BC Leon je vedúcou online stávkovou kanceláriou na trhu hazardných hier. Spoločnosť venuje osobitnú pozornosť nepretržitej prevádzke služby. Funkcionalita portálu sa taktiež neustále vylepšuje. Pre pohodlie používateľov bolo vytvorené zrkadlo Leon.

Choďte do zrkadla

Čo je zrkadlo Leon.

Ak chcete získať prístup na oficiálny portál BC Leon, musíte použiť zrkadlo. Pracovné zrkadlo poskytuje užívateľovi mnoho výhod, ako napríklad:

• pestrá škála športových podujatí s vysokými kurzami;
• poskytnutie možnosti hrať v režime Live bude sledovanie zápasov zaujímavým zážitkom;
• podrobné materiály týkajúce sa usporiadaných súťaží;
• pohodlné rozhranie, ktoré rýchlo pochopí aj neskúsený používateľ.

Pracovné zrkadlo je kópiou oficiálneho portálu. Má rovnakú funkcionalitu a synchrónnu databázu. Z tohto dôvodu sa informácie o vašom účte nemenia. Vývojári poskytli možnosť zablokovať pracovné zrkadlo v takýchto prípadoch je k dispozícii niečo iné. Tieto presné kópie posielajú a kontrolujú zamestnanci BC Leon. Ak používate fungujúce zrkadlo, máte prístup na oficiálny portál BC Leon.

Používateľ nebude mať problém nájsť zrkadlo, pretože jeho zoznam podlieha aktualizácii. Pri uzavretom prístupe je návštevník stránky povinný nainštalovať si do počítača aplikáciu Leon pre mobilný telefón. Musíte tiež zmeniť svoju IP na inú krajinu pomocou VPN. Ak chcete zmeniť polohu používateľa alebo poskytovateľa, musíte použiť prehliadač TOP.

Vývojári poskytli rôzne možnosti použitia zrkadla. Ak to chcete urobiť, na pravej strane stránky je nápis „Prístup k stránke“; zelené tlačidlo „Obísť blokovanie“ umožňuje hráčovi prejsť do podponuky a pridať do prehliadača univerzálnu záložku.

Pohodlie pre používateľa poskytuje aj mobilná aplikácia. Ak sa potrebujete dozvedieť o novej adrese zrkadla portálu, môžete zavolať na bezplatné číslo. Kanál @leonbets_official na telegrame vám umožňuje prístup k zrkadlu. Aplikácia Leonacsess pre Windows vám umožňuje vždy pristupovať na stránku. Tieto metódy umožňujú hráčovi získať prístup k pracovnému zrkadlu.

Prečo bol hlavný web Leon zablokovaný?

Je to spôsobené činnosťou služby Roskomnadzor. Dôvodom je chýbajúca licencia na vykonávanie stávkových činností. Blue Leon nedostal licenciu, aby hráč neplatil 13% z výhier.

Ako sa zaregistrovať na zrkadlo Leonbets

Registrácia na tejto stránke je oveľa jednoduchšia ako oficiálna. Používateľ sa nemusí registrovať na dvoch portáloch, čo trvá až dva dni. Ak dáte prednosť pracovnému zrkadlu, potom bude tento postup čo najjednoduchší.

Používateľ na to bude musieť vyplniť iba informácie týkajúce sa celého mena a kontaktov. Musíte sa tiež rozhodnúť pre menu, uviesť dátum narodenia a adresu bydliska. Musíte sa tiež prihlásiť na odber noviniek. To vám umožní rýchlo prijímať informácie od stávkových kancelárií. Registrovaný užívateľ získa možnosť mať prístup k svojmu osobnému účtu, ktorý mu umožňuje uzatvárať stávky na zápasy a udalosti. Ak sa vyskytnú problémy, môžete kontaktovať technickú podporu.

Atómy väčšiny prvkov neexistujú oddelene, pretože sa môžu navzájom ovplyvňovať. Táto interakcia vytvára zložitejšie častice.

Podstatou chemickej väzby je pôsobenie elektrostatických síl, čo sú sily vzájomného pôsobenia medzi elektrickými nábojmi. Takéto náboje majú elektróny a atómové jadrá.

Elektróny nachádzajúce sa na vonkajších elektronických úrovniach (valenčné elektróny), ktoré sú najďalej od jadra, s ním interagujú najslabšie, a preto sú schopné odtrhnúť sa od jadra. Sú zodpovedné za vzájomné spojenie atómov.

Typy interakcií v chémii

Typy chemických väzieb možno uviesť v nasledujúcej tabuľke:

Charakteristika iónovej väzby

Chemická reakcia, ku ktorej dochádza v dôsledku príťažlivosť iónov majúci rozdielny náboj sa nazýva iónový. Stáva sa to vtedy, ak majú viazané atómy významný rozdiel v elektronegativite (to znamená schopnosť priťahovať elektróny) a elektrónový pár ide k elektronegatívnejšiemu prvku. Výsledkom tohto prenosu elektrónov z jedného atómu na druhý je vznik nabitých častíc – iónov. Vzniká medzi nimi príťažlivosť.

Majú najnižšie indexy elektronegativity typické kovy, a najväčšie sú typické nekovy. Ióny sú teda tvorené interakciou medzi typickými kovmi a typickými nekovmi.

Atómy kovov sa stávajú kladne nabitými iónmi (katiónmi), ktoré odovzdávajú elektróny svojim vonkajším elektrónovým hladinám, a nekovy prijímajú elektróny, čím sa menia na negatívne nabitý ióny (anióny).

Atómy sa pohybujú do stabilnejšieho energetického stavu a dokončujú svoje elektronické konfigurácie.

Iónová väzba je nesmerová a nenasýtená, pretože elektrostatická interakcia sa vyskytuje vo všetkých smeroch, ión môže priťahovať ióny opačného znamienka vo všetkých smeroch.

Usporiadanie iónov je také, že okolo každého je určitý počet opačne nabitých iónov. Koncept "molekuly" pre iónové zlúčeniny nedáva zmysel.

Príklady vzdelávania

Vznik väzby v chloride sodnom (nacl) je spôsobený prenosom elektrónu z atómu Na na atóm Cl za vzniku zodpovedajúcich iónov:

Na0-1e = Na + (katión)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anión)

V chloride sodnom je okolo sodíkových katiónov šesť aniónov chlóru a okolo každého chloridového iónu šesť iónov sodíka.

Keď sa v sulfide bárnatom vytvorí interakcia medzi atómami, dochádza k nasledujúcim procesom:

Bao-2e = Ba2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba daruje svoje dva elektróny síre, čo vedie k tvorbe aniónov síry S 2- a katiónov bária Ba 2+.

Chemická väzba kovov

Počet elektrónov vo vonkajších energetických hladinách kovov je malý, sú ľahko oddelené od jadra. V dôsledku tohto odlúčenia vznikajú kovové ióny a voľné elektróny. Tieto elektróny sa nazývajú „elektrónový plyn“. Elektróny sa voľne pohybujú v celom objeme kovu a sú neustále viazané a oddelené od atómov.

Štruktúra kovovej látky je nasledovná: kryštálová mriežka je kostrou látky a medzi jej uzlami sa elektróny môžu voľne pohybovať.

Možno uviesť nasledujúce príklady:

Mg - 2е<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Kovalentné: polárne a nepolárne

Najbežnejším typom chemickej interakcie je kovalentná väzba. Hodnoty elektronegativity prvkov, ktoré interagujú, sa výrazne nelíšia, preto dochádza len k posunu spoločného elektrónového páru k elektronegatívnejšiemu atómu.

Kovalentné interakcie môžu byť tvorené mechanizmom výmeny alebo mechanizmom donor-akceptor.

Mechanizmus výmeny sa realizuje, ak každý z atómov má na vonkajších elektronických úrovniach nepárové elektróny a prekrytie atómových orbitálov vedie k objaveniu sa páru elektrónov, ktoré už patria obom atómom. Keď jeden z atómov má pár elektrónov na vonkajšej elektronickej úrovni a druhý má voľný orbitál, potom keď sa atómové orbitály prekrývajú, elektrónový pár je zdieľaný a interaguje podľa mechanizmu donor-akceptor.

Kovalentné sa delia podľa násobnosti na:

• jednoduché alebo jednoduché;
• dvojitý;
• trojnásobne.

Dvojité zabezpečujú zdieľanie dvoch párov elektrónov naraz a trojité - tri.

Podľa rozloženia elektrónovej hustoty (polarity) medzi viazanými atómami sa kovalentná väzba delí na:

• nepolárne;
• polárny.

Nepolárna väzba je tvorená rovnakými atómami a polárna väzba je tvorená rôznou elektronegativitou.

Interakcia atómov s podobnou elektronegativitou sa nazýva nepolárna väzba. Spoločný pár elektrónov v takejto molekule nie je priťahovaný ani jedným atómom, ale patrí rovnako obom.

Interakcia prvkov líšiacich sa elektronegativitou vedie k vzniku polárnych väzieb. Pri tomto type interakcie sú zdieľané elektrónové páry priťahované k elektronegatívnejšiemu prvku, ale nie sú naň úplne prenesené (to znamená, že nedochádza k tvorbe iónov). V dôsledku tohto posunu v hustote elektrónov sa na atómoch objavujú čiastočné náboje: elektronegatívny má záporný náboj a menej elektronegatívny má kladný náboj.

Vlastnosti a charakteristiky kovalencie

Hlavné vlastnosti kovalentnej väzby:

• Dĺžka je určená vzdialenosťou medzi jadrami interagujúcich atómov.
• Polarita je určená posunutím elektrónového oblaku smerom k jednému z atómov.
• Smerovosť je vlastnosťou vytvárania väzieb orientovaných v priestore, a teda molekúl, ktoré majú určité geometrické tvary.
• Sýtosť je určená schopnosťou vytvárať obmedzené množstvo väzieb.
• Polarizácia je určená schopnosťou meniť polaritu vplyvom vonkajšieho elektrického poľa.
• Energia potrebná na prerušenie väzby určuje jej silu.

Príkladom kovalentnej nepolárnej interakcie môžu byť molekuly vodíka (H2), chlóru (Cl2), kyslíka (O2), dusíka (N2) a mnohých ďalších.

H· + ·H → H-H molekula má jednu nepolárnu väzbu,

O: + :O → O=O molekula má dvojitú nepolárnu,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekula je trojitá nepolárna.

Príklady kovalentných väzieb chemických prvkov zahŕňajú molekuly oxidu uhličitého (CO2) a oxidu uhoľnatého (CO), sírovodíka (H2S), kyseliny chlorovodíkovej (HCL), vody (H2O), metánu (CH4), oxidu sírového (SO2) a mnoho dalších .

V molekule CO2 je vzťah medzi atómami uhlíka a kyslíka kovalentne polárny, pretože elektronegatívny vodík priťahuje elektrónovú hustotu. Kyslík má vo svojom vonkajšom obale dva nepárové elektróny, zatiaľ čo uhlík môže poskytnúť štyri valenčné elektróny na vytvorenie interakcie. V dôsledku toho sa vytvárajú dvojité väzby a molekula vyzerá takto: O=C=O.

Na určenie typu väzby v konkrétnej molekule stačí zvážiť jej základné atómy. Jednoduché kovové látky tvoria kovovú väzbu, kovy s nekovmi tvoria iónovú väzbu, jednoduché nekovové látky tvoria kovalentnú nepolárnu väzbu a molekuly pozostávajúce z rôznych nekovov vznikajú prostredníctvom polárnej kovalentnej väzby.

Chemická väzba je jav interakcie atómov spôsobený prekrývaním elektrónových oblakov väzbových častíc, ktorý je sprevádzaný poklesom celkovej energie systému.

Keď sa vytvorí kovalentná chemická väzba, výmenná interakcia hrá dôležitú úlohu pri znižovaní celkovej energie.

Základným princípom tvorby molekúl z atómov je túžba po minimálnej energii a maximálnej stabilite (príklad: H (g) + H (g) = H 2 (g) + 435 kJ/mol energie).

Druhy chemických väzieb:

1. Kovalentná väzba- spojenie atómov v dôsledku socializácie elektrónového páru s antiparalelnými spinmi. Medzi nekovmi vzniká kovalentná nepolárna väzba, rozdiel v elektronegativite medzi nimi je malý: 03; E.O. (P) = 2,1; E.O.(H)=2,2; D E.O. = 0,1). V súlade s tým vzniká kovalentná polárna väzba medzi prvkami s vysokou elektronegativitou: 0,4

2. Iónová väzba je väzba medzi iónmi, teda väzba medzi atómami. Spôsobené elektrostatickou interakciou opačne nabitých iónov. Považuje sa za samostatný prípad kovalentnej polárnej väzby. Pre iónovú väzbu DE.O.>2 (príklad: NaCl E.O.(Na)=0,9; E.O.(Cl)=3,1; DE.O.=2,2).

3. Vodíková väzba- väzba spôsobená kladne polarizovaným vodíkom v molekule a elektronegatívnym atómom inej alebo tej istej molekuly.

4. Kovové spojenie- spojenie spôsobené elektrostatickou interakciou medzi socializovanými delokalizovanými valenčnými elektrónmi a kladne nabitými katiónmi v miestach kryštálovej mriežky.

Hlavné vlastnosti kovalentnej väzby:

1. Energia chemickej väzby(E xc) - určuje pevnosť väzby. Táto energia je potrebná na premenu jedného mólu plynnej (molekulárnej) látky na jednotlivé atómy plynu. Energia kovalentnej väzby je rádovo 10-1000 kJ/mol.

2. Dĺžka chemickej väzby(L xc) je vzdialenosť medzi jadrami chemicky viazaných atómov. Čím kratšia je dĺžka chemickej väzby, tým silnejšia je väzba. Dĺžka chemickej väzby je rádovo 0,1-0,3 nm.

3. Polarita chemickej väzby- nerovnomerné rozloženie hustoty elektrónov medzi atómami v molekule v dôsledku rozdielnej elektronegativity. V nepolárnych molekulách sa ťažiská kladných a záporných nábojov zhodujú. Polárne molekuly sú dipóly.

4. Polarizovateľnosť- schopnosť elektrónovej hustoty sa stáva polárnou v dôsledku pôsobenia vonkajšieho elektrického poľa na molekulu - najmä poľa iných molekúl, ktoré reagujú.

5. Zamerajte sa- špecifický smer chemickej väzby, ktorý vzniká v dôsledku prekrývania elektrónových oblakov. Smerovosť je určená štruktúrou molekuly.

Mechanizmus výskytu kovalentných väzieb:

1. Výmena - mechanizmus vzniku kovalentnej väzby zdieľaním nepárových elektrónov iných atómov.

2. Donor-akceptor - mechanizmus tvorby kovalentnej väzby, pri ktorej jeden atóm s osamelým elektrónovým párom (donor) poskytuje svoj voľný orbitál inému atómu (akceptoru).

Medzimolekulové interakcie zahŕňajú: orientačné - dipól-dipól; indukcia – dipól-ne-dipól a disperzná – vďaka mikrodipólom.

.

Viete, že atómy sa môžu navzájom spájať a vytvárať jednoduché aj zložité látky. V tomto prípade sa vytvárajú rôzne typy chemických väzieb: iónové, kovalentné (nepolárne a polárne), kovové a vodíkové. Jedna z najdôležitejších vlastností atómov prvkov, ktorá určuje, aký druh väzby sa medzi nimi vytvorí - iónová alebo kovalentná - Ide o elektronegativitu, t.j. schopnosť atómov v zlúčenine priťahovať elektróny.

Podmienené kvantitatívne hodnotenie elektronegativity je dané škálou relatívnej elektronegativity.

V obdobiach existuje všeobecná tendencia k zvýšeniu elektronegativity prvkov a v skupinách k ich zníženiu. Prvky sú usporiadané v rade podľa ich elektronegativity, na základe čoho možno porovnávať elektronegativitu prvkov nachádzajúcich sa v rôznych obdobiach.

Typ chemickej väzby závisí od toho, aký veľký je rozdiel v hodnotách elektronegativity spojovacích atómov prvkov. Čím viac sa atómy prvkov tvoriacich väzbu líšia v elektronegativite, tým je chemická väzba polárnejšia. Je nemožné nakresliť ostrú hranicu medzi typmi chemických väzieb. Vo väčšine zlúčenín je typ chemickej väzby prechodný; napríklad vysoko polárna kovalentná chemická väzba je blízka iónovej väzbe. V závislosti od toho, v ktorom z limitujúcich prípadov je chemická väzba svojou povahou bližšia, sa klasifikuje ako iónová alebo kovalentná polárna väzba.

Iónová väzba.

Iónová väzba vzniká interakciou atómov, ktoré sa navzájom výrazne líšia v elektronegativite. Napríklad typické kovy lítium (Li), sodík (Na), draslík (K), vápnik (Ca), stroncium (Sr), bárium (Ba) tvoria iónové väzby s typickými nekovmi, najmä halogénmi.

Okrem halogenidov alkalických kovov vznikajú iónové väzby aj v zlúčeninách, ako sú alkálie a soli. Napríklad v hydroxide sodnom (NaOH) a sírane sodnom (Na2S04) existujú iónové väzby iba medzi atómami sodíka a kyslíka (zvyšné väzby sú polárne kovalentné).

Kovalentná nepolárna väzba.

Pri interakcii atómov s rovnakou elektronegativitou vznikajú molekuly s kovalentnou nepolárnou väzbou. Takáto väzba existuje v molekulách nasledujúcich jednoduchých látok: H2, F2, Cl2, O2, N2. Chemické väzby v týchto plynoch vznikajú prostredníctvom zdieľaných elektrónových párov, t.j. keď sa zodpovedajúce elektrónové oblaky prekrývajú v dôsledku elektrón-jadrovej interakcie, ku ktorej dochádza, keď sa atómy približujú k sebe.

Pri skladaní elektronických vzorcov látok treba pamätať na to, že každý spoločný elektrónový pár je konvenčným obrazom zvýšenej hustoty elektrónov, ktorý je výsledkom prekrývania zodpovedajúcich elektrónových oblakov.

Kovalentná polárna väzba.

Keď atómy interagujú, ktorých hodnoty elektronegativity sa líšia, ale nie výrazne, spoločný elektrónový pár sa posúva k viac elektronegatívnemu atómu. Toto je najbežnejší typ chemickej väzby, ktorý sa nachádza v anorganických aj organických zlúčeninách.

Kovalentné väzby tiež plne zahŕňajú tie väzby, ktoré sú tvorené donorovo-akceptorovým mechanizmom, napríklad v hydróniových a amóniových iónoch.

Kovové spojenie.

Väzba, ktorá vzniká v dôsledku interakcie relatívne voľných elektrónov s kovovými iónmi, sa nazýva kovová väzba. Tento typ väzby je charakteristický pre jednoduché látky – kovy.

Podstata procesu tvorby kovovej väzby je nasledovná: atómy kovov sa ľahko vzdávajú valenčných elektrónov a menia sa na kladne nabité ióny. Relatívne voľné elektróny oddelené od atómu sa pohybujú medzi kladnými iónmi kovov. Vzniká medzi nimi kovová väzba, t. j. elektróny akoby stmelujú kladné ióny kryštálovej mriežky kovov.

Vodíková väzba.

Väzba, ktorá vzniká medzi atómami vodíka jednej molekuly a atómom silne elektronegatívneho prvku(O,N,F) iná molekula sa nazýva vodíková väzba.

Môže vzniknúť otázka: prečo vodík tvorí takú špecifickú chemickú väzbu?

Vysvetľuje to skutočnosť, že atómový polomer vodíka je veľmi malý. Okrem toho pri vytesnení alebo úplnom darovaní svojho jediného elektrónu získava vodík relatívne vysoký kladný náboj, vďaka čomu vodík jednej molekuly interaguje s atómami elektronegatívnych prvkov, ktoré majú čiastočný negatívny náboj, ktorý prechádza do zloženia iných molekúl (HF , H20, NH3).

Pozrime sa na niekoľko príkladov. Zloženie vody zvyčajne reprezentujeme chemickým vzorcom H 2 O. Nie je to však úplne presné. Správnejšie by bolo označovať zloženie vody vzorcom (H 2 O)n, kde n = 2,3,4 atď. Vysvetľuje sa to tým, že jednotlivé molekuly vody sú navzájom spojené vodíkovými väzbami. .

Vodíkové väzby sa zvyčajne označujú bodkami. Je oveľa slabšia ako iónové alebo kovalentné väzby, ale silnejšia ako bežné medzimolekulové interakcie.

Prítomnosť vodíkových väzieb vysvetľuje nárast objemu vody s klesajúcou teplotou. Je to spôsobené tým, že s klesajúcou teplotou molekuly silnejú a preto hustota ich „zbalenia“ klesá.

Pri štúdiu organickej chémie vyvstala nasledujúca otázka: prečo sú teploty varu alkoholov oveľa vyššie ako zodpovedajúce uhľovodíky? Vysvetľuje to skutočnosť, že vodíkové väzby sa tvoria aj medzi molekulami alkoholu.

K zvýšeniu teploty varu alkoholov dochádza aj v dôsledku zväčšovania ich molekúl.

Vodíková väzba je charakteristická aj pre mnohé iné organické zlúčeniny (fenoly, karboxylové kyseliny atď.). Z kurzov organickej chémie a všeobecnej biológie viete, že prítomnosť vodíkovej väzby vysvetľuje sekundárnu štruktúru bielkovín, štruktúru dvojitej špirály DNA, teda fenomén komplementarity.

Témy kodifikátora Jednotnej štátnej skúšky: Kovalentná chemická väzba, jej odrody a mechanizmy vzniku. Charakteristika kovalentných väzieb (polarita a väzbová energia). Iónová väzba. Kovové spojenie. Vodíková väzba

Intramolekulárne chemické väzby

Najprv sa pozrime na väzby, ktoré vznikajú medzi časticami v rámci molekúl. Takéto spojenia sú tzv intramolekulárne.

Chemická väzba medzi atómami chemických prvkov má elektrostatickú povahu a vzniká v dôsledku interakcia vonkajších (valenčných) elektrónov, vo väčšej či menšej miere držané kladne nabitými jadrami viazané atómy.

Kľúčový koncept je tu ELEKTRONEGATIVITA. Práve to určuje typ chemickej väzby medzi atómami a vlastnosti tejto väzby.

je schopnosť atómu priťahovať (držať) externé(valencia) elektróny. Elektronegativita je určená stupňom priťahovania vonkajších elektrónov k jadru a závisí predovšetkým od polomeru atómu a náboja jadra.

Elektronegativitu je ťažké jednoznačne určiť. L. Pauling zostavil tabuľku relatívnych elektronegativít (na základe väzbových energií dvojatómových molekúl). Najviac elektronegatívnym prvkom je fluór so zmyslom 4 .

Je dôležité poznamenať, že v rôznych zdrojoch môžete nájsť rôzne stupnice a tabuľky hodnôt elektronegativity. Nemalo by sa to znepokojovať, pretože úlohu zohráva tvorba chemickej väzby atómov a je približne rovnaký v každom systéme.

Ak jeden z atómov v chemickej väzbe A:B priťahuje elektróny silnejšie, potom sa elektrónový pár pohybuje smerom k nemu. Viac rozdiel elektronegativity atómov, tým viac sa elektrónový pár posúva.

Ak sú elektronegativity interagujúcich atómov rovnaké alebo približne rovnaké: EO(A)≈EO(B), potom sa spoločný elektrónový pár neposúva k žiadnemu z atómov: A: B. Toto spojenie sa nazýva kovalentné nepolárne.

Ak sa elektronegativity interagujúcich atómov líšia, ale nie veľmi (rozdiel v elektronegativite je približne od 0,4 do 2: 0,4<ΔЭО<2 ), potom sa elektrónový pár premiestni na jeden z atómov. Toto spojenie sa nazýva kovalentné polárne .

Ak sa elektronegativity interagujúcich atómov výrazne líšia (rozdiel v elektronegativite je väčší ako 2: ΔEO>2), potom sa jeden z elektrónov takmer úplne prenesie na iný atóm, pričom sa vytvorí ióny. Toto spojenie sa nazýva iónový.

Základné typy chemických väzieb − kovalentný, iónový A kov komunikácie. Poďme sa na ne pozrieť bližšie.

Kovalentná chemická väzba

Kovalentná väzba – toto je chemická väzba , vytvorený kvôli vznik spoločného elektrónového páru A:B . Navyše dva atómy prekrývať atómové orbitály. Kovalentná väzba vzniká interakciou atómov s malým rozdielom v elektronegativite (zvyčajne medzi dvoma nekovmi) alebo atómy jedného prvku.

Základné vlastnosti kovalentných väzieb

• zameranie,
• sýtosť,
• polarita,
• polarizovateľnosť.

Tieto väzbové vlastnosti ovplyvňujú chemické a fyzikálne vlastnosti látok.

Smer komunikácie charakterizuje chemickú štruktúru a formu látok. Uhly medzi dvoma väzbami sa nazývajú väzbové uhly. Napríklad v molekule vody je väzbový uhol H-O-H 104,45 o, preto je molekula vody polárna a v molekule metánu je väzbový uhol H-C-H 108 o 28′.

Sýtosť je schopnosť atómov vytvárať obmedzený počet kovalentných chemických väzieb. Počet väzieb, ktoré môže atóm vytvoriť, sa nazýva.

Polarita k väzbe dochádza v dôsledku nerovnomerného rozloženia hustoty elektrónov medzi dvoma atómami s rôznou elektronegativitou. Kovalentné väzby sa delia na polárne a nepolárne.

Polarizovateľnosť spojenia sú schopnosť väzbových elektrónov posúvať sa vplyvom vonkajšieho elektrického poľa(najmä elektrické pole inej častice). Polarizácia závisí od mobility elektrónov. Čím ďalej je elektrón od jadra, tým je mobilnejší, a preto je molekula polarizovateľnejšia.

Kovalentná nepolárna chemická väzba

Existujú 2 typy kovalentných väzieb - POLAR A NEPOLÁRNY .

Príklad . Uvažujme o štruktúre molekuly vodíka H2. Každý atóm vodíka vo svojej vonkajšej energetickej hladine nesie 1 nepárový elektrón. Na zobrazenie atómu používame Lewisovu štruktúru - ide o schému štruktúry vonkajšej energetickej hladiny atómu, keď sú elektróny označené bodkami. Lewisove modely bodovej štruktúry sú veľmi nápomocné pri práci s prvkami druhej periódy.

H. + . H = H:H

Molekula vodíka má teda jeden spoločný elektrónový pár a jednu chemickú väzbu H–H. Tento elektrónový pár sa neposúva k žiadnemu z atómov vodíka, pretože Atómy vodíka majú rovnakú elektronegativitu. Toto spojenie sa nazýva kovalentné nepolárne .

Kovalentná nepolárna (symetrická) väzba je kovalentná väzba tvorená atómami s rovnakou elektronegativitou (zvyčajne rovnakými nekovmi), a teda s rovnomerným rozložením hustoty elektrónov medzi jadrami atómov.

Dipólový moment nepolárnych väzieb je 0.

Príklady: H2(H-H), 02(0=0), S8.

Kovalentná polárna chemická väzba

Kovalentná polárna väzba je kovalentná väzba, ktorá sa vyskytuje medzi atómy s rôznou elektronegativitou (zvyčajne, rôzne nekovy) a je charakterizovaný posunutie zdieľaný elektrónový pár k viac elektronegatívnemu atómu (polarizácia).

Hustota elektrónov je posunutá k viac elektronegatívnemu atómu - preto sa na ňom objaví čiastočný záporný náboj (δ-) a na menej elektronegatívnom atóme čiastočný kladný náboj (δ+, delta +).

Čím väčší je rozdiel v elektronegativite atómov, tým vyšší polarita pripojenia a ďalšie dipólového momentu . Ďalšie príťažlivé sily pôsobia medzi susednými molekulami a nábojmi opačného znamienka, ktoré sa zvyšuje silu komunikácie.

Polarita väzby ovplyvňuje fyzikálne a chemické vlastnosti zlúčenín. Reakčné mechanizmy a dokonca aj reaktivita susedných väzieb závisia od polarity väzby. Často rozhoduje polarita spojenia polarita molekuly a teda priamo ovplyvňuje také fyzikálne vlastnosti, ako je bod varu a teplota topenia, rozpustnosť v polárnych rozpúšťadlách.

Príklady: HCl, C02, NH3.

Mechanizmy tvorby kovalentnej väzby

Kovalentné chemické väzby môžu vznikať 2 mechanizmami:

1. Výmenný mechanizmus vytvorenie kovalentnej chemickej väzby je, keď každá častica poskytuje jeden nespárovaný elektrón na vytvorenie spoločného elektrónového páru:

A . + . B = A:B

2. Tvorba kovalentnej väzby je mechanizmus, v ktorom jedna z častíc poskytuje osamelý elektrónový pár a druhá častica poskytuje prázdny orbitál pre tento elektrónový pár:

A: + B = A:B

V tomto prípade jeden z atómov poskytuje osamelý pár elektrónov ( darcu) a druhý atóm poskytuje tomuto páru prázdny orbitál ( akceptor). V dôsledku vzniku oboch väzieb klesá energia elektrónov, t.j. to je prospešné pre atómy.

Kovalentná väzba vytvorená mechanizmom donor-akceptor nie je iný vo vlastnostiach z iných kovalentných väzieb vytvorených výmenným mechanizmom. Vznik kovalentnej väzby mechanizmom donor-akceptor je typický pre atómy buď s veľkým počtom elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni (donory elektrónov), alebo naopak s veľmi malým počtom elektrónov (akceptory elektrónov). Valenčné schopnosti atómov sú podrobnejšie diskutované v príslušnej časti.

Kovalentná väzba vzniká mechanizmom donor-akceptor:

- v molekule oxid uhoľnatý CO(väzba v molekule je trojitá, 2 väzby sú tvorené mechanizmom výmeny, jedna mechanizmom donor-akceptor): C≡O;

- V amónny ión NH4+, v iónoch organické amíny napríklad v metylamóniovom ióne CH3-NH2+;

- V komplexné zlúčeniny chemická väzba medzi centrálnym atómom a skupinami ligandu, napríklad v tetrahydroxohlinitanu sodnom, väzba Na medzi hliníkom a hydroxidovými iónmi;

- V kyselina dusičná a jej soli- dusičnany: HNO 3, NaNO 3, v niektorých ďalších zlúčeninách dusíka;

- v molekule ozón O3.

Základné charakteristiky kovalentných väzieb

Kovalentné väzby sa typicky tvoria medzi nekovovými atómami. Hlavnými charakteristikami kovalentnej väzby sú dĺžka, energia, multiplicita a smerovosť.

Mnohonásobnosť chemickej väzby

Mnohonásobnosť chemickej väzby - Toto počet zdieľaných elektrónových párov medzi dvoma atómami v zlúčenine. Mnohopočetnosť väzby sa dá pomerne ľahko určiť z hodnôt atómov, ktoré tvoria molekulu.

Napríklad , v molekule vodíka H 2 je väzbová násobnosť 1, pretože Každý vodík má na svojej vonkajšej energetickej úrovni iba 1 nepárový elektrón, preto sa vytvorí jeden zdieľaný elektrónový pár.

V molekule kyslíka O2 je väzbová multiplicita 2, pretože Každý atóm na vonkajšej energetickej úrovni má 2 nepárové elektróny: O=O.

V molekule dusíka N2 je väzbová multiplicita 3, pretože medzi každým atómom sú 3 nepárové elektróny na vonkajšej energetickej úrovni a atómy tvoria 3 spoločné elektrónové páry N≡N.

Dĺžka kovalentnej väzby

Dĺžka chemickej väzby je vzdialenosť medzi stredmi jadier atómov tvoriacich väzbu. Stanovuje sa experimentálnymi fyzikálnymi metódami. Dĺžku väzby možno približne odhadnúť pomocou pravidla aditivity, podľa ktorého sa dĺžka väzby v molekule AB približne rovná polovici súčtu dĺžok väzieb v molekulách A 2 a B 2:

Dĺžku chemickej väzby možno približne odhadnúť atómovými polomermi vytvorenie väzby, príp komunikačnou multiplicitou, ak polomery atómov nie sú veľmi odlišné.

Keď sa polomery atómov tvoriacich väzbu zväčšujú, dĺžka väzby sa zväčšuje.

Napríklad

S rastúcim počtom väzieb medzi atómami (ktorých atómové polomery sa nelíšia alebo sa líšia len nepatrne) sa dĺžka väzby zmenšuje.

Napríklad . V sérii: C–C, C=C, C≡C sa dĺžka väzby zmenšuje.

Komunikačná energia

Meradlom sily chemickej väzby je energia väzby. Komunikačná energia je určená energiou potrebnou na prerušenie väzby a odstránenie atómov tvoriacich túto väzbu v nekonečne veľkej vzdialenosti od seba.

Kovalentná väzba je veľmi odolný. Jeho energia sa pohybuje od niekoľkých desiatok do niekoľkých stoviek kJ/mol. Čím vyššia je energia väzby, tým väčšia je pevnosť väzby a naopak.

Sila chemickej väzby závisí od dĺžky väzby, polarity väzby a násobnosti väzby. Čím dlhšia je chemická väzba, tým ľahšie sa pretrhne a čím nižšia je energia väzby, tým nižšia je jej pevnosť. Čím je chemická väzba kratšia, tým je silnejšia a tým väčšia je energia väzby.

Napríklad, v rade zlúčenín HF, HCl, HBr zľava doprava sila chemickej väzby klesá, pretože Dĺžka spojenia sa zvyšuje.

Iónová chemická väzba

Iónová väzba je chemická väzba založená na elektrostatická príťažlivosť iónov.

Ióny vznikajú v procese prijímania alebo darovania elektrónov atómami. Napríklad atómy všetkých kovov slabo držia elektróny z vonkajšej energetickej hladiny. Preto sa atómy kovov vyznačujú tým obnovovacie vlastnosti- schopnosť darovať elektróny.

Príklad. Atóm sodíka obsahuje 1 elektrón na energetickej úrovni 3. Tým, že sa ho ľahko vzdáva, vytvorí atóm sodíka oveľa stabilnejší ión Na + s elektrónovou konfiguráciou neónu vzácneho plynu Ne. Sodíkový ión obsahuje 11 protónov a iba 10 elektrónov, takže celkový náboj iónu je -10+11 = +1:

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

Príklad. Atóm chlóru vo svojej vonkajšej energetickej úrovni obsahuje 7 elektrónov. Na získanie konfigurácie stabilného inertného atómu argónu Ar potrebuje chlór získať 1 elektrón. Po pridaní elektrónu sa vytvorí stabilný ión chlóru pozostávajúci z elektrónov. Celkový náboj iónu je -1:

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

Poznámka:

• Vlastnosti iónov sú iné ako vlastnosti atómov!
• Stabilné ióny môžu tvoriť nielen atómov, ale tiež skupiny atómov. Napríklad: amónny ión NH 4 +, síranový ión SO 4 2- atď. Chemické väzby tvorené takýmito iónmi sa tiež považujú za iónové;
• Iónové väzby sa zvyčajne vytvárajú medzi sebou kovy A nekovy(nekovové skupiny);

Výsledné ióny sú priťahované v dôsledku elektrickej príťažlivosti: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Poďme si to vizuálne zhrnúť rozdiel medzi typmi kovalentnej a iónovej väzby:

Chemická väzba kovov

Kovové spojenie je spojenie, ktoré sa tvorí relatívne voľné elektróny medzi kovové ióny, tvoriace kryštálovú mriežku.

Atómy kovov sa zvyčajne nachádzajú na vonkajšej energetickej úrovni jeden až tri elektróny. Polomery atómov kovov sú spravidla veľké - preto sa atómy kovov na rozdiel od nekovov celkom ľahko vzdávajú svojich vonkajších elektrónov, t.j. sú silné redukčné činidlá

Medzimolekulové interakcie

Samostatne stojí za to zvážiť interakcie, ktoré vznikajú medzi jednotlivými molekulami v látke - medzimolekulové interakcie . Intermolekulové interakcie sú typom interakcie medzi neutrálnymi atómami, v ktorých sa neobjavujú žiadne nové kovalentné väzby. Sily interakcie medzi molekulami objavil Van der Waals v roku 1869 a pomenoval ich po ňom Van dar Waalsove sily. Van der Waalsove sily sa delia na orientácia, indukcia A disperzný . Energia medzimolekulových interakcií je oveľa menšia ako energia chemických väzieb.

Orientačné príťažlivé sily sa vyskytujú medzi polárnymi molekulami (interakcia dipól-dipól). Tieto sily sa vyskytujú medzi polárnymi molekulami. Indukčné interakcie je interakcia medzi polárnou molekulou a nepolárnou molekulou. Nepolárna molekula je polarizovaná v dôsledku pôsobenia polárnej molekuly, ktorá vytvára dodatočnú elektrostatickú príťažlivosť.

Špeciálnym typom medzimolekulovej interakcie sú vodíkové väzby. - sú to intermolekulárne (alebo intramolekulárne) chemické väzby, ktoré vznikajú medzi molekulami, ktoré majú vysoko polárne kovalentné väzby - H-F, H-O alebo H-N. Ak sú takéto väzby v molekule, potom medzi molekulami budú dodatočné príťažlivé sily .

Vzdelávací mechanizmus vodíková väzba je čiastočne elektrostatická a čiastočne donor-akceptorová. V tomto prípade je donorom elektrónového páru atóm silne elektronegatívneho prvku (F, O, N) a akceptorom sú atómy vodíka spojené s týmito atómami. Vodíkové väzby sa vyznačujú zameranie vo vesmíre a sýtosť .

Vodíkové väzby môžu byť označené bodkami: H ··· O. Čím väčšia je elektronegativita atómu spojeného s vodíkom a čím menšia je jeho veľkosť, tým silnejšia je vodíková väzba. Je to typické predovšetkým pre spoje fluór s vodíkom , ako aj do kyslík a vodík , menej dusík s vodíkom .

Vodíkové väzby sa vyskytujú medzi týmito látkami:

— fluorovodík HF(plyn, roztok fluorovodíka vo vode - kyselina fluorovodíková), voda H2O (para, ľad, tekutá voda):

— roztok amoniaku a organických amínov- medzi molekulami amoniaku a vody;

— organické zlúčeniny, v ktorých sa viaže O-H alebo N-H: alkoholy, karboxylové kyseliny, amíny, aminokyseliny, fenoly, anilín a jeho deriváty, bielkoviny, roztoky sacharidov - monosacharidy a disacharidy.

Vodíková väzba ovplyvňuje fyzikálne a chemické vlastnosti látok. Dodatočná príťažlivosť medzi molekulami teda sťažuje varenie látok. Látky s vodíkovými väzbami vykazujú abnormálny nárast teploty varu.

Napríklad Spravidla sa so zvyšujúcou sa molekulovou hmotnosťou pozoruje zvýšenie teploty varu látok. Avšak v množstve látok H20-H2S-H2Se-H2Te nepozorujeme lineárnu zmenu bodov varu.

Totiž pri bod varu vody je abnormálne vysoký - nie menej ako -61 o C, ako nám ukazuje priamka, ale oveľa viac, +100 o C. Táto anomália sa vysvetľuje prítomnosťou vodíkových väzieb medzi molekulami vody. Preto za normálnych podmienok (0-20 o C) voda je kvapalina podľa fázového stavu.