Abstract kovalens kémiai kötés
-
bevezetés
- 1 kapcsolat oktatás
- 2 típusai kovalens kötés
- 3 σ-kötés és a π-kötés
- 4. Példák anyagok kovalens kötés Irodalom
A kovalens kötés metán molekula például: kész külső energia szintje hidrogén (H) - 2 elektront, és a szén (C) - 8 elektronokat.
Kovalens kötés (atomi kötés, kovalens kötés) - kémiai kötés, egymást átfedő (szocializáció) a pár vegyérték-elektron felhők. Kommunikációt biztosító elektron felhők (elektronok) nevezzük teljes elektronpár.
Jellemző tulajdonságai a kovalens kötés - fókusz, telítettség, polaritás, polarizálhatóságának - meghatározzák a kémiai és fizikai tulajdonságai a vegyületek.
Orientációja kommunikáció miatt a molekuláris szerkezete az anyag és a geometriai forma a molekula. A szögek közötti két kötést úgynevezett vegyérték.
Telítettség - a képessége korlátozott számú atomokkal kovalens kötés. A kötések száma által alkotott egy atom, arra korlátozódik, hogy a külső atomi pályák.
A polaritás a kapcsolat miatt egyenetlen eloszlása az elektronsűrűség miatt a különbség a elektronegatív atom. Ezen az alapon a kovalens kötések vannak osztva apoláris és poláris.
A polarizálhatóságot kommunikációs kifejezett változó az elektronok hatása alatt egy külső elektromos mező, beleértve a más reaktív részecskék. A polarizálhatóságának elektron mobilitás meghatározzuk. Polaritását és polarizálhatóságának kovalens kötések meghatározza a molekulák reakcióképességének a poláros reagensek.
Minél több mobil elektronok, minél messzebb vannak a sejtmagban.
1. Kommunikáció Oktatás
Egy egyszerű kovalens kötés van kialakítva két párosítatlan vegyérték elektronok, egyet minden egyes atom:
Ennek eredményeként az elektronok szocializáció töltött energia szintet. Bond van kialakítva, ha a teljes energia ezen a szinten kevesebb lesz, mint a kiindulási állapotban (és a különbség az energia nem több, mint az a kötési energia).
Kitöltése az atomi elektronok (az élek) és molekuláris (központ) pályák a molekulában H2. A függőleges tengely mutatja az energia az elektronok szintjére nyilakkal jelzett melyek tükrözik vissza.
Az elmélet szerint a molekulapályák átfedő két atomi pályák eredmények a legegyszerűbb esetben a kialakulását a két molekulapálya (MO) összekötő MO és antibonding (antibonding) MO. Elektront osztott elhelyezve alacsonyabb kötődés energiájának MO.
2. típusai kovalens kötés
Háromféle kovalens kémiai kötés eltérő kialakulásának mechanizmusa:
1. egyszeres kovalens kötés. A képződéséért minden atom biztosít egy párosítatlan elektront. A formáció a kovalens kötés hivatalos díjak az atomok változatlan marad.
- Ha az atomok, amelyek kovalens kötést képez, azonos, akkor a valódi díjak az atomok a molekulában is ugyanaz, mint a alkotó atomok a kötés, egyaránt jártas szocializált elektronpár. Az ilyen kötés az úgynevezett nem-poláris kovalens kötés. Ezeket az adatokat az egyszerű anyagok, mint például az O2. N2. Cl2. De ez nem csak az egyik típusú nemfém lehet kovalens kötés apoláris. Apoláros kovalens kötés is formában elemeit nemfémek, amelynek elektronegativitása egyformán fontos, például a molekulában PH3 kovalens kötés egy nem-poláros, mert a hidrogén EO EO foszfor.
- Ha az atomok különböző, a mértéke tulajdonosi szocializált elektronpár különbség határozza meg a elektronegatív atom. Atom nagyobb elektronegativitási erősebb vonz egy pár elektronok és az igazi ereje negatívvá válik. Atom alacsonyabb elektronegativitási szerez, illetve az azonos nagyságrendű pozitív töltés. Ha egy kapcsolat van kialakítva a két különböző nem-fémek, ilyen kapcsolat az úgynevezett poláris kovalens kötés.
2. A donor-akceptor kötés. A formáció ilyen kovalens kötés, mind az elektronok biztosítja az egyik atom - a donor. A második a kérdéses atomok a kialakulását a kötések, az úgynevezett akceptor. A kapott formai töltése a donor molekula növeljük, és a formai töltése az akceptor csökkentjük.
3. .Eo datív kötés lehet tekinteni, mint egy poláris donor-akceptor kötés. Ez a fajta egy kovalens kötés között van kialakítva egy atommal, amely osztatlan elektronpárt (nitrogén, foszfor, kén, halogének és m. P.), és az atom két páratlan elektron (oxigén, kén). szemipoláros kötés kialakulása végbemegy két lépésben:
1. A átadása egy elektront a nem megosztott elektronpárt az atom, hogy egy atom két párosítatlan elektront. Ennek eredményeként, egy atom egy osztatlan elektronpárt alakítjuk a radikális kation (pozitív töltésű részecskék egy párosítatlan elektront), és az atom két páratlan elektronnal - radikális anion (negatívan töltött részecske egy páratlan elektron). 2. szocializációja párosítatlan elektront (például abban az esetben egy egyszerű kovalens kötés).
A formáció a szemipoláros kötés atom egy osztatlan elektronpárt növeli annak formai töltése egységenként, és az atom két párosítatlan elektront csökkenti azok formai töltése egységenként.
3. σ-kötés és a π-kötés
Sigma (σ) -, pi (π) -bond - közelítő leírását a típusú kovalens kötések a molekulák különböző vegyületek, σ-kötést az jellemzi, hogy az elektron felhő sűrűsége legfeljebb a tengely mentén csatlakoznak az atommagba. A formáció a π -bond végzett úgynevezett oldalirányú átfedés elektron felhők, és a sűrűsége az elektron felhő maximális „fölött” és „alatta” a sík σ-kötést. Vegyük például, etilén, acetilén és a benzol.
Az etilén C2 H4 molekula kettős kötést CH2 = CH2. elektronikus képlet: H: C :: C: H. Cores etilén atomok egy síkban vannak. Három elektron felhők minden egyes szénatom képező három kovalens kötések egyéb atomok azonos síkban (a szög között körülbelül 120 °). Cloud negyedik szénatom egy vegyérték-elektron található alatt és felett a molekula síkja. Az ilyen elektron felhők mind szénatomok részben átfedik felett és alatt a molekula síkja, egy második kötést képez a szénatomok között. Először is, egy erősebb kovalens kötés között a szénatomok között az úgynevezett σ-kötés; második, kevésbé erős kovalens kötés az úgynevezett π-kötés.
A lineáris molekula acetilén
H S≡S-H (H :. C: H)
Ez σ-kötések közötti szénatomot és hidrogénatomot, egy σ-kötést két szénatom között és két π -bond között a szénatomok között. Két π -bond felett található a körét a σ-kötések két egymásra merőleges síkban.
Mind a hat szénatomot tartalmazó benzol gyűrűs molekula C6 H6 egy síkban fekszik. A szénatomok között a gyűrű síkjában vannak σ-kötés; azonos kommunikációs vannak minden egyes szénatom hidrogénatomokkal. A végrehajtás Ezen kapcsolatok szénatomok tölteni három elektron. Felhők negyedik vegyérték elektronok a szénatomok, amelynek alakja nyolcas található síkjára merőlegesen a benzol molekula. Minden ilyen felhő átfedésben van az elektron felhők az azonos szomszédos szénatomok. A benzolos molekula nem képződnek három különálló π -bond és egyetlen π az elektron rendszere a hat elektronok közös az összes szénatom. Bond között a szénatomok között, a benzol molekula teljesen azonos.
4. Példák kovalens anyagok
Egy egyszerű kovalens kötés kapcsolódik atomok molekulák egyszerű gázok (H2. Cl2 és mtsai.) És vegyületek (H2 O, NH3. CH4. CO2. HCI és mtsai.). Vegyületek egy donor-akceptor kötés - ammónium-kation NH 4 +. tetrafluor-borát anion BF4 - és más vegyületek a szemipoláros kötés -. dinitrogén-oxid N2 O, O - -PCl3 +.
Kristályok kovalens szigetelők vagy félvezetők. Tipikus példák az atomi kristályok (atomok, amelyek egymással össze vannak kapcsolva kovalens (atomi) kötvények szolgálhat gyémánt, germánium és szilícium.
Az egyetlen anyag ismert ember példa közötti kovalens kötés a fém és a szén cianokobalamin, ismert B12-vitamin.
irodalom
- "Encyclopedic Dictionary of Chemistry" M. "szovjet Encyclopedia", 1983, p.264.