Характеристики на насищане на ковалентна връзка, енергия на връзката, дължина на връзката, полярност на връзката,
Насищане на ковалентна връзка. Един атом не може да образува безкраен брой ковалентни връзки, това е съвсем определено. Максималният брой връзки, които един атом може да образува, се определя от броя на неговите валентни електронни орбитали.
Енергията на свързване е енергията, която се освобождава по време на образуването на молекула от единични атоми.
Дължината на връзката е разстоянието между ядрата на взаимодействащите атоми. Предварителна оценка на дължината на връзката може да се основава на атомни или йонни радиуси или от резултатите от определяне на размера на молекулите с помощта на числото на Авогадро.
Множеството на връзката се определя от броя на електронните двойки, включени във връзката между атомите. Химическата връзка се дължи на припокриването на електронни облаци. Ако това припокриване се случи по линията, свързваща ядрата на атомите (по междуядрената ос), тогава такава връзка се нарича σ-връзка. Може да се образува от s - s електрони, p - p електрони, s - p електрони. Химическата връзка, осъществявана от една електронна двойка, се нарича единична връзка. Единичните връзки винаги са b-облигации. Орбиталите от тип s образуват само -b връзки. Но са известни голям брой съединения, в които има двойни и дори тройни връзки (N2, C2H4, C2H2 и др.). В CH2 = CH2 е двойна връзка. Един от тях е b-bond. Втората се нарича π връзка. Когато се образува π-връзка, припокриването на електронни облаци възниква в две области на пространството, симетрични на междуядрената ос. Ако връзката се образува от повече от една двойка електрони, тогава тя се нарича кратна. Образуването на допълнителни π-връзки с липса на взаимодействащи атоми е енергийно по-полезно, отколкото простосъществуването на отделни облаци, които не се припокриват. Но тъй като степента на припокриване при образуването на π връзка е по-малка отколкото при образуването на b връзка, π връзките обикновено са по-слаби от b връзките.
s-връзки, когато зоната на припокриване е на права линия, свързваща ядрата (s-s; s-p; p-p; p-d; d-d)
p-връзки, зоната на припокриване от двете страни на тази линия. (p-p; p-d; d-d)
Полярността на връзката се определя от изместването на електронната двойка към един от атомите. Ако една електронна двойка принадлежи еднакво на двата елемента в двуатомна молекула, тогава в такава молекула полярността на връзката е нула и молекулата е неполярна. Най-често това са молекули на прости вещества (H2, Cl2). Ако електронната двойка е изместена към един от атомите, тогава полярността на връзката не е равна на нула. Такива молекули са полярни. Полярността на молекулите се определя от природата на атомите, които изграждат молекулата, и от симетрията на молекулата. Помислете за двуатомни молекули. В двуатомните молекули полярността на връзката зависи от електроотрицателността на атомите. Електроотрицателността е способността на атома да привлича електронна двойка към себе си. Колкото по-електроотрицателен е един атом, толкова по-силно той откъсва електронна двойка, толкова по-полярна е връзката (HCl, HF). В полярните молекули центровете на тежестта на електрическите заряди не съвпадат. Такива молекули са диполи. Полярността на връзката се характеризира с диполния момент µ:
µ = ql,
Където q е количеството на таксата; l е разстоянието между центровете на положителните и отрицателните заряди.
В полярната молекула HCl електронната двойка е изместена към хлорния атом и има излишък на електронна плътност на хлорния атом и липса на електронна плътност на водородния атом. Диполният момент на двуатомните молекули намалява в група отгоре надолу.Диполният момент на многоатомните молекули зависи не само от електроотрицателността на атомите в молекулата, но и от геометрията на молекулата. Диполният момент на многоатомна молекула се счита за равен на векторната сума на диполните моменти на всички връзки (пренебрегвайки взаимното им влияние).
Ако в молекулата има полярни връзки, но векторите на диполните моменти са равни по абсолютна стойност и противоположни по посока, тогава µ mol = 0. Пример: В молекула CO2 всяка C = O връзка е полярна. Но поради факта, че тази молекула има линейна структура, диполните моменти на връзките са насочени в противоположни посоки. Векторната сума на диполните моменти на връзката е нула. Следователно диполният момент на молекулата µ = 0.
О = С = О
По подобен начин в молекулата на метан CH4 структурата е тетраедрична, µ = 0.
S
N - S - N
S
В същото време молекулите на SO2, H2O са нелинейни. Например s има 6 електрона на външния слой, така че SO2 има 2 двойки несподелени електрони.
Хибридизация
Възбуден атом на берилий има електронна конфигурация 2s 1 2p 1, възбуден атом на бор - 2s 1 2p 2, въглерод -2s 1 2p 3. Следователно можем да предположим, че не еднакви, а различни атомни орбитали могат да участват в образуването на химични връзки. Например, в съединения като BeCl2, BCl3 и CCl4 трябва да има връзки, които са различни по сила и посока, а σ-връзките в p-орбиталите трябва да са по-силни от връзките от s-орбиталите, тъй като има по-благоприятни условия за припокриване за p-орбиталите. Опитът обаче показва, че в молекули, съдържащи централни атоми с различни валентни орбитали (s-, p-, d-), всички връзки са еквивалентни. По същия начин, обяснение, основано на припокриването на s- ир-орбиталите не са приложими за въглеродни съединения. В въглероден атом населението на атомните орбитали е както следва: 1s 2 2s 2 2p 2. Въз основа на тази конфигурация може да се очаква образуването на молекула, подобна на водата, в която въглеродният атом ще има валентност 2 с взаимно перпендикулярни връзки. Това не се наблюдава при въглеродния атом, чиято тетравалентност и тетраедричната структура на неговите съединения са добре известни. Четиривалентният характер на въглерода може да се обясни с факта, че един 2s-електрон при възбуждане преминава към свободна 2p орбитала с образуването на конфигурацията: 1s 2 2s 1 2p 3 . Според теорията на валентните връзки такива конфигурации предсказват, че в молекулата на CH4 три водородни атома са енергийно еквивалентни и образуваните от тях връзки са взаимно перпендикулярни, а четвъртият водороден атом се държи от по-слаба връзка, която е разположена под ъгъл от 125 ° по отношение на другите връзки. В действителност обаче и четирите въглеродни връзки са еквивалентни. Обяснението на този феномен е дадено от Слейтър и Полинг. Те стигнаха до извода, че различни орбитали, не много различни по енергия, образуват съответен брой хибридни орбитали. Според Слейтър и Полинг хибридните орбитали се образуват от орбитали с различна симетрия, но не много различни по енергия. Броят на хибридните орбитали е равен на броя на атомните орбитали, включени във връзката. Хибридните орбитали са еднакви по формата на електронния облак и по енергия. В сравнение с атомните орбитали, те са по-удължени в посоката на образуване на химични връзки и следователно причиняват по-добро припокриване на електронни облаци. Хибридизацията на атомните орбитали изисква енергия, така че хибридните орбитали в изолиран атом са нестабилни. Когато се образува химическа връзка, хибридните орбитали се стабилизират. Поради по-силните връзки,образувани от хибридни орбитали, се освобождава енергия и молекулата става по-стабилна. По този начин хибридизацията е енергийно благоприятна поради образуването на по-здрави връзки и по-симетрично разпределение на електронната плътност в молекулата. Помислете за образуването на хибридни атомни орбитали от атомни орбитали. Така комбинацията от един s- и един p-електронен облак води до появата на два хибридни облака, разположени един спрямо друг под ъгъл от 180°. В този случай се образува sp-хибридно състояние. Пример: sp-хибридизацията на Be атома се проявява в BeCl2 молекулата, която следователно има линейна геометрия Cl - Be - Cl. Комбинации от 1s- и две 2p-орбитали водят до образуването на три хибридни облака, разположени под ъгъл от 120°. Под същите ъгли са връзките, образувани с тяхно участие. Пример: sp 2 -хибридизацията на борния атом води до факта, че BCl3 има триъгълна форма (s+p+p)-орбитали. Комбинацията от облаци от един s- и три p-електрона води до sp 3 - хибридизация, при която четири хибридни облака са симетрично ориентирани в пространството спрямо четирите върха на тетраедъра, т.е. под ъгъл 109,28°. Тетраедричната подредба на връзките е характерна за много съединения на четиривалентен въглерод (CH4). Поради sp 3 хибридизацията на орбиталите на азотния атом комплексният йон NH4 + има подобна структура. sp 3 хибридизация може да възникне и в случаите, когато централният атом на молекулата образува по-малко от четири връзки, но има несподелени електронни двойки. Така че, ако приемем, че ковалентните връзки в молекулата на NH3 се образуват поради участието на три електрона на азотния атом, тогава ъгълът на връзката трябва да бъде равен на 90°, но ъгълът на връзката е 107°, което е много по-близо до тетраедричния ъгъл от 109°, отколкото до 90°. Означава, чеN-H връзките в NH3 се образуват не поради чисти p-орбитали на азот, а поради орбитали, подложени на частична sp 3 хибридизация. Това води до пространствената ориентация на несподелената двойка на азотния атом. Подобна картина на sp 3 хибридизация се наблюдава във водната молекула, в която ъгълът на свързване е 105°, а не 90°.
Хибридизацията може да включва не само s- и p-, но също така d- и f-електрони. Така, ако е известно, че молекулата или йонът AB2 има линейна структура, тогава атомът A има sp-хибридни орбитали; ако в молекулата АВ3 ъгълът между връзките е 120°, то атомът А има sp 2 хибридни орбитали. Ако молекулата или йонът е изграден под формата на тетраедри, тогава централният атом има sp 3 хибридни орбитали.
Йонна връзка. Йонната връзка е електростатична сила на привличане между йони с противоположни заряди (т.е. + и −).
Идеята за йонната връзка се формира въз основа на идеите на В. Косел. Той предположи (1916), че когато два атома взаимодействат, единият от тях се отказва, а другият приема електрони. По този начин се образува йонна връзка в резултат на прехвърлянето на един или повече електрони от един атом към друг. Например в натриевия хлорид се образува йонна връзка в резултат на прехвърлянето на електрон от натриев атом към хлорен атом. В резултат на този трансфер се образуват натриев йон със заряд +1 и хлорен йон със заряд -1. Те се привличат един към друг от електростатични сили, образувайки стабилна молекула.
Йонна връзка може да възникне само когато има големи разлики в стойностите на електроотрицателността на атомите. Най-типичните йонни съединения се състоят от метални катиони, принадлежащи към групи I и II на периодичната система, и аниони на неметални елементи, принадлежащи към групи VI и VII.
Йонната връзка се характеризира с ненасоченост и ненаситеност. Електрическите заряди на йоните определят тяхното привличане и отблъскване и като цяло определят стехиометричния състав на съединенията. Йоните могат да се разглеждат като заредени сфери, чиито силови полета са равномерно разпределени във всички посоки в пространството. Следователно всеки йон може да привлича към себе си йони с противоположен знак във всяка посока. С други думи, йонната връзка, за разлика от ковалентната връзка, се характеризира с ненасоченост. Ясно е, че взаимодействието на два йона с противоположен знак един с друг не може да доведе до пълна взаимна компенсация на силовите полета. Поради това те запазват способността да привличат йони с противоположен знак в други посоки. Следователно, за разлика от ковалентната връзка, йонната връзка също се характеризира с ненаситеност. Поради ненасочеността и ненаситеността на йонната връзка е енергийно най-изгодно, когато всеки йон е заобиколен от максимален брой йони с противоположен знак. Въпреки това, поради отблъскването на еднакви йони един от друг, стабилността на системата се постига само при определена взаимна координация на йоните. Така при нормални условия йонните съединения са кристални вещества и тогава за йонните съединения концепцията за молекули като NaCl или CsCl губи значението си и целият кристал може да се разглежда като гигантска молекула, състояща се от огромен брой йони.
Метална връзка. В металния кристал всеки атом е заобиколен от голям брой съседи, така че връзките между атомите не могат да бъдат локализирани. Помислете за образуването на химична връзка в литиев кристал. При образуването на връзки в лития се приемат главно 2s орбитали, тъй като неговите 2p орбитали не са запълнени с електрони. Но 2s- и 2p-орбиталите на лития са частичноприпокриване. Тъй като литият има само един валентен електрон, тогава, според правилото на Паули, само половината от енергийните нива в лентата са запълнени. Зоната се характеризира с две характеристики, които определят свойствата на металното състояние: