kovalentne keemiline side esineb lähedase või võrdse elektronegatiivsusega aatomite vahel. Oletame, et kloor ja vesinik kipuvad võtma elektrone ja võtma lähima väärisgaasi struktuuri, nii et kumbki neist ei loovuta teisele elektroni. Kuidas need ikkagi seotud on? See on lihtne – nad jagavad omavahel, moodustub ühine elektronpaar.

Mõelge nüüd kovalentse sideme eripäradele.

Erinevalt ioonsetest ühenditest hoiavad kovalentsete ühendite molekule koos "molekulidevahelised jõud", mis on palju nõrgemad kui keemilised sidemed. Sellega seoses on iseloomulik kovalentne side küllastatavus– piiratud arvu võlakirjade moodustamine.

Teatavasti on aatomiorbitaalid ruumis teatud viisil orienteeritud, mistõttu sideme tekkimisel toimub elektronpilvede kattumine teatud suunas. Need. selline kovalentse sideme omadus realiseerub kui orientatsiooni.

Kui kovalentse sideme molekulis moodustavad identsed aatomid või võrdse elektronegatiivsusega aatomid, siis sellisel sidemel puudub polaarsus, st elektrontihedus jaotub sümmeetriliselt. Seda nimetatakse mittepolaarne kovalentne side ( H2, Cl2, O2 ). Võlakirjad võivad olla ühe-, kahe- või kolmekordsed.

Kui aatomite elektronegatiivsus on erinev, siis nende ühinemisel jaotub elektrontihedus aatomite ja vormide vahel ebaühtlaselt kovalentne polaarne side(HCl, H 2 O, CO), mille kordsus võib samuti olla erinev. Seda tüüpi sideme tekkimisel omandab elektronegatiivsem aatom osalise negatiivse laengu ja väiksema elektronegatiivsusega aatom osalise positiivse laengu (δ- ja δ+). Moodustub elektriline dipool, milles vastasmärgiga laengud paiknevad üksteisest teatud kaugusel. Dipoolmomenti kasutatakse sideme polaarsuse mõõtmiseks:

Ühendi polaarsus on seda enam väljendunud, mida suurem on dipoolmoment. Molekulid on mittepolaarsed, kui dipoolmoment on null.

Eeltoodud tunnustega seoses võib järeldada, et kovalentsed ühendid on lenduvad ning madala sulamis- ja keemistemperatuuriga. Elektrivool ei saa neid ühendusi läbida, seega on need halvad juhid ja head isolaatorid. Kuumutamisel süttivad paljud kovalentse sidemega ühendid. Enamasti on need süsivesinikud, aga ka oksiidid, sulfiidid, mittemetallide halogeniidid ja siirdemetallid.

Kategooriad ,

Ühtset keemilise sideme teooriat ei ole, keemiline side jaguneb tinglikult kovalentseks (universaalne sideme tüüp), ioonseks (kovalentse sideme erijuhtum), metalliliseks ja vesinikuks.

kovalentne side

Kovalentse sideme moodustumine on võimalik kolme mehhanismi abil: vahetus, doonor-aktseptor ja daativ (Lewis).

Vastavalt vahetusmehhanism kovalentse sideme teke toimub ühiste elektronpaaride sotsialiseerumise tõttu. Sellisel juhul kipub iga aatom omandama inertgaasi kesta, s.t. saada täielik väline energiatase. Vahetustüüpi keemilise sideme teket kujutatakse Lewise valemite abil, milles aatomi iga valentselektron on tähistatud punktidega (joonis 1).

Riis. 1 Kovalentse sideme moodustumine HCl molekulis vahetusmehhanismi abil

Aatomi ehituse teooria ja kvantmehaanika arenedes on kovalentse sideme teke kujutatud elektrooniliste orbitaalide kattumisena (joonis 2).

Riis. 2. Kovalentse sideme teke elektronpilvede kattumise tõttu

Mida suurem on aatomiorbitaalide kattuvus, seda tugevam on side, seda lühem on sideme pikkus ja seda suurem on selle energia. Kovalentse sideme saab moodustada erinevate orbitaalide kattumisel. S-s, s-p orbitaalide, aga ka d-d, p-p, d-p orbitaalide külgsagarate poolt kattumise tulemusena tekib side. Risti 2 aatomi tuuma ühendava joonega tekib side. Üks- ja üks-side on võimeline moodustama mitmekordse (kaksik)kovalentse sideme, mis on iseloomulik alkeenide, alkadieenide jt klassi orgaanilistele ainetele. Üks- ja kaks-sidemed moodustavad orgaanilistele ainetele iseloomuliku mitmekordse (kolmekordse) kovalentse sideme alküünide (atsetüleenide) klassi kuuluvad ained.

Kovalentse sideme moodustumine doonor-aktseptor mehhanism vaatleme ammooniumkatiooni näidet:

NH3 + H+ = NH4+

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Lämmastikuaatomil on vaba üksik elektronide paar (elektronid, mis ei osale molekulis keemiliste sidemete moodustamises) ja vesiniku katioonil on vaba orbitaal, seega on nad vastavalt elektronide doonor ja aktseptor.

Vaatleme kovalentse sideme moodustumise datiivset mehhanismi kloori molekuli näitel.

17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Klooriaatomil on nii vaba üksik elektronpaar kui ka vabad orbitaalid, mistõttu võib see avaldada nii doonori kui ka aktseptori omadusi. Seetõttu toimib kloorimolekuli moodustumisel üks klooriaatom doonori ja teine ​​aktseptorina.

Peamine kovalentse sideme omadused on: küllastumine (küllastunud sidemed tekivad siis, kui aatom seob enda külge nii palju elektrone, kui tema valentsusvõimed seda võimaldavad; küllastumata sidemed tekivad siis, kui seotud elektronide arv on väiksem aatomi valentsvõimetest); suunavus (see väärtus on seotud molekuli geomeetriaga ja "valentsnurga" mõistega - sidemete vahelise nurgaga).

Iooniline side

Puhta ioonse sidemega ühendeid pole olemas, kuigi selle all mõistetakse sellist keemiliselt seotud aatomite olekut, milles luuakse aatomi stabiilne elektrooniline keskkond koos elektronide kogutiheduse täieliku üleminekuga elektronegatiivsema elemendi aatomile. . Iooniline side on võimalik ainult elektronegatiivsete ja elektropositiivsete elementide aatomite vahel, mis on vastupidiselt laetud ioonide - katioonide ja anioonide - olekus.

MÄÄRATLUS

Ioon nimetatakse elektriliselt laetud osakesteks, mis tekivad elektroni eraldumisel või aatomi külge kinnitumisel.

Elektroni ülekandmisel kipuvad metallide ja mittemetallide aatomid moodustama oma tuuma ümber elektronkihi stabiilse konfiguratsiooni. Mittemetalli aatom loob oma tuuma ümber järgneva inertgaasi kesta ja metalliaatom eelmise inertgaasi kesta (joonis 3).

Riis. 3. Ioonse sideme moodustamine naatriumkloriidi molekuli näitel

Molekulid, milles ioonne side eksisteerib puhtal kujul, leidub aine auruolekus. Iooniline side on väga tugev, sellega seoses on selle sidemega ainetel kõrge sulamistemperatuur. Erinevalt kovalentsetest sidemetest ei iseloomusta ioonseid sidemeid suunavus ja küllastus, kuna ioonide tekitatud elektriväli mõjub sfäärilise sümmeetria tõttu kõigile ioonidele võrdselt.

metallist side

Metalliline side realiseerub ainult metallides – see on interaktsioon, mis hoiab metalliaatomeid ühes võres. Sideme moodustumisel osalevad ainult metalliaatomite valentselektronid, mis kuuluvad kogu selle ruumalasse. Metallides eralduvad elektronid pidevalt aatomitest, mis liiguvad kogu metalli massis. Metalli aatomid, millel puuduvad elektronid, muutuvad positiivselt laetud ioonideks, mis kipuvad liikuvaid elektrone enda poole võtma. See pidev protsess moodustab metalli sees nn elektrongaasi, mis seob kõik metalliaatomid kindlalt kokku (joonis 4).

Metallside on tugev, seetõttu iseloomustab metalle kõrge sulamistemperatuur ning "elektrongaasi" olemasolu annab metallidele vormitavuse ja elastsuse.

vesinikside

Vesinikside on spetsiifiline molekulidevaheline interaktsioon, kuna selle esinemine ja tugevus sõltuvad aine keemilisest olemusest. See moodustub molekulide vahel, milles vesinikuaatom on seotud suure elektronegatiivsusega (O, N, S) aatomiga. Vesiniksideme tekkimine sõltub kahest põhjusest: esiteks, elektronegatiivse aatomiga seotud vesinikuaatomil ei ole elektrone ja seda saab kergesti sisestada teiste aatomite elektronpilvedesse, ja teiseks, kuna vesiniku aatomil on valents s-orbitaal. aatom on võimeline vastu võtma elektronegatiivse aatomi üksikuid elektronpaare ja moodustama sellega doonor-aktseptormehhanismi kaudu sideme.

Keemilisi sidemeid on neli peamist tüüpi:

1. Kovalentne sidemida teostavad jagatud elektronpaarid. See moodustub aastal mittemetallide aatomite kattuvate elektronpilvede (orbitaalide) tulemus. Mida suurem on elektronpilvede kattumine, seda tugevam on keemiline side. Kovalentne side võib olla polaarne või mittepolaarne. kovalentne mittepolaarneühendus esineb sama liiki aatomite vahel, millel on sama elektronegatiivsus. (Elektronegatiivsus on aatomite omadus elektrone enda poole meelitada.) Näiteks vesiniku molekuli moodustumist saab näidata diagrammiga:

H . + . h=h( : ) H H 2

või H . + . H = H-H

Samamoodi tekivad molekulid O 2, Cl 2, N 2, F 2 jne.

Mittepolaarne kovalentne side on sümmeetriline. Ühise (jagatud) elektronpaariga moodustatud elektronipilv kuulub võrdselt kahele aatomile.

polaarne kovalentneühendus esineb aatomite vahel, mille elektronegatiivsus erineb, kuid ainult veidi. Sel juhul nihkub ühine elektronpaar elektronegatiivsema elemendi poole, näiteks vesinikkloriidi molekuli tekkimisel nihkub sideme elektronpilv klooriaatomi poole. Selle nihke tõttu omandab klooriaatom osalise negatiivse laengu ja vesinikuaatom osalise positiivse laengu ning tekkiv molekul on polaarne.

H + Cl = H Cl H → Cl HCl

Molekulid HBr, HI, HF, H 2 O, CH 4 jne tekivad sarnaselt.

kovalentsed sidemed seal on vallaline(viib läbi üks ühine elektronpaar), kahekordne(rakendatud kahe ühise elektronpaariga), kolmekordne(rakendatud kolme ühise elektronpaari abil). Näiteks etaanis on kõik üksiksidemed, etüleenil kaksikside ja atsetüleenil kolmikside.

Etaan: CH 3 - CH 3 Etüleen: CH 2 \u003d CH 2 Atsetüleen: CH ≡ CH

2. Iooniline side esineb ühendites, mis on moodustatud elektronegatiivsuselt väga erinevate elementide aatomitest, see tähendab järsult vastandlike omadustega (metallide ja mittemetallide aatomid). Ioonid on laetud osakesed, milleks aatomid muutuvad tagasilöögi või elektronide kinnitumise tulemusena.

Iooniline side tekib vastupidiselt laetud ioonide elektrostaatilise külgetõmbe tõttu. Näiteks naatriumi aatom, loovutades oma elektroni, muutub positiivselt laetud iooniks ja klooriaatom, võttes selle elektroni vastu, muutub negatiivselt laetud iooniks. Naatriumi- ja klooriioonide elektrostaatilise külgetõmbe tõttu tekib ioonne side:

Na + Cl Na + + Cl – Na + Cl –

Naatriumkloriidi molekulid eksisteerivad ainult auru kujul. Tahkes (kristallilises) olekus koosnevad ioonühendid korrapäraselt paiknevatest positiivsetest ja negatiivsetest ioonidest. Sel juhul pole molekule.

Ioonset sidet võib vaadelda kovalentse sideme äärmusliku juhtumina.

3. Metallist sideesineb metallides ja sulamites. See viiakse läbi metalliioonide ja sotsialiseeritud elektronide vahelise külgetõmbe tõttu (need on valentselektronid, mis on oma orbiidilt lahkunud ja liiguvad ioonide vahelises metallitükis - "elektrongaas").

4. Vesinikside- see on omamoodi side, mis tekib ühe molekuli vesinikuaatomi, millel on osaline positiivne laeng, ja teise või sama molekuli elektronegatiivse aatomi vahel. Vesinikside võib olla molekulidevaheline ja molekulisisene. HF…HF…HF Tähistatakse punktidega. Kovalentsest nõrgem.

See artikkel räägib sellest, mis on kovalentne mittepolaarne side. Kirjeldatakse selle omadusi, seda moodustavate aatomite tüüpe. Näidatud on kovalentse sideme koht teist tüüpi aatomiühendite seas.

Füüsika või keemia?

Ühiskonnas on selline nähtus: üks osa homogeensest rühmast peab teist vähem intelligentseks, kohmakamaks. Näiteks naeravad britid iirlasi, keelpille mängivaid muusikuid - tšelliste, Venemaa elanikke - tšuktši etnilise rühma esindajaid. Kahjuks pole teadus erand: füüsikud peavad keemikuid teisejärgulisteks teadlasteks. Kuid nad teevad seda asjata: mõnikord on väga raske eraldada, kus on füüsika ja kus keemia. Selliseks näiteks on aatomite ühendamise meetodid aines (näiteks kovalentne mittepolaarne side): aatomi struktuur on üheselt füüsika, rauast ja väävlist raudsulfiidi tootmine, mille omadused erinevad mõlemast Fe omast. ja S on täpselt keemia, aga kahest erinevast aatomist saadakse homogeenne kombinatsioon – ei üht ega teist. See on midagi vahepealset, kuid traditsiooniliselt uuritakse sidemete teadust keemiaharuna.

Elektroonilised lood

Elektronide arvu ja paigutuse aatomis määravad neli kvantarvu: põhi-, orbitaal-, magnet- ja spinn. Nii et kõigi nende arvude kombinatsiooni kohaselt on esimesel orbitaalil ainult kaks s-elektroni, teisel kaks s-elektroni ja kuus p-elektroni jne. Tuuma laengu kasvades suureneb ka elektronide arv, täites üha uusi ja uusi tasandeid. Aine keemilised omadused määratakse selle järgi, kui palju ja milliseid elektrone on nende aatomite kestas. Kovalentne side, polaarne ja mittepolaarne, moodustub siis, kui kahe aatomi välisorbitaalil on kummalgi üks vaba elektron.

Kovalentse sideme teke

Alustuseks tuleb märkida, et aatomite elektronkihis olevate elektronide suhtes on vale öelda "orbiit" ja "positsioon". Heisenbergi põhimõtte kohaselt on elementaarosakese täpset asukohta võimatu määrata. Sel juhul oleks õigem rääkida elektronpilvest, mis oleks justkui kindlal kaugusel ümber tuuma "määrdunud". Seega, kui kahel aatomil (mõnikord samadel, mõnikord erinevatel keemilistel elementidel) on kummalgi üks vaba elektron, saavad nad need ühendada ühiseks orbitaaliks. Seega kuuluvad mõlemad elektronid korraga kahele aatomile. Nii tekib näiteks kovalentne mittepolaarne side.

Kovalentsete sidemete omadused

Kovalentsel sidemel on neli omadust: suund, küllastus, polaarsus, polariseeritavus. Sõltuvalt nende kvaliteedist muutuvad tekkiva aine keemilised omadused: küllastus näitab, kui palju sidemeid see aatom on võimeline looma, suunalisus näitab sidemete vahelist nurka, polariseeritavuse määrab tiheduse nihe ühe sideme osalise poole. Polaarsus on seevastu seotud sellise mõistega nagu elektronegatiivsus ja näitab, kuidas kovalentne mittepolaarne side erineb polaarsest. Üldiselt on aatomi elektronegatiivsus võime tõmmata ligi (või tõrjuda) stabiilsetes molekulides olevate naabrite elektrone. Näiteks kõige elektronegatiivsemad keemilised elemendid on hapnik, lämmastik, fluor, kloor. Kui kahe erineva aatomi elektronegatiivsus on sama, tekib kovalentne mittepolaarne side. Enamasti juhtub see siis, kui sama keemilise aine kaks aatomit ühendatakse molekuliks, näiteks H 2, N 2, Cl 2. Kuid see ei pruugi nii olla: PH 3 molekulides on kovalentne side samuti mittepolaarne.

Vesi, kristall, plasma

Looduses on sidemeid mitut tüüpi: vesinik-, metalli-, kovalentsed (polaarsed, mittepolaarsed), ioonsed. Seose annab täitmata elektronkihi struktuur ja see määrab nii aine struktuuri kui ka omadused. Nagu nimigi ütleb, leidub metallilist sidet ainult teatud kemikaalide kristallides. See on metalliaatomite vahelise sideme tüüp, mis määrab nende võime juhtida elektrivoolu. Tegelikult on sellele kinnistule üles ehitatud kaasaegne tsivilisatsioon. Vesi, inimese jaoks kõige olulisem aine, on ühe hapnikuaatomi ja kahe vesinikuaatomi kovalentse sideme tulemus. Nende kahe ristmiku vaheline nurk määrab vee ainulaadsed omadused. Paljudel ainetel on lisaks veele kasulikud omadused vaid seetõttu, et nende aatomid on omavahel seotud kovalentse sidemega (polaarne ja mittepolaarne). Iooniline side esineb kõige sagedamini kristallides. Kõige paljastavamad on laserite kasulikud omadused. Nüüd on need erinevad: töövedelikuga gaasi, vedeliku, isegi orgaanilise värvaine kujul. Kuid tahkislaseril on endiselt optimaalne võimsuse, suuruse ja kulude suhe. Kovalentne mittepolaarne keemiline side, nagu ka muud tüüpi aatomite interaktsioonid molekulides, on aga omane ainetele kolmes agregatsiooniseisundis: tahke, vedel, gaasiline. Aine neljanda agregatsiooni oleku, plasma puhul on seosest rääkida mõttetu. Tegelikult on see väga ioniseeritud kuumutatud gaas. Plasma olekus võivad aga olla ainete molekulid, mis on tavatingimustes tahked – metallid, halogeenid jne. Tähelepanuväärne on, et see aine agregaatolek võtab enda alla universumi suurima mahu: tähed, udukogud ja isegi tähtedevaheline ruum on segu erinevat tüüpi plasmast. Väiksemad osakesed, mis võivad sidesatelliitide päikesepaneelidest läbi murda ja GPS-süsteemi välja lülitada, on tolmune madalatemperatuuriline plasma. Seega on inimestele tuttav maailm, milles on oluline teada ainete keemilise sideme tüüpi, väga väike osa meid ümbritsevast universumist.

Riis. 2.1. Aatomitest molekulide tekkega kaasneb valentsorbitaalide elektronide ümberjaotumine ja viib selleni energiat saada sest molekulide energia on väiksem kui interakteeruvate aatomite energia. Joonisel on vesinikuaatomite vahelise mittepolaarse kovalentse keemilise sideme moodustumise skeem.

§2 Keemiline side

Normaalsetes tingimustes on molekulaarne olek stabiilsem kui aatomi olek. (joon.2.1). Molekulide moodustumisega aatomitest kaasneb elektronide ümberjaotumine valentsorbitaalidel ja see toob kaasa energia suurenemise, kuna molekulide energia on väiksem kui interakteeruvate aatomite energia(Lisa 3). Jõud, mis hoiavad aatomeid molekulides, on saanud üldistatud nimetuse keemiline side.

Aatomite vahelise keemilise sideme teostavad valentselektronid ja sellel on elektriline olemus . Keemilisi sidemeid on neli peamist tüüpi: kovalentne,iooniline,metallist ja vesinik.

1 Kovalentne side

Elektronpaaride poolt läbiviidavat keemilist sidet nimetatakse aatomiks või kovalentseks. . Kovalentsete sidemetega ühendeid nimetatakse aatomiteks või kovalentseteks. .

Kovalentse sideme tekkimisel tekivad interakteeruvate aatomite elektronpilvede kattumine, millega kaasneb energia vabanemine (joonis 2.1). Sel juhul tekib positiivselt laetud aatomituumade vahele suurenenud negatiivse laengutihedusega pilv. Coulombi tõmbejõudude toimel vastaslaengute vahel soosib negatiivse laengu tiheduse suurenemine tuumade lähenemist.

Kovalentne side moodustub aatomite väliskestade paaritutest elektronidest . Sel juhul tekivad vastassuunaliste spinnidega elektronid elektronide paar(joonis 2.2), ühine interakteeruvatele aatomitele. Kui aatomite vahele on tekkinud üks kovalentne side (üks ühine elektronpaar), siis nimetatakse seda üksik-, kahe-topelt jne.

Energia on keemilise sideme tugevuse mõõt. E sv kulus sideme hävitamisele (energia juurdekasvu üksikutest aatomitest ühendi moodustumisel). Tavaliselt mõõdetakse seda energiat 1 mooli kohta ained ja neid väljendatakse kilodžaulides mooli kohta (kJ ∙ mol -1). Üksiku kovalentse sideme energia jääb vahemikku 200–2000 kJmol–1.

Riis. 2.2. Kovalentne side on kõige üldisem keemilise sideme tüüp, mis tekib elektronpaari sotsialiseerumise tõttu vahetusmehhanismi kaudu. (a), kui iga interakteeruv aatom varustab ühte elektroni või doonor-aktseptormehhanismi kaudu (b) kui elektronpaari jagab üks aatom (doonor) teise aatomiga (aktseptor).

Kovalentsel sidemel on omadused küllastustunne ja keskenduda . Kovalentse sideme küllastumist mõistetakse kui aatomite võimet moodustada piiratud arv sidemeid oma naabritega, mille määrab nende paaritute valentselektronide arv. Kovalentse sideme suunalisus peegeldab tõsiasja, et jõud, mis hoiavad aatomeid üksteise lähedal, on suunatud piki aatomituumasid ühendavat sirgjoont. Pealegi, kovalentne side võib olla polaarne või mittepolaarne .

Millal mittepolaarne Kovalentses sidemes jaotub ühisest elektronpaarist moodustunud elektronipilv ruumis sümmeetriliselt mõlema aatomi tuuma suhtes. Mittepolaarne kovalentne side moodustub lihtainete aatomite vahel, näiteks gaaside identsete aatomite vahel, mis moodustavad kaheaatomilisi molekule (O 2, H 2, N 2, Cl 2 jne).

Millal polaarne kovalentne side elektronpilveside nihkub ühele aatomitest. Polaarse kovalentse sideme teke aatomite vahel on iseloomulik komplekssetele ainetele. Näiteks võivad olla lenduvate anorgaaniliste ühendite molekulid: HCl, H 2 O, NH 3 jne.

Tavalise elektronipilve nihkumise määr ühele aatomitest kovalentse sideme moodustumisel (sideme polaarsuse aste ) määrab peamiselt aatomituumade laeng ja interakteeruvate aatomite raadius .

Mida suurem on aatomituuma laeng, seda tugevamalt tõmbab see elektronpilve enda poole. Samal ajal, mida suurem on aatomi raadius, seda nõrgemalt hoitakse väliseid elektrone aatomituuma läheduses. Nende kahe teguri kumulatiivne mõju väljendub erinevate aatomite erinevas võimes kovalentsete sidemete pilve enda poole "tõmmata".

Molekulis oleva aatomi võimet elektrone enda poole meelitada nimetatakse elektronegatiivsuseks. . Seega iseloomustab elektronegatiivsus aatomi võimet kovalentset sidet polariseerida: mida suurem on aatomi elektronegatiivsus, seda rohkem nihkub kovalentse sideme elektronpilv selle poole .

Elektronegatiivsuse kvantifitseerimiseks on välja pakutud mitmeid meetodeid. Samal ajal kasutas elektronegatiivsuse määranud Ameerika keemiku Robert S. Mullikeni välja pakutud meetodit.  aatom kui pool oma energia summast E e elektronide ja energia afiinsused E i aatomi ionisatsioon:

. (2.1)

Ionisatsioonienergia aatomit nimetatakse energiaks, mis tuleb ära kulutada, et elektron sealt "ärarebida" ja lõpmatusse kaugusse eemaldada. Ionisatsioonienergia määratakse aatomite fotoioniseerimise või aatomite pommitamise teel elektriväljas kiirendatud elektronidega. Seda kõige väiksemat footonite või elektronide energia väärtust, millest piisab aatomite ioniseerimiseks, nimetatakse nende ionisatsioonienergiaks. E i. Tavaliselt väljendatakse seda energiat elektronvoltides (eV): 1 eV = 1,610 -19 J.

Aatomid on kõige valmis loovutama oma väliseid elektrone. metallid, mille väliskestal on väike arv paarituid elektrone (1, 2 või 3). Nendel aatomitel on madalaim ionisatsioonienergia. Seega võib ionisatsioonienergia väärtus olla elemendi suurema või väiksema "metallilisuse" mõõdupuu: mida madalam on ionisatsioonienergia, seda tugevamalt tuleb seda väljendada. metallistomadused element.

D.I. Mendelejevi elementide perioodilise süsteemi samas alamrühmas väheneb elemendi järjekorranumbri suurenemisega selle ionisatsioonienergia (tabel 2.1), mis on seotud aatomi raadiuse suurenemisega (tabel 1.2) ja , järelikult väliste elektronide sideme nõrgenemisega tuumaga. Sama perioodi elementide puhul suureneb ionisatsioonienergia seerianumbri suurenemisega. See on tingitud aatomi raadiuse vähenemisest ja tuumalaengu suurenemisest.

Energia E e, mis vabaneb elektroni kinnitumisel vaba aatomi külge, nimetatakse elektronide afiinsus(väljendatud ka eV-s). Energia vabanemine (mitte neeldumine), kui laetud elektron on seotud mõne neutraalse aatomiga, on seletatav asjaoluga, et täidetud väliskestaga aatomid on looduses kõige stabiilsemad. Seetõttu on nende aatomite jaoks, milles need kestad on “veidi täitmata” (st enne täitmist on puudu 1, 2 või 3 elektroni), on energeetiliselt kasulik siduda elektronid enda külge, muutudes negatiivselt laetud ioonideks 1 . Selliste aatomite hulka kuuluvad näiteks halogeeniaatomid (tabel 2.1) - D. I. Mendelejevi perioodilise süsteemi seitsmenda rühma (peamine alarühm) elemendid. Metalli aatomite elektronafiinsus on tavaliselt null või negatiivne, s.t. neile on energeetiliselt ebasoodne täiendavate elektronide kinnitumine, nende hoidmiseks aatomite sees on vaja lisaenergiat. Mittemetallide aatomite elektronafiinsus on alati positiivne ja mida suurem, seda lähemal vääris(inertsele) gaasile mittemetall perioodilises süsteemis paikneb. See näitab tõusu mittemetallilised omadused kui läheneme perioodi lõpule.

Kõigest öeldu põhjal on selge, et aatomite elektronegatiivsus (2.1) suureneb iga perioodi elementide puhul vasakult paremale ja väheneb ülalt alla suunas Mendelejevi perioodilisuse sama rühma elementide puhul. süsteem. Pole aga raske mõista, et aatomitevahelise kovalentse sideme polaarsusastme iseloomustamisel ei ole oluline mitte elektronegatiivsuse absoluutväärtus, vaid sidet moodustavate aatomite elektronegatiivsuse suhe. . Niisiis praktikas kasutavad nad elektronegatiivsuse suhtelisi väärtusi(tabel 2.1), võttes ühikuks liitiumi elektronegatiivsuse.

Kovalentse keemilise sideme polaarsuse iseloomustamiseks kasutatakse aatomite suhtelise elektronegatiivsuse erinevust. Tavaliselt loetakse aatomite A ja B vahelist sidet puhtalt kovalentseks, kui |  A – B|0,5.