BC Leon je přední online sázková kancelář na trhu hazardních her. Společnost věnuje zvláštní pozornost nepřetržitému provozu služby. Funkčnost portálu je také neustále vylepšována. Pro pohodlí uživatelů bylo vytvořeno zrcadlo Leon.

Jděte do zrcadla

Co je zrcadlo Leon.

Chcete-li získat přístup na oficiální portál BC Leon, musíte použít zrcadlo. Pracovní zrcadlo poskytuje uživateli mnoho výhod, jako jsou:

• rozmanitá škála sportovních událostí s vysokými kurzy;
• poskytnutí možnosti hrát v režimu Live bude sledování zápasů zajímavým zážitkem;
• podrobné materiály týkající se pořádaných soutěží;
• pohodlné rozhraní, které rychle pochopí i nezkušený uživatel.

Pracovní zrcadlo je kopií oficiálního portálu. Má stejnou funkcionalitu a synchronní databázi. Z tohoto důvodu se informace o vašem účtu nemění. Vývojáři poskytli možnost zablokovat pracovní zrcadlo v takových případech, je poskytnuto něco jiného. Tyto přesné kopie jsou zasílány a kontrolovány zaměstnanci BC Leon. Pokud používáte funkční zrcadlo, můžete se dostat na oficiální portál BC Leon.

Uživatel nebude mít potíže s nalezením zrcadla, protože jeho seznam podléhá aktualizaci. Při uzavřeném přístupu je návštěvník webu povinen nainstalovat do počítače aplikaci Leon pro mobilní telefon. Musíte také změnit svou IP na jinou zemi pomocí VPN. Pro změnu umístění uživatele nebo poskytovatele je potřeba použít TOP prohlížeč.

Vývojáři poskytli různé možnosti použití zrcadla. Chcete-li to provést, na pravé straně webu je nápis „Přístup k webu“; zelené tlačítko „Obejít blokování“ umožňuje přehrávači přejít do podnabídky a přidat do prohlížeče univerzální záložku.

Pohodlí pro uživatele poskytuje i mobilní aplikace. Pokud se potřebujete dozvědět o nové adrese portálového zrcadla, můžete zavolat na bezplatné číslo. Kanál @leonbets_official na Telegramu vám umožňuje přístup k zrcadlu. Aplikace Leonacsess pro Windows vám umožňuje vždy přistupovat k webu. Tyto metody umožňují hráči získat přístup k pracovnímu zrcadlu.

Proč byl hlavní web Leon zablokován?

To je způsobeno akcemi služby Roskomnadzor. Důvodem je chybějící licence k provozování sázkové činnosti. Blue Leon nedostal licenci, aby hráč neplatil 13 % z výher.

Jak se zaregistrovat na Leonbets mirror

Registrace na tomto webu je mnohem jednodušší než oficiální. Uživatel se nemusí registrovat na dvou portálech, což trvá až dva dny. Pokud dáte přednost pracovnímu zrcadlu, bude tento postup co nejjednodušší.

K tomu bude uživatel potřebovat pouze vyplnit informace týkající se celého jména a kontaktů. Musíte se také rozhodnout pro měnu, uvést své datum narození a adresu bydliště. Musíte se také přihlásit k odběru newsletteru. To vám umožní rychle přijímat informace od sázkových kanceláří. Registrovaný uživatel získává možnost mít přístup ke svému osobnímu účtu, který mu umožňuje uzavírat sázky na zápasy a události. Pokud se vyskytnou potíže, můžete kontaktovat technickou podporu.

Atomy většiny prvků neexistují odděleně, protože se mohou vzájemně ovlivňovat. Tato interakce produkuje složitější částice.

Povahou chemické vazby je působení elektrostatických sil, což jsou síly vzájemného působení mezi elektrickými náboji. Takové náboje mají elektrony a atomová jádra.

Elektrony umístěné na vnějších elektronických úrovních (valenční elektrony), které jsou nejdále od jádra, s ním interagují nejslabší, a proto jsou schopny se od jádra odtrhnout. Jsou zodpovědné za vzájemné propojení atomů.

Typy interakcí v chemii

Typy chemických vazeb lze uvést v následující tabulce:

Charakteristika iontové vazby

Chemická reakce, ke které dochází v důsledku iontová přitažlivost mít různé náboje se nazývá iontové. To se stane, pokud atomy, které jsou spojeny, mají významný rozdíl v elektronegativitě (to znamená schopnost přitahovat elektrony) a elektronový pár jde k elektronegativnějšímu prvku. Výsledkem tohoto přenosu elektronů z jednoho atomu na druhý je vznik nabitých částic – iontů. Vzniká mezi nimi přitažlivost.

Mají nejnižší indexy elektronegativity typické kovy, a největší jsou typické nekovy. Ionty jsou tedy tvořeny interakcí mezi typickými kovy a typickými nekovy.

Atomy kovů se stávají kladně nabitými ionty (kationty), předávají elektrony svým vnějším elektronovým hladinám a nekovy přijímají elektrony, čímž se mění na záporně nabité ionty (anionty).

Atomy se pohybují do stabilnějšího energetického stavu a dokončují své elektronické konfigurace.

Iontová vazba je nesměrová a nesaturovatelná, protože elektrostatická interakce se vyskytuje ve všech směrech, iont může přitahovat ionty opačného znaménka ve všech směrech.

Uspořádání iontů je takové, že kolem každého je určitý počet opačně nabitých iontů. Pojem "molekuly" pro iontové sloučeniny nedává smysl.

Příklady vzdělávání

Vznik vazby v chloridu sodném (nacl) je způsoben přenosem elektronu z atomu Na na atom Cl za vzniku odpovídajících iontů:

Na 0 - 1 e = Na + (kationt)

Cl 0 + 1 e = Cl - (aniont)

V chloridu sodném je kolem sodíkových kationtů šest aniontů chloru a kolem každého chloridového iontu šest sodíkových iontů.

Když se vytvoří interakce mezi atomy v sulfidu barnatém, probíhají následující procesy:

Bao-2e = Ba2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba daruje své dva elektrony síře, čímž vznikají sirné anionty S 2- a kationty barya Ba 2+.

Chemická vazba kovu

Počet elektronů ve vnějších energetických hladinách kovů je malý, snadno se oddělují od jádra. V důsledku tohoto odloučení vznikají kovové ionty a volné elektrony. Tyto elektrony se nazývají "elektronový plyn". Elektrony se volně pohybují v celém objemu kovu a jsou neustále vázány a odděleny od atomů.

Struktura kovové látky je následující: krystalová mřížka je kostrou látky a mezi jejími uzly se mohou elektrony volně pohybovat.

Lze uvést následující příklady:

Mg - 2е<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Kovalentní: polární a nepolární

Nejběžnějším typem chemické interakce je kovalentní vazba. Hodnoty elektronegativity prvků, které interagují, se výrazně neliší, dochází tedy pouze k posunu společného elektronového páru k elektronegativnějšímu atomu.

Kovalentní interakce mohou být tvořeny mechanismem výměny nebo mechanismem donor-akceptor.

Mechanismus výměny je realizován, pokud každý z atomů má nepárové elektrony na vnějších elektronických úrovních a překrytí atomových orbitalů vede ke vzniku páru elektronů, které již patří oběma atomům. Když jeden z atomů má pár elektronů na vnější elektronické úrovni a druhý má volný orbital, pak když se atomové orbitaly překrývají, elektronový pár je sdílen a interaguje podle mechanismu donor-akceptor.

Kovalentní se dělí podle násobnosti na:

• jednoduché nebo jednoduché;
• dvojnásobek;
• trojnásobek.

Dvojité zajišťují sdílení dvou párů elektronů najednou a trojité - tři.

Podle rozložení elektronové hustoty (polarity) mezi vázanými atomy se kovalentní vazba dělí na:

• nepolární;
• polární.

Nepolární vazba je tvořena stejnými atomy a polární vazba je tvořena různou elektronegativitou.

Interakce atomů s podobnou elektronegativitou se nazývá nepolární vazba. Společný elektronový pár v takové molekule není přitahován ani jedním atomem, ale patří oběma stejně.

Interakce prvků lišících se elektronegativitou vede ke vzniku polárních vazeb. Při tomto typu interakce jsou sdílené elektronové páry přitahovány k elektronegativnějšímu prvku, ale nejsou na něj zcela přeneseny (to znamená, že nedochází k tvorbě iontů). V důsledku tohoto posunu elektronové hustoty se na atomech objevují částečné náboje: elektronegativnější má záporný náboj a méně elektronegativní kladný náboj.

Vlastnosti a charakteristiky kovalence

Hlavní vlastnosti kovalentní vazby:

• Délka je určena vzdáleností mezi jádry interagujících atomů.
• Polarita je určena posunutím elektronového mraku směrem k jednomu z atomů.
• Směrovost je vlastnost vytváření vazeb orientovaných v prostoru a v souladu s tím molekul, které mají určité geometrické tvary.
• Sytost je dána schopností tvořit omezený počet vazeb.
• Polarizovatelnost je dána schopností měnit polaritu vlivem vnějšího elektrického pole.
• Energie potřebná k přerušení vazby určuje její sílu.

Příkladem kovalentní nepolární interakce mohou být molekuly vodíku (H2), chloru (Cl2), kyslíku (O2), dusíku (N2) a mnoha dalších.

H· + ·H → H-H molekula má jednu nepolární vazbu,

O: + :O → O=O molekula má dvojitou nepolární,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekula je trojnásobně nepolární.

Příklady kovalentních vazeb chemických prvků zahrnují molekuly oxidu uhličitého (CO2) a oxidu uhelnatého (CO), sirovodíku (H2S), kyseliny chlorovodíkové (HCL), vody (H2O), metanu (CH4), oxidu síry (SO2) a mnoho dalších .

V molekule CO2 je vztah mezi atomy uhlíku a kyslíku kovalentně polární, protože elektronegativnější vodík přitahuje hustotu elektronů. Kyslík má ve svém vnějším obalu dva nepárové elektrony, zatímco uhlík může poskytnout čtyři valenční elektrony k vytvoření interakce. V důsledku toho se tvoří dvojné vazby a molekula vypadá takto: O=C=O.

Aby bylo možné určit typ vazby v konkrétní molekule, stačí vzít v úvahu její atomy. Jednoduché kovové látky tvoří kovovou vazbu, kovy s nekovy tvoří iontovou vazbu, jednoduché nekovové látky tvoří kovalentní nepolární vazbu a molekuly skládající se z různých nekovů vznikají prostřednictvím polární kovalentní vazby.

Chemická vazba je jev interakce atomů způsobený překrýváním elektronových mraků vazebných částic, který je doprovázen poklesem celkové energie systému.

Když se vytvoří kovalentní chemická vazba, výměnná interakce hraje důležitou roli při snižování celkové energie.

Základním principem vzniku molekul z atomů je touha po minimální energii a maximální stabilitě (příklad: H (g) + H (g) = H 2 (g) + 435 kJ/mol energie).

Druhy chemických vazeb:

1. Kovalentní vazba- spojení atomů v důsledku socializace elektronového páru s antiparalelními spiny. Mezi nekovy vzniká kovalentní nepolární vazba, rozdíl v elektronegativitě mezi nimi je malý: 03; E.O. (P) = 2,1; E.O.(H)=2,2; D E.O. = 0,1). V souladu s tím dochází ke kovalentní polární vazbě mezi prvky s vysokou elektronegativitou: 0,4

2. Iontová vazba je vazba mezi ionty, tedy vazba mezi atomy. Způsobeno elektrostatickou interakcí opačně nabitých iontů. Považováno za samostatný případ kovalentní polární vazby. Pro iontovou vazbu DE.O.>2 (příklad: NaCl E.O.(Na)=0,9; E.O.(Cl)=3,1; DE.O.=2,2).

3. Vodíková vazba- vazba způsobená kladně polarizovaným vodíkem v molekule a elektronegativním atomem jiné nebo téže molekuly.

4. Kovové spojení- spojení způsobené elektrostatickou interakcí mezi socializovanými delokalizovanými valenčními elektrony a kladně nabitými kationty v místech krystalové mřížky.

Hlavní vlastnosti kovalentní vazby:

1. Energie chemické vazby(E xc) - určuje pevnost vazby. Tato energie je potřebná k přeměně jednoho molu plynné (molekulární) látky na jednotlivé plynné atomy. Energie kovalentní vazby je řádově 10-1000 kJ/mol.

2. Délka chemické vazby(L xc) je vzdálenost mezi jádry chemicky vázaných atomů. Čím kratší je délka chemické vazby, tím silnější je vazba. Délka chemické vazby je řádově 0,1-0,3 nm.

3. Polarita chemické vazby- nerovnoměrné rozložení elektronové hustoty mezi atomy v molekule v důsledku různé elektronegativity. V nepolárních molekulách se těžiště kladných a záporných nábojů shodují. Polární molekuly jsou dipóly.

4. Polarizovatelnost- schopnost elektronové hustoty se stává polární v důsledku působení vnějšího elektrického pole na molekulu - zejména pole jiných molekul, které reagují.

5. Soustředit se- specifický směr chemické vazby, ke které dochází v důsledku překrývajících se elektronových mračen. Směrovost je dána strukturou molekuly.

Mechanismus vzniku kovalentních vazeb:

1. Výměna - mechanismus vzniku kovalentní vazby sdílením nepárových elektronů jiných atomů.

2. Donor-akceptor - mechanismus vzniku kovalentní vazby, kdy jeden atom s osamoceným elektronovým párem (donor) poskytuje svůj volný orbital jinému atomu (akceptoru).

Mezimolekulární interakce zahrnují: orientační - dipól-dipól; indukce - dipól-ne-dipól a disperzní - díky mikrodipólům.

.

Víte, že atomy se mohou vzájemně kombinovat a vytvářet jednoduché i složité látky. V tomto případě se tvoří různé typy chemických vazeb: iontové, kovalentní (nepolární a polární), kovové a vodíkové. Jedna z nejpodstatnějších vlastností atomů prvků, která určuje, jaký druh vazby se mezi nimi vytvoří - iontová nebo kovalentní - Jedná se o elektronegativitu, tzn. schopnost atomů ve sloučenině přitahovat elektrony.

Podmíněné kvantitativní hodnocení elektronegativity je dáno stupnicí relativní elektronegativity.

V obdobích existuje obecná tendence ke zvýšení elektronegativity prvků a ve skupinách k jejich poklesu. Prvky jsou uspořádány za sebou podle své elektronegativnosti, na základě čehož lze porovnávat elektronegativitu prvků nacházejících se v různých obdobích.

Typ chemické vazby závisí na tom, jak velký je rozdíl v hodnotách elektronegativity spojovacích atomů prvků. Čím více se atomy prvků tvořících vazbu liší v elektronegativitě, tím polárnější je chemická vazba. Je nemožné nakreslit ostrou hranici mezi typy chemických vazeb. Ve většině sloučenin je typ chemické vazby přechodný; například vysoce polární kovalentní chemická vazba je blízká vazbě iontové. V závislosti na tom, který z limitujících případů je chemická vazba bližší povahy, je klasifikována buď jako iontová nebo kovalentní polární vazba.

Iontová vazba.

Iontová vazba vzniká interakcí atomů, které se od sebe výrazně liší elektronegativitou. Například typické kovy lithium (Li), sodík (Na), draslík (K), vápník (Ca), stroncium (Sr), baryum (Ba) tvoří iontové vazby s typickými nekovy, hlavně halogeny.

Kromě halogenidů alkalických kovů se iontové vazby tvoří také ve sloučeninách, jako jsou alkálie a soli. Například v hydroxidu sodném (NaOH) a síranu sodném (Na 2 SO 4) existují iontové vazby pouze mezi atomy sodíku a kyslíku (zbývající vazby jsou polární kovalentní).

Kovalentní nepolární vazba.

Při interakci atomů se stejnou elektronegativitou vznikají molekuly s kovalentní nepolární vazbou. Taková vazba existuje v molekulách těchto jednoduchých látek: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. Chemické vazby v těchto plynech vznikají prostřednictvím sdílených elektronových párů, tzn. když se odpovídající elektronová mračna překrývají, v důsledku elektron-jaderné interakce, ke které dochází, když se atomy přiblíží k sobě.

Při skládání elektronických vzorců látek je třeba mít na paměti, že každý společný elektronový pár je konvenčním obrazem zvýšené elektronové hustoty vyplývající z překrytí odpovídajících elektronových mračen.

Kovalentní polární vazba.

Když atomy interagují, jejichž hodnoty elektronegativity se liší, ale ne ostře, společný elektronový pár se posouvá k elektronegativnějšímu atomu. Jedná se o nejběžnější typ chemické vazby, který se nachází v anorganických i organických sloučeninách.

Kovalentní vazby také plně zahrnují ty vazby, které jsou tvořeny mechanismem donor-akceptor, například v hydroniových a amonných iontech.

Kovové spojení.

Vazba, která vzniká jako výsledek interakce relativně volných elektronů s kovovými ionty, se nazývá kovová vazba. Tento typ vazby je charakteristický pro jednoduché látky – kovy.

Podstata procesu tvorby kovových vazeb je následující: atomy kovů se snadno vzdávají valenčních elektronů a mění se v kladně nabité ionty. Mezi kladnými kovovými ionty se pohybují relativně volné elektrony, oddělené od atomu. Vzniká mezi nimi kovová vazba, tj. elektrony jakoby stmelují kladné ionty krystalové mřížky kovů.

Vodíková vazba.

Vazba, která vzniká mezi atomy vodíku jedné molekuly a atomem silně elektronegativního prvku(O,N,F) další molekula se nazývá vodíková vazba.

Může vyvstat otázka: proč vodík tvoří tak specifickou chemickou vazbu?

To se vysvětluje skutečností, že atomový poloměr vodíku je velmi malý. Navíc při vytěsnění nebo úplném darování svého jediného elektronu získá vodík relativně vysoký kladný náboj, díky kterému vodík jedné molekuly interaguje s atomy elektronegativních prvků, které mají částečný záporný náboj, který přechází do složení jiných molekul (HF , H20, NH3).

Podívejme se na některé příklady. Složení vody obvykle reprezentujeme chemickým vzorcem H 2 O. To však není zcela přesné. Správnější by bylo označovat složení vody vzorcem (H 2 O)n, kde n = 2,3,4 atd. Vysvětluje se to tím, že jednotlivé molekuly vody jsou navzájem spojeny vodíkovými můstky .

Vodíkové vazby se obvykle označují tečkami. Je mnohem slabší než iontové nebo kovalentní vazby, ale silnější než běžné mezimolekulární interakce.

Přítomnost vodíkových vazeb vysvětluje nárůst objemu vody s klesající teplotou. Je to dáno tím, že s klesající teplotou molekuly sílí, a proto klesá hustota jejich „sbalení“.

Při studiu organické chemie vyvstala následující otázka: proč jsou teploty varu alkoholů mnohem vyšší než odpovídající uhlovodíky? To je vysvětleno skutečností, že vodíkové vazby se tvoří také mezi molekulami alkoholu.

Ke zvýšení bodu varu alkoholů dochází také v důsledku zvětšení jejich molekul.

Vodíková vazba je charakteristická i pro mnoho dalších organických sloučenin (fenoly, karboxylové kyseliny atd.). Z kurzů organické chemie a obecné biologie víte, že přítomnost vodíkové vazby vysvětluje sekundární strukturu proteinů, strukturu dvoušroubovice DNA, tedy fenomén komplementarity.

Témata kodifikátoru jednotné státní zkoušky: Kovalentní chemická vazba, její varianty a mechanismy vzniku. Charakteristika kovalentních vazeb (polarita a vazebná energie). Iontová vazba. Kovové spojení. Vodíková vazba

Intramolekulární chemické vazby

Nejprve se podívejme na vazby, které vznikají mezi částicemi uvnitř molekul. Taková spojení se nazývají intramolekulární.

Chemická vazba mezi atomy chemických prvků má elektrostatickou povahu a vzniká v důsledku interakce vnějších (valenčních) elektronů, ve větší či menší míře držené kladně nabitými jádry vázané atomy.

Klíčový koncept je zde ELEKTRONEGATIVITA. Právě to určuje typ chemické vazby mezi atomy a vlastnosti této vazby.

je schopnost atomu přitahovat (držet) externí(mocenství) elektrony. Elektronegativita je určena stupněm přitahování vnějších elektronů k jádru a závisí především na poloměru atomu a náboji jádra.

Elektronegativitu je obtížné jednoznačně určit. L. Pauling sestavil tabulku relativních elektronegativit (na základě vazebných energií dvouatomových molekul). Nejvíce elektronegativním prvkem je fluor s významem 4 .

Je důležité si uvědomit, že v různých zdrojích můžete najít různé stupnice a tabulky hodnot elektronegativity. To by nemělo být znepokojováno, protože vytvoření chemické vazby hraje roli atomů, a to je přibližně stejné v každém systému.

Pokud jeden z atomů v chemické vazbě A:B přitahuje elektrony silněji, pak se elektronový pár pohybuje směrem k němu. Více rozdíl elektronegativity atomů, tím více se elektronový pár posouvá.

Pokud jsou elektronegativity interagujících atomů stejné nebo přibližně stejné: EO(A)≈EO(B), pak se společný elektronový pár neposouvá k žádnému z atomů: A: B. Toto spojení se nazývá kovalentní nepolární.

Pokud se elektronegativity interagujících atomů liší, ale ne příliš (rozdíl v elektronegativitě je přibližně od 0,4 do 2: 0,4<ΔЭО<2 ), pak je elektronový pár přemístěn na jeden z atomů. Toto spojení se nazývá kovalentní polární .

Pokud se elektronegativity interagujících atomů výrazně liší (rozdíl v elektronegativitě je větší než 2: ΔEO>2), pak je jeden z elektronů téměř úplně převeden na jiný atom, přičemž vzniká ionty. Toto spojení se nazývá iontový.

Základní typy chemických vazeb − kovalentní, iontový A kov komunikace. Pojďme se na ně podívat blíže.

Kovalentní chemická vazba

Kovalentní vazba – toto je chemická vazba , vznikl kvůli vznik společného elektronového páru A:B . Navíc dva atomy překrytí atomové orbitaly. Kovalentní vazba vzniká interakcí atomů s malým rozdílem v elektronegativitě (obvykle mezi dvěma nekovy) nebo atomy jednoho prvku.

Základní vlastnosti kovalentních vazeb

• soustředit se,
• saturovatelnost,
• polarita,
• polarizovatelnost.

Tyto vazebné vlastnosti ovlivňují chemické a fyzikální vlastnosti látek.

Směr komunikace charakterizuje chemickou strukturu a formu látek. Úhly mezi dvěma vazbami se nazývají vazebné úhly. Například v molekule vody je vazebný úhel H-O-H 104,45 o, proto je molekula vody polární a v molekule metanu je vazebný úhel H-C-H 108 o 28′.

Sytost je schopnost atomů tvořit omezený počet kovalentních chemických vazeb. Počet vazeb, které může atom vytvořit, se nazývá.

Polarita k vazbě dochází v důsledku nerovnoměrného rozložení hustoty elektronů mezi dvěma atomy s různou elektronegativitou. Kovalentní vazby se dělí na polární a nepolární.

Polarizovatelnost spojení jsou schopnost vazebných elektronů posouvat se vlivem vnějšího elektrického pole(zejména elektrické pole jiné částice). Polarizace závisí na pohyblivosti elektronů. Čím dále je elektron od jádra, tím je pohyblivější, a proto je molekula více polarizovatelná.

Kovalentní nepolární chemická vazba

Existují 2 typy kovalentních vazeb – POLÁRNÍ A NEPOLÁRNÍ .

Příklad . Uvažujme strukturu molekuly vodíku H2. Každý atom vodíku ve své vnější energetické hladině nese 1 nepárový elektron. Pro zobrazení atomu používáme Lewisovu strukturu - jedná se o schéma struktury vnější energetické hladiny atomu, kdy elektrony jsou označeny tečkami. Lewisovy modely bodové struktury jsou velmi užitečné při práci s prvky druhé periody.

H. + . H = H:H

Molekula vodíku má tedy jeden sdílený elektronový pár a jednu chemickou vazbu H–H. Tento elektronový pár se neposouvá k žádnému z atomů vodíku, protože Atomy vodíku mají stejnou elektronegativitu. Toto spojení se nazývá kovalentní nepolární .

Kovalentní nepolární (symetrická) vazba je kovalentní vazba tvořená atomy se stejnou elektronegativitou (obvykle stejnými nekovy), a tedy s rovnoměrným rozložením elektronové hustoty mezi jádry atomů.

Dipólový moment nepolárních vazeb je 0.

Příklady: H2 (H-H), 02 (0=0), S8.

Kovalentní polární chemická vazba

Kovalentní polární vazba je kovalentní vazba, která se vyskytuje mezi atomy s různou elektronegativitou (obvykle, různé nekovy) a je charakterizován přemístění sdílený elektronový pár k elektronegativnějšímu atomu (polarizace).

Elektronová hustota je posunuta k elektronegativnějšímu atomu - proto se na něm objeví částečný záporný náboj (δ-) a na méně elektronegativním atomu částečný kladný náboj (δ+, delta +).

Čím větší je rozdíl v elektronegativitě atomů, tím vyšší polarita připojení a další dipólový moment . Mezi sousedními molekulami a náboji opačného znaménka působí další přitažlivé síly, které se zvyšují síla komunikace.

Polarita vazby ovlivňuje fyzikální a chemické vlastnosti sloučenin. Na polaritě vazby závisí reakční mechanismy a dokonce i reaktivita sousedních vazeb. Často rozhoduje polarita připojení polarita molekuly a tím přímo ovlivňuje takové fyzikální vlastnosti, jako je bod varu a bod tání, rozpustnost v polárních rozpouštědlech.

Příklady: HCl, CO2, NH3.

Mechanismy tvorby kovalentní vazby

Kovalentní chemické vazby mohou vznikat dvěma mechanismy:

1. Výměnný mechanismus vytvoření kovalentní chemické vazby je, když každá částice poskytuje jeden nepárový elektron k vytvoření společného elektronového páru:

A . + . B = A:B

2. Tvorba kovalentní vazby je mechanismus, ve kterém jedna z částic poskytuje osamělý elektronový pár a druhá částice poskytuje prázdný orbital pro tento elektronový pár:

A: + B = A:B

V tomto případě jeden z atomů poskytuje osamocený pár elektronů ( dárce) a druhý atom poskytuje tomuto páru prázdný orbital ( akceptor). V důsledku vzniku obou vazeb se energie elektronů snižuje, tzn. to je výhodné pro atomy.

Kovalentní vazba tvořená mechanismem donor-akceptor není jiný ve vlastnostech z jiných kovalentních vazeb tvořených výměnným mechanismem. Vznik kovalentní vazby mechanismem donor-akceptor je typický pro atomy buď s velkým počtem elektronů na vnější energetické úrovni (donory elektronů), nebo naopak s velmi malým počtem elektronů (akceptory elektronů). Valenční schopnosti atomů jsou podrobněji diskutovány v odpovídající části.

Kovalentní vazba je tvořena mechanismem donor-akceptor:

- v molekule oxid uhelnatý CO(vazba v molekule je trojná, 2 vazby jsou tvořeny mechanismem výměny, jedna mechanismem donor-akceptor): C≡O;

- V amonný iont NH 4 +, v iontech organické aminy například v methylamoniovém iontu CH3-NH2+;

- V komplexní sloučeniny chemická vazba mezi centrálním atomem a skupinami ligandu, například v tetrahydroxoaluminátu sodném, vazba Na mezi hliníkem a hydroxidovými ionty;

- V kyselina dusičná a její soli- dusičnany: HNO 3, NaNO 3, v některých dalších sloučeninách dusíku;

- v molekule ozón O3.

Základní charakteristiky kovalentních vazeb

Kovalentní vazby se typicky tvoří mezi nekovovými atomy. Hlavní charakteristiky kovalentní vazby jsou délka, energie, multiplicita a směrovost.

Mnohonásobnost chemické vazby

Mnohonásobnost chemické vazby - Tento počet sdílených elektronových párů mezi dvěma atomy ve sloučenině. Mnohonásobnost vazby lze poměrně snadno určit z hodnot atomů, které tvoří molekulu.

Například , v molekule vodíku H 2 je vazebná násobnost 1, protože Každý vodík má ve své vnější energetické hladině pouze 1 nepárový elektron, takže vzniká jeden sdílený elektronový pár.

V molekule kyslíku O 2 je vazebná multiplicita 2, protože Každý atom na vnější energetické úrovni má 2 nepárové elektrony: O=O.

V molekule dusíku N2 je vazebná multiplicita 3, protože mezi každým atomem jsou 3 nepárové elektrony na vnější energetické úrovni a atomy tvoří 3 společné elektronové páry N≡N.

Délka kovalentní vazby

Délka chemické vazby je vzdálenost mezi středy jader atomů tvořících vazbu. Stanovuje se experimentálními fyzikálními metodami. Délku vazby lze přibližně odhadnout pomocí pravidla aditivity, podle kterého je délka vazby v molekule AB přibližně rovna polovině součtu délek vazeb v molekulách A 2 a B 2:

Délku chemické vazby lze zhruba odhadnout atomovými poloměry vytvoření vazby, popř komunikační multiplicitou, pokud se poloměry atomů příliš neliší.

Jak se poloměry atomů tvořících vazbu zvětšují, zvětšuje se i délka vazby.

Například

S rostoucím počtem vazeb mezi atomy (jejichž atomové poloměry se neliší nebo se liší jen nepatrně) se bude délka vazby zmenšovat.

Například . V řadě: C–C, C=C, C≡C se délka vazby zmenšuje.

Komunikační energie

Měřítkem síly chemické vazby je energie vazby. Komunikační energie určeno energií potřebnou k přerušení vazby a odstranění atomů tvořících tuto vazbu do nekonečně velké vzdálenosti od sebe.

Kovalentní vazba je velmi odolný. Jeho energie se pohybuje od několika desítek do několika stovek kJ/mol. Čím vyšší je energie vazby, tím větší je pevnost vazby a naopak.

Síla chemické vazby závisí na délce vazby, polaritě vazby a multiplicitě vazby. Čím delší je chemická vazba, tím snáze se rozbije a čím nižší je energie vazby, tím nižší je její pevnost. Čím kratší je chemická vazba, tím je silnější a tím větší je energie vazby.

Například, v řadě sloučenin HF, HCl, HBr zleva doprava síla chemické vazby klesá, protože Prodlužuje se délka připojení.

Iontová chemická vazba

Iontová vazba je chemická vazba založená na elektrostatická přitažlivost iontů.

Ionty se tvoří v procesu přijímání nebo darování elektronů atomy. Například atomy všech kovů slabě drží elektrony z vnější energetické hladiny. Proto se atomy kovů vyznačují tím obnovující vlastnosti- schopnost darovat elektrony.

Příklad. Atom sodíku obsahuje 1 elektron na energetické úrovni 3. Snadným vzdáním se atom sodíku vytvoří mnohem stabilnější iont Na + s elektronovou konfigurací neonu vzácného plynu Ne. Sodíkový iont obsahuje 11 protonů a pouze 10 elektronů, takže celkový náboj iontu je -10+11 = +1:

+11Na) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8

Příklad. Atom chloru ve své vnější energetické hladině obsahuje 7 elektronů. K získání konfigurace stabilního inertního atomu argonu Ar potřebuje chlor získat 1 elektron. Po přidání elektronu se vytvoří stabilní iont chloru složený z elektronů. Celkový náboj iontu je -1:

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Poznámka:

• Vlastnosti iontů jsou jiné než vlastnosti atomů!
• Stabilní ionty mohou vznikat nejen atomy, ale také skupiny atomů. Například: amonný ion NH 4 +, síranový ion SO 4 2- atd. Chemické vazby tvořené takovými ionty jsou rovněž považovány za iontové;
• Iontové vazby se obvykle tvoří mezi sebou kovy A nekovy(nekovové skupiny);

Vzniklé ionty jsou přitahovány díky elektrické přitažlivosti: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Pojďme si to vizuálně shrnout rozdíl mezi typy kovalentních a iontových vazeb:

Chemická vazba kovu

Kovové spojení je spojení, které se tvoří relativně volné elektrony mezi kovové ionty, tvořící krystalovou mřížku.

Atomy kovů se obvykle nacházejí na vnější energetické úrovni jeden až tři elektrony. Poloměry atomů kovů jsou zpravidla velké - atomy kovů proto na rozdíl od nekovů poměrně snadno vzdávají své vnější elektrony, tzn. jsou silná redukční činidla

Mezimolekulární interakce

Samostatně stojí za zvážení interakcí, které vznikají mezi jednotlivými molekulami v látce - mezimolekulární interakce . Mezimolekulární interakce jsou typem interakce mezi neutrálními atomy, ve kterých se neobjevují žádné nové kovalentní vazby. Síly interakce mezi molekulami byly objeveny Van der Waalsem v roce 1869 a pojmenovány po něm Síly Van dar Waals. Van der Waalsovy síly se dělí na orientace, indukce A disperzní . Energie mezimolekulárních interakcí je mnohem menší než energie chemických vazeb.

Orientační přitažlivé síly vyskytují se mezi polárními molekulami (dipól-dipólová interakce). Tyto síly se vyskytují mezi polárními molekulami. Indukční interakce je interakce mezi polární molekulou a nepolární molekulou. Nepolární molekula je polarizována působením polární molekuly, která vytváří další elektrostatickou přitažlivost.

Zvláštním typem mezimolekulární interakce jsou vodíkové vazby. - jedná se o mezimolekulární (nebo intramolekulární) chemické vazby, které vznikají mezi molekulami, které mají vysoce polární kovalentní vazby - H-F, H-O nebo H-N. Pokud jsou takové vazby v molekule, pak mezi molekulami budou dodatečné přitažlivé síly .

Vzdělávací mechanismus vodíková vazba je částečně elektrostatická a částečně donor-akceptor. V tomto případě je donorem elektronového páru atom silně elektronegativního prvku (F, O, N) a akceptorem jsou atomy vodíku připojené k těmto atomům. Vodíkové vazby se vyznačují soustředit se ve vesmíru a nasycení .

Vodíkové vazby mohou být označeny tečkami: H ··· O. Čím větší je elektronegativita atomu spojeného s vodíkem a čím menší je jeho velikost, tím silnější je vodíková vazba. Je to typické především pro spoje fluor s vodíkem , stejně jako k kyslík a vodík , méně dusík s vodíkem .

Vodíkové vazby se vyskytují mezi těmito látkami:

— fluorovodík HF(plyn, roztok fluorovodíku ve vodě - kyselina fluorovodíková), voda H2O (pára, led, kapalná voda):

— roztok amoniaku a organických aminů- mezi molekulami amoniaku a vody;

— organické sloučeniny, ve kterých se váže O-H nebo N-H: alkoholy, karboxylové kyseliny, aminy, aminokyseliny, fenoly, anilin a jeho deriváty, bílkoviny, roztoky sacharidů - monosacharidy a disacharidy.

Vodíková vazba ovlivňuje fyzikální a chemické vlastnosti látek. Další přitažlivost mezi molekulami tedy ztěžuje varu látek. Látky s vodíkovými vazbami vykazují abnormální zvýšení bodu varu.

Například S rostoucí molekulovou hmotností je zpravidla pozorováno zvýšení teploty varu látek. Ovšem v řadě látek H20-H2S-H2Se-H2Te nepozorujeme lineární změnu bodů varu.

Totiž v bod varu vody je abnormálně vysoký - ne méně než -61 o C, jak nám ukazuje přímka, ale mnohem více, +100 o C. Tato anomálie se vysvětluje přítomností vodíkových vazeb mezi molekulami vody. Proto za normálních podmínek (0-20 o C) voda je kapalina podle stavu fáze.