Kovalentna veza(od latinskog "co" zajedno i "vales" koji ima snagu) provodi se zahvaljujući elektronskom paru koji pripada oba atoma. Nastaje između atoma nemetala.

Elektronegativnost nemetala je dosta velika pa kad kemijska interakcija dva atoma nemetala, potpuni prijenos elektrona s jednog na drugi (kao u slučaju) je nemoguć. U ovom slučaju potrebno je dovršiti prikupljanje elektrona.

Kao primjer, raspravimo interakciju atoma vodika i klora:

H 1s 1 - jedan elektron

Cl 1s 2 2s 2 2 str 6 3 s 2 3 p5 - sedam elektrona u vanjskoj razini

Svakom od dva atoma nedostaje jedan elektron da bi imao potpuni vanjski elektronska ljuska. I svaki od atoma izdvaja jedan elektron "za zajedničku upotrebu". Dakle, pravilo okteta je zadovoljeno. Ovo se najbolje prikazuje korištenjem Lewisovih formula:

Stvaranje kovalentne veze

Zajednički elektroni sada pripadaju oba atoma. Atom vodika ima dva elektrona (vlastiti i zajednički elektron atoma klora), a atom klora ima osam elektrona (vlastiti plus zajednički elektron atoma vodika). Ova dva zajednička elektrona tvore kovalentnu vezu između atoma vodika i klora. Čestica nastala spajanjem dvaju atoma naziva se molekula.

Nepolarna kovalentna veza

Kovalentna veza također može nastati između dva identičan atomi. Na primjer:

Ovaj dijagram objašnjava zašto vodik i klor postoje kao dvoatomne molekule. Zahvaljujući sparivanju i dijeljenju dva elektrona, moguće je ispuniti pravilo okteta za oba atoma.

Osim jednostrukih veza, može se formirati dvostruka ili trostruka kovalentna veza, kao na primjer u molekulama kisika O 2 ili dušika N 2. Atomi dušika imaju pet valentnih elektrona, pa su potrebna još tri elektrona da bi se završila ljuska. To se postiže dijeljenjem tri para elektrona, kao što je prikazano u nastavku:

Kovalentni spojevi obično su plinovi, tekućine ili relativno nisko talište čvrste tvari. Jedna od rijetkih iznimaka je dijamant koji se tali iznad 3500 °C. To se objašnjava strukturom dijamanta, koja je kontinuirana rešetka kovalentno povezanih atoma ugljika, a ne skup pojedinačnih molekula. Zapravo, svaki kristal dijamanta, bez obzira na njegovu veličinu, jedna je ogromna molekula.

Kovalentna veza nastaje kada se spoje elektroni dva atoma nemetala. Dobivena struktura naziva se molekula.

Polarna kovalentna veza

U većini slučajeva dva atoma kovalentnom vezom imaju drugačiji elektronegativnost i zajednički elektroni ne pripadaju dvama atomima jednako. Većinu vremena su bliže jednom atomu nego drugom. U molekuli klorovodika, na primjer, elektroni koji tvore kovalentnu vezu nalaze se bliže atomu klora jer je njegova elektronegativnost veća od elektronegativnosti vodika. Međutim, razlika u sposobnosti privlačenja elektrona nije dovoljno velika da bi došlo do potpunog prijenosa elektrona s atoma vodika na atom klora. Stoga se veza između atoma vodika i klora može smatrati križanjem ionske veze (potpuni prijenos elektrona) i nepolarne kovalentne veze (simetrični raspored para elektrona između dva atoma). Označava se parcijalni naboj na atomima grčko slovoδ. Ova veza se zove polarni kovalentni veza, a za molekulu klorovodika kaže se da je polarna, odnosno da ima pozitivno nabijen kraj (atom vodika) i negativno nabijen kraj (atom klora).

Donja tablica navodi glavne vrste veza i primjere tvari:

Izmjenski i donorsko-akceptorski mehanizam stvaranja kovalentne veze

1) Mehanizam razmjene. Svaki atom daje jedan nespareni elektron zajedničkom elektronskom paru.

2) Donor-akceptorski mehanizam. Jedan atom (donor) daje elektronski par, a drugi atom (akceptor) daje praznu orbitalu za taj par.

Riža. 2.1. Stvaranje molekula iz atoma prati preraspodjela elektrona valentnih orbitala i vodi do dobitak na energiji, budući da se energija molekula ispostavlja manjom od energije atoma koji ne djeluju međusobno. Na slici je prikazan dijagram nastanka nepolarnog kovalentnog kemijska veza između atoma vodika.

§2 Kemijska veza

U normalnim uvjetima, molekularno stanje je stabilnije od atomskog stanja (Slika 2.1). Formiranje molekula iz atoma popraćeno je preraspodjelom elektrona u valentnim orbitalama i dovodi do povećanja energije, budući da je energija molekula manja od energije atoma koji ne djeluju međusobno.(Prilog 3). Sile koje drže atome u molekulama zajednički se nazivaju kemijska veza.

Kemijsku vezu između atoma provode valentni elektroni i električne je prirode . Postoje četiri glavne vrste kemijskih veza: kovalentni,ionski,metal I vodik.

1 Kovalentna veza

Kemijska veza koju provode elektronski parovi naziva se atomska ili kovalentna . Spojevi s kovalentnom vezom nazivaju se atomski ili kovalentni .

Kada se pojavi kovalentna veza, dolazi do preklapanja elektronskih oblaka atoma koji međusobno djeluju, popraćeno oslobađanjem energije (slika 2.1). U tom slučaju između pozitivno nabijenih atomskih jezgri nastaje oblak s povećanom gustoćom negativnog naboja. Zbog djelovanja Coulombovih sila privlačenja između različitih naboja, povećanje gustoće negativnog naboja pogoduje zbližavanju jezgri.

Kovalentnu vezu tvore nespareni elektroni u vanjskim ljuskama atoma . U tom slučaju nastaju elektroni suprotnih spinova elektronski par(Sl. 2.2), zajednički atomima koji međusobno djeluju. Ako je između atoma nastala jedna kovalentna veza (jedan zajednički elektronski par), onda se ona naziva jednostruka, dvostruka, dvostruka itd.

Energija je mjera jakosti kemijske veze. E sv utrošen na kidanje veze (dobitak energije pri stvaranju spoja iz pojedinih atoma). Ova energija se obično mjeri po 1 molu. tvari a izražavaju se u kilodžulima po molu (kJ∙mol –1). Energija jednostruke kovalentne veze je u rasponu od 200–2000 kJmol –1.

Riža. 2.2. Kovalentna veza je najviše opći oblik kemijska veza koja nastaje zbog dijeljenja elektronskog para kroz mehanizam izmjene (A), kada svaki od atoma u interakciji daje jedan elektron, ili kroz donor-akceptorski mehanizam (b), kada se elektronski par prenosi za zajedničku uporabu s jednog atoma (donora) na drugi atom (akceptora).

Kovalentna veza ima svojstva zasićenje i usredotočenost . Zasićenost kovalentne veze shvaća se kao sposobnost atoma da tvore ograničeni broj veza sa svojim susjedima, što je određeno brojem njihovih nesparenih valentnih elektrona. Usmjerenost kovalentne veze odražava činjenicu da su sile koje drže atome jedan blizu drugoga usmjerene duž ravne linije koja povezuje atomske jezgre. Osim, kovalentna veza može biti polarna i nepolarna .

Kada nepolarni U kovalentnoj vezi, elektronski oblak koji tvori zajednički par elektrona raspoređen je u prostoru simetrično u odnosu na jezgre obaju atoma. Između atoma nastaje nepolarna kovalentna veza jednostavne tvari, na primjer, između identičnih atoma plina koji tvore dvoatomne molekule (O 2, H 2, N 2, Cl 2, itd.).

Kada polarni U kovalentnoj vezi, elektronski oblak veze je pomaknut prema jednom od atoma. Stvaranje polarnih kovalentnih veza između atoma karakteristično je za složene tvari. Primjer su molekule hlapljivih anorganskih spojeva: HCl, H 2 O, NH 3 itd.

Stupanj pomaka ukupnog elektronskog oblaka prema jednom od atoma tijekom stvaranja kovalentne veze (stupanj polariteta veze ) određena uglavnom nabojem atomskih jezgri i polumjerom atoma koji međusobno djeluju .

Što je veći naboj atomske jezgre, to jače privlači oblak elektrona. U isto vrijeme, što je veći radijus atoma, to se vanjski elektroni slabije drže u blizini atomske jezgre. Kombinirani učinak ova dva čimbenika izražava se u različitoj sposobnosti različitih atoma da "povuku" oblak kovalentnih veza prema sebi.

Sposobnost atoma u molekuli da privuče elektrone k sebi naziva se elektronegativnost. . Dakle, elektronegativnost karakterizira sposobnost atoma da polarizira kovalentnu vezu: što je veća elektronegativnost atoma, to je jači elektronski oblak kovalentne veze pomaknut prema njemu .

Predložen je niz metoda za kvantificiranje elektronegativnosti. U ovom slučaju najjasnije fizičko značenje ima metoda koju je predložio američki kemičar Robert S. Mulliken, koji je odredio elektronegativnost  atoma kao pola zbroja njegove energije E e afinitet i energija elektrona E ja ionizacija atoma:

. (2.1)

Energija ionizacije Atom je energija koju je potrebno utrošiti da se od njega “otkine” elektron i ukloni na beskonačnu udaljenost. Energija ionizacije određena je fotoionizacijom atoma ili bombardiranjem atoma elektronima ubrzanim u električnom polju. Najmanja vrijednost energije fotona ili elektrona koja postaje dovoljna za ionizaciju atoma naziva se njihova energija ionizacije E ja. Ova energija se obično izražava u elektronvoltima (eV): 1 eV = 1,610 –19 J.

Atomi su najspremniji odreći se vanjskih elektrona metali, koji sadrže mali broj nesparenih elektrona (1, 2 ili 3) na vanjskoj ljusci. Ti atomi imaju najmanju energiju ionizacije. Dakle, veličina ionizacijske energije može poslužiti kao mjera veće ili manje "metalnosti" elementa: što je niža energija ionizacije, to je izraženiji metalSvojstva element.

U istoj podskupini periodnog sustava elemenata D. I. Mendeljejeva, s povećanjem atomskog broja elementa, njegova energija ionizacije opada (tablica 2.1), što je povezano s povećanjem atomskog radijusa (tablica 1.2), i, posljedično, sa slabljenjem veze vanjski elektroni sa jezgrom. Za elemente iste periode energija ionizacije raste s povećanjem atomskog broja. To je zbog smanjenja atomskog polumjera i povećanja nuklearnog naboja.

energija E e, koji se oslobađa kada se elektron doda slobodnom atomu, naziva se afinitet prema elektronu(također izraženo u eV). Oslobađanje (umjesto apsorpcije) energije kada se nabijeni elektron veže za neke neutralne atome objašnjava se činjenicom da su najstabilniji atomi u prirodi oni s ispunjenim vanjskim ljuskama. Stoga je za one atome u kojima su ove ljuske "malo nepopunjene" (tj. nedostaju 1, 2 ili 3 elektrona prije punjenja) energetski povoljno pričvrstiti elektrone na sebe, pretvarajući se u negativno nabijene ione 1. Takvi atomi uključuju, na primjer, atome halogena (tablica 2.1) - elemente sedme skupine (glavne podskupine) periodnog sustava D.I. Mendelejeva. Elektronski afinitet metalnih atoma obično je nula ili negativan, tj. Energetski im je nepovoljno pripajati dodatne elektrone; potrebna je dodatna energija da ih zadrži unutar atoma. Elektronski afinitet atoma nemetala uvijek je pozitivan i to je veći što je nemetal bliži plemenitom (inertnom) plinu. periodni sustav elemenata. Ovo ukazuje na povećanje nemetalna svojstva kako se približavamo kraju razdoblja.

Iz svega što je rečeno jasno je da elektronegativnost (2.1) atoma raste u smjeru slijeva nadesno za elemente svake periode i opada u smjeru odozgo prema dolje za elemente iste skupine Mendeljejevljeve periode. sustav. Međutim, nije teško razumjeti da za karakterizaciju stupnja polariteta kovalentne veze između atoma nije važna apsolutna vrijednost elektronegativnosti, već omjer elektronegativnosti atoma koji tvore vezu. Zato u praksi koriste relativne vrijednosti elektronegativnosti(Tablica 2.1), uzimajući elektronegativnost litija kao jedinicu.

Za karakterizaciju polariteta kovalentne kemijske veze koristi se razlika u relativnoj elektronegativnosti atoma. Tipično, veza između atoma A i B smatra se čisto kovalentnom ako |  A – B|0,5.

Kovalentna, ionska i metalna tri su glavna tipa kemijskih veza.

Hajdemo saznati više o kovalentna kemijska veza. Razmotrimo mehanizam njegove pojave. Uzmimo za primjer stvaranje molekule vodika:

Sferno simetrični oblak formiran od 1s elektrona okružuje jezgru slobodnog atoma vodika. Kada se atomi približe određenoj udaljenosti, njihove se orbitale djelomično preklapaju (vidi sliku), uslijed toga između središta obiju jezgri nastaje molekularni dvoelektronski oblak koji ima najveću gustoću elektrona u međujezgrenom prostoru. S povećanjem gustoće negativnog naboja dolazi do snažnog porasta sila privlačenja između molekularnog oblaka i jezgri.

Dakle, vidimo da kovalentna veza nastaje preklapanjem elektronskih oblaka atoma, što je popraćeno oslobađanjem energije. Ako je udaljenost između jezgri atoma koji se približavaju prije dodira 0,106 nm, tada će nakon preklapanja elektronskih oblaka biti 0,074 nm. Što je veće preklapanje elektronskih orbitala, to je kemijska veza jača.

Kovalentna nazvao kemijska veza koju provode elektronski parovi. Spojevi s kovalentnom vezom nazivaju se homeopolarni ili atomski.

postojati dvije vrste kovalentnih veza: polarni I nepolarni.

Za nepolarne U kovalentnoj vezi, elektronski oblak formiran od zajedničkog para elektrona raspoređen je simetrično u odnosu na jezgre obaju atoma. Primjer su dvoatomne molekule koje se sastoje od jednog elementa: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 i drugih, u kojima elektronski par pripada podjednako oba atoma.

Na polarnom U kovalentnoj vezi, elektronski oblak je pomaknut prema atomu s većom relativnom elektronegativnošću. Na primjer, molekule hlapljivih anorganskih spojeva kao što su H 2 S, HCl, H 2 O i drugi.

Formiranje molekule HCl može se prikazati na sljedeći način:

Jer relativna elektronegativnost atoma klora (2.83) veća je od one atoma vodika (2.1), elektronski par je pomaknut na atom klora.

Osim razmjenskog mehanizma nastanka kovalentne veze – zbog preklapanja postoji i donor-akceptor mehanizam njegovog nastanka. Ovo je mehanizam u kojem dolazi do stvaranja kovalentne veze zbog dvoelektronskog oblaka jednog atoma (donora) i slobodne orbite drugog atoma (akceptora). Pogledajmo primjer mehanizma nastanka amonija NH 4 + U molekuli amonijaka atom dušika ima dvoelektronski oblak:

Vodikov ion ima slobodnu 1s orbitalu, označimo to kao .

Tijekom stvaranja amonijevog iona, dvoelektronski oblak dušika postaje zajednički atomima dušika i vodika, što znači da se pretvara u molekularni elektronski oblak. Posljedično, pojavljuje se četvrta kovalentna veza. Možete zamisliti proces stvaranja amonijaka pomoću sljedećeg dijagrama:

Naboj iona vodika raspršuje se između svih atoma, a oblak od dva elektrona koji pripada dušiku postaje zajednički s vodikom.

Još uvijek imate pitanja? Ne znate kako napraviti domaću zadaću?
Za pomoć od mentora, registrirajte se.
Prvi sat je besplatan!

web stranice, pri kopiranju materijala u cijelosti ili djelomično, poveznica na izvor je obavezna.

Podaci o energiji ionizacije (IE), PEI i sastavu stabilnih molekula - njihove stvarne vrijednosti i usporedbe - kako slobodnih atoma tako i atoma vezanih u molekule, omogućuju nam da razumijemo kako atomi tvore molekule kroz mehanizam kovalentne veze.

KOVALENTNA VEZA- (od latinskog “co” zajedno i “vales” koji ima snagu) (homeopolarna veza), kemijska veza između dva atoma koja nastaje kada se elektroni koji pripadaju tim atomima dijele. Atomi u molekulama jednostavnih plinova povezani su kovalentnim vezama. Veza u kojoj postoji jedan zajednički par elektrona naziva se jednostruka veza; Također postoje dvostruke i trostruke veze.

Pogledajmo nekoliko primjera da vidimo kako možemo koristiti naša pravila za određivanje broja kovalentnih kemijskih veza koje atom može formirati ako znamo broj elektrona u vanjskoj ljusci danog atoma i naboj njegove jezgre. Naboj jezgre i broj elektrona u vanjskoj ljusci određuju se eksperimentalno i nalaze se u tablici elemenata.

Izračun mogućeg broja kovalentnih veza

Na primjer, izbrojimo broj kovalentnih veza koje mogu tvoriti natrij ( Na), aluminij (Al), fosfor (P), i klor ( Cl). natrij ( Na) i aluminij ( Al) imaju 1 odnosno 3 elektrona u vanjskoj ljusci, a prema prvom pravilu (za mehanizam stvaranja kovalentne veze koristi se jedan elektron u vanjskoj ljusci) mogu tvoriti: natrij (Na)- 1 i aluminij ( Al)- 3 kovalentne veze. Nakon stvaranja veze, broj elektrona u vanjskim ljuskama natrija ( Na) i aluminij ( Al) jednako 2 i 6; tj. manji od maksimalnog broja (8) za te atome. fosfor ( P) i klor ( Cl) imaju, redom, 5, odnosno 7 elektrona na vanjskoj ljusci i, prema drugom od gore navedenih zakona, mogli bi tvoriti 5 i 7 kovalentnih veza. U skladu s četvrtim zakonom, stvaranjem kovalentne veze, broj elektrona na vanjskoj ljusci ovih atoma povećava se za 1. Prema šestom zakonu, kada se formira kovalentna veza, broj elektrona na vanjskoj ljusci raste. vezanih atoma ne može biti više od 8. To jest, fosfor ( P) može formirati samo 3 veze (8-5 = 3), dok klor ( Cl) može tvoriti samo jedan (8-7 = 1).

Primjer: Na temelju analize otkrili smo da se određena tvar sastoji od atoma natrija (Na) i klor ( Cl). Poznavajući zakonitosti mehanizma nastanka kovalentnih veza, možemo reći da je natrij ( Na) može formirati samo 1 kovalentnu vezu. Dakle, možemo pretpostaviti da je svaki atom natrija ( Na) vezan na atom klora ( Cl) kroz kovalentnu vezu u ovoj tvari, te da je ta tvar sastavljena od molekula atoma NaCl. Strukturna formula za ovu molekulu: Na-Cl. Ovdje crtica (-) označava kovalentnu vezu. Elektronska formula ove molekule može se prikazati na sljedeći način:
. .
Na:Cl:
. .
U skladu s elektronskom formulom, na vanjskoj ljusci atoma natrija ( Na) V NaCl postoje 2 elektrona, a na vanjskoj ljusci atoma klora ( Cl) ima 8 elektrona. U ovoj formuli, elektroni (točke) između atoma natrija ( Na) I klor (Cl) povezuju elektrone. Budući da je PEI klora ( Cl) jednak je 13 eV, a za natrij (Na) jednak je 5,14 eV, vezni par elektrona mnogo je bliži atomu Cl nego na atom Na. Ako su energije ionizacije atoma koji tvore molekulu vrlo različite, tada će nastala veza biti polarni kovalentna veza.

Razmotrimo još jedan slučaj. Na temelju analize otkrili smo da se određena tvar sastoji od atoma aluminija ( Al) i atomi klora ( Cl). U aluminiju ( Al) u vanjskoj ljusci nalaze se 3 elektrona; dakle, može tvoriti 3 kovalentne kemijske veze dok klor (Cl), kao i u prethodnom slučaju, može tvoriti samo 1 vezu. Ova tvar je predstavljena kao AlCl3, a njegova elektronička formula može se ilustrirati na sljedeći način:

Slika 3.1. Elektronska formulaAlCl 3

čija je formula strukture:
Cl - Al - Cl
Cl

Ova elektronička formula to pokazuje AlCl3 na vanjskoj ljusci atoma klora ( Cl) ima 8 elektrona, dok je vanjska ljuska atoma aluminija ( Al) ima ih 6. Prema mehanizmu nastanka kovalentne veze oba vezna elektrona (po jedan iz svakog atoma) odlaze na vanjske ljuske vezanih atoma.

Višestruke kovalentne veze

Atomi koji imaju više od jednog elektrona u svojoj vanjskoj ljusci mogu međusobno formirati ne jednu, već nekoliko kovalentnih veza. Takve se veze nazivaju višestrukim (češće višestruki) veze. Primjeri takvih veza su veze molekula dušika ( N= N) i kisik ( O=O).

Veza koja nastaje spajanjem pojedinačnih atoma naziva se homoatomska kovalentna veza, e Ako su atomi različiti, tada se veza naziva heteroatomska kovalentna veza[Grčki prefiksi "homo" i "hetero" znače isto i različito].

Zamislimo kako zapravo izgleda molekula sa uparenim atomima. Najjednostavnija molekula s uparenim atomima je molekula vodika.

Rijetko kemijske tvari sastoje se od pojedinačnih, nepovezanih atoma kemijskih elemenata. U normalnim uvjetima, samo mali broj plinova koji se nazivaju plemeniti plinovi imaju ovu strukturu: helij, neon, argon, kripton, ksenon i radon. Najčešće se kemijske tvari ne sastoje od izoliranih atoma, već od njihovih kombinacija u različite skupine. Takve asocijacije atoma mogu brojati nekoliko, stotine, tisuće ili čak više atoma. Sila koja te atome drži u takvim skupinama naziva se kemijska veza.

Drugim riječima, možemo reći da je kemijska veza interakcija koja osigurava povezivanje pojedinih atoma u složenije strukture (molekule, ione, radikale, kristale itd.).

Razlog nastanka kemijske veze je taj što je energija složenijih struktura manja od ukupne energije pojedinačnih atoma koji je tvore.

Dakle, konkretno, ako interakcija atoma X i Y proizvodi molekulu XY, to znači da je unutarnja energija molekula te tvari manja od unutarnje energije pojedinačnih atoma od kojih je nastala:

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

Iz tog razloga, kada se kemijske veze formiraju između pojedinih atoma, oslobađa se energija.

Elektroni vanjskog sloja elektrona s najmanjom energijom vezanja s jezgrom, tzv valencija. Na primjer, u boru su to elektroni 2. energetske razine - 2 elektrona po 2 s- orbitale i 1 sa 2 str-orbitale:

Kada se stvori kemijska veza, svaki atom nastoji dobiti elektronsku konfiguraciju atoma plemenitog plina, tj. tako da se u njegovom vanjskom elektronskom sloju nalazi 8 elektrona (2 za elemente prve periode). Taj se fenomen naziva pravilom okteta.

Moguće je da atomi postignu elektronsku konfiguraciju plemenitog plina ako u početku pojedinačni atomi dijele dio svojih valentnih elektrona s drugim atomima. U tom slučaju nastaju zajednički elektronski parovi.

Ovisno o stupnju podjele elektrona, razlikuju se kovalentne, ionske i metalne veze.

Kovalentna veza

Kovalentne veze najčešće se javljaju između atoma nemetalnih elemenata. Ako atomi nemetala koji tvore kovalentnu vezu pripadaju različitim kemijskim elementima, takva se veza naziva polarnom kovalentnom vezom. Razlog za ovaj naziv leži u činjenici da atomi različitih elemenata također imaju različite sposobnosti privlačenja zajedničkog elektronskog para. Očito, to dovodi do pomaka zajedničkog elektronskog para prema jednom od atoma, uslijed čega se na njemu stvara djelomični negativni naboj. S druge strane, djelomični pozitivni naboj nastaje na drugom atomu. Na primjer, u molekuli klorovodika elektronski par je pomaknut s atoma vodika na atom klora:

Primjeri tvari s polarnom kovalentnom vezom:

CCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 itd.

Kovalentna nepolarna veza nastali između atoma nemetala istih kemijski element. Budući da su atomi identični, njihova sposobnost privlačenja zajedničkih elektrona također je ista. S tim u vezi, ne opaža se pomak elektronskog para:

Gornji mehanizam za stvaranje kovalentne veze, kada oba atoma daju elektrone za stvaranje zajedničkih elektronskih parova, naziva se izmjena.

Postoji i mehanizam donor-akceptor.

Kada se kovalentna veza formira donor-akceptorskim mehanizmom, nastaje zajednički elektronski par zbog ispunjene orbitale jednog atoma (s dva elektrona) i prazne orbitale drugog atoma. Atom koji daje usamljeni par elektrona naziva se donor, a atom s praznom orbitalom naziva se akceptor. Atomi koji imaju sparene elektrone, na primjer N, O, P, S, djeluju kao donori elektronskih parova.

Na primjer, prema mehanizmu donor-akceptor, formiranje četvrtog kovalentnog N-H veze u amonijevom kationu NH 4 +:

Osim polarnosti, kovalentne veze karakterizira i energija. Energija veze je minimalna energija potrebna za prekid veze između atoma.

Energija vezanja opada s povećanjem polumjera vezanih atoma. Onako kako znamo atomski radijusi povećavajući niz podskupine, možemo, na primjer, zaključiti da jakost veze halogen-vodik raste u nizu:

BOK< HBr < HCl < HF

Također, energija veze ovisi o njenoj višestrukosti – što je veća višestrukost veze, veća je i njena energija. Višestrukost veze odnosi se na broj zajedničkih elektronskih parova između dva atoma.

Ionska veza

Ionska veza može se smatrati ekstremnim slučajem polarne kovalentne veze. Ako je u kovalentno-polarnoj vezi zajednički elektronski par djelomično pomaknut na jedan od para atoma, tada je u ionskoj vezi gotovo potpuno "dan" jednom od atoma. Atom koji donira elektron(e) dobiva pozitivan naboj i postaje kation, a atom koji mu je uzeo elektrone dobiva negativan naboj i postaje anion.

Dakle, ionska veza je veza nastala elektrostatskim privlačenjem kationa prema anionima.

Stvaranje ove vrste veze tipično je tijekom međudjelovanja atoma tipični metali i tipični nemetali.

Na primjer, kalijev fluorid. Kation kalija nastaje uklanjanjem jednog elektrona s neutralnog atoma, a ion fluora nastaje dodavanjem jednog elektrona na atom fluora:

Između nastalih iona javlja se elektrostatska privlačna sila, što rezultira stvaranjem ionskog spoja.

Pri stvaranju kemijske veze elektroni s atoma natrija prelaze na atom klora i nastaju suprotno nabijeni ioni koji imaju završenu vanjsku energetsku razinu.

Utvrđeno je da se elektroni s atoma metala ne odvajaju potpuno, već samo pomiču prema atomu klora, kao kod kovalentne veze.

Većina binarnih spojeva koji sadrže metalne atome su ionski. Na primjer, oksidi, halogenidi, sulfidi, nitridi.

Ionska veza također se javlja između jednostavnih kationa i jednostavnih aniona (F −, Cl −, S 2-), kao i između jednostavnih kationa i složenih aniona (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Stoga u ionske spojeve spadaju soli i baze (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH)

Metalni spoj

Ova vrsta veze nastaje u metalima.

Atomi svih metala imaju elektrone u svom vanjskom sloju elektrona koji imaju nisku energiju vezanja s jezgrom atoma. Za većinu metala, proces gubljenja vanjskih elektrona je energetski povoljan.

Zbog tako slabe interakcije s jezgrom ti su elektroni u metalima vrlo pokretni i u svakom metalnom kristalu kontinuirano se odvija sljedeći proces:

M 0 — ne − = M n + ,

gdje je M 0 atom neutralnog metala, a M n + kation istog metala. Donja slika prikazuje procese koji se odvijaju.

To jest, elektroni "jure" preko metalnog kristala, odvajaju se od jednog metalnog atoma, stvarajući od njega kation, pridružujući se drugom kationu, tvoreći neutralni atom. Ovaj fenomen nazvan je "elektronski vjetar", a skupljanje slobodnih elektrona u kristalu atoma nemetala nazvano je "elektronski plin". Ova vrsta interakcije između metalnih atoma naziva se metalna veza.

Vodikova veza

Ako je atom vodika u tvari vezan na element s visokom elektronegativnošću (dušik, kisik ili fluor), tu tvar karakterizira pojava koja se naziva vodikova veza.

Budući da je atom vodika vezan na elektronegativni atom, na atomu vodika nastaje djelomični pozitivni naboj, a na atomu elektronegativnog elementa nastaje djelomični negativni naboj. U tom smislu, elektrostatsko privlačenje postaje moguće između djelomično pozitivno nabijenog atoma vodika jedne molekule i elektronegativnog atoma druge. Na primjer, vodikova veza opažena je za molekule vode:

Vodikova veza objašnjava abnormalno visoko talište vode. Osim u vodi, jake vodikove veze stvaraju se i u tvarima kao što su fluorovodik, amonijak, kiseline koje sadrže kisik, fenoli, alkoholi i amini.