Какво държи атомите заедно

1. Електроотрицателност и вид на връзката

Електроотрицателността показва колко силно един атом дърпа общата електронна двойка. Вземи разликата между двата атома (Δχ): H–H и Cl–Cl имат разлика 0, H–Cl има 0,96, а Na–Cl има 2,23.

• Под 0,4: неполярна ковалентна връзка, двойката е по средата.
• От 0,4 до 1,7: полярна ковалентна, двойката е изместена към по-електроотрицателния атом, който получава частичен отрицателен заряд δ−.
• От 1,7 нагоре: йонна, двойката е изцяло при по-електроотрицателния атом.

Няма рязка граница: двойката се плъзга плавно от средата до пълното предаване. Йонната и ковалентната връзка не са „предаване“ срещу „споделяне“, а краища на една лента.

Границите 0,4 и 1,7 са условни. Флуороводородът има разлика 1,78, но е вещество от молекули и кипи при около 20 °C. Затова правилото се чете заедно с въпроса: метал ли е единият атом?

2. Как се образува връзката

Атомите търсят завършен външен слой. В молекулата H₂ двата атома делят обща електронна двойка. В натриевия хлорид натрият (2, 8, 1) предава електрон на хлора (2, 8, 7) и се получават Na⁺ (2, 8) и Cl⁻ (2, 8, 8), които се привличат. В магнезиевия оксид магнезият предава два електрона на кислорода.

При образуването на връзка енергия се отделя; за да се скъса, трябва да се достави.

Амониевият йон се образува от амоняк и водороден йон. Двойката на азота става обща с H⁺: азотът е донор, H⁺ е акцептор, връзката е координативна. Щом се образува, четирите връзки N–H са еднакви и не можеш да кажеш коя е била координативната.

3. Хибридизация и форма

Преброй σ връзките и несвързаните електронни двойки около централния атом. Две области дават хибридизация sp (180°), три — sp² (120°), четири — sp³ (109,5°).

• Въглеродният диоксид: две области, sp, линеен.
• Борният трифлуорид: три области, sp², плоска триъгълна форма.
• Метанът: четири области, sp³, тетраедър. Рисунката с клин и прекъсната линия показва третото измерение.

Типът не определя формата. Водата е от типа AB₂, но има две несвързани двойки: хибридизацията е sp³, а формата е ъглова (104,5°). При амоняка една несвързана двойка дава пирамидална форма (106,7°). Несвързаните двойки стесняват ъгъла.

σ връзката лежи по оста между ядрата. π връзката са два полуоблака над и под оста. Етенът има 5 σ и 1 π връзка, етинът — 3 σ и 2 π.

4. Делокализирана връзка

Формулата на бензена с три двойни и три единични черти е удобен запис, не картина на молекулата. Ако връзките наистина се редуваха, щяха да са 134 и 154 pm и шестоъгълникът щеше да е изкривен. Измерването показва шест еднакви връзки по около 139 pm с ред 1,5.

Същото е в карбонатния йон: три еднакви връзки въглерод–кислород от около 129 pm, между единичната (143 pm) и двойната (123 pm), с ред 4/3. Казваме, че π електроните са делокализирани. Бензенът е канцерогенен: в училищната лаборатория не се работи с него.

5. Защо веществата кипят при различни температури

При кипене молекулите излитат цели: ковалентните връзки вътре в тях не се късат. Преодолява се привличането между молекулите.

• Водородна връзка има само когато водородът е свързан с азот, кислород или флуор. Затова водата кипи при 100 °C, а по-тежкият сероводород при −59,55 °C.
• При подобни молекули по-голямата и по-поляризуема молекула се привлича по-силно: нормалните алкани и халогените кипят по-високо с растящия размер.
• Метанът има четири водородни атома, но не образува водородни връзки и кипи при −162 °C.

Металната връзка е друга: металът е решетка от положителни йони в „море“ от общи електрони, затова провежда ток.

Безопасност

Флуороводородът, сероводородът и хлорът са силно отровни при вдишване. В симулацията те са само модели на екрана. Симулацията допълва лабораторните упражнения, не ги заменя.