas lieka su viena elektronų pora, t.y. dviem elektronais su antilygiagrečiais sukiniais vienoje atominėje orbitoje. Vandenilio jono atominėje orbitoje nėra elektronų (laisva orbita). Kai amoniako molekulė ir vandenilio jonas priartėja vienas prie kito, atsiranda sąveika tarp azoto atomo elektronų poros ir laisvos vandenilio jono orbitos. Vieniša elektronų pora tampa bendra azoto ir vandenilio atomams, o cheminė jungtis atsiranda pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą. Amoniako molekulės azoto atomas yra donoras, o vandenilio jonas yra akceptorius:
.
Pažymėtina, kad NH 4 + jone visi keturi ryšiai yra lygiaverčiai ir nesiskiria, todėl jone krūvis yra delokalizuotas (išsklaidytas) visame komplekse.
Nagrinėjami pavyzdžiai rodo, kad atomo gebėjimą sudaryti kovalentinius ryšius lemia ne tik vieno elektrono, bet ir 2 elektronų debesys arba laisvųjų orbitalių buvimas.
Pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą ryšiai susidaro kompleksiniuose junginiuose: - ;
2+ ;
2- ir kt.
Kovalentinis ryšys turi šias savybes:
- prisotinimas;
- kryptingumas; - poliškumas ir poliarizuotumas. Ne paslaptis, kad chemija yra gana sudėtingas ir įvairiapusis mokslas. Daug įvairių reakcijų, reagentų, cheminių medžiagų ir kitų sudėtingų ir painių terminų – jie visi sąveikauja tarpusavyje. Bet svarbiausia, kad su chemija susiduriame kiekvieną dieną, nesvarbu, ar pamokoje klausomės mokytojo ir mokomės
nauja medžiaga arba verdame arbatą, o tai apskritai yra cheminis procesas. Galima daryti išvadą, kad
tereikia žinoti chemiją
, suprasti jį ir žinoti, kaip veikia mūsų pasaulis ar kai kurios jo dalys, yra įdomu ir, be to, naudinga.
Dabar turime susidoroti su tokiu terminu kaip kovalentinis ryšys, kuris, beje, gali būti polinis arba nepolinis. Beje, pats žodis „kovalentinis“ yra kilęs iš lotyniško „co“ – kartu ir „vales“ – turinčio jėgą. Terminą „kovalentinis“ pirmą kartą 1919 m. įvedė Irvingas Langmuiras. laureatas Nobelio premija. „Kovalentinio“ sąvoka reiškia cheminį ryšį, kuriame abu atomai dalijasi elektronais, o tai vadinama bendru turėjimu. Taigi jis skiriasi, pavyzdžiui, nuo metalinio, kuriame elektronai yra laisvi, arba nuo joninio, kai vienas visiškai atiduoda elektronus kitam. Reikia pažymėti, kad jis susidaro tarp nemetalų.
Remdamiesi tuo, kas išdėstyta pirmiau, galime padaryti nedidelę išvadą apie tai, koks yra šis procesas. Jis atsiranda tarp atomų dėl bendrų elektronų porų susidarymo, o šios poros atsiranda išoriniame ir priešišoriniame elektronų polygiuose.
Pavyzdžiai, medžiagos su poliniais:
Kovalentinio ryšio rūšys
Taip pat yra dviejų tipų: poliniai ir atitinkamai nepoliniai ryšiai. Kiekvieno iš jų ypatybes panagrinėsime atskirai.
Kovalentinis polinis – susidarymas
Ką reiškia žodis „poliarinis“?
Paprastai atsitinka taip, kad du atomai turi skirtingą elektronegatyvumą, todėl jų dalijami elektronai nepriklauso vienodai, bet visada yra arčiau vienam nei kitam. Pavyzdžiui, vandenilio chlorido molekulė, kurioje kovalentinės jungties elektronai yra arčiau chloro atomo, nes jos elektronegatyvumas yra didesnis nei vandenilio. Tačiau iš tikrųjų elektronų traukos skirtumas yra pakankamai mažas, kad įvyktų visiškas elektronų perkėlimas iš vandenilio į chlorą.
Dėl to, kai yra polinis, elektronų tankis pasislenka į labiau elektroneigiamą, ir ant jo atsiranda dalinis neigiamas krūvis. Savo ruožtu branduolys, kurio elektronegatyvumas yra mažesnis, atitinkamai sukuria dalinį teigiamą krūvį.
Darome išvadą: polinis atsiranda tarp skirtingų nemetalų, kurie skiriasi savo elektronegatyvumo reikšmėmis, o elektronai yra arčiau branduolio su didesniu elektronegatyvumu.
Elektronegatyvumas yra kai kurių atomų gebėjimas pritraukti elektronus iš kitų, taip formuojant cheminę reakciją.
Kovalentinio poliaus pavyzdžiai, medžiagos su poliniu kovalentiniu ryšiu:
Medžiagos, turinčios polinį kovalentinį ryšį, formulė
Kovalentinis nepolinis, skirtumas tarp polinio ir nepolinio
Ir galiausiai, nepoliarinis, netrukus išsiaiškinsime, kas tai yra.
Pagrindinis skirtumas tarp nepolinio ir polinio- tai yra simetrija. Jei polinio ryšio atveju elektronai buvo išsidėstę arčiau vieno atomo, tai nepoliniame ryšyje elektronai išsidėstė simetriškai, tai yra vienodai abiejų atžvilgiu.
Pastebėtina, kad tarp vieno cheminio elemento nemetalinių atomų atsiranda nepolinis.
Pavyzdžiui, medžiagos su nepoliniais kovalentiniais ryšiais:
Taip pat elektronų rinkinys dažnai vadinamas tiesiog elektronų debesimi, remiantis tuo darome išvadą, kad elektroninis ryšio debesis, sudarantis bendrą elektronų porą, erdvėje pasiskirsto simetriškai arba tolygiai abiejų branduolių atžvilgiu.
Kovalentinio nepolinio ryšio pavyzdžiai ir kovalentinio nepolinio ryšio susidarymo schema
Tačiau taip pat naudinga žinoti, kaip atskirti kovalentinį polinį ir nepolinį.
Kovalentinis nepolinis- tai visada yra tos pačios medžiagos atomai. H2. CL2.
Šis straipsnis baigėsi, dabar žinome, kas yra šis cheminis procesas, žinome, kaip apibrėžti jį ir jo atmainas, žinome medžiagų susidarymo formules ir apskritai šiek tiek daugiau apie mūsų sudėtingą pasaulį, sėkmę chemija ir naujų formulių formavimas.
Kuriame vienas iš atomų atsisakė elektrono ir tapo katijonu, o kitas atomas priėmė elektroną ir tapo anijonu.
Būdingos savybės kovalentiniai ryšiai – kryptingumas, prisotinimas, poliškumas, poliarizuotumas – lemia chemines ir fizines junginių savybes.
Ryšio kryptį lemia medžiagos molekulinė struktūra ir jos molekulės geometrinė forma. Kampai tarp dviejų jungčių vadinami jungties kampais.
Sotumas – tai atomų gebėjimas sudaryti ribotą skaičių kovalentinių ryšių. Atomo sudarytų ryšių skaičių riboja jo išorinių atominių orbitalių skaičius.
Ryšio poliškumas atsiranda dėl netolygaus elektronų tankio pasiskirstymo dėl atomų elektronegatyvumo skirtumų. Tuo remiantis kovalentiniai ryšiai skirstomi į nepolinius ir polinius (nepolinius – dviatominė molekulė susideda iš identiškų atomų (H 2, Cl 2, N 2) ir kiekvieno atomo elektronų debesys pasiskirsto simetriškai šių atomų atžvilgiu. polinis – dviatomė molekulė susideda iš skirtingų atomų cheminiai elementai, o bendras elektronų debesis pasislenka link vieno iš atomų, taip formuodamas elektrinio krūvio pasiskirstymo molekulėje asimetriją, sukuriant molekulės dipolio momentą).
Ryšio poliarizuotumas išreiškiamas jungties elektronų poslinkiu veikiant išoriniam elektriniam laukui, įskaitant kitos reaguojančios dalelės. Poliarizaciją lemia elektronų judrumas. Kovalentinių ryšių poliškumas ir poliarizuotumas lemia molekulių reaktyvumą polinių reagentų atžvilgiu.
Tačiau du kartus Nobelio premijos laureatas L. Paulingas pažymėjo, kad „kai kuriose molekulėse yra kovalentiniai ryšiai, atsirandantys dėl vieno ar trijų elektronų, o ne dėl bendros poros“. Vieno elektrono cheminis ryšys realizuojamas molekuliniame vandenilio jone H 2 +.
Molekuliniame vandenilio jone H2+ yra du protonai ir vienas elektronas. Vienas molekulinės sistemos elektronas kompensuoja elektrostatinį dviejų protonų atstūmimą ir laiko juos 1,06 Å atstumu (H 2 + cheminės jungties ilgis). Molekulinės sistemos elektronų debesies elektronų tankio centras yra vienodu atstumu nuo abiejų protonų, esant Boro spinduliui α 0 = 0,53 A ir yra molekulinio vandenilio jono H 2 + simetrijos centras.
Enciklopedinis „YouTube“.
-
1 / 5
Kovalentinį ryšį sudaro elektronų pora, pasidalijusi tarp dviejų atomų, ir šie elektronai turi užimti dvi stabilias orbitales, po vieną iš kiekvieno atomo.
A + + B → A: B
Dėl socializacijos elektronai sudaro užpildytą energijos lygį. Ryšys susidaro, jei jų bendra energija šiame lygyje yra mažesnė nei pradinėje būsenoje (ir energijos skirtumas bus ne kas kita, kaip ryšio energija).
Remiantis molekulinių orbitalių teorija, dviejų atominių orbitalių sutapimas paprasčiausiu atveju lemia dviejų molekulinių orbitalių (MO) susidarymą: jungiantis MO Ir anti-pririšimas (atsipalaidavimas) MO. Bendri elektronai yra ant žemesnės energijos jungties MO.
Ryšių susidarymas atomų rekombinacijos metu
Tačiau tarpatominės sąveikos mechanizmas ilgą laiką liko nežinomas. Tik 1930 metais F. Londonas pristatė dispersinės traukos sąvoką – momentinių ir indukuotų (indukuotų) dipolių sąveiką. Šiuo metu traukos jėgos, kurias sukelia atomų ir molekulių svyruojančių elektrinių dipolių sąveika, vadinamos „Londono jėgomis“.
Tokios sąveikos energija yra tiesiogiai proporcinga elektroninio poliarizuojamumo α kvadratui ir atvirkščiai proporcinga atstumui tarp dviejų atomų ar molekulių iki šeštojo laipsnio.
Ryšio susidarymas donoro-akceptoriaus mechanizmu
Be ankstesniame skyriuje aprašyto homogeninio kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmo, yra ir nevienalytis mechanizmas – priešingai įkrautų jonų – H+ protono ir neigiamo vandenilio jono H – sąveika, vadinama hidrido jonu:
H + + H - → H 2
Artėjant jonams, hidrido jono dviejų elektronų debesis (elektronų pora) pritraukiamas prie protono ir galiausiai tampa bendras abiem vandenilio branduoliams, tai yra, virsta jungiančia elektronų pora. Dalelė, kuri tiekia elektronų porą, vadinama donore, o dalelė, kuri priima šią elektronų porą, vadinama akceptoriumi. Šis kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmas vadinamas donoru-akceptoriumi.
H + + H 2 O → H 3 O +
Protonas atakuoja vienišą vandens molekulės elektronų porą ir sudaro stabilų katijoną, esantį vandeniniuose rūgščių tirpaluose.
Panašiai protonas pridedamas prie amoniako molekulės, kad susidarytų sudėtingas amonio katijonas:
NH 3 + H + → NH 4 +
Tokiu būdu (pagal kovalentinio ryšio susidarymo donoro-akceptoriaus mechanizmą) gaunama didelė klasė onio junginiai, įskaitant amonią, oksonį, fosfonį, sulfonį ir kitus junginius.
Vandenilio molekulė gali veikti kaip elektronų poros donorė, kuri, susilietus su protonu, sukelia molekulinio vandenilio jono H 3 + susidarymą:
H 2 + H + → H 3 +
Molekulinio vandenilio jono H 3 + jungiamoji elektronų pora priklauso trims protonams vienu metu.
Kovalentinio ryšio rūšys
Yra trijų tipų kovalentinės cheminės jungtys, kurios skiriasi susidarymo mechanizmu:
1. Paprastas kovalentinis ryšys. Jo susidarymui kiekvienas atomas suteikia vieną nesuporuotą elektroną. Susidarius paprastam kovalentiniam ryšiui, formalieji atomų krūviai išlieka nepakitę.
- Jei atomai, sudarantys paprastą kovalentinį ryšį, yra vienodi, tada tikrieji molekulės atomų krūviai taip pat yra vienodi, nes ryšį sudarantys atomai vienodai turi bendrą elektronų porą. Šis ryšys vadinamas nepolinis kovalentinis ryšys. Paprastos medžiagos turi tokį ryšį, pavyzdžiui: 2, 2, 2. Tačiau ne tik to paties tipo nemetalai gali sudaryti kovalentinį nepolinį ryšį. Nemetaliniai elementai, kurių elektronegatyvumas turi vienodos vertės Pavyzdžiui, PH 3 molekulėje ryšys yra kovalentinis nepolinis, nes vandenilio EO yra lygus fosforo EO.
- Jei atomai yra skirtingi, tada bendros elektronų poros turėjimo laipsnį lemia atomų elektronegatyvumo skirtumas. Didesnio elektronegatyvumo atomas stipriau pritraukia prie savęs jungiančių elektronų porą, o tikrasis jo krūvis tampa neigiamas. Mažesnio elektronegatyvumo atomas atitinkamai įgyja tokio paties dydžio teigiamą krūvį. Jei junginys susidaro tarp dviejų skirtingų nemetalų, tai toks junginys vadinamas kovalentinis polinis ryšys.
Etileno molekulėje C 2 H 4 yra dviguba jungtis CH 2 = CH 2, jos elektroninė formulė: H:C::C:H. Visų etileno atomų branduoliai yra toje pačioje plokštumoje. Trys kiekvieno anglies atomo elektronų debesys sudaro tris kovalentinius ryšius su kitais atomais toje pačioje plokštumoje (kai kampai tarp jų yra maždaug 120°). Anglies atomo ketvirtojo valentinio elektrono debesis yra aukščiau ir žemiau molekulės plokštumos. Tokie abiejų anglies atomų elektronų debesys, iš dalies persidengiantys aukščiau ir žemiau molekulės plokštumos, sudaro antrąjį ryšį tarp anglies atomų. Pirmasis, stipresnis kovalentinis ryšys tarp anglies atomų vadinamas σ ryšiu; vadinamas antrasis, silpnesnis kovalentinis ryšys π (\displaystyle \pi )- bendravimas.
Linijinėje acetileno molekulėje
N-S≡S-N (N: S::: S: N)
yra σ ryšiai tarp anglies ir vandenilio atomų, vienas σ ryšys tarp dviejų anglies atomų ir du π (\displaystyle \pi )-ryšiai tarp tų pačių anglies atomų. Du π (\displaystyle \pi )-ryšiai yra virš σ-jungties veikimo sferos dviejose viena kitai statmenose plokštumose.
Visi šeši ciklinės benzeno molekulės C 6 H 6 anglies atomai yra toje pačioje plokštumoje. Tarp anglies atomų žiedo plokštumoje yra σ ryšiai; Kiekvienas anglies atomas turi vienodus ryšius su vandenilio atomais. Anglies atomai išleidžia tris elektronus, kad sudarytų šias jungtis. Anglies atomų ketvirtųjų valentinių elektronų debesys, sudaryti iš aštuonių skaičių, yra statmenai benzeno molekulės plokštumai. Kiekvienas toks debesis vienodai persidengia su kaimyninių anglies atomų elektronų debesimis. Benzeno molekulėje, o ne trys atskiri π (\displaystyle \pi )-ryšiai, bet vienas π (\displaystyle \pi) dielektrikai arba puslaidininkiai. Tipiški atominių kristalų pavyzdžiai (atomai, kuriuose vienas su kitu yra sujungti kovalentiniais (atominiais) ryšiais)
Cheminis ryšys yra dalelių (jonų ar atomų) sąveika, atsirandanti keičiantis elektronais, esančiais paskutiniame elektroniniame lygmenyje. Yra keletas tokių ryšių tipų: kovalentiniai (ji skirstoma į nepolinius ir polinius) ir joniniai. Šiame straipsnyje mes išsamiau aptarsime pirmojo tipo cheminius ryšius - kovalentinius. O jei tiksliau, savo poliarine forma.
Polinis kovalentinis ryšys yra cheminis ryšys tarp kaimyninių atomų valentinių elektronų debesų. Priešdėlis „ko-“ reiškia į šiuo atveju„kartu“, o kamienas „valencija“ verčiamas kaip jėga arba gebėjimas. Tie du elektronai, kurie jungiasi vienas su kitu, vadinami elektronų pora.
Istorija
Pirmą kartą šį terminą moksliniame kontekste pavartojo Nobelio premijos laureatas chemikas Irvingas Lenngrumas. Tai atsitiko 1919 m. Savo darbe mokslininkas paaiškino, kad ryšys, kuriame stebimi dviem atomams bendri elektronai, skiriasi nuo metalinio ar joninio. Tai reiškia, kad reikia atskiro pavadinimo.Vėliau, jau 1927 m., F. Londonas ir W. Heitleris, kaip pavyzdį paėmę vandenilio molekulę kaip chemiškai ir fiziškai paprasčiausią modelį, aprašė kovalentinį ryšį. Jie ėmėsi šio klausimo iš kito galo ir savo pastebėjimus pagrindė naudodamiesi kvantine mechanika.
Reakcijos esmė
Atominio vandenilio pavertimo molekuliniu vandeniliu procesas yra tipiška cheminė reakcija, kurios kokybinis požymis yra didelis šilumos išsiskyrimas, kai susijungia du elektronai. Tai atrodo maždaug taip: du helio atomai artėja vienas prie kito, kurių kiekvieno orbitoje yra po vieną elektroną. Tada šie du debesys priartėja ir sudaro naują, panašų į helio apvalkalą, kuriame jau sukasi du elektronai.
Užbaigti elektronų apvalkalai yra stabilesni nei nepilni, todėl jų energija yra žymiai mažesnė nei dviejų atskirų atomų. Susidarius molekulei šilumos perteklius išsisklaido į aplinką.
Klasifikacija
Chemijoje yra dviejų tipų kovalentiniai ryšiai:
- Kovalentinis nepolinis ryšys, susidarantis tarp dviejų to paties nemetalinio elemento atomų, tokių kaip deguonis, vandenilis, azotas, anglis.
- Tarp skirtingų nemetalų atomų susidaro polinis kovalentinis ryšys. Geras pavyzdys gali būti vandenilio chlorido molekulė. Kai dviejų elementų atomai susijungia vienas su kitu, nesuporuotas elektronas iš vandenilio iš dalies pereina į paskutinį chloro atomo elektronų lygį. Taigi ant vandenilio atomo susidaro teigiamas krūvis, o ant chloro atomo – neigiamas.
Donoro-akceptoriaus ryšys taip pat yra kovalentinio ryšio tipas. Tai slypi tame, kad vienas poros atomas suteikia abu elektronus, tapdamas donoru, o juos priimantis atomas atitinkamai laikomas akceptoriumi. Susidarius ryšiui tarp atomų, donoro krūvis padidėja vienu, o akceptoriaus – mažėja.
Pusiau poliarinė jungtis – el e galima laikyti donoro-akceptoriaus potipiu. Tik tokiu atveju susijungia atomai, kurių vienas turi pilną elektronų orbitalę (halogenai, fosforas, azotas), o antrasis – du nesuporuotus elektronus (deguonis). Ryšio formavimas vyksta dviem etapais:
- pirma, vienas elektronas pašalinamas iš vienišos poros ir pridedamas prie nesuporuotų;
- likusių nesuporuotų elektrodų jungtis, tai yra, susidaro kovalentinis polinis ryšys.
Savybės
Poliariniai kovalentiniai ryšiai turi savo fizines ir chemines savybes, pavyzdžiui, kryptingumas, sodrumas, poliškumas, poliarizuotumas. Jie nustato gautų molekulių savybes.
Ryšio kryptis priklauso nuo būsimos susidariusios medžiagos molekulinės struktūros, būtent nuo geometrinės formos, kurią susijungia du atomai.
Prisotinimas parodo, kiek kovalentinių ryšių gali sudaryti vienas medžiagos atomas. Šį skaičių riboja išorinių atominių orbitų skaičius.
Molekulės poliškumas atsiranda dėl to, kad elektronų debesis, susidaręs iš dviejų skirtingų elektronų, yra netolygus aplink visą savo perimetrą. Taip yra dėl neigiamo krūvio skirtumo kiekviename iš jų. Būtent ši savybė lemia, ar ryšys yra polinis, ar nepolinis. Kai susijungia du to paties elemento atomai, elektronų debesis yra simetriškas, o tai reiškia, kad kovalentinis ryšys yra nepolinis. O jei susijungia skirtingų elementų atomai, susidaro asimetrinis elektronų debesis, vadinamasis molekulės dipolio momentas.
Poliarizuojamumas parodo, kaip aktyviai elektronai molekulėje yra išstumiami veikiant išoriniams fiziniams ar cheminiams veiksniams, tokiems kaip elektriniai ar magnetinis laukas, kitos dalelės.
Paskutinės dvi gautos molekulės savybės lemia jos gebėjimą reaguoti su kitais poliniais reagentais.
Sigma jungtis ir pi jungtis
Šių ryšių susidarymas priklauso nuo elektronų tankio pasiskirstymo elektronų debesyje formuojantis molekulei.
Sigma jungtis pasižymi tankiu elektronų kaupimu išilgai ašies, jungiančios atomų branduolius, tai yra, horizontalioje plokštumoje.
Pi ryšiui būdingas elektronų debesų susitraukimas jų susikirtimo taške, tai yra virš ir žemiau atomo branduolio.
Santykio vizualizacija formulės įraše
Pavyzdžiui, galime paimti chloro atomą. Tolimiausiame jo elektroniniame lygyje yra septyni elektronai. Formulėje jie išsidėstę į tris poras ir vieną nesuporuotą elektroną aplink elemento simbolį taškų pavidalu.
Jei parašysite chloro molekulę tokiu pačiu būdu, pamatysite, kad du nesuporuoti elektronai sudarė porą, bendrą dviem atomams, ji vadinama bendra. Šiuo atveju kiekvienas iš jų gavo aštuonis elektronus.
Aštuoneto dubleto taisyklė
Chemikas Lewisas, pasiūlęs, kaip susidaro polinis kovalentinis ryšys, pirmasis iš jo kolegų suformulavo taisyklę, paaiškinančią atomų stabilumą, kai jie sujungiami į molekules. Jo esmė ta cheminiai ryšiai tarp atomų susidaro, kai pasidalijamas pakankamas elektronų skaičius, kad būtų sukurta elektroninė konfigūracija, panaši į kilnių elementų atomus.
Tai yra, formuojant molekules, norint jas stabilizuoti, būtina, kad visi atomai turėtų pilną išorinį elektroninį lygį. Pavyzdžiui, vandenilio atomai, susijungę į molekulę, pakartoja helio elektroninį apvalkalą, chloro atomai elektroniniu lygmeniu tampa panašūs į argono atomą.
Nuorodos ilgis
Kovalentiniam poliniam ryšiui, be kita ko, būdingas tam tikras atstumas tarp molekulę sudarančių atomų branduolių. Jie yra tokiu atstumu vienas nuo kito, kad molekulės energija yra minimali. Norint tai pasiekti, būtina, kad atomų elektronų debesys kuo labiau persidengtų vienas kitą. Tarp atomų dydžio ir jungties ilgio yra tiesiogiai proporcingas modelis. Kuo didesnis atomas, tuo ilgesnis ryšys tarp branduolių.
Gali būti, kad atomas sudaro ne vieną, o keletą kovalentinių polinių ryšių. Tada tarp branduolių susidaro vadinamieji ryšio kampai. Jie gali būti nuo devyniasdešimties iki šimto aštuoniasdešimt laipsnių. Jie nustato molekulės geometrinę formulę.