Missä yhdisteissä muodostuu kovalenttinen sidos. Mikä on kovalenttinen sidos - polaarinen ja ei-polaarinen

Molekyylirakenteen omaavia aineita muodostuu avulla erityinen tyyppi suhteita. Kovalenttinen sidos molekyylissä, polaarinen ja ei-polaarinen, jota kutsutaan myös atomiksi. Tämä nimi tulee latinan sanoista "co" - "yhdessä" ja "vales" - "jolla on voimaa". Tässä yhdisteiden muodostamismenetelmässä elektronipari jaetaan kahden atomin välillä.

Mitä ovat polaariset ja ei-polaariset kovalenttiset sidokset? Jos uusi yhdiste muodostuu tällä tavalla, niinelektroniparien sosialisointi. Tyypillisesti tällaisilla aineilla on molekyylirakenne: H 2, O 3, HCl, HF, CH 4.

On myös ei-molekyylisiä aineita, joissa atomit ovat liittyneet tällä tavalla. Nämä ovat niin sanottuja atomikiteitä: timantti, piidioksidi, piikarbidi. Niissä jokainen hiukkanen on yhdistetty neljään muuhun, mikä johtaa erittäin vahvaan kiteeseen. Molekyylirakenteen omaavat kiteet eivät yleensä ole kovin vahvoja.

Tämän yhdisteiden muodostusmenetelmän ominaisuudet:

• moninaisuus;
• suunta;
• napaisuusaste;
• polarisoituvuus;
• pariliitoksen muodostaminen.

Moninkertaisuus on jaettujen elektroniparien lukumäärä. Niitä voi olla yhdestä kolmeen. Hapella ei ole tarpeeksi elektroneja täyttääkseen kuorensa, joten se on kaksinkertainen. Typpimolekyylissä N2 se on kolminkertainen.

Polarisoituvuus - mahdollisuus muodostaa kovalentti napainen liitäntä ja ei-polaarinen. Lisäksi se voi olla enemmän tai vähemmän polaarinen, lähempänä ionista tai päinvastoin - tämä on napaisuusasteen ominaisuus.

Suuntaus tarkoittaa, että atomeilla on tapana liittyä toisiinsa siten, että niiden välillä on mahdollisimman paljon elektronitiheyttä. Suuntaudesta on järkevää puhua, kun p- tai d-orbitaalit on kytketty. S-orbitaalit ovat pallosymmetrisiä, niille kaikki suunnat ovat ekvivalentteja. P-orbitaaleissa ei-polaarinen tai polaarinen kovalenttinen sidos on suunnattu niiden akselia pitkin siten, että kaksi "kahdeksaa" menevät päällekkäin kärjeissä. Tämä on σ-sidos. On myös vähemmän vahvoja π-sidoksia. P-orbitaalien tapauksessa "kahdeksan" orbitaalia ovat limittäin molekyylin akselin ulkopuolella olevien sivujen kanssa. Kaksois- tai kolmoistapauksessa p-orbitaalit muodostavat yhden σ-sidoksen ja loput ovat π-tyyppisiä.

Konjugaatio on alkulukujen ja kerrannaislukujen vuorottelua, mikä tekee molekyylistä vakaamman. Tämä ominaisuus on ominaista monimutkaisille orgaanisille yhdisteille.

Kemiallisten sidosten tyypit ja muodostusmenetelmät

Vastakkaisuus

Tärkeää! Kuinka määrittää, ovatko edessämme aineet, joilla on ei-polaarinen kovalenttinen tai polaarinen sidos? Se on hyvin yksinkertaista: ensimmäinen tapahtuu aina identtisten atomien välillä ja toinen - erilaisten atomien välillä, joilla on erilainen elektronegatiivisuus.

Esimerkkejä kovalenttisista ei-polaarisista sidoksista - yksinkertaiset aineet:

• vety H2;
• typpi N2;
• happi 02;
• kloori Cl2.

Kovalenttisen ei-polaarisen sidoksen muodostuskaavio osoittaa, että yhdistämällä elektroniparin atomeilla on taipumus täydentää ulkokuorta 8 tai 2 elektroniksi. Esimerkiksi fluorilla on yksi elektroni alle kahdeksan elektronin kuoren. Jaetun elektroniparin muodostumisen jälkeen se täytetään. Yleinen kaava aineelle, jolla on kovalenttinen ei-polaarinen sidos, on kaksiatominen molekyyli.

Polar yhdistää yleensä vain:

• H20;
• CH4.

Mutta on poikkeuksia, kuten AlCl 3. Alumiinilla on amfoteerisuuden ominaisuus, toisin sanoen joissakin yhdisteissä se käyttäytyy kuin metalli ja toisissa kuin epämetalli. Ero elektronegatiivisuudessa tässä yhdisteessä on pieni, joten alumiini yhdistyy kloorin kanssa tällä tavalla, ei ionityypin mukaan.

Tässä tapauksessa molekyyli muodostuu eri alkuaineista, mutta elektronegatiivisuuden ero ei ole niin suuri, että elektroni siirtyisi kokonaan atomista toiseen, kuten ionirakenteen omaavissa aineissa.

Kaaviot tämän tyyppisen kovalenttisen rakenteen muodostamiseksi osoittavat, että elektronitiheys siirtyy elektronegatiivisempaan atomiin, eli jaettu elektronipari on lähempänä yhtä niistä kuin toista. Molekyylin osat saavat varauksen, joka on nimetty kreikkalainen kirjain delta. Esimerkiksi vetykloridissa kloori varautuu negatiivisemmin ja vety positiivisemmin. Varaus on osittainen eikä koko, kuten ionien kanssa.

Tärkeää! Sidospolariteettia ja molekyylien polariteettia ei pidä sekoittaa. Esimerkiksi metaanissa CH4:ssä atomit ovat sitoutuneet polaarisesti, mutta itse molekyyli on ei-polaarinen.

Hyödyllinen video: polaariset ja ei-polaariset kovalenttiset sidokset

Koulutusmekanismi

Uusien aineiden muodostuminen voi tapahtua vaihto- tai luovuttaja-akseptorimekanismin kautta. Tässä tapauksessa atomiradat yhdistetään. Syntyy yksi tai useampi molekyylirata. Ne eroavat toisistaan ​​siinä, että ne kattavat molemmat atomit. Kuten atomielektroni, se voi sisältää enintään kaksi elektronia, ja niiden spinien on myös oltava eri suuntiin.

Kuinka määrittää, mikä mekanismi on mukana? Tämä voidaan tehdä ulkoisten kiertoradojen elektronien lukumäärällä.

Vaihtaa

Tässä tapauksessa molekyyliradalla oleva elektronipari muodostuu kahdesta parittamattomasta elektronista, joista kukin kuuluu omaan atomiinsa. Jokainen niistä pyrkii täyttämään ulomman elektronikuorensa ja tekemään siitä vakaan kahdeksalla tai kahdella elektronilla. Näin yleensä muodostuu aineita, joilla on ei-polaarinen rakenne.

Mieti esimerkiksi suolahappoa HCl. Vetyllä on yksi elektroni ulkotasolla. Kloorilla on seitsemän. Piirrettyään kaavioita kovalenttisen rakenteen muodostumisesta sille, näemme, että jokaisesta niistä puuttuu yksi elektroni ulkokuoren täyttämiseksi. Jakamalla elektroniparin keskenään he voivat täydentää ulkokuoren. Samaa periaatetta käytetään muodostamaan kaksiatomisia molekyylejä yksinkertaisista aineista, esimerkiksi vedystä, hapesta, kloorista, typestä ja muista ei-metalleista.

Koulutusmekanismi

Lahjoittaja-hyväksyjä

Toisessa tapauksessa molemmat elektronit ovat yksinäinen pari ja kuuluvat samaan atomiin (luovuttaja). Toisella (akseptorilla) on tyhjä orbitaali.

Tällä tavalla muodostuneen aineen, jolla on kovalenttinen polaarinen sidos, kaava, esimerkiksi ammoniumioni NH 4 +. Se muodostuu vetyionista, jolla on tyhjä orbitaali, ja ammoniakista NH3, joka sisältää yhden "ylimääräisen" elektronin. Ammoniakin elektronipari on sosiaalistunut.

Hybridisaatio

Kun elektronipari jaetaan erimuotoisten orbitaalien, kuten s ja p, kesken, muodostuu hybridielektronipilvi sp. Tällaiset kiertoradat menevät enemmän päällekkäin, joten ne sitoutuvat tiukemmin.

Näin metaanin ja ammoniakin molekyylit rakentuvat. CH 4 -metaanimolekyylissä olisi pitänyt muodostua kolme sidosta p-orbitaaleihin ja yksi s-orbitaaleihin. Sen sijaan orbitaali hybridisoituu kolmen p-orbitaalin kanssa, mikä johtaa kolmeen sp3-hybridiorbitaaliin pitkänomaisten pisaroiden muodossa. Tämä tapahtuu, koska 2s- ja 2p-elektroneilla on samanlaiset energiat, ne ovat vuorovaikutuksessa toistensa kanssa, kun ne yhdistyvät toisen atomin kanssa. Sitten voidaan muodostaa hybridiorbitaali. Tuloksena oleva molekyyli on tetraedrin muotoinen, jonka kärjessä on vety.

Muita esimerkkejä aineista, joissa on hybridisaatiota:

• asetyleeni;
• bentseeni;
• timantti;
• vettä.

Hiilelle on ominaista sp3-hybridisaatio, joten sitä löytyy usein orgaanisista yhdisteistä.

Hyödyllinen video: polaarinen kovalenttinen sidos

Johtopäätös

Kovalenttinen sidos, polaarinen tai ei-polaarinen, on ominaista aineille, joilla on molekyylirakenne. Yhden alkuaineen atomit ovat polaarisesti sitoutuneita, kun taas eri alkuaineiden atomit ovat polaarisesti sitoutuneita, mutta elektronegatiivisuudella on hieman erilainen. Yleensä ei-metalliset elementit yhdistetään tällä tavalla, mutta on poikkeuksia, kuten alumiini.

Kemiallisten yhdisteiden muodostuminen johtuu kemiallisten sidosten muodostumisesta atomien välillä molekyyleissä ja kiteissä.

Kemiallinen sidos on atomien keskinäinen adheesio molekyylissä ja kidehilassa atomien välisten sähköisten vetovoimien vaikutuksesta.

KOVALENTTISIDOS.

Kovalenttinen sidos muodostuu yhteisistä elektronipareista, jotka näkyvät sitoutuneiden atomien kuorissa. Se voidaan muodostaa saman alkuaineen atomeista ja sitten se ei-polaarinen; tällainen kovalenttinen sidos on esimerkiksi yksialkuainekaasujen H2, O2, N2, Cl2 jne. molekyyleissä.

Kovalenttinen sidos voidaan muodostaa eri alkuaineiden atomeista, jotka ovat luonteeltaan samanlaisia, ja sitten se polaarinen; esimerkiksi sellainen kovalenttinen sidos on molekyyleissä H2O, NF3, CO2. Alkuaineatomien välille muodostuu kovalenttinen sidos,

Kemiallisten sidosten määrälliset ominaisuudet. Viestinnän energiaa. Linkin pituus. Kemiallisen sidoksen polariteetti. Kiinnityskulma. Molekyylien atomien tehokkaat varaukset. Kemiallisen sidoksen dipolimomentti. Moniatomisen molekyylin dipolimomentti. Tekijät, jotka määräävät moniatomisen molekyylin dipolimomentin suuruuden.

Kovalenttisen sidoksen ominaisuudet . Kovalenttisen sidoksen tärkeitä kvantitatiivisia ominaisuuksia ovat sidoksen energia, sen pituus ja dipolimomentti.

Viestintäenergia- sen muodostumisen aikana vapautuva tai kahden sitoutuneen atomin erottamiseen tarvittava energia. Sidosenergia luonnehtii sen vahvuutta.

Linkin pituus- sitoutuneiden atomien keskusten välinen etäisyys. Mitä lyhyempi pituus, sitä vahvempi kemiallinen sidos.

Kytkennän dipolimomentti(m) on vektorisuure, joka kuvaa yhteyden napaisuutta.

Vektorin pituus on yhtä suuri kuin sidoksen pituuden l ja tehollisen varauksen q tulo, jonka atomit saavat elektronitiheyden muuttuessa: | m | = lХ q. Dipolimomenttivektori on suunnattu positiivisesta varauksesta negatiiviseen. Lisäämällä vektoriaalisesti kaikkien sidosten dipolimomentit, saadaan molekyylin dipolimomentti.

Sidosten ominaisuuksiin vaikuttaa niiden moninkertaisuus:

Sitoutumisenergia kasvaa sarjassa;

Yhteyden pituus kasvaa päinvastaisessa järjestyksessä.

Viestintäenergia(tietylle järjestelmän tilalle) - ero sen tilan energian välillä, jossa järjestelmän osat ovat äärettömän kaukana toisistaan ​​ja ovat aktiivisessa lepotilassa, ja järjestelmän sidotun tilan kokonaisenergian välillä. järjestelmä: ,

missä E on N komponentin (hiukkasen) järjestelmän komponenttien sitoutumisenergia, Ei on i:nnen komponentin kokonaisenergia sitoutumattomassa tilassa (äärimmäisen kaukana oleva hiukkanen levossa) ja E on sitoutuneen kokonaisenergian järjestelmä. Lepotilassa äärettömän kaukana olevista hiukkasista koostuvan systeemin sitoutumisenergian katsotaan yleensä olevan nolla, eli kun sidottu tila muodostuu, energiaa vapautuu. Sitoutumisenergia on yhtä suuri kuin vähimmäistyö, joka on käytettävä järjestelmän hajottamiseksi sen osahiukkasiksi.

Se luonnehtii järjestelmän stabiilisuutta: mitä suurempi sitoutumisenergia, sitä vakaampi järjestelmä. Perustilassa olevien neutraalien atomien valenssielektroneille (ulompien elektronikuorten elektroneille) sitoutumisenergia osuu yhteen ionisaatioenergian kanssa, negatiivisilla ioneilla - elektronien affiniteetin kanssa. Diatomisen molekyylin kemiallinen sidosenergia vastaa sen terminen dissosiaatioenergiaa, joka on luokkaa satoja kJ/mol. Atomiytimen hadronien sitoutumisenergia määräytyy pääasiassa vahva vuorovaikutus. Kevyille ytimille se on ~0,8 MeV nukleonia kohti.

Kemiallisen sidoksen pituus— kemiallisesti sitoutuneiden atomien ytimien välinen etäisyys. Kemiallisen sidoksen pituus on tärkeä fysikaalinen suure, joka määrittää kemiallisen sidoksen geometriset mitat ja sen laajuuden avaruudessa. Kemiallisen sidoksen pituuden määrittämiseen käytetään erilaisia ​​menetelmiä. Kaasuelektronidiffraktio, mikroaaltospektroskopia, Raman-spektrit ja IR-spektrit korkea resoluutio käytetään arvioimaan eristettyjen molekyylien kemiallisten sidosten pituutta höyry- (kaasu)faasissa. Uskotaan, että kemiallisen sidoksen pituus on additiivinen määrä, jonka määrittää kemiallisen sidoksen muodostavien atomien kovalenttisten säteiden summa.

Kemiallisten sidosten polariteetti- kemiallisen sidoksen ominaisuus, joka osoittaa muutoksen elektronitiheyden jakautumisessa ytimiä ympäröivässä tilassa verrattuna elektronitiheyden jakautumiseen ainesosissa tämä yhteys neutraaleja atomeja. Molekyylissä olevan sidoksen polariteetti on mahdollista kvantifioida. Tarkan kvantitatiivisen arvioinnin vaikeus on se, että sidoksen polariteetti riippuu useista tekijöistä: yhdistävien molekyylien atomien ja ionien koosta; niiden yhteyksien lukumäärästä ja luonteesta, jotka yhdistävillä atomeilla oli jo ennen niiden annettua vuorovaikutusta; rakenteen tyypistä ja jopa niiden kidehilojen vikojen ominaisuuksista. Tällaisia ​​laskelmia tehdään eri menetelmillä, jotka yleensä antavat suunnilleen samat tulokset (arvot).

Esimerkiksi HCl:lle on osoitettu, että tämän molekyylin jokaisen atomin varaus on yhtä suuri kuin 0,17 koko elektronin varauksesta. Vetyatomilla on +0,17 ja klooriatomilla -0,17. Atomien niin kutsuttuja tehollisia varauksia käytetään useimmiten sidoksen polariteetin kvantitatiivisena mittana. Tehokas varaus määritellään jollain avaruuden alueella lähellä ydintä sijaitsevien elektronien varauksen ja ytimen varauksen väliseksi eroksi. Tällä suurella on kuitenkin vain ehdollinen ja likimääräinen [suhteellinen] merkitys, koska on mahdotonta tunnistaa yksiselitteisesti molekyylin aluetta, joka liittyy yksinomaan yksittäiseen atomiin, ja useiden sidosten tapauksessa tiettyyn sidokseen.

Kiinnityskulma- kulma, jonka muodostavat yhdestä atomista lähtevien kemiallisten (kovalenttisten) sidosten suunnat. Sidoskulmien tuntemus on välttämätöntä molekyylien geometrian määrittämiseksi. Sidoskulmat riippuvat sekä kiinnittyneiden atomien yksittäisistä ominaisuuksista että keskusatomin atomiorbitaalien hybridisaatiosta. Yksinkertaisille molekyyleille sidoskulma, kuten muutkin molekyylin geometriset parametrit, voidaan laskea kvanttikemian menetelmillä. Ne määritetään kokeellisesti molekyylien hitausmomenttien arvoista, jotka on saatu analysoimalla niiden pyörimisspektrejä. Monimutkaisten molekyylien sidoskulma määritetäänmillä.

TEHOKAS ATOMIN VARAUS, kuvaa tiettyyn atomiin kuuluvien elektronien lukumäärän välistä eroa kemikaalissa. conn. ja vapaiden elektronien lukumäärä. atomi. E. z. A. he käyttävät malleja, joissa kokeellisesti määritetyt suureet esitetään atomeille sijoittuneiden ei-polarisoituvien pistevarausten funktioina; esimerkiksi diatomisen molekyylin dipolimomenttia pidetään elektroniarvon tulona. A. atomien väliselle etäisyydelle. Tällaisten mallien puitteissa E. z. A. voidaan laskea optisten tietojen avulla. tai röntgenspektroskopia.

Molekyylien dipolimomentit.

Ihanteellinen kovalenttinen sidos on olemassa vain hiukkasissa, jotka koostuvat identtisistä atomeista (H2, N2 jne.). Jos eri atomien välille muodostuu sidos, elektronitiheys siirtyy yhteen atomiytimistä, eli tapahtuu sidoksen polarisaatio. Sidosen napaisuutta luonnehtii sen dipolimomentti.

Molekyylin dipolimomentti on yhtä suuri kuin sen kemiallisten sidosten dipolimomenttien vektorisumma. Jos polaariset sidokset ovat järjestetty symmetrisesti molekyyliin, positiiviset ja negatiiviset varaukset kumoavat toisensa ja molekyyli kokonaisuudessaan on ei-polaarinen. Tämä tapahtuu esimerkiksi hiilidioksidimolekyylin kanssa. Polyatomiset molekyylit, joissa on epäsymmetrinen polaaristen sidosten järjestely, ovat yleensä polaarisia. Tämä koskee erityisesti vesimolekyyliä.

Yksittäinen elektronipari voi vaikuttaa tuloksena olevaan molekyylin dipolimomenttiin. Siten NH3- ja NF3-molekyyleillä on tetraedrinen geometria (ottaen huomioon yksinäisen elektroniparin). Typpi-vety- ja typpi-fluorisidosten ionisuusasteet ovat 15 ja 19 % ja niiden pituudet vastaavasti 101 ja 137 pm. Tämän perusteella voitaisiin päätellä, että NF3:lla on suurempi dipolimomentti. Kokeilu osoittaa kuitenkin päinvastaista. Dipolimomentin tarkempaa ennustamista varten tulee ottaa huomioon yksittäisen parin dipolimomentin suunta (kuva 29).

Atomiorbitaalien hybridisaatiokäsite ja molekyylien ja ionien tilarakenne. Hybridiorbitaalien elektronitiheysjakauman ominaisuudet. Hybridisaation päätyypit: sp, sp2, sp3, dsp2, sp3d, sp3d2. Hybridisaatio, johon liittyy yksinäisiä elektronipareja.

ATOMIORBITALIEN HYBRIDISAATIO.

Joidenkin molekyylien rakenteen selittämiseksi BC-menetelmässä käytetään atomiorbitaalista (AO) hybridisaatiomallia. Joillakin alkuaineilla (beryllium, boori, hiili) sekä s- että p-elektronit osallistuvat kovalenttisten sidosten muodostukseen. Nämä elektronit sijaitsevat AO:issa, jotka eroavat muodoltaan ja energialtaan. Tästä huolimatta heidän osallistumisensa myötä muodostuneet yhteydet osoittautuvat samanarvoisiksi ja symmetrisesti sijaitseviksi.

Esimerkiksi molekyyleissä BeC12, BC13 ja CC14 sidoskulma C1-E-C1 on 180, 120 ja 109,28 o. E-C1-sidospituuksien arvot ja energiat ovat samat jokaiselle näistä molekyyleistä. Orbitaalisen hybridisaation periaate on, että alkuperäinen AO erilaisia ​​muotoja ja energiat, kun ne sekoitetaan, tuottavat uusia saman muotoisia ja saman energiaisia ​​orbitaaleja. Keskusatomin hybridisaatiotyyppi määrittää sen muodostaman molekyylin tai ionin geometrisen muodon.

Tarkastellaanpa molekyylin rakennetta atomiorbitaalien hybridisaation näkökulmasta.

Molekyylien spatiaalinen muoto.

Lewisin kaavat kertovat paljon molekyylien elektronisesta rakenteesta ja stabiilisuudesta, mutta toistaiseksi ne eivät voi sanoa mitään niiden tilarakenteesta. Kemiallisissa sidosteoriassa on kaksi hyvää lähestymistapaa molekyyligeometrian selittämiseen ja ennustamiseen. He sopivat hyvin keskenään. Ensimmäistä lähestymistapaa kutsutaan valenssielektroniparin repulsion (VEP) teoriaksi. "Pelottavasta" nimestä huolimatta tämän lähestymistavan ydin on hyvin yksinkertainen ja selkeä: molekyyleissä olevat kemialliset sidokset ja yksinäiset elektroniparit sijaitsevat yleensä mahdollisimman kaukana toisistaan. Selitetäänpä konkreettisia esimerkkejä. BeCl2-molekyylissä on kaksi Be-Cl-sidosta. Tämän molekyylin muodon tulee olla sellainen, että molemmat sidokset ja niiden päissä olevat klooriatomit sijaitsevat mahdollisimman kaukana toisistaan:

Tämä on mahdollista vain molekyylin lineaarisella muodolla, kun sidosten välinen kulma (ClBeCl-kulma) on 180°.

Toinen esimerkki: BF3-molekyylissä on 3 B-F liitännät. Ne sijaitsevat mahdollisimman kaukana toisistaan ​​ja molekyyli on litteän kolmion muotoinen, jossa kaikki sidosten väliset kulmat (FBF-kulmat) ovat 120 o:

Atomiratojen hybridisaatio.

Hybridisaatio ei sisällä vain elektronien sitomista, vaan myös yksinäisiä elektronipareja . Esimerkiksi vesimolekyyli sisältää kaksi kovalenttista kemiallista sidosta happiatomin ja kahden vetyatomin välillä (Kuva 21).

Vetyatomien kanssa jaetun kahden elektroniparin lisäksi happiatomilla on kaksi paria ulkoisia elektroneja, jotka eivät osallistu sidoksen muodostumiseen ( yksinäiset elektroniparit). Kaikki neljä elektroniparia miehittävät tietyt alueet happiatomin ympärillä olevassa tilassa. Koska elektronit hylkivät toisiaan, elektronipilvet sijaitsevat mahdollisimman kaukana toisistaan. Tässä tapauksessa hybridisaation seurauksena atomiratojen muoto muuttuu ja ne on suunnattu tetraedrin kärkeä kohti. Siksi vesimolekyylillä on kulmikas muoto ja happi-vetysidosten välinen kulma on 104,5 o.

Tyyppien AB2, AB3, AB4, AB5, AB6 molekyylien ja ionien muoto. d-AO:t osallistuvat σ-sidosten muodostumiseen litteissä neliömolekyyleissä, oktaedrisissä molekyyleissä ja molekyyleissä, jotka on rakennettu trigonaalisen bipyramidin muotoon. Elektroniparien hylkimisen vaikutus molekyylien avaruudelliseen konfiguraatioon (KNEP:n yksinäisten elektroniparien osallistumisen käsite).

Tyypin AB2, AB3, AB4, AB5, AB6 molekyylien ja ionien muoto. Jokainen AO-hybridisaatiotyyppi vastaa tiukasti määriteltyä geometristä muotoa, joka on vahvistettu kokeellisesti. Sen perustan muodostavat hybridiorbitaalien muodostamat σ-sidokset, jotka liikkuvat π-elektronien (monisidosten tapauksessa) sähköstaattisessa kentässään (taulukko 5.3). sp-hybridisaatio. Tämän tyyppinen hybridisaatio tapahtuu, kun atomi muodostaa kaksi sidosta johtuen elektroneista, jotka sijaitsevat s- ja p-orbitaaleissa ja joilla on samanlainen energia. Tämäntyyppinen hybridisaatio on ominaista AB2-tyypin molekyyleille (kuva 5.4). Esimerkkejä sellaisista molekyyleistä ja ioneista on annettu taulukossa. 5.3 (kuva 5.4).

Taulukko 5.3

Molekyylien geometriset muodot

E - yksinäinen elektronipari.

BeCl2-molekyylin rakenne. Berylliumatomilla on hyvässä kunnossa Ulkokerroksessa on kaksi s-elektroniparia. Virityksen seurauksena yksi s-elektroneista menee p-tilaan - ilmaantuu kaksi paritonta elektronia, jotka eroavat kiertoradan muodosta ja energiasta. Kun kemiallinen sidos muodostuu, ne muuttuvat kahdeksi identtiseksi sp-hybridiorbitaaliksi, jotka on suunnattu 180 asteen kulmassa toisiinsa.

Be 2s2 Be 2s1 2p1 - atomin viritetty tila

Riisi. 5.4 Sp-hybridipilvien tilajärjestely

Tärkeimmät molekyylien välisten vuorovaikutusten tyypit. Aine kondensoituneessa tilassa. Tekijät, jotka määräävät molekyylien välisten vuorovaikutusten energian. Vetysidos. Vetysidoksen luonne. Vetysidoksen kvantitatiiviset ominaisuudet. Molekyylien välinen ja molekyylinsisäinen vetysidos.

MOLEKULIEN VÄLINEN VUOROVAIKUTUS- vuorovaikutus molekyylejä keskenään ilman, että se johtaa repeämiseen tai uusien kemikaalien muodostumiseen. yhteyksiä. M.v. määrittää eron todellisten kaasujen ja ideaalikaasujen välillä, nesteiden ja mol. kiteitä. Lähettäjä M. v. riippuu monikosta rakenteellinen, spektrinen, termodynaaminen. jne. sv-va. M. v.:n käsitteen syntyminen. liittyy Van der Waalsin nimeen, joka vuonna 1873 ehdotti tilatasoa, joka ottaa huomioon aineen magnesiumin selittämään todellisten kaasujen ja nesteiden ominaisuuksia. Siksi M. v. kutsutaan usein van der Waalsiksi.

M.-luvun perusta. muodostavat Coulombin voimien vuorovaikutuksen. yhden molekyylin elektronien ja ytimien ja toisen ytimien ja elektronien välillä. Aineen kokeellisesti määritetyissä ominaisuuksissa ilmenee keskimääräinen vuorovaikutus, joka riippuu molekyylien välisestä etäisyydestä R, niiden keskinäisestä orientaatiosta, rakenteesta ja fysikaalisista ominaisuuksista. ominaisuudet (dipolimomentti, polarisoituvuus jne.). Suurella R:llä, joka ylittää merkittävästi itse molekyylien lineaariset mitat, minkä seurauksena molekyylien elektronikuoret eivät mene päällekkäin, M.V. voidaan melko kohtuudella jakaa kolmeen tyyppiin - sähköstaattiseen, polarisaatioon (induktioon) ja dispersiiviseen. Sähköstaattisia voimia kutsutaan joskus suuntautuneiksi, mutta tämä on epätarkkoja, koska molekyylien keskinäinen orientaatio voidaan määrittää myös polarisaatiolla. voimia, jos molekyylit ovat anisotrooppisia.

Pienillä etäisyyksillä molekyylien välillä (R ~ l) erottele yksittäiset molekyylityypit. voidaan vain arvioida, ja kolmen nimetyn tyypin lisäksi erotetaan kaksi muuta, jotka liittyvät elektronisten kuorien päällekkäisyyteen - vaihtovuorovaikutus ja elektronivarauksen siirrosta johtuvat vuorovaikutukset. Tietystä käytännöstä huolimatta tällainen jako kussakin tapauksessa mahdollistaa M. vuosisadan luonteen selittämisen. ja laskea sen energian.

Aineen rakenne kondensoituneessa tilassa.

Riippuen aineen muodostavien hiukkasten välisestä etäisyydestä ja niiden välisen vuorovaikutuksen luonteesta ja energiasta, aine voi olla jossakin kolmesta aggregaatiotilasta: kiinteä, nestemäinen ja kaasumainen.

Riittävän alhaisessa lämpötilassa aine on kiinteässä tilassa. Hiukkasten väliset etäisyydet kiteinen aine ovat itse hiukkasten koon suuruusluokkaa. Hiukkasten keskimääräinen potentiaalienergia on suurempi kuin niiden keskimääräinen kineettinen energia. Kiteet muodostavien hiukkasten liike on hyvin rajallista. Hiukkasten välillä vaikuttavat voimat pitävät ne tiiviissä tasapainoasennossa. Tämä selittää kiteisten kappaleiden esiintymisen, joilla on oma muoto ja tilavuus sekä korkea leikkausvastus.

Sulaessaan kiinteät aineet muuttuvat nesteiksi. Rakenteeltaan nestemäinen aine eroaa kiteisestä siinä, että kaikki hiukkaset eivät sijaitse samoilla etäisyyksillä toisistaan ​​kuin kiteissä, jotka ovat kaukana toisistaan ​​suurilla etäisyyksillä. Nestemäisten aineiden hiukkasten keskimääräinen kineettinen energia on suunnilleen sama kuin niiden keskimääräinen potentiaalienergia.

Kiinteät ja nestemäiset tilat yhdistetään usein yhteisen termin kondensoitu tila.

Molekyylien välisten vuorovaikutusten tyypit molekyylinsisäinen vetysidos. Joukkovelkakirjalainoja, joiden muodostuksessa ei tapahdu elektronisten kuorien uudelleenjärjestelyä, kutsutaan molekyylien välinen vuorovaikutus . Molekyylivuorovaikutusten päätyyppejä ovat van der Waalsin voimat, vetysidokset ja luovuttaja-akseptorivuorovaikutukset.

Kun molekyylit yhdistyvät, syntyy vetovoimaa, joka aiheuttaa tiivistyneen aineen (nestemäisen, kiinteän molekyylikidehilan) ilmaantumisen. Molekyylien vetovoimaa edistäviä voimia kutsutaan van der Waalsin voimiksi.

Niille on ominaista kolme tyyppiä molekyylien välinen vuorovaikutus :

a) orientaatiovuorovaikutus, joka ilmenee polaaristen molekyylien välillä, jotka pyrkivät asettumaan asemaan, jossa niiden dipolit olisivat vastakkain vastakkaisilla navoilla, ja näiden dipolien momenttivektorit suuntautuisivat samaa suoraa pitkin (toisella tavalla sitä kutsutaan ns. dipoli-dipoli vuorovaikutus );

b) induktio, joka tapahtuu indusoituneiden dipolien välillä, jonka muodostumisen syy on kahden lähestyvän molekyylin atomien keskinäinen polarisaatio;

c) dispersiivinen, joka syntyy mikrodipolien vuorovaikutuksen seurauksena, joka muodostuu positiivisten ja negatiivisten varausten hetkellisistä siirtymistä molekyyleissä elektronien liikkeen ja ytimien värähtelyjen aikana.

Dispersiovoimat vaikuttavat minkä tahansa hiukkasen välillä. Orientaatio- ja induktiovuorovaikutuksia ei esiinny monien aineiden hiukkasilla, esimerkiksi: He, Ar, H2, N2, CH4. NH3-molekyyleille dispersion vuorovaikutuksen osuus on 50 %, orientaatiovuorovaikutuksen osuus 44,6 % ja induktiovuorovaikutuksen osuus 5,4 %. Van der Waalsin houkuttelevien voimien napaenergialle on ominaista alhaiset arvot. Joten jäälle se on 11 kJ/mol, ts. 2,4 % H-O kovalenttinen sidosenergia (456 kJ/mol). Vander Waalsin vetovoimat ovat fyysisiä vuorovaikutuksia.

Vetysidos on fysikaalis-kemiallinen sidos yhden molekyylin vedyn ja toisen molekyylin EO-elementin välillä. Vetysidosten muodostuminen selittyy sillä, että polaarisissa molekyyleissä tai ryhmissä polarisoidulla vetyatomilla on ainutlaatuisia ominaisuuksia: sisäisten elektronikuorten puuttuminen, elektroniparin merkittävä siirtyminen atomiin, jossa on korkea EO ja erittäin pieni koko. Siksi vety pystyy tunkeutumaan syvälle viereisen negatiivisesti polarisoidun atomin elektronikuoreen. Kuten spektritiedot osoittavat, vetysidoksen muodostumisessa merkittävä rooli Myös EO-atomin luovuttajana ja vetyatomin vastaanottajana luovuttaja-akseptori-vuorovaikutuksella on merkitystä. Vetysidos voi olla molekyylien välinen tai molekyylin sisäinen.

Vetysidoksia voi esiintyä sekä eri molekyylien välillä että molekyylin sisällä, jos tämä molekyyli sisältää ryhmiä, joilla on luovuttaja- ja vastaanottajakykyjä. Siten molekyylin sisäisillä vetysidoksilla on päärooli peptidiketjujen muodostumisessa, jotka määrittävät proteiinien rakenteen. Yksi eniten kuuluisia esimerkkejä molekyylinsisäisen vetysidoksen vaikutus rakenteeseen on deoksiribonukleiinihappo (DNA). DNA-molekyyli laskostuu kaksoiskierteeksi. Tämän kaksoiskierteen kaksi juostetta on liitetty toisiinsa vetysidoksilla. Vetysidos on luonteeltaan välimuoto valenssin ja molekyylien välisten vuorovaikutusten välillä. Se liittyy polarisoidun vetyatomin ainutlaatuisiin ominaisuuksiin, sen pieneen kokoon ja elektronisten kerrosten puuttumiseen.

Molekyylien välinen ja molekyylinsisäinen vetysidos.

Vetysidoksia löytyy monista kemialliset yhdisteet. Ne syntyvät yleensä fluori-, typen- ja happiatomien (elektronegatiivisimpien alkuaineiden) välillä, harvemmin - kloori-, rikki- ja muiden ei-metallien atomien kanssa. Vahvoja vetysidoksia muodostuu nestemäisiin aineisiin, kuten veteen, fluorivetyyn, happea sisältäviin epäorgaaniset hapot, karboksyylihapot, fenolit, alkoholit, ammoniakki, amiinit. Kiteytymisen aikana näiden aineiden vetysidokset yleensä säilyvät. Siksi niiden kiderakenteet ovat ketjujen (metanoli), tasaisten kaksiulotteisten kerrosten (boorihappo) tai spatiaalisten kolmiulotteisten verkostojen (jää) muodossa.

Jos vetysidos yhdistää yhden molekyylin osia, puhumme siitä molekyylin sisäinen vetysidos. Tämä koskee erityisesti monia orgaanisia yhdisteitä (kuva 42). Jos vetysidos muodostuu yhden molekyylin vetyatomin ja toisen molekyylin ei-metalliatomin välille (molekyylien välinen vetysidos), sitten molekyylit muodostavat melko vahvoja pareja, ketjuja, renkaita. Siten muurahaishappoa esiintyy dimeerien muodossa sekä nestemäisessä että kaasumaisessa tilassa:

ja fluorivetykaasu sisältää polymeerimolekyylejä, jotka sisältävät jopa neljä HF-hiukkasta. Molekyylien välisiä vahvoja sidoksia löytyy vedestä, nestemäisestä ammoniakista ja alkoholeista. Kaikki hiilihydraatit, proteiinit ja nukleiinihapot sisältävät happi- ja typpiatomeja, joita tarvitaan vetysidosten muodostumiseen. Tiedetään esimerkiksi, että glukoosi, fruktoosi ja sakkaroosi liukenevat hyvin veteen. Tärkeä rooli tässä on vetysidoksilla, jotka muodostuvat liuoksessa vesimolekyylien ja lukuisten hiilihydraattien OH-ryhmien välille.

Jaksollinen laki. Jaksottaisen lain nykyaikainen muotoilu. Kemiallisten alkuaineiden jaksollinen taulukko on graafinen esitys jaksollisesta laista. Moderni versio Jaksottainen järjestelmä. Ominaisuudet atomiorbitaalien täyttämisestä elektroneilla ja jaksojen muodostuksessa. s-, p-, d-, f- Elementit ja niiden sijainti jaksollinen taulukko. Ryhmät, jaksot. Pää- ja toissijaiset alaryhmät. Jaksollisen järjestelmän rajat.

Jaksottaisen lain löytäminen.

Kemian peruslain - jaksollisen lain - löysi D.I. Mendelejev vuonna 1869 aikana, jolloin atomia pidettiin jakamattomana ja noin siitä sisäinen rakenne mitään ei tiedetty. Perusta jaksollinen laki DI. Mendelejev laittoi atomimassat (entiset atomipainot) ja kemialliset ominaisuudet elementtejä.

Järjestetään tuolloin tunnetut 63 elementtiä nousevaan järjestykseen atomimassat, D.I. Mendelejev sai luonnollisen (luonnollisen) sarjan kemiallisia alkuaineita, joissa hän havaitsi kemiallisten ominaisuuksien jaksoittaisen toistettavuuden.

Esimerkiksi tyypillisen metallin litium Li ominaisuudet toistuvat alkuaineissa natrium Na ja kalium K, tyypillisen ei-metallisen fluorin F ominaisuudet toistettiin alkuaineissa kloori Cl, bromi Br, jodi I.

Joillakin elementeillä on D.I. Mendelejev ei löytänyt kemiallisia analogeja (esimerkiksi alumiini Al ja pii Si), koska sellaiset analogit olivat vielä tuntemattomia tuolloin. Heille hän jätti tyhjiä tiloja luonnollisiin sarjoihin ja ennusti jaksoittaisen toiston perusteella niiden kemialliset ominaisuudet. Vastaavien alkuaineiden löytämisen jälkeen (alumiinin analogi - gallium Ga, analogi pii - germanium Ge jne.), D.I. Mendelejev vahvistettiin täysin.

Määritelmä

Kovalenttinen sidos on kemiallinen sidos, jonka muodostavat atomit jakavat valenssielektroninsa. Vaadittu kunto Kovalenttisen sidoksen muodostuminen on atomiorbitaalien (AO) päällekkäisyyttä, joilla 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

Kovalenttisia kemiallisia sidoksia on kolmea tyyppiä, jotka eroavat niiden muodostumismekanismista:

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 ovat likimääräinen kuvaus orgaanisten yhdisteiden molekyyleissä olevien kovalenttisten sidosten tyypeistä. atomien ytimet. 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.

Eteenimolekyyli sisältää C2H4:ää kaksoissidos CH2 =CH2, 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 ei-metallin atomien välille kemiallinen alkuaine. Yksinkertaisilla aineilla, esimerkiksi 02:lla, on tällainen yhteys; N2; C 12.
• Polaarinen kovalenttinen sidos muodostuu eri ei-metallien atomien välille.

Katso myös

Kirjallisuus

• "Chemical Encyclopedic Dictionary", 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.

• 2010.

Suuri ammattikorkeakoulun tietosanakirja KEMIALLINEN SIDOS, mekanismi, jolla atomit liittyvät toisiinsa muodostaen molekyylejä. Tällaisia ​​sidoksia on useita tyyppejä, jotka perustuvat joko vastakkaisten varausten vetovoimaan tai stabiilien konfiguraatioiden muodostumiseen elektronien vaihdon kautta....

Tieteellinen ja tekninen tietosanakirja Kemiallinen sidos - KEMIALLINEN SIDOS, atomien vuorovaikutus, mikä aiheuttaa niiden yhdistymisen molekyyleiksi ja kiteiksi. Kemiallisen sidoksen muodostumisen aikana vaikuttavat voimat ovat luonteeltaan pääasiassa sähköisiä. Kemiallisen sidoksen muodostumiseen liittyy uudelleenjärjestely... ...

Kuvitettu tietosanakirja Atomien keskinäinen vetovoima, joka johtaa molekyylien ja kiteiden muodostumiseen. On tapana sanoa, että molekyylissä tai kiteessä on kemiallisia rakenteita viereisten atomien välillä. Atomin valenssi (jota käsitellään tarkemmin alla) näyttää sidosten lukumäärän...

Suuri Neuvostoliiton tietosanakirja kemiallinen sidos - atomien keskinäinen vetovoima, mikä johtaa molekyylien ja kiteiden muodostumiseen. Atomin valenssi osoittaa tietyn atomin ja viereisten sidosten määrän. termi " kemiallinen rakenne "Akateemikko A.M. Butlerov esitteli... ... Ensyklopedinen sanakirja

metallurgiassa

Ionisidos on vahva kemiallinen sidos, joka muodostuu atomien välille suurella elektronegatiivisuuden erolla, jossa jaettu elektronipari siirtyy kokonaan korkeamman elektronegatiivisuuden omaavaan atomiin. Esimerkki on yhdiste CsF... Wikipedia

Kemiallinen sitoutuminen on atomien vuorovaikutuksen ilmiö, joka johtuu sitoutuvien hiukkasten elektronipilvien päällekkäisyydestä, johon liittyy järjestelmän kokonaisenergian väheneminen. Termin "kemiallinen rakenne" esitti ensimmäisen kerran A. M. Butlerov vuonna 1861... ... Wikipedia

Kovalenttisia sidoksia on atomien välillä sekä molekyyleissä että kiteissä. Sitä esiintyy sekä identtisten atomien välillä (esimerkiksi H2-, Cl2-, O2-molekyyleissä, timanttikiteessä) että eri atomien välillä (esimerkiksi H2O- ja NH3-molekyyleissä, SiC-kiteissä). Melkein kaikki sidokset orgaanisten yhdisteiden molekyyleissä ovat kovalenttisia (C-C, C-H, C-N jne.).

Kovalenttisten sidosten muodostumiseen on kaksi mekanismia:

1) vaihto;

2) luovuttaja-akseptori.

Kovalenttisen sidoksen muodostumisen vaihtomekanismijohtuu siitä, että jokainen yhdistävä atomi tarjoaa yhden parittoman elektronin yhteisen elektroniparin (sidoksen) muodostamiseksi. Vuorovaikutuksessa olevien atomien elektronien spinien tulee olla vastakkaisia.

Tarkastellaan esimerkiksi kovalenttisen sidoksen muodostumista vetymolekyylissä. Kun vetyatomit tulevat lähemmäksi, niiden elektronipilvet tunkeutuvat toisiinsa, jota kutsutaan elektronipilvien päällekkäisyydeksi (kuva 3.2), jolloin ytimien välinen elektronitiheys kasvaa. Ytimet vetävät toisiaan puoleensa. Tämän seurauksena järjestelmän energia laskee. Kun atomit tulevat hyvin lähelle toisiaan, ytimien hylkiminen lisääntyy. Siksi ytimien välillä on optimaalinen etäisyys (sidoksen pituus l), jolla järjestelmällä on minimienergia. Tässä tilassa vapautuu energiaa, jota kutsutaan sitovaksi energiaksi E St.

Riisi. 3.2. Kaavio elektronipilven päällekkäisyydestä vetymolekyylin muodostumisen aikana

Kaavamaisesti vetymolekyylin muodostuminen atomeista voidaan esittää seuraavasti (piste tarkoittaa elektronia, viiva tarkoittaa elektroniparia):

N + N → N: N tai N + N → N - N.

IN yleinen näkemys muiden aineiden AB-molekyyleille:

A + B = A: B.

Kovalenttisen sidoksen muodostumisen luovuttaja-akseptorimekanismipiilee siinä, että yksi hiukkanen - luovuttaja - edustaa elektroniparia sidoksen muodostamiseksi, ja toinen - akseptori - edustaa vapaata kiertorataa:

A: + B = A: B.

luovuttajan vastaanottaja

Tarkastellaan kemiallisten sidosten muodostumismekanismeja ammoniakkimolekyylissä ja ammoniumionissa.

1. Koulutus

Typpiatomilla on kaksi parillista ja kolme paritonta elektronia sen ulkoisella energiatasolla:

S-alatason vetyatomilla on yksi pariton elektroni.

Ammoniakkimolekyylissä typpiatomin parittomat 2p elektronit muodostavat kolme elektroniparia 3 vetyatomin elektronien kanssa:

.

NH3-molekyylissä muodostuu 3 kovalenttista sidosta vaihtomekanismin mukaisesti.

2. Kompleksisen ionin muodostuminen - ammoniumioni.

NH 3 + HCl = NH 4 Cl tai NH 3 + H + = NH 4 +

Typpiatomi jää yksinäisen elektroniparin kanssa, eli kahdella elektronilla, joilla on antirinnakkaisspin yhdellä atomiradalla. Atomirata Vetyioni ei sisällä elektroneja (tyhjä orbitaali). Kun ammoniakkimolekyyli ja vetyioni lähestyvät toisiaan, typpiatomin yksinäisen elektroniparin ja vetyionin vapaan kiertoradan välillä tapahtuu vuorovaikutus. Yksinäinen elektronipari tulee yhteiseksi typpi- ja vetyatomeille, ja kemiallinen sidos tapahtuu luovuttaja-akseptorimekanismin mukaisesti. Ammoniakkimolekyylin typpiatomi on luovuttaja ja vetyioni vastaanottaja:

.

On huomattava, että NH4+-ionissa kaikki neljä sidosta ovat samanarvoisia ja erottamattomia, siksi ionissa varaus on siirretty (hajallaan) koko kompleksiin.

Tarkasteltavat esimerkit osoittavat, että atomin kyky muodostaa kovalenttisia sidoksia ei määräydy vain yhden elektronin, vaan myös 2-elektronisen pilven tai vapaiden kiertoradan läsnäolosta.

Luovuttaja-akseptorimekanismin mukaan sidoksia muodostuu monimutkaisissa yhdisteissä: - ;

2+ ;

2- jne.

Kovalenttisella sidoksella on seuraavat ominaisuudet:

- kylläisyys;

Tieteellinen ja tekninen tietosanakirja- suuntaavuus;

- napaisuus ja polarisoituvuus.

Linkin pituus- 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.- kahden kemiallisesti sitoutuneen atomin ytimien välinen keskimääräinen etäisyys.

Kiinnityskulma Kemiallisen sidoksen energia

- energiamäärä, joka tarvitaan sidoksen katkaisemiseen ja molekyylin fragmenttien heittämiseen äärettömän suuren matkan päähän. - 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.

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