Kovalens kötés

Az oldal jelenlegi verzióját még nem ellenőrizték tapasztalt közreműködők, és jelentősen eltérhet a 2021. december 21-én felülvizsgált verziótól ; az ellenőrzések 8 szerkesztést igényelnek .

Kovalens kötés (a lat. co - "együtt" és a vales - "hating power" szavakból) - kémiai kötés, amelyet egy vegyértékpár (az atom külső héján található ) elektronfelhők átfedése (szocializációja) hoz létre . A kommunikációt biztosító elektronfelhőket (elektronokat) közös elektronpárnak nevezzük .

A kovalens kötés sokféle kölcsönhatást tartalmaz, beleértve a σ-kötést , a π-kötést , a fémes kötést , a banánkötést és a kételektronos háromcentrumú kötést [1] [2] .

Figyelembe véve a hullámfüggvény M. Born által végzett statisztikai értelmezését, a kötőelektronok megtalálásának valószínűségi sűrűsége a molekula magjai közötti térben koncentrálódik (1. ábra). Az elektronpárok taszításának elméletében ezeknek a pároknak a geometriai méreteit veszik figyelembe. Tehát az egyes periódusok elemeire van egy bizonyos átlagos sugara az elektronpárnak ( Å ): 0,6 az elemekre a neonig; 0,75 argonig terjedő elemeknél; 0,75 kriptonig és 0,8 xenonig [3] .

A kovalens kötés jellemző tulajdonságai

A kovalens kötés jellemző tulajdonságai - irányítottság, telítettség, polaritás, polarizálhatóság - meghatározzák a vegyületek kémiai és fizikai tulajdonságait.

A kötés iránya az anyag molekulaszerkezetéből és molekulájuk geometriai alakjából adódik.

A két kötés közötti szögeket kötésszögeknek nevezzük.

A telíthetőség az atomok azon képessége, hogy korlátozott számú kovalens kötést hozzanak létre. Az atom által alkotott kötések számát az atom külső pályáinak száma korlátozza .

A kötés polaritását az elektronsűrűség egyenetlen eloszlása okozza, amely az atomok elektronegativitásbeli különbségeiből adódik.

Ennek alapján a kovalens kötéseket nem polárisra és polárisra osztják (nem poláris - egy kétatomos molekula azonos atomokból áll (H 2 , Cl 2 , N 2 ), és az egyes atomok elektronfelhői ezekhez képest szimmetrikusan oszlanak el. atomok; poláris - a kétatomos molekula különböző kémiai elemek atomjaiból áll, és az általános elektronfelhő az egyik atom felé tolódik el, ezáltal aszimmetria alakul ki a molekulában az elektromos töltés eloszlásában, létrehozva a molekula dipólusmomentumát ) .

Egy kötés polarizálhatósága a kötéselektronok elmozdulásában fejeződik ki külső elektromos tér hatására, beleértve egy másik reagáló részecskét is. A polarizálhatóságot az elektronok mobilitása határozza meg . A kovalens kötések polaritása és polarizálhatósága határozza meg a molekulák reaktivitását a poláris reagensekkel szemben.

Az elektronok annál mozgékonyabbak, minél távolabb vannak az atommagoktól.

A kétszeres Nobel-díjas L. Pauling azonban rámutatott, hogy "egyes molekulákban kovalens kötések vannak, amelyek egy vagy három elektronnak köszönhetőek a közös pár helyett" [4] . A molekuláris H 2 + hidrogénionban egyelektronos kémiai kötés jön létre .

A molekuláris hidrogénion H 2 + két protont és egy elektront tartalmaz. A molekuláris rendszer egyetlen elektronja kompenzálja két proton elektrosztatikus taszítását, és 1,06 Å ( a kémiai kötés hossza H 2 + ) távolságban tartja őket. A molekuláris rendszer elektronfelhőjének elektronsűrűségének középpontja egyenlő távolságra van mindkét protontól α 0 =0,53 A Bohr-sugárral , és a H 2 + molekulahidrogénion szimmetriaközéppontja .

A kifejezés története

A "kovalens kötés" kifejezést először a Nobel-díjas Irving Langmuir vezette be 1919-ben [5] [4] . A kifejezés kémiai kötésre utalt, az elektronok megosztott birtoklása miatt , szemben a fémes kötéssel , amelyben az elektronok szabadok voltak, vagy egy ionos kötést , amelyben az egyik atom elektront adományozott és kationná vált . a másik atom pedig befogadott egy elektront és anionná vált .

Később (1927) F. London és W. Heitler a hidrogénmolekula példáján adták le a kovalens kötés első leírását a kvantummechanika szemszögéből .

Kommunikációs oktatás

A kovalens kötést két atom között megosztott elektronpár képezi, és ezeknek az elektronoknak két stabil pályát kell elfoglalniuk, mindegyik atomról egyet [6] .

A + B → A: B

A szocializáció eredményeként az elektronok feltöltött energiaszintet alkotnak. A kötés akkor jön létre, ha ezen a szinten az összenergiájuk kisebb, mint a kiindulási állapotban (és az energiakülönbség nem lesz több, mint a kötés energiája ).

A molekuláris pályák elmélete szerint két atompálya átfedése a legegyszerűbb esetben két molekulapálya (MO) kialakulásához vezet: a kötődő MO és az antikötő (lazító) MO . A megosztott elektronok egy alacsonyabb energiájú kötő MO-n helyezkednek el.

Kötés kialakulása az atomok rekombinációja során

Az atomok és a szabad gyökök hajlamosak a rekombinációra - kovalens kötés kialakulására két, különböző részecskékhez tartozó párosítatlan elektron szocializációja révén.

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

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

A rekombináció során kialakuló kötés energia felszabadulással jár. Tehát a hidrogénatomok kölcsönhatása során 436 kJ / mol energia szabadul fel. Ezt a hatást használják az atomos hidrogénhegesztés technológiájában. A hidrogén áramát elektromos íven vezetik át, ahol hidrogénatomok áramlása keletkezik. Az atomokat ezután az ívtől rövid távolságra elhelyezett fémfelületen újra összekapcsolják. A fém ily módon 3500 °C fölé melegíthető. Az "atomos hidrogén lángjának" nagy előnye a melegítés egyenletessége, amely lehetővé teszi a nagyon vékony fém alkatrészek hegesztését [7] .

A nem kovalens interatomikus és intermolekuláris kölcsönhatások mechanizmusa azonban sokáig ismeretlen maradt. F. London csak 1930-ban vezette be a diszperziós vonzás fogalmát – a pillanatnyi és az indukált (indukált) dipólusok közötti kölcsönhatást. Jelenleg az atomok és molekulák fluktuáló elektromos dipólusai közötti kölcsönhatásból adódó vonzóerőket diszperziónak vagy londoni erőknek nevezik .

Egy ilyen kölcsönhatás energiája egyenesen arányos az elektronikus polarizálhatóság α négyzetével, és fordítottan arányos két atom vagy molekula távolságával a hatodik hatványig [8] .

Kötésképződés a donor-akceptor mechanizmussal

A kovalens kötés kialakulásának homogén mechanizmusa mellett létezik egy heterogén mechanizmus - az ellentétes töltésű ionok kölcsönhatása - a proton H + és a negatív hidrogénion H - , amelyet hidridionnak neveznek :

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

Amikor az ionok közelednek, a hidridion kételektronos felhője (elektronpárja) a protonhoz vonzódik, és végül mindkét hidrogénmagban közös lesz, azaz kötő elektronpárrá alakul. Az elektronpárt ellátó részecskét donornak, az ezt az elektronpárt befogadó részecskét akceptornak nevezzük. A kovalens kötés kialakulásának ilyen mechanizmusát donor-akceptornak nevezzük [9] .

A hidrogénmolekulában az atommagok közötti elektronsűrűség eloszlása a kialakulási mechanizmustól függetlenül azonos, ezért a donor-akceptor mechanizmussal létrejött kémiai kötést nem helyes donor-akceptor kötésnek nevezni.

Elektronpár donorként a hidridionon kívül az elemek periodikus rendszerének V-VII csoportjainak fő alcsoportjainak elemeinek vegyületei hatnak az elem legalacsonyabb oxidációs állapotában. Tehát még Johannes Brönsted is megállapította, hogy a proton nem létezik oldatban szabad formában, vízben oxónium -kationt képez :

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

A proton megtámadja a vízmolekula magányos elektronpárját, és stabil kationt képez, amely savak vizes oldatában létezik [10] .

Hasonlóképpen, egy proton kapcsolódik egy ammónia molekulához komplex ammóniumkation képződésével :

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

Ily módon (a kovalens kötés kialakulásának donor-akceptor mechanizmusa szerint) az óniumvegyületek nagy csoportját kapjuk , amely magában foglalja az ammóniumot , oxóniumot, foszfóniumot, szulfóniumot és más vegyületeket [11] .

A hidrogénmolekula elektronpár donorként működhet, amely protonnal érintkezve molekuláris hidrogénion H 3 + képződéséhez vezet :

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

A molekuláris hidrogénion H 3 + kötő elektronpárja egyidejűleg három protonhoz tartozik.

A kovalens kötések típusai

Kétféle kovalens kémiai kötés létezik, amelyek a képződés mechanizmusában különböznek:

1. Egyszerű kovalens kötés . Kialakulásához mindegyik atom egy párosítatlan elektront biztosít. Ha egyszerű kovalens kötés jön létre, az atomok alaki töltései változatlanok maradnak.

Ha az egyszerű kovalens kötést alkotó atomok azonosak, akkor a molekulában lévő atomok valódi töltései is azonosak, mivel a kötést alkotó atomok egyformán birtokolnak egy közös elektronpárt. Az ilyen kötést nem poláris kovalens kötésnek nevezzük . Sok egyszerű anyagnak van ilyen kötése , például: O 2 , N 2 , Cl 2 .
Ha az atomok különbözőek, akkor egy szocializált elektronpár tulajdoni fokát az atomok elektronegativitásának különbsége határozza meg . Egy nagyobb elektronegativitású atom erősebben vonz magához egy kötéselektronpárt, és ennek valódi töltése negatív lesz. Egy kisebb elektronegativitású atom ugyanolyan pozitív töltést kap. Ha egy vegyület két különböző nemfém között jön létre, akkor az ilyen vegyületet kovalens poláris kötésnek nevezzük .

2. Donor-elfogadó kötés . Az ilyen típusú kovalens kötés kialakításához mindkét elektront az egyik atom - a donor - biztosítja . A kötés kialakításában részt vevő atomok közül a másodikat akceptornak nevezzük . Az így létrejövő molekulában a donor formális töltése eggyel nő, míg az akceptor alaki töltése eggyel csökken.

A szemipoláris (szemipoláris) kötés poláris donor-akceptor kötésnek tekinthető. Ez a típusú kovalens kötés egy olyan atom között jön létre, amelynek egy meg nem osztott elektronpárja van ( nitrogén , foszfor , kén , halogének stb.) és egy két párosítatlan elektront tartalmazó atom ( oxigén , kén ). A szemipoláris kötés kialakulása két szakaszban történik:

1. Egy elektron átvitele egy nem megosztott elektronpárral rendelkező atomról egy két párosítatlan elektront tartalmazó atomra. Ennek eredményeként egy meg nem osztott elektronpárral rendelkező atom gyökkationná (párosítatlan elektronnal rendelkező pozitív töltésű részecske), a két párosítatlan elektront tartalmazó atom pedig gyökös anionná (negatív töltésű részecske párosítatlan elektronnal) alakul. 2. Páratlan elektronok szocializációja (mint az egyszerű kovalens kötés esetében).

Ha félpoláris kötés jön létre, egy meg nem osztott elektronpárral rendelkező atom formális töltése eggyel nő, a két párosítatlan elektronnal rendelkező atom pedig eggyel csökkenti.

σ-kötés és π-kötés

Szigma (σ)- , pi (π)-kötések - a különböző vegyületek molekuláiban lévő kovalens kötések típusainak hozzávetőleges leírása, a σ-kötést az jellemzi, hogy az elektronfelhő sűrűsége maximális az összekötő tengely mentén az atommagok. A -kötés kialakulásakor az elektronfelhők úgynevezett laterális átfedése következik be, és az elektronfelhő sűrűsége maximum a σ-kötés síkja "felett" és "alatt" van. Vegyünk például etilént , acetilént és benzolt . $\pi$

A C 2 H 4 etilénmolekulában kettős kötés van CH 2 \u003d CH 2 , ennek elektronképlete: H: C:: C: H. Az összes etilén atom magja ugyanabban a síkban található. Mindegyik szénatomból három elektronfelhő három kovalens kötést hoz létre más atomokkal ugyanabban a síkban (köztük körülbelül 120°-os szöggel). A szénatom negyedik vegyértékelektronjának felhője a molekula síkja felett és alatt helyezkedik el. Az ilyen, mindkét szénatomból álló elektronfelhők, amelyek részben átfedik egymást a molekula síkja felett és alatt, második kötést képeznek a szénatomok között. A szénatomok közötti első, erősebb kovalens kötést σ-kötésnek nevezzük; a második, kevésbé erős kovalens kötést kötésnek nevezzük . $\pi$

Lineáris acetilén molekulában

Н—С≡С—Н (Н : С ::: С : Н)

σ-kötés van a szén- és hidrogénatom között, egy σ-kötés két szénatom között, és két σ-kötés ugyanazon szénatomok között. Két -kötés található a σ-kötés hatásköre felett, két egymásra merőleges síkban. $\pi$ $\pi$

A C 6 H 6 ciklusos benzolmolekula mind a hat szénatomja ugyanabban a síkban található. σ-kötések hatnak a szénatomok között a gyűrű síkjában; ugyanazok a kötések léteznek minden szénatomnál a hidrogénatomokkal. Minden szénatom három elektront költ ezeknek a kötéseknek a létrehozására. A szénatomok negyedik vegyértékelektronjainak nyolcas alakú felhői a benzolmolekula síkjára merőlegesen helyezkednek el. Mindegyik ilyen felhő egyformán átfedi a szomszédos szénatomok elektronfelhőit. A benzolmolekulában nem három különálló -kötés jön létre, hanem hat elektronból álló egyetlen -elektronrendszer, amely minden szénatomra közös. A benzolmolekulában a szénatomok közötti kötések pontosan megegyeznek. $\pi$ $\pi$

Példák kovalens kötéssel rendelkező anyagokra

Egyszerű kovalens kötés köti össze az atomokat az egyszerű gázok (H 2 , Cl 2 stb.) és a vegyületek (H 2 O, NH 3 , CH 4 , CO 2 , HCl stb.) molekuláiban . Donor-akceptor kötéssel rendelkező vegyületek - ammónium NH 4 + , tetrafluor-borát anion BF 4 - és mások Félpoláris kötéssel rendelkező vegyületek - dinitrogén-oxid N 2 O, O - -PCl 3 + .

A kovalens kötéssel rendelkező kristályok dielektrikumok vagy félvezetők . Az atomi kristályok tipikus példái (az atomok, amelyekben kovalens (atomi) kötések kapcsolódnak egymáshoz) a gyémánt , a germánium és a szilícium .

Lásd még

Jegyzetek

↑ Március, Jerry. Fejlett szerves kémia: reakciók, mechanizmusok és szerkezetek . - John Wiley & Sons , 1992. - ISBN 0-471-60180-2 .
↑ Gary L. Miessler; Donald Arthur Tarr. Szervetlen kémia (neopr.) . - Prentice Hall , 2004. - ISBN 0-13-035471-6 .
↑ Gillespie R. Molekulák geometriája. - M . : "Mir", 1975. - S. 49. - 278 p.
↑ 1 2 L. Pauling. A kémiai kötés természete. - M. - L .: Kémiai Irodalmi Kiadó, 1947. - S. 16. - 440 p.
↑ I. Langmuir. Az American Chemical Society folyóirata. - 1919. - T. 41. - 868 p.
↑ Pauling.L., Pauling P. Chemistry. - "Mir", 1978. - S. 129. - 684 p.
↑ Nekrasov B.V. Általános kémia tanfolyam. - 14. - M . : szerk. kémiai irodalom, 1962. - S. 110. - 976 p.
↑ Daniels F., Alberti R. Fizikai kémia. - M . : "Mir", 1978. - S. 453. - 646 p.
↑ Akhmetov N. S. Szervetlen kémia. - szerk. 2. revízió és további .. - M . : Higher School, 1975. - S. 60. - 672 p.
↑ Kémiai enciklopédikus szótár / Ch. szerk. I. L. Knunyants. - M . : Szov. enciklopédia, 1983. - S. 132 . — 792 p.
↑ Óniumvegyületek IUPAC Gold Book . Letöltve: 2012. augusztus 20. Az eredetiből archiválva : 2016. november 15. (határozatlan)

Irodalom

"Chemical Encyclopedic Dictionary", M., "Soviet Encyclopedia", 1983, 264. o.

Szótárak és enciklopédiák	Nagy dán Nagy norvég Nagy Szovjet (1 kiadás) Britannica (online)

kémiai kötés

Intramolekuláris
kölcsönhatás

kovalens kötés

egyszeres kötés	Poláris nem poláris
Többszörös kötés	σ kötés π kötés δ kötvény φ-kötés Kettős kötés hármas kötés Négyszeres kötvény Öt link Fogaskerék csatlakozás
Koordináló link	Donor-akceptor interakció Szemipoláris csatlakozás
Egyéb	Egyetlen elektronkötés 3c-2e Aromás

Egyéb

Ionos kötés
fém csatlakozás
Merőleges paramágneses csatolás

Intermolekuláris
kölcsönhatás