Mida iseloomustab kovalentne side? Kovalentsed sidemed

Ühtse riigieksami kodifitseerija teemad: Kovalentne keemiline side, selle liigid ja tekkemehhanismid. Kovalentsete sidemete tunnused (polaarsus ja sideme energia). Iooniline side. Metallist ühendus. Vesinikside

Intramolekulaarsed keemilised sidemed

Esiteks, vaatame sidemeid, mis tekivad molekulide sees olevate osakeste vahel. Selliseid ühendusi nimetatakse intramolekulaarne.

Keemiline side aatomite vahel keemilised elemendid on elektrostaatilise iseloomuga ja moodustub tänu väliste (valents)elektronide vastastikmõju, enamasti või vähemal määral mida hoiavad positiivselt laetud tuumad seotud aatomid.

Võtmekontseptsioon on siin ELEKTRONEGATIIVSUS. Tema määrab tüübi keemiline side aatomite vahel ja selle sideme omadused.

on aatomi võime meelitada (kinni hoida) välised(valents) elektronid. Elektronegatiivsuse määrab väliste elektronide tuuma külgetõmbeaste ja see sõltub eelkõige aatomi raadiusest ja tuuma laengust.

Elektronegatiivsust on raske üheselt määrata. L. Pauling koostas suhteliste elektronegatiivsuste tabeli (põhineb kaheaatomiliste molekulide sideme energiatel). Kõige elektronegatiivsem element on fluor tähendusega 4 .

Oluline on märkida, et erinevatest allikatest võib leida erinevaid elektronegatiivsuse väärtuste skaalasid ja tabeleid. Seda ei tohiks karta, kuna keemilise sideme moodustumine mängib rolli aatomitest ja see on igas süsteemis ligikaudu sama.

Kui üks keemilise sideme A:B aatomitest tõmbab elektrone tugevamini ligi, siis elektronpaar liigub selle poole. Rohkem elektronegatiivsuse erinevus aatomit, seda rohkem elektronpaar nihkub.

Kui interakteeruvate aatomite elektronegatiivsused on võrdsed või ligikaudu võrdsed: EO(A)≈EO(B), siis ühine elektronpaar ei nihku ühelegi aatomile: A: B. Seda ühendust nimetatakse kovalentne mittepolaarne.

Kui interakteeruvate aatomite elektronegatiivsused erinevad, kuid mitte väga (erinevus elektronegatiivsuses on ligikaudu 0,4 kuni 2): 0,4<ΔЭО<2 ), siis nihutatakse elektronpaar ühte aatomitest. Seda ühendust nimetatakse kovalentne polaarne .

Kui interakteeruvate aatomite elektronegatiivsused erinevad oluliselt (elektronegatiivsuse erinevus on suurem kui 2: ΔEO>2), siis kantakse üks elektronidest koos moodustumisega peaaegu täielikult üle teisele aatomile ioonid. Seda ühendust nimetatakse iooniline.

Keemiliste sidemete põhitüübid − kovalentne, iooniline Ja metallist side. Vaatame neid lähemalt.

Kovalentne keemiline side

Kovalentne side – see on keemiline side , mis on tekkinud tänu ühise elektronpaari A:B moodustumine . Pealegi kaks aatomit kattuvad aatomi orbitaalid. Kovalentne side tekib väikese elektronegatiivsuse erinevusega aatomite vastasmõjul (tavaliselt kahe mittemetalli vahel) või ühe elemendi aatomid.

Kovalentsete sidemete põhiomadused

• keskenduda,
• küllastatavus,
• polaarsus,
• polariseeritavus.

Need sidumisomadused mõjutavad ainete keemilisi ja füüsikalisi omadusi.

Suhtlemissuund iseloomustab ainete keemilist ehitust ja vormi. Kahe sideme vahelisi nurki nimetatakse sidenurkadeks. Näiteks veemolekulis on sidenurk H-O-H 104,45 o, seetõttu on veemolekul polaarne ja metaani molekulis sidenurk H-C-H on 108 o 28′.

Küllastus on aatomite võime moodustada piiratud arvu kovalentseid keemilisi sidemeid. Sidemete arvu, mida aatom võib moodustada, nimetatakse.

Polaarsus side tekib elektrontiheduse ebaühtlase jaotumise tõttu kahe erineva elektronegatiivsusega aatomi vahel. Kovalentsed sidemed jagunevad polaarseteks ja mittepolaarseteks.

Polariseeritavus ühendused on sideme elektronide võime nihkuda välise elektrivälja mõjul(eelkõige mõne teise osakese elektriväli). Polariseeritavus sõltub elektronide liikuvusest. Mida kaugemal elektron tuumast asub, seda liikuvam ta on ja vastavalt sellele on molekul polariseeritavam.

Kovalentne mittepolaarne keemiline side

Kovalentset sidet on kahte tüüpi - POLAR Ja MITTEPOLAAR .

Näide . Vaatleme vesiniku molekuli H2 struktuuri. Iga vesinikuaatom oma välisel energiatasemel kannab 1 paaristamata elektroni. Aatomi kuvamiseks kasutame Lewise struktuuri – see on diagramm aatomi välisenergia taseme struktuurist, kui elektronid on tähistatud punktidega. Lewise punktistruktuuri mudelid on teise perioodi elementidega töötamisel üsna abiks.

H. + . H = H:H

Seega on vesiniku molekulil üks ühine elektronpaar ja üks H-H keemiline side. See elektronpaar ei nihku ühelegi vesinikuaatomile, sest Vesinikuaatomitel on sama elektronegatiivsus. Seda ühendust nimetatakse kovalentne mittepolaarne .

Kovalentne mittepolaarne (sümmeetriline) side on kovalentne side, mille moodustavad võrdse elektronegatiivsusega aatomid (tavaliselt samad mittemetallid) ja seega ühtlase elektrontiheduse jaotusega aatomituumade vahel.

Mittepolaarsete sidemete dipoolmoment on 0.

Näited: H2 (H-H), O2 (O=O), S8.

Kovalentne polaarne keemiline side

Kovalentne polaarne side on kovalentne side, mis tekib vahel erineva elektronegatiivsusega aatomid (tavaliselt, mitmesugused mittemetallid) ja seda iseloomustatakse nihe jagatud elektronpaar elektronegatiivsema aatomiga (polarisatsioon).

Elektrontihedus nihkub elektronegatiivsemale aatomile - seetõttu tekib sellele osaline negatiivne laeng (δ-) ja osaline positiivne laeng (δ+, delta +) vähem elektronegatiivsele aatomile.

Mida suurem on aatomite elektronegatiivsuse erinevus, seda suurem polaarsusühendused ja palju muud dipoolmoment . Naabermolekulide ja vastupidise märgiga laengute vahel toimivad täiendavad tõmbejõud, mis suureneb tugevus side.

Sidemete polaarsus mõjutab ühendite füüsikalisi ja keemilisi omadusi. Reaktsioonimehhanismid ja isegi naabersidemete reaktsioonivõime sõltuvad sideme polaarsusest. Sageli määrab ühenduse polaarsus molekuli polaarsus ja seega mõjutab otseselt selliseid füüsikalisi omadusi nagu keemis- ja sulamistemperatuur, lahustuvus polaarsetes lahustites.

Näited: HCl, CO 2, NH 3.

Kovalentse sideme moodustumise mehhanismid

Kovalentsed keemilised sidemed võivad tekkida kahel mehhanismil:

1. Vahetusmehhanism kovalentne keemiline side tekib siis, kui iga osake annab ühe paaritu elektroni, et moodustada ühine elektronpaar:

A . + . B = A:B

2. Kovalentse sideme moodustumine on mehhanism, milles üks osake annab üksiku elektronpaari ja teine ​​osake selle elektronipaari jaoks vaba orbitaali:

V: + B = A:B

Sel juhul annab üks aatomitest üksiku elektronpaari ( doonor) ja teine ​​aatom annab selle paari jaoks vaba orbitaali ( aktsepteerija). Mõlema sideme tekkimise tulemusena väheneb elektronide energia, s.o. see on aatomitele kasulik.

Doonor-aktseptor mehhanismi poolt moodustatud kovalentne side ei erine omadustes muudest vahetusmehhanismi poolt moodustatud kovalentsetest sidemetest. Kovalentse sideme moodustumine doonor-aktseptormehhanismi abil on tüüpiline aatomitele, mille välisenergia tasemel on palju elektrone (elektronidoonorid) või vastupidi, väga väikese elektronide arvuga (elektronide aktseptorid). Aatomite valentsusvõimetest on täpsemalt juttu vastavas osas.

Kovalentne side moodustub doonor-aktseptormehhanismi kaudu:

- molekulis süsinikmonooksiid CO(side molekulis on kolmik, 2 sidet tekib vahetusmehhanismi, üks doonor-aktseptor mehhanismi abil): C≡O;

- V ammooniumi ioon NH 4 +, ioonides orgaanilised amiinid näiteks metüülammooniumioonis CH3-NH2+;

- V komplekssed ühendid keemiline side keskaatomi ja ligandirühmade vahel, näiteks naatriumtetrahüdroksoaluminaadis Na side alumiiniumi ja hüdroksiidioonide vahel;

- V lämmastikhape ja selle soolad- nitraadid: HNO 3, NaNO 3, mõnedes teistes lämmastikuühendites;

- molekulis osoon O3.

Kovalentsete sidemete põhiomadused

Kovalentsed sidemed tekivad tavaliselt mittemetallide aatomite vahel. Kovalentse sideme peamised omadused on pikkus, energia, paljusus ja suund.

Keemilise sideme paljusus

Keemilise sideme paljusus - See jagatud elektronpaaride arv ühendi kahe aatomi vahel. Sideme paljusust saab molekuli moodustavate aatomite väärtuste järgi üsna lihtsalt määrata.

Näiteks , vesiniku molekulis H 2 on sideme kordsus 1, sest Iga vesiniku välisel energiatasemel on ainult 1 paaritu elektron, seega moodustub üks jagatud elektronide paar.

O 2 hapniku molekulis on sideme kordsus 2, sest Igal välise energiataseme aatomil on 2 paaristamata elektroni: O=O.

Lämmastiku molekulis N2 on sideme kordsus 3, sest iga aatomi vahel on välisel energiatasemel 3 paaristamata elektroni ja aatomid moodustavad 3 ühist elektronpaari N≡N.

Kovalentse sideme pikkus

Keemilise sideme pikkus on sidet moodustavate aatomite tuumade tsentrite vaheline kaugus. See määratakse eksperimentaalsete füüsikaliste meetoditega. Sideme pikkust saab ligikaudselt hinnata liitmisreegli abil, mille kohaselt on sideme pikkus AB molekulis ligikaudu võrdne poolega sideme pikkuste summast molekulides A 2 ja B 2:

Keemilise sideme pikkust saab ligikaudselt hinnata aatomiraadiuste järgi sideme moodustamine või suhtluse paljususe järgi, kui aatomite raadiused ei ole väga erinevad.

Kui sidet moodustavate aatomite raadiused suurenevad, suureneb sideme pikkus.

Näiteks

Kui aatomitevaheliste sidemete paljusus suureneb (mille aatomiraadiused ei erine või erinevad vaid veidi), sideme pikkus väheneb.

Näiteks . Reas: C–C, C=C, C≡C sideme pikkus väheneb.

Suhtlemisenergia

Keemilise sideme tugevuse mõõt on sideme energia. Suhtlemisenergia määratud energiaga, mis on vajalik sideme katkestamiseks ja sidet moodustavate aatomite eemaldamiseks üksteisest lõpmatult suurele kaugusele.

Kovalentne side on väga vastupidav. Selle energia ulatub mitmekümnest kuni mitmesaja kJ/mol. Mida suurem on sideme energia, seda suurem on sideme tugevus ja vastupidi.

Keemilise sideme tugevus sõltub sideme pikkusest, polaarsusest ja sideme kordsusest. Mida pikem on keemiline side, seda lihtsam on see puruneda ja mida madalam on sideme energia, seda väiksem on selle tugevus. Mida lühem on keemiline side, seda tugevam see on ja seda suurem on sideme energia.

Näiteks, ühendite reas HF, HCl, HBr vasakult paremale, keemilise sideme tugevus väheneb, sest Ühenduse pikkus suureneb.

Iooniline keemiline side

Iooniline side on keemiline side, mis põhineb ioonide elektrostaatiline külgetõmme.

Ioonid moodustuvad aatomite poolt elektronide vastuvõtmise või loovutamise protsessis. Näiteks hoiavad kõigi metallide aatomid nõrgalt elektrone väliselt energiatasemelt. Seetõttu iseloomustavad metalliaatomeid taastavad omadused- elektronide loovutamise võime.

Näide. Naatriumi aatom sisaldab 1 elektroni energiatasemel 3. Sellest kergesti loobudes moodustab naatriumi aatom palju stabiilsema Na + iooni, mille elektronkonfiguratsioon on väärisgaasi neoon Ne. Naatriumioon sisaldab 11 prootonit ja ainult 10 elektroni, seega on iooni kogulaeng -10+11 = +1:

+11Na) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8

Näide. Kloori aatom oma välisel energiatasemel sisaldab 7 elektroni. Stabiilse inertse argooni aatomi Ar konfiguratsiooni saamiseks peab kloor saama 1 elektroni. Pärast elektroni lisamist moodustub stabiilne klooriioon, mis koosneb elektronidest. Iooni kogulaeng on -1:

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Märge:

• Ioonide omadused erinevad aatomite omadustest!
• Stabiilsed ioonid võivad tekkida mitte ainult aatomid, aga ka aatomite rühmad. Näiteks: ammooniumioon NH 4 +, sulfaat ioon SO 4 2- jne. Selliste ioonide poolt moodustatud keemilisi sidemeid loetakse samuti ioonseteks;
• Ioonsed sidemed tekivad tavaliselt üksteise vahel metallid Ja mittemetallid(mittemetallirühmad);

Saadud ioonid tõmbavad endasse elektrilise külgetõmbe tõttu: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Teeme visuaalselt kokkuvõtte Erinevused kovalentsete ja ioonsete sidemete vahel:

Metallist ühendus on ühendus, mis moodustub suhteliselt vabad elektronid vahel metalliioonid, moodustades kristallvõre.

Metalli aatomid asuvad tavaliselt välisel energiatasandil üks kuni kolm elektroni. Metalli aatomite raadiused on reeglina suured - seetõttu annavad metalliaatomid erinevalt mittemetallidest üsna kergesti ära oma välised elektronid, s.t. on tugevad redutseerivad ained.

Elektrone loovutades muutuvad metalliaatomid positiivselt laetud ioonid . Eraldunud elektronid on suhteliselt vabad liiguvad positiivselt laetud metalliioonide vahel. Nende osakeste vahel tekib seos, sest jagatud elektronid hoiavad koos kihtidesse paigutatud metallikatione , luues seega üsna tugeva metallist kristallvõre . Sellisel juhul liiguvad elektronid pidevalt kaootiliselt, s.t. Pidevalt ilmuvad uued neutraalsed aatomid ja uued katioonid.

Molekulidevahelised interaktsioonid

Eraldi tasub kaaluda interaktsioone, mis tekivad aine üksikute molekulide vahel - molekulidevahelised interaktsioonid . Molekulidevahelised interaktsioonid on neutraalsete aatomite vahelise interaktsiooni tüüp, milles uusi kovalentseid sidemeid ei teki. Molekulidevahelise vastasmõju jõud avastas Van der Waals 1869. aastal ja sai tema järgi nime Van dar Waalsi väed. Van der Waalsi väed jagunevad orientatsiooni, induktsioon Ja hajutav . Molekulidevaheliste interaktsioonide energia on palju väiksem kui keemiliste sidemete energia.

Orienteerumise tõmbejõud tekivad polaarsete molekulide vahel (dipool-dipool interaktsioon). Need jõud esinevad polaarsete molekulide vahel. Induktiivsed vastasmõjud on interaktsioon polaarse ja mittepolaarse molekuli vahel. Mittepolaarne molekul polariseerub polaarse toime tõttu, mis tekitab täiendava elektrostaatilise külgetõmbe.

Molekulidevahelise interaktsiooni eriliik on vesiniksidemed. - need on molekulidevahelised (või intramolekulaarsed) keemilised sidemed, mis tekivad molekulide vahel, millel on väga polaarsed kovalentsed sidemed - H-F, H-O või H-N. Kui molekulis on sellised sidemed, siis molekulide vahel on neid täiendavad atraktiivsed jõud .

Haridusmehhanism vesinikside on osaliselt elektrostaatiline ja osaliselt doonor-aktseptor. Sel juhul on elektronpaari doonoriks tugevalt elektronegatiivse elemendi (F, O, N) aatom ja aktseptoriks nende aatomitega seotud vesinikuaatomid. Vesiniksidemeid iseloomustavad keskenduda ruumis ja küllastus

Vesiniksidemeid saab tähistada punktidega: H ··· O. Mida suurem on vesinikuga ühendatud aatomi elektronegatiivsus ja mida väiksem on selle suurus, seda tugevam on vesinikside. See on tüüpiline peamiselt ühenduste jaoks fluor vesinikuga , samuti hapnik ja vesinik , vähem lämmastik vesinikuga .

Vesiniksidemed tekivad järgmiste ainete vahel:

— vesinikfluoriid HF(gaas, vesinikfluoriidi lahus vees - vesinikfluoriidhape), vesi H2O (aur, jää, vedel vesi):

— ammoniaagi ja orgaaniliste amiinide lahus- ammoniaagi ja vee molekulide vahel;

— orgaanilised ühendid, milles O-H või N-H sidemed: alkoholid, karboksüülhapped, amiinid, aminohapped, fenoolid, aniliin ja selle derivaadid, valgud, süsivesikute lahused - monosahhariidid ja disahhariidid.

Vesinikside mõjutab ainete füüsikalisi ja keemilisi omadusi. Seega muudab molekulide vaheline lisatõmme ainete keemise keeruliseks. Vesiniksidemetega ainete keemistemperatuur tõuseb ebanormaalselt.

Näiteks Reeglina täheldatakse molekulmassi suurenemisega ainete keemistemperatuuri tõusu. Samas mitmes aines H2O-H2S-H2Se-H2Te me ei tähelda keemispunktide lineaarset muutust.

Nimelt kl vee keemispunkt on ebatavaliselt kõrge - mitte vähem kui -61 o C, nagu sirgjoon meile näitab, aga palju rohkem, +100 o C. Seda anomaaliat seletatakse veemolekulide vaheliste vesiniksidemete olemasoluga. Seetõttu on tavatingimustes (0-20 o C) vesi vedel faasi oleku järgi.

Kovalentne side moodustuvad mittemetallide koosmõjul. Mittemetalli aatomitel on kõrge elektronegatiivsus ja nad kipuvad täitma välise elektronikihi võõraste elektronidega. Kaks sellist aatomit võivad minna stabiilsesse olekusse, kui nad ühendavad oma elektronid .

Vaatleme kovalentse sideme moodustumist lihtne ained.

1.Vesiniku molekuli moodustumine.

Iga aatom vesinik on üks elektron. Stabiilsesse olekusse üleminekuks vajab see veel ühte elektroni.

Kui kaks aatomit lähenevad, kattuvad elektronpilved. Moodustub ühine elektronpaar, mis seob vesinikuaatomid molekuliks.

Kahe tuuma vaheline ruum jagab rohkem elektrone kui mujal. Piirkond, kus suurenenud elektrontihedus ja negatiivne laeng. Selle poole tõmbavad positiivselt laetud tuumad ja moodustub molekul.

Sel juhul saab iga aatom valmis kaheelektronilise välistaseme ja läheb stabiilsesse olekusse.

Kovalentset sidet, mis on tingitud ühe jagatud elektronpaari moodustumisest, nimetatakse üksikuks.

Jagatud elektronide paarid (kovalentsed sidemed) tekivad tänu paarimata elektronid, paiknevad interakteeruvate aatomite välistel energiatasanditel.

Vesinikul on üks paaritu elektron. Teiste elementide puhul on nende arv 8 - rühma number.

Mittemetallid VII Ja rühmadel (halogeenidel) on väliskihil üks paaritu elektron.

Mittemetallides VI A rühmadel (hapnik, väävel) on kaks sellist elektroni.

Mittemetallides V Ja rühmadel (lämmastik, fosfor) on kolm paarita elektroni.

2.Fluori molekuli moodustumine.

Atom fluoriid on välistasandil seitse elektroni. Neist kuus moodustavad paarid ja seitsmes on paaritu.

Aatomite liitumisel moodustub üks ühine elektronpaar, st tekib üks kovalentne side. Iga aatom saab valmis kaheksaelektronilise väliskihi. Side fluori molekulis on samuti üksik. Molekulides eksisteerivad samad üksiksidemed kloor, broom ja jood .

Kui aatomitel on mitu paaristamata elektroni, moodustub kaks või kolm ühist paari.

3.Hapniku molekuli moodustumine.

Aatomi juures hapnikku välistasandil on kaks paaristamata elektroni.

Kui kaks aatomit interakteeruvad hapnikku tekib kaks ühist elektronpaari. Iga aatom täidab oma välistasandi kuni kaheksa elektroniga. Hapniku molekulil on kaksikside.

Kovalentne keemiline side esineb sarnaste või võrdsete elektronegatiivsusväärtustega aatomite vahel. Oletame, et kloor ja vesinik kipuvad elektrone ära võtma ja võtma lähima väärisgaasi struktuuri, mis tähendab, et kumbki neist ei anna teisele elektroni. Kuidas need ikkagi seotud on? See on lihtne – nad jagavad omavahel, tekib ühine elektronpaar.

Vaatame nüüd kovalentse sideme eripärasid.

Erinevalt ioonsetest ühenditest hoiavad kovalentsete ühendite molekule koos "molekulidevahelised jõud", mis on palju nõrgemad kui keemilised sidemed. Sellega seoses iseloomustatakse kovalentseid sidemeid küllastatavus– piiratud arvu ühenduste moodustamine.

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

Kui kovalentse sideme molekulis moodustavad identsed aatomid või võrdse elektronegatiivsusega aatomid, siis pole sellisel sidemel polaarsust, 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 vahel ebaühtlaselt ja moodustub 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 asuvad üksteisest teatud kaugusel. Dipoolmomenti kasutatakse sideme polaarsuse mõõtmiseks:

Ühenduse polaarsus on seda suurem, mida suurem on dipoolmoment. Molekulid on mittepolaarsed, kui dipoolmoment on null.

Seoses ülaltoodud omadustega võime järeldada, et kovalentsed ühendid on lenduvad ning neil on madal sulamis- ja keemistemperatuur. Elektrivool ei saa neid ühendusi läbida, seega on need halvad juhid ja head isolaatorid. Kuumutamisel süttivad paljud kovalentsete sidemetega ühendid. Enamasti on need süsivesinikud, aga ka oksiidid, sulfiidid, mittemetallide halogeniidid ja siirdemetallid.

Kovalentne side on aatomite side, kasutades ühiseid (nende vahel jagatud) elektronpaare. Sõnas "kovalentne" tähendab eesliide "co-" "ühist osalust". Ja "valens" tähendab vene keelde tõlgituna jõudu, võimet. Antud juhul peame silmas aatomite võimet siduda teiste aatomitega.

Kovalentse sideme moodustumisel ühendavad aatomid oma elektronid justkui ühiseks “notsupangaks” – molekulaarorbitaaliks, mis moodustub üksikute aatomite aatomikestest. See uus kest sisaldab võimalikult täielikku elektronide arvu ja asendab aatomid nende enda mittetäielike aatomikestadega.

Ideid vesiniku molekuli moodustumise mehhanismi kohta laiendati keerukamatele molekulidele. Selle alusel välja töötatud keemilise sideme teooriat nimetati valentssideme meetod (VS meetod). BC-meetod põhineb järgmistel sätetel:

1) Kovalentse sideme moodustavad kaks vastassuunaliste spinnidega elektroni ja see elektronpaar kuulub kahele aatomile.

2) Mida rohkem elektronpilved kattuvad, seda tugevam on kovalentne side.

Kaheelektroniliste kahetsentriliste sidemete kombinatsioone, mis peegeldavad molekuli elektroonilist struktuuri, nimetatakse valentsskeemideks. Näited valentsahelate ehitamisest:

Valentsskeemid kehastavad esitusi kõige selgemini Lewis keemilise sideme moodustumise kohta elektronide jagamise teel väärisgaasi elektronkihi moodustamisega: vesinik– kahest elektronist (kest Tema), Sest lämmastik– kaheksast elektronist (kest Ne).

29. Mittepolaarsed ja polaarsed kovalentsed sidemed.

Kui kaheaatomiline molekul koosneb ühe elemendi aatomitest, siis elektronpilv jaotub ruumis aatomituumade suhtes sümmeetriliselt. Sellist kovalentset sidet nimetatakse mittepolaarseks. Kui erinevate elementide aatomite vahel tekib kovalentne side, siis ühine elektronpilv nihkub ühe aatomi poole. Sel juhul on kovalentne side polaarne.

Polaarse kovalentse sideme tekkimise tulemusena omandab elektronegatiivsem aatom osalise negatiivse laengu, väiksema elektronegatiivsusega aatom aga osalise positiivse laengu. Neid laenguid nimetatakse tavaliselt molekulis olevate aatomite efektiivseteks laenguteks. Neil võib olla murdosa väärtus.

30. Kovalentsete sidemete väljendamise meetodid.

On kaks peamist haridusviisi kovalentne side * .

1) Sideme moodustav elektronpaar võib tekkida paaritumise tõttu elektronid, saadaval erutamata aatomid. Loodud kovalentsete sidemete arvu suurenemisega kaasneb rohkem energia vabanemine, kui kulub aatomi ergastamisele. Kuna aatomi valents sõltub paaritute elektronide arvust, põhjustab ergastus valentsi suurenemist. Lämmastiku, hapniku ja fluori aatomite puhul paaritute elektronide arv ei suurene, sest teisel tasemel vabu kohti pole orbitaalid* ning elektronide liikumine kolmandale kvanttasemele nõuab oluliselt rohkem energiat kui see, mis vabaneks täiendavate sidemete tekkimisel. Seega kui aatom on ergastatud, siis elektronide üleminekud vabaksorbitaalid võimalik ainult ühe energiataseme piires.

2) Kovalentsed sidemed võivad tekkida aatomi välises elektronkihis olevate paariselektronide tõttu. Sel juhul peab teisel aatomil olema väliskihil vaba orbitaal. Aatomit, mis annab oma elektronpaari kovalentse sideme * moodustamiseks, nimetatakse doonoriks ja aatomit, mis annab tühja orbitaali, nimetatakse aktseptoriks. Sel viisil moodustunud kovalentset sidet nimetatakse doonor-aktseptor sidemeks. Ammooniumkatioonis on see side oma omadustelt absoluutselt identne ülejäänud kolme esimese meetodiga moodustunud kovalentse sidemega, seetõttu ei tähenda mõiste "doonor-aktseptor" mingit erilist sideme tüüpi, vaid ainult selle moodustamise meetodit.

Keemiline side on osakeste (ioonide või aatomite) interaktsioon, mis toimub viimasel elektroonilisel tasemel asuvate elektronide vahetamise protsessis. Selliseid sidemeid on mitut tüüpi: kovalentsed (see jaguneb mittepolaarseteks ja polaarseteks) ja ioonsed. Selles artiklis käsitleme üksikasjalikumalt esimest tüüpi keemilisi sidemeid - kovalentseid sidemeid. Ja kui täpsem olla, siis selle polaarsel kujul.

Polaarne kovalentne side on keemiline side naaberaatomite valentselektronipilvede vahel. Eesliide "co-" tähendab sel juhul "koos" ja tüvi "valents" on tõlgitud kui tugevus või võime. Neid kahte elektroni, mis omavahel seostuvad, nimetatakse elektronpaariks.

Lugu

Hiljem, juba 1927. aastal, kirjeldasid F. London ja W. Heitler, võttes näiteks vesiniku molekuli kui keemiliselt ja füüsikaliselt lihtsaima mudeli, kovalentset sidet. Nad võtsid asja üle teisest otsast ja põhjendasid oma tähelepanekuid kvantmehaanika abil.

Reaktsiooni olemus

Aatomi vesiniku muundumine molekulaarseks vesinikuks on tüüpiline keemiline reaktsioon, mille kvalitatiivseks tunnuseks on kahe elektroni ühinemisel suur soojuse vabanemine. See näeb välja umbes selline: kaks heeliumi aatomit lähenevad üksteisele, kummagi orbiidil on üks elektron. Siis tulevad need kaks pilve lähemale ja moodustavad uue, sarnase heeliumi kestaga, milles juba kaks elektroni pöörlevad.

Valmis elektronkatted on stabiilsemad kui mittetäielikud, mistõttu on nende energia oluliselt väiksem kui kahel eraldi aatomil. Molekuli moodustumisel hajub liigne soojus keskkonda.

Klassifikatsioon

Keemias on kahte tüüpi kovalentseid sidemeid:

1. Kovalentne mittepolaarne side, mis on moodustunud sama mittemetallilise elemendi, nagu hapnik, vesinik, lämmastik, süsinik, kahe aatomi vahel.
2. Erinevate mittemetallide aatomite vahel tekib polaarne kovalentne side. Hea näide on vesinikkloriidi molekul. Kui kahe elemendi aatomid ühinevad üksteisega, kandub vesinikust paaritu elektron osaliselt klooriaatomi viimasele elektrontasemele. Seega tekib vesinikuaatomil positiivne laeng ja klooriaatomil negatiivne laeng.

Doonori-aktseptori side on ka kovalentse sideme tüüp. See seisneb selles, et paari üks aatom annab mõlemad elektronid, muutudes doonoriks, ja neid vastuvõtvat aatomit peetakse vastavalt aktseptoriks. Kui aatomite vahel tekib side, suureneb doonori laeng ühe võrra ja aktseptori laeng väheneb.

Poolpolaarne ühendus - e e võib pidada doonor-aktseptori alatüübiks. Ainult sel juhul ühinevad aatomid, millest ühel on täielik elektronorbitaal (halogeenid, fosfor, lämmastik) ja teisel - kaks paarita elektroni (hapnik). Ühenduse loomine toimub kahes etapis:

• esmalt eemaldatakse üksikust paarist üks elektron ja lisatakse paaritutele;
• ülejäänud paaritute elektroodide liit, st moodustub kovalentne polaarne side.

Omadused

Polaarsel kovalentsel sidemel on oma füüsikalised ja keemilised omadused, nagu suund, küllastus, polaarsus, polariseeritavus. Need määravad saadud molekulide omadused.

Sideme suund sõltub tekkiva aine tulevasest molekulaarstruktuurist, nimelt geomeetrilisest kujust, mille kaks aatomit ühinemisel moodustavad.

Küllastus näitab, kui palju kovalentseid sidemeid võib aine üks aatom moodustada. Seda arvu piirab väliste aatomiorbitaalide arv.

Molekuli polaarsus tekib seetõttu, et kahest erinevast elektronist moodustunud elektronipilv on kogu oma ümbermõõdu ulatuses ebaühtlane. See tuleneb nende negatiivse laengu erinevusest. See omadus määrab, kas side on polaarne või mittepolaarne. Kui sama elemendi kaks aatomit ühinevad, on elektronipilv sümmeetriline, mis tähendab, et kovalentne side on mittepolaarne. Ja kui erinevate elementide aatomid ühinevad, tekib asümmeetriline elektronipilv, molekuli nn dipoolmoment.

Polariseeritavus peegeldab seda, kui aktiivselt nihkuvad molekulis olevad elektronid väliste füüsikaliste või keemiliste mõjurite, näiteks elektri- või magnetvälja või muude osakeste mõjul.

Saadud molekuli kaks viimast omadust määravad selle võime reageerida teiste polaarsete reagentidega.

Sigma side ja pi side

Nende sidemete teke sõltub elektrontiheduse jaotusest elektronipilves molekuli moodustumise ajal.

Sigma sidet iseloomustab elektronide tihe akumulatsioon piki aatomite tuumasid ühendavat telge, see tähendab horisontaaltasapinnal.

Pi-sidet iseloomustab elektronpilvede tihenemine nende ristumiskohas, st aatomituuma kohal ja all.

Seose visualiseerimine valemikirjes

Näiteks võime võtta klooriaatomi. Selle välimine elektrooniline tase sisaldab seitset elektroni. Valemis on need paigutatud kolmeks paariks ja üheks paarituks elektroniks elemendi sümboli ümber punktidena.

Kui kirjutate kloori molekuli samal viisil, näete, et kaks paaritu elektroni on moodustanud kahe aatomi jaoks ühise paari, mida nimetatakse jagatud. Sel juhul sai igaüks neist kaheksa elektroni.

Okteti-dubleti reegel

Keemik Lewis, kes pakkus välja, kuidas polaarne kovalentne side tekib, oli esimene tema kolleegidest, kes sõnastas reegli, mis selgitab aatomite stabiilsust nende molekulideks ühendamisel. Selle olemus seisneb selles, et aatomitevahelised keemilised sidemed tekivad siis, kui jagatakse piisav arv elektrone, et moodustada elektrooniline konfiguratsioon, mis sarnaneb väärikate elementide aatomitega.

See tähendab, et molekulide moodustumise ajal on nende stabiliseerimiseks vajalik, et kõigil aatomitel oleks täielik väline elektrooniline tase. Näiteks vesinikuaatomid, ühinedes molekuliks, kordavad heeliumi elektroonilist kesta, klooriaatomid muutuvad elektroonilisel tasemel sarnaseks argooni aatomiga.

Lingi pikkus

Kovalentset polaarset sidet iseloomustab muuhulgas teatud kaugus molekuli moodustavate aatomite tuumade vahel. Need on üksteisest nii kaugel, et molekuli energia on minimaalne. Selle saavutamiseks on vajalik, et aatomite elektronpilved kattuksid üksteisega nii palju kui võimalik. Aatomite suuruse ja sideme pikkuse vahel on otseselt proportsionaalne muster. Mida suurem on aatom, seda pikem on side tuumade vahel.

Võimalik, et aatom moodustab mitte ühe, vaid mitu kovalentset polaarset sidet. Seejärel tekivad tuumade vahel nn sidenurgad. Need võivad olla üheksakümmend kuni sada kaheksakümmend kraadi. Need määravad molekuli geomeetrilise valemi.