Kovalento saiti veic kopīgi valences elektroni, kurus dala divi blakus esošie atomi savienojošā orbitāle(skatīt 2.2.1. sadaļu). Turklāt elementāru vielu gadījumā katrs no atomiem saitei “ziedo” vienādu valences elektronu skaitu un pabeidz savu valences apvalku, līdz tas ir pilnībā piepildīts, pateicoties tuvāko kaimiņu atomu savienojošajiem elektroniem režģī. Ar šo īpašumu piesātinājums Mēs iepazināmies ar kovalentajām saitēm, izmantojot ūdeņraža molekulas piemēru. No tā izriet Hume-Rothery noteiktais noteikums. Saskaņā ar to elementāru vielu kristāliem, kuros pārsvarā tiek realizēta kovalentā saite, starp koordinācijas skaitli pastāv šāda sakarība Z uz un grupas numuru N, kur atrodas šis elements:
Z k = 8 − N. Elementāro pusvadītāju struktūru (dominējošā saite ir kovalentā) nosaka šis vienkāršais empīriskais noteikums un kovalentās saites virziens.
Kovalentās saites virzienu nosaka elektronu blīvuma sadalījums kristālā, ko var noteikt, izmantojot, piemēram, rentgena datus. Tie norāda, ka kristālos ar kovalentām saitēm valences elektronu elektronu blīvums ir ievērojami nevienmērīgi sadalīts telpā. Virzienos, kas ir īsākie diviem blakus esošajiem atomiem, elektronu blīvums ir lielāks nekā citos virzienos. Tas nozīmē, ka valences elektroni it kā ir lokalizēti telpā un veido “elektroniskus tiltus”, tas ir, kovalentajai saitei ir izteikta virziena raksturs. Elektronu blīvuma sadalījuma raksturs kovalentās saites veidošanās laikā ir atkarīgs no mijiedarbojošo atomu īpašās elektroniskās struktūras.
Tā kā kovalentajai ķīmiskajai saitei atšķirībā no citiem ķīmisko saišu veidiem ir lokalizēts raksturs, to nosaka ne tikai saites enerģija, bet arī ģeometriski raksturlielumi. Kovalentās saites ģeometriskās īpašības ir tās garums un leņķi starp saitēm molekulā vai kristālā. Kovalents garums
ķīmiskā saite ir attālums starp atomu kodoliem, kurus kristālā savieno kovalentā saite. Tas ir atkarīgs no mijiedarbojošo atomu lieluma un to elektronu mākoņu pārklāšanās pakāpes. Saites garumu un leņķus starp saitēm nosaka eksperimentāli, izmantojot molekulāro spektroskopiju, rentgenstaru difrakciju un citas metodes.
Aplūkosim kovalentās saites virzīto īpašību, izmantojot ķīmiskās saites veidošanās piemēru dimantā.9 Šajā gadījumā mēs vadīsimies pēc noteikumiem, kas veido virzīto valenču teorijas saturu.
1. Kovalentā vienotā saite veidojas, mijiedarbojoties diviem elektroniem ar pretējiem spiniem, kas pieder pie dažādiem atomiem.
2. Kovalentās saites virzienam jāatbilst virzienam, kurā dotā valences elektrona orbitāles maksimāli pārklājas ar cita ar to pārī savienota, blakus atomam piederoša valences elektrona orbitālēm.
Jāpatur prātā, ka dažos gadījumos saites veidošanā iesaistīto valences elektronu orbitāļu forma nedaudz mainās, bet dažos gadījumos tā mainās krasi. Pēdējā gadījumā jaukta, t.s hibrīda orbitāles.
Dimantā, kas sastāv no oglekļa atomiem, kā zināms, tiek realizēta kovalentā ķīmiskā saite. Oglekļa atoma valences apvalka elektroniskā konfigurācija neierosinātā stāvoklī - 2 s 22lpp 2. 1 s-orbitāles un 2 s-orbitāles satur divus pārus elektronus, kuru spini ir pretparalēli. Valence izrādās divi 2 lpp-orbitāles, kurās atrodas viens elektrons, kas var piedalīties ķīmiskās saites veidošanā. Šie 2 lpp- orbitāles
veido 90◦ leņķi savā starpā. Tādējādi ogleklim tā savienojumos jābūt divvērtīgam un jāveido saites, starp kurām ir taisns leņķis.
Tomēr, kā liecina eksperimentālie dati, lielākajā daļā tā savienojumu ogleklis ir četrvērtīgs, un visas četras oglekļa saites ir vienlīdz spēcīgas un tām ir vienāda orientācija vienai pret otru.
draugs: leņķis starp saitēm ir 109◦28∗. Šis apstāklis ir izskaidrojams ar orbitāļu hibridizāciju, kas notiek divos posmos. Pirmkārt, oglekļa atoms pāriet no pamatstāvokļa uz ierosinātu, kurā viens no elektroniem ar piepildītu 2 s 2-orbitāles iet uz
9 Kovalentajai saitei ūdeņraža molekulā nav virziena elektronu blīvuma sfēriski simetriskā sadalījuma dēļ. s- valstis.
Rīsi. 2.10. Hibridizācijas shēma s Un lpp-elektronu mākoņi un telpiskā orientācija sp 3-hibrīdi.
tukšs 2 lpp- orbitāls. Tālāk tiek “sajauktas” četras viļņu funkcijas un veidojas četras jaunas identiskas viļņu funkcijas, kuras nav neviena s-, arī nē lpp-funkcijas. Tie ir hibrīdi sp 3-funkcijas. Tie ir līdzvērtīgi, un to orientācija ir parādīta attēlā. 2.10. Tādējādi iegūtajā stāvoklī dimanta oglekļa atomam ir četri nepāra elektroni. Apmaiņas mākoņu maksimālā blīvuma virzieni, kā redzams attēlā. 2.12, koncentrēts pa kuba telpiskajām diagonālēm<111>. Atoms ar četriem kaimiņiem veido regulāru tetraedru, un no tetraedru kolekcijas tiek veidota "bezgalīga kovalenta molekula".
Ķīmiskās saites stiprums ir atkarīgs no valences elektronu orbitāļu pārklāšanās pakāpes: jo lielāka pārklāšanās, jo stiprāka ir saite. Aprēķini liecina, ka savienojošo atomu elektronu apvalku pārklāšanās hibrīda gadījumā sp 3-orbitāļu ir ievērojami vairāk nekā nehibrīdo orbitāļu gadījumā s Un lpp- orbitāles. Lai gan hibridizētie stāvokļi atbilst lielākai elektronu enerģijai atomā nekā nehibridizētie stāvokļi, tomēr kristāla kopējā enerģija izrādās mazāka, ja veidojas saite no sp 3-hibrīdi, tāpēc hibridizācija izrādās enerģētiski labvēlīga.
Var piedalīties kovalento saišu veidošanā s-, lpp-, d Un f- orbitāles. Ja hibridizācija notiek saites veidošanās laikā, tad atkarībā no tā, cik un kuras orbītas ir hibridizētas, tās izšķir sp-, sp 2-, dsp 2-, sp 3i d 2sp 3-hibrīda orbitāles (2.11. att.).
Tādējādi kovalento kristālu struktūru nosaka Hjūma-Roteri noteikums, kas dod tuvāko kaimiņu skaitu, kas nepieciešams pilnīgai ķīmiskās saites piesātināšanai, un ķīmiskās saites virzienu, ko var noteikt no viļņu funkciju analīzes.
Rīsi. 2.11. Telpiskā orientācija sp-, sp 2 -, dsp 2 -, sp 3 un d 2 sp 3-hibrīda orbitāles.
lentes elektroniem vai eksperimentāli. Kovalentās saites enerģijas raksturīgā vērtība ir 5–7 eV. Pusvadītāju materiālos var novērot šādus vispārīgus modeļus īpašību izmaiņās, mainoties saistīšanas enerģijai. Palielinoties saistīšanas enerģijai starp atomiem, kristāla režģa periods samazinās, un palielinās kušanas temperatūra un joslas sprauga.
Vienkāršāko kristālu raksturīgākās īpašības, kurās pārsvarā ir realizēts viens no četriem ķīmisko saišu veidiem, ir dotas tabulā. 2.2.
2.2. tabula. Četru cietvielu grupu īpašības, kas atšķiras pēc starpatomisko saišu veidiem.
Starpatomu saites veids
Raksturlielumi un saistošā enerģija
Nevirzīts un nepiesātināts, spēcīgs savienojums; 5–7 eV uz jonu pāri.
Režisors
un bagāts, spēcīgs savienojums; 5–7 eV uz atomu.
Nevirzīta un nepiesātināta komunikācija; tuvumā
3,5 eV uz atomu.
Nevirzīta un nepiesātināta, vāja, īslaicīga
savienojums; ≈0,1 eV uz
Jonu kovalentais metāls Van der Waals
Strukturālās īpašības
Lieli anjoni veido blīvi iesaiņotas struktūras, kuru tukšumos atrodas katjoni ( Z k = 8, 6, 4 un 3).
Konstrukcijas ar vaļēju režģa blīvējumu (piemēram, Z k = 4) un zems blīvums.
Z k = 12 un 8) un augsts blīvums.
Kompaktas kristāla struktūras ar īpaši ciešu iepakojumu ( Z k = 12) un augsts blīvums.
Termiskās īpašības
Diezgan augstas kušanas temperatūras. Zems izplešanās koeficients.
Augsta kušanas temperatūra. Zems izplešanās koeficients.
Dažādas kušanas temperatūras.
Zemi kušanas punkti. Augsts izplešanās koeficients.
Elektriskās īpašības
Izolatori. Vadītspēja galvenokārt ir jonu raksturs un palielinās, palielinoties temperatūrai.
Elektroniskais vadītspējas veids (divu veidu nesēji). Vadītspējas aktivācijas atkarība no temperatūras.
Diriģenti. Galvenais vadītspējas veids ir elektronisks. Paaugstinoties temperatūrai, vadītspēja samazinās.
Izolatori.
Optiskās īpašības
Caurspīdīgs elektromagnētiskajam starojumam no zemām frekvencēm līdz absorbcijas malai. Parasti caurspīdīgs spektra redzamajā apgabalā.
Caurspīdīgs pret elektromagnētisko starojumu no zemām frekvencēm līdz absorbcijas malai.
Necaurredzami elektromagnētiskajiem viļņiem no zemākajām frekvencēm līdz vidējai ultravioleto staru zonai; labi atspoguļo gaismu.
Caurspīdīgs elektromagnētiskajam starojumam no zemām frekvencēm līdz tālajam ultravioletajam apgabalam.
Jonu kovalentais metāls Van der Waals
Zonas struktūra
zona ir atdalīta
no nākamās tukšās vadīšanas joslas uz plašu joslas atstarpi ( Piem> 2–3 eV).
Pilnībā piepildīta augšējā valence
zona ir atdalīta
no nākamās tukšās vadīšanas joslas līdz joslas spraugai Piem< 2–3 эВ.
Vadīšanas josla ir daļēji piepildīta.
Pilnībā piepildīta augšējā valence
zona ir atdalīta
no nākamās tukšās vadīšanas joslas līdz ļoti plašai joslas spraugai.
Lielākajai daļai elementu atomi neeksistē atsevišķi, jo tie var mijiedarboties viens ar otru. Šī mijiedarbība rada sarežģītākas daļiņas.
Ķīmiskās saites būtība ir elektrostatisko spēku darbība, kas ir elektrisko lādiņu mijiedarbības spēki. Elektroniem un atomu kodoliem ir šādi lādiņi.
Elektroni, kas atrodas ārējos elektroniskos līmeņos (valences elektroni), kas atrodas vistālāk no kodola, mijiedarbojas ar to visvājāk un tāpēc spēj atrauties no kodola. Viņi ir atbildīgi par atomu savienošanu viens ar otru.
Mijiedarbības veidi ķīmijā
Ķīmisko saišu veidus var parādīt šajā tabulā:
Jonu saites raksturojums
Ķīmiskā reakcija, kas rodas sakarā ar jonu piesaiste Ja ir dažādi lādiņi, tos sauc par jonu. Tas notiek, ja savienotajiem atomiem ir ievērojama elektronegativitātes atšķirība (tas ir, spēja piesaistīt elektronus) un elektronu pāris pāriet uz elektronnegatīvāko elementu. Šīs elektronu pārnešanas no viena atoma uz otru rezultāts ir lādētu daļiņu - jonu veidošanās. Starp viņiem rodas pievilcība.
Viņiem ir zemākie elektronegativitātes indeksi tipiski metāli, un lielākie ir tipiski nemetāli. Tādējādi joni veidojas, mijiedarbojoties starp tipiskiem metāliem un tipiskiem nemetāliem.
Metālu atomi kļūst par pozitīvi lādētiem joniem (katijoniem), nododot elektronus saviem ārējiem elektronu līmeņiem, bet nemetāli pieņem elektronus, tādējādi pārvēršoties par negatīvi uzlādēts joni (anjoni).
Atomi pāriet uz stabilāku enerģijas stāvokli, pabeidzot savas elektroniskās konfigurācijas.
Jonu saite ir nevirziena un nepiesātināma, jo attiecīgi elektrostatiskā mijiedarbība notiek visos virzienos, jons var piesaistīt pretējās zīmes jonus visos virzienos.
Jonu izvietojums ir tāds, ka ap katru ir noteikts skaits pretēji lādētu jonu. Jēdziens "molekula" jonu savienojumiem nav jēgas.
Izglītības piemēri
Saites veidošanās nātrija hlorīdā (nacl) ir saistīta ar elektrona pārnešanu no Na atoma uz Cl atomu, veidojot atbilstošos jonus:
Na 0-1 e = Na + (katjons)
Cl 0 + 1 e = Cl - (anjons)
Nātrija hlorīdā ap nātrija katjoniem ir seši hlorīda anjoni, bet ap katru hlorīda jonu - seši nātrija joni.
Kad bārija sulfīda atomiem veidojas mijiedarbība, notiek šādi procesi:
Ba 0 - 2 e = Ba 2+
S 0 + 2 e = S 2-
Ba ziedo savus divus elektronus sēram, kā rezultātā veidojas sēra anjoni S 2- un bārija katjoni Ba 2+.
Metāla ķīmiskā saite
Elektronu skaits metālu ārējos enerģijas līmeņos ir mazs, tie ir viegli atdalāmi no kodola. Šīs atslāņošanās rezultātā veidojas metālu joni un brīvie elektroni. Šos elektronus sauc par "elektronu gāzi". Elektroni brīvi pārvietojas visā metāla tilpumā un ir pastāvīgi saistīti un atdalīti no atomiem.
Metāla vielas struktūra ir šāda: kristāliskais režģis ir vielas skelets, un starp tā mezgliem elektroni var brīvi pārvietoties.
Var sniegt šādus piemērus:
Mg - 2е<->Mg 2+
Cs-e<->Cs+
Ca - 2e<->Ca2+
Fe-3e<->Fe 3+
Kovalents: polārs un nepolārs
Visizplatītākais ķīmiskās mijiedarbības veids ir kovalentā saite. Mijiedarbojošo elementu elektronegativitātes vērtības krasi neatšķiras, tāpēc notiek tikai kopējā elektronu pāra nobīde uz elektronnegatīvāku atomu.
Kovalento mijiedarbību var veidot apmaiņas mehānisms vai donora-akceptora mehānisms.
Apmaiņas mehānisms tiek realizēts, ja katram no atomiem ir nepāra elektroni ārējos elektroniskos līmeņos un atomu orbitāļu pārklāšanās noved pie elektronu pāra parādīšanās, kas jau pieder abiem atomiem. Ja vienam no atomiem ir elektronu pāris ārējā elektroniskā līmenī, bet otram ir brīva orbitāle, tad, kad atomu orbitāles pārklājas, elektronu pāris tiek koplietots un mijiedarbojas saskaņā ar donora-akceptora mehānismu.
Kovalentos pēc daudzkārtības iedala:
- vienkāršs vai viens;
- dubultā;
- trīskārši.
Divkārši nodrošina divu elektronu pāru koplietošanu vienlaikus, bet trīskāršie - trīs.
Saskaņā ar elektronu blīvuma (polaritātes) sadalījumu starp saistītiem atomiem kovalento saiti iedala:
- nepolārs;
- polārais.
Nepolāru saiti veido identiski atomi, un polāro saiti veido dažādas elektronegativitātes.
Atomu ar līdzīgu elektronegativitāti mijiedarbību sauc par nepolāru saiti. Kopējais elektronu pāris šādā molekulā nav piesaistīts nevienam atomam, bet vienlīdz pieder abiem.
Elementu, kuru elektronegativitāte atšķiras, mijiedarbība izraisa polāro saišu veidošanos. Šāda veida mijiedarbībā kopīgi elektronu pāri tiek piesaistīti elektronegatīvākajam elementam, bet netiek pilnībā pārnesti uz to (tas ir, jonu veidošanās nenotiek). Šīs elektronu blīvuma maiņas rezultātā uz atomiem parādās daļēji lādiņi: uz vairāk elektronegatīviem - negatīvs lādiņš, un uz mazāk elektronnegatīvs - pozitīvs lādiņš.
Kovalences īpašības un īpašības
Kovalentās saites galvenās īpašības:
- Garumu nosaka attālums starp mijiedarbībā esošo atomu kodoliem.
- Polaritāti nosaka elektronu mākoņa pārvietošanās uz vienu no atomiem.
- Virziens ir īpašība veidot kosmosā orientētas saites un attiecīgi molekulas ar noteiktu ģeometrisku formu.
- Piesātinājumu nosaka spēja veidot ierobežotu skaitu saišu.
- Polarizējamību nosaka spēja mainīt polaritāti ārējā elektriskā lauka ietekmē.
- Enerģija, kas nepieciešama, lai pārrautu saiti, nosaka tās stiprumu.
Kovalentās nepolārās mijiedarbības piemērs var būt ūdeņraža (H2), hlora (Cl2), skābekļa (O2), slāpekļa (N2) un daudzu citu molekulas.
H · + · H → H-H molekulai ir viena nepolāra saite,
O: + :O → O=O molekulai ir dubulta nepolāra,
Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekula ir trīskārša nepolāra.
Ķīmisko elementu kovalento saišu piemēri ir oglekļa dioksīda (CO2) un oglekļa monoksīda (CO), sērūdeņraža (H2S), sālsskābes (HCL), ūdens (H2O), metāna (CH4), sēra oksīda (SO2) un daudzi citi.
CO2 molekulā attiecības starp oglekļa un skābekļa atomiem ir kovalenti polāras, jo elektronnegatīvāks ūdeņradis piesaista elektronu blīvumu. Skābekļa ārējā apvalkā ir divi nepāra elektroni, savukārt ogleklis var nodrošināt četrus valences elektronus, lai izveidotu mijiedarbību. Rezultātā veidojas dubultās saites un molekula izskatās šādi: O=C=O.
Lai noteiktu saites veidu konkrētā molekulā, pietiek ņemt vērā tās sastāvā esošos atomus. Vienkāršas metāla vielas veido metālisku saiti, metāli ar nemetāliem veido jonu saiti, vienkāršas nemetāla vielas veido kovalentu nepolāru saiti, un molekulas, kas sastāv no dažādiem nemetāliem, veidojas caur polāro kovalento saiti.
Kovalentā saite - ķīmiskā saite, kas veidojas, socializējoties valences elektronu mākoņu pārim. Tiek saukti elektroni, kas nodrošina saziņu kopīgs elektronu pāris.
Kovalento saišu svētie : virziens, piesātinājums, polaritāte, polarizējamība - nosaka savienojumu ķīmiskās un fizikālās īpašības.
Saites virziens nosaka vielu molekulāro struktūru un to molekulu ģeometrisko formu. Leņķus starp divām saitēm sauc par saites leņķiem.
Piesātināmība ir atomu spēja veidot ierobežotu skaitu kovalento saišu. Atoma izveidoto saišu skaitu ierobežo tā ārējo atomu orbitāļu skaits.
Saites polaritāte ir saistīta ar nevienmērīgu elektronu blīvuma sadalījumu atomu elektronegativitātes atšķirību dēļ. Pamatojoties uz to, kovalentās saites tiek sadalītas nepolārajās un polārajās.
Saites polarizējamība izpaužas kā saites elektronu pārvietošanās ārējā elektriskā lauka ietekmē, ieskaitot citas reaģējošas daļiņas. Polarizējamību nosaka elektronu kustīgums. Kovalento saišu polaritāte un polarizējamība nosaka molekulu reaktivitāti pret polārajiem reaģentiem.
Jonu saite.
Jonu saišu veids ir iespējams tikai starp atomiem, kuru īpašības krasi atšķiras. Krasas atšķirības elementu īpašībās noved pie tā, ka metāla atoms pilnībā zaudē valences elektronus, bet nemetāla atoms tos iegūst. Pozitīvi un negatīvi lādēti joni, kas veidojas molekulās un kristāla režģī elektrostatiskās pievilkšanās spēku ietekmē. Šo saišu veidu sauc par jonu.
NaCL molekulas veidošanās piemērs gāzes fāzē.
Nespecifiski komunikācijas veidi.
Metāla savienojums - ķīmiskā saite relatīvi brīvu elektronu klātbūtnes dēļ. Raksturīgs gan tīriem metāliem, gan to sakausējumiem un intermetāliskajiem savienojumiem.
Metāliskās saites mehānisms: Pozitīvie metālu joni atrodas visos kristāla režģa mezglos. Starp tiem valences elektroni pārvietojas nejauši, tāpat kā gāzes molekulas, kas jonu veidošanās laikā atdalās no atomiem. Šie elektroni darbojas kā cements, turot kopā pozitīvos jonus; pretējā gadījumā režģis sadalītos starp joniem atgrūdošu spēku ietekmē. Tajā pašā laikā elektronus kristāla režģī satur joni, un tie nevar to atstāt. Sakabes spēki nav lokalizēti vai virzīti. Tāpēc vairumā gadījumu parādās augsti koordinācijas skaitļi (piemēram, 12 vai 8).
Citas īpašības: Brīvi kustīgie elektroni nodrošina augstu elektrisko un siltuma vadītspēju. Vielas, kurām ir metāliska saite, bieži apvieno izturību ar plastiskumu, jo, kad atomi tiek pārvietoti viens pret otru, saites nepārtrūkst.
Van der Vālsa spēki - starpmolekulārās mijiedarbības spēki ar enerģiju 0,8 - 8,16 kJ/mol. Šis termins sākotnēji apzīmēja visus šādus spēkus mūsdienu zinātnē to parasti izmanto spēkiem, kas rodas no molekulu polarizācijas un dipolu veidošanās. Atklāja J. D. van der Vāls 1869. gadā.
Van der Vālsa spēki ietver mijiedarbību starp dipoliem (pastāvīgo un inducēto). Nosaukums cēlies no tā, ka šie spēki izraisa iekšējā spiediena korekciju van der Vālsa stāvokļa vienādojumā reālai gāzei. Šīs mijiedarbības galvenokārt nosaka spēkus, kas ir atbildīgi par bioloģisko makromolekulu telpiskās struktūras veidošanos.
Kāpēc atomi var apvienoties viens ar otru un veidot molekulas? Kāds ir iemesls iespējamai vielu eksistencei, kas satur pilnīgi atšķirīgu ķīmisko elementu atomus? Tie ir globāli jautājumi, kas ietekmē mūsdienu fizikālās un ķīmiskās zinātnes pamatjēdzienus. Uz tiem varat atbildēt, ja jums ir priekšstats par atomu elektronisko struktūru un zinot kovalentās saites īpašības, kas ir pamats lielākajai daļai savienojumu klašu. Mūsu raksta mērķis ir iepazīties ar dažādu veidu ķīmisko saišu veidošanās mehānismiem un savienojumiem, kas tos satur savās molekulās.
Atoma elektroniskā struktūra
Elektriski neitrālām vielas daļiņām, kas ir tās struktūras elementi, ir struktūra, kas atspoguļo Saules sistēmas struktūru. Tāpat kā planētas riņķo ap centrālo zvaigzni – Sauli, tā elektroni atomā pārvietojas ap pozitīvi lādētu kodolu. Lai raksturotu kovalento saiti, nozīmīgi būs elektroni, kas atrodas pēdējā enerģijas līmenī un atrodas vistālāk no kodola. Tā kā to savienojums ar sava atoma centru ir minimāls, tos var viegli piesaistīt citu atomu kodoli. Tas ir ļoti svarīgi, lai notiktu starpatomu mijiedarbība, kas izraisa molekulu veidošanos. Kāpēc molekulārā forma ir galvenais matērijas eksistences veids uz mūsu planētas? Izdomāsim.
Atomu pamatīpašība
Elektriski neitrālu daļiņu spēja mijiedarboties, izraisot enerģijas pieaugumu, ir to vissvarīgākā iezīme. Patiešām, normālos apstākļos vielas molekulārais stāvoklis ir stabilāks nekā atomu stāvoklis. Mūsdienu atomu molekulārās zinātnes pamatprincipi izskaidro gan molekulu veidošanās principus, gan kovalento saišu īpašības. Atcerēsimies, ka uz vienu atomu var būt no 1 līdz 8 elektroniem, pēdējā gadījumā slānis būs pilnīgs un līdz ar to ļoti stabils. Cēlgāzu atomiem ir šāda ārējā līmeņa struktūra: argons, kriptons, ksenons - inerti elementi, kas pabeidz katru periodu D.I. Izņēmums šeit būtu hēlijs, kuram pēdējā līmenī ir nevis 8, bet tikai 2 elektroni. Iemesls ir vienkāršs: pirmajā periodā ir tikai divi elementi, kuru atomiem ir viens elektronu slānis. Visiem pārējiem ķīmiskajiem elementiem pēdējā, nepilnīgajā slānī ir no 1 līdz 7 elektroniem. Mijiedarbības procesā atomiem būs tendence piepildīties ar elektroniem līdz oktetam un atjaunot inertā elementa atoma konfigurāciju. Šo stāvokli var sasniegt divos veidos: pazaudējot savas vai pieņemot kāda cita negatīvi lādētas daļiņas. Šīs mijiedarbības formas izskaidro, kā noteikt, kura saite - jonu vai kovalentā - radīsies starp atomiem, kas nonāk reakcijā.
Stabilas elektroniskās konfigurācijas veidošanās mehānismi
Iedomāsimies, ka saliktā reakcijā nonāk divas vienkāršas vielas: nātrija metāls un hlora gāze. Veidojas sāls klases viela - nātrija hlorīds. Tam ir jonu veida ķīmiskā saite. Kāpēc un kā tas radās? Atkal pievērsīsimies izejvielu atomu uzbūvei. Nātrija pēdējā slānī ir tikai viens elektrons, kas ir vāji saistīts ar kodolu atoma lielā rādiusa dēļ. Visu sārmu metālu, kas ietver nātriju, jonizācijas enerģija ir zema. Tāpēc ārējā līmeņa elektrons atstāj enerģijas līmeni, to piesaista hlora atoma kodols un paliek savā telpā. Tas rada precedentu, ka Cl atoms kļūst par negatīvi lādētu jonu. Tagad mums vairs nav darīšana ar elektriski neitrālām daļiņām, bet gan ar uzlādētiem nātrija katjoniem un hlora anjoniem. Saskaņā ar fizikas likumiem starp tiem rodas elektrostatiskie pievilkšanas spēki, un savienojums veido jonu kristālisko režģi. Mūsu aplūkotais jonu veida ķīmiskās saites veidošanās mehānisms palīdzēs skaidrāk noskaidrot kovalentās saites specifiku un galvenās īpašības.
Kopējie elektronu pāri
Ja jonu saite rodas starp elementu atomiem, kas ļoti atšķiras pēc elektronegativitātes, t.i., metāliem un nemetāliem, tad kovalentais tips parādās gan vienādu, gan dažādu nemetālu elementu atomu mijiedarbības laikā. Pirmajā gadījumā ir ierasts runāt par nepolāru, bet otrā - par kovalentās saites polāro formu. To veidošanās mehānisms ir kopīgs: katrs no atomiem daļēji atdod elektronus kopējai lietošanai, kas tiek apvienoti pa pāriem. Bet elektronu pāru telpiskais izvietojums attiecībā pret atomu kodoliem būs atšķirīgs. Pamatojoties uz to, tiek izdalīti kovalento saišu veidi - nepolārās un polārās. Visbiežāk ķīmiskajos savienojumos, kas sastāv no nemetālisko elementu atomiem, ir pāri, kas sastāv no elektroniem ar pretējiem spiniem, t.i., kas rotē ap saviem kodoliem pretējos virzienos. Tā kā negatīvi lādētu daļiņu kustība telpā izraisa elektronu mākoņu veidošanos, kas galu galā beidzas ar to savstarpēju pārklāšanos. Kādas ir šī procesa sekas atomiem un pie kā tas noved?
Kovalentās saites fizikālās īpašības
Izrādās, ka starp divu mijiedarbojošo atomu centriem parādās divu elektronu mākonis ar augstu blīvumu. Palielinās elektrostatiskie pievilkšanās spēki starp pašu negatīvi lādēto mākoni un atomu kodoliem. Tiek atbrīvota daļa enerģijas, un attālumi starp atomu centriem samazinās. Piemēram, H 2 molekulas veidošanās sākumā attālums starp ūdeņraža atomu kodoliem ir 1,06 A, pēc mākoņu pārklāšanās un kopīga elektronu pāra veidošanās - 0,74 A. Kovalento saišu piemēri, kas veidojas saskaņā ar iepriekš aprakstīto mehānismu var atrast gan starp vienkāršām, gan sarežģītām neorganiskām vielām. Tās galvenā atšķirīgā iezīme ir kopīgu elektronu pāru klātbūtne. Rezultātā pēc kovalentās saites rašanās starp atomiem, piemēram, ūdeņradis, katrs no tiem iegūst inerta hēlija elektronisko konfigurāciju, un iegūtajai molekulai ir stabila struktūra.
Molekulas telpiskā forma
Vēl viena ļoti svarīga kovalentās saites fiziskā īpašība ir virziens. Tas ir atkarīgs no vielas molekulas telpiskās konfigurācijas. Piemēram, kad divi elektroni pārklājas ar sfērisku mākoņa formu, molekulas izskats ir lineārs (ūdeņraža hlorīds vai bromūdeņradis). Ūdens molekulu forma, kurā hibridizējas s- un p-mākoņi, ir leņķiska, un ļoti spēcīgajām slāpekļa gāzes daļiņām ir piramīdas forma.
Vienkāršu vielu struktūra - nemetāli
Noskaidrojot, kāda veida saiti sauc par kovalento, kādas īpašības tai piemīt, tagad ir pienācis laiks izprast tās šķirnes. Ja viena un tā paša nemetāla - hlora, slāpekļa, skābekļa, broma u.c. - atomi mijiedarbojas savā starpā, tad veidojas atbilstošās vienkāršās vielas. Viņu kopīgie elektronu pāri atrodas vienādā attālumā no atomu centriem, nekustoties. Savienojumiem ar nepolāru kovalentās saites veidu ir šādas īpašības: zema viršanas un kušanas temperatūra, nešķīstība ūdenī, dielektriskās īpašības. Tālāk noskaidrosim, kurām vielām ir raksturīga kovalentā saite, kurā notiek kopējo elektronu pāru nobīde.
Elektronegativitāte un tās ietekme uz ķīmiskās saites veidu
Noteikta elementa īpašību piesaistīt sev elektronus no cita elementa atoma ķīmijā sauc par elektronegativitāti. L. Paulinga piedāvātā šī parametra vērtību skala ir atrodama visās neorganiskās un vispārējās ķīmijas mācību grāmatās. Fluoram ir visaugstākā vērtība - 4,1 eV, citiem aktīvajiem nemetāliem ir mazāka vērtība, un zemākā vērtība ir raksturīga sārmu metāliem. Ja elementi, kas atšķiras pēc to elektronegativitātes, reaģē viens ar otru, tad viens, aktīvāks, neizbēgami piesaistīs savam kodolam pasīvāka elementa atoma negatīvi lādētas daļiņas. Tādējādi kovalentās saites fizikālās īpašības ir tieši atkarīgas no elementu spējas ziedot elektronus kopējai lietošanai. Šajā gadījumā izveidotie kopīgie pāri vairs neatrodas simetriski attiecībā pret kodoliem, bet tiek novirzīti uz aktīvāko elementu.
Savienojumu ar polāro savienojumu iezīmes
Vielas, kuru molekulās kopīgie elektronu pāri ir asimetriski attiecībā pret atomu kodoliem, ir ūdeņraža halogenīdi, skābes, halkogēnu savienojumi ar ūdeņradi un skābju oksīdi. Tās ir sulfātskābes un nitrātskābes, sēra un fosfora oksīdi, sērūdeņradis utt. Piemēram, ūdeņraža hlorīda molekula satur vienu kopīgu elektronu pāri, ko veido nepāra ūdeņraža un hlora elektroni. Tas ir nobīdīts tuvāk Cl atoma centram, kas ir vairāk elektronegatīvs elements. Visas vielas ar polārām saitēm ūdens šķīdumos sadalās jonos un vada elektrisko strāvu. Mūsu sniegtajiem savienojumiem ir arī augstāka kušanas un viršanas temperatūra salīdzinājumā ar vienkāršām nemetāliskām vielām.
Ķīmisko saišu pārraušanas metodes
Organiskajā ķīmijā piesātinātie ogļūdeņraži un halogēni darbojas pēc radikālas mehānisma. Metāna un hlora maisījums reaģē gaismā un parastā temperatūrā tā, ka hlora molekulas sāk sadalīties daļiņās, kas satur nepāra elektronus. Citiem vārdiem sakot, tiek novērota kopējā elektronu pāra iznīcināšana un ļoti aktīvu radikāļu veidošanās -Cl. Viņi spēj ietekmēt metāna molekulas tādā veidā, ka tās pārtrauc kovalento saiti starp oglekļa un ūdeņraža atomiem. Veidojas aktīvā suga -H, un oglekļa atoma brīvā valence pieņem hlora radikāli, un pirmais reakcijas produkts ir hlormetāns. Šo molekulārās sadalīšanās mehānismu sauc par homolītisko. Ja kopējais elektronu pāris tiek pilnībā pārnests uz vienu no atomiem, tad tie runā par heterolītisko mehānismu, kas raksturīgs reakcijām, kas notiek ūdens šķīdumos. Šajā gadījumā polārās ūdens molekulas palielinās šķīstošā savienojuma ķīmisko saišu iznīcināšanas ātrumu.
Divkāršās un trīskāršās saites
Lielākā daļa organisko vielu un daži neorganiskie savienojumi satur nevis vienu, bet vairākus kopīgus elektronu pārus savās molekulās. Kovalento saišu daudzveidība samazina attālumu starp atomiem un palielina savienojumu stabilitāti. Tos parasti sauc par ķīmiski izturīgiem. Piemēram, slāpekļa molekulā ir trīs elektronu pāri, tie strukturālajā formulā ir apzīmēti ar trim svītrām un nosaka tās stiprumu. Vienkāršā viela slāpeklis ir ķīmiski inerta un var reaģēt tikai ar citiem savienojumiem, piemēram, ūdeņradi, skābekli vai metāliem, karsējot vai zem paaugstināta spiediena, vai katalizatoru klātbūtnē.
Divkāršās un trīskāršās saites ir raksturīgas tādām organisko savienojumu klasēm kā nepiesātinātie diēna ogļūdeņraži, kā arī etilēna vai acetilēna sērijas vielas. Vairākas saites nosaka ķīmiskās pamatīpašības: pievienošanas un polimerizācijas reakcijas, kas notiek vietās, kur tās tiek pārrautas.
Mūsu rakstā mēs sniedzām vispārīgu kovalento saišu aprakstu un izskatījām to galvenos veidus.
Kovalentās saites garums sauc attālumu starp atomu kodoliem, kas veido saiti. Saites garums ir tieši saistīts ar atoma rādiusu - jo lielāks tas ir, jo garāka ir saite.
Dažu atomu kovalento rādiusu vērtības (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.
Simetriskās molekulās (H 2, F 2, Cl 2 ...) pusi saites garuma sauc kovalentais rādiuss. Zinot kovalento rādiusu, ir ļoti viegli aprēķināt kovalentās saites garumu molekulā. Piemēram, HF molekulas kovalentās saites garums = 30 + 58 = 88 pm.
2. Kovalentās saites enerģija
Zem kovalentās saites enerģija(izteikts kcal/mol vai kJ/mol) parasti attiecas uz enerģiju, kas nepieciešama, lai pārrautu saiti (kad veidojas kovalentā saite, enerģija tiek atbrīvota, kad pārtrūkst, tā tiek absorbēta). Jo lielāka saistīšanās enerģija, jo stiprāka ir saite.
Saites enerģija ir atkarīga no tās garuma – jo garāka ir saite molekulā, jo vieglāk to saraut (izmantojot mazāk enerģijas).
Dažu molekulu saistīšanās enerģijas (kJ/mol):
- H2 = 453 (saites garums = 60 pm);
- Cl2 = 242 (198 pm);
- HCl = 431 (129 pm).
3. Kovalentās saites polaritāte
Šis raksturlielums parāda divu atomu elektronu pāra atrašanās vietu, kas veido saiti. Saites polaritātes pakāpe ir atkarīga no saiti veidojošo atomu elektronegativitātes (jo lielāka tā ir, jo lielāka ir saites polaritāte). Polārākai kovalentai saitei ir kopīgs elektronu pāris, kas vairāk novirzīts uz elektronnegatīvāko atomu (skatīt elektronegativitātes jēdzienu).
Elektronegativitāte ir tabulas vērtība, kas noteikta, izmantojot Polinga skalu. Daudz svarīgāk ir zināt nevis paša atoma elektronegativitāti, bet gan atšķirību starp šīm vērtībām molekulā - kurš no atomiem ir elektronnegatīvāks un kurš mazāks.
Kovalentās saites polaritāti kvantitatīvi nosaka, izmantojot dipola moments(µ), savukārt tiek izsaukta divu ekvivalentu, bet pēc zīmes pretēju lādiņu sistēma dipols.
Ir ļoti svarīgi atšķirt kovalentās saites dipola momentu (tās polaritāti) un molekulas dipola momentu kopumā. Vienkāršās diatomu molekulās šie divi parametri ir vienādi. Pavisam cita aina vērojama sarežģītās molekulās, kurās molekulas dipola moments ir atsevišķu saišu dipola momentu vektoru summa.
4. Kovalento saišu polarizējamība
Polarizējamība atspoguļo pakāpi, kādā elektroni spēj pārvietoties ārējā elektriskā lauka ietekmē, ko rada joni vai citas polāras molekulas.
Kovalentās saites polarizējamība ir tieši proporcionāla tās garumam, kas kopumā ir loģiski - jo tālāk elektrons atrodas no atoma kodola, jo vājāk to piesaista, un tāpēc to ir vieglāk nobīdīt, kad pakļauti ārējai ietekmei. Tādējādi, palielinoties saites garumam, palielinās tās polarizējamība, kas, savukārt, izraisa skābju stiprības palielināšanos (piemēram, jodūdeņražskābe ir stiprāka par fluorūdeņražskābi).
Polarizējamība un saites polaritāte ir apgriezti atkarīgi lielumi: mazāk polāra saite ir vairāk polarizēta, un otrādi.
5. Kovalento saišu piesātināmība
Piesātinājums ir atoma spēja veidot noteiktu skaitu kovalento saišu - saites veidošanā mēdz piedalīties visi atoma “nesapārotie” elektroni. Piemēram, ūdeņraža atomam ir tikai viens nepāra elektrons, bet slāpekļa atomam ir trīs. Šī iemesla dēļ visstabilākais ķīmiskais savienojums būs NH 3, bet ne NH vai NH 2.
6. Kovalentās saites virziens
Virziens raksturo kovalentās saites telpisko orientāciju attiecībā pret citām molekulas saitēm. Molekulās kovalento saišu elektroni un brīvie elektronu pāri pastāvīgi piedzīvo savstarpēju atgrūšanos, kā rezultātā kovalentās saites tiek sakārtotas tā, lai saites leņķis starp tiem atbilstu mazākās atgrūšanās principam starp elektroniem (piemēram, ūdens molekulas saites leņķis ir 104,5°).
7. Kovalento saišu daudzveidība
Dažos gadījumos starp atomiem var parādīties nevis viens, bet divi (dubultā saite) vai trīs (trīskāršā saite) kopīgi elektronu pāri (tā sauktās daudzkārtējās saites).
Divkāršo kovalento saiti veido atomi, kuriem ir divi nepāra elektroni; trīskāršs - atomiem ar trim nepāra elektroniem (sk. Vairākas saites).
Kā redzams zemāk esošajā tabulā, slāpekļa molekula ir aptuveni 7 reizes “spēcīgāka” nekā fluora molekula.
Tabula par kovalentās saites garuma un stiprības atkarību no tās daudzveidības.