Kovalentset sidet teostavad jagatud valentselektronid, mida jagavad kaks naaberaatomit siduv orbitaal(vt punkt 2.2.1). Veelgi enam, elementaarainete puhul "annetab" iga aatom sidemele sama arvu valentselektrone ja täiendab selle valentskihti, kuni see on täielikult täidetud võre lähimate naaberaatomite sidemeelektronide tõttu. Selle kinnisvaraga küllastus Kovalentsete sidemetega tutvusime vesiniku molekuli näitel. Selle tagajärg on Hume-Rothery kehtestatud reegel. Selle kohaselt kehtib elementaarainete kristallide puhul, milles on realiseeritud valdavalt kovalentne side, koordinatsiooniarvu vahel järgmine seos Z ja rühma number N, kus see element asub:
Z k = 8 − N. Elementaarpooljuhtide struktuuri (valdav side on kovalentne) määrab see lihtne empiiriline reegel ja kovalentse sideme suund.
Kovalentse sideme suuna määrab elektrontiheduse jaotus kristallis, mida saab määrata näiteks röntgeniandmete abil. Need näitavad, et kovalentsete sidemetega kristallides on valentselektronide elektrontihedus ruumis oluliselt ebaühtlaselt jaotunud. Suundades, mis on kahe naaberaatomi jaoks lühimad, on elektronide tihedus suurem kui teistes suundades. See tähendab, et valentselektronid paiknevad justkui ruumis ja moodustavad “elektroonilisi sildu”, st kovalentsel sidemel on väljendunud suunav iseloom. Elektroni tiheduse jaotuse iseloom kovalentse sideme moodustumisel sõltub interakteeruvate aatomite spetsiifilisest elektronstruktuurist.
Kuna kovalentne keemiline side on erinevalt teist tüüpi keemilistest sidemetest lokaliseeritud, ei määra see mitte ainult sideme energia, vaid sellel on ka geomeetrilised omadused. Kovalentse sideme geomeetrilised omadused on selle pikkus ja nurgad molekulis või kristallis olevate sidemete vahel. Kovalentne pikkus
keemiline side on kaugus kristallis kovalentse sidemega ühendatud aatomituumade vahel. See sõltub interakteeruvate aatomite suurusest ja nende elektronpilvede kattuvuse astmest. Sideme pikkus ja sidemetevahelised nurgad määratakse eksperimentaalselt, kasutades molekulaarspektroskoopiat, röntgendifraktsiooni ja muid meetodeid.
Vaatleme kovalentse sideme suunatud omadust teemandis keemilise sideme tekkimise näitel.9 Sel juhul juhindume reeglitest, mis moodustavad suunatud valentside teooria sisu.
1. Kovalentne üksikside tekib kahe elektroni vastastikmõjul erinevatele aatomitele kuuluvate spinnidega.
2. Kovalentse sideme suund peab vastama suunale, milles antud valentselektroni orbitaalid kattuvad maksimaalselt teise temaga paaris oleva, naaberaatomile kuuluva valentselektroni orbitaalidega.
Tuleb meeles pidada, et mõnel juhul muutub sideme moodustamisel osalevate valentselektronide orbitaalide kuju veidi, mõnel juhul aga järsult. Viimasel juhul sega-, nn hübriidorbitaalid.
Teemandis, mis koosneb süsinikuaatomitest, nagu hästi teada, tekib kovalentne keemiline side. Süsinikuaatomi valentskihi elektrooniline konfiguratsioon ergastamata olekus - 2 s 22lk 2. 1 s-orbitaalid ja 2 s-orbitaalid sisaldavad kahte paaris elektroni, mille spinnid on antiparalleelsed. Valents on kaks 2 lk-orbitaalid, milles asub üks elektron, mis võib osaleda keemilise sideme moodustamises. Need 2 lk-orbitaalid
moodustavad omavahel 90◦ nurga. Seega peab süsinik oma ühendites olema kahevalentne ja moodustama sidemeid, mille vahel on täisnurk.
Kuid nagu eksperimentaalsed andmed näitavad, on süsinik enamikus selle ühendites neljavalentne ja kõik neli süsiniku sidet on võrdselt tugevad ja üksteise suhtes sama orientatsiooniga.
sõber: sidemete vaheline nurk on 109◦28∗. Seda asjaolu seletatakse orbitaalide hübridisatsiooniga, mis toimub kahes etapis. Esiteks läheb süsinikuaatom põhiolekust ergastatud olekusse, milles üks elektronidest, mille täidetud 2 s 2-orbitaalid lähevad
9 Kovalentsel sidemel vesiniku molekulis ei ole suundumust elektrontiheduse sfääriliselt sümmeetrilise jaotuse tõttu. s-riigid.
Riis. 2.10. Hübridiseerimisskeem s Ja lk-elektronpilved ja ruumiline orientatsioon sp 3-hübriidid.
tühi 2 lk- orbitaalne. Järgmisena "segatakse" neli lainefunktsiooni ja moodustatakse neli uut identset lainefunktsiooni, mis ei ole kumbki s-, ka mitte lk-funktsioonid. Need on hübriidsed sp 3-funktsiooni. Need on samaväärsed ja nende orientatsioon on näidatud joonisel fig. 2.10. Seega on tekkinud olekus teemandi süsinikuaatomil neli paaristamata elektroni. Vahetuspilvede maksimaalse tiheduse suunad, nagu on näha jooniselt fig. 2.12, koondunud piki kuubi ruumilisi diagonaale<111>. Nelja naabriga aatom moodustab korrapärase tetraeedri ja tetraeedrite kogumist ehitatakse "lõpmatu kovalentne molekul".
Keemilise sideme tugevus sõltub valentselektroni orbitaalide kattuvuse astmest: mida suurem on kattuvus, seda tugevam on side. Arvutused näitavad, et ühendavate aatomite elektronkestade kattumine hübriidi korral sp 3-orbitaale on oluliselt rohkem kui mittehübriidsete puhul s Ja lk-orbitaalid. Kuigi hübridiseerunud olekud vastavad aatomis suuremale elektronide energiale kui mittehübridiseerunud olekud, osutub kristalli koguenergia siiski väiksemaks sideme tekkimisel sp 3-hübriidid, mistõttu osutub hübridisatsioon energeetiliselt soodsaks.
Võib osaleda kovalentsete sidemete moodustamises s-, lk-, d Ja f-orbitaalid. Kui hübridiseerumine toimub sideme tekkimise ajal, siis sõltuvalt sellest, kui palju ja milliseid orbiite hübridiseeritakse, eristatakse sp-, sp 2-, dsp 2-, sp 3i d 2sp 3-hübriidorbitaalid (joon. 2.11).
Seega määratakse kovalentsete kristallide struktuur Hume-Rothery reegliga, mis annab keemilise sideme täielikuks küllastumiseks vajaliku lähimate naabrite arvu ja keemilise sideme suuna, mille saab kindlaks teha laine analüüsist. funktsioonid
Riis. 2.11. Ruumiline orientatsioon sp-, sp 2 -, dsp 2 -, sp 3 ja d 2 sp 3-hübriidorbitaalid.
lindi elektronidega või eksperimentaalselt. Kovalentse sideme energia iseloomulik väärtus on suurusjärgus 5–7 eV. Pooljuhtmaterjalide puhul võib omaduste muutumises koos sidumisenergia muutumisega jälgida järgmisi üldisi mustreid. Aatomitevahelise sidumisenergia suurenemisega kristallvõre periood väheneb ning sulamistemperatuur ja ribavahe suurenevad.
Lihtkristallide, milles valdavalt realiseerub üks neljast keemilise sideme tüübist, iseloomulikumad omadused on toodud tabelis. 2.2.
Tabel 2.2. Nelja tahke aine rühma omadused, mis erinevad aatomitevaheliste sidemete tüübi poolest.
Aatomitevahelise sideme tüüp
Omadused ja sidumisenergia
Suunamatu ja küllastumata, tugev ühendus; 5–7 eV ioonipaari kohta.
Lavastanud
ja rikas, tugev side; 5–7 eV aatomi kohta.
Suunamatu ja küllastumata suhtlus; lähedal
3,5 eV aatomi kohta.
Suunamatu ja küllastumata, nõrk, lühitoimeline
ühendus; ≈0,1 eV kohta
Iooniline kovalentne metall Van der Waals
Struktuursed omadused
Suured anioonid moodustavad tihedalt pakitud struktuure, mille tühjades paiknevad katioonid ( Z k = 8, 6, 4 ja 3).
Lahtise võrega konstruktsioonid (näiteks Z k = 4) ja madala tihedusega.
Z k = 12 ja 8) ning kõrge tihedusega.
Kompaktsed kristallstruktuurid äärmiselt tiheda pakkimisega ( Z k = 12) ja kõrge tihedusega.
Termilised omadused
Üsna kõrged sulamistemperatuurid. Madal paisumistegur.
Kõrged sulamistemperatuurid. Madal paisumistegur.
Erinevad sulamistemperatuurid.
Madalad sulamistemperatuurid. Kõrge paisumistegur.
Elektrilised omadused
Isolaatorid. Juhtivus on oma olemuselt peamiselt ioonne ja suureneb temperatuuri tõustes.
Elektrooniline juhtivuse tüüp (kahte tüüpi kandjaid). Juhtivuse aktiveerimise sõltuvus temperatuurist.
Dirigendid. Peamine juhtivuse tüüp on elektrooniline. Juhtivus väheneb temperatuuri tõustes.
Isolaatorid.
Optilised omadused
Läbipaistev elektromagnetkiirgusele madalatest sagedustest kuni neeldumisservani. Tavaliselt läbipaistev spektri nähtavas piirkonnas.
Läbipaistev elektromagnetkiirgusele madalatest sagedustest kuni neeldumisservani.
läbipaistmatu elektromagnetlainete suhtes madalaimatest sagedustest kuni keskmise ultraviolettkiirguse piirkonnani; peegeldavad hästi valgust.
Läbipaistev elektromagnetkiirgusele madalatest sagedustest kuni ultraviolettkiirguse piirkonnani.
Iooniline kovalentne metall Van der Waals
Tsooni struktuur
tsoon on eraldatud
järgmisest tühjast juhtivusribast laia ribalaiusse ( Nt> 2–3 eV).
Täielikult täidetud ülemine valents
tsoon on eraldatud
järgmisest tühjast juhtivusribast ribavaheni Nt< 2–3 эВ.
Juhtivusriba on osaliselt täidetud.
Täielikult täidetud ülemine valents
tsoon on eraldatud
järgmisest tühjast juhtivusribast väga laia ribavaheni.
Enamiku elementide aatomid ei eksisteeri eraldi, kuna nad võivad üksteisega suhelda. See interaktsioon tekitab keerukamaid osakesi.
Keemilise sideme olemus on elektrostaatiliste jõudude toime, mis on elektrilaengute vastastikmõju jõud. Elektronidel ja aatomituumadel on sellised laengud.
Välistel elektroonilistel tasanditel (valentselektronid) asuvad elektronid, olles tuumast kõige kaugemal, interakteeruvad sellega kõige nõrgemalt ja seetõttu on nad võimelised tuumast eemalduma. Nad vastutavad aatomite üksteisega sidumise eest.
Interaktsioonide tüübid keemias
Keemiliste sidemete tüübid saab esitada järgmises tabelis:
Ioonse sideme omadused
Keemiline koostoime, mis tekib tänu ioonide külgetõmme erineva laengu olemasolu nimetatakse ioonseks. See juhtub siis, kui seotud aatomite elektronegatiivsuses (st elektronide ligimeelitamise võimes) on märkimisväärne erinevus ja elektronpaar läheb elektronegatiivsema elemendi juurde. Selle elektronide ühelt aatomilt teisele ülekandmise tulemuseks on laetud osakeste - ioonide moodustumine. Nende vahel tekib tõmme.
Neil on madalaimad elektronegatiivsuse indeksid tüüpilised metallid, ja suurimad on tüüpilised mittemetallid. Ioonid tekivad seega tüüpiliste metallide ja tüüpiliste mittemetallide vastastikmõjul.
Metalli aatomid muutuvad positiivselt laetud ioonideks (katioonideks), mis loovutavad elektrone oma välistele elektronide tasemetele ja mittemetallid võtavad vastu elektrone, muutudes seega negatiivselt laetud ioonid (anioonid).
Aatomid liiguvad stabiilsemasse energiaolekusse, viies lõpule oma elektroonilised konfiguratsioonid.
Ioonside on mittesuunaline ja mitteküllastuv, kuna elektrostaatiline interaktsioon toimub vastavalt kõikides suundades, võib ioon tõmmata vastasmärgiga ioone igas suunas.
Ioonide paigutus on selline, et iga ümber on teatud arv vastupidiselt laetud ioone. Ioonsete ühendite "molekuli" mõiste pole mõtet.
Näited haridusest
Sideme moodustumine naatriumkloriidis (nacl) on tingitud elektroni ülekandmisest Na-aatomilt Cl-aatomile, et moodustada vastavad ioonid:
Na 0-1 e = Na + (katioon)
Cl 0 + 1 e = Cl - (anioon)
Naatriumkloriidis on naatriumkatioonide ümber kuus kloorianiooni ja iga kloriidiooni ümber kuus naatriumiooni.
Kui baariumsulfiidi aatomite vahel tekib interaktsioon, toimuvad järgmised protsessid:
Ba 0-2 e = Ba 2+
S 0 + 2 e = S 2-
Ba loovutab oma kaks elektroni väävlile, mille tulemusena tekivad väävlianioonid S 2- ja baariumi katioonid Ba 2+.
Metalli keemiline side
Elektronide arv metallide välistes energiatasemetes on väike, need on tuumast kergesti eraldatavad. Selle eraldumise tulemusena tekivad metalliioonid ja vabad elektronid. Neid elektrone nimetatakse "elektrongaasiks". Elektronid liiguvad vabalt kogu metalli ruumala ulatuses ning on pidevalt seotud ja eraldatud aatomitest.
Metallaine struktuur on järgmine: kristallvõre on aine karkass ja selle sõlmede vahel saavad elektronid vabalt liikuda.
Võib tuua järgmised näited:
Mg - 2е<->Mg 2+
Cs-e<->Cs+
Ca - 2e<->Ca2+
Fe-3e<->Fe 3+
Kovalentne: polaarne ja mittepolaarne
Kõige tavalisem keemilise interaktsiooni tüüp on kovalentne side. Interakteeruvate elementide elektronegatiivsuse väärtused ei erine järsult, seetõttu toimub ainult ühise elektronpaari nihe elektronegatiivsema aatomi poole.
Kovalentse interaktsiooni võib moodustada vahetusmehhanism või doonor-aktseptor mehhanism.
Vahetusmehhanism realiseerub, kui igal aatomil on välistel elektroonilistel tasanditel paarituid elektrone ja aatomiorbitaalide kattumine toob kaasa elektronide paari, mis juba kuulub mõlemale aatomile. Kui ühel aatomil on välisel elektroonilisel tasandil elektronpaar ja teisel on vaba orbitaal, siis aatomiorbitaalide kattumisel jagatakse elektronpaar ja interakteerub doonor-aktseptor mehhanismi järgi.
Kovalentsed jagunevad paljususe järgi:
- lihtne või üksik;
- kahekordne;
- kolmekordne.
Kahekordsed tagavad kahe elektronpaari jagamise korraga ja kolmekordsed - kolm.
Vastavalt elektrontiheduse (polaarsuse) jaotusele seotud aatomite vahel jagatakse kovalentne side:
- mittepolaarne;
- polaarne.
Mittepolaarse sideme moodustavad identsed aatomid ja polaarse sideme erineva elektronegatiivsusega.
Sarnase elektronegatiivsusega aatomite vastastikmõju nimetatakse mittepolaarseks sidemeks. Sellises molekulis ühine elektronide paar ei tõmba kummagi aatomi poole, vaid kuulub võrdselt mõlemale.
Elektronegatiivsuse poolest erinevate elementide vastastikmõju viib polaarsete sidemete tekkeni. Seda tüüpi interaktsioonis tõmbavad jagatud elektronide paarid elektronegatiivsema elemendi poole, kuid ei kandu sellele täielikult üle (st ioonide moodustumist ei toimu). Sellise elektrontiheduse nihke tulemusena tekivad aatomitele osalaengud: elektronegatiivsemal on negatiivne laeng ja vähem elektronegatiivsel positiivne laeng.
Kovalentsuse omadused ja omadused
Kovalentse sideme peamised omadused:
- Pikkuse määrab interakteeruvate aatomite tuumade vaheline kaugus.
- Polaarsuse määrab elektronipilve nihkumine ühe aatomi poole.
- Suunalisus on omadus moodustada ruumis orienteeritud sidemeid ja vastavalt teatud geomeetrilise kujuga molekule.
- Küllastumise määrab võime moodustada piiratud arvu sidemeid.
- Polariseeritavuse määrab polaarsuse muutmise võime välise elektrivälja mõjul.
- Sideme katkestamiseks vajalik energia määrab selle tugevuse.
Kovalentse mittepolaarse interaktsiooni näiteks võivad olla vesiniku (H2), kloori (Cl2), hapniku (O2), lämmastiku (N2) ja paljude teiste molekulid.
H · + · H → H-H molekulil on üks mittepolaarne side,
O: + :O → O=O molekulil on topeltmittepolaarne,
Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekul on kolmekordne mittepolaarne.
Keemiliste elementide kovalentsete sidemete näideteks on süsinikdioksiidi (CO2) ja süsinikmonooksiidi (CO), vesiniksulfiidi (H2S), vesinikkloriidhappe (HCL), vee (H2O), metaani (CH4), vääveloksiidi (SO2) ja paljud teised .
CO2 molekulis on süsiniku ja hapniku aatomite vaheline suhe kovalentne polaarne, kuna elektronegatiivsem vesinik tõmbab elektronide tihedust ligi. Hapniku väliskestal on kaks paaristamata elektroni, samas kui süsinik võib interaktsiooni moodustamiseks anda neli valentselektroni. Selle tulemusena tekivad kaksiksidemed ja molekul näeb välja selline: O=C=O.
Konkreetses molekulis oleva sideme tüübi määramiseks piisab, kui arvestada selle koostises olevaid aatomeid. Lihtsad metallained moodustavad metallilise sideme, metallid mittemetallidega ioonse sideme, lihtsad mittemetallilised ained kovalentse mittepolaarse sideme ning erinevatest mittemetallidest koosnevad molekulid moodustuvad polaarse kovalentse sideme kaudu.
Kovalentne side - keemiline side, mis tekib valentselektronide pilvepaari sotsialiseerumisel. Sidet pakkuvaid elektrone nimetatakse jagatud elektronide paar.
Kovalentsete sidemete pühakud : suunalisus, küllastus, polaarsus, polariseeritavus – määravad ühendite keemilised ja füüsikalised omadused.
Sideme suund määrab ainete molekulaarstruktuuri ja nende molekulide geomeetrilise kuju. Kahe sideme vahelisi nurki nimetatakse sidenurkadeks.
Küllastus on aatomite võime moodustada piiratud arvu kovalentseid sidemeid. Aatomi poolt moodustatud sidemete arv on piiratud selle väliste aatomiorbitaalide arvuga.
Sideme polaarsus on tingitud elektrontiheduse ebaühtlasest jaotusest, mis on tingitud aatomite elektronegatiivsuse erinevustest. Selle põhjal jagatakse kovalentsed sidemed mittepolaarseteks ja polaarseteks.
Sideme polariseeritavus väljendub sideme elektronide nihkumises välise elektrivälja, sealhulgas mõne muu reageeriva osakese mõjul. Polariseeritavuse määrab elektronide liikuvus. Kovalentsete sidemete polaarsus ja polariseeritavus määrab molekulide reaktsioonivõime polaarsete reaktiivide suhtes.
Iooniline side.
Ioonilist tüüpi side on võimalik ainult aatomite vahel, mille omadused erinevad järsult. Elementide omaduste järsk erinevus toob kaasa asjaolu, et metalliaatom kaotab täielikult oma valentselektronid ja mittemetalli aatom omandab need. Positiivselt ja negatiivselt laetud ioonid, mis moodustuvad molekulides ja kristallvõres elektrostaatilise külgetõmbejõu toimel. Seda tüüpi sidet nimetatakse ioonseks.
Näide NaCL molekuli moodustumisest gaasifaasis.
Mittespetsiifilised suhtlusliigid.
Metallist ühendus - keemiline side, mis on tingitud suhteliselt vabade elektronide olemasolust. Iseloomulik nii puhastele metallidele kui ka nende sulamitele ja intermetallilistele ühenditele.
Metallilise sideme mehhanism: Positiivsed metalliioonid paiknevad kristallvõre kõigis sõlmedes. Nende vahel liiguvad valentselektronid juhuslikult, nagu gaasimolekulid, eraldudes ioonide moodustumise käigus aatomitest. Need elektronid toimivad tsemendina, hoides positiivseid ioone koos; vastasel juhul laguneks võre ioonidevaheliste tõukejõudude mõjul. Samal ajal hoiavad elektrone kristallvõres ioonid ja nad ei saa sealt lahkuda. Haakejõud ei ole lokaliseeritud ega suunatud. Seetõttu ilmuvad enamikul juhtudel suured koordinatsiooninumbrid (näiteks 12 või 8).
Muud omadused: vabalt liikuvad elektronid tagavad kõrge elektri- ja soojusjuhtivuse. Ained, millel on metalliline side, ühendavad sageli tugevuse plastilisusega, kuna aatomite üksteise suhtes nihkumisel sidemed ei purune.
Van der Waalsi väed - molekulidevahelised vastasmõjujõud energiaga 0,8 - 8,16 kJ/mol. See termin tähistas algselt kõiki selliseid jõude, tänapäeva teaduses kasutatakse seda tavaliselt molekulide polariseerumisest ja dipoolide moodustumisest tulenevate jõudude kohta. Avastas J. D. van der Waals 1869. aastal.
Van der Waalsi jõud hõlmavad dipoolide vahelisi interaktsioone (püsivad ja indutseeritud). Nimetus tuleneb asjaolust, et need jõud põhjustavad siserõhu korrektsiooni reaalse gaasi van der Waalsi olekuvõrrandis. Need vastasmõjud määravad peamiselt jõud, mis vastutavad bioloogiliste makromolekulide ruumilise struktuuri kujunemise eest.
Miks saavad aatomid omavahel ühineda ja molekule moodustada? Mis on täiesti erinevate keemiliste elementide aatomeid sisaldavate ainete võimaliku olemasolu põhjus? Need on globaalsed küsimused, mis mõjutavad kaasaegse füüsika- ja keemiateaduse põhikontseptsioone. Saate neile vastata, omades ettekujutust aatomite elektroonilisest struktuurist ja teades kovalentse sideme omadusi, mis on enamiku ühendiklasside aluseks. Meie artikli eesmärk on tutvuda erinevat tüüpi keemiliste sidemete ja neid molekulides sisaldavate ühendite moodustumise mehhanismidega.
Aatomi elektrooniline struktuur
Elektriliselt neutraalsetel aineosakestel, mis on selle struktuurielemendid, on struktuur, mis peegeldab Päikesesüsteemi struktuuri. Nii nagu planeedid tiirlevad ümber kesktähe – Päikese, nii liiguvad elektronid aatomis ümber positiivselt laetud tuuma. Kovalentse sideme iseloomustamiseks on olulised viimasel energiatasemel ja tuumast kõige kaugemal asuvad elektronid. Kuna nende ühendus oma aatomi keskpunktiga on minimaalne, võivad nad teiste aatomite tuumad kergesti ligi tõmmata. See on väga oluline molekulide moodustumiseni viivate aatomitevaheliste interaktsioonide tekkeks. Miks on molekulaarne vorm aine peamine olemasolu meie planeedil? Selgitame välja.
Aatomite põhiomadus
Elektriliselt neutraalsete osakeste võime suhelda, mis toob kaasa energia suurenemise, on nende kõige olulisem omadus. Tõepoolest, tavatingimustes on aine molekulaarne olek stabiilsem kui aatomi olek. Kaasaegse aatom-molekulaarteaduse põhiprintsiibid selgitavad nii molekulaarse moodustumise põhimõtteid kui ka kovalentsete sidemete omadusi. Tuletagem meelde, et viimasel juhul võib aatomi kohta olla 1 kuni 8 elektroni, kiht on terviklik ja seetõttu väga stabiilne. Väärisgaaside aatomid: argoon, krüptoon, ksenoon - inertsed elemendid, mis lõpetavad iga perioodi D.I. Mendelejevi süsteemis - omavad seda välise tasandi struktuuri. Erandiks oleks siin heelium, millel pole viimasel tasemel mitte 8, vaid ainult 2 elektroni. Põhjus on lihtne: esimesel perioodil on ainult kaks elementi, mille aatomitel on üks elektronkiht. Kõigil teistel keemilistel elementidel on viimasel, mittetäielikul kihil 1 kuni 7 elektroni. Omavahelise interaktsiooni käigus kipuvad aatomid täituma elektronidega kuni oktetini ja taastavad inertse elemendi aatomi konfiguratsiooni. Seda seisundit on võimalik saavutada kahel viisil: kaotades enda omad või aktsepteerides kellegi teise negatiivselt laetud osakesi. Need interaktsioonivormid selgitavad, kuidas määrata, milline side - ioonne või kovalentne - tekib reaktsiooni sisenevate aatomite vahel.
Stabiilse elektroonilise konfiguratsiooni moodustamise mehhanismid
Kujutagem ette, et liitreaktsioonis osalevad kaks lihtsat ainet: metallnaatrium ja gaas kloor. Tekib soolaklassi aine - naatriumkloriid. Sellel on ioonilist tüüpi keemiline side. Miks ja kuidas see tekkis? Pöördume uuesti lähteainete aatomite struktuuri juurde. Naatriumil on viimases kihis ainult üks elektron, mis on aatomi suure raadiuse tõttu tuumaga nõrgalt seotud. Kõigi leelismetallide, sealhulgas naatriumi, ionisatsioonienergia on madal. Seetõttu väljub välistasandi elektron energiatasandilt, klooriaatomi tuum tõmbab teda enda poole ja jääb oma ruumi. See loob pretsedendi, et Cl-aatomist saab negatiivselt laetud ioon. Nüüd pole meil enam tegemist elektriliselt neutraalsete osakestega, vaid laetud naatriumkatioonide ja kloorianioonidega. Vastavalt füüsikaseadustele tekivad nende vahel elektrostaatilised tõmbejõud ja ühend moodustab ioonse kristallvõre. Ioonse tüüpi keemilise sideme moodustumise mehhanism, mida oleme kaalunud, aitab selgemalt selgitada kovalentse sideme eripära ja põhiomadusi.
Ühised elektronide paarid
Kui iooniline side tekib elektronegatiivsuselt väga erinevate elementide, st metallide ja mittemetallide aatomite vahel, siis tekib kovalentne tüüp nii samade kui ka erinevate mittemetalliliste elementide aatomite interaktsiooni käigus. Esimesel juhul on tavaks rääkida kovalentse sideme mittepolaarsest ja teisel juhul polaarsest vormist. Nende moodustumise mehhanism on ühine: kõik aatomid loobuvad osaliselt ühiseks kasutamiseks elektronidest, mis on ühendatud paarikaupa. Kuid elektronpaaride ruumiline paigutus aatomituumade suhtes on erinev. Selle põhjal eristatakse kovalentsete sidemete tüüpe - mittepolaarsed ja polaarsed. Kõige sagedamini on mittemetalliliste elementide aatomitest koosnevates keemilistes ühendites paarid, mis koosnevad elektronidest, millel on vastupidised spinnid, st pöörlevad ümber oma tuumade vastassuunas. Kuna negatiivselt laetud osakeste liikumine ruumis põhjustab elektronpilvede moodustumist, mis lõpuks lõpeb nende vastastikuse kattumisega. Millised on selle protsessi tagajärjed aatomitele ja milleni see viib?
Kovalentse sideme füüsikalised omadused
Selgub, et kahe interakteeruva aatomi tsentrite vahele tekib suure tihedusega kaheelektroniline pilv. Elektrostaatilised tõmbejõud negatiivselt laetud pilve enda ja aatomituumade vahel suurenevad. Osa energiast vabaneb ja aatomikeskuste vahelised kaugused vähenevad. Näiteks H 2 molekuli tekke alguses on vesinikuaatomite tuumade vaheline kaugus 1,06 A, pärast pilvede kattumist ja ühise elektronpaari moodustumist - 0,74 A. Näited kovalentsetest sidemetest, mis tekkisid vastavalt ülalkirjeldatud mehhanismi võib leida nii lihtsate kui ka keerukate anorgaaniliste ainete hulgast. Selle peamine eristav tunnus on ühiste elektronpaaride olemasolu. Selle tulemusena omandab igaüks pärast kovalentse sideme tekkimist aatomite, näiteks vesiniku, vahel inertse heeliumi elektroonilise konfiguratsiooni ja saadud molekulil on stabiilne struktuur.
Molekuli ruumiline kuju
Teine väga oluline kovalentse sideme füüsikaline omadus on suunalisus. See sõltub aine molekuli ruumilisest konfiguratsioonist. Näiteks kui kaks elektroni kattuvad sfäärilise pilve kujuga, on molekuli välimus lineaarne (vesinikkloriid või vesinikbromiid). Veemolekulide kuju, milles s- ja p-pilved hübridiseeruvad, on nurgelised ning gaasilise lämmastiku väga tugevad osakesed on püramiidi kujuga.
Lihtainete struktuur - mittemetallid
Olles välja selgitanud, millist sidet nimetatakse kovalentseks, millised omadused sellel on, on nüüd aeg mõista selle sorte. Kui sama mittemetalli aatomid - kloor, lämmastik, hapnik, broom jne - interakteeruvad üksteisega, siis tekivad vastavad lihtained. Nende ühised elektronpaarid asuvad aatomite keskpunktidest samal kaugusel, liikumata. Mittepolaarset tüüpi kovalentse sidemega ühenditel on järgmised omadused: madal keemis- ja sulamistemperatuur, vees lahustumatus, dielektrilised omadused. Järgmisena selgitame välja, milliseid aineid iseloomustab kovalentne side, milles toimub ühiste elektronpaaride nihkumine.
Elektronegatiivsus ja selle mõju keemilise sideme tüübile
Teatud elemendi omadust meelitada keemias teise elemendi aatomilt elektrone, nimetatakse elektronegatiivsuseks. Selle parameetri väärtuste skaala, mille on välja pakkunud L. Pauling, võib leida kõigist anorgaanilise ja üldkeemia õpikutest. Fluoril on kõrgeim väärtus - 4,1 eV, teistel aktiivsetel mittemetallidel on väiksem väärtus ja madalaim väärtus on iseloomulik leelismetallidele. Kui elektronegatiivsuse poolest erinevad elemendid üksteisega reageerivad, meelitab üks aktiivsem paratamatult oma tuuma passiivsema elemendi aatomi negatiivselt laetud osakesi. Seega sõltuvad kovalentse sideme füüsikalised omadused otseselt elementide võimest loovutada elektrone ühiseks kasutamiseks. Sel juhul moodustunud ühised paarid ei asu enam tuumade suhtes sümmeetriliselt, vaid on nihkunud aktiivsema elemendi poole.
Polaarmuhviga ühenduste omadused
Ained, mille molekulides on jagatud elektronpaarid aatomituumade suhtes asümmeetrilised, on vesinikhalogeniidid, happed, kalkogeenide ühendid vesinikuga ja happeoksiidid. Need on sulfaat- ja nitraathapped, väävli ja fosfori oksiidid, vesiniksulfiid jne. Näiteks vesinikkloriidi molekul sisaldab üht ühist elektronpaari, mis on moodustatud paaritutest vesiniku ja kloori elektronidest. See on nihutatud Cl-aatomi keskpunktile lähemale, mis on elektronegatiivsem element. Kõik vesilahustes polaarsete sidemetega ained dissotsieeruvad ioonideks ja juhivad elektrivoolu. Meie poolt antud ühenditel on ka kõrgem sulamis- ja keemistemperatuur võrreldes lihtsate mittemetalliliste ainetega.
Keemiliste sidemete purustamise meetodid
Orgaanilises keemias järgivad küllastunud süsivesinikud ja halogeenid radikaalset mehhanismi. Metaani ja kloori segu reageerib valguse käes ja tavatemperatuuril nii, et kloorimolekulid hakkavad jagunema osakesteks, mis kannavad paarituid elektrone. Ehk siis täheldatakse ühise elektronpaari hävimist ja väga aktiivsete radikaalide -Cl tekkimist. Nad on võimelised metaani molekule mõjutama nii, et lõhuvad süsiniku- ja vesinikuaatomite vahelise kovalentse sideme. Moodustub aktiivne liik -H ja süsinikuaatomi vaba valents võtab vastu klooriradikaali ja esimene reaktsioonisaadus on klorometaan. Seda molekulaarse lagunemise mehhanismi nimetatakse homolüütiliseks. Kui ühine elektronide paar kandub täielikult üle ühele aatomitest, siis räägivad nad heterolüütilisest mehhanismist, mis on iseloomulik vesilahustes toimuvatele reaktsioonidele. Sel juhul suurendavad polaarsed veemolekulid lahustuva ühendi keemiliste sidemete hävimise kiirust.
Topelt- ja kolmiksidemed
Valdav enamik orgaanilisi aineid ja mõned anorgaanilised ühendid sisaldavad oma molekulides mitte ühte, vaid mitut ühist elektronpaari. Kovalentsete sidemete paljusus vähendab aatomite vahelist kaugust ja suurendab ühendite stabiilsust. Neid nimetatakse tavaliselt keemiliselt vastupidavateks. Näiteks lämmastiku molekulis on kolm paari elektrone, mis on struktuurivalemis tähistatud kolme kriipsuga ja määravad selle tugevuse. Lihtaine lämmastik on keemiliselt inertne ja võib reageerida teiste ühenditega, nagu vesinik, hapnik või metallid, ainult kuumutamisel või kõrgendatud rõhu all või katalüsaatorite juuresolekul.
Topelt- ja kolmiksidemed on omased sellistele orgaaniliste ühendite klassidele nagu küllastumata dieeni süsivesinikud, aga ka etüleeni või atsetüleeni seeria ained. Mitmed sidemed määravad põhilised keemilised omadused: liitumis- ja polümerisatsioonireaktsioonid, mis toimuvad nende katkemise kohtades.
Oma artiklis kirjeldasime kovalentseid sidemeid ja uurisime nende peamisi tüüpe.
Kovalentse sideme pikkus nimetame sidet moodustavate aatomite tuumade vahelist kaugust. Sideme pikkus on otseselt seotud aatomi raadiusega – mida suurem see on, seda pikem on side.
Mõne aatomi kovalentse raadiuse väärtused (pm; 10-12 m):
- H = 30 pm;
- F = 58;
- O = 73;
- N = 75;
- C = 77;
- Cl = 99;
- S = 103;
- P = 110;
- Si = 118;
- Al = 130.
Sümmeetrilistes molekulides (H 2, F 2, Cl 2 ...) nimetatakse pool sideme pikkusest nn. kovalentne raadius. Teades kovalentset raadiust, on väga lihtne arvutada molekulis oleva kovalentse sideme pikkust. Näiteks HF molekuli kovalentse sideme pikkus = 30 + 58 = 88 pm.
2. Kovalentse sideme energia
Under kovalentse sideme energia(väljendatuna kcal/mol või kJ/mol) viitab tavaliselt energiale, mis on vajalik sideme katkestamiseks (kovalentse sideme tekkimisel eraldub energia, katkemisel neeldub). Mida suurem on sidumisenergia, seda tugevam on side.
Sideme energia oleneb selle pikkusest – mida pikem on side molekulis, seda lihtsam on seda murda (kasutades vähem energiat).
Mõnede molekulide sidumisenergiad (kJ/mol):
- H2 = 453 (sideme pikkus = 60 pm);
- Cl2 = 242 (198 pm);
- HCl = 431 (129 pm).
3. Kovalentse sideme polaarsus
See tunnus näitab kahe aatomi elektronpaari asukohta, mis moodustavad sideme. Sideme polaarsusaste sõltub sidet moodustavate aatomite elektronegatiivsusest (mida suurem see on, seda suurem on sideme polaarsus). Polaarsema kovalentse sideme puhul on jagatud elektronide paar nihkunud rohkem elektronegatiivsema aatomi poole (vt elektronegatiivsuse kontseptsiooni).
Elektronegatiivsus on Paullingi skaala abil määratud tabeliväärtus. Palju olulisem on teada mitte aatomi enda elektronegatiivsust, vaid nende väärtuste erinevust molekulis - milline aatomitest on elektronegatiivsem ja milline vähem.
Kovalentse sideme polaarsust kvantifitseeritakse kasutades dipoolmoment(µ), samas kui nimetatakse kahe samaväärse, kuid vastandmärgiga laengu süsteemi dipool.
Väga oluline on eristada kovalentse sideme dipoolmomenti (selle polaarsust) ja molekuli kui terviku dipoolmomenti. Lihtsates kaheaatomilistes molekulides on need kaks parameetrit võrdsed. Täiesti teistsugust pilti täheldatakse keerukates molekulides, kus molekuli dipoolmoment on üksikute sidemete dipoolmomentide vektorite summa.
4. Kovalentsete sidemete polariseeritavus
Polariseeritavus peegeldab elektronide liikumisvõimet ioonide või muude polaarsete molekulide tekitatud välise elektrivälja mõjul.
Kovalentse sideme polariseeritavus on otseselt võrdeline selle pikkusega, mis on üldiselt loogiline – mida kaugemal elektron aatomi tuumast on, seda nõrgemalt see teda tõmbab ja seetõttu on seda lihtsam nihutada avatud välismõjudele. Seega sideme pikkuse suurenedes suureneb selle polariseeritavus, mis omakorda toob kaasa hapete tugevuse suurenemise (näiteks vesinikjodiidhape on tugevam kui vesinikfluoriidhape).
Polariseeritavus ja sideme polaarsus on pöördvõrdeliselt sõltuvad suurused: vähempolaarne side on rohkem polariseeritud ja vastupidi.
5. Kovalentsete sidemete küllastatavus
Küllastus on aatomi võime moodustada teatud arv kovalentseid sidemeid - sideme moodustamises kipuvad osalema kõik aatomi "paarimata" elektronid. Näiteks vesinikuaatomil on ainult üks paaritu elektron, lämmastikuaatomil aga kolm. Sel põhjusel on kõige stabiilsem keemiline ühend NH3, kuid mitte NH ega NH2.
6. Kovalentse sideme suund
Suunalisus iseloomustab kovalentse sideme ruumilist orientatsiooni molekuli teiste sidemete suhtes. Molekulides kogevad kovalentsete sidemete elektronid ja vabad elektronpaarid pidevalt vastastikust tõrjumist, mille tulemusena on kovalentsed sidemed paigutatud nii, et nendevaheline sidenurk vastab elektronide vahelise vähima tõuke põhimõttele (näiteks veemolekuli sidenurk on 104,5°).
7. Kovalentsete sidemete paljusus
Mõnel juhul võib aatomite vahele tekkida mitte üks, vaid kaks (kaksikside) või kolm (kolmikside) jagatud elektronipaari (nn mitmikside).
Kahekordse kovalentse sideme moodustavad aatomid, millel on kaks paaristamata elektroni; kolmik - kolme paaritu elektroniga aatomite jaoks (vt Mitmikside).
Nagu allolevast tabelist näha, on lämmastiku molekul umbes 7 korda tugevam kui fluorimolekul.
Kovalentse sideme pikkuse ja tugevuse sõltuvuse tabel selle kordsusest.