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 ulkoelektroneja 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. omaa ydintään. Yhteisen elektronisidosparin syntyminen voi tapahtua erilaisten 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 vastaanottaja AT sillä 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 tehollinen 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 kaaviossa tyhjäksi kvanttisoluksi), 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 kiinnittyminen 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 polyatomisiin 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 elektronien kiertoradan limitysasteesta;
• kovalenttisen sidoksen muodostumisen ehto on elektronien spinien vastasuuntaus; Tästä johtuen ytimien väliseen tilaan syntyy yleistynyt elektronitiheydellä oleva elektronirata, joka 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 muodoltaan ja energialtaan kiertoradat sekoitetaan ja kohdistetaan, jossa energialtaan lähellä olevien 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 (ulkoenergiatason s- ja p-orbitaalit ja ulomman tai alustavan tason d-orbitaalit).
4. Hybridisoidut kiertoradat ovat pidennetympiä kemiallisten sidosten muodostumissuunnassa ja tarjoavat siksi paremman päällekkäisyyden viereisen atomin 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 enemmän kuin kompensoi hybridisaatioprosessissa tarvittavan energiankulutuksen.
6. Hybridisoidut kiertoradat on suunnattava avaruudessa siten, että varmistetaan maksimaalinen keskinäinen erotus toisistaan; tässä tapauksessa hylkäysenergia on pienin.
7. Hybridisaation tyyppi määräytyy poistumisorbitaalien tyypin ja lukumäärän mukaan ja se muuttaa sidoskulman kokoa sekä molekyylien avaruudellista konfiguraatiota.

Hybridisoituneiden orbitaalien ja valenssikulmien muoto (geometriset kulmat orbitaalien symmetriaakseleiden 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 molekyyleille (0=C=0,HC≡CH), 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 virittyneessä 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 läpikäy s 1 p 3 d-hybridisaation - viidestä yhden elektronin kiertoradalta tulee samanarvoisia 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 0 kulmassa, joten molekyyli saa säännöllisen kolmion muodon.
3. sp 3 - Hybridisaatio. Neljän kiertoradan - yksi s- ja kolme p - yhdistelmä johtaa sp 3 -hybridisaatioon, jossa neljä hybridisoitunutta kiertorataa 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).

Atomiorbitaalien hybridisaatiomenetelmä selittää useiden molekyylien geometrisen rakenteen, mutta kokeellisten tietojen mukaan havaitaan useammin molekyylejä, joilla on hieman erilaiset sidoskulmat. Esimerkiksi CH 4-, NH 3- ja H 2 O -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 sp 3 -hybridisoiduista kiertoradoista, jotka on suunnattu tetraedrin kärkipisteisiin, hylkien 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, mikä 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 hybridisaation tyypistä, 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 niiden virittymisen seurauksena syntyvien parittomien elektronien vuoksi ja toiseksi luovuttajan toimesta. - hyväksyntämekanismi. Atomin muodostamien sidosten kokonaismäärä on kuitenkin rajoitettu.

Kyllästyminen on alkuaineen atomin kyky 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 ominaista yhden limittäisten elektroniradan alueen läsnäolo, se on aina yksittäinen, eli sen muodostaa vain yksi elektronipari.

Erilaiset "puhtaiden" orbitaalien ja hybridisoitujen orbitaalien avaruudellisen suuntauksen muodot eivät aina salli mahdollisuutta limittä kiertoradat sidosakselilla. Valenssiorbitaalien päällekkäisyys voi tapahtua sidosakselin molemmilla puolilla - niin sanottu "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 perusteella. 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 tärkeä 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 moninkertaisuus: 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 sijainnin perusteella 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 esiintyy pääsääntöisesti homonukleaarisissa molekyyleissä (H 2, Cl 2, N 2 jne.) tai harvemmin yhdisteissä, jotka muodostuvat alkuaineiden atomeista, joilla on samanlaiset 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 sama, 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 suuruudeltaan samansuuruisia ja vastakkaisia ​​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 arvon 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.

Molekyylissä oleva yhteinen elektronipilvi voidaan syrjäyttää ulkoisella sähkökentällä, mukaan lukien toisen molekyylin tai ionin kenttä.

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 on etäisyys ytimistä. 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 sen katkeamista, jossa tapahtuu sitoutuvan elektroniparin siirtyminen toiseen atomeista ja muodostuu negatiivisesti ja positiivisesti varautuneita ioneja.

Kovalenttisten sidosten polariteetti ja polarisoituvuus määräävät molekyylien reaktiivisuuden polaaristen reagenssien suhteen.

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 helposti (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). Lisäksi 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 CCl4: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 sp 3 hybridisoitunut 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 (atomi)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.).

kovalenttisidos(latinan sanasta "with" yhteisesti ja "vales" voimassa) suoritetaan molempiin atomeihin kuuluvan elektroniparin avulla. Muodostunut ei-metallien atomien väliin.

Ei-metallien elektronegatiivisuus on melko suuri, joten kahden ei-metalliatomin kemiallisen vuorovaikutuksen aikana elektronien täydellinen siirto yhdestä toiseen (kuten tapauksessa) on mahdotonta. Tässä tapauksessa elektronien yhdistäminen on välttämätöntä.

Esimerkkinä keskustellaan vety- ja klooriatomien vuorovaikutuksesta:

H 1s 1 - yksi elektroni

Cl 1s 2 2s 2 2 p6 3 s2 3 p5 - seitsemän elektronia ulkotasolla

Kummastakin kahdesta atomista puuttuu yksi elektroni, jotta niillä olisi täydellinen ulkoinen elektronikuori. Ja jokainen atomeista varaa "yhteiseen käyttöön" yhden elektronin. Siten oktettisääntö täyttyy. Paras tapa esittää tämä on Lewisin kaavoilla:

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. Hiukkanen, joka muodostuu kahden atomin sidoksesta, kutsutaan molekyyli.

Ei-polaarinen kovalenttinen sidos

Kahden välille voi muodostua kovalenttinen sidos sama atomeja. Esimerkiksi:

Tämä kaavio selittää, miksi vety ja kloori ovat kaksiatomisia molekyylejä. Kahden elektronin pariliitoksen ja sosialisoinnin ansiosta on mahdollista täyttää molempien atomien oktettisääntö.

Yksittäisten sidosten lisäksi voi muodostua kaksois- tai kolmoiskovalenttinen sidos, kuten esimerkiksi happi-02- tai typpi-N2-molekyyleissä. Typpiatomilla on kullakin viisi valenssielektronia, joten kuoren täydentämiseen tarvitaan vielä kolme elektronia. Tämä saavutetaan jakamalla kolme elektroniparia, kuten alla on esitetty:

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 johtuu timantin rakenteesta, 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 liittyvät toisiinsa. Tuloksena olevaa rakennetta kutsutaan molekyyliksi.

Polaarinen kovalenttinen sidos

Useimmissa tapauksissa on kaksi kovalenttisesti sitoutunutta atomia eri elektronegatiivisuus ja jaetut elektronit eivät kuulu tasapuolisesti kahteen atomiin. Suurimman osan ajasta ne ovat lähempänä yhtä atomia kuin toista. Esimerkiksi kloorivetymolekyylissä kovalenttisen sidoksen muodostavat elektronit sijaitsevat lähempänä klooriatomia, koska sen elektronegatiivisuus on suurempi kuin vedyn. Ero kyvyssä houkutella elektroneja ei kuitenkaan ole niin suuri, että elektroni siirtyy täydellisesti vetyatomista klooriatomiin. Siksi vety- ja klooriatomien välistä sidosta voidaan pitää ionisidoksen (täydellinen elektroninsiirto) ja ei-polaarisen kovalenttisen sidoksen (elektroniparin symmetrinen järjestely kahden atomin välillä) risteytyksenä. Atomien osavaraus on merkitty kreikkalaisella kirjaimella δ. Tällaista 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 tärkeimmät sidostyypit ja esimerkkejä aineista:

Kovalenttisen sidoksen muodostumisen vaihto- ja luovuttaja-akseptorimekanismi

1) Vaihtomekanismi. Jokainen atomi muodostaa yhden parittoman elektronin jaettuun elektronipariin.

2) Luovuttaja-akseptorimekanismi. Yksi atomi (luovuttaja) muodostaa elektroniparin ja toinen atomi (akseptori) tarjoaa tälle parille tyhjän kiertoradan.

Kemiallisten yhdisteiden muodostuminen johtuu kemiallisen sidoksen ilmaantumisesta atomien välille molekyyleissä ja kiteissä.

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

KOVALENTTISIDOS.

Kovalenttinen sidos muodostuu yhteisten elektroniparien ansiosta, jotka syntyvät 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 tällainen kovalenttinen sidos esiintyy H2O-, NF3-, CO2-molekyyleissä. Alkuaineiden atomien välille muodostuu kovalenttinen sidos,

Kemiallisten sidosten määrälliset ominaisuudet. Viestintäenergia. Linkin pituus. Kemiallisen sidoksen polariteetti. Valenssikulma. 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.

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

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

sidoksen dipolimomentti(m) - sidoksen polariteettia kuvaava vektoriarvo.

Vektorin pituus on yhtä suuri kuin sidoksen pituuden l ja tehollisen varauksen q tulo, jonka atomit saavat elektronitiheyden muuttuessa: | m | = lh q. Dipolimomenttivektori on suunnattu positiivisesta varauksesta negatiiviseen. Kaikkien sidosten dipolimomenttien vektorilisäyksellä saadaan molekyylin dipolimomentti.

Sidosten ominaisuuksiin vaikuttaa niiden moninkertaisuus:

Sidosenergia kasvaa peräkkäin;

Sidoksen pituus kasvaa päinvastaisessa järjestyksessä.

Sidosenergiaa(järjestelmän tietyssä tilassa) on 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, Еi on i:nnen komponentin kokonaisenergia sitoutumattomassa tilassa (äärettömän kaukana oleva hiukkanen levossa) ja E on osan kokonaisenergia sidottu järjestelmä. Lepotilassa äärettömyydessä olevista hiukkasista koostuvan systeemin sitoutumisenergian katsotaan 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 valenssielektroneilla (ulompien elektronikuorten elektronilla) 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 vahvan vuorovaikutuksen perusteella. Kevyille ytimille se on ~0,8 MeV nukleonia kohti.

Kemiallisen sidoksen pituus on 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. Kaasuelektronidiffraktiota, mikroaaltospektroskopiaa, Raman-spektrejä ja korkearesoluutioisia IR-spektrejä käytetään eristettyjen molekyylien kemiallisten sidosten pituuden arvioimiseen 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 tämän sidoksen muodostavissa neutraaleissa atomeissa. On mahdollista kvantifioida molekyylissä olevan sidoksen polariteetti. Tarkan kvantitatiivisen arvioinnin vaikeus piilee siinä, että sidoksen polariteetti riippuu useista tekijöistä: yhdistävien molekyylien atomien ja ionien koosta; sen sidoksen lukumäärästä ja luonteesta, joka 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:n osalta havaittiin, että jokaisella tämän molekyylin atomilla on varaus, joka on yhtä suuri kuin 0,17 koko elektronin varauksesta. Vetyatomilla +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 mitalla on kuitenkin vain ehdollinen ja likimääräinen [suhteellinen] merkitys, koska on mahdotonta erottaa yksiselitteisesti molekyylistä aluetta, joka kuuluu yksinomaan yhdelle atomille, ja useiden sidosten tapauksessa tiettyyn sidokselle.

Valenssikulma- kulma, jonka muodostavat yhdestä atomista lähtevien kemiallisten (kovalenttisten) sidosten suunnat. Sidoskulmien tuntemus on välttämätöntä molekyylien geometrian määrittämiseksi. Valenssikulmat riippuvat sekä kiinnittyneiden atomien yksittäisistä ominaisuuksista että keskusatomin atomiorbitaalien hybridisaatiosta. Yksinkertaisille molekyyleille sidoskulma sekä muut molekyylin geometriset parametrit voidaan laskea kvanttikemian menetelmillä. Kokeellisesti ne määritetään molekyylien hitausmomenttien arvoista, jotka on saatu analysoimalla niiden pyörimisspektrejä. Monimutkaisten molekyylien sidoskulma määritetään diffraktiorakenneanalyysin menetelmillä.

TEHOKAS ATOMIN VARAUS, kuvaa tiettyyn atomiin kuuluvien elektronien lukumäärän välistä eroa kemikaalissa. Comm., ja elektronien määrä ilmaiseksi. atomi. Arvioita varten E. z. a. käytetään malleja, joissa kokeellisesti määritetyt suureet esitetään atomeille paikantuneiden pistemäisten ei-polarisoituvien varausten funktioina; esimerkiksi kaksiatomisen molekyylin dipolimomenttia pidetään E. z:n tulona. a. atomien väliseen etäisyyteen. Samankaltaisten mallien rajoissa 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 atomien ytimistä, eli sidos on polarisoitunut. Sidosen napaisuutta luonnehtii sen dipolimomentti.

Molekyylin dipolimomentti on yhtä suuri kuin sen kemiallisten sidosten dipolimomenttien vektorisumma. Jos polaariset sidokset sijaitsevat symmetrisesti molekyylissä, positiiviset ja negatiiviset varaukset kompensoivat toisiaan, ja molekyyli kokonaisuudessaan on ei-polaarinen. Näin 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 dipolimomentin arvoon. 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 ovat vastaavasti 101 ja 137 pm. Tämän perusteella voitaisiin päätellä, että NF3:n dipolimomentti on suurempi. Kokeilu osoittaa kuitenkin päinvastaista. Tarkemmalla dipolimomentin ennusteella tulee ottaa huomioon yksinäisen parin dipolimomentin suunta (kuva 29).

Atomiratojen hybridisaation käsite ja molekyylien ja ionien tilarakenne. Hybridiorbitaalien elektronitiheyden jakautumisen erityispiirteet. Hybridisaation päätyypit: sp, sp2, sp3, dsp2, sp3d, sp3d2. Hybridisaatio, johon liittyy yksinäisiä elektronipareja.

ATOMIORBITALIEN HYBRIDISAATIO.

Joidenkin VS-menetelmän molekyylien rakenteen selittämiseen käytetään atomiorbitaalien (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 sidokset osoittautuvat vastaaviksi ja sijaitsevat symmetrisesti.

Esimerkiksi BeC12-, BC13- ja CC14-molekyyleissä C1-E-C1-sidoskulma on 180, 120 ja 109,28 o. E-C1-sidospituuksien arvot ja energiat ovat samat jokaiselle näistä molekyyleistä. Orbitaalien hybridisaation periaate on, että eri muotoisten ja energioiden alku-AO sekoittuessaan antaa uusia samanmuotoisia ja -energiaisia ​​kiertoradat. 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 osaa sanoa mitään niiden avaruudellisesta rakenteesta. Kemiallisten sidosten teoriassa on kaksi hyvää tapaa selittää ja ennustaa molekyylien geometriaa. He ovat hyvässä sovussa keskenään. Ensimmäistä lähestymistapaa kutsutaan valenssielektroniparin repulsioteoriaksi (OVEP). "Kauheasta" nimestä huolimatta tämän lähestymistavan olemus on hyvin yksinkertainen ja selkeä: molekyyleissä olevat kemialliset sidokset ja yksinäiset elektroniparit sijaitsevat yleensä mahdollisimman kaukana toisistaan. Selvitetään konkreettisilla esimerkeillä. 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 180o.

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

Atomiratojen hybridisaatio.

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

Vetyatomien kanssa yhteisen kahden elektroniparin lisäksi happiatomissa on kaksi paria ulkoisia elektroneja, jotka eivät osallistu sidoksen muodostumiseen ( jakamattomat elektroniparit). Kaikki neljä elektroniparia vievät tietyt alueet happiatomin ympärillä olevassa tilassa. Koska elektronit hylkivät toisiaan, elektronipilvet sijaitsevat mahdollisimman kaukana toisistaan. Tässä tapauksessa hybridisaation seurauksena atomiorbitaalien muoto muuttuu, ne pitenevät ja suunnataan kohti tetraedrin kärkiä. Siksi vesimolekyylillä on kulmikas muoto ja happi-vetysidosten välinen kulma on 104,5 o.

Molekyylien ja ionien muoto, kuten AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. d-AO osallistuu σ-sidosten muodostumiseen tasomaisissa neliömolekyyleissä, oktaedrisissä molekyyleissä ja molekyyleissä, jotka on rakennettu trigonaalisen bipyramidin muotoon. Elektroniparien hylkimisen vaikutus molekyylien avaruudelliseen konfiguraatioon (KNEP:n jakamattomien elektroniparien osallistumisen käsite).

Molekyylien ja ionien muoto, kuten AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. Jokainen AO-hybridisaatiotyyppi vastaa tiukasti määriteltyä geometristä muotoa, joka on vahvistettu kokeellisesti. Sen perustan muodostavat hybridiorbitaalien muodostamat σ-sidokset, joiden sähköstaattisessa kentässä liikkuvat (monisidosten tapauksessa) delokalisoidut π-elektroniparit (taulukko 5.3). sp-hybridisaatio. Samanlainen 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 on jakamaton elektronipari.

BeCl2-molekyylin rakenne. Normaalitilassa berylliumatomilla on kaksi s-elektroniparia ulkokerroksessa. Virityksen seurauksena yksi s-elektroneista siirtyy p-tilaan - ilmaantuu kaksi paritonta elektronia, jotka eroavat kiertoradan muodon ja energian suhteen. 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 tiivistyneessä tilassa. Tekijät, jotka määräävät molekyylien välisten vuorovaikutusten energian. Vetysidos. Vetysidoksen luonne. Vetysidoksen kvantitatiiviset ominaisuudet. Molekyylien välinen ja molekyylinsisäinen vetysidos.

MOLEKULIEN VÄLINEN VUOROVAIKUTUS- vuorovaikutus. molekyylit keskenään, mikä ei johda repeämiseen tai uuden kemikaalin muodostumiseen. liitännät. M. v. määrittää eron todellisten kaasujen ja ihanteellisten kaasujen välillä, nesteiden olemassaolon ja sanotaan. kiteitä. M:stä asti. monet riippuvat. rakenteellinen, spektrinen, termodynaaminen. ja muut St. Islands in-in. M.-luvun käsitteen syntyminen. liittyy Van der Waalsin nimeen, joka selittääkseen St.:n todellisissa kaasuissa ja nesteissä ehdotti vuonna 1873 tilayhtälöä, joka ottaa huomioon M. v. Siksi M:n joukot sisään. kutsutaan usein van der Waalsiksi.

M.-luvun perusta. muodostavat Coulombin vuorovaikutusvoimat. yhden molekyylin elektronien ja ytimien ja toisen ytimien ja elektronien välillä. Kokeellisesti määritetyssä St.-vahs in-vassa ilmenee keskimääräinen vuorovaikutus, joka riippuu molekyylien välisestä etäisyydestä R, niiden keskinäisestä orientaatiosta, rakenteesta ja fysikaalisuudesta. ominaisuudet (dipolimomentti, polarisoituvuus jne.). Suurella R:llä, joka ylittää merkittävästi itse molekyylien lineaariset mitat, minkä seurauksena molekyylien elektronikuoret eivät mene päällekkäin, M. v. voidaan kohtuudella jakaa kolmeen tyyppiin - sähköstaattiseen, polarisaatioon (induktioon) ja dispersioon. Sähköstaattisia voimia kutsutaan joskus suuntautuneiksi, mutta tämä on epätarkkoja, koska molekyylien keskinäinen orientaatio voidaan määrittää myös polarisaatiolla. voimat, jos molekyylit ovat anisotrooppisia.

Pienillä etäisyyksillä molekyylien välillä (R ~ l) erottaa yksittäiset M. vuosisadan tyypit. on mahdollista vain suunnilleen, kun taas kolmen mainitun tyypin lisäksi erotetaan kaksi muuta, jotka liittyvät elektronikuorten päällekkäisyyteen - vaihtovuorovaikutus ja elektronisen varauksen siirtymisestä johtuvat vuorovaikutukset. Tietystä konventionaalisuudesta huolimatta tällainen jako kussakin tapauksessa antaa meille mahdollisuuden selittää M. vuosisadan luonnetta. 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: kiinteässä, nestemäisessä ja kaasumaisessa.

Riittävän alhaisessa lämpötilassa aine on kiinteässä tilassa. Kiteisen aineen hiukkasten väliset etäisyydet ovat suuruusluokkaa itse hiukkasten koon mukaan. Hiukkasten keskimääräinen potentiaalienergia on suurempi kuin niiden keskimääräinen kineettinen energia. Kiteet muodostavien hiukkasten liike on hyvin rajallista. Hiukkasten välillä vaikuttavat voimat pitävät ne lähellä tasapainoasentojaan. Tämä selittää oman muotonsa ja tilavuutensa kiteisten kappaleiden läsnäolon ja suuren leikkauskestävyyden.

Sulaessaan kiinteät aineet muuttuvat nesteiksi. Nestemäinen aine eroaa rakenteeltaan kiteisestä siinä, että kaikki hiukkaset eivät sijaitse samalla etäisyydellä toisistaan ​​kuin kiteissä, osa molekyyleistä on erotettu toisistaan ​​pitkiä etäisyyksiä. Nestemäisten aineiden hiukkasten keskimääräinen kineettinen energia on suunnilleen sama kuin niiden keskimääräinen potentiaalienergia.

Kiinteä ja nestemäinen tila yhdistetään usein yleisen termin - kondensoituneen tilan - alle.

Molekyylien välisten vuorovaikutusten tyypit molekyylinsisäinen vetysidos. Sidoksia, joiden muodostumisen aikana ei tapahdu elektronikuorten uudelleenjärjestelyä, kutsutaan molekyylien välinen vuorovaikutus . Tärkeimmät molekyylien vuorovaikutuksen tyypit sisältävät van der Waalsin voimat, vetysidokset ja luovuttajan ja vastaanottajan vuorovaikutuksen.

Kun molekyylit lähestyvät toisiaan, vetovoima ilmenee, mikä aiheuttaa tiivistyneen aineen syntymisen (neste, kiinteä molekyylikidehila). 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 ottamaan aseman, jossa niiden dipolit olisivat vastakkain vastakkaisilla navoilla ja näiden dipolien momenttien vektorit suuntautuisivat yhtä suoraa pitkin (ts. , sitä kutsutaan dipoli-dipoli-vuorovaikutukseksi );

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

c) dispersio, 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 induktiovuorovaikutusta monille aineille, esimerkiksi: He, Ar, H2, N2, CH4, ei suoriteta. NH3-molekyyleillä dispersion vuorovaikutuksen osuus on 50 %, orientaatiovuorovaikutuksen 44,6 % ja induktiovuorovaikutuksen osuus 5,4 %. Van der Waalsin vetovoimien napaenergialle on ominaista alhaiset arvot. Siten jäälle se on 11 kJ/mol, ts. 2,4 % H-O kovalenttinen sidosenergia (456 kJ/mol). Van der Waalsin vetovoimat ovat fyysisiä vuorovaikutuksia.

vetysidos- Tämä 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 ainutlaatuiset ominaisuudet: sisäisten elektronikuorten puuttuminen, elektroniparin merkittävä siirtyminen atomiin, jolla on korkea EO ja hyvin pieni. koko. Siksi vety pystyy tunkeutumaan syvälle viereisen negatiivisesti polarisoidun atomin elektronikuoreen. Kuten spektritiedot osoittavat, EO-atomin luovuttaja-akseptori-vuorovaikutuksella donorina ja vetyatomin vastaanottajana on myös merkittävä rooli vetysidoksen muodostumisessa. 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 tunnetuimmista esimerkeistä molekyylinsisäisen vetysidoksen vaikutuksesta rakenteeseen on deoksiribonukleiinihappo (DNA). DNA-molekyyli laskostuu kaksoiskierteeksi. Tämän kaksoiskierteen kaksi juostetta on liitetty toisiinsa vetysidoksilla. Vetysidoksella on välimuoto valenssin ja molekyylien välisten vuorovaikutusten välillä. Se liittyy polarisoidun vetyatomin ainutlaatuisiin ominaisuuksiin, sen pieneen kokoon ja elektronikerrosten puuttumiseen.

Molekyylien välinen ja molekyylinsisäinen vetysidos.

Vetysidoksia löytyy monista kemiallisista yhdisteistä. Ne syntyvät yleensä fluorin, typen ja hapen atomien (elektronegatiivisimpien alkuaineiden) välillä, harvemmin - kloori-, rikki- ja muiden ei-metallien atomien kanssa. Vahvoja vetysidoksia muodostuu sellaisissa nestemäisissä aineissa kuin vesi, fluorivety, happea sisältävät epäorgaaniset hapot, karboksyylihapot, fenolit, alkoholit, ammoniakki, amiinit. Kiteytymisen aikana näiden aineiden vetysidokset yleensä säilyvät. Siksi niiden kiderakenteet ovat ketjujen muotoisia (metanoli), litteitä kaksiulotteisia kerroksia (boorihappo), kolmiulotteisia spatiaalisia verkkoja (jää).

Jos vetysidos yhdistää yhden molekyylin osia, ne puhuvat molekyylin sisäinen vetysidos. Tämä on erityisen ominaista monille orgaanisille yhdisteille (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 sekä nestemäisessä että kaasumaisessa tilassa dimeerien muodossa:

ja kaasumainen fluorivety sisältävät polymeerimolekyylejä, mukaan lukien jopa neljä HF-hiukkasta. Molekyylien välisiä vahvoja sidoksia löytyy vedestä, nestemäisestä ammoniakista, alkoholeista. Vetysidosten muodostumiseen tarvittavat happi- ja typpiatomit sisältävät kaikki hiilihydraatit, proteiinit, nukleiinihapot. Tiedetään esimerkiksi, että glukoosi, fruktoosi ja sakkaroosi liukenevat täydellisesti 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 järjestelmä - graafinen esitys jaksollisesta laista. Moderni versio periodisesta järjestelmästä. Atomien kiertoradan elektronien täyttämisen ja jaksojen muodostumisen piirteitä. s-, p-, d-, f- Elementit ja niiden sijainti jaksollisessa järjestelmässä. Ryhmät, jaksot. Pää- ja toissijaiset alaryhmät. Jaksollisen järjestelmän rajat.

Jaksottaisen lain löytäminen.

Kemian peruslain - jaksollisen lain - löysi D.I. Mendelejev vuonna 1869, jolloin atomia pidettiin jakamattomana eikä sen sisäisestä rakenteesta tiedetty mitään. Jaksottaisen lain perusta D.I. Mendelejev esitti alkuaineiden atomimassat (aiemmin atomipainot) ja kemialliset ominaisuudet.

Järjestäen 63 tuolloin tunnettua alkuainetta niiden atomimassan nousevaan järjestykseen, D.I. Mendeleev sai luonnollisen (luonnollisen) sarjan kemiallisia alkuaineita, joissa hän havaitsi kemiallisten ominaisuuksien säännöllisen toistumisen.

Esimerkiksi tyypillisen metallin litium Li ominaisuudet toistettiin alkuaineille natrium Na ja kalium K, tyypillisen ei-metallifluorin F ominaisuudet toistettiin alkuaineille kloori Cl, bromi Br, jodi I.

Jotkut elementit D.I. Mendelejev ei löytänyt kemiallisia analogeja (esimerkiksi alumiini Al ja pii Si), koska sellaiset analogit olivat vielä tuntemattomia tuolloin. Hän jätti heille tyhjiä paikkoja luonnollisissa sarjoissa ja ennusti jaksoittaisen toistumisen perusteella niiden kemialliset ominaisuudet. Vastaavien alkuaineiden löytämisen jälkeen (alumiinin analogi - gallium Ga, analogi pii - germanium Ge jne.), D.I. Mendelejev vahvistettiin täysin.

Tiedot ionisaatioenergiasta (EI), PEI:stä ja pysyvien molekyylien koostumuksesta - niiden todellisista arvoista ja vertailuista - sekä vapaista atomeista että molekyyleihin sitoutuneista atomeista antavat meille mahdollisuuden ymmärtää, kuinka atomit muodostavat molekyylejä kovalenttisen sidoksen mekanismin kautta.

KOVALENTTISIDOS- (latinan sanoista "with" ja "vales", joilla on voima) (homeopolaarinen sidos), kemiallinen sidos kahden atomin välillä, joka syntyy, kun näihin atomeihin kuuluvat elektronit jaetaan. Yksinkertaisten kaasujen molekyylien atomit on yhdistetty kovalenttisella sidoksella. Sidosta, jossa on yksi yhteinen elektronipari, kutsutaan yksittäiseksi; on myös kaksois- ja kolmoissidoksia.

Katsotaanpa muutamia esimerkkejä nähdäksemme, kuinka voimme käyttää sääntöjämme määrittääksemme, kuinka monta kovalenttista kemiallista sidosta atomi voi muodostaa, jos tiedämme tietyn atomin ulkokuoressa olevien elektronien lukumäärän ja sen ytimen varauksen. Ytimen varaus ja elektronien lukumäärä ulkokuoressa määritetään kokeellisesti ja sisältyvät alkuainetaulukkoon.

Kovalenttisten sidosten mahdollisen lukumäärän laskeminen

Lasketaan esimerkiksi natriumin muodostamien kovalenttisten sidosten määrä ( Na), alumiini (Al), fosfori (P) ja kloori ( Cl). natrium ( Na) ja alumiini ( Al) niillä on vastaavasti 1 ja 3 elektronia ulkokuorella, ja ensimmäisen säännön mukaan (kovalenttisen sidoksen muodostumismekanismissa käytetään yhtä ulkokuoressa olevaa elektronia) ne voivat muodostaa: natriumia (Na)- 1 ja alumiini ( Al)- 3 kovalenttista sidosta. Sidosten muodostumisen jälkeen natriumin ulkokuorilla olevien elektronien lukumäärä ( Na) ja alumiini ( Al) on vastaavasti 2 ja 6; eli pienempi kuin näiden atomien enimmäismäärä (8). Fosfori ( P) ja kloori ( Cl) niillä on vastaavasti 5 ja 7 elektronia ulkokuorella ja toisen edellä mainitun säännönmukaisuuden mukaan ne voivat muodostaa 5 ja 7 kovalenttista sidosta. Neljännen säännönmukaisuuden, kovalenttisen sidoksen muodostumisen, mukaisesti näiden atomien ulkokuoressa olevien elektronien määrä kasvaa yhdellä. Kuudennen säännönmukaisuuden mukaan, kun kovalenttinen sidos muodostuu, elektronien lukumäärä ulkokuoressa sitoutuneista atomeista ei voi olla enempää kuin 8. Eli fosfori ( P) voi muodostaa vain 3 sidosta (8-5 = 3), kun taas kloori ( Cl) voi muodostaa vain yhden (8-7 = 1).

Esimerkki: analyysin perusteella havaitsimme, että tietty aine koostuu natriumatomeista (Na) ja kloori ( Cl). Kun tiedämme kovalenttisten sidosten muodostumismekanismin säännönmukaisuudet, voimme sanoa, että natrium ( Na) voi muodostaa vain yhden kovalenttisen sidoksen. Siten voimme olettaa, että jokainen natriumatomi ( Na) sitoutunut klooriatomiin ( Cl) tässä aineessa olevan kovalenttisen sidoksen kautta ja että tämä aine koostuu atomin molekyyleistä NaCl. Tämän molekyylin rakennekaava on: Na-Cl. Tässä viiva (-) tarkoittaa kovalenttista sidosta. Tämän molekyylin elektroninen kaava voidaan näyttää seuraavasti:
. .
Na:Cl:
. .
Elektronisen kaavan mukaisesti natriumatomin ulkokuoressa ( Na) sisään NaCl siellä on 2 elektronia, ja klooriatomin ulkokuoressa ( Cl) elektroneja on 8. Tässä kaavassa elektronit (pisteet) natriumatomien välillä ( Na) ja kloori (Cl) ovat sitovia elektroneja. Koska PEI kloorissa ( Cl) yhtä suuri kuin 13 eV, ja natriumille (Na) se on 5,14 eV, elektronien sitoutuva pari on paljon lähempänä atomia Cl kuin atomille Na. Jos molekyylin muodostavien atomien ionisaatioenergiat ovat hyvin erilaisia, muodostuva sidos on napainen kovalenttisidos.

Tarkastellaanpa toista tapausta. Analyysin perusteella havaitsimme, että tietty aine koostuu alumiiniatomeista ( Al) ja klooriatomit ( Cl). Alumiinille ( Al) ulkokuoressa on 3 elektronia; siten se voi muodostaa 3 kovalenttista kemiallista sidosta samalla kloori (Cl), kuten edellisessä tapauksessa, voi muodostaa vain yhden sidoksen. Tämä aine esitetään muodossa AlCl 3, ja sen elektroninen kaava voidaan havainnollistaa seuraavasti:

Kuva 3.1. Elektroninen kaavaAlCl 3

jonka kaava on:
Cl - Al - Cl
Cl

Tämä sähköinen kaava osoittaa sen AlCl 3 klooriatomien ulkokuoressa ( Cl) on 8 elektronia, kun taas alumiiniatomin ulkokuoressa ( Al) Niitä on 6. Kovalenttisen sidoksen muodostumismekanismin mukaan molemmat sitoutuvat elektronit (yksi jokaisesta atomista) tulevat sitoutuneiden atomien ulkokuoriin.

Useita kovalenttisia sidoksia

Atomit, joiden ulkokuoressa on useampi kuin yksi elektroni, voivat muodostaa ei yhden, vaan useita kovalenttisia sidoksia keskenään. Tällaisia ​​yhteyksiä kutsutaan useiksi (useammin kerrannaisina) liitännät. Esimerkkejä tällaisista sidoksista ovat typpimolekyylien sidokset ( N= N) ja happea ( O=O).

Yksittäisten atomien yhdistyessä muodostunutta sidosta kutsutaan homoatomi kovalenttinen sidos, esim Jos atomit ovat erilaisia, niin sidosta kutsutaan heteroatomi kovalenttinen sidos[Kreikan etuliitteet "homo" ja "hetero" tarkoittavat vastaavasti samaa ja erilaista].

Kuvittele miltä molekyyli, jossa on atomipareja, todella näyttää. Yksinkertaisin molekyyli, jossa on parillisia atomeja, on vetymolekyyli.

Kovalenttinen sidos tapahtuu molempiin vuorovaikutukseen osallistuviin atomeihin kuuluvien elektronien sosialisoitumisen vuoksi. Epämetallien elektronegatiivisuus on riittävän suuri, jotta elektronien siirtoa ei tapahdu.

Limittävien elektronien kiertoradalla olevat elektronit ovat yhteisiä. Tällöin syntyy tilanne, jossa atomien ulommat elektronitasot täyttyvät, eli muodostuu 8- tai 2-elektroninen ulkokuori.

Yhteydessä

Luokkatoverit

Tilalle, jossa elektronikuori on täysin täytetty, on ominaista alhaisin energia ja vastaavasti suurin stabiilius.

Koulutuksessa on kaksi mekanismia:

1. luovuttaja-vastaanotin;
2. vaihto.

Ensimmäisessä tapauksessa yksi atomeista tarjoaa elektroniparinsa ja toinen - vapaan elektronin kiertoradan.

Toisessa yksi elektroni jokaiselta vuorovaikutuksen osallistujalta tulee yhteiseen pariin.

Riippuen minkä tyyppisiä ne ovat- atomi- tai molekyyliyhdisteet, joilla on samantyyppinen sidos, voivat vaihdella merkittävästi fysikaalis-kemiallisilta ominaisuuksiltaan.

molekyyliset aineet useimmiten kaasut, nesteet tai kiinteät aineet, joilla on alhainen sulamis- ja kiehumispiste, johtamattomia, alhainen lujuus. Näitä ovat: vety (H 2), happi (O 2), typpi (N 2), kloori (Cl 2), bromi (Br 2), rombinen rikki (S 8), valkoinen fosfori (P 4) ja muut yksinkertaiset aineet ; hiilidioksidi (CO 2), rikkidioksidi (SO 2), typpioksidi V (N 2 O 5), vesi (H 2 O), kloorivety (HCl), fluorivety (HF), ammoniakki (NH 3), metaani (CH 4), etyylialkoholi (C 2 H 5 OH), orgaaniset polymeerit ja muut.

Aineet atomiset ovat vahvojen kiteiden muodossa, joilla on korkea kiehumis- ja sulamispiste, ovat veteen ja muihin liuottimiin liukenemattomia, monet eivät johda sähkövirtaa. Esimerkkinä on timantti, jolla on poikkeuksellinen lujuus. Tämä johtuu siitä, että timantti on kide, joka koostuu hiiliatomeista, jotka on yhdistetty kovalenttisilla sidoksilla. Timantissa ei ole yksittäisiä molekyylejä. Aineilla, kuten grafiitilla, piillä (Si), piidioksidilla (SiO 2), piikarbidilla (SiC) ja muilla on myös atomirakenne.

Kovalenttiset sidokset voivat olla paitsi yksittäisiä (kuten Cl2-kloorimolekyylissä), myös kaksinkertaisia, kuten O2-happimolekyylissä, tai kolminkertaisia, kuten esimerkiksi N2-typpimolekyylissä. Samaan aikaan kolminkertaiset ovat enemmän energiaa ja kestävämpiä kuin kaksinkertaiset ja yksittäiset.

Kovalenttinen sidos voi olla Se muodostuu sekä saman alkuaineen kahden atomin (ei-polaarinen) että eri kemiallisten alkuaineiden atomien (polaaristen) välillä.

Kovalenttisella polaarisella sidoksella varustetun yhdisteen kaavan osoittaminen ei ole vaikeaa, jos vertaamme elektronegatiivisuuden arvoja, jotka muodostavat atomien molekyylit. Elektronegatiivisuuden eron puuttuminen määrittää ei-napaisuuden. Jos ero on, molekyyli on polaarinen.

Älä missaa: koulutusmekanismi, tapaustutkimukset.

Kovalenttinen ei-polaarinen kemiallinen sidos

Tyypillistä yksinkertaisille aineille, ei-metalleille. Elektronit kuuluvat tasaisesti atomeihin, eikä elektronitiheydessä ole muutosta.

Seuraavat molekyylit ovat esimerkkejä:

H2, 02, 03, N2, F2, Cl2.

Poikkeuksena ovat inertit kaasut. Niiden ulkoinen energiataso on täysin täytetty, ja molekyylien muodostuminen on heille energeettisesti epäedullista, ja siksi ne ovat olemassa erillisten atomien muodossa.

Myös esimerkki aineista, joissa on ei-polaarinen kovalenttinen sidos, olisi esimerkiksi PH3. Huolimatta siitä, että aine koostuu eri alkuaineista, elementtien elektronegatiivisuuden arvot eivät todellisuudessa eroa toisistaan, mikä tarkoittaa, että elektroniparin siirtymää ei tapahdu.

Kovalenttinen polaarinen kemiallinen sidos

Ottaen huomioon kovalenttisen polaarisen sidoksen, esimerkkejä on monia: HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, CO2, SO3, CCl4, SiO2, CO.

muodostuu ei-metallien atomien väliin eri elektronegatiivisuuksilla. Tässä tapauksessa suuremman elektronegatiivisuuden omaavan elementin ydin vetää puoleensa yhteisiä elektroneja lähemmäs itseään.

Kaavio kovalenttisen polaarisen sidoksen muodostumisesta

Muodostumismekanismista riippuen yleisestä voi tulla yhden tai molempien atomien elektroneja.

Kuvassa näkyy selvästi vuorovaikutus suolahappomolekyylissä.

Elektronipari kuuluu sekä yhdelle että toiselle, molemmille, joten ulommat tasot täyttyvät. Mutta elektronegatiivisempi kloori vetää puoleensa elektroniparia hieman lähemmäs itseään (vaikka se pysyy yleisenä). Elektronegatiivisuuden ero ei ole tarpeeksi suuri, jotta elektronipari voisi siirtyä kokonaan yhteen atomeista. Tuloksena on osittainen negatiivinen varaus kloorille ja osittainen positiivinen varaus vedylle. HCl-molekyyli on polaarinen molekyyli.

Sidosen fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet

Kommunikaatiota voidaan luonnehtia seuraavilla ominaisuuksilla: suuntaavuus, napaisuus, polarisoituvuus ja kylläisyys.