Prečo sa atómy môžu navzájom spájať a vytvárať molekuly? Aký je dôvod možnej existencie látok, ktoré zahŕňajú atómy úplne iných chemických prvkov? Toto sú globálne problémy ovplyvňujúce základné koncepty modernej fyzikálnej a chemickej vedy. Môžete na ne odpovedať, ak máte predstavu o elektrónovej štruktúre atómov a poznáte vlastnosti kovalentnej väzby, ktorá je základným základom pre väčšinu tried zlúčenín. Účelom nášho článku je zoznámiť sa s mechanizmami tvorby rôznych typov chemických väzieb a vlastnosťami vlastností zlúčenín, ktoré ich obsahujú vo svojich molekulách.
Elektronická štruktúra atómu
Elektroneutrálne častice hmoty, ktoré sú jej štruktúrnymi prvkami, majú štruktúru, ktorá odzrkadľuje štruktúru slnečnej sústavy. Ako sa planéty točia okolo centrálnej hviezdy – Slnka, tak sa elektróny v atóme pohybujú okolo kladne nabitého jadra. CharakterizovaťV kovalentnej väzbe budú významné elektróny nachádzajúce sa na poslednej energetickej úrovni a najvzdialenejšie od jadra. Keďže ich spojenie so stredom vlastného atómu je minimálne, dokážu sa ľahko pritiahnuť jadrami iných atómov. To je veľmi dôležité pre výskyt medziatómových interakcií vedúcich k tvorbe molekúl. Prečo je molekulárna forma hlavným typom existencie hmoty na našej planéte? Poďme to zistiť.
Základná vlastnosť atómov
Schopnosť elektricky neutrálnych častíc interagovať, čo vedie k zvýšeniu energie, je ich najdôležitejšou vlastnosťou. V skutočnosti je za normálnych podmienok molekulárny stav hmoty stabilnejší ako atómový stav. Hlavné ustanovenia modernej atómovej a molekulárnej teórie vysvetľujú princípy tvorby molekúl a charakteristiky kovalentnej väzby. Pripomeňme, že vonkajšia energetická hladina atómu môže obsahovať 1 až 8 elektrónov, v druhom prípade bude vrstva úplná, čo znamená, že bude veľmi stabilná. Takúto štruktúru vonkajšej úrovne majú atómy vzácnych plynov: argón, kryptón, xenón - inertné prvky, ktoré dotvárajú každé obdobie v systéme D. I. Mendelejeva. Výnimkou je tu hélium, ktoré má v poslednej úrovni nie 8, ale len 2 elektróny. Dôvod je jednoduchý: v prvom období existujú iba dva prvky, ktorých atómy majú jednu elektrónovú vrstvu. Všetky ostatné chemické prvky majú od 1 do 7 elektrónov na poslednej, neúplnej vrstve. V procese vzájomnej interakcie budú atómysnažiť sa naplniť elektrónmi až po oktet a obnoviť konfiguráciu atómu inertného prvku. Takýto stav možno dosiahnuť dvoma spôsobmi: stratou vlastných alebo prijatím cudzích negatívne nabitých častíc. Tieto formy interakcie vysvetľujú, ako určiť, či sa medzi reagujúcimi atómami vytvorí iónová alebo kovalentná väzba.
Mechanizmy na vytvorenie stabilnej elektronickej konfigurácie
Predstavme si, že do reakcie zlúčeniny vstupujú dve jednoduché látky: kovový sodík a plynný chlór. Vzniká látka triedy solí - chlorid sodný. Má iónový typ chemickej väzby. Prečo a ako to vzniklo? Vráťme sa opäť k štruktúre atómov východiskových látok. Sodík má na poslednej vrstve len jeden elektrón, slabo viazaný na jadro kvôli veľkému polomeru atómu. Ionizačná energia všetkých alkalických kovov, medzi ktoré patrí sodík, je nízka. Preto elektrón vonkajšej hladiny opúšťa energetickú hladinu, je priťahovaný jadrom atómu chlóru a zostáva v jeho priestore. To vytvára precedens pre prechod atómu Cl do formy záporne nabitého iónu. Teraz už nemáme do činenia s elektricky neutrálnymi časticami, ale s nabitými katiónmi sodíka a chlórovými aniónmi. V súlade s fyzikálnymi zákonmi medzi nimi vznikajú elektrostatické príťažlivé sily a zlúčenina vytvára iónovú kryštálovú mriežku. Nami uvažovaný mechanizmus tvorby iónového typu chemickej väzby pomôže jasnejšie objasniť špecifiká a hlavné charakteristiky kovalentnej väzby.
Zdieľané elektrónové páry
Ak dôjde k iónovej väzbe medzi atómami prvkov, ktoré sa veľmi líšia v elektronegativite, t.j. kovmi a nekovmi, potom kovalentný typ nastane, keď atómy rovnakých alebo rôznych nekovových prvkov interagujú. V prvom prípade je zvykom hovoriť o nepolárnej a v druhom o polárnej forme kovalentnej väzby. Mechanizmus ich vzniku je spoločný: každý z atómov čiastočne dáva na bežné použitie elektróny, ktoré sú spojené do párov. Ale priestorové usporiadanie elektrónových párov vo vzťahu k jadrám atómov bude iné. Na tomto základe sa rozlišujú typy kovalentných väzieb - nepolárne a polárne. Najčastejšie v chemických zlúčeninách pozostávajúcich z atómov nekovových prvkov existujú páry pozostávajúce z elektrónov s opačnými spinmi, t.j. rotujúce okolo svojich jadier v opačných smeroch. Keďže pohyb negatívne nabitých častíc v priestore vedie k tvorbe elektrónových oblakov, čo v konečnom dôsledku končí ich vzájomným prekrývaním. Aké sú dôsledky tohto procesu pre atómy a k čomu vedie?
Fyzikálne vlastnosti kovalentnej väzby
Ukazuje sa, že medzi centrami dvoch interagujúcich atómov je dvojelektrónový oblak s vysokou hustotou. Zvyšujú sa elektrostatické príťažlivé sily medzi samotným záporne nabitým oblakom a jadrami atómov. Časť energie sa uvoľní a vzdialenosti medzi atómovými centrami sa zmenšia. Napríklad na začiatku tvorby molekuly H2 vzdialenosť medzi jadrami atómov vodíkaje 1,06 A, po prekrytí oblakov a vytvorení spoločného elektrónového páru - 0,74 A. Príklady kovalentnej väzby vytvorenej podľa vyššie uvedeného mechanizmu možno nájsť medzi jednoduchými aj zložitými anorganickými látkami. Jeho hlavným rozlišovacím znakom je prítomnosť spoločných elektrónových párov. Výsledkom je, že po vzniku kovalentnej väzby medzi atómami, napríklad vodíka, každý z nich získa elektrónovú konfiguráciu inertného hélia a výsledná molekula má stabilnú štruktúru.
Priestorový tvar molekuly
Ďalšou veľmi dôležitou fyzikálnou vlastnosťou kovalentnej väzby je smerovosť. Závisí to od priestorovej konfigurácie molekuly látky. Napríklad, keď sa dva elektróny prekrývajú sférickým oblakom, vzhľad molekuly je lineárny (chlórovodík alebo bromovodík). Tvar molekúl vody, v ktorých sa s- a p-oblaky hybridizujú, je hranatý a veľmi silné častice plynného dusíka vyzerajú ako pyramída.
Štruktúra jednoduchých látok - nekovy
Po zistení, aký druh väzby sa nazýva kovalentná, aké má znaky, je čas zaoberať sa jej odrodami. Ak atómy toho istého nekovu - chlór, dusík, kyslík, bróm atď., interagujú navzájom, potom sa vytvoria zodpovedajúce jednoduché látky. Ich spoločné elektrónové páry sú umiestnené v rovnakej vzdialenosti od centier atómov, bez posunu. Pre zlúčeniny s nepolárnym typom kovalentnej väzby sú vlastné tieto vlastnosti: nízke teploty varu atopenie, nerozpustnosť vo vode, dielektrické vlastnosti. Ďalej zistíme, ktoré látky sa vyznačujú kovalentnou väzbou, pri ktorej dochádza k posunu spoločných elektrónových párov.
Elektronegativita a jej vplyv na typ chemickej väzby
Vlastnosť konkrétneho prvku priťahovať elektróny z atómu iného prvku v chémii sa nazýva elektronegativita. Stupnicu hodnôt tohto parametra, ktorú navrhol L. Pauling, možno nájsť vo všetkých učebniciach anorganickej a všeobecnej chémie. Jeho najvyššiu hodnotu - 4,1 eV - má fluór, menšiu - ostatné aktívne nekovy a najnižší ukazovateľ je typický pre alkalické kovy. Ak prvky, ktoré sa líšia svojou elektronegativitou, navzájom reagujú, potom nevyhnutne jeden, aktívnejší, pritiahne negatívne nabité častice atómu pasívnejšieho prvku do svojho jadra. Fyzikálne vlastnosti kovalentnej väzby teda priamo závisia od schopnosti prvkov darovať elektróny na bežné použitie. Výsledné spoločné páry už nie sú umiestnené symetricky vzhľadom na jadrá, ale sú posunuté smerom k aktívnejšiemu prvku.
Vlastnosti zlúčenín s polárnou väzbou
Látky v molekulách, ktorých spojené elektrónové páry sú asymetrické vzhľadom na jadrá atómov, zahŕňajú halogenovodíky, kyseliny, zlúčeniny chalkogénov s vodíkom a kyslé oxidy. Sú to síranové a dusičnanové kyseliny, oxidy síry a fosforu, sírovodík atď. Napríklad molekula chlorovodíka obsahuje jeden spoločný elektrónový pár,tvorené nepárovými elektrónmi vodíka a chlóru. Je posunutý bližšie k stredu atómu Cl, čo je viac elektronegatívny prvok. Všetky látky s polárnou väzbou vo vodných roztokoch disociujú na ióny a vedú elektrický prúd. Zlúčeniny, ktoré majú polárnu kovalentnú väzbu, ktorých príklady sme uviedli, majú tiež vyššie teploty topenia a varu v porovnaní s jednoduchými nekovovými látkami.
Metódy na prerušenie chemických väzieb
V organickej chémii sa substitučné reakcie nasýtených uhľovodíkov s halogénmi riadia radikálnym mechanizmom. Zmes metánu a chlóru na svetle a pri bežnej teplote reaguje tak, že molekuly chlóru sa začnú štiepiť na častice nesúce nepárové elektróny. Inými slovami, pozoruje sa deštrukcia spoločného elektrónového páru a tvorba veľmi aktívnych radikálov -Cl. Sú schopné ovplyvňovať molekuly metánu tak, že prerušia kovalentnú väzbu medzi atómami uhlíka a vodíka. Vznikne aktívna častica –H a voľná valencia atómu uhlíka prevezme radikál chlóru a prvým produktom reakcie sa stane chlórmetán. Takýto mechanizmus štiepenia molekúl sa nazýva homolytický. Ak spoločný pár elektrónov úplne prejde do vlastníctva jedného z atómov, potom hovoria o heterolytickom mechanizme charakteristickom pre reakcie prebiehajúce vo vodných roztokoch. V tomto prípade polárne molekuly vody zvýšia rýchlosť deštrukcie chemických väzieb rozpustenej zlúčeniny.
Dvojitý a trojitýodkazy
Prevažná väčšina organických látok a niektorých anorganických zlúčenín obsahuje vo svojich molekulách nie jeden, ale niekoľko spoločných elektrónových párov. Mnohopočetnosť kovalentnej väzby znižuje vzdialenosť medzi atómami a zvyšuje stabilitu zlúčenín. Zvyčajne sa označujú ako chemicky odolné. Napríklad v molekule dusíka sú tri páry elektrónov, ktoré sú v štruktúrnom vzorci označené tromi pomlčkami a určujú jej silu. Jednoduchá látka dusík je chemicky inertná a môže reagovať s inými zlúčeninami, ako je vodík, kyslík alebo kovy, iba pri zahrievaní alebo pri zvýšenom tlaku, ako aj v prítomnosti katalyzátorov.
Dvojité a trojité väzby sú vlastné takým triedam organických zlúčenín, ako sú nenasýtené diénové uhľovodíky, ako aj látky radu etylénu alebo acetylénu. Viacnásobné väzby určujú hlavné chemické vlastnosti: adičné a polymerizačné reakcie prebiehajúce v bodoch ich zlomu.
V našom článku sme poskytli všeobecný popis kovalentnej väzby a preskúmali jej hlavné typy.
