Kovalentní vazba

Aktuální verze stránky ještě nebyla zkontrolována zkušenými přispěvateli a může se výrazně lišit od verze recenzované 21. prosince 2021; kontroly vyžadují 8 úprav .

Kovalentní vazba (z lat. co - "spolu" a vales - "mající sílu") - chemická vazba vzniklá překrytím (socializací) páru valenčních (umístěných na vnějším obalu atomu ) elektronových oblaků . Elektronová mračna (elektrony), která zajišťují komunikaci, se nazývají společný elektronový pár .

Kovalentní vazba zahrnuje mnoho typů interakcí, včetně σ-vazby , π-vazby , kovové vazby , banánové vazby a dvouelektronové třístředové vazby [1] [2] .

Vezmeme-li v úvahu statistickou interpretaci vlnové funkce M. Borna , je hustota pravděpodobnosti nalezení vazebných elektronů soustředěna v prostoru mezi jádry molekuly (obr. 1). V teorii odpuzování elektronových párů jsou uvažovány geometrické rozměry těchto párů. Takže pro prvky každé periody existuje určitý průměrný poloměr elektronového páru ( Å ): 0,6 pro prvky až do neonu; 0,75 pro prvky do argonu; 0,75 pro prvky do kryptonu a 0,8 pro prvky do xenonu [3] .

Charakteristické vlastnosti kovalentní vazby

Charakteristické vlastnosti kovalentní vazby - směrovost, nasycení, polarita, polarizovatelnost - určují chemické a fyzikální vlastnosti sloučenin.

Směr vazby je dán molekulární strukturou látky a geometrickým tvarem jejich molekuly.

Úhly mezi dvěma vazbami se nazývají vazebné úhly.

Saturabilita je schopnost atomů tvořit omezený počet kovalentních vazeb. Počet vazeb tvořených atomem je omezen počtem jeho vnějších atomových orbitalů .

Polarita vazby je způsobena nerovnoměrným rozložením elektronové hustoty v důsledku rozdílů v elektronegativitě atomů.

Na tomto základě se kovalentní vazby dělí na nepolární a polární (nepolární - dvouatomová molekula se skládá z identických atomů (H 2 , Cl 2 , N 2 ) a elektronová mračna každého atomu jsou rozmístěna symetricky vzhledem k těmto atomy; polární - dvouatomová molekula se skládá z atomů různých chemických prvků a obecný elektronový mrak se posouvá směrem k jednomu z atomů, čímž vzniká asymetrie v distribuci elektrického náboje v molekule a generuje se dipólový moment molekuly) .

Polarizovatelnost vazby je vyjádřena vytěsněním vazebných elektronů vlivem vnějšího elektrického pole, včetně pole jiné reagující částice. Polarizovatelnost je určena pohyblivostí elektronů . Polarita a polarizovatelnost kovalentních vazeb určuje reaktivitu molekul vzhledem k polárním činidlům.

Elektrony jsou tím pohyblivější, čím dále jsou od jader.

Dvojnásobný nositel Nobelovy ceny L. Pauling však poukázal na to, že „v některých molekulách jsou kovalentní vazby díky jednomu nebo třem elektronům místo společného páru“ [4] . Jednoelektronová chemická vazba je realizována v molekulárním vodíkovém iontu H 2 + .

Molekulární vodíkový iont H 2 + obsahuje dva protony a jeden elektron. Jediný elektron molekulárního systému kompenzuje elektrostatické odpuzování dvou protonů a udržuje je ve vzdálenosti 1,06 Å ( délka chemické vazby H 2 + ). Střed elektronové hustoty elektronového oblaku molekulárního systému je od obou protonů stejně vzdálen o Bohrův poloměr α 0 =0,53 A a je středem symetrie molekulárního vodíkového iontu H 2 + .

Historie termínu

Termín „kovalentní vazba“ poprvé zavedl nositel Nobelovy ceny Irving Langmuir v roce 1919 [5] [4] . Termín odkazoval na chemickou vazbu , kvůli sdílenému vlastnictví elektronů , na rozdíl od kovové vazby , ve které byly elektrony volné, nebo z iontové vazby , ve které jeden z atomů daroval elektron a stal se kationtem , a druhý atom přijal elektron a stal se aniontem .

Později (1927) F. London a W. Heitler na příkladu molekuly vodíku poprvé popsali kovalentní vazbu z hlediska kvantové mechaniky .

Komunikační výchova

Kovalentní vazba je tvořena párem elektronů sdílených mezi dvěma atomy a tyto elektrony musí obsadit dva stabilní orbitaly, z každého atomu jeden [6] .

A + B → A: B

V důsledku socializace tvoří elektrony naplněnou energetickou hladinu. Vazba se vytvoří, pokud je jejich celková energie na této úrovni menší než v počátečním stavu (a rozdíl v energii nebude nic jiného než energie vazby ).

Podle teorie molekulárních orbitalů vede překrytí dvou atomových orbitalů v nejjednodušším případě ke vzniku dvou molekulárních orbitalů (MO): vazebné MO a antivazebné (uvolňující) MO . Sdílené elektrony jsou umístěny na vazbě MO s nižší energií.

Vznik vazby při rekombinaci atomů

Atomy a volné radikály jsou náchylné k rekombinaci – vzniku kovalentní vazby prostřednictvím socializace dvou nepárových elektronů patřících různým částicím.

{\displaystyle {\mathsf {H+H\rightarrow H_{2))))

{\displaystyle {\mathsf {CH_{3}\cdot +CH_{3}\cdot \rightarrow CH_{3}{\text{-}}CH_{3))))

Vznik vazby při rekombinaci je doprovázen uvolňováním energie. Při interakci atomů vodíku se tedy uvolňuje energie ve výši 436 kJ / mol. Tento efekt se využívá v technologii pro atomové vodíkové svařování. Proud vodíku prochází elektrickým obloukem, kde se vytváří proud atomů vodíku. Atomy se pak znovu spojí na kovovém povrchu umístěném kousek od oblouku. Kov lze tímto způsobem zahřát nad 3500 °C. Velkou výhodou „plamenu atomového vodíku“ je rovnoměrnost ohřevu, která umožňuje svařování velmi tenkých kovových dílů [7] .

Mechanismus nekovalentních interatomických a intermolekulárních interakcí však zůstával dlouhou dobu neznámý. Teprve v roce 1930 zavedl F. London koncept disperzní přitažlivosti – interakce mezi okamžitými a indukovanými (indukovanými) dipóly. V současné době se přitažlivé síly v důsledku interakce mezi kolísajícími elektrickými dipóly atomů a molekul nazývají disperze nebo londýnské síly .

Energie takové interakce je přímo úměrná druhé mocnině elektronické polarizace α a nepřímo úměrná vzdálenosti mezi dvěma atomy nebo molekulami k šesté mocnině [8] .

Tvorba vazby mechanismem donor-akceptor

Kromě homogenního mechanismu tvorby kovalentní vazby existuje heterogenní mechanismus - interakce opačně nabitých iontů - protonu H + a záporného vodíkového iontu H - , nazývaného hydridový iont :

{\displaystyle {\mathsf {H^{+}+H^{-}\rightarrow H_{2))))

Když se ionty přiblíží, dvouelektronový mrak (elektronový pár) hydridového iontu je přitahován k protonu a nakonec se stane společným pro obě vodíková jádra, to znamená, že se změní na vazebný elektronový pár. Částice, která dodává elektronový pár, se nazývá donor a částice, která tento elektronový pár přijímá, se nazývá akceptor. Takový mechanismus vzniku kovalentní vazby se nazývá donor-akceptor [9] .

Rozložení elektronové hustoty mezi jádry v molekule vodíku je stejné, bez ohledu na mechanismus tvorby, proto je nesprávné nazývat chemickou vazbu získanou mechanismem donor-akceptor vazbou donor-akceptor.

Jako donor elektronového páru působí kromě hydridového iontu sloučeniny prvků hlavních podskupin skupin V-VII periodického systému prvků v nejnižším oxidačním stavu prvku. Takže i Johannes Brönsted zjistil, že proton neexistuje v roztoku ve volné formě, ve vodě tvoří oxoniový kationt :

{\mathsf {H^{+}+H_{2}O\rightarrow H_{3}O^{+))}

Proton napadá osamocený elektronový pár molekuly vody a vytváří stabilní kation, který existuje ve vodných roztocích kyselin [10] .

Podobně je proton připojen k molekule amoniaku za vzniku komplexního amoniového kationtu :

{\displaystyle {\mathsf {NH_{3}+H^{+}\rightarrow NH_{4}^{+))))

Tímto způsobem (podle mechanismu donor-akceptor tvorby kovalentní vazby) se získá velká třída oniových sloučenin , která zahrnuje amonné , oxonium, fosfonium, sulfonium a další sloučeniny [11] .

Molekula vodíku může působit jako donor elektronového páru, který při kontaktu s protonem vede ke vzniku molekulárního vodíkového iontu H 3 + :

{\displaystyle {\mathsf {H_{2}+H^{+}\rightarrow H_{3}^{+))))

Vazebný elektronový pár molekulárního vodíkového iontu H 3 + náleží současně třem protonům.

Typy kovalentních vazeb

Existují dva typy kovalentních chemických vazeb, které se liší mechanismem tvorby:

1. Jednoduchá kovalentní vazba . Pro jeho vznik poskytuje každý z atomů jeden nepárový elektron. Když se vytvoří jednoduchá kovalentní vazba, formální náboje atomů zůstanou nezměněny.

Pokud jsou atomy, které tvoří jednoduchou kovalentní vazbu, stejné, pak jsou skutečné náboje atomů v molekule také stejné, protože atomy, které tvoří vazbu, stejně vlastní sdílený elektronový pár. Taková vazba se nazývá nepolární kovalentní vazba . Mnoho jednoduchých látek má takovou vazbu , například: O 2 , N 2 , Cl 2 .
Pokud jsou atomy různé, pak stupeň vlastnictví socializovaného páru elektronů je určen rozdílem v elektronegativitě atomů. Atom s větší elektronegativitou k sobě silněji přitahuje pár vazebných elektronů a jeho skutečný náboj se stává záporným. Atom s menší elektronegativitou získává stejný kladný náboj. Jestliže sloučenina vzniká mezi dvěma různými nekovy , pak se taková sloučenina nazývá kovalentní polární vazba .

2. Vazba dárce-akceptor . Pro vytvoření tohoto typu kovalentní vazby jsou oba elektrony poskytovány jedním z atomů - donorem . Druhý z atomů podílejících se na tvorbě vazby se nazývá akceptor . Ve výsledné molekule se formální náboj donoru zvýší o jednu, zatímco formální náboj akceptoru se sníží o jednu.

Semipolární (semipolární) vazbu lze považovat za polární vazbu donor-akceptor. Tento typ kovalentní vazby vzniká mezi atomem, který má nesdílený pár elektronů ( dusík , fosfor , síra , halogeny atd.) a atomem se dvěma nepárovými elektrony ( kyslík , síra ). Tvorba semipolární vazby probíhá ve dvou fázích:

1. Přenos jednoho elektronu z atomu s nesdíleným párem elektronů na atom se dvěma nepárovými elektrony. V důsledku toho se atom s nesdíleným párem elektronů změní na radikálový kation (kladně nabitá částice s nepárovým elektronem) a atom se dvěma nepárovými elektrony na radikálový anion (záporně nabitá částice s nepárovým elektronem). 2. Socializace nepárových elektronů (jako v případě jednoduché kovalentní vazby).

Když se vytvoří semipolární vazba, atom s nesdíleným párem elektronů zvýší svůj formální náboj o jednu a atom se dvěma nepárovými elektrony sníží svůj formální náboj o jednu.

σ-vazba a π-vazba

Sigma (σ)- , pi (π)-vazby - přibližný popis typů kovalentních vazeb v molekulách různých sloučenin, σ-vazba se vyznačuje tím, že hustota elektronového mraku je maximální podél osy spojující jádra atomů. Při vzniku -vazby dochází k tzv. laterálnímu překrytí elektronových oblaků a hustota elektronového oblaku je maximální "nad" a "pod" rovinou σ-vazby. Vezměme například etylen , acetylen a benzen . $\pi$

V molekule ethylenu C2H4 je dvojná vazba CH2 \u003d CH2 , její elektronický vzorec je : H : C:: C: H. Jádra všech atomů ethylenu jsou umístěna ve stejné rovině. Tři elektronová mračna každého atomu uhlíku tvoří tři kovalentní vazby s jinými atomy ve stejné rovině (s úhly mezi nimi asi 120°). Oblak čtvrtého valenčního elektronu atomu uhlíku se nachází nad a pod rovinou molekuly. Takové elektronové mraky obou atomů uhlíku, částečně se překrývající nad a pod rovinou molekuly, tvoří druhou vazbu mezi atomy uhlíku. První, silnější kovalentní vazba mezi atomy uhlíku se nazývá σ-vazba; druhá, méně silná kovalentní vazba se nazývá vazba. $\pi$

V lineární molekule acetylenu

Н—С≡С—Н (Н : С ::: С : Н)

existují σ-vazby mezi atomy uhlíku a vodíku, jedna σ-vazba mezi dvěma atomy uhlíku a dvě σ-vazby mezi stejnými atomy uhlíku. Dvě -vazby se nacházejí nad sférou působení σ-vazby ve dvou vzájemně kolmých rovinách. $\pi$ $\pi$

Všech šest atomů uhlíku molekuly cyklického benzenu C 6 H 6 leží ve stejné rovině. σ-vazby působí mezi atomy uhlíku v rovině kruhu; stejné vazby existují pro každý atom uhlíku s atomy vodíku. Každý atom uhlíku spotřebuje tři elektrony na vytvoření těchto vazeb. Kolmo k rovině molekuly benzenu jsou umístěny mraky čtvrtých valenčních elektronů atomů uhlíku ve tvaru osmiček. Každý takový oblak se rovnoměrně překrývá s elektronovými oblaky sousedních atomů uhlíku. V molekule benzenu nevznikají tři samostatné -vazby, ale jednoelektronový systém šesti elektronů, společných všem atomům uhlíku. Vazby mezi atomy uhlíku v molekule benzenu jsou naprosto stejné. $\pi$ $\pi$

Příklady látek s kovalentní vazbou

Jednoduchá kovalentní vazba spojuje atomy v molekulách jednoduchých plynů (H 2 , Cl 2 aj.) a sloučenin (H 2 O, NH 3 , CH 4 , CO 2 , HCl aj.). Sloučeniny s vazbou donor-akceptor - amonium NH 4 + , tetrafluoroboritanový anion BF 4 - a další Sloučeniny se semipolární vazbou - oxid dusný N 2 O, O - -PCl 3 + .

Krystaly s kovalentní vazbou jsou dielektrika nebo polovodiče . Typickými příklady atomových krystalů (atomy, ve kterých jsou propojeny kovalentními (atomovými) vazbami) jsou diamant , germanium a křemík .

Viz také

Poznámky

↑ Březen, Jerry. Pokročilá organická chemie: Reakce, mechanismy a struktura . - John Wiley & Sons , 1992. - ISBN 0-471-60180-2 .
↑ Gary L. Miessler; Donald Arthur Tarr. Anorganická chemie (neopr.) . - Prentice Hall , 2004. - ISBN 0-13-035471-6 .
↑ Gillespie R. Geometrie molekul. - M .: "Mir", 1975. - S. 49. - 278 s.
↑ 1 2 L. Pauling. Povaha chemické vazby. - M. - L .: Nakladatelství chemické literatury, 1947. - S. 16. - 440 s.
↑ I. Langmuir. Journal of the American Chemical Society. - 1919. - T. 41. - 868 str.
↑ Pauling.L., Pauling P. Chemie. - "Mir", 1978. - S. 129. - 684 s.
↑ Nekrasov B.V. Kurz obecné chemie. - 14. - M . : red. chemická literatura, 1962. - S. 110. - 976 s.
↑ Daniels F., Alberti R. Fyzikální chemie. - M .: "Mir", 1978. - S. 453. - 646 s.
↑ Achmetov N. S. Anorganická chemie. - ed. 2. revize a další .. - M . : Higher School, 1975. - S. 60. - 672 s.
↑ Chemický encyklopedický slovník / Ch. vyd. I. L. Knunyants. - M .: Sov. encyklopedie, 1983. - S. 132 . — 792 s.
↑ Oniové sloučeniny IUPAC Gold Book . Získáno 20. srpna 2012. Archivováno z originálu 15. listopadu 2016. (neurčitý)

Literatura

"Chemický encyklopedický slovník", M., "Sovětská encyklopedie", 1983, s.264.

Slovníky a encyklopedie	Velká dánština Skvělý norský Velký sovět (1 ed.) Britannica (online)

chemická vazba

Intramolekulární
interakce

kovalentní vazba

jednoduchá vazba	Polární nepolární
Vícenásobná vazba	σ vazba π vazba δ dluhopis φ-vazba Dvojná vazba trojná vazba Čtyřnásobná vazba Pět odkaz Připojení převodovky
Koordinační odkaz	Interakce dárce-akceptor Semipolární spojení
jiný	Jednoelektronová vazba 3c-2e Aromatičnost

jiný

Iontová vazba
kovové spojení
Kolmá paramagnetická vazba

Mezimolekulární
interakce