Kovalentse sidemega aine. Kovalentsed sidemed

Harva keemilised ained koosnevad üksikutest omavahel mitteühendatud aatomitest keemilised elemendid. Tavatingimustes on sellise struktuuriga vaid vähesel hulgal väärisgaasideks nimetatud gaase: heelium, neoon, argoon, krüptoon, ksenoon ja radoon. Kõige sagedamini ei koosne keemilised ained eraldatud aatomitest, vaid nende kombinatsioonidest erinevatesse rühmadesse. Sellised aatomite ühendused võivad sisaldada paar, sadu, tuhandeid või isegi rohkem aatomeid. Jõudu, mis hoiab neid aatomeid sellistes rühmades, nimetatakse keemiline side.

Teisisõnu võib öelda, et keemiline side on interaktsioon, mis tagab üksikute aatomite ühendamise keerukamateks struktuurideks (molekulid, ioonid, radikaalid, kristallid jne).

Keemilise sideme tekkimise põhjuseks on asjaolu, et keerukamate struktuuride energia on väiksem seda moodustavate üksikute aatomite koguenergiast.

Seega, kui aatomite X ja Y interaktsioon tekitab molekuli XY, tähendab see seda sisemine energia Selle aine molekulid on madalamad kui üksikute aatomite siseenergia, millest see moodustati:

E(XY)< E(X) + E(Y)

Sel põhjusel, kui üksikute aatomite vahel tekivad keemilised sidemed, vabaneb energia.

Väikseima tuumaga sidumisenergiaga välise elektronkihi elektronid, nn valents. Näiteks booris on need 2. energiataseme elektronid - 2 elektroni 2 kohta s- orbitaalid ja 1x2 lk-orbitaalid:

Keemilise sideme moodustumisel kipub iga aatom omandama väärisgaasi aatomite elektroonilise konfiguratsiooni, s.t. nii et selle välises elektronkihis on 8 elektroni (esimese perioodi elementide puhul 2). Seda nähtust nimetatakse oktetireegliks.

Aatomitel on võimalik saavutada väärisgaasi elektronkonfiguratsioon, kui algselt jagavad üksikud aatomid osa oma valentselektrone teiste aatomitega. Sel juhul moodustuvad ühised elektronpaarid.

Sõltuvalt elektronide jagamise astmest võib eristada kovalentseid, ioonseid ja metallilisi sidemeid.

Kovalentne side

Kovalentsed sidemed tekivad kõige sagedamini mittemetalliliste elementide aatomite vahel. Kui kovalentse sideme moodustavad mittemetallilised aatomid kuuluvad erinevate keemiliste elementide hulka, nimetatakse sellist sidet polaarseks kovalentseks sidemeks. Selle nimetuse põhjus peitub selles, et erinevate elementide aatomitel on ka erinev võime ühist elektronpaari ligi tõmmata. Ilmselgelt viib see ühise elektronpaari nihkumiseni ühe aatomi poole, mille tulemusena tekib sellele osaline negatiivne laeng. Teisel aatomil tekib omakorda osaline positiivne laeng. Näiteks vesinikkloriidi molekulis on elektronpaar nihutatud vesinikuaatomilt klooriaatomile:

Näited polaarsete kovalentsete sidemetega ainete kohta:

CCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 jne.

Kovalentne mittepolaarne side moodustub ühe keemilise elemendi mittemetalliliste aatomite vahel. Kuna aatomid on identsed, on ka nende võime enda poole tõmmata. jagatud elektronid. Sellega seoses ei täheldata elektronipaari nihkumist:

Ülaltoodud kovalentse sideme moodustumise mehhanismi, kui mõlemad aatomid annavad elektronid ühiste elektronpaaride moodustamiseks, nimetatakse vahetuseks.

Samuti on olemas doonor-aktseptor mehhanism.

Kui doonor-aktseptormehhanismi abil moodustub kovalentne side, moodustub jagatud elektronpaar ühe aatomi (kahe elektroniga) täidetud orbitaali ja teise aatomi tühja orbitaali tõttu. Aatomit, mis annab üksiku elektronpaari, nimetatakse doonoriks ja vaba orbitaaliga aatomit aktseptoriks. Aatomid, millel on paaris elektronid, näiteks N, O, P, S, toimivad elektronpaaride doonoritena.

Näiteks doonor-aktseptormehhanismi järgi neljanda kovalenti moodustumine N-H ühendused ammooniumkatioonis NH 4 +:

Lisaks polaarsusele iseloomustab kovalentseid sidemeid ka energia. Sideme energia on minimaalne energia, mis on vajalik aatomitevahelise sideme katkestamiseks.

Seondumisenergia väheneb seotud aatomite raadiuse suurenemisega. Kuna teame, et aatomiraadiused kasvavad alarühmade kaupa allapoole, võime näiteks järeldada, et halogeen-vesiniksideme tugevus suureneb järjestuses:

TERE< HBr < HCl < HF

Samuti sõltub sideme energia selle paljususest – mida suurem on sideme paljusus, seda suurem on selle energia. Sidemete kordsus viitab kahe aatomi vahel jagatud elektronpaaride arvule.

Iooniline side

Ioonset sidet võib pidada polaarse kovalentse sideme äärmuslikuks juhuks. Kui kovalentses polaarses sidemes on ühine elektronpaar osaliselt nihkunud ühele aatomipaarist, siis ioonses sidemes on see peaaegu täielikult "antud" ühele aatomitest. Aatom, mis loovutab elektron(id) saab positiivse laengu ja muutub katioon, ja sellelt elektrone võtnud aatom omandab negatiivse laengu ja muutub anioon.

Seega on iooniline side side, mis moodustub katioonide elektrostaatilisel tõmbumisel anioonidele.

Seda tüüpi sidemete moodustumine on tüüpiline tüüpiliste metallide ja tüüpiliste mittemetallide aatomite koosmõjul.

Näiteks kaaliumfluoriid. Kaaliumi katioon moodustub ühe elektroni eemaldamisel neutraalsest aatomist ja fluoriioon moodustub ühe elektroni lisamisel fluoriaatomile:

Saadud ioonide vahel tekib elektrostaatiline tõmbejõud, mille tulemusena moodustub ioonne ühend.

Keemilise sideme tekkimisel läksid naatriumi aatomist elektronid üle klooriaatomile ja tekkisid vastupidiselt laetud ioonid, millel on lõpetatud välisenergia tase.

On kindlaks tehtud, et metalliaatomi elektronid ei eraldu täielikult, vaid nihkuvad ainult klooriaatomi poole, nagu kovalentses sidemes.

Enamik metalliaatomeid sisaldavatest binaarsetest ühenditest on ioonsed. Näiteks oksiidid, halogeniidid, sulfiidid, nitriidid.

Ioonsed sidemed tekivad ka lihtkatioonide ja lihtanioonide (F −, Cl −, S 2-), samuti lihtsate katioonide ja kompleksanioonide vahel (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Seetõttu hõlmavad ioonsed ühendid soolasid ja aluseid (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH)

Metallist ühendus

Seda tüüpi side moodustub metallides.

Kõigi metallide aatomite välises elektronkihis on elektronid, millel on madal seostumisenergia aatomi tuumaga. Enamiku metallide jaoks on väliselektronide kaotamise protsess energeetiliselt soodne.

Sellise nõrga interaktsiooni tõttu tuumaga on need elektronid metallides väga liikuvad ja igas metallikristallis toimub pidevalt järgmine protsess:

М 0 — ne − = M n + ,

kus M 0 on neutraalse metalli aatom ja M n + sama metalli katioon. Allolev joonis illustreerib toimuvaid protsesse.

See tähendab, et elektronid "tormavad" üle metallikristalli, eraldudes ühest metalliaatomist, moodustades sellest katiooni, liitudes teise katiooniga, moodustades neutraalse aatomi. Seda nähtust nimetati "elektrontuulikuks" ja vabade elektronide kogunemist mittemetalli aatomi kristallides nimetati "elektrongaasiks". Sellist metalliaatomite vahelist interaktsiooni nimetatakse metalliliseks sidemeks.

Vesinikside

Kui aine vesinikuaatom on seotud suure elektronegatiivsusega elemendiga (lämmastik, hapnik või fluor), iseloomustab seda ainet nähtus, mida nimetatakse vesiniksidemeks.

Kuna vesinikuaatom on seotud elektronegatiivse aatomiga, tekib vesinikuaatomil osaline positiivne laeng ja elektronegatiivse elemendi aatomil osaline negatiivne laeng. Sellega seoses muutub elektrostaatiline külgetõmme võimalikuks ühe molekuli osaliselt positiivselt laetud vesinikuaatomi ja teise molekuli elektronegatiivse aatomi vahel. Näiteks veemolekulide puhul täheldatakse vesiniksidemeid:

Vesinikside on see, mis seletab vee ebanormaalselt kõrget sulamistemperatuuri. Lisaks veele tekivad tugevad vesiniksidemed ka sellistes ainetes nagu vesinikfluoriid, ammoniaak, hapnikku sisaldavad happed, fenoolid, alkoholid ja amiinid.

Kovalentne side tekib mõlema interaktsioonis osaleva aatomi elektronide jagamise tõttu. Mittemetallide elektronegatiivsus on piisavalt suur, et elektronide ülekannet ei toimu.

Kattuvatel elektronorbitaalidel asuvad elektronid sisenevad ühine kasutamine. See loob olukorra, kus aatomite välised elektroonilised tasandid on täidetud, see tähendab 8- või 2-elektroniline. välimine kest.

Olekut, milles elektronkiht on täielikult täidetud, iseloomustab madalaim energia ja vastavalt ka maksimaalne stabiilsus.

On kaks moodustumise mehhanismi:

1. doonor-aktseptor;
2. vahetada.

Esimesel juhul annab üks aatomitest oma elektronpaari ja teine ​​vaba elektronide orbitaali.

Teises tuleb iga interaktsioonis osaleja üks elektron ühisesse paari.

Sõltuvalt sellest, mis tüüpi need on- aatomi- või molekulaarsed, sarnast tüüpi sidemetega ühendid võivad füüsikalis-keemiliste omaduste poolest oluliselt erineda.

Molekulaarsed ained enamasti madala sulamis- ja keemistemperatuuriga gaasid, vedelikud või tahked ained, mis ei ole elektrit juhtivad ja madala tugevusega. Nende hulka kuuluvad: vesinik (H 2), hapnik (O 2), lämmastik (N 2), kloor (Cl 2), broom (Br 2), ortorombiline väävel (S 8), valge fosfor (P 4) ja muud lihtsad ained ; süsinikdioksiid (CO 2), vääveldioksiid (SO 2), lämmastikoksiid V (N 2 O 5), vesi (H 2 O), vesinikkloriid (HCl), vesinikfluoriid (HF), ammoniaak (NH 3), metaan (CH4), etanool(C 2 H 5 OH), orgaanilised polümeerid ja teised.

Aatomi ained eksisteerivad vastupidavate kõrge keemis- ja sulamistemperatuuriga kristallide kujul, ei lahustu vees ja muudes lahustites, paljud ei juhi elektrit. Näiteks on teemant, millel on erakordne tugevus. Seda seletatakse asjaoluga, et teemant on kristall, mis koosneb kovalentsete sidemetega ühendatud süsinikuaatomitest. Teemandis pole üksikuid molekule. Samuti on aatomstruktuuriga ained nagu grafiit, räni (Si), ränidioksiid (SiO 2), ränikarbiid (SiC) ja teised.

Kovalentsed sidemed võivad olla mitte ainult ühekordsed (nagu kloori molekulis Cl2), vaid ka kahekordsed, nagu hapniku molekulis O2, või kolmekordsed, nagu näiteks lämmastiku molekulis N2. Samas kolmekordsetel on rohkem energiat ja on vastupidavamad kui kahe- ja ühekordsed.

Kovalentne side võib olla moodustub nii sama elemendi kahe aatomi (mittepolaarse) kui ka erinevate keemiliste elementide (polaarsete) aatomite vahel.

Kovalentse polaarse sidemega ühendi valemit pole keeruline näidata, kui võrrelda molekule moodustavate aatomite elektronegatiivsuse väärtusi. Ükski elektronegatiivsuse erinevus ei määra mittepolaarsust. Kui on erinevus, siis on molekul polaarne.

Ära jäta vahele: hariduse mehhanism, konkreetsed näited.

Kovalentne mittepolaarne keemiline side

Iseloomulik lihtainetele, mittemetallidele. Elektronid kuuluvad aatomite hulka võrdselt ja elektronide tiheduses ei toimu nihet.

Näited hõlmavad järgmisi molekule:

H2, O2, O3, N2, F2, Cl2.

Erandiks on inertgaasid. Nende väline energiatase on täielikult täidetud ja molekulide moodustumine on neile energeetiliselt ebasoodne ning seetõttu eksisteerivad nad üksikute aatomite kujul.

Samuti oleks mittepolaarse kovalentse sidemega ainete näide näiteks PH3. Vaatamata sellele, et aine koosneb erinevatest elementidest, ei erine elementide elektronegatiivsused tegelikult, mis tähendab, et elektronpaar ei nihku.

Kovalentne polaarne keemiline side

Arvestades kovalentset polaarset sidet, võib tuua palju näiteid: HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, CO2, SO3, CCl4, SiO2, CO.

Polaarse kovalentse sideme moodustumise skeem

Sõltuvalt moodustumise mehhanismist võivad need muutuda tavaliseks ühe või mõlema aatomi elektronid.

Pildil on selgelt näha interaktsioon molekulis vesinikkloriidhappest.

Elektronpaar kuulub nii ühele kui ka teisele aatomile, mõlemale, seega on välimised tasandid täidetud. Kuid elektronegatiivsem kloor tõmbab elektronpaari endale veidi lähemale (samal ajal kui see jääb jagatud). Elektronegatiivsuse erinevus ei ole piisavalt suur, et elektronpaar läheks täielikult ühte aatomitest. Selle tulemusena ilmub kloorile osaline negatiivne laeng ja vesinikule osaliselt positiivne laeng. HCl molekul on polaarne molekul.

Sideme füüsikalis-keemilised omadused

Ühendust saab iseloomustada järgmiste omadustega: suunavus, polaarsus, polariseeritavus ja küllastus.

Mitte vähemtähtsat rolli maailmakorralduse keemilisel tasandil mängib struktuurosakeste ühendamise ja üksteisega ühendamise viis. Valdav enamus lihtaineid, nimelt mittemetallid, omavad kovalentset mittepolaarset tüüpi sidet, välja arvatud puhtal kujul olevad metallid, millel on spetsiaalne sidumismeetod, mis realiseerub kristallvõres vabade elektronide jagamise kaudu.

Mille tüübid ja näited on toodud allpool, või täpsemalt, nende sidemete lokaliseerimine või osaline nihkumine ühele siduvatest osalejatest on täpselt seletatav konkreetse elemendi elektronegatiivse omadusega. Nihe toimub selle aatomi suunas, mille jaoks see on tugevam.

Kovalentne mittepolaarne side

Kovalentse mittepolaarse sideme "valem" on lihtne - kaks sama olemusega aatomit ühendavad oma valentskestade elektronid ühispaariks. Sellist paari nimetatakse jagatud, kuna see kuulub võrdselt mõlemale sidumisosalisele. Tänu elektrontiheduse sotsialiseerimisele elektronpaari kujul liiguvad aatomid stabiilsemasse olekusse, kuna nad täidavad oma välise elektroonilise tasandi ja "okteti" (või "dubleti" lihtsa aine vesinik H 2, sellel on üks s-orbitaal, mille täitmiseks on vaja kahte elektroni) on olek väline tase, millele kõik aatomid kalduvad, kuna selle täitmine vastab minimaalse energiaga olekule.

Mittepolaarse kovalentse sideme näidet leidub anorgaanilistes ainetes ja ükskõik kui kummaliselt see ka ei kõlaks, aga ka orgaaniline keemia Sama. Seda tüüpi side on omane kõigile lihtsatele ainetele - mittemetallidele, välja arvatud väärisgaasid, kuna inertgaasi aatomi valentsitase on juba lõppenud ja sellel on elektronoktett, mis tähendab, et sarnasega sidumine ei tekita ja on veelgi vähem energeetiliselt kasulik. Orgaanikas esineb mittepolaarsus teatud struktuuriga üksikutes molekulides ja on tingimuslik.

Kovalentne polaarne side

Mittepolaarse kovalentse sideme näide piirdub mõne lihtsa aine molekuliga, samas kui dipoolühendeid, mille elektrontihedus on osaliselt nihkunud elektronegatiivsema elemendi suunas, on valdav enamus. Erinevate elektronegatiivsusväärtustega aatomite kombinatsioon tekitab polaarse sideme. Eelkõige on orgaanilistes ainetes olevad sidemed polaarsed kovalentsed sidemed. Mõnikord iooniline anorgaanilised oksiidid on samuti polaarsed ning soolades ja hapetes domineerib ioonne sidumistüüp.

Ioonilist tüüpi ühendeid peetakse mõnikord polaarse sidumise äärmuslikuks juhuks. Kui ühe elemendi elektronegatiivsus on oluliselt suurem kui teise oma, nihkub elektronpaar sideme keskpunktist täielikult selle poole. Nii toimub eraldumine ioonideks. See, kes võtab elektronipaari, muutub aniooniks ja saab negatiivse laengu ning see, kes kaotab elektroni, muutub katiooniks ja muutub positiivseks.

Näited anorgaanilistest ainetest, millel on kovalentne mittepolaarne side

Kovalentse mittepolaarse sidemega ained on näiteks kõik binaarsed gaasimolekulid: vesinik (H - H), hapnik (O = O), lämmastik (selle molekulis on 2 aatomit ühendatud kolmiksidemega (N ≡ N)); vedelikud ja tahked ained: kloor (Cl - Cl), fluor (F - F), broom (Br - Br), jood (I - I). Ja ka keerukad ained, mis koosnevad erinevate elementide aatomitest, kuid millel on praktiliselt sama elektronegatiivsuse väärtus, näiteks fosforhüdriid - PH 3.

Orgaaniline ja mittepolaarne sidumine

On väga selge, et kõik on keeruline. Tekib küsimus: kuidas saab keerulises aines olla mittepolaarne side? Vastus on üsna lihtne, kui natuke loogiliselt järele mõelda. Kui seotud elementide elektronegatiivsuse väärtused erinevad veidi ja ei moodusta ühendit, võib sellist sidet pidada mittepolaarseks. Täpselt selline olukord on süsiniku ja vesinikuga: kõiki orgaanilise aine C-H sidemeid peetakse mittepolaarseteks.

Mittepolaarse kovalentse sideme näide on lihtsaim metaani molekul, mis koosneb ühest süsinikuaatomist, mis vastavalt oma valentsile on üksiksidemetega seotud nelja vesinikuaatomiga. Tegelikult ei ole molekul dipool, kuna selles ei ole laengud mõnes mõttes selle tetraeedrilise struktuuri tõttu lokaliseerunud. Elektroni tihedus jaotub ühtlaselt.

Mittepolaarsete kovalentsete sidemete näiteid on ka keerulisemates vormides orgaanilised ühendid. See realiseerub mesomeersete efektide, st elektrontiheduse järjestikuse eemaldamise tõttu, mis kaob kiiresti mööda süsinikuahelat. Seega on heksakloroetaani molekulis C-C side mittepolaarne, kuna elektrontihedus eemaldatakse ühtlaselt kuue klooriaatomi poolt.

Muud tüüpi ühendused

Lisaks kovalentsetele sidemetele, mis, muide, võivad tekkida ka doonor-aktseptormehhanismi kaudu, on olemas ioon-, metalli- ja vesiniksidemed. Lühiomadused eelviimased kaks on toodud eespool.

Vesinikside on molekulidevaheline elektrostaatiline interaktsioon, mida täheldatakse siis, kui molekul sisaldab vesinikuaatomit ja mis tahes muud aatomit, millel on üksikud elektronpaarid. Seda tüüpi sidumine on teistest palju nõrgem, kuid tänu sellele, et aines võib neid sidemeid palju tekkida, annab see olulise panuse ühendi omadustesse.

Esimest korda sellise kontseptsiooni kohta nagu kovalentne side Keemiateadlased hakkasid rääkima pärast Gilbert Newton Lewise avastamist, mida ta kirjeldas kui kahe elektroni sotsialiseerumist. Hilisemad uuringud võimaldasid kirjeldada kovalentse sideme põhimõtet ennast. Sõna kovalentne keemia raames võib käsitleda kui aatomi võimet moodustada sidemeid teiste aatomitega.

Selgitame näitega:

Seal on kaks aatomit, mille elektronegatiivsuses on väikesed erinevused (C ja CL, C ja H). Reeglina on need võimalikult lähedased väärisgaaside elektronkihi struktuurile.

Kui need tingimused on täidetud, tekib nende aatomite tuumade külgetõmme neile ühise elektronpaari poole. Sellisel juhul ei kattu elektronpilved lihtsalt üksteisega, nagu kovalentsete sidemete puhul usaldusväärne ühendus kaks aatomit tänu sellele, et elektrontihedus jaotub ümber ja süsteemi energia muutub, mis on tingitud teise elektronpilve “tõmbamisest” ühe aatomi tuumadevahelisesse ruumi. Mida ulatuslikum on elektronpilvede vastastikune kattumine, seda tugevamaks peetakse seost.

Siit, kovalentne side- see on moodustis, mis tekkis kahele aatomile kuuluva kahe elektroni vastastikusel sotsialiseerumisel.

Reeglina molekulaarsed ained kristallvõre moodustuvad kovalentsete sidemete kaudu. Iseloomulikud tunnused on sulamine ja keemine madalal temperatuuril, halb lahustuvus vees ja madal elektrijuhtivus. Sellest võime järeldada: selliste elementide nagu germaaniumi, räni, kloori ja vesiniku struktuur põhineb kovalentsel sidemel.

Seda tüüpi ühendusele iseloomulikud omadused:

1. Küllastus. Seda omadust mõistetakse tavaliselt kui maksimaalset sidemete arvu, mida konkreetsed aatomid võivad luua. See kogus määratakse koguarv need orbitaalid aatomis, mis võivad osaleda keemiliste sidemete moodustamises. Aatomi valentsi saab aga määrata juba selleks otstarbeks kasutatud orbitaalide arvu järgi.
2. Keskendu. Kõik aatomid püüavad moodustada võimalikult tugevaid sidemeid. Suurim tugevus saavutatakse siis, kui kahe aatomi elektronpilvede ruumiline orientatsioon langeb kokku, kuna need kattuvad üksteisega. Lisaks mõjutab just see kovalentse sideme omadus, näiteks suundumus, molekulide ruumilist paigutust, see tähendab, et see vastutab nende "geomeetrilise kuju" eest.
3. Polariseeritavus. See seisukoht põhineb ideel, et kovalentseid sidemeid on kahte tüüpi:

• polaarne või asümmeetriline. Seda tüüpi sidet saavad moodustada ainult erinevat tüüpi aatomid, s.t. need, mille elektronegatiivsus varieerub oluliselt, või juhtudel, kus jagatud elektronpaar on asümmeetriliselt jagatud.
• esineb aatomite vahel, mille elektronegatiivsus on praktiliselt võrdne ja mille elektrontiheduse jaotus on ühtlane.

Lisaks on olemas teatud kvantitatiivsed:

• Suhtlemisenergia. See parameeter iseloomustab polaarset sidet selle tugevuse poolest. Energia viitab soojushulgale, mis oli vajalik kahe aatomi vahelise sideme katkestamiseks, samuti soojushulgale, mis nende ühendamisel vabanes.
• Under sideme pikkus ja molekulaarkeemias mõistetakse kahe aatomi tuumade vahelise sirgjoone pikkust. See parameeter iseloomustab ka ühenduse tugevust.
• Dipoolmoment- valentssideme polaarsust iseloomustav suurus.

Puudub ühtne keemiliste sidemete teooria, keemilised sidemed jagunevad tinglikult kovalentseteks (universaalne sideme tüüp), ioonilisteks (kovalentse sideme erijuhtum), metallilisteks ja vesiniksidemeteks.

Kovalentne side

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

Vastavalt metaboolne mehhanism Kovalentse sideme moodustumine toimub ühiste elektronpaaride jagamise tõttu. Sellisel juhul kipub iga aatom omandama inertgaasist kesta, s.t. saada täielik väline energiatase. Keemilise sideme teket vahetustüübi järgi on kujutatud Lewise valemite abil, milles aatomi iga valentselektron on tähistatud punktidega (joonis 1).

Riis. 1 Kovalentse sideme moodustumine HCl molekulis vahetusmehhanismi abil

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

Riis. 2. Kovalentse sideme teke elektronpilvede kattumise tõttu

Mida suurem on aatomiorbitaalide kattumine, seda tugevam on side, seda lühem on sideme pikkus ja seda suurem on sideme energia. Kovalentse sideme saab moodustada erinevate orbitaalide kattumisel. S-s, s-p orbitaalide, aga ka d-d, p-p, d-p orbitaalide külgsagaratega kattumise tulemusena tekib sidemete teke. Side tekib risti 2 aatomi tuumasid ühendava joonega. Üks ja üks side on võimelised moodustama mitmekordse (kaksik)kovalentse sideme, mis on iseloomulik orgaaniline aine alkeenide, alkadieenide jt klass. Üks ja kaks sidet moodustavad mitmekordse (kolmekordse) kovalentse sideme, mis on iseloomulik alküünide (atsetüleenide) klassi orgaanilistele ainetele.

Kovalentse sideme moodustumine poolt doonor-aktseptor mehhanism Vaatame ammooniumkatiooni näidet:

NH3 + H+ = NH4+

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Lämmastikuaatomil on vaba üksik elektronpaar (elektronid, mis ei osale molekulis keemiliste sidemete moodustamises) ja vesinikkatioonil 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 sellel olla nii doonori kui ka aktseptori omadused. 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 kui aatomi valentsvõimekus); suunalisus (see väärtus on seotud molekuli geomeetriaga ja "sidenurga" mõistega - sidemete vahelise nurgaga).

Iooniline side

Puhta ioonse sidemega ühendeid pole olemas, kuigi selle all mõistetakse aatomite keemiliselt seotud olekut, kus elektronide kogutiheduse täielikul ülekandmisel elektronegatiivsema elemendi aatomile tekib aatomi stabiilne elektrooniline keskkond. Iooniline side on võimalik ainult elektronnegatiivsete ja elektropositiivsete elementide aatomite vahel, mis on vastupidiselt laetud ioonide - katioonide ja anioonide - olekus.

MÄÄRATLUS

Ion on elektriliselt laetud osakesed, mis tekivad elektroni eemaldamisel või aatomile lisamisel.

Elektroni ülekandmisel kalduvad metalli- ja mittemetalliaatomid moodustama oma tuuma ümber stabiilse elektronkihi 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

Molekule, milles ioonsed sidemed eksisteerivad puhtal kujul, leidub aine auruolekus. Iooniline side on väga tugev ja seetõttu on selle sidemega ainetel kõrge sulamistemperatuur. Erinevalt kovalentsetest sidemetest ei iseloomusta ioonseid sidemeid suunalisus ja küllastus, kuna ioonide tekitatud elektriväli mõjub sfäärilise sümmeetria tõttu kõigile ioonidele võrdselt.

Metallist ühendus

Metalliline side realiseerub ainult metallides – see on interaktsioon, mis hoiab metalliaatomeid ühes võres. Sideme moodustumisel osalevad ainult kogu selle ruumalasse kuuluvate metalliaatomite valentselektronid. Metallides eemaldatakse elektronid pidevalt aatomitest ja liiguvad läbi kogu metalli massi. Elektronidest ilma jäetud metalliaatomid muutuvad positiivselt laetud ioonideks, mis kalduvad vastu võtma liikuvaid elektrone. See pidev protsess moodustab metalli sees nn "elektrongaasi", mis seob kindlalt kõik metalliaatomid kokku (joonis 4).

Metalliline side 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 kõrge elektronegatiivsusega (O, N, S) aatomiga. Vesiniksideme tekkimine sõltub kahest põhjusest: esiteks, elektronegatiivse aatomiga seotud vesinikuaatomil ei ole elektrone ja seda saab hõlpsasti kaasata teiste aatomite elektronpilvedesse, ja teiseks, kuna sellel on valents s-orbitaal, vesinikuaatom on võimeline vastu võtma elektronegatiivse aatomi üksikuid elektronpaare ja moodustama sellega doonor-aktseptormehhanismi kaudu sideme.