Mechanizmus vzniku a vlastnosti kovalentných väzieb. Kovalentná väzba (CB)

Je extrémne zriedkavé, že chemické látky pozostávajú z jednotlivých, navzájom nesúvisiacich atómov chemických prvkov. Za normálnych podmienok má túto štruktúru len malý počet plynov nazývaných vzácne plyny: hélium, neón, argón, kryptón, xenón a radón. Chemické látky najčastejšie nepozostávajú z izolovaných atómov, ale z ich kombinácií do rôznych skupín. Takéto asociácie atómov môžu mať niekoľko, stovky, tisíce alebo dokonca viac atómov. Sila, ktorá drží tieto atómy v takýchto skupinách, sa nazýva chemická väzba.

Inými slovami, môžeme povedať, že chemická väzba je interakcia, ktorá zabezpečuje spojenie jednotlivých atómov do zložitejších štruktúr (molekuly, ióny, radikály, kryštály atď.).

Dôvodom vzniku chemickej väzby je, že energia zložitejších štruktúr je menšia ako celková energia jednotlivých atómov, ktoré ju tvoria.

Ak teda interakcia atómov X a Y vytvára molekulu XY, znamená to, že vnútorná energia molekúl tejto látky je nižšia ako vnútorná energia jednotlivých atómov, z ktorých bola vytvorená:

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

Z tohto dôvodu sa pri vytváraní chemických väzieb medzi jednotlivými atómami uvoľňuje energia.

Elektróny vonkajšej elektrónovej vrstvy s najnižšou väzbovou energiou s jadrom, tzv valencia. Napríklad v bóre sú to elektróny 2. energetickej úrovne - 2 elektróny na 2 s- orbitály a 1 x 2 p- orbitály:

Keď sa vytvorí chemická väzba, každý atóm má tendenciu získať elektrónovú konfiguráciu atómov vzácneho plynu, t.j. tak, že v jeho vonkajšej elektrónovej vrstve je 8 elektrónov (2 pre prvky prvej periódy). Tento jav sa nazýva oktetové pravidlo.

Pre atómy je možné dosiahnuť elektrónovú konfiguráciu vzácneho plynu, ak pôvodne jednotlivé atómy zdieľajú niektoré zo svojich valenčných elektrónov s inými atómami. V tomto prípade sa vytvárajú spoločné elektrónové páry.

V závislosti od stupňa zdieľania elektrónov možno rozlíšiť kovalentné, iónové a kovové väzby.

Kovalentná väzba

Kovalentné väzby sa najčastejšie vyskytujú medzi atómami nekovových prvkov. Ak nekovové atómy tvoriace kovalentnú väzbu patria k rôznym chemickým prvkom, takáto väzba sa nazýva polárna kovalentná väzba. Dôvod tohto názvu spočíva v tom, že atómy rôznych prvkov majú tiež rôzne schopnosti priťahovať spoločný elektrónový pár. Je zrejmé, že to vedie k posunutiu spoločného elektrónového páru smerom k jednému z atómov, v dôsledku čoho sa na ňom vytvorí čiastočný záporný náboj. Na druhej strane sa na druhom atóme vytvorí čiastočný kladný náboj. Napríklad v molekule chlorovodíka je elektrónový pár posunutý z atómu vodíka na atóm chlóru:

Príklady látok s polárnymi kovalentnými väzbami:

CCI4, H2S, CO2, NH3, Si02 atď.

Medzi ich nekovovými atómami sa vytvorí kovalentná nepolárna väzba chemický prvok. Keďže atómy sú identické, ich schopnosť priťahovať zdieľané elektróny je tiež rovnaká. V tomto ohľade nie je pozorovaný žiadny posun elektrónového páru:

Vyššie uvedený mechanizmus tvorby kovalentnej väzby, keď oba atómy poskytujú elektróny na vytvorenie spoločných elektrónových párov, sa nazýva výmena.

Existuje tiež mechanizmus donor-akceptor.

Keď sa kovalentná väzba vytvorí mechanizmom donor-akceptor, vytvorí sa zdieľaný elektrónový pár v dôsledku vyplneného orbitálu jedného atómu (s dvoma elektrónmi) a prázdneho orbitálu iného atómu. Atóm, ktorý poskytuje osamelý pár elektrónov, sa nazýva donor a atóm s prázdnym orbitálom sa nazýva akceptor. Atómy, ktoré majú spárované elektróny, napríklad N, O, P, S, pôsobia ako donory elektrónových párov.

Napríklad, podľa mechanizmu donor-akceptor, tvorba štvrtého kovalentného N-H spojenia v amónnom katióne NH4+:

Kovalentné väzby sa okrem polarity vyznačujú aj energiou. Energia väzby je minimálna energia potrebná na prerušenie väzby medzi atómami.

Väzbová energia klesá so zväčšujúcim sa polomerom viazaných atómov. Keďže vieme, že atómové polomery sa v podskupinách zvyšujú, môžeme napríklad dospieť k záveru, že sila väzby halogén-vodík rastie v sérii:

AHOJ< HBr < HCl < HF

Taktiež energia väzby závisí od jej násobnosti – čím väčšia násobnosť väzby, tým väčšia je jej energia. Väzbová multiplicita sa týka počtu zdieľaných elektrónových párov medzi dvoma atómami.

Iónová väzba

Iónová väzba môže byť považovaná za extrémny prípad polárnej kovalentnej väzby. Ak je v kovalentnej-polárnej väzbe spoločný elektrónový pár čiastočne posunutý na jeden z páru atómov, potom v iónovej väzbe je takmer úplne „daný“ jednému z atómov. Atóm, ktorý daruje elektrón (elektróny), získa kladný náboj a stáva sa katión a atóm, ktorý z neho odobral elektróny, získa záporný náboj a stane sa anión.

Iónová väzba je teda väzba vytvorená elektrostatickým priťahovaním katiónov k aniónom.

Vznik tohto typu väzby je typický pri interakcii atómov typických kovov a typických nekovov.

Napríklad fluorid draselný. Draslíkový katión vzniká odstránením jedného elektrónu z neutrálneho atómu a fluórový ión vzniká pridaním jedného elektrónu k atómu fluóru:

Medzi výslednými iónmi vzniká elektrostatická príťažlivá sila, čo vedie k vytvoreniu iónovej zlúčeniny.

Keď sa vytvorila chemická väzba, elektróny z atómu sodíka prešli na atóm chlóru a vytvorili sa opačne nabité ióny, ktoré majú dokončenú vonkajšiu energetickú hladinu.

Zistilo sa, že elektróny z atómu kovu nie sú úplne oddelené, ale sú iba posunuté smerom k atómu chlóru, ako pri kovalentnej väzbe.

Väčšina binárnych zlúčenín, ktoré obsahujú atómy kovov, je iónová. Napríklad oxidy, halogenidy, sulfidy, nitridy.

Iónová väzba sa vyskytuje aj medzi jednoduchými katiónmi a jednoduchými aniónmi (F −, Cl −, S 2-), ako aj medzi jednoduchými katiónmi a komplexnými aniónmi (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Preto medzi iónové zlúčeniny patria soli a zásady (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4, Ca(OH) 2, NaOH).

Kovové spojenie

Tento typ väzby sa vytvára v kovoch.

Atómy všetkých kovov majú vo svojej vonkajšej elektrónovej vrstve elektróny, ktoré majú nízku väzbovú energiu s jadrom atómu. Pre väčšinu kovov je proces straty vonkajších elektrónov energeticky priaznivý.

V dôsledku takejto slabej interakcie s jadrom sú tieto elektróny v kovoch veľmi mobilné a v každom kovovom kryštáli nepretržite prebieha nasledujúci proces:

M°-ne- = Mn+, kde M° je neutrálny atóm kovu a Mn+ je katión toho istého kovu. Na obrázku nižšie je znázornený priebeh procesov.

To znamená, že elektróny sa „rútia“ cez kovový kryštál, oddeľujú sa od jedného atómu kovu, vytvárajú z neho katión, spájajú sa s iným katiónom a vytvárajú neutrálny atóm. Tento jav sa nazýval „elektrónový vietor“ a zhromažďovanie voľných elektrónov v kryštáli nekovového atómu sa nazývalo „elektrónový plyn“. Tento typ interakcie medzi atómami kovu sa nazýva kovová väzba.

Vodíková väzba

Ak je atóm vodíka v látke naviazaný na prvok s vysokou elektronegatívnosťou (dusík, kyslík alebo fluór), táto látka sa vyznačuje javom nazývaným vodíková väzba.

Pretože atóm vodíka je naviazaný na elektronegatívny atóm, na atóme vodíka sa vytvorí čiastočný kladný náboj a na atóme elektronegatívneho prvku sa vytvorí čiastočný negatívny náboj. V tomto ohľade je možná elektrostatická príťažlivosť medzi čiastočne kladne nabitým atómom vodíka jednej molekuly a elektronegatívnym atómom druhej molekuly. Napríklad vodíková väzba sa pozoruje pre molekuly vody:

Je to vodíková väzba, ktorá vysvetľuje anomáliu teplo topiaca sa voda. Okrem vody sa silné vodíkové väzby tvoria aj v látkach ako fluorovodík, amoniak, kyseliny obsahujúce kyslík, fenoly, alkoholy, amíny.

Chemická väzba. Typy chemických väzieb: kovalentné, iónové, kovové, vodíkové

Chemická väzba

Doktrína chemickej väzby je ústredným problémom modernej chémie. Bez nej nie je možné pochopiť dôvody rozmanitosti chemických zlúčenín, mechanizmy ich tvorby, štruktúry a reaktivity.

Väčšina prirodzene sa vyskytujúcich a umelo vyrobených látok za normálnych podmienok neobsahuje jednotlivé atómy v chemicky neviazanom stave. Jedinou výnimkou sú vzácne plyny. V iných látkach sú atómy súčasťou molekúl týchto látok alebo tvoria kryštálovú mriežku. Je to schopnosť atómov viazať sa navzájom, čo určuje takú širokú škálu chemických látok s relatívne malým počtom ich základných chemických prvkov.

Príčiny vzniku chemickej väzby medzi atómami možno hľadať v elektrostatickej povahe samotného atómu. V dôsledku prítomnosti priestorovo oddelených oblastí elektrického náboja v atómoch môže dôjsť k elektrostatickým interakciám medzi rôznymi atómami, ktoré môžu tieto atómy držať pohromade.

Keď sa vytvorí chemická väzba, dôjde k redistribúcii elektrónových hustôt, ktoré pôvodne patrili rôznym atómom, v priestore. Keďže elektróny vonkajšej úrovne sú najmenej pevne viazané na jadro, tieto elektróny hrajú hlavnú úlohu pri tvorbe chemickej väzby. Počet chemických väzieb vytvorených daným atómom v zlúčenine sa nazýva valencia. Z tohto dôvodu sa elektróny vonkajšej úrovne nazývajú valenčné elektróny.

Z energetického hľadiska je najstabilnejší atóm, ktorý má úplnú vonkajšiu úroveň (čím viac elektrónov na tejto úrovni, tým silnejšie sú viazané k jadru, pamätajte na Coulombov zákon). Preto sú vzácne plyny za normálnych podmienok v stave chemicky inertné

monatomický plyn. Z rovnakého dôvodu majú atómy, ktoré majú neúplne dokončenú vonkajšiu úroveň, tendenciu ju dokončiť. Tento vzor tvorí základ teórie tvorby chemickej väzby vo forme polohy formulovanej W. Kosselom a G. Lewisom:

Z pohľadu moderná teória chemickej väzby, existuje niekoľko možných spôsobov vytvorenia energeticky stabilnej elektronickej konfigurácie. Tieto metódy vedú k vytvoreniu štruktúr rôznych štruktúr. Podľa toho sa rozlišuje medzi kovalentnými (výmennými a donor-akceptorovými) a iónovými väzbami. Ďalej zvážime každý z týchto typov komunikácie samostatne.

Mechanizmy tvorby kovalentnej väzby: výmena a donor-akceptor

Je známe, že nekovy sa navzájom ovplyvňujú. Uvažujme mechanizmus tvorby kovalentnej väzby na príklade tvorby molekuly vodíka:

H+H=H2DH=-436 kJ/mol

Predstavme si, že máme dva oddelené izolované atómy vodíka. Jadro každého voľného atómu vodíka je obklopené sférickým symetrickým elektrónovým oblakom tvoreným 1s elektrónom (pozri obr. 5). Keď sa atómy priblížia k

V určitej vzdialenosti dochádza k čiastočnému prekrývaniu elektrónových obalov (orbitálov) (obr. 6).

V dôsledku toho sa medzi centrami oboch jadier objaví molekulárny dvojelektrónový oblak, ktorý má maximálnu hustotu elektrónov v priestore medzi jadrami; zvýšenie hustoty záporného náboja“ podporuje silné zvýšenie príťažlivých síl medzi jadrami a molekulárnym oblakom.

Kovalentná väzba sa teda vytvára v dôsledku prekrývania elektrónových oblakov atómov sprevádzaných uvoľňovaním energie. Ak je vzdialenosť medzi jadrami atómov vodíka približujúcimi sa pred dotykom 0,106 nm, potom po prekrytí elektrónových oblakov (vznik molekuly H 2) je táto vzdialenosť 0,074 nm (obr. 6). Typicky sa najväčšie prekrytie elektrónových oblakov vyskytuje pozdĺž čiary spájajúcej jadrá dvoch atómov. Čím väčšie je prekrytie elektrónových orbitálov, tým silnejšia je chemická väzba. V dôsledku vytvorenia chemickej väzby medzi dvoma atómami vodíka dosiahne každý z nich elektrónovú konfiguráciu atómu vzácneho plynu.

Chemické väzby sú zvyčajne znázornené rôznymi spôsobmi:

1) pomocou elektrónov vo forme bodiek umiestnených na chemickom znaku prvku. Vznik molekuly vodíka potom možno znázorniť pomocou diagramu:

H + H®H:H

2) pomocou kvantových buniek (Hundove bunky), ako je umiestnenie dvoch elektrónov s opačnými rotáciami do jednej molekulárnej kvantovej bunky:

Diagram vľavo ukazuje, že úroveň molekulárnej energie je nižšia ako pôvodné atómové úrovne, čo znamená, že molekulárny stav hmoty je stabilnejší ako atómový stav.

3) často, najmä v organickej chémii, je kovalentná väzba reprezentovaná pomlčkou (prvočíslo) (napríklad H-H), ktorá symbolizuje pár elektrónov.

Kovalentná väzba v molekule chlóru sa tiež uskutočňuje pomocou dvoch zdieľaných elektrónov alebo elektrónového páru:

Ako je možné vidieť, každý atóm chlóru má tri nezdieľané páry a single nespárované elektrón. K tvorbe chemickej väzby dochádza v dôsledku nespárovaných elektrónov každého atómu. Nespárované elektróny sa viažu do spoločného páru elektrónov, ktorý sa tiež nazýva zdieľaný pár.

Ak sa medzi atómami vyskytne jedna kovalentná väzba (jeden spoločný elektrónový pár), potom sa nazýva slobodný; ak viac, tak viacnásobné(dva spoločné elektrónové páry), trojitý(tri spoločné elektrónové páry).

Jednoduchá väzba je znázornená jednou pomlčkou (prvočíslo), dvojitá väzba dvoma a trojitá väzba tromi. Pomlčka medzi dvoma atómami ukazuje, že majú spoločný elektrónový pár, v dôsledku čoho vzniká chemická väzba. Pomocou takýchto pomlčiek je znázornená postupnosť spojení atómov v molekule (pozri § 3).

Takže v molekule chlóru má každý atóm úplnú vonkajšiu úroveň ôsmich elektrónov (s 2 p 6), navyše dva z nich (elektrónový pár) patria rovnako k obom atómom.

Väzba v molekule kyslíka O2 je znázornená trochu inak. Experimentálne sa zistilo, že kyslík je paramagnetická látka (vťahuje sa do magnetického poľa). Jeho molekula má dva nepárové elektróny. Štruktúra tejto molekuly môže byť znázornená nasledovne:

Jednoznačné riešenie zobrazenia elektrónovej štruktúry molekuly kyslíka sa zatiaľ nenašlo. Nedá sa to však znázorniť takto:

V molekule dusíka N2 majú atómy tri spoločné elektrónové páry:

Je zrejmé, že molekula dusíka je silnejšia ako molekula kyslíka alebo chlóru, čo vysvetľuje významnú inertnosť dusíka pri chemických reakciách.

Chemická väzba uskutočnená elektrónovými pármi sa nazýva kovalentná. Ide o dvojelektrónovú a dvojcentrovú (obsahuje dve jadrá) väzbu. Zlúčeniny s kovalentnými väzbami sa nazývajú homeopolárne alebo atómové.

Existujú dva typy kovalentných väzieb: nepolárne a polárne. ,

Kedy nepolárna kovalentná komunikácie, elektrónový oblak tvorený spoločným párom elektrónov, alebo elektrónový komunikačný oblak, je rozmiestnený v priestore symetricky vzhľadom na jadrá oboch atómov. Príkladom sú dvojatómové molekuly pozostávajúce z atómov jedného prvku: H 2 Cl 2, O 2, N 2, F 2 atď., v ktorých elektrónový pár patrí rovnako obom atómom.

Kedy polárna kovalentná väzba oblak elektrónovej väzby je posunutý smerom k atómu s vyššou relatívnou elektronegativitou (pozri § 6.3.4). Príkladom sú molekuly prchavých anorganických zlúčenín: HC1, H2O, H2S, NH3 atď.

Vznik molekuly HC1 môže byť znázornený nasledujúcim diagramom:

Elektrónový pár je posunutý smerom k atómu chlóru, pretože relatívna elektronegativita atómu chlóru (2.83) je väčšia ako atómu vodíka (2.1).

Kovalentná väzba vzniká nielen vďaka prekrývaniu jednoelektrónových oblakov, ale aj výmenný mechanizmus tvorba kovalentnej väzby.

Ďalším možným mechanizmom tvorby kovalentnej väzby je darca-akceptor. V tomto prípade dochádza k chemickej väzbe v dôsledku dvojelektrónového oblaku jedného atómu a voľného orbitálu druhého atómu. Uvažujme ako príklad mechanizmus tvorby amónneho iónu NH + 4. V molekule amoniaku má atóm dusíka jediný elektrónový pár (dva elektróny)

nový cloud):

Vodíkový ión má voľnú (nenaplnenú) 1s-

orbital, ktorý možno označiť nasledovne: H +. Keď sa vytvorí amónny ión, dvojelektrónový oblak dusíka sa stane spoločným pre atómy dusíka a vodíka, t.j. mení sa na molekulárny elektrónový oblak. To znamená, že sa objaví štvrtá kovalentná väzba. Proces tvorby amónneho iónu možno znázorniť na diagrame:

Náboj vodíkového iónu sa stáva bežným (je delokalizovaný, t. j. rozptýlený medzi všetky atómy) a dvojelektrónový oblak (osamelý elektrónový pár) patriaci dusíku sa stáva spoločným s vodíkom. V diagramoch sa často vynecháva obrázok bunky.

Atóm, ktorý poskytuje osamelý pár elektrónov, sa nazýva darcu a atóm, ktorý ho prijíma (t.j. poskytuje voľný orbitál), sa nazýva akceptor.

Nejde však o špeciálny typ väzby, ale len o iný mechanizmus (metódu) vzniku kovalentnej väzby. Vlastnosti štvrtej väzby N-H v amónnom ióne sa nelíšia od ostatných väzieb,

Kovové spojenie

Atómy väčšiny kovov obsahujú na vonkajšej energetickej úrovni malý počet elektrónov. Teda 16 prvkov obsahuje po jednom elektróne, 58 prvkov obsahuje dva elektróny, 4 prvky obsahujú tri elektróny a iba Pd neobsahuje žiadny. Atómy prvkov Ge, Sn a Pb majú na vonkajšej úrovni 4 elektróny, Sb a Bi - 5, Po - 6, tieto prvky však nie sú charakteristické kovy.

Kovové prvky tvoria jednoduché látky - kovy. Za normálnych podmienok ide o kryštalické látky (okrem ortuti). Na obr. Obrázok 7 znázorňuje diagram kryštálovej mriežky sodíka. Ako vidíte, každý atóm sodíka je obklopený ôsmimi susednými atómami. Na príklade sodíka uvažujme o povahe chemickej väzby v kovoch.

Atóm sodíka, podobne ako iné kovy, má nadbytok valenčných orbitálov a nedostatok elektrónov. Valenčný elektrón (3s 1) teda môže obsadiť jeden z deviatich voľných orbitálov – 3s (jeden), 3p (tri) a 3d (päť). Keď sa atómy v dôsledku formovania spoja

Pri zmene kryštálovej mriežky sa valenčné orbitály susedných atómov prekrývajú, vďaka čomu sa elektróny voľne pohybujú z jedného orbitálu do druhého, čím sa vytvárajú väzby medzi každý atómy kovového kryštálu. Tento typ chemickej väzby sa nazýva kovové spojenie.

Kovová väzba je tvorená prvkami, ktorých atómy na vonkajšej úrovni majú málo valenčných elektrónov v porovnaní s celkovým počtom vonkajších orbitálov, ktoré sú energeticky blízko seba, a valenčné elektróny sú v dôsledku nízkej ionizačnej energie slabo zadržané v atóme. Chemická väzba v kovových kryštáloch je vysoko delokalizovaná, t.j. elektróny, ktoré vykonávajú komunikáciu, sú socializované („elektrónový plyn“) a pohybujú sa po celom kuse kovu, ktorý je vo všeobecnosti elektricky neutrálny.

Kovová väzba je charakteristická pre kovy v pevnom a kvapalnom stave. Ide o vlastnosť agregátov atómov umiestnených vo vzájomnej tesnej blízkosti. V parnom stave sú však atómy kovov, rovnako ako všetky látky, navzájom spojené kovalentnými väzbami. Kovové páry pozostávajú z jednotlivých molekúl (monatomických a dvojatómových). Pevnosť väzby v kryštáli je väčšia ako v molekule kovu, a preto proces tvorby kovového kryštálu nastáva s uvoľňovaním energie.

Kovová väzba má určité podobnosti s kovalentnou väzbou, pretože je tiež založená na zdieľaní valenčných elektrónov. Elektróny, ktoré vykonávajú kovalentnú väzbu, sa však nachádzajú blízko viazaných atómov a sú s nimi pevne viazané. Elektróny, ktoré uskutočňujú kovovú väzbu, sa voľne pohybujú po kryštáli a patria ku všetkým jeho atómom. Preto sú kryštály s kovalentnou väzbou krehké, zatiaľ čo tie s kovovou väzbou sú tvárne, t.j. pri údere menia tvar, sú zvinuté do tenkých plátov a ťahané do drôtu.

Kovová väzba vysvetľuje fyzikálne vlastnosti kovy

Vodíková väzba

Vodíková väzba je druh chemickej väzby. Môže byť intermolekulárny a intramolekulárny.

Medzi molekulami, ktoré obsahujú vodík a silne elektronegatívny prvok – fluór, kyslík, dusík a menej často chlór a síru, dochádza k medzimolekulárnej vodíkovej väzbe. Pretože v takejto molekule je spoločný elektrónový pár silne posunutý z vodíka na atóm elektronegatívneho prvku a

Pretože kladný náboj vodíka je koncentrovaný v malom objeme, protón interaguje s osamelým elektrónovým párom iného atómu alebo iónu a zdieľa ho. V dôsledku toho vzniká druhá, slabšia väzba, tzv vodík.

Predtým bola vodíková väzba redukovaná na elektrostatickú príťažlivosť medzi protónom a inou polárnou skupinou. Správnejšie by však malo byť zvážiť, že k jeho vzniku prispieva aj interakcia donor-akceptor. Toto spojenie sa vyznačuje smerovosťou v priestore a sýtosťou.

Typicky je vodíková väzba označená bodkami, čo znamená, že je oveľa slabšia ako kovalentná väzba (asi 15-20 krát). Je však zodpovedný za spojenie molekúl. Napríklad tvorba dimérov (v kvapalnom stave sú najstabilnejšie) vody a kyseliny octovej môže byť znázornená nasledujúcimi schémami:

Ako je možné vidieť z týchto príkladov, dve molekuly vody a v prípade kyseliny octovej dve molekuly kyseliny sú spojené vodíkovou väzbou za vzniku cyklickej štruktúry.

Vodíková väzba ovplyvňuje vlastnosti mnohých látok. Vďaka vodíkovej väzbe teda fluorovodík za normálnych podmienok existuje v kvapalnom stave (pod 19,5 C) a obsahuje molekuly zloženia od H 2 F 2 po H 6 F 6. V dôsledku vodíkovej väzby vzniká hydrodifluoridový ión HF 2 -:

f - + h-f®f - h-f® hf - 2

ktorý je súčasťou solí - hydrofluoridov (KHF 2 - hydrodifluorid draselný, NH 4 HF 2 - hydrodifluorid amónny).

Prítomnosť vodíkových väzieb vysvetľuje vyšší bod varu vody (100° C) v porovnaní s vodíkovými zlúčeninami prvkov podskupiny kyslíka (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te). V prípade vody je potrebné vynaložiť ďalšiu energiu na prerušenie vodíkových väzieb.

Vodíkové väzby sú bežné najmä v molekulách bielkovín, nukleových kyselín a iných biologicky dôležitých zlúčenín, a preto tieto väzby zohrávajú dôležitú úlohu v chémii životných procesov.

Ako už bolo spomenuté, spoločný elektrónový pár, ktorý vykonáva kovalentnú väzbu, môže byť vytvorený v dôsledku nespárovaných elektrónov prítomných v nevybudených interagujúcich atómoch. K tomu dochádza napríklad pri tvorbe molekúl ako H2, HC1, Cl2. Tu má každý atóm jeden nepárový elektrón; Pri interakcii dvoch takýchto atómov vzniká spoločný elektrónový pár – vzniká kovalentná väzba.

Neexcitovaný atóm dusíka má tri nepárové elektróny:

V dôsledku nespárovaných elektrónov sa atóm dusíka môže podieľať na tvorbe troch kovalentných väzieb. To sa deje napríklad v molekulách N2 alebo NH3, v ktorých je kovalencia dusíka 3.

Počet kovalentných väzieb však môže byť väčší ako počet nespárovaných elektrónov dostupných pre neexcitovaný atóm. Vonkajšia elektronická vrstva atómu uhlíka má teda v normálnom stave štruktúru, ktorá je znázornená na diagrame:

Vďaka dostupným nepárovým elektrónom môže atóm uhlíka tvoriť dve kovalentné väzby. Medzitým je uhlík charakterizovaný zlúčeninami, v ktorých je každý z jeho atómov spojený so susednými atómami štyrmi kovalentnými väzbami (napríklad CO2, CH4 atď.). Ukazuje sa, že je to možné vďaka tomu, že s vynaložením určitej energie môže byť jeden z 2x elektrónov prítomných v atóme prenesený do podúrovne 2. R v dôsledku toho atóm prechádza do excitovaného stavu a zvyšuje sa počet nespárovaných elektrónov. Takýto proces budenia sprevádzaný „párovaním“ elektrónov môže byť znázornený nasledujúcim diagramom, v ktorom je excitovaný stav označený hviezdičkou vedľa symbolu prvku:

Vo vonkajšej elektrónovej vrstve atómu uhlíka sú teraz štyri nepárové elektróny; preto sa excitovaný atóm uhlíka môže podieľať na tvorbe štyroch kovalentných väzieb. V tomto prípade je zvýšenie počtu vytvorených kovalentných väzieb sprevádzané uvoľnením väčšieho množstva energie, ako je vynaložené na prenos atómu do excitovaného stavu.

Ak je excitácia atómu, ktorá vedie k zvýšeniu počtu nespárovaných elektrónov, spojená s veľmi veľkými nákladmi na energiu, potom tieto náklady nie sú kompenzované energiou tvorby nových väzieb; potom sa takýto proces ako celok ukazuje ako energeticky nepriaznivý. Atómy kyslíka a fluóru teda nemajú vo vonkajšej elektrónovej vrstve voľné orbitály:

Tu je zvýšenie počtu nepárových elektrónov možné len prenesením jedného z elektrónov na ďalšiu energetickú hladinu, t.j. v stave 3s. Takýto prechod je však spojený s veľmi veľkým výdajom energie, ktorý nie je pokrytý energiou uvoľnenou pri vzniku nových väzieb. Preto v dôsledku nespárovaných elektrónov môže atóm kyslíka tvoriť nie viac ako dve kovalentné väzby a atóm fluóru môže tvoriť iba jednu. Tieto prvky sa skutočne vyznačujú konštantnou kovalenciou rovnajúcou sa dvom pre kyslík a jednej pre fluór.

Atómy prvkov tretej a nasledujúcich periód majú „i-podúroveň“ vo vonkajšej elektronickej vrstve, do ktorej môžu prejsť pri excitácii s- a p-elektróny vonkajšej vrstvy. Preto tu vznikajú ďalšie príležitosti na zvýšenie počtu nepárových elektrónov. Teda atóm chlóru, ktorý má v neexcitovanom stave jeden nepárový elektrón

môžu byť s vynaložením určitej energie prevedené do excitovaných stavov (ES), charakterizovaných tromi, piatimi alebo siedmimi nepárovými elektrónmi:

Preto sa na rozdiel od atómu fluóru môže atóm chlóru podieľať na tvorbe nielen jednej, ale aj troch, piatich alebo siedmich kovalentných väzieb. V kyseline chlórnej HClO 2 je teda kovalencia chlóru tri, v kyseline chloristej HClO 3 je päť a v kyseline chloristej HClO 4 je sedem. Podobne atóm síry, ktorý má tiež neobsadenú hladinu 36SiO, môže prejsť do excitovaných stavov so štyrmi alebo šiestimi nepárovými elektrónmi, a preto sa podieľať na tvorbe nielen dvoch, ako je kyslík, ale aj štyroch alebo šiestich kovalentných väzieb. To môže vysvetliť existenciu zlúčenín, v ktorých síra vykazuje kovalenciu štyri (SO 2, SCl 4) alebo šesť (SF 6).

V mnohých prípadoch kovalentné väzby vznikajú aj v dôsledku spárovaných elektrónov prítomných vo vonkajšej elektrónovej vrstve atómu. Zvážte napríklad elektrónovú štruktúru molekuly amoniaku:

Tu bodky označujú elektróny, ktoré pôvodne patrili atómu dusíka, a krížiky označujú tie, ktoré pôvodne patrili atómom vodíka. Z ôsmich vonkajších elektrónov atómu dusíka tvorí šesť tri kovalentné väzby a sú spoločné pre atóm dusíka a atómy vodíka. Ale dva elektróny patria iba dusíku a forme osamelý elektrónový pár. Takýto elektrónový pár sa môže podieľať aj na tvorbe kovalentnej väzby s iným atómom, ak je vo vonkajšej elektrónovej vrstve tohto atómu voľný orbitál. Nevyplnený orbitál ls existuje napríklad vo vodíkovom ióne H +, ktorý je vo všeobecnosti bez elektrónov:

Preto, keď molekula NH3 interaguje s vodíkovým iónom, vzniká medzi nimi kovalentná väzba; osamelý pár elektrónov na atóme dusíka sa rozdelí medzi dva atómy, čo vedie k vytvoreniu iónu amónny NH 4:

Tu kovalentná väzba vznikla vďaka páru elektrónov, ktoré pôvodne patrili jednému atómu (darca elektrónový pár) a voľný orbitál iného atómu (akceptor elektrónový pár). Tento spôsob tvorby kovalentnej väzby sa nazýva darca-akceptor. V uvažovanom príklade je donorom elektrónového páru atóm dusíka a akceptorom je atóm vodíka.

Skúsenosti ukázali, že štyri NH väzby v amónnom ióne sú ekvivalentné vo všetkých ohľadoch. Z toho vyplýva, že väzba vytvorená metódou donor-akceptor sa svojimi vlastnosťami nelíši od kovalentnej väzby vytvorenej nespárovanými elektrónmi interagujúcich atómov.

Ďalším príkladom molekuly, v ktorej sú väzby vytvorené spôsobom donor-akceptor, je molekula oxidu dusíka (I) N20.

Predtým bol štruktúrny vzorec tejto zlúčeniny znázornený takto:

Podľa tohto vzorca je centrálny atóm dusíka spojený so susednými atómami piatimi kovalentnými väzbami, takže jeho vonkajšia elektrónová vrstva obsahuje desať elektrónov (päť elektrónových párov). Takýto záver je však v rozpore s elektrónovou štruktúrou atómu dusíka, pretože jeho vonkajšia L-vrstva obsahuje iba štyri orbitály (jeden 5- a tri p-orbitály) a nemôže pojať viac ako osem elektrónov. Daný štruktúrny vzorec preto nemožno považovať za správny.

Uvažujme o elektrónovej štruktúre oxidu dusnatého (I) a elektróny jednotlivých atómov budú striedavo označené bodkami alebo krížikmi. Atóm kyslíka, ktorý má dva nepárové elektróny, tvorí dve kovalentné väzby s centrálnym atómom dusíka:

V dôsledku nespárovaného elektrónu, ktorý zostáva na centrálnom atóme dusíka, tento vytvára kovalentnú väzbu s druhým atómom dusíka:

Vonkajšie elektrónové vrstvy atómu kyslíka a centrálneho atómu dusíka sú teda vyplnené: vytvárajú sa tu stabilné osemelektrónové konfigurácie. Ale najvzdialenejšia elektrónová vrstva najvzdialenejšieho atómu dusíka obsahuje iba šesť elektrónov; tento atóm teda môže byť akceptorom iného elektrónového páru. Centrálny atóm dusíka susediaci s ním má osamelý elektrónový pár a môže pôsobiť ako donor. To vedie k vytvoreniu ďalšej kovalentnej väzby medzi atómami dusíka metódou donor-akceptor:

Teraz má každý z troch atómov, ktoré tvoria molekulu N20, stabilnú osemelektrónovú štruktúru vonkajšej vrstvy. Ak je kovalentná väzba vytvorená metódou donor-akceptor označená, ako je obvyklé, šípkou smerujúcou od atómu donoru k atómu akceptora, potom štruktúrny vzorec oxidu dusnatého (I) môže byť znázornený nasledovne:

V oxide dusnatém (I) je teda kovalencia centrálneho atómu dusíka štyri a najvzdialenejší atóm je dva.

Uvažované príklady ukazujú, že atómy majú rôzne možnosti tvorby kovalentných väzieb. Ten môže byť vytvorený v dôsledku nespárovaných elektrónov neexcitovaného atómu a v dôsledku nespárovaných elektrónov, ktoré sa objavujú v dôsledku excitácie atómu („párovanie“ elektrónových párov), a nakoniec metódou donor-akceptor. Celkový počet kovalentných väzieb, ktoré môže daný atóm vytvoriť, je však obmedzený. Je určená celkovým počtom valenčných orbitálov, teda tých orbitálov, ktorých využitie na tvorbu kovalentných väzieb sa ukazuje ako energeticky výhodné. Kvantovo-mechanické výpočty ukazujú, že podobné orbitály zahŕňajú S- a p-orbitály vonkajšej elektrónovej vrstvy a d-orbitály predchádzajúcej vrstvy; v niektorých prípadoch, ako sme videli na príkladoch atómov chlóru a síry, môžu byť b-orbitály vonkajšej vrstvy tiež použité ako valenčné orbitály.

Atómy všetkých prvkov druhej periódy majú štyri orbitály vo vonkajšej elektrónovej vrstve pri absencii ^-orbitálov v predchádzajúcej vrstve. V dôsledku toho môžu valenčné orbitály týchto atómov pojať nie viac ako osem elektrónov. To znamená, že maximálna kovalencia prvkov v druhej perióde je štyri.

Atómy prvkov tretej a nasledujúcich periód môžu byť použité nielen na vytváranie kovalentných väzieb s- A R-, ale aj ^-orbitály. Sú známe zlúčeniny ^-prvkov, na ktorých sa podieľa tvorba kovalentných väzieb s- A R-orbitály vonkajšej elektrónovej vrstvy a všetkých päť

Schopnosť atómov podieľať sa na tvorbe obmedzeného počtu kovalentných väzieb je tzv nasýtenia kovalentná väzba.

• Kovalentná väzba vytvorená spôsobom donor-akceptor sa niekedy skrátene nazýva väzba donor-akceptor. Pod týmto pojmom však treba chápať nie špeciálny typ väzby, ale len určitý spôsob vzniku kovalentnej väzby.

(na základe materiálov zo stránky http://chemel.ru/2008-05-24-19-19-34/2008-06-01-15-23-43/18-2008-05-29-22-08 -32. html)

Je známe, že nekovy sa navzájom ovplyvňujú. Uvažujme mechanizmus tvorby kovalentnej väzby na príklade tvorby molekuly vodíka:
H+H=H2H= - 436 kJ/mol

Predstavme si, že máme dva oddelené izolované atómy vodíka. Jadro každého voľného atómu vodíka je obklopené sférickým symetrickým elektrónovým oblakom tvoreným 1s elektrónom (pozri obr. 1). Keď sa atómy priblížia na určitú vzdialenosť, dochádza k čiastočnému prekrývaniu elektrónových obalov (orbitálov) (obr. 2).

V dôsledku toho sa medzi centrami oboch jadier objaví molekulárny dvojelektrónový oblak, ktorý má maximálnu hustotu elektrónov v priestore medzi jadrami; Zvýšenie hustoty záporného náboja podporuje silný nárast príťažlivých síl medzi jadrami a molekulárnym oblakom.

Kovalentná väzba sa teda vytvára v dôsledku prekrývania elektrónových oblakov atómov sprevádzaných uvoľňovaním energie. Ak je vzdialenosť medzi jadrami atómov vodíka približujúcimi sa pred dotykom 0,106 nm, potom po prekrytí elektrónových oblakov (vznik molekuly H 2) je táto vzdialenosť 0,074 nm (obr. 2).

Typicky sa najväčšie prekrytie elektrónových oblakov vyskytuje pozdĺž čiary spájajúcej jadrá dvoch atómov.

Čím väčšie je prekrytie elektrónových orbitálov, tým silnejšia je chemická väzba.

V dôsledku vytvorenia chemickej väzby medzi dvoma atómami vodíka dosiahne každý z nich elektrónovú konfiguráciu atómu vzácneho plynu.

Chemické väzby sú zvyčajne znázornené rôznymi spôsobmi:

Diagram vľavo ukazuje, že úroveň molekulárnej energie je nižšia ako pôvodné atómové úrovne, čo znamená, že molekulárny stav hmoty je stabilnejší ako atómový stav.

3) často, najmä v organickej chémii, je kovalentná väzba reprezentovaná pomlčkou (prvočíslo)

(napríklad H-H), ktorý symbolizuje pár elektrónov.
Kovalentná väzba v molekule chlóru sa tiež uskutočňuje pomocou dvoch zdieľaných elektrónov alebo elektrónového páru:


Ako vidíte, každý atóm chlóru má tri osamelé páry a jeden nepárový elektrón.

K tvorbe chemickej väzby dochádza v dôsledku nespárovaných elektrónov každého atómu. Nespárované elektróny sa viažu do spoločného páru elektrónov, ktorý sa tiež nazýva zdieľaný pár.

Ak medzi atómami vznikla jedna kovalentná väzba (jeden spoločný elektrónový pár), potom sa nazýva jednoduchá väzba; ak viac, tak viacnásobné (dva spoločné elektrónové páry), trojité (tri spoločné elektrónové páry).

Jednoduchá väzba je znázornená jednou pomlčkou (prvočíslo), dvojitá väzba dvoma a trojitá väzba tromi. Pomlčka medzi dvoma atómami ukazuje, že majú spoločný elektrónový pár, v dôsledku čoho vzniká chemická väzba. Pomocou takýchto pomlčiek je znázornená postupnosť spojení atómov v molekule.

Takže v molekule chlóru má každý z jej atómov úplnú vonkajšiu úroveň ôsmich elektrónov (s 2 p 6) a dva z nich (elektrónový pár) patria rovnako obom atómom.

Väzba v molekule kyslíka O2 je znázornená trochu inak. Experimentálne sa zistilo, že kyslík je paramagnetická látka (vťahuje sa do magnetického poľa). Jeho molekula má dva nepárové elektróny. Štruktúra tejto molekuly môže byť znázornená nasledovne:

Jednoznačné riešenie zobrazenia elektrónovej štruktúry molekuly kyslíka sa zatiaľ nenašlo. Nedá sa to však znázorniť takto:

V molekule dusíka N2 majú atómy tri spoločné elektrónové páry:

Je zrejmé, že molekula dusíka je silnejšia ako molekula kyslíka alebo chlóru, čo vysvetľuje významnú inertnosť dusíka pri chemických reakciách.

Chemická väzba uskutočnená elektrónovými pármi sa nazýva kovalentná.

Ide o dvojelektrónovú a dvojcentrovú (obsahuje dve jadrá) väzbu.

Zlúčeniny s kovalentnými väzbami sa nazývajú homeopolárne alebo atómové.

Existujú dva typy kovalentných väzieb: nepolárne a polárne.

Vodíkový ión má voľný (nevyplnený) 1s orbitál, ktorý možno označiť nasledovne: H+. Keď sa vytvorí amónny ión, dvojelektrónový oblak dusíka sa stane spoločným pre atómy dusíka a vodíka, t.j. mení sa na molekulárny elektrónový oblak. To znamená, že sa objaví štvrtá kovalentná väzba.

Proces tvorby amónneho iónu možno znázorniť na diagrame:

Náboj vodíkového iónu sa stáva bežným (je delokalizovaný, t. j. rozptýlený medzi všetky atómy) a dvojelektrónový oblak (osamelý elektrónový pár) patriaci dusíku sa stáva spoločným s vodíkom. V diagramoch sa často vynecháva obrázok bunky.

Atóm, ktorý poskytuje osamelý pár elektrónov, sa nazýva donor a atóm, ktorý ho prijíma (t. j. poskytuje prázdny orbitál), sa nazýva akceptor.

Mechanizmus vzniku kovalentnej väzby v dôsledku dvojelektrónového oblaku jedného atómu (donora) a voľného orbitálu druhého atómu (akceptora) sa nazýva donor-akceptor. Kovalentná väzba vytvorená týmto spôsobom sa nazýva donor-akceptor alebo koordinačná väzba.

Nejde však o špeciálny typ väzby, ale len o iný mechanizmus (metódu) vzniku kovalentnej väzby. Vlastnosti štvrtej väzby N-H v amónnom ióne sa nelíšia od ostatných väzieb.

Kovové spojenie

Atómy väčšiny kovov obsahujú na vonkajšej energetickej úrovni malý počet elektrónov. Teda 16 prvkov obsahuje po jednom elektróne, 58 prvkov obsahuje dva elektróny, 4 prvky obsahujú tri elektróny a iba Pd neobsahuje žiadny. Atómy prvkov Ge, Sn a Pb majú na vonkajšej úrovni 4 elektróny, Sb a Bi - 5, Po - 6, tieto prvky však nie sú charakteristické kovy.

Kovové prvky tvoria jednoduché látky - kovy. Za normálnych podmienok ide o kryštalické látky (okrem ortuti). Na obr. Obrázok 3 ukazuje diagram kryštálovej mriežky sodíka.

Ako vidíte, každý atóm sodíka je obklopený ôsmimi susednými atómami. Na príklade sodíka uvažujme o povahe chemickej väzby v kovoch.

Atóm sodíka, podobne ako iné kovy, má nadbytok valenčných orbitálov a nedostatok elektrónov.

Valenčný elektrón (3s 1) teda môže obsadiť jeden z deviatich voľných orbitálov – 3s (jeden), 3p (tri) a 3d (päť).

Pri približovaní atómov v dôsledku vzniku zmeny v kryštálovej mriežke, valenčné orbitály susedných atómov sa prekrývajú,

vďaka čomu sa elektróny voľne pohybujú z jedného orbitálu do druhého a komunikujú medzi všetkými atómami kovového kryštálu. Tento typ chemickej väzby sa nazýva kovová väzba.

Kovová väzba je tvorená prvkami, ktorých atómy na vonkajšej úrovni majú málo valenčných elektrónov v porovnaní s celkovým počtom vonkajších orbitálov, ktoré sú energeticky blízko seba, a valenčné elektróny sú v dôsledku nízkej ionizačnej energie slabo zadržané v atóme.

Chemická väzba v kovových kryštáloch je vysoko delokalizovaná, t.j. elektróny, ktoré vykonávajú komunikáciu, sú socializované („elektrónový plyn“) a pohybujú sa po celom kuse kovu, ktorý je vo všeobecnosti elektricky neutrálny.

Kovová väzba je charakteristická pre kovy v pevnom a kvapalnom stave. Ide o vlastnosť agregátov atómov umiestnených vo vzájomnej tesnej blízkosti. V parnom stave sú však atómy kovov, rovnako ako všetky látky, navzájom spojené kovalentnými väzbami. Kovové páry pozostávajú z jednotlivých molekúl (monatomických a dvojatómových). Pevnosť väzby v kryštáli je väčšia ako v molekule kovu, a preto proces tvorby kovového kryštálu nastáva s uvoľňovaním energie.

Kovová väzba má určité podobnosti s kovalentnou väzbou, pretože je tiež založená na zdieľaní valenčných elektrónov. Elektróny, ktoré vykonávajú kovalentnú väzbu, sa však nachádzajú blízko viazaných atómov a sú s nimi pevne viazané. Elektróny, ktoré uskutočňujú kovovú väzbu, sa voľne pohybujú po kryštáli a patria ku všetkým jeho atómom. Preto sú kryštály s kovalentnou väzbou krehké, zatiaľ čo tie s kovovou väzbou sú tvárne, t.j. pri údere menia tvar, sú zvinuté do tenkých plátov a ťahané do drôtu.

Kovová väzba vysvetľuje fyzikálne vlastnosti kovov.

Vodíková väzba

Vodíková väzba je druh chemickej väzby. Môže byť intermolekulárny a intramolekulárny.

Medzi molekulami, ktoré obsahujú vodík a silne elektronegatívny prvok – fluór, kyslík, dusík a menej často chlór a síru, dochádza k medzimolekulárnej vodíkovej väzbe. Pretože v takejto molekule je zdieľaný elektrónový pár silne premiestnený z vodíka do atómu elektronegatívneho prvku a kladný náboj vodíka je koncentrovaný v malom objeme, protón interaguje s osamelým elektrónovým párom iného atómu alebo iónu, pričom zdieľa to. V dôsledku toho sa vytvorí druhá, slabšia väzba, nazývaná vodíková väzba.

Predtým bola vodíková väzba redukovaná na elektrostatickú príťažlivosť medzi protónom a inou polárnou skupinou. Správnejšie by však malo byť zvážiť, že k jeho vzniku prispieva aj interakcia donor-akceptor. Toto spojenie sa vyznačuje smerovosťou v priestore a sýtosťou.

Typicky je vodíková väzba označená bodkami, čo znamená, že je oveľa slabšia ako kovalentná väzba (asi 15-20 krát). Je však zodpovedný za spojenie molekúl. Napríklad tvorba dimérov (v kvapalnom stave sú najstabilnejšie) vody a kyseliny octovej môže byť znázornená nasledujúcimi schémami:

Ako je možné vidieť z týchto príkladov, dve molekuly vody a v prípade kyseliny octovej dve molekuly kyseliny sú spojené vodíkovou väzbou za vzniku cyklickej štruktúry.

Prítomnosť vodíkových väzieb vysvetľuje vyšší bod varu vody (100 °C) v porovnaní s vodíkovými zlúčeninami prvkov podskupiny kyslíka ( H2O, H2S, H2Te). V prípade vody je potrebné vynaložiť ďalšiu energiu na prerušenie vodíkových väzieb.

Existujú dva hlavné spôsoby (mechanizmy) na vytvorenie kovalentnej väzby.

1) Spinvalentný (výmenný) mechanizmus : Elektrónový pár, ktorý tvorí väzbu, je tvorený nespárovanými elektrónmi prítomnými v neexcitovaných atómoch.

Počet kovalentných väzieb však môže byť väčší ako počet nespárovaných elektrónov. Napríklad v neexcitovanom stave (nazývanom aj základný stav) má atóm uhlíka dva nepárové elektróny, ale je charakteristický pre zlúčeniny, v ktorých tvorí štyri kovalentné väzby. Ukazuje sa, že je to možné v dôsledku excitácie atómu. V tomto prípade sa jeden z s-elektrónov presunie do p-podúrovne:

Zvýšenie počtu vytvorených kovalentných väzieb je sprevádzané uvoľnením väčšieho množstva energie, ako je vynaložené na excitáciu atómu. Keďže valencia atómu závisí od počtu nespárovaných elektrónov, excitácia vedie k zvýšeniu valencie. V atómoch dusíka, kyslíka a fluóru sa počet nespárovaných elektrónov nezvyšuje, pretože V rámci druhej úrovne nie sú žiadne voľné orbitály a pohyb elektrónov na tretiu kvantovú úroveň vyžaduje podstatne viac energie, ako by sa uvoľnilo pri vytváraní ďalších väzieb. Keď je teda atóm excitovaný, prechody elektrónov na voľné orbitály sú možné len v rámci jednej energetickej hladiny.

Prvky 3. periódy - fosfor, síra, chlór - môžu vykazovať valenciu rovnajúcu sa číslu skupiny. To sa dosiahne excitáciou atómov s prechodom 3s a 3p elektrónov na prázdne orbitály 3d podúrovne:

P* 1s 2 2s 2 2p 6 3 s 1 3p 3 3d 1 (valencia 5)

S* 1s 2 2s 2 2p 6 3 s 1 3p 3 3d 2 (valencia 6)

Cl* 1s 2 2s 2 2p 6 3 s 1 3p 3 3d 3 (valencia 7)

Vo vyššie uvedených elektronických vzorcoch pre excitované atómy sú podúrovne obsahujúce iba nespárované elektróny podčiarknuté. Na príklade atómu chlóru je ľahké ukázať, že valencia môže byť premenlivá:

Na rozdiel od chlóru je valencia atómu F konštantná a rovná sa 1, pretože Na valenčnej (druhej) energetickej úrovni nie sú žiadne orbitály podúrovne d a iné prázdne orbitály.

2) Donor-akceptorový mechanizmus : Kovalentné väzby sa tvoria v dôsledku spárovaných elektrónov prítomných vo vonkajšej elektrónovej vrstve atómu. V tomto prípade musí mať druhý atóm voľný orbitál na vonkajšej vrstve. Napríklad vytvorenie amónneho iónu z molekuly amoniaku a vodíkového iónu môže byť znázornené nasledujúcim diagramom: (zobrazenie elektrónov s krížikmi a bodkami v nižšie uvedenom diagrame je veľmi podmienené, pretože v skutočnosti sú elektróny nerozoznateľné) :

Atóm, ktorý poskytuje svoj elektrónový pár na vytvorenie kovalentnej väzby, sa nazýva donor a atóm, ktorý poskytuje prázdny orbitál, sa nazýva akceptor. Kovalentná väzba vytvorená týmto spôsobom sa nazýva väzba donor-akceptor. V amónnom katióne je táto väzba svojimi vlastnosťami absolútne identická s ostatnými tromi kovalentnými väzbami vytvorenými výmennou metódou.

Hybridizácia atómových orbitálov

Na vysvetlenie rozdielu medzi väzbovými uhlami v molekulách H 2 O (104,5) a NH 3 (107,3) od 90 je potrebné vziať do úvahy, že stabilný stav molekuly zodpovedá jej geometrickej štruktúre s najnižšou potenciálna energia. Preto sa pri tvorbe molekuly mení tvar a relatívne usporiadanie atómových elektrónových oblakov v porovnaní s ich tvarom a usporiadaním vo voľných atómoch. V dôsledku toho sa pri tvorbe chemickej väzby dosiahne úplnejšie prekrytie orbitálov. Táto deformácia elektrónových oblakov si vyžaduje energiu, ale úplnejšie prekrytie vedie k vytvoreniu pevnejšej väzby a celkovo dochádza k energetickému zisku. To vysvetľuje vznik hybridných orbitálov.

Tvar hybridného orbitálu možno určiť matematicky pridaním vlnových funkcií pôvodných orbitálov:

V dôsledku sčítania vlnových funkcií s- a p-orbitálov, berúc do úvahy ich znamienka, sa ukazuje, že hustota elektrónového oblaku (hodnota  2) na jednej strane jadra je zvýšená a na druhej strane je znížená.

Vo všeobecnosti proces hybridizácie zahŕňa nasledujúce stupne: excitácia atómu, hybridizácia orbitálov excitovaného atómu, tvorba väzieb s inými atómami. Energetické náklady na prvé dva stupne sú kompenzované energetickým ziskom pri vytváraní silnejších väzieb s hybridnými orbitálmi. Typ hybridizácie je určený typom a počtom zahrnutých orbitálov.

Nižšie sú uvedené príklady rôznych typov hybridizácie s- a p-orbitálov.

K hybridizácii jedného s- a jedného p-orbitálu (sp-hybridizácia) dochádza napríklad pri tvorbe hydridu berýlia, halogenidov berýlia, zinku a kadmia-ortuti. Atómy týchto prvkov v normálnom stave majú vo vonkajšej vrstve dva spárované S-elektróny. V dôsledku excitácie sa jeden z s-elektrónov dostane do p-stavu - objavia sa dva nepárové elektróny, z ktorých jeden je s-elektrón a druhý p-elektrón. Keď sa vytvorí chemická väzba, tieto dva rôzne orbitály sa premenia na dva identické hybridné orbitály Celkový počet orbitálov počas hybridizácie nemení . Dva sp-hybridné orbitály sú nasmerované navzájom pod uhlom 180° a tvoria dve väzby (obrázok 2):

Obrázok 2 - Prekrývajúce sa sp-orbitály berýlia a p-orbitály chlóru v molekule BeCl 2

Experimentálne stanovenie štruktúry molekúl BeG 2, ZnG 2, CdG 2, HgG 2 (G-halogén) ukázalo, že tieto molekuly sú lineárne a obe kovové väzby s atómami halogénu majú rovnakú dĺžku.

K hybridizácii jedného s a dvoch orbitálov p (hybridizácia sp 2) dochádza napríklad pri tvorbe zlúčenín bóru. Excitovaný atóm bóru má tri nepárové elektróny - jeden s-elektrón a dva p-elektróny. Tri ekvivalentné sp 2 -hybridné orbitály sú vytvorené z troch orbitálov umiestnených v rovnakej rovine pod uhlom 120 voči sebe (obrázok 3). Ako ukazujú experimentálne štúdie, molekuly zlúčenín bóru, ako je BG 3 (G-halogén), B(CH 3) 3 - trimetylbór, B(OH) 3 - kyselina boritá, majú plochú štruktúru. Okrem toho majú tri bórové väzby v týchto molekulách rovnakú dĺžku a sú umiestnené pod uhlom 120.

Obrázok 3 – Prekrytie sp 2 -orbitálov bóru a p-orbitálov chlóru v molekule BCl 3

Hybridizácia jedného s- a troch p-orbitálov (sp 3 -hybridizácia) je charakteristická napríklad pre uhlík a jeho analógy - kremík a germánium. V tomto prípade sú štyri hybridné sp3 orbitály umiestnené navzájom pod uhlom 10928; smerujú k vrcholom štvorstenu (v molekulách CH 4, CCl 4, SiH 4, GeBr 4 atď.). Väzbové uhly molekúl H2O (104,5º) a NH3 (107,3º) presne nezodpovedajú relatívnym polohám „čistých“ p-orbitálov (90º). Je to spôsobené určitým podielom s-elektrónov na tvorbe chemickej väzby. Takýmto príspevkom nie je nič iné ako hybridizácia. Valenčné elektróny v týchto molekulách zaberajú štyri orbitály, ktoré sú blízko hybridu sp 3. Mierny rozdiel medzi uhlmi väzby a štvorstenou 109º28" je podľa Gillespieho teórie vysvetlený skutočnosťou, že nezdieľané hybridné orbitály zaberajú väčší objem v priestore.

V mnohých molekulách centrálny atóm nepodlieha hybridizácii. Väzbové uhly v molekulách H 2 S, PH 3 atď. sú teda blízke 90, t.j. k tvorbe väzieb dochádza za účasti „čistých“ p-orbitálov umiestnených navzájom v pravom uhle.