A kémiai kötés fogalma nem kis jelentőséggel bír a kémia, mint tudomány különböző területein. Ennek az az oka, hogy segítségével az egyes atomok molekulákká egyesülhetnek, mindenféle anyagot képezve, amelyek viszont kémiai kutatások tárgyát képezik.
Az atomok és molekulák sokfélesége a köztük lévő különféle típusú kötések kialakulásával függ össze. A különböző molekulaosztályokat az elektronok eloszlásának sajátosságai, és ebből következően saját kötéstípusaik jellemzik.
Alapfogalmak
A kémiai kötés olyan kölcsönhatások összessége, amelyek az atomok megkötéséhez vezetnek, és összetettebb szerkezetű stabil részecskéket (molekulákat, ionokat, gyököket), valamint aggregátumokat (kristályok, üvegek stb.) képeznek. Ezek a kölcsönhatások elektromos jellegűek, és a vegyértékelektronok eloszlása során jönnek létre a közeledő atomokban.
A vegyértéket általában egy atom azon képességének nevezik, hogy bizonyos számú kötést hozzon létre más atomokkal. Az ionos vegyületekben az adott vagy kapcsolt elektronok számát veszik vegyértékként. NÁL NÉLkovalens vegyületekben egyenlő a közös elektronpárok számával.
Az oxidációs állapot alatt azt a feltételes töltést értjük, amely egy atomon lehet, ha minden poláris kovalens kötés ionos lenne.
A kötéstöbbség a vizsgált atomok között megosztott elektronpárok száma.
A kémia különböző ágaiban vizsgált kötések kétféle kémiai kötésre oszthatók: azokra, amelyek új anyagok képződéséhez vezetnek (intramolekulárisak), és azokra, amelyek molekulák között jönnek létre (intermolekuláris).
Alapvető kommunikációs jellemzők
A kötési energia az az energia, amely a molekulában lévő összes kötés felszakításához szükséges. Ez a kötés kialakulása során felszabaduló energia is.
A kötés hossza a molekulában lévő szomszédos atommagok közötti távolság, amelynél a vonzási és taszító erők egyensúlyban vannak.
Az atomok kémiai kötésének ez a két jellemzője az erősségének mértéke: minél rövidebb a hossza és minél nagyobb az energia, annál erősebb a kötés.
A kötési szöget általában az atommagokon keresztül a kötés irányába átmenő ábrázolt vonalak közötti szögnek nevezik.
A hivatkozások leírásának módszerei
A kémiai kötés magyarázatának két leggyakoribb megközelítése, a kvantummechanikából kölcsönözve:
Molekulapályák módszere. A molekulát elektronok és atommagok halmazának tekinti, ahol minden egyes elektron az összes többi elektron és atommag hatásmezejében mozog. A molekula pályaszerkezettel rendelkezik, és minden elektronja ezeken a pályákon oszlik el. Ezt a módszert MO LCAO-nak is nevezik, ami a „molekuláris pálya – atomi pályák lineáris kombinációja” rövidítése.
A vegyértékkötések módszere. A molekulát két központi molekulapálya rendszereként ábrázolja. Ezenkívül mindegyik megfelel egy kötésnek a molekula két szomszédos atomja között. A módszer a következő rendelkezéseken alapul:
- A kémiai kötés kialakítását egy ellentétes spinű elektronpár végzi, amelyek a két vizsgált atom között helyezkednek el. A kialakult elektronpár egyformán két atomhoz tartozik.
- Az egyik vagy másik atom által alkotott kötések száma megegyezik a párosítatlan elektronok számával a talajban és a gerjesztett állapotban.
- Ha az elektronpárok nem vesznek részt a kötés kialakításában, akkor ezeket magányos pároknak nevezzük.
Elektronegativitás
Az anyagok kémiai kötéseinek típusát az alkotó atomok elektronegativitási értékeinek különbsége alapján lehet meghatározni. Az elektronegativitás alatt az atomok azon képességét értjük, hogy közös elektronpárokat vonzanak (elektronfelhő), ami a kötés polarizációjához vezet.
Különféle módon lehet meghatározni a kémiai elemek elektronegativitásának értékét. A leggyakrabban használt azonban a termodinamikai adatokon alapuló skála, amelyet L. Pauling javasolt még 1932-ben.
Minél nagyobb a különbség az atomok elektronegativitása között, annál kifejezettebb az ionossága. Éppen ellenkezőleg, az azonos vagy közeli elektronegativitási értékek jelzik a kötés kovalens természetét. Más szóval, matematikailag meg lehet határozni, hogy egy adott molekulában melyik kémiai kötés figyelhető meg. Ehhez ki kell számítania a ΔX-et - az atomok elektronegativitásának különbségét a következő képlet szerint: ΔX=|X 1 -X 2 |.
- Ha ΔХ>1, 7, akkor a kötés ionos.
- Ha 0,5≦ΔХ≦1,7, akkor a kovalens kötés poláris.
- Ha ΔХ=0 vagy közel van hozzá, akkor a kötés kovalens, nem poláris.
Ionos kötés
Az ionos egy olyan kötés, amely az ionok között vagy egy közös elektronpárnak az egyik atom általi teljes kivonása miatt jön létre. Anyagokban az ilyen típusú kémiai kötést elektrosztatikus vonzási erők hajtják végre.
Az ionok olyan töltött részecskék, amelyek atomokból elektronok növekedése vagy elvesztése következtében képződnek. Amikor egy atom elektronokat fogad be, negatív töltést kap, és anionná válik. Ha egy atom vegyértékelektronokat ad át, akkor pozitív töltésű részecské lesz, amelyet kationnak neveznek.
Azokra a vegyületekre jellemző, amelyek tipikus fémek atomjainak és tipikus nemfémek atomjainak kölcsönhatásából képződnek. Ennek a folyamatnak a fő eleme az atomok törekvése, hogy stabil elektronikus konfigurációkat szerezzenek. És ehhez a tipikus fémeknek és nemfémeknek csak 1-2 elektront kell adniuk vagy elfogadniuk,amit könnyedén megtesznek.
A molekulában ionos kémiai kötések kialakulásának mechanizmusát hagyományosan a nátrium és a klór kölcsönhatásának példáján tekintik. Az alkálifém atomok könnyen adnak át egy halogénatom által húzott elektront. Az eredmény a Na+ kation és a Cl- anion, amelyeket elektrosztatikus vonzás tart össze.
Nincs ideális ionos kötés. Még az ilyen, gyakran ionosnak nevezett vegyületekben sem történik meg az elektronok végső átvitele atomról atomra. A kialakult elektronpár továbbra is általános használatban marad. Ezért a kovalens kötés ionosságának mértékéről beszélnek.
Az ionos kötést két fő egymással összefüggő tulajdonság jellemzi:
- iránytalan, azaz az ion körüli elektromos tér gömb alakú;
- A telítetlenséget, azaz bármely ion körül elhelyezhető ellentétes töltésű ionok számát a méretük határozza meg.
Kovalens kémiai kötés
Kovalens kötésnek nevezzük azt a kötést, amely akkor képződik, amikor a nemfémes atomok elektronfelhői átfedik egymást, azaz közös elektronpár hajtja végre. A megosztott elektronpárok száma határozza meg a kötés többszörösét. Így a hidrogénatomokat egyetlen H··H-kötés köti össze, az oxigénatomok pedig kettős kötést alkotnak O::O.
Két mechanizmus létezik a kialakítására:
- Csere – minden atom egy elektront képvisel egy közös pár kialakításához: A +B=A: B, míg a kapcsolat külső atompályákat foglal magában, amelyeken egy elektron található.
- Donor-akceptor - a kötés kialakításához az egyik atom (donor) egy elektronpárt biztosít, a második (akceptor) pedig egy szabad pályát az elhelyezéséhez: A +:B=A:B.
Az elektronfelhők átfedésének módjai kovalens kémiai kötés kialakulásakor szintén eltérőek.
- Közvetlen. A felhőátfedési régió a vizsgált atomok magjait összekötő egyenes képzeletbeli vonalon fekszik. Ebben az esetben σ-kötések jönnek létre. Az ebben az esetben létrejövő kémiai kötés típusa az átfedésben lévő elektronfelhők típusától függ: s-s, s-p, p-p, s-d vagy p-d σ-kötések. Egy részecskében (molekulában vagy ionban) csak egy σ-kötés fordulhat elő két szomszédos atom között.
- Oldal. Az atommagokat összekötő vonal mindkét oldalán hajtják végre. Így jön létre a π-kötés, és ennek változatai is lehetségesek: p-p, p-d, d-d. A σ-kötéstől elkülönülten a π-kötés soha nem jön létre, lehet többszörös (kettős és hármas) kötést tartalmazó molekulákban.
Kovalens kötés tulajdonságai
Meghatározzák a vegyületek kémiai és fizikai jellemzőit. Az anyagokban lévő bármely kémiai kötés fő tulajdonságai az irányultság, a polaritás és a polarizálhatóság, valamint a telítettség.
A kötés irányultsága határozza meg a molekula jellemzőitaz anyagok szerkezete és molekuláik geometriai alakja. Lényege abban rejlik, hogy az elektronfelhők legjobb átfedése bizonyos térbeli orientáció mellett lehetséges. A σ- és π-kötések kialakításának lehetőségeit fentebb már megvizsgáltuk.
A telítettség alatt az atomok azon képességét értjük, hogy bizonyos számú kémiai kötést hozzanak létre egy molekulában. Az egyes atomok kovalens kötéseinek számát a külső pályák száma korlátozza.
A kötés polaritása az atomok elektronegativitásértékeinek különbségétől függ. Meghatározza az elektronok atommagok közötti eloszlásának egyenletességét. A kovalens kötés ezen az alapon lehet poláris vagy nem poláris.
- Ha a közös elektronpár egyformán tartozik az egyes atomokhoz, és azonos távolságra van az atommagjuktól, akkor a kovalens kötés nem poláris.
- Ha a közös elektronpárt az egyik atom magjába toljuk, akkor kovalens poláris kémiai kötés jön létre.
A polarizálhatóságot a kötéselektronok külső elektromos tér hatására bekövetkező elmozdulása fejezi ki, amely lehet egy másik részecskéhez, szomszédos kötésekhez ugyanabban a molekulában, vagy származhat külső elektromágneses térforrásból. Tehát a befolyásuk alatt lévő kovalens kötés megváltoztathatja a polaritását.
A pályák hibridizációja alatt értse meg formájuk változását a kémiai kötés megvalósítása során. Ez szükséges a leghatékonyabb átfedés eléréséhez. A hibridizációnak a következő típusai léteznek:
- sp3. Egy s- és három p-pálya négyet alkotazonos alakú "hibrid" pályák. Külsőleg egy tetraéderhez hasonlít, amelynek tengelyei közötti szög 109°.
- sp2. Egy s- és két p-pálya egy lapos háromszöget alkot, amelynek tengelyei közötti szög 120°.
- sp. Egy s- és egy p-pálya két "hibrid" pályát alkot, amelyek tengelyei között 180°-os szög van.
Fémkötés
A fématomok szerkezetének egyik jellemzője a meglehetősen nagy sugár és kis számú elektron jelenléte a külső pályákon. Ennek eredményeként az ilyen kémiai elemekben az atommag és a vegyértékelektronok közötti kötés viszonylag gyenge és könnyen megszakad.
A fémkötés a fématomok-ionok közötti olyan kölcsönhatás, amely delokalizált elektronok segítségével valósul meg.
A fémrészecskékben a vegyértékelektronok könnyen elhagyhatják a külső pályákat, és üres helyeket is elfoglalhatnak rajtuk. Így különböző időpontokban ugyanaz a részecske lehet atom és ion. A róluk leszakadt elektronok szabadon mozognak a kristályrács teljes térfogatában, és kémiai kötést hoznak létre.
Ez a fajta kötés hasonlóságot mutat az ionos és kovalens kötésekkel. Az ionokhoz hasonlóan az ionokra is szükség van a fémes kötés létrejöttéhez. De ha az elektrosztatikus kölcsönhatás megvalósításához az első esetben kationokra és anionokra van szükség, akkor a második esetben a negatív töltésű részecskék szerepét az elektronok játsszák. Ha egy fémes kötést egy kovalens kötéssel hasonlítunk össze, akkor mindkettő létrejöttéhez közös elektronokra van szükség. Azonban ina poláris kémiai kötésekkel ellentétben nem két atom között lokalizálódnak, hanem a kristályrács összes fémrészecskéjéhez tartoznak.
A fémes kötések felelősek szinte minden fém különleges tulajdonságaiért:
- plaszticitás, amely az elektrongáz által tartott kristályrácsban lévő atomrétegek elmozdulásának lehetősége miatt van jelen;
- fémes csillogás, amely a fénysugarak elektronokról való visszaverődése miatt figyelhető meg (por állapotban nincs kristályrács, így az elektronok is mozognak rajta);
- elektromos vezetőképesség, amelyet töltött részecskék árama valósít meg, és ebben az esetben a kis elektronok szabadon mozognak a nagy fémionok között;
- hővezető képesség, az elektronok hőátadó képessége miatt figyelhető meg.
Hidrogénkötés
Az ilyen típusú kémiai kötéseket néha a kovalens és az intermolekuláris kölcsönhatások közötti intermediernek is nevezik. Ha egy hidrogénatom az erősen elektronegatív elemekkel (például foszforral, oxigénnel, klórral, nitrogénnel) kapcsolódik, akkor képes egy további kötést létrehozni, amelyet hidrogénnek neveznek.
Sokkal gyengébb, mint az összes fent említett kötéstípus (az energia legfeljebb 40 kJ/mol), de nem elhanyagolható. Ez az oka annak, hogy a diagramon a hidrogén-kémiai kötés szaggatott vonalnak tűnik.
A hidrogénkötés létrejötte a donor-akceptor egyidejű elektrosztatikus kölcsönhatás miatt lehetséges. Nagy értékkülönbségAz elektronegativitás túlzott elektronsűrűség megjelenéséhez vezet az O, N, F atomokon és másokon, valamint annak hiányához a hidrogénatomon. Abban az esetben, ha nincs kémiai kötés az ilyen atomok között, vonzó erők aktiválódnak, ha elég közel vannak egymáshoz. Ebben az esetben a proton elektronpár akceptor, a második atom pedig donor.
Hidrogénkötés létrejöhet mind a szomszédos molekulák, például víz, karbonsavak, alkoholok, ammónia, mind pedig egy molekulán belül, például szalicilsav között.
A vízmolekulák közötti hidrogénkötés jelenléte megmagyarázza a vízmolekulák számos egyedi fizikai tulajdonságát:
- Hőkapacitása, dielektromos állandója, forrás- és olvadáspontja a számítások szerint jóval kisebb legyen, mint a valós, ami a molekulák kötődésével és a ráfordítás szükségességével magyarázható. energia az intermolekuláris hidrogénkötések megszakításához.
- Más anyagokkal ellentétben, amikor a hőmérséklet csökken, a víz térfogata nő. Ez annak a ténynek köszönhető, hogy a molekulák a jég kristályszerkezetében egy bizonyos helyet foglalnak el, és a hidrogénkötés hosszával távolodnak el egymástól.
Ez a kapcsolat különleges szerepet tölt be az élő szervezetek számára, mivel a fehérjemolekulákban való jelenléte meghatározza azok különleges szerkezetét, és ezáltal tulajdonságait. Ezenkívül a DNS kettős hélixét alkotó nukleinsavak is pontosan hidrogénkötésekkel kapcsolódnak egymáshoz.
Kommunikáció kristályokban
A szilárd testek túlnyomó többségének kristályrácsa van – egy speciálisaz őket alkotó részecskék kölcsönös elrendezése. Ebben az esetben háromdimenziós periodicitás figyelhető meg, és a csomópontokon atomok, molekulák vagy ionok helyezkednek el, amelyeket képzeletbeli vonalak kötnek össze. E részecskék természetétől és a köztük lévő kötésektől függően minden kristályszerkezet atomi, molekuláris, ionos és fémes szerkezetre osztható.
Az ionkristályrács csomópontjaiban kationok és anionok vannak. Ezenkívül mindegyiket szigorúan meghatározott számú ion veszi körül, amelyek csak ellentétes töltéssel rendelkeznek. Tipikus példa erre a nátrium-klorid (NaCl). Általában magas olvadásponttal és keménységgel rendelkeznek, mivel sok energiát igényelnek a töréshez.
A kovalens kötéssel létrejövő anyagok molekulái a molekuláris kristályrács csomópontjaiban helyezkednek el (például I2). Gyenge van der Waals kölcsönhatás révén kapcsolódnak egymáshoz, ezért egy ilyen szerkezet könnyen tönkretehető. Az ilyen vegyületek alacsony forrás- és olvadásponttal rendelkeznek.
Az atomi kristályrácsot nagy vegyértékértékű kémiai elemek atomjai alkotják. Erős kovalens kötések kötik össze őket, ami azt jelenti, hogy az anyagok magas forrásponttal, olvadásponttal és nagy keménységgel rendelkeznek. Példa erre a gyémánt.
Így a vegyszerekben található minden típusú kötésnek megvannak a maga sajátosságai, amelyek megmagyarázzák a molekulákban és anyagokban lévő részecskék kölcsönhatásának bonyolultságát. A vegyületek tulajdonságai tőlük függenek. Meghatározzák a környezetben előforduló összes folyamatot.
