Mis on iseloomulik kovalentsele sidemele. Keemiliste sidemete tüübid: ioonsed, kovalentsed, metallilised

Kovalentne side on kõige levinum keemilise sideme tüüp, mis tekib samade või sarnaste elektronegatiivsuse väärtustega suhtlemisel.

Kovalentne side on side aatomite vahel, kasutades jagatud elektronpaare.

Alates elektroni avastamisest on tehtud palju katseid keemilise sideme elektroonilise teooria väljatöötamiseks. Kõige edukamad olid Lewise (1916) tööd, kes tegi ettepaneku kaaluda sideme teket kahe aatomi jaoks ühiste elektronpaaride ilmnemise tagajärjel. Selleks annab iga aatom sama arvu elektrone ja püüab end ümbritseda elektronide okteti või dupletiga, mis on iseloomulik inertgaaside välisele elektroonilisele konfiguratsioonile. Graafiliselt on Lewise meetodil paaritutest elektronidest tingitud kovalentsete sidemete teket kujutatud punktide abil, mis näitavad aatomi väliseid elektrone.

Kovalentse sideme moodustumine Lewise teooria järgi

Kovalentse sideme moodustumise mehhanism

Kovalentse sideme peamine märk on mõlemale keemiliselt ühendatud aatomile kuuluva ühise elektronpaari olemasolu, kuna kahe elektroni olemasolu kahe tuuma toimeväljas on energeetiliselt soodsam kui iga elektroni olemasolu kahe tuuma toimeväljas. oma tuum. Ühise elektronsidemepaari tekkimine võib toimuda erinevate mehhanismide kaudu, sagedamini vahetuse ja mõnikord doonor-aktseptori kaudu.

Kovalentse sideme moodustamise vahetusmehhanismi põhimõtte kohaselt varustab iga interakteeruv aatom sideme moodustumiseks sama arvu elektrone antiparalleelsete spinnidega. Näiteks:

Kovalentse sideme moodustamise üldskeem: a) vahetusmehhanismi abil; b) vastavalt doonor-aktseptor mehhanismile

Vastavalt doonor-aktseptor mehhanismile tekib erinevate osakeste interaktsiooni käigus kahe elektroni side. Üks neist on doonor AGA: sellel on jagamata elektronide paar (st üks, mis kuulub ainult ühele aatomile) ja teine ​​​​on aktseptor AT on vaba orbitaal.

Osakest, mis annab kaheelektronilise sideme (jagamata elektronide paar), nimetatakse doonoriks ja vaba orbitaaliga osakest, mis võtab selle elektronipaari vastu, nimetatakse aktseptoriks.

Kovalentse sideme moodustumise mehhanismi ühe aatomi kaheelektronilise pilve ja teise vaba orbitaali tõttu nimetatakse doonor-aktseptormehhanismiks.

Doonor-aktseptor sidet nimetatakse muidu poolpolaarseks, kuna doonor-aatomil tekib osaline efektiivne positiivne laeng δ+ (tänu sellele, et tema jagamatu elektronpaar kaldus sellest kõrvale) ja aktseptor-aatomil osaline efektiivne negatiivne laeng δ. - (seoses sellega, et doonori jagamatu elektronpaari suunas toimub nihe).

Lihtsa elektronpaari doonori näide on H ioon. — , millel on jagamata elektronide paar. Negatiivse hüdriidiooni lisamise tulemusena molekulile, mille keskaatomil on vaba orbitaal (diagrammil on näidatud tühi kvantrakk), näiteks ВН 3 moodustub kompleksne kompleksioon ВН 4 — negatiivse laenguga (N — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4] -):

Elektronipaari aktseptor on vesinikuioon või lihtsalt prooton H +. Selle sidumine molekuliga, mille keskaatomil on jagamata elektronpaar, näiteks NH 3-ga, viib samuti kompleksiooni NH 4 + moodustumiseni, kuid positiivse laenguga:

Valentssideme meetod

Esiteks kovalentse sideme kvantmehaaniline teooria lõid Heitler ja London (1927. aastal) vesiniku molekuli kirjeldamiseks ja seejärel rakendas Pauling seda polüaatomiliste molekulide puhul. Seda teooriat nimetatakse valentssideme meetod, mille põhipunktid võib kokku võtta järgmiselt:

• iga aatomipaari molekulis hoiab koos üks või mitu jagatud elektronpaari, kusjuures interakteeruvate aatomite elektronorbitaalid kattuvad;
• sideme tugevus sõltub elektronide orbitaalide kattuvuse astmest;
• kovalentse sideme tekkimise tingimus on elektronide spinnide antisuund; tänu sellele tekib tuumadevahelises ruumis kõrgeima elektrontihedusega üldistatud elektronorbitaal, mis tagab positiivselt laetud tuumade üksteise külgetõmbe ja millega kaasneb süsteemi koguenergia vähenemine.

Aatomiorbitaalide hübridiseerumine

Vaatamata sellele, et kovalentsete sidemete tekkes osalevad s-, p- või d-orbitaalide elektronid, mis on ruumis erineva kuju ja orientatsiooniga, on paljudes ühendites need sidemed samaväärsed. Selle nähtuse selgitamiseks võeti kasutusele mõiste "hübridisatsioon".

Hübridisatsioon on orbitaalide kuju ja energia segunemise ja joondamise protsess, mille käigus jaotatakse ümber energialähedaste orbitaalide elektrontihedused, mille tulemusena muutuvad need samaväärseks.

Hübridisatsiooniteooria peamised sätted:

1. Hübridisatsiooni käigus muutuvad esialgne kuju ja orbitaalid vastastikku, samas tekivad uued, hübridiseeritud orbitaalid, kuid sama energiaga ja sama kujuga, mis meenutavad ebakorrapärast kaheksat.
2. Hübridiseeritud orbitaalide arv on võrdne hübridisatsioonis osalevate väljundorbitaalide arvuga.
3. Hübridisatsioonis võivad osaleda sarnase energiaga orbitaalid (välise energiataseme s- ja p-orbitaalid ning välise või esialgse taseme d-orbitaalid).
4. Hübridiseeritud orbitaalid on keemiliste sidemete tekke suunas piklikumad ja tagavad seetõttu parema kattuvuse naaberaatomi orbitaalidega, mille tulemusena muutub see tugevamaks kui üksikud elektronide toimel tekkinud mittehübriidsed orbitaalid.
5. Tänu tugevamate sidemete moodustumisele ja elektrontiheduse sümmeetrilisemale jaotusele molekulis saadakse energiavõit, mis enam kui kompenseerib hübridisatsiooniprotsessiks vajaliku energiakulu.
6. Hübridiseeritud orbitaalid peavad olema ruumis orienteeritud nii, et oleks tagatud maksimaalne vastastikune eraldatus üksteisest; sel juhul on tõukeenergia kõige väiksem.
7. Hübridisatsiooni tüüp määratakse väljumisorbitaalide tüübi ja arvu järgi ning see muudab sideme nurga suurust, samuti molekulide ruumilist konfiguratsiooni.

Hübridiseeritud orbitaalide ja valentsnurkade (orbitaalide sümmeetriatelgede vahelised geomeetrilised nurgad) vorm sõltuvalt hübridisatsiooni tüübist: a) sp-hübridisatsioon; b) sp2 hübridisatsioon; c) sp3 hübridisatsioon

Molekulide (või üksikute molekulide fragmentide) moodustumisel toimub kõige sagedamini järgmist tüüpi hübridisatsioon:

Sp-hübridisatsiooni üldskeem

Sidemed, mis moodustuvad sp-hübridiseeritud orbitaalide elektronide osalusel, asetatakse samuti 180 0 nurga alla, mis viib molekuli lineaarse kujuni. Seda tüüpi hübridiseerumist täheldatakse teise rühma (Be, Zn, Cd, Hg) elementide halogeniidides, mille valentsseisundis olevatel aatomitel on paardumata s- ja p-elektronid. Lineaarne vorm on iseloomulik ka teiste elementide (0=C=0,HC≡CH) molekulidele, milles sidemed moodustuvad sp-hübridiseeritud aatomitega.

Aatomiorbitaalide sp 2 hübridisatsiooni skeem ja molekuli lame kolmnurkne kuju, mis on tingitud aatomiorbitaalide sp 2 hübridisatsioonist

Seda tüüpi hübridisatsioon on kõige tüüpilisem kolmanda rühma p-elementide molekulidele, mille ergastatud olekus aatomitel on väline elektrooniline struktuur ns 1 np 2, kus n on perioodi number, milles element paikneb. Niisiis moodustuvad ВF 3, BCl 3, AlF 3 ja teistes molekulides sidemed keskaatomi sp 2 -hübridiseeritud orbitaalide tõttu.

Aatomiorbitaalide sp 3 hübridisatsiooni skeem

Keskaatomi hübridiseeritud orbitaalide asetamine 109 0 28` nurga alla põhjustab molekulide tetraeedrilise kuju. See on väga tüüpiline neljavalentse süsiniku CH4, CCl4, C2H6 ja teiste alkaanide küllastunud ühendite puhul. Tsentraalse aatomi valentsorbitaalide sp 3 hübridisatsioonist tingitud tetraeedrilise struktuuriga teiste elementide ühendite näideteks on ioonid: BH 4 - , BF 4 - , PO 4 3- , SO 4 2- , FeCl 4 - .

Sp 3d hübridisatsiooni üldskeem

Seda tüüpi hübridisatsiooni leidub kõige sagedamini mittemetallide halogeniidides. Näitena võib tuua fosforkloriidi PCl 5 struktuuri, mille moodustumise käigus läheb fosfori aatom (P ... 3s 2 3p 3) esmalt ergastatud olekusse (P ... 3s 1 3p 3 3d 1) ja seejärel. läbib s 1 p 3 d-hübridisatsiooni – viis üheelektronilist orbitaali muutuvad samaväärseks ja orienteeruvad oma piklike otstega mentaalse trigonaalse bipüramiidi nurkadele. See määrab PCl 5 molekuli kuju, mis tekib siis, kui viis s 1 p 3 d-hübridiseeritud orbitaali kattuvad viiest klooriaatomist koosneva 3p orbitaaliga.

1. sp - hübridiseerimine. Kui üks s-i kombineerida ühe p-orbitaaliga, tekib kaks sp-hübridiseeritud orbitaali, mis paiknevad sümmeetriliselt 180 0 nurga all.
2. sp 2 – hübridiseerimine. Ühe s- ja kahe p-orbitaali kombinatsioon viib sp 2 -hübridiseeritud sidemete moodustumiseni, mis paiknevad 120 0 nurga all, seega saab molekul korrapärase kolmnurga kuju.
3. sp 3 – hübridiseerimine. Nelja orbitaali - üks s- ja kolm p - kombinatsioon viib sp 3 - hübridisatsioonini, milles neli hübridiseeritud orbitaali on ruumis sümmeetriliselt orienteeritud tetraeedri nelja tipu suhtes, see tähendab nurga all 109 0 28 `.
4. sp 3 d – hübridiseerimine. Ühe s-, kolme p- ja ühe d-orbitaali kombinatsioon annab sp 3 d-hübridisatsiooni, mis määrab viie sp 3 d-hübridiseeritud orbitaali ruumilise orientatsiooni trigonaalse bipüramiidi tippudele.
5. Muud hübridisatsiooni tüübid. Sp 3 d 2 hübridisatsiooni korral on kuus sp 3 d 2 hübridiseerunud orbitaali suunatud oktaeedri tippude poole. Seitsme orbitaali orientatsioon viisnurkse bipüramiidi tippudele vastab molekuli või kompleksi keskaatomi valentsorbitaalide sp 3 d 3 hübridisatsioonile (või mõnikord sp 3 d 2 f).

Aatomiorbitaalide hübridisatsiooni meetod selgitab suure hulga molekulide geomeetrilist ehitust, kuid katseandmetel täheldatakse sagedamini molekule, mille sidenurk on veidi erinev. Näiteks CH 4, NH 3 ja H 2 O molekulides on kesksed aatomid sp 3 hübridiseerunud olekus, seega võiks eeldada, et sidenurgad neis on võrdsed tetraeedrilistega (~ 109,5 0). Eksperimentaalselt on kindlaks tehtud, et sidenurk CH 4 molekulis on tegelikult 109,5 0 . NH 3 ja H 2 O molekulides aga erineb sideme nurga väärtus tetraeedrilisest: NH 3 molekulis on see 107,3 ​​0 ja H 2 O molekulis 104,5 0. Sellised kõrvalekalded on seletatavad sideme nurga olemasoluga. jagamatu elektronpaar lämmastiku ja hapniku aatomitel. Kaheelektroniline orbitaal, mis sisaldab jagamata elektronide paari, tõrjub oma suurenenud tiheduse tõttu ühe elektroni valentsorbitaale, mis viib sideme nurga vähenemiseni. NH 3 molekuli lämmastikuaatomi juures moodustavad neljast sp 3 hübridiseeritud orbitaalist kolm üheelektronilist orbitaali sideme kolme H-aatomiga ja neljas orbitaal sisaldab jagamata elektronide paari.

Seondumata elektronpaar, mis hõivab ühe sp 3 hübridiseeritud orbitaalidest, mis on suunatud tetraeedri tippudele, tõrjudes üheelektronilisi orbitaale, põhjustab lämmastikuaatomit ümbritseva elektrontiheduse asümmeetrilise jaotuse ja selle tulemusena surub sideme nurga kokku 107,3 ​​0 . Sarnane pilt sidenurga vähenemisest 109,5 0-lt 107 0-ni N-aatomi jagamata elektronpaari toime tulemusena on täheldatav ka NCl 3 molekulis.

Sidenurga kõrvalekalle tetraeedrist (109,5 0) molekulis: a) NH3; b) NCl3

H 2 O molekuli hapnikuaatomi juures on neljal sp 3 hübridiseeritud orbitaalil kaks üheelektronilist ja kaks kaheelektronilist orbitaali. Üheelektronilised hübridiseerunud orbitaalid osalevad kahe sideme moodustumisel kahe H-aatomiga ning kaks kaheelektronipaari jäävad jagamata ehk ainult H-aatomile kuuluvaks.See suurendab elektrontiheduse jaotuse asümmeetriat O-aatomi ümber ja vähendab sideme nurka võrreldes tetraeedrilise nurgaga 104,5 0-ni.

Järelikult mõjutab keskaatomi sidumata elektronpaaride arv ja nende paiknemine hübridiseeritud orbitaalidel molekulide geomeetrilist konfiguratsiooni.

Kovalentse sideme omadused

Kovalentsel sidemel on spetsiifiliste omaduste kogum, mis määratlevad selle spetsiifilised omadused või omadused. Nende hulka kuuluvad lisaks juba "sideme energiaks" ja "sideme pikkuseks" peetud omadustele: sideme nurk, küllastus, suunavus, polaarsus jms.

1. Valentsinurk- see on nurk külgnevate sidemete telgede vahel (st tingimuslikud jooned, mis on tõmmatud läbi molekuli keemiliselt ühendatud aatomite tuumade). Sidenurga väärtus oleneb orbitaalide olemusest, keskaatomi hübridisatsiooni tüübist, jagamata elektronpaaride mõjust, mis sidemete moodustumisel ei osale.

2. Küllastus. Aatomitel on võime moodustada kovalentseid sidemeid, mis võivad moodustuda esiteks vahetusmehhanismi kaudu ergastamata aatomi paaritute elektronide tõttu ja nende ergastuse tagajärjel tekkivate paaritute elektronide tõttu ja teiseks doonori poolt. -aktseptormehhanism. Kuid sidemete koguarv, mida aatom võib moodustada, on piiratud.

Küllastus on elemendi aatomi võime moodustada teatud piiratud arvu kovalentseid sidemeid teiste aatomitega.

Niisiis, teine ​​periood, millel on välisenergia tasemel neli orbitaali (üks s- ja kolm p-), moodustavad sidemeid, mille arv ei ületa nelja. Teiste perioodide elementide aatomid, mille välistasandil on palju orbitaale, võivad moodustada rohkem sidemeid.

3. Orienteerumine. Meetodi järgi tekib keemiline side aatomite vahel orbitaalide kattumisest, millel, välja arvatud s-orbitaalid, on ruumis teatud orientatsioon, mis viib kovalentse sideme suunas.

Kovalentse sideme orientatsioon on selline aatomitevahelise elektrontiheduse paigutus, mis on määratud valentsorbitaalide ruumilise orientatsiooniga ja tagab nende maksimaalse kattuvuse.

Kuna elektroonilised orbitaalid on ruumis erineva kuju ja orientatsiooniga, saab nende omavahelist kattumist realiseerida mitmel viisil. Sõltuvalt sellest eristatakse σ-, π- ja δ-sidemeid.

Sigma side (σ side) on elektronide orbitaalide kattumine, milles maksimaalne elektrontihedus on koondunud piki kaht tuuma ühendavat kujuteldavat joont.

Sigma sideme võib moodustada kahe s elektroni, ühe s ja ühe p elektroni, kahe p elektroni või kahe d elektroni abil. Sellist σ-sidet iseloomustab ühe kattuvate elektronorbitaalide piirkonna olemasolu, see on alati üksik, see tähendab, et selle moodustab ainult üks elektronide paar.

"Puhaste" orbitaalide ja hübridiseeritud orbitaalide ruumilise orientatsiooni mitmesugused vormid ei võimalda alati orbitaalide kattumist sidemeteljel. Valentsorbitaalide kattumine võib toimuda mõlemal pool sideme telge - nn "külgmine" kattumine, mis esineb kõige sagedamini π-sidemete moodustumisel.

Pi-side (π-side) on elektronide orbitaalide kattumine, mille puhul maksimaalne elektrontihedus on koondunud mõlemale poole aatomituumasid ühendavat joont (s.o sideme teljest).

Pi-side võib tekkida kahe paralleelse p-orbitaali, kahe d-orbitaali või muude orbitaalide kombinatsioonide koosmõjul, mille teljed ei ühti sideme teljega.

Skeemid π-sidemete moodustamiseks tingimuslike A- ja B-aatomite vahel elektronorbitaalide külgmises kattumises

4. Paljusus. Selle omaduse määrab aatomeid siduvate ühiste elektronpaaride arv. Mitmekordne kovalentne side võib olla üksik- (liht-), topelt- ja kolmikside. Kahe aatomi vahelist sidet, kasutades üht ühist elektronpaari, nimetatakse üksiksidemeks (lihtsaks), kahte elektronpaari - kaksiksidemeks, kolme elektronpaariks - kolmiksideks. Niisiis on vesiniku molekulis H 2 aatomid ühendatud üksiksidemega (H-H), hapniku molekulis O 2 - kahekordne (B \u003d O), lämmastiku molekulis N 2 - kolmik (N≡N). Eriti oluline on sidemete paljusus orgaanilistes ühendites - süsivesinikes ja nende derivaatides: etaanis C 2 H 6 tekib C-aatomite vahel üksikside (C-C), etüleenis C 2 H 4 - kaksikside (C \u003d C) atsetüleenis C 2 H 2 - kolmik (C ≡ C) (C ≡ C).

Sideme paljusus mõjutab energiat: mitmekesisuse suurenemisega suureneb selle tugevus. Paljususe suurenemine toob kaasa tuumadevahelise kauguse (sideme pikkuse) vähenemise ja sidumisenergia suurenemise.

Süsinikuaatomite vaheliste sidemete hulk: a) üksik σ-side etaanis H3C-CH3; b) kaksikside σ + π-side etüleenis H2C = CH2; c) kolmikside σ+π+π- atsetüleen HC≡CH

5. Polaarsus ja polariseeritavus. Kovalentse sideme elektrontihedus võib tuumadevahelises ruumis paikneda erinevalt.

Polaarsus on kovalentse sideme omadus, mille määrab elektrontiheduse asukoht tuumadevahelises ruumis ühendatud aatomite suhtes.

Sõltuvalt elektrontiheduse asukohast tuumadevahelises ruumis eristatakse polaarseid ja mittepolaarseid kovalentseid sidemeid. Mittepolaarne side on selline side, milles ühine elektronpilv paikneb ühendatud aatomite tuumade suhtes sümmeetriliselt ja kuulub võrdselt mõlemale aatomile.

Seda tüüpi sidemega molekule nimetatakse mittepolaarseteks või homonukleaarseteks (st need, mis sisaldavad ühe elemendi aatomeid). Mittepolaarne side esineb reeglina homonukleaarsetes molekulides (H 2, Cl 2, N 2 jne) või harvemini ühendites, mis on moodustatud sarnaste elektronegatiivsusväärtustega elementide aatomitest, näiteks karborund SiC. Polaarne (või heteropolaarne) side on side, milles ühine elektronipilv on asümmeetriline ja nihkunud ühele aatomitest.

Polaarse sidemega molekule nimetatakse polaarseteks ehk heterotuumalisteks. Polaarse sidemega molekulides nihkub üldistatud elektronpaar suurema elektronegatiivsusega aatomi poole. Selle tulemusena tekib sellele aatomile teatav osaline negatiivne laeng (δ-), mida nimetatakse efektiivseks ja madalama elektronegatiivsusega aatomil on osaline positiivne laeng samas suurusjärgus, kuid märgilt vastupidine (δ+). Näiteks on eksperimentaalselt kindlaks tehtud, et vesinikkloriidi molekulis HCl on efektiivne laeng vesinikkloriidi molekulis δH=+0,17 ja klooriaatomil δCl=-0,17 absoluutsest elektronlaengust.

Et teha kindlaks, millises suunas polaarse kovalentse sideme elektrontihedus nihkub, on vaja võrrelda mõlema aatomi elektrone. Elektronegatiivsuse suurendamise järjekorras on kõige levinumad keemilised elemendid paigutatud järgmisesse järjestusse:

Polaarseid molekule nimetatakse dipoolid - süsteemid, milles tuumade positiivsete laengute ja elektronide negatiivsete laengute raskuskeskmed ei lange kokku.

Dipool on süsteem, mis koosneb kahest punkt-elektrilaengust, mille suurus on võrdne ja mis on vastasmärgiga ja mis asuvad üksteisest teatud kaugusel.

Tõmbekeskuste vahelist kaugust nimetatakse dipooli pikkuseks ja seda tähistatakse tähega l. Molekuli (või sideme) polaarsust iseloomustab kvantitatiivselt dipoolmoment μ, mis kaheaatomilise molekuli puhul võrdub dipooli pikkuse ja elektroni laengu väärtuse korrutisega: μ=el.

SI ühikutes mõõdetakse dipoolmomenti [C × m] (Coulomb meetrites), kuid sagedamini kasutatakse süsteemivälist ühikut [D] (debye): 1D = 3,33 10 -30 C × m. kovalentsete molekulide dipoolmomendid varieeruvad vahemikus 0-4 D ja ioonsete molekulide - 4-11 D. Mida pikem on dipool, seda polaarsem on molekul.

Molekulis olev ühine elektronpilv võib olla nihutatud välise elektrivälja, sealhulgas teise molekuli või iooni välja mõjul.

Polariseeritavus on sideme polaarsuse muutumine sidet moodustavate elektronide nihkumise tagajärjel välise elektrivälja, sealhulgas teise osakese jõuvälja toimel.

Molekuli polariseeritavus sõltub elektronide liikuvusest, mis on seda tugevam, seda suurem on kaugus tuumadest. Lisaks sõltub polariseeritavus elektrivälja suunast ja elektronpilvede deformeerumisvõimest. Välise välja toimel muutuvad mittepolaarsed molekulid polaarseks ja polaarsed veelgi polaarsemaks ehk molekulides indutseeritakse dipool, mida nimetatakse redutseeritud või indutseeritud dipooliks.

Mittepolaarsest molekulist indutseeritud (redutseeritud) dipooli moodustumise skeem polaarse osakese - dipooli - jõuvälja toimel

Erinevalt püsivatest tekivad indutseeritud dipoolid ainult välise elektrivälja toimel. Polarisatsioon võib põhjustada mitte ainult sideme polariseeritavuse, vaid ka selle purunemise, mille käigus toimub siduva elektronpaari üleminek ühele aatomitest ning tekivad negatiivselt ja positiivselt laetud ioonid.

Kovalentsete sidemete polaarsus ja polariseeritavus määravad molekulide reaktsioonivõime polaarsete reagentide suhtes.

Kovalentse sidemega ühendite omadused

Kovalentse sidemega ained jagunevad kahte ebavõrdsesse rühma: molekulaarsed ja aatomilised (või mittemolekulaarsed), mis on palju väiksemad kui molekulaarsed.

Molekulaarsed ühendid võivad tavatingimustes olla erinevates agregatsiooniseisundites: gaaside (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), lenduvate vedelike (Br 2, H 2 O, C 2) kujul. H 5 OH ) või tahked kristalsed ained, millest enamik on isegi väga vähesel kuumutamisel võimelised kiiresti sulama ja kergesti sublimeeruma (S 8, P 4, I 2, suhkur C 12 H 22 O 11, "kuiv jää" CO 2).

Molekulaarsete ainete madalat sulamis-, sublimatsiooni- ja keemistemperatuuri seletatakse väga nõrkade molekulidevahelise interaktsiooni jõududega kristallides. Seetõttu ei iseloomusta molekulaarkristalle kõrge tugevus, kõvadus ja elektrijuhtivus (jää või suhkur). Lisaks on polaarsete molekulidega ainetel kõrgem sulamis- ja keemistemperatuur kui mittepolaarsete molekulidega ainetel. Mõned neist lahustuvad teistes polaarsetes lahustites. Ja mittepolaarsete molekulidega ained, vastupidi, lahustuvad paremini mittepolaarsetes lahustites (benseen, süsiniktetrakloriid). Niisiis, jood, mille molekulid on mittepolaarsed, ei lahustu polaarses vees, vaid lahustub mittepolaarses CCl4-s ja madala polaarsusega alkoholis.

Kovalentse sidemega mittemolekulaarsed (aatomilised) ained (teemant, grafiit, räni Si, kvarts SiO 2, karborund SiC jt) moodustavad ülitugevaid kristalle, välja arvatud grafiit, millel on kihiline struktuur. Näiteks teemandi kristallvõre on korrapärane kolmemõõtmeline raamistik, milles iga sp 3 hübridiseeritud süsinikuaatom on ühendatud nelja naaber C-aatomiga σ-sidemetega. Tegelikult on kogu teemandikristall üks tohutu ja väga tugev molekul. Raadioelektroonikas ja elektroonikatehnikas laialdaselt kasutatavad ränikristallid Si on sarnase struktuuriga. Kui asendada pooled teemandis olevad C aatomid Si aatomitega, ilma kristalli raami struktuuri rikkumata, saame karborundi kristalli - ränikarbiidi SiC - väga kõva ainet, mida kasutatakse abrasiivmaterjalina. Ja kui räni kristallvõres sisestatakse iga kahe Si-aatomi vahele O-aatom, siis moodustub kvartsist SiO 2 kristallstruktuur - samuti väga tahke aine, millest erinevaid kasutatakse ka abrasiivse materjalina.

Teemandi, räni, kvartsi ja sarnase struktuuriga kristallid on aatomikristallid, need on tohutud "supermolekulid", nii et nende struktuurivalemeid ei saa kujutada täielikult, vaid ainult eraldi fragmendina, näiteks:

Teemanti, räni, kvartsi kristallid

Mittemolekulaarsed (aatomi) kristallid, mis koosnevad ühe või kahe elemendi aatomitest, mis on omavahel ühendatud keemiliste sidemetega, kuuluvad tulekindlate ainete hulka. Kõrged sulamistemperatuurid on tingitud vajadusest kulutada suur hulk energiat tugevate keemiliste sidemete purustamiseks aatomikristallide sulamise ajal, mitte aga nõrgast molekulidevahelisest interaktsioonist, nagu molekulaarsete ainete puhul. Samal põhjusel ei sula paljud aatomikristallid kuumutamisel, vaid lagunevad või lähevad kohe auruolekusse (sublimatsioon), näiteks grafiit sublimeerub 3700 o C juures.

Kovalentse sidemega mittemolekulaarsed ained on vees ja teistes lahustites lahustumatud, enamik neist ei juhi elektrivoolu (v.a grafiit, millel on elektrijuhtivus, ja pooljuhid - räni, germaanium jne).

kovalentne side

Keemilise sideme omadused. Hübridiseerimine.

LOENG №3. Molekulide keemiline side ja struktuur. Valents.

Vaid vähesed keemilised elemendid on looduslikes tingimustes üheaatomilises olekus (näiteks inertgaasid). Teiste elementide vabad aatomid moodustavad keerukamaid süsteeme – stabiilsema elektroonilise konfiguratsiooniga molekule. Seda nähtust nimetatakse keemilise sideme tekkeks.

keemiline side - see on kahe või enama aatomi vastastikmõju, mille tulemusena moodustub keemiliselt stabiilne kahe- või polüaatomiline süsteem. Keemilise sideme tekkega kaasneb süsteemi koguenergia vähenemine.

Keemilise sideme teooria põhineb ideedel elektrooniliste vastastikmõjude kohta. Kõige stabiilsemad (tugevamad) elektronide rühmitused on inertgaaside aatomite välised elektronkihid (heeliumi puhul kaheelektroni ja muude väärisgaaside puhul kaheksaelektronilised). Kõigi teiste elementide mittetäielikud välised elektronkihid on ebastabiilsed ja kui sellised aatomid on kombineeritud teiste aatomitega, siis nende elektroonilised kestad on ümber paigutatud. Keemilise sideme moodustavad valentselektronid, kuid see toimub erineval viisil.

Valents nimetatakse elektronideks, mis osalevad keemiliste sidemete moodustamises, peamiselt on need viimase või eelviimase energiataseme elektronid.

Keemilisi sidemeid on mitut tüüpi: ioonsed, metallilised, kovalentsed ja vesiniksidemed.

Kovalentse sideme lihtsaim näide on vesiniku molekuli moodustumine. Vesinikuaatomite elektronkate on ühest paaritu s-elektronist, s.t. taseme lõpetamiseks on puudu üks elektron. Kui vesinikuaatomid lähenevad üksteisele teatud kaugusel, interakteeruvad antiparalleelsete spinnidega elektronid moodustisega üldine elektronide paar. Ühine elektronpaar tekib s-orbitaalide osalise kattumise tulemusena ja sel juhul tekib suurim tihedus kattuvate orbitaalide piirkonnas.

Aatomite sidumist jagatud elektronpaaride abil nimetatakse kovalentne.

Kovalentse sidemega molekuli saab kirjutada kahe valemi kujul: elektrooniline (elektron on tähistatud punktiga) ja struktuurne (jagatud elektronipaari tähistab tulp).

1. Lingi pikkus on aatomite tuumade vaheline kaugus. Väljendatuna nm-des. Keemiline side on seda tugevam, mida lühem on selle pikkus. Sideme tugevuse mõõdupuuks on aga selle energia.

2. Sideme energia - see on energia hulk, mis vabaneb keemilise sideme moodustumisel ja seetõttu tuleb see töö kulutada sideme purustamiseks. Väljendatuna kJ/mol. Sideme energia suureneb sideme pikkuse vähenemisega.

3. All küllastustunne mõista aatomite võimet moodustada piiratud arvu kovalentseid sidemeid. Näiteks vesinikuaatom, millel on üks paardumata elektron, võib moodustada ühe sideme ja ergastatud süsinikuaatom võib moodustada mitte rohkem kui neli sidet. Sidemete küllastumise tõttu on molekulidel kindel koostis. Kuid isegi küllastunud kovalentsete sidemete korral võib doonor-aktseptor mehhanismi järgi moodustada keerukamaid molekule.

4. paljusus määratud aatomitevaheliste ühiste elektronpaaride arvuga, s.t. keemiliste sidemete arv. Vaadeldavas vesiniku molekulis, aga ka fluori ja kloori molekulides toimub aatomitevaheline side ühe elektronipaari tõttu, sellist sidet nimetatakse vallaline. Hapniku molekulis kahekordne ja lämmastiku molekulis - kolmekordne.

Lisaks võib kovalentne side olla kahte tüüpi:

1) Kui elektronpilved kattuvad sirgjoone suunas, mis ühendab aatomite tuumasid (st mööda sideteljed ), nimetatakse sellist kovalentset sidet sigma võlakiri . Kovalentsed sigma sidemed tekivad kattuvate orbitaalide kaudu: s-s (vesiniku molekul), s-p (vesinikkloriid) ja p-p (kloori molekul).

2) Kui sideme teljega risti suunatud p-orbitaalid kattuvad, moodustub sideme telje mõlemale poolele kaks kattumisala ja selline side nn. pi side .

Hoolimata asjaolust, et pi-sideme energia on väiksem kui sigma, on topelt- ja veelgi enam kolmiksideme koguenergia suurem kui üksiksideme energia.

5. Polaarsus sidemed määratakse ühise elektronpaari asukoha järgi, kui see jaotub ruumis sümmeetriliselt mõlema aatomi tuuma suhtes, siis sellist kovalentset sidet nn. mittepolaarne . Näiteks võib tuua kaheaatomilised molekulid, mis koosnevad sama elemendi aatomitest, s.t. lihtsad ained.

Juhul polaarne kovalentne side , molekuli moodustavad erinevate elementide aatomid ja sideme elektronpilv on antud juhul nihkunud suurema suhtelise elektronegatiivsusega aatomile. Näiteks HCl molekuli moodustumise ajal nihkub ühine elektronpaar klooriaatomile, kuna sellel on suurem EO.

EO- see on elementide aatomite võime meelitada enda poole ühiseid elektronpaare. Aatom, mis on suurem kui EO element, võtab efektiivse negatiivse laengu d- ja teine ​​aatom tõhusa positiivse laengu d+. Selle tulemusena on dipool. Sideme polaarsuse mõõt on elektriline dipoolmoment .

6. Orienteerumine kovalentne side määrab molekulide ruumilise struktuuri, s.t. nende geomeetriline kuju. Suund on kvantifitseeritud valentsnurk on nurk keemiliste sidemete vahel. Mitmevalentsete aatomite moodustatud kovalentsetel sidemetel on alati ruumiline orientatsioon.

Lisaks keemilise sideme ühistele omadustele (energia, pikkus) on kovalentsel sidemel täiendavad omadused: paljusus, küllastus, suunavus, konjugatsioon, polaarsus ja polariseeritavus.

paljusus

Ühendatud aatomite vahel võib tekkida üks, kaks või kolm kovalentset sidet.

Kovalentse sideme paljusust (või järjestust) iseloomustab ühendatud aatomite vahel olevate ühiste elektronpaaride arv.

Aatomite vahel olevat elektronide paari tähistab ühendusjoon - valentine insult.

Ühe elektronpaari olemasolul ühendatud aatomite vahel räägivad nad lihtsast (tavalisest või üksik-) kovalentsest sidemest.

Näiteks molekulides H 2, F 2, HF, H 2 O, NH 3, CH 4, CH 3 CH 3 või kompleksioonides OH-, +, 2-, 2+ on kõik aatomitevahelised sidemed tavalised ja on σ- võlakirjad.

Kui ühendatud aatomitel on kaks või kolm ühist elektronpaari, on nende vahel vastavalt kaksik- või kolmikkovalentne side, samas kui üks side on tingimata σ-side, ülejäänud on π-sidemed.

Näited on molekulid või polüaatomilised ioonid, kus aatomite vahel on mitu (kaksik- või kolmiksidet): N≡N (lämmastik), H2C=CH2 (etüleen), H2C=O (formaldehüüd), HC≡CH ( atsetüleen), O=N-O -, C≡N - (tsüaniid - ioon).

Kovalentse sideme kordsuse suurenemisega selle pikkus väheneb ja tugevus suureneb:

Kovalentse sideme energia suurenemine, nagu antud väärtustest nähtub, ei ole aga võrdeline selle kordsuse suurenemisega, mis viitab σ- ja π-sidemete energiate erinevusele ning E σ > E π . See on tingitud asjaolust, et kattuvate aatomiorbitaalide efektiivsus σ-molekulaarorbitaali tekkimisel on kõrgem kui π-molekulaarorbitaali tekkimisel.

Küllastus

Iga aatom on võimeline moodustama teatud arvu kovalentseid sidemeid, tänu millele on molekulidel kindel koostis: H 2, H 2 O, PCl 5, CH 4.

Antud aatomi poolt moodustatavate võimalike kovalentsete sidemete arv sõltub paaritute elektronide arvust aatomi välisenergia tasemel maapinnas ja ergastatud olekus vahetusmehhanismi ajal ning ka vabade orbitaalide arvust välistasanditel aatomis. doonor-aktseptor riik.

Määrates kovalentsete sidemete arvu, mida antud elemendi aatom võib vahetusmehhanismi abil moodustada, tuleb arvestada, et kui aatom läheb ergastatud olekusse, võib selle paaritute elektronide arv suureneda. mõnede elektronipaaride lagunemine ja elektronide üleminek kõrgematele energia alamtasanditele. Kui aatomi ergastamisele kuluv energia on väike, siis saab seda kompenseerida tekkinud keemilise sideme energiaga ja aatomi ergastatud olek stabiliseerub.

Väikese energiakuluga kaasnevad elektronide üleminekud tasandi sees kõrgematele energia alamtasanditele. Elektronide üleminekud ühe tasandi energia alamtasanditelt teise tasandi alamtasanditele nõuavad palju energiat, mistõttu D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi esimese kolme perioodi elementide aatomite ergastatud olekud, mille tulemuseks on sellistest üleminekutest ei saa keemiliste sidemetega stabiliseerida.

Määrame keemiliste elementide perioodilise süsteemi esimese ja teise perioodi elementide aatomite valentsid 1 põhi- ja ergastatud olekus.

Vesinikuaatomil on üks elektron, seega on selle valents alati I.

Heeliumi aatomis hõivavad kaks elektroni l s- orbitaal. Ühe sellise elektroni lagunemine ja üleminek kõrgemale energiatasemele nõuab palju energiat, seega on heeliumi aatom keemiliselt inertne.

Liitiumi aatomite Li, lämmastiku N, hapniku O, fluori F ja neoon Ne valentsid on võrdsed paaritute elektronide arvuga põhiolekus, kuna nende elementide aatomite elektronpaaride lagunemine on võimalik ainult siis, kui elektron liigub kõrgem energiatase:

Ülaltoodud elektrooniliste valemite skeemidelt on näha, et liitiumi aatomi valents on I, lämmastik - III, hapnik - II, fluor - I, neoon - 0. Berülliumi aatomites on Be, boor B ja süsinik C , saab elektronpaare rikkuda ja elektronid üle kanda 2 s- alamtasand vabadele orbitaalidele 2 R- alamtasand.

Üleminek tasandi sees kõrgemale energia alamtasemele ei nõua suurt energiakulu ning seda saab kompenseerida keemilise sideme tekkega. Seetõttu viiakse sellised üleminekud läbi tavaliste keemiliste reaktsioonide tingimustes. Seetõttu on valentsid II, III ja IV, mis on omased vastavalt ergastatud olekus Be-, B- ja C-aatomitele, iseloomulikumad kui B- ja C-aatomite valentsid I ja II, mis määratakse paaritute arvu järgi R- elektronid põhiolekus:

Alates kolmandast perioodist aatomid R- elemendid väliste elektronide ergastamisel s- ja R- alamtasandid võivad kolida vabaks d- alamtase, mis põhjustab võimalike keemiliste sidemete arvu suurenemist. Sellega on seletatav fosfori aatomite P võime moodustada viis keemilist sidet (PCl 5), väävliaatomite S - neli (SO 2) või kuus (SO 3) ning klooriaatomite Cl - kolm, viis ja isegi seitse (nn. toimub okteti laienemine):

Enamikul juhtudel, kui side tekib, jagatakse seotud aatomite elektrone. Seda tüüpi keemilist sidet nimetatakse kovalentseks sidemeks (eesliide "co-" tähendab ladina keeles ühilduvust, "valents" - jõu olemasolu). Siduvad elektronid paiknevad valdavalt seotud aatomite vahelises ruumis. Aatomituumade tõmbumise tõttu nende elektronide poole tekib keemiline side. Seega on kovalentne side keemiline side, mis tekib elektrontiheduse suurenemise tõttu keemiliselt seotud aatomite vahelises piirkonnas.

Esimene kovalentse sideme teooria kuulub Ameerika füüsikakeemikule G.-N. Lewis. 1916. aastal tegi ta ettepaneku, et kahe aatomi vahelised sidemed viiakse läbi elektronide paari abil, kusjuures iga aatomi ümber moodustub tavaliselt kaheksaelektrooniline kest (okteti reegel).

Kovalentse sideme üks olulisi omadusi on selle küllastus. Kui tuumadevahelistes piirkondades on piiratud arv väliseid elektrone, moodustub iga aatomi läheduses piiratud arv elektronpaare (ja sellest tulenevalt ka keemiliste sidemete arv). Just see arv on tihedalt seotud molekulis oleva aatomi valentsuse kontseptsiooniga (valentsus on aatomi poolt moodustatud kovalentsete sidemete koguarv). Teine kovalentse sideme oluline omadus on selle orientatsioon ruumis. See väljendub sarnase koostisega keemiliste osakeste ligikaudu samas geomeetrilises struktuuris. Kovalentse sideme tunnuseks on ka selle polariseeritavus.

Kovalentse sideme kirjeldamiseks kasutatakse peamiselt kahte meetodit, mis põhinevad erinevatel lähendustel Schrödingeri võrrandi lahendamisel: molekulaarorbitaalide meetod ja valentssidemete meetod. Praegu kasutatakse molekulaarorbitaalide meetodit peaaegu eranditult teoreetilises keemias. Kuid valentssidemete meetod annab hoolimata arvutuste suurest keerukusest visuaalsema ülevaate keemiliste osakeste moodustumisest ja struktuurist.

Kovalentse sideme parameetrid

Aatomite hulk, mis moodustab keemilise osakese, erineb oluliselt vabade aatomite hulgast. Keemilise sideme moodustumine toob kaasa eelkõige aatomiraadiuste ja nende energia muutumise. Samuti toimub elektrontiheduse ümberjaotumine: suureneb elektronide leidmise tõenäosus seotud aatomitevahelisest ruumist.

Keemilise sideme pikkus

Keemilise sideme moodustumisel lähenevad aatomid alati üksteisele - nende vaheline kaugus on väiksem kui eraldatud aatomite raadiuste summa:

r(A−B) r(A) + r(B)

Vesiniku aatomi raadius on 53 pm, fluori aatomi raadius 71 pm ja HF-molekuli aatomite tuumade vaheline kaugus on 92 pm:

Tuumadevahelist kaugust keemiliselt seotud aatomite vahel nimetatakse keemilise sideme pikkuseks.

Paljudel juhtudel saab aine molekulis olevate aatomitevahelise sideme pikkust ennustada, teades nende aatomite vahelisi kaugusi teistes kemikaalides. Teemandi süsinikuaatomite vahelise sideme pikkus on 154 pm, kloori molekulis halogeeni aatomite vahel - 199 pm. Nende andmete põhjal arvutatud süsiniku ja kloori aatomite vahekauguste poolsumma on 177 pm, mis langeb kokku eksperimentaalselt mõõdetud sideme pikkusega CCl 4 molekulis. Samas ei ole see alati nii. Näiteks vesiniku ja broomi aatomite vaheline kaugus kaheaatomilistes molekulides on vastavalt 74 ja 228 pm. Nende arvude aritmeetiline keskmine on 151 pm, kuid tegelik kaugus aatomite vahel vesinikbromiidi molekulis on 141 pm ehk märgatavalt vähem.

Aatomite vaheline kaugus väheneb oluliselt mitme sideme moodustumisel. Mida suurem on sideme kordsus, seda lühem on aatomitevaheline kaugus.

Mõne lihtsa ja mitme võlakirja pikkused

Valentsinurgad

Kovalentsete sidemete suunda iseloomustavad valentsnurgad – nurgad seotud aatomeid ühendavate joonte vahel. Keemilise osakese graafiline valem ei kanna teavet sidemete nurkade kohta. Näiteks SO 4 2− sulfaat ioonis on väävel-hapniku sidemete vahelised sidenurgad 109,5 o ja tetrakloropalladaadi ioonis 2− 90 o . Sidemete pikkuste ja sidemete nurkade kombinatsioon keemilises osakeses määrab selle ruumilise struktuuri. Sidenurkade määramiseks kasutatakse eksperimentaalseid meetodeid keemiliste ühendite struktuuri uurimiseks. Valentsnurki saab teoreetiliselt hinnata keemilise osakese elektroonilise struktuuri põhjal.

Kovalentse sideme energia

Üksikutest aatomitest tekib keemiline ühend ainult siis, kui see on energeetiliselt soodne. Kui tõmbejõud prevaleerivad tõukejõudude üle, siis vastasmõjus olevate aatomite potentsiaalne energia väheneb, vastasel juhul suureneb. Teatud kaugusel (võrdne sideme pikkusega r 0) see energia on minimaalne.

Seega keemilise sideme tekkimisel eraldub energia ja selle katkemisel energia neeldub. Energia E 0 , mis on vajalik aatomite eraldamiseks ja üksteisest eemaldamiseks vahemaa tagant, kus nad ei interakteeru, nimetatakse siduv energia. Kaheaatomiliste molekulide puhul on sidumisenergia defineeritud kui molekuli aatomiteks dissotsiatsiooni energia. Seda saab mõõta eksperimentaalselt.

Vesinikumolekulis on sidumisenergia arvuliselt võrdne energiaga, mis vabaneb H 2 molekuli moodustamisel H aatomitest:

H + H \u003d H2 + 432 kJ

H-H sideme katkestamiseks tuleb kulutada sama energiat:

H 2 \u003d H + H - 432 kJ

Polüaatomiliste molekulide puhul on see väärtus tingimuslik ja vastab sellise protsessi energiale, mille käigus antud keemiline side kaob, samas kui kõik teised jäävad muutumatuks. Kui on mitu identset sidet (näiteks veemolekuli puhul, mis sisaldab kahte hapnik-vesinik sidet), saab nende energia arvutada kasutades Hessi seadus. Vee lihtaineteks lagunemise energia väärtused, samuti vesiniku ja hapniku aatomiteks dissotsiatsiooni energia väärtused on teada:

2H20 = 2H2 + O2; 484 kJ/mol

H2 \u003d 2H; 432 kJ/mol

O 2 = 2O; 494 kJ/mol

Arvestades, et kaks veemolekuli sisaldavad 4 sidet, on hapniku-vesiniksideme energia:

E(О−Н) \u003d (2, 432 + 494 + 484) / 4 \u003d 460,5 kJ / mol

Molekulides koostisega AB n B-aatomite järjestikuse eraldumisega kaasnevad teatud (mitte alati identsed) energiakulu. Näiteks metaani molekulist vesinikuaatomite järjestikuse eemaldamise energiaväärtused (kJ/mol) erinevad oluliselt:

	427		368		519		335
CH 4	→	CH 3	→	CH 2	→	CH	→	Koos

Sel juhul määratletakse A-B sideme energia kõigis etappides kulutatud energia keskmise väärtusena:

CH4 \u003d C + 4H; 1649 kJ/mol

E(С−Н) = 1649 / 4 = 412 kJ/mol

Mida suurem on keemilise sideme energia, seda tugevam on side.. Side loetakse tugevaks või tugevaks, kui selle energia ületab 500 kJ/mol (näiteks N 2 puhul 942 kJ/mol), nõrgaks - kui selle energia on alla 100 kJ/mol (NO puhul näiteks 69 kJ/mol 2). Kui aatomite interaktsiooni käigus eraldub energiat alla 15 kJ/mol, siis loetakse, et keemilist sidet ei teki, vaid täheldatakse molekulidevahelist vastasmõju (näiteks Xe 2 puhul 2 kJ/mol). Sideme tugevus tavaliselt väheneb sideme pikkuse suurenedes.

Üksikside on alati nõrgem kui samade aatomite vaheline mitmekordne side – kaksikside ja kolmikside.

Mõne liht- ja mitmiksideme energiad

Kovalentse sideme polaarsus

Keemilise sideme polaarsus sõltub sidemete aatomite elektronegatiivsuse erinevusest.

Elektronegatiivsus on tingimuslik väärtus, mis iseloomustab molekulis oleva aatomi võimet elektrone ligi tõmmata. Kui kaheaatomilises molekulis A–B tõmbuvad sideelektronid B-aatomi poole tugevamini kui A-aatomi poole, siis loetakse B-aatomit elektronegatiivsemaks.

Elektronegatiivsuse skaalat kasutas L. Pauling aatomite kovalentsete sidemete polariseerimisvõime kvantitatiivsed omadused. Elektronegatiivsuse kvantitatiivseks kirjeldamiseks kasutatakse lisaks termokeemilistele andmetele ka molekulide geomeetria (Sandersoni meetod) või spektraalkarakteristikute (Gordy meetod) andmeid. Samuti on laialt kasutusel Allredi ja Rochovi skaala, mille arvutamisel kasutatakse efektiivset tuumalaengut ja aatomi kovalentset raadiust. USA füüsikalise keemiku R. Mullikeni (1896-1986) pakutud meetodil on kõige selgem füüsikaline tähendus. Ta määratles aatomi elektronegatiivsuse poolena selle elektronide afiinsuse ja ionisatsioonipotentsiaali summast. Mullikeni meetodil põhinevaid elektronegatiivsuse väärtusi, mida laiendatakse paljudele erinevatele objektidele, nimetatakse absoluutseteks.

Fluoril on kõrgeim elektronegatiivsuse väärtus. Kõige vähem elektronegatiivne element on tseesium. Mida suurem on kahe aatomi elektronegatiivsuse erinevus, seda polaarsem on nendevaheline keemiline side.

Sõltuvalt sellest, kuidas elektrontiheduse ümberjaotumine keemilise sideme moodustumisel toimub, eristatakse mitut tüüpi seda. Keemilise sideme polarisatsiooni piirav juhtum on elektroni täielik üleminek ühelt aatomilt teisele. Sel juhul moodustub kaks iooni, mille vahel tekib ioonne side. Selleks, et kaks aatomit moodustaksid ioonse sideme, peab nende elektronegatiivsus olema väga erinev. Kui aatomite elektronegatiivsused on võrdsed (kui molekulid moodustuvad identsetest aatomitest), nimetatakse sidet nn. mittepolaarne kovalentne. Kõige sagedamini leitud polaarne kovalentne side - see moodustub mis tahes aatomite vahel, millel on erinevad elektronegatiivsuse väärtused.

Kvantifitseerimine polaarsus("ioonsed") sidemed võivad olla aatomite efektiivsed laengud. Aatomi efektiivne laeng iseloomustab erinevust antud aatomile kuuluvate elektronide arvu vahel keemilises ühendis ja elektronide arvu vahel vabas aatomis. Elektronegatiivsema elemendi aatom tõmbab elektrone tugevamini ligi. Seetõttu on elektronid talle lähemal ja ta saab mingi negatiivse laengu, mida nimetatakse efektiivseks ja tema partneril on sama positiivne laeng. Kui elektronid, mis moodustavad aatomitevahelise sideme, kuuluvad neile võrdselt, on efektiivsed laengud null. Ioonsetes ühendites peavad efektiivsed laengud ühtima ioonide laengutega. Ja kõigi teiste osakeste jaoks on neil vahepealsed väärtused.

Parim meetod molekulis olevate aatomite laengute hindamiseks on lainevõrrandi lahendamine. See on aga võimalik ainult väikese arvu aatomite juuresolekul. Kvalitatiivselt saab laengujaotust hinnata elektronegatiivsuse skaala abil. Kasutatakse ka erinevaid katsemeetodeid. Kaheaatomiliste molekulide puhul saab dipoolmomendi mõõtmise põhjal iseloomustada sideme polaarsust ja määrata aatomite efektiivseid laenguid:

μ = q r,

kus q on dipoolpooluse laeng, mis on võrdne kaheaatomilise molekuli efektiivse laenguga, r− tuumadevaheline kaugus.

Sideme dipoolmoment on vektorsuurus. See on suunatud molekuli positiivselt laetud osalt selle negatiivsele osale. Dipoolmomendi mõõtmise põhjal selgus, et HCl molekulis on vesinikuaatomi positiivne laeng +0,2 osa elektronlaengust ja klooriaatomi negatiivne laeng -0,2. Seega on H-Cl side ioonne 20%. Ja Na-Cl side on 90% ioonne.

1. Ruumiline orientatsioon. Kui elektronpilved kattuvad sirgjoone suunas, mis ühendab aatomite tuumasid, nimetatakse sellist ühendust nn. s-võlakiri(s–s kattuvad H 2, р–рCl 2, s–рHC1).

Kui sideme teljega risti suunatud p-orbitaalid kattuvad, moodustub sideme telje mõlemal küljel kaks kattuvat piirkonda. Sellist kovalentset sidet nimetatakse p-sidemeks. Näiteks lämmastiku molekulis on aatomid seotud ühe s-sideme ja kahe p-sidemega.

Sideme orientatsioon määrab molekulide ruumilise struktuuri, st nende kuju ja seda iseloomustab rangelt määratletud nurga olemasolu sidemete vahel. Näiteks veemolekulis on s-sidemete vaheline nurk 104,5°.

2. Kommunikatsiooni polaarsus on määratud asümmeetriaga ühise elektronipilve jaotuses piki sideme telge.

Kui ühised elektronpaarid paiknevad sümmeetriliselt mõlema tuuma suhtes, siis nimetatakse sellist kovalentset sidet mittepolaarseks.

Kui ühised elektronpaarid on nihutatud ühele aatomitest (need paiknevad asümmeetriliselt erinevate aatomite tuumade suhtes), siis nimetatakse sellist kovalentset sidet polaarseks.

Juhul, kui elektronpaar on nihutatud elektronegatiivsema aatomi poole, ei lange laengute keskpunktid (+) ja (-) kokku ning tekib süsteem (elektriline dipool), mille suurus on kaks võrdset, kuid märgiliselt vastupidist. , vahemaa mille vahel ( l) nimetatakse dipooli pikkuseks. Molekulide polaarsuse mõõt on dipool elektrimoment m, võrdne elektroni laengu absoluutväärtuse korrutisega
(q = 1,6 × 10 –19 C) dipooli pikkuse kohta l:

m = q × l.

M ühik on debye D, 1 D = 3,33 × 10 -30 C × m.

Harjutus. HCl molekuli dipooli pikkus on 2,2×10 –9 cm Arvuta dipooli elektrimoment.

2,2×10 -9 cm = 2,2×10 -11 m

m = 1,6 × 10 -19 × 2,2 × 10 -11 = 3,52 × 10 -30 C × m = 3,52 × 10 -30 / 3,33 × 10 -30 = 1,06 D.

3. paljusus kovalentne side määratakse aatomeid ühendavate jagatud elektronpaaride arvu järgi. Kahe aatomi vahelist sidet, kasutades ühte elektronipaari, nimetatakse lihtne(sidemed H - C1, C - H, H - O jne). Kahe elektronipaari abil suhtlemist nimetatakse kahekordne(etüleen H 2 C \u003d CH 2) , kasutades kolme elektronipaari kolmekordne(lämmastik N N, atsetüleen H - C C - H).

4.Lingi pikkus on aatomituumade vaheline tasakaalukaugus. Sideme pikkust väljendatakse nanomeetrites (nm). 1 nm = 10 -9 m. Mida lühem on sideme pikkus, seda tugevam on keemiline side.

5. Sideme energia on võrdne tööga, mis tuleb ühenduse katkestamiseks kulutada. Väljendage sidumisenergia kilodžaulides mooli kohta (kJ/mol). Sideme energia suureneb sideme pikkuse vähenemisega ja sideme kordsuse suurenemisega. Sidemete moodustumise protsess kulgeb energia vabanemisega (eksotermiline protsess), ja sideme katkemise protsess – energia neeldumisega (endotermiline protsess).

Hübridiseerimine

Hübridiseerimine– orbitaalide kuju ja energia joondamine.

Sp hübridisatsioon

Vaatleme berülliumhüdriidi BeH 2 näidet. Be aatomi elektrooniline struktuur normaalolekus on 1s 2 2s 2 . Berülliumi aatom saab suhelda vesinikuaatomitega ainult ergastatud olekus (s ® p-üleminek).

Ole - 1s 2 2s 1 2p 1

Kaks moodustunud sidet peavad olema energia poolest erinevad, kuna ühe tekkimine on seotud kahe s-orbitaali kattumisega, teise
sülem – s- ja p-orbitaalid. Siis peavad molekulis olevad vesinikuaatomid olema ka keemiliselt ebavõrdsed: üks on liikuvam ja reaktiivsem kui teine. Eksperimentaalselt see nii ei ole – mõlemad vesinikuaatomid on energeetiliselt samaväärsed. Selle nähtuse selgitamiseks J.K. Slater ja L. Pauling soovitasid, et "sidemete ja sideme pikkuste vaheliste nurkade tõlgendamisel ja arvutamisel on soovitatav asendada energialt lähedased sidemed võrdse arvu energeetiliselt samaväärsete sidemetega". Sel viisil tekkivad seosed on hübriidsed.

Seega asendub berülliumi aatomi üks s- ja üks p-orbitaal kahe energeetiliselt samaväärse sp-orbitaaliga, mis paiknevad üksteise suhtes 180° nurga all, s.o. molekulil on lineaarne struktuur.

sp 2 hübridisatsioon

Vaatleme boorhüdriidi ВН 3 molekuli näidet. Boori aatomi elektrooniline struktuur normaalolekus on B - 1s 2 2s 2 2p 1 . See võib moodustada ainult ühe kovalentse sideme. Boori aatomi kolm kovalentset sidet on iseloomulikud ainult ergastatud olekus B* – 1s 2 2s 1 2p 2

Üks side, mis moodustub kahe B- ja H-aatomi s-orbitaali kattumisel, ei erine energeetiliselt kahest teisest, mis on tekkinud s- ja p-orbitaalide kattumisel. Kolm sp 2 -hübriidorbitaali, mis paiknevad üksteise suhtes 120° nurga all, molekul on lameda struktuuriga. Sarnane pilt on tüüpiline kõigi neljaaatomiliste molekulide puhul, mis on moodustatud kolme sp 2 hübriidsidemega, näiteks boorkloriidi (BCl 3) puhul.

sp 3 hübridisatsioon

Vaatleme metaani CH 4 näidet. Normaalses olekus võib süsinikuaatom elektroonilise struktuuriga 1s 2 2s 2 2p 2 anda ainult kaks kovalentset sidet. Ergastatud olekus on see võimeline olema neljavalentne elektroonilise struktuuriga 1s 2 2s 1 2p 3.

Süsinikuaatomi üks s- ja kolm p-orbitaali muutuvad hübriidseks ning tekib neli sp 3 -hübriidset, energeetiliselt samaväärset orbitaali. Metaani molekul omandab tetraeedrilise struktuuri. Tetraeedri, mille kõik tipud on geomeetriliselt samaväärsed, keskel on süsinikuaatom ja selle tippudes vesinikuaatomid. Sidemete vaheline nurk on 109 umbes 28 ¢.

Molekulide vahelisi vastasmõjusid nimetatakse van der Waalsiks ehk intermolekulaarseteks. See interaktsioon on tingitud üksikute molekulide elektrostaatilisest külgetõmbest ja seda iseloomustavad järgmised omadused:

See toimib suhteliselt suurtel vahemaadel, ületades oluliselt molekulide endi suurust;

Seda iseloomustab madal energia, seetõttu nõrgeneb see temperatuuri tõustes märkimisväärselt;

See on mitteküllastutav, st antud molekuli interaktsioon teisega ei välista sarnast efekti kolmanda, neljanda jne suhtes.

Suhtelise molaarmassi suurenemisega suurenevad molekulidevahelise interaktsiooni jõud ja selle tulemusena tõusevad ainete sulamis- ja keemistemperatuurid.

Harjutus. Arvutage aatomite ΔEO elektronegatiivsuse erinevus Mg(OH) 2 ühendi O–H ja O–Mg sidemete puhul ja määrake, milline sidemetest on polaarsem. EO(H) = 2,1 eV, EO(O) = 3,5 eV, EO(Mg) = 1,2 eV.

Otsus:

ΔEO(O-H) = 3,5-2,1 = 1,4; ΔEO(O–Mg) = 3,5 – 1,2 = 2,3.

Seega on Mg-O side polaarsem.

Kui ühendeid moodustatakse elementidest, mis on elektronegatiivsuselt väga erinevad (tüüpilised metallid ja tüüpilised mittemetallid), nihkuvad ühised elektronpaarid täielikult elektronegatiivsema aatomi poole. Näiteks naatriumi põlemisel klooris paaristub naatriumi aatomi paaritu 3s elektron klooriaatomi 3p elektroniga. Jagatud elektronpaar nihkub täielikult klooriaatomile (Δχ(Cl) = 2,83 eV, Δχ(Cl) = 0,93 eV). Ioonse sideme tekkeks on vajalik:

1. Aatomi esinemine, millel on väljendunud kalduvus elektronist loobuda positiivselt laetud iooni (katiooni) moodustumisega, s.o. madala EI-ga. Ionisatsioonipotentsiaal on energia, mis tuleb kulutada 1. elektroni eemaldamiseks välisorbiidilt. Mida väiksem on ionisatsioonipotentsiaal, seda kergemini kaotab aatom elektrone, seda enam väljenduvad elemendi metallilised omadused. Ionisatsioonipotentsiaal suureneb perioodi jooksul vasakult paremale, väheneb ülalt alla.

Elektronide loovutamise protsessi nimetatakse oksüdatsiooniks.

2. Aatomi olemasolu, millel on väljendunud kalduvus elektroni siduda negatiivselt laetud ioonide (anioonide) moodustumisega, s.o. suure SE-ga. Elektronide lisamise protsessi nimetatakse redutseerimiseks.

Cl + e ® Cl –

Tüüpilised ioonühendid tekivad I ja II rühma põhialarühmade metalliaatomite kombineerimisel VII rühma põhialarühma mittemetallide aatomitega (NaCl, KF, CaCl 2).

Ioonsete ja kovalentsete sidemete vahel pole teravat piiri. Gaasifaasis iseloomustab aineid puhtalt kovalentne polaarne side, kuid tahkes olekus samu aineid ioonne side.