Kovalenttiset, ioniset ja metalliset ovat kemiallisten sidosten kolme päätyyppiä.

Tutustutaanpa lisää kovalenttinen kemiallinen sidos. Tarkastellaanpa sen esiintymismekanismia. Otetaan esimerkkinä vetymolekyylin muodostuminen:

1s-elektronin muodostama pallosymmetrinen pilvi ympäröi vapaan vetyatomin ydintä. Kun atomit lähestyvät toisiaan tietylle etäisyydelle, niiden kiertoradat menevät osittain päällekkäin (katso kuva). seurauksena molempien ytimien keskusten väliin ilmestyy molekyylikaksielektronipilvi, jonka elektronitiheys on suurin ytimien välisessä tilassa. Negatiivisen varauksen tiheyden kasvaessa molekyylipilven ja ytimien väliset vetovoimat kasvavat voimakkaasti.

Joten näemme, että kovalenttinen sidos muodostuu limittäin olevista atomien elektronipilvestä, johon liittyy energian vapautuminen. Jos kosketusta lähestyvien atomien ytimien välinen etäisyys on 0,106 nm, niin elektronipilvien päällekkäisyyden jälkeen se on 0,074 nm. Mitä suurempi elektronien kiertoradan limitys on, sitä vahvempi kemiallinen sidos.

kovalenttinen nimeltään elektroniparien suorittama kemiallinen sidos. Kovalenttisen sidoksen omaavia yhdisteitä kutsutaan homeopolaarinen tai atomi-.

Olla olemassa kahdenlaisia ​​kovalenttisia sidoksia: napainen ja ei-polaarinen.

Ei-napaisella Yhteisen elektroniparin muodostaman kovalenttisen sidoksen elektronipilvi jakautuu symmetrisesti molempien atomien ytimiin nähden. Esimerkkinä voivat olla diatomiset molekyylit, jotka koostuvat yhdestä alkuaineesta: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 ja muut, joissa elektronipari kuuluu molemmille atomeille tasapuolisesti.

Napalla Kovalenttisessa sidoksessa elektronipilvi siirtyy kohti atomia, jolla on korkeampi suhteellinen elektronegatiivisuus. Esimerkiksi haihtuvien epäorgaanisten yhdisteiden molekyylit, kuten H2S, HCl, H20 ja muut.

HCl-molekyylin muodostuminen voidaan esittää seuraavasti:

Koska klooriatomin (2.83) suhteellinen elektronegatiivisuus on suurempi kuin vetyatomin (2.1), elektronipari siirtyy kohti klooriatomia.

Vaihtomekanismin lisäksi kovalenttisen sidoksen muodostamiseksi - päällekkäisyyden vuoksi on myös luovuttaja-vastaava sen muodostumismekanismi. Tämä on mekanismi, jossa kovalenttisen sidoksen muodostuminen tapahtuu yhden atomin (luovuttaja) kahden elektronin pilven ja toisen atomin (akseptori) vapaan kiertoradan vuoksi. Katsotaanpa esimerkkiä ammoniumin NH 4 +:n muodostumismekanismista. Ammoniakkimolekyylissä typpiatomissa on kahden elektronin pilvi:

Vetyionilla on vapaa 1s kiertorata, merkitään se muodossa .

Ammoniumionien muodostumisprosessissa kahden elektronin typpipilvi tulee yleiseksi typpi- ja vetyatomeille, mikä tarkoittaa, että se muuttuu molekyylielektronipilveksi. Siksi ilmestyy neljäs kovalenttinen sidos. Ammoniumin muodostumisprosessi voidaan esittää seuraavasti:

Vetyionin varaus on hajallaan kaikkien atomien kesken, ja typpeen kuuluva kahden elektronin pilvi tulee yhteiseksi vedyn kanssa.

Onko sinulla kysymyksiä? Etkö tiedä miten tehdä läksyjäsi?
Saadaksesi tutorin apua - rekisteröidy.
Ensimmäinen oppitunti on ilmainen!

Sivusto, jossa materiaali kopioidaan kokonaan tai osittain, linkki lähteeseen vaaditaan.

kovalenttinen kemiallinen sidos tapahtuu atomien välillä, joiden elektronegatiivisuus on lähellä tai yhtä suuri. Oletetaan, että kloori ja vety pyrkivät ottamaan elektroneja ja ottamaan lähimmän jalokaasun rakenteen, joten kumpikaan niistä ei luovuta elektronia toiselle. Miten ne muuten liittyvät toisiinsa? Se on yksinkertaista - ne jakavat keskenään, muodostuu yhteinen elektronipari.

Harkitse nyt kovalenttisen sidoksen erityispiirteitä.

Toisin kuin ioniyhdisteet, kovalenttisten yhdisteiden molekyylejä pitävät yhdessä "molekyylien väliset voimat", jotka ovat paljon heikompia kuin kemialliset sidokset. Tässä suhteessa kovalenttinen sidos on ominaista kylläisyys– rajallisen joukkovelkakirjojen muodostaminen.

Tiedetään, että atomiradat ovat avaruudessa tietyllä tavalla orientoituneita, joten sidoksen muodostuessa elektronipilvien päällekkäisyyttä tapahtuu tiettyyn suuntaan. Nuo. sellainen kovalenttisen sidoksen ominaisuus toteutuu suuntautuminen.

Jos molekyylissä kovalenttinen sidos muodostuu identtisistä atomeista tai atomeista, joilla on yhtä suuri elektronegatiivisuus, niin sellaisella sidoksella ei ole polaarisuutta, eli elektronitiheys jakautuu symmetrisesti. Sitä kutsutaan ei-polaarinen kovalenttinen sidos ( H2, Cl2, O2 ). Sidoslainat voivat olla yksi-, kaksi- tai kolminkertaisia.

Jos atomien elektronegatiivisuus eroaa, niin kun ne yhdistyvät, elektronitiheys jakautuu epätasaisesti atomien ja muotojen välillä kovalenttinen polaarinen sidos(HCl, H 2 O, CO), joiden moninkertaisuus voi myös olla erilainen. Kun tällainen sidos muodostuu, elektronegatiivisempi atomi saa osittaisen negatiivisen varauksen ja atomi, jolla on pienempi elektronegatiivisuus, osittaisen positiivisen varauksen (δ- ja δ+). Muodostuu sähködipoli, jossa vastakkaisen etumerkin varaukset sijaitsevat tietyllä etäisyydellä toisistaan. Dipolimomenttia käytetään sidoksen polariteetin mittana:

Yhdisteen polariteetti on sitä selvempi, mitä suurempi on dipolimomentti. Molekyylit ovat ei-polaarisia, jos dipolimomentti on nolla.

Edellä esitettyjen ominaisuuksien yhteydessä voidaan päätellä, että kovalenttiset yhdisteet ovat haihtuvia ja niillä on alhainen sulamis- ja kiehumispiste. Sähkövirta ei voi kulkea näiden liitäntöjen läpi, joten ne ovat huonoja johtimia ja hyviä eristeitä. Kun lämpöä käytetään, monet kovalenttisesti sitoutuneet yhdisteet syttyvät. Suurin osa niistä on hiilivetyjä, samoin kuin oksideja, sulfideja, ei-metallien halogenideja ja siirtymämetalleja.

Jossa toinen atomeista luovutti elektronin ja muuttui kationiksi, ja toinen atomi hyväksyi elektronin ja muuttui anioniksi.

Kovalenttiselle sidokselle ominaiset ominaisuudet - suuntaus, kylläisyys, polariteetti, polarisoituvuus - määräävät yhdisteiden kemialliset ja fysikaaliset ominaisuudet.

Sidosen suunta johtuu aineen molekyylirakenteesta ja niiden molekyylin geometrisestä muodosta. Kahden sidoksen välisiä kulmia kutsutaan sidoskulmiksi.

Kyllästyminen - atomien kyky muodostaa rajoitettu määrä kovalenttisia sidoksia. Atomin muodostamien sidosten lukumäärää rajoittaa sen ulompien atomiorbitaalien lukumäärä.

Sidosen polariteetti johtuu elektronitiheyden epätasaisesta jakautumisesta atomien elektronegatiivisuuden eroista johtuen. Tämän perusteella kovalenttiset sidokset jaetaan ei-polaarisiin ja polaarisiin (ei-polaarisiin - kaksiatominen molekyyli koostuu identtisistä atomeista (H 2, Cl 2, N 2) ja kunkin atomin elektronipilvet ovat jakautuneet symmetrisesti näiden suhteen. atomit; polaarinen - kaksiatominen molekyyli koostuu eri kemiallisten alkuaineiden atomeista ja yleinen elektronipilvi siirtyy kohti yhtä atomeista muodostaen siten epäsymmetrian sähkövarauksen jakautumisessa molekyylissä, jolloin syntyy molekyylin dipolimomentti) .

Sidosen polarisoituvuus ilmaistaan ​​sidoselektronien siirtymisessä ulkoisen sähkökentän, mukaan lukien toisen reagoivan hiukkasen, vaikutuksesta. Polarisoituvuus määräytyy elektronien liikkuvuuden perusteella. Kovalenttisten sidosten polariteetti ja polarisoituvuus määräävät molekyylien reaktiivisuuden polaarisiin reagensseihin nähden.

Kuitenkin kahdesti Nobel-palkinnon voittaja L. Pauling huomautti, että "joissakin molekyyleissä on kovalenttisia sidoksia yhdestä tai kolmesta elektronista yhteisen parin sijaan." Yksielektroninen kemiallinen sidos toteutuu molekyyli-ionissa vety-H 2 + .

Molekyylivetyioni H 2 + sisältää kaksi protonia ja yhden elektronin. Molekyylijärjestelmän yksi elektroni kompensoi kahden protonin sähköstaattista hylkimistä ja pitää ne 1,06 Å:n etäisyydellä (H 2 + kemiallisen sidoksen pituus). Molekyylijärjestelmän elektronipilven elektronitiheyden keskus on yhtä kaukana molemmista protoneista Bohrin säteellä α 0 =0,53 A ja on molekyylivetyionin H 2 + symmetriakeskus.

Tietosanakirja YouTube

• 1 / 5

  Kovalenttinen sidos muodostuu kahden atomin välisestä elektroniparista, ja näiden elektronien on sijaittava kahdella vakaalla kiertoradalla, yksi kustakin atomista.

  A + B → A: B

  Sosialisaation seurauksena elektronit muodostavat täytetyn energiatason. Sidos muodostuu, jos niiden kokonaisenergia tällä tasolla on pienempi kuin alkutilassa (ja energiaero ei ole muuta kuin sidosenergia).

  Molekyyliorbitaalien teorian mukaan kahden atomiorbitaalin päällekkäisyys johtaa yksinkertaisimmassa tapauksessa kahden molekyyliorbitaalin (MO:n) muodostumiseen: sitova MO ja antibonding (löystyminen) MO. Jaetut elektronit sijaitsevat alhaisempaa energiaa sitovalla MO:lla.

  Sidosen muodostuminen atomien rekombinaation aikana

  Kuitenkin atomien välisen vuorovaikutuksen mekanismi pysyi tuntemattomana pitkään. Vasta vuonna 1930 F. London esitteli dispersion vetovoiman - hetkellisten ja indusoitujen (indusoitujen) dipolien välisen vuorovaikutuksen. Tällä hetkellä atomien ja molekyylien vaihtelevien sähködipolien välisestä vuorovaikutuksesta johtuvia houkuttelevia voimia kutsutaan "Lontoo-voimiksi".

  Tällaisen vuorovaikutuksen energia on suoraan verrannollinen elektronisen polarisoituvuuden α neliöön ja kääntäen verrannollinen kahden atomin tai molekyylin välisen etäisyyden kuudenteen potenssiin.

  Sidosmuodostus luovuttaja-akseptorimekanismilla

  Edellisessä osassa kuvatun homogeenisen kovalenttisen sidoksen muodostumismekanismin lisäksi on olemassa heterogeeninen mekanismi - vastakkaisesti varautuneiden ionien - protoni H + ja negatiivinen vetyioni H - vuorovaikutus, jota kutsutaan hydridi-ioniksi:

  H + + H - → H 2

  Kun ionit lähestyvät, hydridi-ionin kahden elektronin pilvi (elektronipari) vetää puoleensa protonia ja tulee lopulta yhteiseksi molemmille vetyytimille, eli se muuttuu sitovaksi elektronipariksi. Hiukkasta, joka toimittaa elektroniparin, kutsutaan luovuttajaksi, ja hiukkasta, joka vastaanottaa tämän elektroniparin, kutsutaan vastaanottajaksi. Tällaista mekanismia kovalenttisen sidoksen muodostamiseksi kutsutaan luovuttaja-akseptoriksi.

  H+ + H20 → H30+

  Protoni hyökkää vesimolekyylin yksinäistä elektroniparia vastaan ​​ja muodostaa stabiilin kationin, joka esiintyy happojen vesiliuoksissa.

  Samoin protoni kiinnittyy ammoniakkimolekyyliin muodostaen monimutkaisen ammoniumkationin:

  NH3 + H+ → NH4+

  Tällä tavalla (kovalenttisen sidoksen muodostuksen luovuttaja-akseptorimekanismin mukaan) saadaan suuri luokka oniumyhdisteitä, joihin kuuluvat ammonium, oksonium, fosfonium, sulfonium ja muut yhdisteet.

  Vetymolekyyli voi toimia elektroniparin luovuttajana, joka joutuessaan kosketuksiin protonin kanssa johtaa molekyylivetyionin H 3 + muodostumiseen:

  H2 + H+ → H3+

  Molekyylivetyionin H 3 + sitova elektronipari kuuluu samanaikaisesti kolmeen protoniin.

  Kovalenttisten sidosten tyypit

  Kovalenttisia kemiallisia sidoksia on kolmen tyyppisiä, jotka eroavat 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 yhteyttä kutsutaan ei-polaarinen kovalenttinen sidos. Yksinkertaisilla aineilla on tällainen yhteys, esimerkiksi: 2, 2, 2. Mutta eivät vain samantyyppiset epämetallit voivat muodostaa kovalenttista ei-polaarista sidosta. Epämetalliset alkuaineet, joiden elektronegatiivisuus on sama, voivat muodostaa myös kovalenttisen ei-polaarisen sidoksen, esimerkiksi PH 3 -molekyylissä sidos on kovalenttinen ei-polaarinen, koska vedyn EO on yhtä suuri kuin fosforin EO.
  • Jos atomit ovat erilaisia, niin sosiaalistetun elektroniparin omistusasteen määrää atomien elektronegatiivisuuden ero. Atomi, jolla on suurempi elektronegatiivisuus, vetää sidoselektroniparia puoleensa voimakkaammin, ja sen todellinen varaus muuttuu negatiiviseksi. Atomi, jolla on pienempi elektronegatiivisuus, saa vastaavasti saman positiivisen varauksen. Jos yhdiste muodostuu kahden eri epämetallin välille, niin tällaista yhdistettä kutsutaan polaarinen kovalenttinen sidos.

  Etyleenimolekyylissä C 2 H 4 on kaksoissidos CH 2 \u003d 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 (\displaystyle \pi )-viestintä.

  Lineaarisessa asetyleenimolekyylissä

  H-S≡S-N (N: S::: S: N)

  hiili- ja vetyatomien välillä on σ-sidoksia, kahden hiiliatomin välillä yksi σ-sidos ja kaksi π (\displaystyle \pi ) sidoksia samojen hiiliatomien välillä. Kaksi π (\displaystyle \pi )-sidokset sijaitsevat σ-sidoksen vaikutusalueen yläpuolella kahdessa keskenään kohtisuorassa tasossa.

  Syklisen C6H6-bentseenimolekyylin kaikki kuusi hiiliatomia ovat samassa tasossa. σ-sidokset toimivat hiiliatomien välillä renkaan tasossa; samat sidokset ovat olemassa jokaiselle hiiliatomille vetyatomien kanssa. Jokainen hiiliatomi käyttää kolme elektronia näiden sidosten muodostamiseen. Hiiliatomien neljännen valenssielektronin pilvet, joiden muoto on kahdeksan, sijaitsevat kohtisuorassa bentseenimolekyylin tasoon nähden. Jokainen tällainen pilvi limittyy samalla tavalla viereisten hiiliatomien elektronipilvien kanssa. Bentseenimolekyylissä ei kolmea erillistä π (\displaystyle \pi )-yhteydet, mutta yksittäinen π (\displaystyle \pi ) dielektriset tai puolijohteet. Tyypillisiä esimerkkejä atomikiteistä (atomit, jotka ovat yhteydessä toisiinsa kovalenttisilla (atomi)sidoksilla) ovat

  Kovalenttinen sidos on yleisin kemiallinen sidostyyppi, joka syntyy, kun se on vuorovaikutuksessa samojen tai samankaltaisten elektronegatiivisuusarvojen kanssa.

  Kovalenttinen sidos on atomien välinen sidos käyttämällä yhteisiä elektronipareja.

  Elektronin löytämisen jälkeen on tehty monia yrityksiä kehittää elektroninen teoria kemiallisesta sidoksesta. Menestyneimmät olivat Lewisin (1916) teokset, jotka ehdottivat sidoksen muodostumista kahdelle atomille yhteisten elektroniparien ilmaantumisen seurauksena. Tätä varten jokainen atomi tarjoaa saman määrän elektroneja ja yrittää ympäröidä itsensä elektronien oktetilla tai dupletilla, mikä on ominaista inerttien kaasujen ulkoiselle elektroniselle konfiguraatiolle. Graafisesti pariutumattomista elektroneista johtuva kovalenttisten sidosten muodostuminen Lewisin menetelmän mukaisesti on kuvattu atomin ulompia elektroneja osoittavilla pisteillä.

  Kovalenttisen sidoksen muodostuminen Lewisin teorian mukaan

  Kovalenttisen sidoksen muodostumismekanismi

  Kovalenttisen sidoksen päämerkki on molempiin kemiallisesti yhdistettyihin atomeihin kuuluvan yhteisen elektroniparin läsnäolo, koska kahden elektronin läsnäolo kahden ytimen toimintakentässä on energeettisesti edullisempaa kuin kunkin elektronin läsnäolo kentässä. oma ydin. Yhteisen elektronisidosparin syntyminen voi tapahtua eri mekanismien kautta, useammin vaihdon kautta ja joskus luovuttaja-akseptorin kautta.

  Kovalenttisen sidoksen muodostamisen vaihtomekanismin periaatteen mukaan jokainen vuorovaikutuksessa olevista atomeista toimittaa saman määrän elektroneja antirinnakkaisilla spineillä sidoksen muodostumiseen. Esimerkiksi:

  
  Yleinen kaavio kovalenttisen sidoksen muodostamiseksi: a) vaihtomekanismilla; b) luovuttaja-akseptorimekanismin mukaisesti

  Luovuttaja-akseptorimekanismin mukaan kahden elektronin sidos syntyy eri hiukkasten vuorovaikutuksessa. Yksi heistä on luovuttaja MUTTA: sillä on jakamaton elektronipari (eli yksi, joka kuuluu vain yhdelle atomille) ja toinen on akseptori AT on vapaa orbitaali.

  Hiukkasta, joka muodostaa kahden elektronin sidoksen (jakamaton elektronipari), kutsutaan luovuttajaksi, ja hiukkasta, jolla on vapaa orbitaali ja joka hyväksyy tämän elektroniparin, kutsutaan akseptoriksi.

  Kovalenttisen sidoksen muodostumismekanismia, joka johtuu yhden atomin kahden elektronin pilvestä ja toisen vapaasta orbitaalista, kutsutaan luovuttaja-akseptorimekanismiksi.

  Luovuttaja-akseptorisidosta kutsutaan muuten semipolaariseksi, koska luovuttajaatomiin syntyy osittainen tehokas positiivinen varaus δ+ (johtuen siitä, että sen jakamaton elektronipari poikkesi siitä) ja akseptoriatomissa osittainen tehollinen negatiivinen varaus δ. - (johtuen siitä, että luovuttajan jakamattoman elektroniparin suunnassa tapahtuu muutos).

  Esimerkki yksinkertaisesta elektroniparin luovuttajasta on H-ioni. — , jolla on jakamaton elektronipari. Negatiivisen hydridi-ionin lisäämisen seurauksena molekyyliin, jonka keskusatomilla on vapaa orbitaali (merkitty tyhjäksi kvanttisoluksi kaaviossa), esimerkiksi ВН 3, muodostuu monimutkainen kompleksi-ioni ВН 4 — negatiivisella varauksella (N — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4] -):

  

  Elektroniparin vastaanottaja on vetyioni tai yksinkertaisesti protoni H+. Sen lisääminen molekyyliin, jonka keskusatomilla on jakamaton elektronipari, esimerkiksi NH 3:een, johtaa myös kompleksisen ionin NH 4 + muodostumiseen, mutta jolla on positiivinen varaus:

  

  Valenssisidosmenetelmä

  Ensimmäinen kovalenttisen sidoksen kvanttimekaaninen teoria Heitler ja Lontoo loivat (vuonna 1927) kuvaamaan vetymolekyyliä, ja sitten Pauling sovelsi sitä moniatomisiin molekyyleihin. Tätä teoriaa kutsutaan valenssisidosmenetelmä, jonka pääkohdat voidaan tiivistää seuraavasti:

  • kutakin molekyylin atomiparia pitää yhdessä yksi tai useampi yhteinen elektronipari, jolloin vuorovaikutuksessa olevien atomien elektroniradat menevät päällekkäin;
  • sidoksen lujuus riippuu elektroniratojen päällekkäisyyden asteesta;
  • kovalenttisen sidoksen muodostumisen ehto on elektronien spinien vastasuuntaus; tästä johtuen syntyy yleistynyt elektronirata, jolla on suurin elektronitiheys ytimien välisessä tilassa, mikä varmistaa positiivisesti varautuneiden ytimien vetovoiman toisiinsa ja siihen liittyy järjestelmän kokonaisenergian väheneminen.

  Atomiratojen hybridisaatio

  Huolimatta siitä, että s-, p- tai d-orbitaalien elektronit, joilla on eri muotoja ja eri suuntauksia avaruudessa, osallistuvat kovalenttisten sidosten muodostumiseen, monissa yhdisteissä nämä sidokset ovat ekvivalentteja. Tämän ilmiön selittämiseksi otettiin käyttöön "hybridisaation" käsite.

  Hybridisaatio on prosessi, jossa muodon ja energian kiertoradat sekoitetaan ja kohdistetaan, jossa samanenergiaisten kiertoradojen elektronitiheydet jakautuvat uudelleen, minkä seurauksena niistä tulee ekvivalentteja.

  Hybridisaatioteorian pääsäännöt:

  1. Hybridisaation aikana alkuperäinen muoto ja kiertoradat muuttuvat keskenään, kun taas syntyy uusia hybridisoituneita kiertoradat, joilla on sama energia ja sama muoto, jotka muistuttavat epäsäännöllistä kahdeksaslukua.
  2. Hybridisoituneiden orbitaalien lukumäärä on yhtä suuri kuin hybridisaatioon osallistuvien lähtöorbitaalien lukumäärä.
  3. Hybridisaatioon voivat osallistua kiertoradat, joilla on samanlainen energia (ulomman energiatason s- ja p-orbitaalit ja ulomman tai alustavan tason d-orbitaalit).
  4. Hybridisoidut kiertoradat ovat pidennetympiä kemiallisten sidosten muodostumissuunnassa ja tarjoavat siksi paremman päällekkäisyyden naapuriatomin kiertoradan kanssa, minkä seurauksena siitä tulee vahvempi kuin yksittäiset ei-hybridiorbitaalit, jotka muodostuvat elektronien vaikutuksesta.
  5. Vahvempien sidosten muodostumisen ja elektronitiheyden symmetrisemmän jakautumisen ansiosta molekyylissä saadaan energian lisäys, joka yli kompensoi hybridisaatioprosessissa tarvittavan energiankulutuksen.
  6. Hybridisoidut kiertoradat on suunnattava avaruudessa siten, että varmistetaan maksimaalinen keskinäinen erotus toisistaan; tässä tapauksessa repulsioenergia on pienin.
  7. Hybridisaation tyyppi määräytyy poistumisorbitaalien tyypin ja lukumäärän mukaan ja muuttaa sidoskulman kokoa sekä molekyylien spatiaalista konfiguraatiota.
  
  Hybridisoituneiden orbitaalien ja valenssikulmien muoto (geometriset kulmat orbitaalien symmetria-akselien välillä) hybridisaation tyypistä riippuen: a) sp-hybridisaatio; b) sp2-hybridisaatio; c) sp3-hybridisaatio

  Molekyylien (tai yksittäisten molekyylifragmenttien) muodostumisen aikana tapahtuu useimmiten seuraavan tyyppisiä hybridisaatioita:

  
  Sp-hybridisaation yleinen kaavio

  Sidokset, jotka muodostuvat sp-hybridisoitujen orbitaalien elektronien mukana, asetetaan myös 180 0 kulmaan, mikä johtaa molekyylin lineaariseen muotoon. Tämän tyyppistä hybridisaatiota havaitaan toisen ryhmän alkuaineiden halogenideissa (Be, Zn, Cd, Hg), joiden valenssitilassa olevissa atomeissa on parittomia s- ja p-elektroneja. Lineaarinen muoto on ominaista myös muiden alkuaineiden (0=C=0,HC≡CH) molekyyleille, joissa sidoksia muodostavat sp-hybridisoidut atomit.

  
  Kaavio atomiorbitaalien sp 2 -hybridisaatiosta ja molekyylin litteästä kolmiomuodosta, joka johtuu atomiorbitaalien sp 2 -hybridisaatiosta

  Tämän tyyppinen hybridisaatio on tyypillisin kolmannen ryhmän p-elementtien molekyyleille, joiden viritetyssä tilassa olevilla atomeilla on ulkoinen elektronirakenne ns 1 np 2, missä n on sen jakson numero, jossa elementti sijaitsee. Joten ВF 3:n, BCl3:n, AlF3:n ja muissa molekyyleissä muodostuu sidoksia keskusatomin sp 2 -hybridisoituneiden kiertoratojen takia.

  
  Kaavio atomiorbitaalien sp 3 -hybridisaatiosta

  Keskiatomin hybridisoituneiden orbitaalien sijoittaminen 109 0 28` kulmaan saa aikaan molekyylien tetraedrisen muodon. Tämä on hyvin tyypillistä tyydyttyneille yhdisteille, joissa on neliarvoinen hiili CH4, CCl4, C2H6 ja muut alkaanit. Esimerkkejä muiden alkuaineiden yhdisteistä, joilla on tetraedrirakenne, joka johtuu keskusatomin valenssiorbitaalien sp 3 -hybridisaatiosta, ovat ionit: BH 4 - , BF 4 - , PO 4 3 - , SO 4 2- , FeCl 4 - .

  
  Sp 3d -hybridisaation yleinen kaavio

  Tämän tyyppinen hybridisaatio löytyy yleisimmin ei-metallihalogenideista. Esimerkkinä on fosforikloridin PCl 5 rakenne, jonka muodostumisen aikana fosforiatomi (P … 3s 2 3p 3) menee ensin virittyneeseen tilaan (P … 3s 1 3p 3 3d 1) ja sitten käy läpi s 1 p 3 d-hybridisaatio - viidestä yhden elektronin kiertoradalta tulee ekvivalentteja ja ne suuntautuvat pitkänomaisilla päillään mentaalisen trigonaalisen bipyramidin kulmiin. Tämä määrittää PCl5-molekyylin muodon, joka muodostuu, kun viisi s 1 p 3 d-hybridisoitua orbitaalia limittyy viiden klooriatomin 3p-orbitaalin kanssa.

  1. sp - Hybridisaatio. Kun yksi s-i yhdistetään yhteen p-orbitaaliin, syntyy kaksi sp-hybridisoitua orbitaalia, jotka sijaitsevat symmetrisesti 180 0 kulmassa.
  2. sp 2 - Hybridisaatio. Yhden s- ja kahden p-orbitaalin yhdistelmä johtaa sp 2 -hybridisoitujen sidosten muodostumiseen, jotka sijaitsevat 120°:n kulmassa, joten molekyyli saa säännöllisen kolmion muodon.
  3. sp 3 - Hybridisaatio. Neljän kiertoradan - yhden s- ja kolmen p:n - yhdistelmä johtaa sp 3 -hybridisaatioon, jossa neljä hybridisoitunutta orbitaalia on symmetrisesti suunnattu avaruudessa tetraedrin neljään kärkeen, toisin sanoen 109 0 28 ` kulmassa.
  4. sp 3 d - Hybridisaatio. Yhden s-, kolmen p- ja yhden d-orbitaalin yhdistelmä antaa sp 3 d -hybridisaation, joka määrittää viiden sp 3 d -hybridisoidun orbitaalin avaruudellisen orientaation trigonaalisen bipyramidin kärkiin.
  5. Muut hybridisaatiotyypit. Sp 3 d 2 -hybridisaation tapauksessa kuusi sp 3 d 2 -hybridisoitua orbitaalia suunnataan kohti oktaedrin kärkiä. Seitsemän kiertoradan suuntaus viisikulmaisen bipyramidin kärkiin vastaa molekyylin tai kompleksin keskusatomin valenssiorbitaalien sp 3 d 3 -hybridisaatiota (tai joskus sp 3 d 2 f).

  Atomic Orbital -hybridisaatiomenetelmä selittää geometrisen rakenteen suuri numero molekyylejä, mutta kokeellisten tietojen mukaan havaitaan useammin molekyylejä, joilla on hieman erilaiset sidoskulmien arvot. Esimerkiksi CH4-, NH3- ja H20-molekyyleissä keskusatomit ovat sp 3 -hybridisoituneessa tilassa, joten niiden sidoskulmat voisivat olettaa olevan yhtä suuret kuin tetraedriset (~ 109,5 0). On kokeellisesti osoitettu, että sidoskulma CH4-molekyylissä on itse asiassa 109,5 0 . Kuitenkin NH 3- ja H 2 O -molekyyleissä sidoskulman arvo poikkeaa tetraedrisestä: se on NH 3 -molekyylissä 107,3 ​​0 ja H 2 O -molekyylissä 104,5 0. Tällaiset poikkeamat selittyvät jakamaton elektronipari typpi- ja happiatomeissa. Kahden elektronin orbitaali, joka sisältää jakamattoman elektroniparin, hylkii lisääntyneen tiheytensä vuoksi yhden elektronin valenssikiertoradat, mikä johtaa sidoskulman pienenemiseen. NH3-molekyylin typpiatomissa neljästä sp 3 -hybridisoituneesta orbitaalista kolme yhden elektronin orbitaalia muodostaa sidoksia kolmen H-atomin kanssa ja neljäs kiertorata sisältää jakamattoman elektroniparin.

  Sitoutumaton elektronipari, joka sijaitsee yhdellä tetraedrin huipuille suunnatuista sp 3 -hybridisoituneista kiertoradoista, joka hylkii yhden elektronin kiertoradat, aiheuttaa typpiatomia ympäröivän elektronitiheyden epäsymmetrisen jakautumisen ja sen seurauksena puristaa sidoskulman 107,3 ​​0 . Samanlainen kuva sidoskulman pienenemisestä 109,5 0:sta 107 0:aan N-atomin jakamattoman elektroniparin vaikutuksesta on havaittavissa myös NCl3-molekyylissä.

  
  Sidoskulman poikkeama tetraedrisestä (109,5 0) molekyylissä: a) NH3; b) NC13

  H20-molekyylin happiatomissa neljällä sp 3 -hybridisoituneella kiertoradalla on kaksi yhden elektronin ja kaksi kahden elektronin orbitaalia. Yhden elektronin hybridisoituneet kiertoradat osallistuvat kahden sidoksen muodostumiseen kahdella H-atomilla ja kaksi kahden elektronin paria jää jakautumattomiksi, eli vain H-atomiin kuuluviksi.Tämä lisää elektronitiheysjakauman epäsymmetriaa O-atomin ympärillä ja vähentää sidoskulmaa tetraedriseen verrattuna arvoon 104,5 0 .

  Näin ollen keskusatomin sitoutumattomien elektroniparien lukumäärä ja niiden sijoitus hybridisoituneille kiertoradalle vaikuttaa molekyylien geometriseen konfiguraatioon.

  Kovalenttisen sidoksen ominaisuudet

  Kovalenttisella sidoksella on joukko erityisiä ominaisuuksia, jotka määrittelevät sen erityispiirteet tai -ominaisuudet. Näitä ovat jo "sidosenergiaksi" ja "sidoksen pituudeksi" katsottujen ominaisuuksien lisäksi: sidoskulma, saturaatio, suuntaavuus, napaisuus ja vastaavat.

  1. Valenssikulma- tämä on vierekkäisten sidosakseleiden välinen kulma (eli ehdolliset viivat, jotka on vedetty molekyylin kemiallisesti toisiinsa liittyvien atomien ytimien läpi). Sidoskulman arvo riippuu orbitaalien luonteesta, keskusatomin hybridisaatiotyypistä, jakamattomien elektroniparien vaikutuksesta, jotka eivät osallistu sidosten muodostukseen.

  2. Kylläisyys. Atomilla on kyky muodostaa kovalenttisia sidoksia, jotka voivat muodostua ensinnäkin vaihtomekanismilla virittymättömän atomin parittomien elektronien ja sen virittymisen seurauksena syntyvien parittomien elektronien vuoksi ja toiseksi luovuttajan toimesta. - hyväksyntämekanismi. Atomin muodostamien sidosten kokonaismäärä on kuitenkin rajoitettu.

  Kyllästyminen on alkuaineen atomin kykyä muodostaa tietty, rajoitettu määrä kovalenttisia sidoksia muiden atomien kanssa.

  Joten toinen jakso, jolla on neljä kiertorataa ulkoisella energiatasolla (yksi s- ja kolme p-), muodostavat sidoksia, joiden lukumäärä ei ylitä neljää. Muiden ajanjaksojen elementtien atomit, joilla on suuri määrä kiertoradoja ulkotasolla, voivat muodostaa enemmän sidoksia.

  3. Suuntautuminen. Menetelmän mukaan atomien välinen kemiallinen sidos johtuu orbitaalien päällekkäisyydestä, joilla on s-orbitaaleja lukuun ottamatta tietty orientaatio avaruudessa, mikä johtaa kovalenttisen sidoksen suuntaan.

  Kovalenttisen sidoksen orientaatio on sellainen elektronitiheyden järjestely atomien välillä, joka määräytyy valenssiorbitaalien avaruudellisen orientaation mukaan ja varmistaa niiden maksimaalisen päällekkäisyyden.

  Koska elektronisilla kiertoradoilla on eri muotoja ja eri suuntauksia avaruudessa, niiden keskinäinen päällekkäisyys voidaan toteuttaa eri tavoin. Tästä riippuen erotetaan σ-, π- ja δ-sidokset.

  Sigmasidos (σ-sidos) on elektronien kiertoradan päällekkäisyys, jossa suurin elektronitiheys on keskittynyt kahta ydintä yhdistävää kuvitteellista linjaa pitkin.

  Sigma-sidoksen voi muodostaa kaksi s-elektronia, yksi s- ja yksi p-elektroni, kaksi p-elektronia tai kaksi d-elektronia. Tällaiselle σ-sidokselle on tunnusomaista yhden limittäisten elektroniradan alueen läsnäolo, se on aina yksittäinen, eli sen muodostaa vain yksi elektronipari.

  

  Erilaiset "puhtaiden" orbitaalien ja hybridisoitujen orbitaalien avaruudellisen orientaation muodot eivät aina salli mahdollisuutta limittä orbitaalit sidosakselilla. Valenssiorbitaalien päällekkäisyys voi tapahtua sidosakselin molemmilla puolilla - niin kutsuttu "sivusuuntainen" päällekkäisyys, joka tapahtuu useimmiten π-sidosten muodostumisen aikana.

  Pi-sidos (π-sidos) on elektronien kiertoradan limitys, jossa suurin elektronitiheys on keskittynyt atomiytimiä yhdistävän linjan molemmille puolille (eli sidosakselilta).

  Pi-sidos voidaan muodostaa kahden rinnakkaisen p-orbitaalin, kahden d-orbitaalin tai muiden sellaisten orbitaalien yhdistelmien vuorovaikutuksella, joiden akselit eivät ole samat sidosakselin kanssa.

  
  Kaaviot π-sidosten muodostamiseksi ehdollisten A- ja B-atomien välille elektroniradan lateraalisessa limityksessä

  4. Monimuotoisuus. Tämä ominaisuus määräytyy atomeja sitovien yhteisten elektroniparien lukumäärän mukaan. Kovalenttinen sidos moninkertaisuudessa voi olla yksi (yksinkertainen), kaksois- ja kolmoissidos. Kahden atomin välistä sidosta, jossa käytetään yhtä yhteistä elektroniparia, kutsutaan yksinkertaiseksi sidokseksi (yksinkertaiseksi), kahta elektroniparia - kaksoissidokseksi, kolmea elektroniparia - kolmoissidokseksi. Joten vetymolekyylissä H 2 atomit on yhdistetty yksinkertaisella sidoksella (H-H), happimolekyylissä O 2 - kaksinkertainen (B \u003d O), typpimolekyylissä N 2 - kolminkertainen (N≡N). Erityisen tärkeää on sidosten moninaisuus orgaanisissa yhdisteissä - hiilivedyissä ja niiden johdannaisissa: etaanissa C 2 H 6:ssa C-atomien välillä esiintyy yksinkertaista sidosta (C-C), eteenissä C 2 H 4 - kaksoissidosta (C \u003d C) asetyleenissä C 2 H 2 - kolminkertainen (C = C) (C = C).

  Sidoksen moninaisuus vaikuttaa energiaan: moninkertaisuuden kasvaessa sen vahvuus kasvaa. Moninkertaisuuden lisääntyminen johtaa ytimien välisen etäisyyden (sidoksen pituuden) pienenemiseen ja sitoutumisenergian lisääntymiseen.

  
  Hiiliatomien välisten sidosten lukumäärä: a) yksittäinen σ-sidos etaanissa H3C-CH3; b) kaksois-σ + π-sidos eteenissä H2C = CH2; c) kolmois-σ+π+π-sidos asetyleenissä HC≡CH

  5. Napaisuus ja polarisoitavuus. Kovalenttisen sidoksen elektronitiheys voi sijaita eri tavalla ytimien välisessä tilassa.

  Polaarisuus on kovalenttisen sidoksen ominaisuus, joka määräytyy elektronitiheyden sijainnista ytimien välisessä tilassa suhteessa toisiinsa liittyviin atomeihin.

  Riippuen elektronitiheyden sijainnista ytimien välisessä tilassa, erotetaan polaariset ja ei-polaariset kovalenttiset sidokset. Ei-polaarinen sidos on sellainen sidos, jossa yhteinen elektronipilvi sijaitsee symmetrisesti toisiinsa liittyvien atomien ytimiin nähden ja kuuluu tasapuolisesti molempiin atomeihin.

  Molekyylejä, joissa on tämäntyyppinen sidos, kutsutaan ei-polaariseksi tai homonukleaariseksi (eli ne, jotka sisältävät yhden alkuaineen atomeja). Ei-polaarinen sidos ilmenee pääsääntöisesti homonukleaarisissa molekyyleissä (H 2, Cl 2, N 2 jne.) tai harvemmin yhdisteissä, jotka muodostuvat elementtien atomeista, joilla on läheiset elektronegatiivisuusarvot, esimerkiksi karborundi SiC. Polaarinen (tai heteropolaarinen) sidos on sidos, jossa yhteinen elektronipilvi on epäsymmetrinen ja siirtynyt johonkin atomeista.

  Molekyylejä, joissa on polaarinen sidos, kutsutaan polaarisiksi tai heteronukleaarisiksi. Molekyyleissä, joissa on polaarinen sidos, yleistynyt elektronipari siirtyy kohti atomia, jolla on korkeampi elektronegatiivisuus. Tämän seurauksena tälle atomille ilmestyy tietty osittainen negatiivinen varaus (δ-), jota kutsutaan tehokkaaksi, ja atomilla, jolla on pienempi elektronegatiivisuus, on osittainen positiivinen varaus, joka on samansuuruinen, mutta vastakkainen etumerkillä (δ+). Esimerkiksi on kokeellisesti osoitettu, että vetyatomin tehollinen varaus vetykloridimolekyylissä HCl on δH=+0,17 ja klooriatomin δCl=-0,17 absoluuttisesta elektronivarauksesta.

  Jotta voidaan määrittää, mihin suuntaan polaarisen kovalenttisen sidoksen elektronitiheys siirtyy, on tarpeen verrata molempien atomien elektroneja. Elektronegatiivisuuden lisäämiseksi yleisimmät kemialliset alkuaineet sijoitetaan seuraavaan järjestykseen:

  Polaarisia molekyylejä kutsutaan dipolit - järjestelmät, joissa ytimien positiivisten varausten ja elektronien negatiivisten varausten painopisteet eivät täsmää.

  Dipoli on järjestelmä, joka on kokoelma kahdesta pisteestä sähkövarauksia, jotka ovat yhtä suuret ja vastakkaiset etumerkillä ja jotka sijaitsevat tietyllä etäisyydellä toisistaan.

  Vetokeskipisteiden välistä etäisyyttä kutsutaan dipolin pituudeksi ja sitä merkitään kirjaimella l. Molekyylin (tai sidoksen) polariteetti on kvantitatiivisesti karakterisoitu dipolimomentilla μ, joka kaksiatomisen molekyylin tapauksessa on yhtä suuri kuin dipolin pituuden ja elektronin varauksen tulo: μ=el.

  SI-yksiköissä dipolimomentti mitataan [C × m] (Coulomb-metrit), mutta useammin ne käyttävät järjestelmän ulkopuolista yksikköä [D] (debye): 1D = 3,33 10 -30 C × m. kovalenttisten molekyylien dipolimomentit vaihtelevat välillä 0-4 D ja ionisten - 4-11D. Mitä pidempi dipolin pituus, sitä polaarisempi molekyyli on.

  Yhteinen elektronipilvi molekyylissä voi syrjäyttää ulkoisen sähkökentän, mukaan lukien toisen molekyylin tai ionin kentän.

  Polarisoituvuus on muutos sidoksen polariteetissa, joka johtuu sidoksen muodostavien elektronien siirtymisestä ulkoisen sähkökentän vaikutuksesta, mukaan lukien toisen hiukkasen voimakenttä.

  Molekyylin polarisoituvuus riippuu elektronien liikkuvuudesta, joka on sitä vahvempi, mitä suurempi etäisyys ytimistä on. Lisäksi polarisoituvuus riippuu sähkökentän suunnasta ja elektronipilvien kyvystä muuttaa muotoaan. Ulkoisen kentän vaikutuksesta ei-polaariset molekyylit muuttuvat polaariseksi ja polaariset molekyylit vielä polaarisemmiksi, eli molekyyleihin indusoituu dipoli, jota kutsutaan pelkistetyksi tai indusoiduksi dipoliksi.

  
  Kaavio indusoidun (pelkistyneen) dipolin muodostumisesta ei-polaarisesta molekyylistä polaarisen hiukkasen - dipolin - voimakentän vaikutuksesta

  Toisin kuin pysyvät, indusoidut dipolit syntyvät vain ulkoisen sähkökentän vaikutuksesta. Polarisaatio voi aiheuttaa sidoksen polarisoituvuuden lisäksi myös sen katkeamista, jolloin tapahtuu sitoutuvan elektroniparin siirtyminen yhteen atomeista ja muodostuu negatiivisesti ja positiivisesti varautuneita ioneja.

  Kovalenttisten sidosten polariteetti ja polarisoituvuus määräävät molekyylien reaktiivisuuden polaarisiin reagensseihin nähden.

  Kovalenttisen sidoksen omaavien yhdisteiden ominaisuudet

  Aineet, joissa on kovalenttisia sidoksia, jaetaan kahteen epätasa-arvoiseen ryhmään: molekyylisiin ja atomiin (tai ei-molekyylisiin), jotka ovat paljon pienempiä kuin molekyyliset.

  Molekyyliyhdisteet voivat normaaleissa olosuhteissa olla aggregoituneina eri tilassa: kaasuina (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), haihtuvina nesteinä (Br 2, H 2 O, C 2 H 5 OH ) tai kiinteitä kiteisiä aineita, joista useimmat pystyvät sulamaan ja sublimoitumaan nopeasti jopa erittäin vähäisellä kuumennuksella (S 8, P 4, I 2, sokeri C 12 H 22 O 11, "kuivajää" CO 2).

  Molekyyliaineiden alhaiset sulamis-, sublimaatio- ja kiehumispisteet selittyvät kiteissä olevien molekyylien välisen vuorovaikutuksen erittäin heikoilla voimilla. Siksi molekyylikiteille ei ole ominaista korkea lujuus, kovuus ja sähkönjohtavuus (jää tai sokeri). Samaan aikaan aineilla, joissa on polaarisia molekyylejä, on korkeammat sulamis- ja kiehumispisteet kuin ei-polaarisilla molekyyleillä. Jotkut niistä ovat liukoisia tai muihin polaarisiin liuottimiin. Ja aineet, joissa on ei-polaarisia molekyylejä, päinvastoin, liukenevat paremmin ei-polaarisiin liuottimiin (bentseeni, hiilitetrakloridi). Joten jodi, jonka molekyylit ovat ei-polaarisia, ei liukene polaariseen veteen, mutta liukenee ei-polaariseen CCl 4:ään ja matalan polaariseen alkoholiin.

  Ei-molekyyliset (atomi) aineet, joissa on kovalenttisia sidoksia (timantti, grafiitti, pii Si, kvartsi SiO 2, karborundi SiC ja muut) muodostavat erittäin vahvoja kiteitä, lukuun ottamatta grafiittia, jolla on kerrosrakenne. Esimerkiksi timantin kidehila on säännöllinen kolmiulotteinen kehys, jossa jokainen sp3-hybridisoitu hiiliatomi on yhdistetty neljään viereiseen C-atomiin σ-sidoksilla. Itse asiassa koko timanttikide on yksi valtava ja erittäin vahva molekyyli. Piikiteillä Si, joita käytetään laajalti radioelektroniikassa ja elektroniikkatekniikassa, on samanlainen rakenne. Jos korvaamme puolet timantin C-atomeista Si-atomeilla, häiritsemättä kiteen runkorakennetta, saadaan karborundikitettä - piikarbidia SiC - erittäin kovaa ainetta, jota käytetään hankaavana materiaalina. Ja jos piin kidehilassa kahden Si-atomin väliin laitetaan O-atomi, muodostuu kvartsin SiO 2 kiderakenne - myös erittäin kiinteä aine, jota käytetään myös hankaavana materiaalina.

  Timantin, piin, kvartsin ja vastaavien rakenteelliset kiteet ovat atomikiteitä, ne ovat valtavia "supermolekyylejä", joten niiden rakennekaavoja ei voida kuvata kokonaan, vaan vain erillisenä fragmenttina, esimerkiksi:

  
  Timantin, piin, kvartsin kiteitä

  Ei-molekyyliset (atomiset) kiteet, jotka koostuvat yhden tai kahden alkuaineen atomeista, jotka on yhdistetty toisiinsa kemiallisilla sidoksilla, kuuluvat tulenkestäviin aineisiin. Korkeat sulamislämpötilat johtuvat tarpeesta käyttää suuri määrä energiaa vahvojen kemiallisten sidosten katkaisemiseen atomikiteiden sulamisen aikana, eikä heikosta molekyylien välisestä vuorovaikutuksesta, kuten molekyylisten aineiden tapauksessa. Samasta syystä monet atomikiteet eivät sula kuumennettaessa, vaan hajoavat tai siirtyvät välittömästi höyrytilaan (sublimaatio), esimerkiksi grafiitti sublimoituu 3700 o C:ssa.

  Ei-molekyyliset aineet, joissa on kovalenttisia sidoksia, ovat liukenemattomia veteen ja muihin liuottimiin, useimmat niistä eivät johda sähkövirtaa (paitsi grafiitti, jolla on sähkönjohtavuus, ja puolijohteet - pii, germanium jne.).