Itse termi "kovalenttinen sidos" tulee kahdesta Latinalaiset sanat: "co" - yhdessä ja "vales" - joilla on voima, koska tämä on yhteys, joka johtuu elektroniparista, joka kuuluu samanaikaisesti molempiin (tai tarkemmin yksinkertaisella kielellä, atomien välinen sidos, joka johtuu niille yhteisestä elektroniparista). Kovalenttisen sidoksen muodostuminen tapahtuu yksinomaan ei-metalliatomien joukossa, ja se voi esiintyä sekä molekyylien että kiteiden atomeissa.
Kovalentin löysi ensimmäisen kerran jo vuonna 1916 amerikkalainen kemisti J. Lewis, ja se oli olemassa jonkin aikaa hypoteesina, ideana, vasta sitten se vahvistettiin kokeellisesti. Mitä kemistit saivat siitä selville? Ja se, että ei-metallien elektronegatiivisuus voi olla melko suuri ja kahden atomin kemiallisen vuorovaikutuksen aikana elektronien siirtyminen toisesta toiseen voi olla mahdotonta, juuri tällä hetkellä molempien atomien elektronit yhdistyvät, todellinen kovalentti niiden välille syntyy atomisidos.
Kovalenttisten sidosten tyypit
Yleensä kovalenttisia sidoksia on kahdenlaisia:
- vaihtaa,
- lahjoittajien hyväksyminen.
Vaihtotyyppisessä kovalenttisessa sidoksessa atomien välillä kukin yhdistävistä atomeista muodostaa yhden parittoman elektronin elektronisen sidoksen muodostamiseksi. Tässä tapauksessa näillä elektroneilla on oltava vastakkaiset varaukset (spinit).
Esimerkki tällaisesta kovalenttisesta sidoksesta on sidos, joka esiintyy vetymolekyylissä. Kun vetyatomit tulevat yhteen, niiden elektronipilvet tunkeutuvat toisiinsa, tieteessä tätä kutsutaan elektronipilvien päällekkäisyydeksi. Tämän seurauksena ytimien välinen elektronitiheys kasvaa, ne itse vetäytyvät toisiinsa ja järjestelmän energia vähenee. Liian läheltä lähestyttäessä ytimet alkavat kuitenkin hylätä toisiaan ja siten niiden välille muodostuu tietty optimaalinen etäisyys.
Tämä näkyy kuvassa selvemmin.
Mitä tulee luovuttaja-akseptorityyppiseen kovalenttiseen sidokseen, se tapahtuu, kun yksi hiukkanen, in tässä tapauksessa luovuttaja edustaa sen elektroniparia sitoutumista varten, ja toinen, akseptori, edustaa vapaata kiertorataa.
Puhuessamme myös kovalenttisten sidosten tyypeistä, voimme erottaa ei-polaariset ja polaariset kovalenttiset sidokset, kirjoitamme niistä tarkemmin alla.
Kovalenttinen ei-polaarinen sidos
Kovalenttisen ei-polaarisen sidoksen määritelmä on yksinkertainen, se on sidos, joka muodostuu kahden identtisen atomin välille. Katso esimerkki ei-polaarisen kovalenttisen sidoksen muodostumisesta alla olevasta kaaviosta.
Kovalenttisen ei-polaarisen sidoksen kaavio.
Molekyyleissä, joissa on kovalenttinen ei-polaarinen sidos, yhteiset elektroniparit sijaitsevat yhtä etäisyydellä atomiytimistä. Esimerkiksi molekyylissä (yllä olevassa kaaviossa) atomit saavat kahdeksan elektronin konfiguraation, kun taas ne jakavat neljä elektroniparia.
Aineet, joissa on kovalenttisia aineita ei-polaarinen sidos yleensä kaasuja, nesteitä tai suhteellisen alhaalla sulavia kiinteitä aineita.
Kovalenttinen polaarinen sidos
Vastataan nyt kysymykseen: mikä sidos on polaarinen kovalenttinen? Joten polaarinen kovalenttinen sidos muodostuu, kun kovalenttisesti sitoutuneilla atomeilla on erilainen elektronegatiivisuus ja jaetut elektronit eivät jaa tasaisesti näiden kahden atomin kesken. Suurin osa ajan myötä julkiset elektronit ovat lähempänä yhtä atomia kuin toista. Esimerkki kovalenttisesta polaarisesta sidoksesta ovat kloorivetymolekyylissä syntyvät sidokset, joissa kovalenttisen sidoksen muodostumisesta vastaavat julkiset elektronit sijaitsevat lähempänä klooriatomia kuin vetyatomia. Asia on, että kloorin elektronegatiivisuus on suurempi kuin vedyn.
Tältä näyttää polaarisen kovalenttisen sidoksen kaavio.
Hämmästyttävä esimerkki aineesta, jolla on polaarinen kovalenttinen sidos, on vesi.
Kuinka määritellä kovalenttinen sidos
No, nyt tiedät vastauksen kysymykseen, kuinka määritellä kovalenttinen polaarinen sidos, ja ei-polaarisena, tätä varten riittää, että tiedät molekyylien ominaisuudet ja kemiallisen kaavan, jos tämä molekyyli koostuu eri atomeista elementtejä, sidos on polaarinen, jos yhdestä elementistä, niin ei-polaarinen . On myös tärkeää muistaa, että kovalenttisia sidoksia voi yleensä esiintyä vain ei-metallien keskuudessa, tämä johtuu juuri edellä kuvatusta kovalenttisten sidosten mekanismista.
Video kovalenttisesta sidoksesta
Ja lopuksi videoluento artikkelimme aiheesta, kovalenttisista sidoksista.
Määritelmä
Kovalenttinen sidos on kemiallinen sidos, jonka muodostavat atomit jakavat valenssielektroninsa. Vaadittu kunto kovalenttisen sidoksen muodostuminen on päällekkäistä atomikiertoradat(AO), jolla valenssielektronit sijaitsevat. Yksinkertaisimmassa tapauksessa kahden AO:n päällekkäisyys johtaa kahden molekyyliorbitaalin (MO) muodostumiseen: sidos-MO:n ja antibonding (antibonding) MO. Jaetut elektronit sijaitsevat alemman energian sidosyksikössä MO:
Koulutusviestintä
Kovalenttinen sidos (atomisidos, homeopolaarinen sidos) - kahden atomin välinen sidos, joka johtuu kahden elektronin elektronien jakamisesta - yksi kustakin atomista:
A. + B. -> A: B
Tästä syystä homeopolaarinen suhde on suunnattu. Sidoksen suorittava elektronipari kuuluu samanaikaisesti molempiin sitoutuneisiin atomeihin, esimerkiksi:
| .. | .. | .. | |||||||||
| : | Cl | : | Cl | : | H | : | O | : | H | ||
| .. | .. | .. |
Kovalenttisten sidosten tyypit
Kovalentteja on kolmea tyyppiä kemiallinen sidos, joka eroaa muodostumismekanismistaan:
1. Yksinkertainen kovalenttinen sidos. Sen muodostumista varten jokainen atomi tarjoaa yhden parittoman elektronin. Kun muodostuu yksinkertainen kovalenttinen sidos, atomien muodolliset varaukset pysyvät muuttumattomina. Jos yksinkertaisen kovalenttisen sidoksen muodostavat atomit ovat samat, niin molekyylin atomien todelliset varaukset ovat myös samat, koska sidoksen muodostavat atomit omistavat tasaisesti jaetun elektroniparin, tällaista sidosta kutsutaan ei-polaariseksi kovalentiksi. joukkovelkakirjalaina. Jos atomit ovat erilaisia, niin jaetun elektroniparin hallintaaste määräytyy atomien elektronegatiivisuuden eron perusteella, korkeamman elektronegatiivisuuden omaavalla atomilla on enemmän sitoutuvia elektroneja, ja siksi se on totta. varauksella on negatiivinen etumerkki, atomi, jolla on pienempi elektronegatiivisuus, saa saman varauksen, mutta positiivisella merkillä.
Sigma (σ)-, pi (π)-sidokset - likimääräinen kuvaus molekyylien kovalenttisten sidosten tyypeistä orgaaniset yhdisteet, σ-sidokselle on tunnusomaista se, että elektronipilven tiheys on suurin atomiytimiä yhdistävällä akselilla. Kun π-sidos muodostuu, tapahtuu niin sanottu elektronipilvien lateraalinen päällekkäisyys, ja elektronipilven tiheys on maksimissaan σ-sidostason "yläpuolella" ja "alapuolella". Otetaan esimerkiksi eteeni, asetyleeni ja bentseeni.
Etyleenimolekyylissä C 2 H 4 on kaksoissidos CH 2 = CH 2, sen elektroninen kaava: H:C::C:H. Kaikkien eteeniatomien ytimet sijaitsevat samassa tasossa. Jokaisen hiiliatomin kolme elektronipilveä muodostavat kolme kovalenttista sidosta muiden atomien kanssa samassa tasossa (niiden väliset kulmat ovat noin 120°). Hiiliatomin neljännen valenssielektronin pilvi sijaitsee molekyylin tason ylä- ja alapuolella. Sellaiset molempien hiiliatomien elektronipilvet, jotka ovat osittain päällekkäin molekyylin tason ylä- ja alapuolella, muodostavat toisen sidoksen hiiliatomien välille. Ensimmäistä, vahvempaa kovalenttista sidosta hiiliatomien välillä kutsutaan σ-sidokseksi; toista, heikompaa kovalenttista sidosta kutsutaan π-sidokseksi.
Lineaarisessa asetyleenimolekyylissä
N-S≡S-N (N: S::: S: N)
hiili- ja vetyatomien välillä on σ-sidosta, kahden hiiliatomin välillä yksi σ-sidosta ja samojen hiiliatomien välillä kaksi π-sidosta. Kaksi π-sidosta sijaitsee σ-sidoksen vaikutusalueen yläpuolella kahdessa keskenään kohtisuorassa tasossa.
Syklisen bentseenimolekyylin C6H6 kaikki kuusi hiiliatomia ovat samassa tasossa. Renkaan tasossa olevien hiiliatomien välillä on σ-sidoksia; Jokaisella hiiliatomilla on samat sidokset vetyatomien kanssa. Hiiliatomit käyttävät kolme elektronia näiden sidosten muodostamiseen. Hiiliatomien neljännen valenssielektronin pilvet, jotka on muotoiltu kahdeksaksi, sijaitsevat kohtisuorassa bentseenimolekyylin tasoon nähden. Jokainen tällainen pilvi limittyy tasaisesti viereisten hiiliatomien elektronipilvien kanssa. Bentseenimolekyylissä ei muodostu kolmea erillistä π-sidosta, vaan yksi kuuden elektronin π-elektronijärjestelmä, joka on yhteinen kaikille hiiliatomeille. Hiiliatomien väliset sidokset bentseenimolekyylissä ovat täsmälleen samat.
Kovalenttinen sidos muodostuu elektronien jakamisen seurauksena (yhteisten elektroniparien muodostamiseksi), mikä tapahtuu elektronipilvien päällekkäisyyden aikana. Kovalenttisen sidoksen muodostumiseen liittyy kahden atomin elektronipilvet. Kovalenttisia sidoksia on kahta päätyyppiä:
- Kovalenttinen ei-polaarinen sidos muodostuu saman kemiallisen alkuaineen ei-metallisten atomien välille. Yksinkertaisilla aineilla, esimerkiksi 02:lla, on tällainen yhteys; N2; C 12.
- Polaarinen kovalenttinen sidos muodostuu eri ei-metallien atomien välille.
Katso myös
Kirjallisuus
- "Kemiallinen tietosanakirjasta", M." Neuvostoliiton tietosanakirja", 1983, s. 264.
| Orgaaninen kemia |
|---|
| Luettelo orgaanisista yhdisteistä |
| Rakennekemia | |
|---|---|
| Kemiallinen sidos: | Aromaattinen | Kovalenttinen sidos| Ionisidos | Metalliliitäntä | Vetysidos | Lahjoittajan ja vastaanottajan sidos | Tautomeria |
| Rakenteen näyttö: | Toiminnallinen ryhmä | Rakennekaava | Kemiallinen kaava | Ligandi |
| Elektroniset ominaisuudet: | Elektronegatiivisuus | Elektronien affiniteetti | Ionisaatioenergia | Dipoli | Oktettisääntö |
| Stereokemia: | Epäsymmetrinen atomi | Isomerismi | Kokoonpano | Kiraalisuus | Konformaatio |
Wikimedia Foundation.
Kovalenttinen sidos 2010.
(latinan sanoista "co" yhdessä ja "vales", jolla on voimaa) suoritetaan molempiin atomeihin kuuluvan elektroniparin vuoksi. Muodostunut ei-metalliatomien väliin.
Epämetallien elektronegatiivisuus on melko korkea, joten kahden ei-metalliatomin kemiallisen vuorovaikutuksen aikana elektronien täydellinen siirtyminen toisesta toiseen (kuten tapauksessa) on mahdotonta. Tässä tapauksessa elektronien yhdistäminen on suoritettava loppuun.
Esimerkkinä keskustellaan vety- ja klooriatomien vuorovaikutuksesta:
H 1s 1 - yksi elektroni 2 Cl 1s 2 2s 2 3 p 6 3 s 2 p5
- seitsemän elektronia ulkotasolla
Molemmista kahdesta atomista puuttuu yksi elektroni, jotta niillä olisi täydellinen elektronien ulkokuori. Ja jokainen atomi varaa yhden elektronin "yhteiseen käyttöön". Siten oktettisääntö täyttyy. Tämä esitetään parhaiten käyttämällä Lewisin kaavoja:
Kovalenttisen sidoksen muodostuminen Jaetut elektronit kuuluvat nyt molemmille atomeille. Vetyatomissa on kaksi elektronia (oma ja klooriatomin yhteinen elektroni) ja klooriatomissa kahdeksan elektronia (oma plus vetyatomin yhteinen elektroni). Nämä kaksi yhteistä elektronia muodostavat kovalenttisen sidoksen vety- ja klooriatomien välille. Hiukkasta, joka muodostuu kahden atomin sitoutumisesta, kutsutaan
molekyyli.
Ei-polaarinen kovalenttinen sidos Kovalenttinen sidos voi myös muodostua kahden välille identtinen
atomeja. Esimerkiksi:
Tämä kaavio selittää, miksi vety ja kloori ovat kaksiatomisia molekyylejä. Kahden elektronin pariliitoksen ja jakamisen ansiosta on mahdollista täyttää molempien atomien oktettisääntö.
Kovalenttiset yhdisteet ovat yleensä kaasuja, nesteitä tai suhteellisen alhaisessa lämpötilassa sulavia kiinteitä aineita. Yksi harvoista poikkeuksista on timantti, joka sulaa yli 3500 °C:ssa. Tämä selittyy timantin rakenteella, joka on kovalenttisesti sitoutuneiden hiiliatomien jatkuva hila, eikä yksittäisten molekyylien kokoelma. Itse asiassa mikä tahansa timanttikide, koostaan riippumatta, on yksi valtava molekyyli.
Kovalenttinen sidos syntyy, kun kahden ei-metalliatomin elektronit yhdistyvät. Tuloksena olevaa rakennetta kutsutaan molekyyliksi.
Polaarinen kovalenttinen sidos
Useimmissa tapauksissa on kaksi kovalenttisesti sitoutunutta atomia eri elektronegatiivisuus ja yhteiset elektronit eivät kuulu kahdelle atomille tasan. Useimmiten ne ovat lähempänä yhtä atomia kuin toista. Esimerkiksi vetykloridimolekyylissä kovalenttisen sidoksen muodostavat elektronit sijaitsevat lähempänä klooriatomia, koska sen elektronegatiivisuus on suurempi kuin vedyn. Ero elektronien houkuttelemisessa ei kuitenkaan ole riittävän suuri, jotta täydellinen elektronien siirto vetyatomista klooriatomiin tapahtuisi. Siksi vety- ja klooriatomien välistä sidosta voidaan pitää ionisen sidoksen (täydellinen elektroninsiirto) ja ei-polaarisen kovalenttisen sidoksen (elektroniparin symmetrinen järjestely kahden atomin välillä) risteytyksenä. Atomien osavaraus on merkitty kreikkalainen kirjainδ. Tätä yhteyttä kutsutaan polaarinen kovalenttinen sidos, ja vetykloridimolekyylin sanotaan olevan polaarinen, eli sillä on positiivisesti varautunut pää (vetyatomi) ja negatiivisesti varautunut pää (klooriatomi).
Alla olevassa taulukossa luetellaan pääasialliset sidostyypit ja esimerkkejä aineista:
Kovalenttisen sidoksen muodostumisen vaihto- ja luovuttaja-akseptorimekanismi
1) Vaihtomekanismi. Jokainen atomi muodostaa yhden parittoman elektronin yhteiseen elektronipariin.
2) Luovuttaja-akseptorimekanismi. Yksi atomi (luovuttaja) muodostaa elektroniparin ja toinen atomi (akseptori) tarjoaa tälle parille tyhjän kiertoradan.
Useimpien elementtien atomit eivät ole olemassa erikseen, koska ne voivat olla vuorovaikutuksessa toistensa kanssa. Tämä vuorovaikutus tuottaa monimutkaisempia hiukkasia.
Kemiallisen sidoksen luonne on sähköstaattisten voimien vaikutus, jotka ovat sähkövarausten välisiä vuorovaikutusvoimia. Elektroneilla ja atomiytimillä on tällaisia varauksia.
Ulkoisilla elektronitasoilla (valenssielektronit) sijaitsevat elektronit, jotka ovat kauimpana ytimestä, ovat vuorovaikutuksessa sen kanssa heikoimmin ja pystyvät siksi irtautumaan ytimestä. Ne ovat vastuussa atomien sitomisesta toisiinsa.
Vuorovaikutustyypit kemiassa
Kemiallisten sidosten tyypit voidaan esittää seuraavassa taulukossa:
Ionisidoksen ominaisuudet
Kemiallinen reaktio, joka johtuu ionien vetovoima eri varauksia kutsutaan ioniksi. Tämä tapahtuu, jos sitoutuvilla atomeilla on merkittävä ero elektronegatiivisuudessa (eli kyvyssä houkutella elektroneja) ja elektronipari menee elektronegatiivisempaan elementtiin. Tämän elektronien siirron seurauksena atomista toiseen muodostuu varautuneita hiukkasia - ioneja. Heidän välilleen syntyy vetovoima.
Niillä on alhaisimmat elektronegatiivisuusindeksit tyypillisiä metalleja, ja suurimmat ovat tyypillisiä ei-metalleja. Ioneja muodostuu siis tyypillisten metallien ja tyypillisten ei-metallien vuorovaikutuksessa.
Metalliatomeista tulee positiivisesti varautuneita ioneja (kationeja), jotka luovuttavat elektroneja ulommalle elektronitasolle, ja epämetallit vastaanottavat elektroneja, jolloin ne muuttuvat negatiivisesti varautunut ionit (anionit).
Atomit siirtyvät vakaampaan energiatilaan täydentäen elektroniikkakokoonpanonsa.
Ionisidos on suuntaamaton ja ei-kyllästyvä, koska sähköstaattista vuorovaikutusta tapahtuu sen mukaisesti kaikkiin suuntiin, ioni voi vetää puoleensa vastakkaisen merkin ioneja kaikkiin suuntiin.
Ionien järjestely on sellainen, että jokaisen ympärillä on tietty määrä vastakkaisesti varautuneita ioneja. Ioniyhdisteiden "molekyyli" käsite ei ole järkeä.
Esimerkkejä koulutuksesta
Sidosten muodostuminen natriumkloridissa (nacl) johtuu elektronin siirtymisestä Na-atomista Cl-atomiin vastaavien ionien muodostamiseksi:
Na 0 - 1 e = Na + (kationi)
Cl 0 + 1 e = Cl - (anioni)
Natriumkloridissa natriumkationien ympärillä on kuusi kloorianionia ja kunkin kloridi-ionin ympärillä kuusi natriumionia.
Kun bariumsulfidin atomien välille muodostuu vuorovaikutusta, tapahtuu seuraavia prosesseja:
Ba 0 - 2 e = Ba 2+
S 0 + 2 e = S 2-
Ba luovuttaa kaksi elektroniaan rikille, mikä johtaa rikkianionien S 2- ja bariumkationien Ba 2+ muodostumiseen.
Metallin kemiallinen sidos
Elektronien määrä metallien ulkoenergiatasoissa on pieni, ne erottuvat helposti ytimestä. Tämän irtautumisen seurauksena muodostuu metalli-ioneja ja vapaita elektroneja. Näitä elektroneja kutsutaan "elektronikaasuksi". Elektronit liikkuvat vapaasti koko metallin tilavuudessa ja ovat jatkuvasti sitoutuneita ja erotettuja atomeista.
Metalliaineen rakenne on seuraava: kidehila on aineen luuranko ja sen solmujen välillä elektronit voivat liikkua vapaasti.
Seuraavat esimerkit voidaan antaa:
Mg - 2е<->Mg 2+
Cs-e<->Cs+
Ca - 2e<->Ca2+
Fe-3e<->Fe 3+
Kovalenttinen: polaarinen ja ei-polaarinen
Yleisin kemiallinen vuorovaikutustyyppi on kovalenttinen sidos. Vuorovaikutteisten elementtien elektronegatiivisuusarvot eivät eroa jyrkästi, joten tapahtuu vain yhteisen elektroniparin siirtyminen elektronegatiivisempaan atomiin.
Kovalenttiset vuorovaikutukset voidaan muodostaa vaihtomekanismilla tai luovuttaja-akseptorimekanismilla.
Vaihtomekanismi toteutuu, jos jokaisessa atomissa on parittomia elektroneja uloimmilla elektronitasoilla ja atomiorbitaalien päällekkäisyys johtaa molempiin atomeihin jo kuuluvan elektroniparin ilmaantuvuuteen. Kun toisessa atomissa on elektroniparit ulkoisella elektronitasolla ja toisella on vapaa kiertorata, silloin kun atomiradat menevät päällekkäin, elektronipari jaetaan ja vuorovaikuttaa luovuttaja-akseptorimekanismin mukaisesti.
Kovalentit jaetaan moninkertaisuudella:
- yksinkertainen tai yksittäinen;
- kaksinkertainen;
- kolminkertainen.
Kaksinkertaiset varmistavat kahden elektroniparin jakamisen kerralla ja kolminkertaiset - kolme.
Sitoutuneiden atomien välisen elektronitiheyden (polariteetin) jakautumisen mukaan kovalenttinen sidos jaetaan:
- ei-polaarinen;
- napainen.
Ei-polaarinen sidos muodostuu identtisistä atomeista, ja polaarinen sidos muodostuu erilaisesta elektronegatiivisuudesta.
Samanlaisen elektronegatiivisuuden omaavien atomien vuorovaikutusta kutsutaan polaarittomaksi sidokseksi. Tällaisen molekyylin yhteinen elektronipari ei vedä puoleensa kumpikaan atomi, vaan kuuluu tasapuolisesti molempiin.
Elektronegatiivisuudessa eroavien alkuaineiden vuorovaikutus johtaa polaaristen sidosten muodostumiseen. Tämän tyyppisessä vuorovaikutuksessa jaetut elektroniparit houkuttelevat elektronegatiivisempaa elementtiä, mutta eivät siirry siihen kokonaan (eli ionien muodostumista ei tapahdu). Tämän elektronitiheyden muutoksen seurauksena atomeihin ilmaantuu osittaisia varauksia: elektronegatiivisemmalla on negatiivinen varaus ja vähemmän elektronegatiivisella on positiivinen varaus.
Kovalenssin ominaisuudet ja ominaisuudet
Kovalenttisen sidoksen tärkeimmät ominaisuudet:
- Pituus määräytyy vuorovaikutuksessa olevien atomien ytimien välisen etäisyyden perusteella.
- Polaarisuuden määrää elektronipilven siirtymä kohti yhtä atomia.
- Suuntaus on ominaisuus muodostaa avaruudessa orientoituneita sidoksia ja vastaavasti molekyylejä, joilla on tietyt geometriset muodot.
- Kyllästymisen määrää kyky muodostaa rajoitettu määrä sidoksia.
- Polarisoituvuus määräytyy kyvyn muuttaa polariteettia ulkoisen sähkökentän vaikutuksesta.
- Sidoksen katkaisemiseen tarvittava energia määrää sen vahvuuden.
Esimerkki kovalenttisesta ei-polaarisesta vuorovaikutuksesta voi olla vety (H2), kloori (Cl2), happi (O2), typpi (N2) ja monet muut molekyylit.
H· + ·H → H-H-molekyyli siinä on yksi ei-polaarinen sidos,
O: + :O → O=O-molekyylillä on kaksoispolaarinen,
Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekyyli on kolminkertainen polaariton.
Esimerkkeinä kovalenttisesta sidoksesta kemiallisia alkuaineita voimme mainita hiilidioksidin (CO2) ja hiilimonoksidin (CO), rikkivedyn (H2S) molekyylit, suolahappoa(HCL), vesi (H2O), metaani (CH4), rikkioksidi (SO2) ja monet muut.
CO2-molekyylissä hiili- ja happiatomien välinen suhde on kovalenttinen polaarinen, koska elektronegatiivisempi vety vetää puoleensa elektronitiheyttä. Hapen ulkokuoressa on kaksi paritonta elektronia, kun taas hiilellä voi olla neljä valenssielektronia vuorovaikutuksen muodostamiseksi. Seurauksena, kaksoissidoksia ja molekyyli näyttää tältä: O=C=O.
Tietyn molekyylin sidoksen tyypin määrittämiseksi riittää, kun tarkastellaan sen muodostavia atomeja. Yksinkertaiset metalliaineet muodostavat metallisidoksen, metallit epämetallien kanssa muodostavat ionisidoksen, yksinkertaiset ei-metalliset aineet muodostavat kovalenttisen ei-polaarisen sidoksen ja erilaisista ei-metalleista koostuvat molekyylit muodostuvat polaarisen kovalenttisen sidoksen kautta.
Kemiallinen sidos- sähköstaattinen vuorovaikutus elektronien ja ytimien välillä, mikä johtaa molekyylien muodostumiseen.
Kemialliset sidokset muodostuvat valenssielektroneista. S- ja p-elementeillä valenssielektronit ovat ulkokerroksen elektroneja, d-elementeillä - ulkokerroksen s-elektroneja ja esiulomman kerroksen d-elektroneja. Kun kemiallinen sidos muodostuu, atomit täydentävät ulomman elektronikuorensa vastaavan jalokaasun kuoreen.
Linkin pituus- kahden kemiallisesti sitoutuneen atomin ytimien välinen keskimääräinen etäisyys.
Kemiallisen sidoksen energia- energiamäärä, joka tarvitaan sidoksen katkaisemiseen ja molekyylin fragmenttien heittämiseen äärettömän suuren matkan päähän.
Kiinnityskulma- kemiallisesti sitoutuneita atomeja yhdistävien viivojen välinen kulma.
Seuraavat kemiallisten sidosten päätyypit tunnetaan: kovalenttinen (polaarinen ja ei-polaarinen), ioninen, metallinen ja vety.
Kovalenttinen kutsutaan kemialliseksi sidokseksi, joka muodostuu yhteisen elektroniparin muodostumisen vuoksi.
Jos sidoksen muodostaa jaettu elektronien pari, jotka kuuluvat yhtäläisesti molempiin yhdistäviin atomeihin, niin sitä kutsutaan ns. kovalenttinen ei-polaarinen sidos. Tämä sidos esiintyy esimerkiksi molekyyleissä H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2. Identtisten atomien välillä syntyy kovalenttinen ei-polaarinen sidos, ja niitä yhdistävä elektronipilvi jakautuu tasaisesti niiden välillä.
Kahden atomin välisiin molekyyleihin voi muodostua eri määrä kovalenttisia sidoksia (esimerkiksi halogeenimolekyyleissä F 2, Cl 2, Br 2, I 2 yksi, typpimolekyylissä N 2 kolme).
Kovalenttinen polaarinen sidos tapahtuu atomien välillä, joilla on erilainen elektronegatiivisuus. Sen muodostava elektronipari siirtyy kohti elektronegatiivisempaa atomia, mutta pysyy yhteydessä molempiin ytimiin. Esimerkkejä yhdisteistä, joissa on kovalenttinen polaarinen sidos: HBr, HI, H2S, N2O jne.
Ioninen jota kutsutaan polaarisidoksen rajoittavaksi tapaukseksi, jossa elektronipari siirtyy kokonaan atomista toiseen ja sitoutuneet hiukkaset muuttuvat ioneiksi.
Tarkkaan ottaen vain yhdisteet, joiden elektronegatiivisuuden ero on suurempi kuin 3, voidaan luokitella yhdisteiksi, joissa on ionisidoksia, mutta sellaisia yhdisteitä tunnetaan vain vähän. Näitä ovat alkali- ja maa-alkalimetallien fluoridit. Perinteisesti uskotaan, että ionisidos tapahtuu elementtien atomien välillä, joiden elektronegatiivisuusero on suurempi kuin 1,7 Paulingin asteikolla. Esimerkkejä yhdisteistä, joissa on ionisia sidoksia: NaCl, KBr, Na 2 O. Paulingin asteikkoa käsitellään yksityiskohtaisemmin seuraavassa oppitunnissa.
Metalli kutsua metallikiteiden positiivisten ionien välistä kemiallista sidosta, joka syntyy metallikiteessä vapaasti liikkuvien elektronien vetovoiman seurauksena.
Metalliatomit muuttuvat kationeiksi muodostaen metallin kristallihila. Niitä pitävät tässä hilassa koko metallille yhteiset elektronit (elektronikaasu).
Koulutustehtävät
1. Jokainen aine, jonka kaavat muodostuvat kovalenttisesta ei-polaarisesta sidoksesta
1) O2, H2, N2
2) AI, 03, H2S04
3) Na, H2, NaBr
4) H 2O, O 3, Li 2SO 4
2. Jokainen aine, jonka kaavat muodostuvat kovalenttisesta polaarisesta sidoksesta
1) 02, H2SO4, N2
2) H2S04, H20, HNO3
3) NaBr, H3PO4, HCl
4) H 2O, O 3, Li 2SO 4
3. Jokainen aine, jonka kaavat muodostuvat vain ionisidoksesta
1) CaO, H2SO4, N2
2) BaSO 4, BaCl 2, BaNO 3
3) NaBr, K3PO4, HCl
4) RbCl, Na2S, LiF
4. Metalliliitos on tyypillistä listaelementeille
1) Ba, Rb, Se
2) Cr, Ba, Si
3) Na, P, Mg
4) Rb, Na, Cs
5. Yhdisteet, joissa on vain ionisia ja vain kovalenttisia polaarisia sidoksia, ovat vastaavasti
1) HCl ja Na2S
2) Cr ja Al(OH) 3
3) NaBr ja P205
4) P 2 O 5 ja CO 2
6. Alkuaineiden välille muodostuu ionisidoksia
1) kloori ja bromi
2) bromi ja rikki
3) cesium ja bromi
4) fosfori ja happi
7. Alkuaineiden välille muodostuu kovalenttinen polaarinen sidos
1) happi ja kalium
2) rikki ja fluori
3) bromi ja kalsium
4) rubidium ja kloori
8. Lennossa vetyyhdisteitä alkuaineet VA ryhmä 3. periodin kemiallinen sidos
1) kovalenttinen polaarinen
2) kovalenttinen ei-polaarinen
3) ioninen
4) metalli
9. Kolmannen jakson alkuaineiden korkeammissa oksideissa kemiallisen sidoksen tyyppi muuttuu elementin atomiluvun kasvaessa
1) ionisidoksesta kovalenttiseksi polaariseksi sidokseksi
2) metallista kovalenttiseen polaarittomaan
3) kovalenttisesta polaarisesta sidoksesta ionisidokseksi
4) kovalenttisesta polaarisesta sidoksesta metallisidokseksi
10. E–H-kemiallisen sidoksen pituus kasvaa useissa aineissa
1) HI – PH 3 – HCl
2) PH 3 – HCl – H 2 S
3) HI – HCl – H2S
4) HCl – H2S – PH 3
11. E–H-kemiallisen sidoksen pituus pienenee useissa aineissa
1) NH3 – H20 – HF
2) PH 3 – HCl – H 2 S
3) HF – H20 – HCl
4) HCl – H2S – HBr
12. Kloorivetymolekyylissä kemiallisten sidosten muodostumiseen osallistuvien elektronien määrä on
1) 4
2) 2
3) 6
4) 8
13. Kemiallisten sidosten muodostumiseen P 2 O 5 -molekyylissä osallistuvien elektronien määrä on
1) 4
2) 20
3) 6
4) 12
14. Fosfori(V)kloridissa kemiallinen sidos on
1) ioninen
2) kovalenttinen polaarinen
3) kovalenttinen ei-polaarinen
4) metalli
15. Polaarisin kemiallinen sidos molekyylissä
1) fluorivety
2) vetykloridi
3) vesi
4) rikkivety
16. Vähiten polaarinen kemiallinen sidos molekyylissä
1) vetykloridi
2) bromivety
3) vesi
4) rikkivety
17. Yhteisen elektroniparin ansiosta aineeseen muodostuu sidos
1) Mg
2) H2
3) NaCl
4) CaCl2
18. Kovalenttinen sidos muodostuu alkuaineiden, joiden atominumerot, välille
1) 3 ja 9
2) 11 ja 35
3) 16 ja 17
4) 20 ja 9
19. Ionisidos muodostuu elementtien, joiden atomiluku on, välille
1) 13 ja 9
2) 18 ja 8
3) 6 ja 8
4) 7 ja 17
20. Luettelossa aineista, joiden kaavat ovat yhdisteitä, joissa on vain ionisidoksia, tämä on
1) NaF, CaF 2
2) NaNO3, N2
3) O 2, SO 3
4) Ca(NO3)2, AlCl3