Nagu konstruktori komponendid, on aatomid omavahel seotud. Ja hoolimata sellest, kui kõvasti proovite, saate ühe plokiga ühendada ainult ühe ploki. Osa 4 lahtri jaoks, mahub kuni neli. See põhimõte kehtib keemias. Elementide aatomite valents vastutab vabade rakkude arvu eest.

Aatomite interaktsiooni tulemuseks on ainete teke. Aatomite keemilise sideme tüübid sõltuvad koostiselementide olemusest.

Metalle eristab välistasandil väike elektronide arv võrreldes väiksema elektronegatiivsuse väärtusega mittemetallidega. Nüüd on meie ülesandeks meeles pidada, kuidas EO muutus perioodilisustabelis toimub või kasutada tabelit "Suhteline elektronegatiivsus". Mida aktiivsem on mittemetall, seda kõrgem see on ja see näitab, et sideme moodustumisel võtab see element elektrone.

Asju on miljoneid. Need võivad olla lihtsad ained: metallid raud Fe, kuld Au, elavhõbe Hg; mittemetallid väävel S, fosfor P, lämmastik N 2. Nii on ka kompleksained: H 2 S, Ca 3 (PO 4) 2, (C 6 H 10 O 5) n, valgumolekulid jne. Ainete moodustavate elementide kombinatsioon määrab, millist tüüpi sidemed nende vahel tekivad.

kovalentne side

Kõigist elementidest on mittemetallid vähemuses. Kuid kuna struktuuris on mõned omadused ja võime omada muutuvat valentsi, on nende elementide poolt loodud ühendite arv muljetavaldav.

Et saada aimu, kuidas aatomid on ühendatud, alustame vesiniku molekuliga H 2 .

Anname fantaasiale vabad käed, kujutame ette seda, mida pole näha. Oletame, et valisime kaks identset osa, mis näevad välja järgmised:

Nende seostest on ainult üks kombinatsioon ja nende vahel on üks ühine seos. Liigume oma kujutlusvõimelt molekulide juurde. Kujutage ette, et meie ees on kaks vesinikuaatomit ja meie ülesanne on ühendada need molekuliks. Keerake detailid vaimselt nii, et need kokku saaksid, peate need üksteise peale asetama, sidudes need teatud kohas. Selle kõrval olevad täpid tähendavad, kui palju elektrone asub väliskihil.

Allikas

Vesinikuaatomid kui osad on ühendatud ühe sidemega, seega on nende kõigi valents sel juhul võrdne I-ga. Oksüdatsiooniaste on aga 0, kuna aine moodustab sama elektronegatiivsusega element väärtus.

Mõelge, kuidas moodustub meie planeedil levinuima gaasi, lämmastiku N 2 molekul.

Lämmastikus on 3 paaristamata elektroni. See on nagu kahe vaateosa võtmine ja nende kokku panemine.

Seega on lämmastik kolmevalentne ja aste

oksüdatsioon jääb ikkagi võrdseks 0. Ühise elektronpaari tõttu lõpetab lämmastik väliskihi 2s 2 2p 6 .

Kovalentset sidet molekulis, mis koosneb ühte tüüpi aatomitest, nimelt mittemetallidest, nimetatakse mittepolaarseks.

Molekuli ehitamise käigus kipub elektronide arv täis saama. Mõelge, kuidas O 2 molekul moodustub. Igal aatomil puudub 2 elektroni ja nad kompenseerivad selle puuduse ühise elektronpaariga.

Samuti pöörame tähelepanu sellele, et oksüdatsiooniaste on 0, kuna aatomid on võrdsed partnerid ja nende valents on II.

Erinevate mittemetallide poolt moodustatud kovalentset keemilist sidet nimetatakse polaarseks.

Võtame kaks mittemetallist elementi vesinik ja kloor. Märgime väliskihi elektroonilised valemid.

Pärast väärtuste analüüsimist on E(N)< Э(Cl), приходим к выводу, чтобы принять конфигурацию благородного газа, хлор будет притягивать на себя единственный электрон водорода.

Erinevatest elementidest moodustatud kovalentse sideme skeem on kirjutatud sellisel kujul.

On nii oluline märkida, et selles olukorras ei ole Cl ja H võrdsed partnerid, kuna elektronide kogutihedus on koondunud Cl-le. Vesinik annab ebavõrdses lahingus 1 elektroni kloorile, milles on neid koguni 7. Vesinik saab positiivse laengu, kloor - negatiivse. H ja Cl valentsid on võrdsed I-ga. Sel ajal on oksüdatsiooniastmed H + Cl −.

Seda tüüpi ühendite moodustumine toimub vahetusmehhanismi kaudu. See tähendab, et täieliku konfiguratsiooni saamiseks võtavad elektronegatiivsemad elektronid vastu, vähem - nad loovutavad, kuid samal ajal on ühine elektronpaar.

Mittemetallid ei moodusta mitte ainult kahekomponentseid ühendeid, vaid on võimalik, et koostis sisaldab kolme või enamat elementi. Näiteks süsihappe H 2 CO 3 molekul koosneb 3 elemendist. Kuidas nad omavahel suhtlevad. Seeria EO (N) elektronegatiivsus suureneb<ЭО (С) <ЭО(O). Определим степени окисления каждого элемента. Н + 2 С +4 О −2 3 . Это означает, что кислород будет притягивать на себя электроны углерода и водорода. Схематически это можно записать в следующем виде.

Struktuurivalemi koostamiseks kirjutame keskele süsiniku. Sellel on 4 paaristamata elektroni. Kuna seal on 3 hapnikuaatomit, võib igaüks neist vastu võtta 2 elektroni. Siis näeme lihtsate arvutustega, et C-st tuleb 4 elektroni ja igast N-st üks. Kontrollime oma arvutust, võttes arvesse molekuli neutraalsust, arvestame positiivseid ja negatiivseid laenguid.

H 2 + C +4 O 3 −2 (+1 ∙ 2) + (+4 ∙ 1) + (-2 ∙ 3) = 0

On veel üks kovalentse sideme mehhanism, mida nimetatakse doonor-aktseptoriks.

Selle põhimõtte mõistmiseks kirjeldame mitte just meeldiva terava lämmatava lõhnaga molekuli, ammoniaagi NH 3 moodustumist.

N aatomi käsutuses olevast 5 elektronist on seotud ainult 3. N aatomi valents omandab väärtuse III. Samal ajal muutub oksüdatsiooniaste N -3 (tõmmanud igast H-aatomist 3 elektroni, muutub negatiivseks), vesinik, vastupidi, sooritanud "üllase teo", loobudes elektronist, omandab positiivse laengu H + . Kaks elektroni ei ole kuidagi seotud, need on punasega esile tõstetud. Nad on võimelised settima H + iooni vabas rakus. Selle koha hõivavad lämmastiku elektronid, mis on tähistatud punasega. Ammooniumkatioon moodustub doonor-aktseptormehhanismi kaudu.

Varem kasutamata "punased" elektronid N on "asustatud" vesiniku katiooni kuuluvasse tühja s-orbitaali. Ammooniumioonil on 3 sidet, mis tekivad vastavalt vahetusmehhanismile, samuti üks doonor-aktseptormehhanismi järgi. Seetõttu interakteerub NH3 kergesti hapete ja veega.

Iooniline side

Ioonne keemiline side on piiripealne kovalentne polaarne side. Need erinevad selle poolest, et ainetele, milles kovalentne side on lokaliseeritud, on iseloomulik ühise elektronpaari olemasolu, ioonse sideme puhul aga elektronide täielik tagasitulek. Tagasilöögi tagajärjeks on laetud osakeste – ioonide moodustumine.

Arvutused aitavad määrata suhte tüüpi. Kui elektronegatiivsuse väärtuste erinevus on suurem kui 1,7, siis iseloomustab ainet ioonside. Kui väärtus on väiksem kui 1,7, siis omane polaarne side. Vaatleme kahte ainet NaCl ja CaC 2 . Mõlemad on moodustatud metallist (Na ja Ca) ja mittemetallist (Cl ja C). Kuid ühel juhul on side ioonne, teisel juhul kovalentne polaarne.

Füüsika postulaat ütleb, et vastandid tõmbavad. Need. positiivsed ioonid tõmbavad ligi negatiivseid ja vastupidi.

Oletame, et ainet on vaja saada kaaliumi- ja fluoriaatomitest. Iga aatom kipub võtma väärisgaasi konfiguratsiooni. Seda saab saavutada kahel viisil, annetades või aktsepteerides elektrone, moodustades seega soovitud konfiguratsiooniga ioone.

Kaaliumiaatomil on palju lihtsam anda 1 elektron kui võtta fluorist 7. Võttes 1 elektroni, on F-l lõpetatud tase.

Nagu kaalium, mis loobus kergesti oma elektronist, võttis selle katioon argooni elektroonilise valemi.

Kaltsium on kahevalentne metall, seega on interaktsiooniks vaja kahte fluoriaatomit, kuna see suudab vastu võtta ainult ühe elektroni. Ioonse sideme moodustamise skeemil on vorm.

Seda tüüpi side paikneb kõigis soolades metalli ja happejäägi vahel. Ülaltoodud näites süsihappe puhul on happejäägiks CO 3 2−, kui vesiniku asemel asetame naatriumi aatomid, siis näeb sidemete moodustumise skeem välja selline.

Tuleb märkida, et Na ja O vahel on ioonne side ning C ja O vahel kovalentne polaarne side.

metallist ühendus

Metallid on erinevat värvi: must (raud), punane (vask), kollane (kuld), hall (hõbe), sulavad erinevatel temperatuuridel. Neid kõiki ühendab aga sära, kõvadus ja elektrijuhtivus.

Metallilisel sidemel on sarnasusi kovalentse mittepolaarsega. Metallid on välistasandil elektronvaesed, seetõttu ei suuda nad sideme tekkimisel neid enda poole meelitada, neid iseloomustab annetumine. Kuna metallide aatomiraadius on suur, on elektronidel lihtne katioone moodustada.

Mina 0 - ne = Me n+

Elektronid liiguvad pidevalt aatomilt ioonile ja vastupidi. Katione endid võib võrrelda negatiivsete osakestega ümbritsetud jäämägedega.

Metallilise sideme skeem

vesinikside

II perioodi elemendid-mittemetallid (N, O, F) on suure elektronegatiivsuse väärtusega. See mõjutab võimet moodustada vesiniksidemeid ühe molekuli polariseeritud H + ja aniooni N 3-, O -2, F - vahel. Vesinikside võib ühendada kaks erinevat molekuli. Näiteks kui võtame kaks veemolekuli, on need omavahel seotud tänu H ja O aatomitele.

Vesinikkeemilist sidet on kujutatud ... ... punktiirjoonega. Omavahel suheldes mängivad ja leiavad molekulid elusorganismides olulist rolli. Vesinikside loob DNA molekuli sekundaarse struktuuri.

Kristallvõrede tüübid

Aine, mitte ainult molekulide komplekti saamiseks on vaja osakesed "pakkida" omamoodi raamistikku - kristallvõre.

Kujutage ette geomeetrilist kujundit enda ees - kuubikut, mille tippudes on osakesed, mis on tinglikult üksteisega ühendatud.

Aatomi struktuuri ja kristallvõre tüübi vahel on otsene seos.

Pange tähele, et kovalentse mittepolaarse sidemega ühendeid moodustavad molekulaarosakesed, mis on pakitud molekulaarsesse kristallvõresse. Enamasti on need vastavalt temperatuurirežiimile madala keemistemperatuuriga ja lenduvad ühendid. Need on ained, mis on teile tuntud kui hapnik O 2, kloor Cl 2, broom Br 2.

Kovalentne polaarne keemiline side on iseloomulik ka molekulaarsetele ühenditele. Siia kuuluvad nii orgaanilised: sahharoos, alkoholid, metaan kui ka anorgaanilised ühendid: happed, ammoniaak, mittemetallioksiidid. Need esinevad nii vedelal (H 2 O), tahkel (väävel) kui ka gaasilisel kujul (CO 2 ).

Aatomikristallvõre sõlmedes on üksikud aatomid, mille vahel on kovalentne mittepolaarne side. Aatomkristallvõre on iseloomulik teemandile. Hetkel on see kõige kõvem aine. Seda tüüpi side on tüüpiline ainele, mis katab märkimisväärse osa meie planeedist, see on -SiO 2 (liiv) ja karborund SiC, millel on teemandiga sarnased omadused.

Aatomite vaheline ioonside moodustab kristallvõre, mille sõlmedes on katioonid ja anioonid. See struktuur ühendab terve klassi anorgaanilisi soolade ühendeid, mis koosnevad metallikatioonidest ja happejäägi anioonidest. Nende ainete iseloomulikud tunnused on kõrge temperatuur, mille juures need sulavad ja keevad.

Metallilisel sidemel on metallist kristallvõre. Selle struktuuris võib tõmmata paralleeli ioonvõrega. Sõlmedesse paigutatakse aatomid ja ioonid ning nende vahele jääb elektrongaas, mis koosneb elektronidest, mis migreeruvad aatomilt elektroni.

Seda teavet kokku võttes saame teha järelduse, teades koostist ja struktuuri, võime ennustada omadusi ja vastupidi.

USE kodifitseerija teemad: Kovalentne keemiline side, selle liigid ja tekkemehhanismid. Kovalentse sideme tunnused (polaarsus ja sideme energia). Iooniline side. Metallist ühendus. vesinikside

Intramolekulaarsed keemilised sidemed

Vaatleme kõigepealt sidemeid, mis tekivad molekulides osakeste vahel. Selliseid ühendusi nimetatakse intramolekulaarne.

keemiline side keemiliste elementide aatomite vahel on elektrostaatiline iseloom ja moodustub tänu väliste (valents)elektronide vastastikmõjud, enam-vähem mida hoiavad positiivselt laetud tuumad seotud aatomid.

Võtmekontseptsioon on siin ELEKTRONEGNATIIVSUS. Just tema määrab aatomitevahelise keemilise sideme tüübi ja selle sideme omadused.

on aatomi võime meelitada (kinni hoida) välised(valents) elektronid. Elektronegatiivsuse määrab väliste elektronide tuuma külgetõmbeaste ja see sõltub peamiselt aatomi raadiusest ja tuuma laengust.

Elektronegatiivsust on raske üheselt määrata. L. Pauling koostas suhtelise elektronegatiivsuse tabeli (põhineb kaheaatomiliste molekulide sidemeenergiatel). Kõige elektronegatiivsem element on fluor tähendusega 4 .

Oluline on märkida, et erinevatest allikatest võib leida erinevaid elektronegatiivsuse väärtuste skaalasid ja tabeleid. Seda ei tohiks hirmutada, kuna keemilise sideme moodustumine mängib rolli aatomitest ja see on igas süsteemis ligikaudu sama.

Kui keemilise sideme A:B üks aatomitest tõmbab elektrone tugevamini ligi, siis elektronpaar nihkub selle poole. Rohkem elektronegatiivsuse erinevus aatomit, seda rohkem on elektronpaar nihkunud.

Kui interakteeruvate aatomite elektronegatiivsuse väärtused on võrdsed või ligikaudu võrdsed: EO(A)≈EO(V), siis jagatud elektronipaari ei nihutata ühelegi aatomile: A: B. Sellist ühendust nimetatakse kovalentne mittepolaarne.

Kui interakteeruvate aatomite elektronegatiivsus on erinev, kuid mitte palju (erinevus elektronegatiivsuses on ligikaudu 0,4 kuni 2): 0,4<ΔЭО<2 ), siis nihutatakse elektronpaar ühele aatomitest. Sellist ühendust nimetatakse kovalentne polaarne .

Kui interakteeruvate aatomite elektronegatiivsus on oluliselt erinev (elektronegatiivsuse erinevus on suurem kui 2: ΔEO>2), siis läheb üks elektronidest peaaegu täielikult üle teise aatomiga koos moodustumisega ioonid. Sellist ühendust nimetatakse iooniline.

Peamised keemiliste sidemete liigid on − kovalentne, iooniline ja metallistühendused. Vaatleme neid üksikasjalikumalt.

kovalentne keemiline side

kovalentne side – see on keemiline side poolt moodustatud ühise elektronpaari A:B moodustumine . Sel juhul kaks aatomit kattuvad aatomi orbitaalid. Kovalentne side moodustub väikese elektronegatiivsuse erinevusega aatomite interaktsioonil (reeglina kahe mittemetalli vahel) või ühe elemendi aatomid.

Kovalentsete sidemete põhiomadused

• orientatsiooni,
• küllastatavus,
• polaarsus,
• polariseeritavus.

Need sideomadused mõjutavad ainete keemilisi ja füüsikalisi omadusi.

Suhtlemise suund iseloomustab ainete keemilist ehitust ja vormi. Kahe sideme vahelisi nurki nimetatakse sidenurkadeks. Näiteks veemolekulis on H-O-H sideme nurk 104,45 o, seega on veemolekul polaarne ja metaani molekulis on H-C-H sideme nurk 108 o 28 ′.

Küllastus on aatomite võime moodustada piiratud arvu kovalentseid keemilisi sidemeid. Sidemete arvu, mida aatom võib moodustada, nimetatakse.

Polaarsus sidemed tekivad elektrontiheduse ebaühtlase jaotumise tõttu kahe erineva elektronegatiivsusega aatomi vahel. Kovalentsed sidemed jagunevad polaarseteks ja mittepolaarseteks.

Polariseeritavus ühendused on sideme elektronide võime tõrjuda välja välise elektrivälja toimel(eelkõige mõne teise osakese elektriväli). Polariseeritavus sõltub elektronide liikuvusest. Mida kaugemal elektron tuumast on, seda liikuvam see on ja vastavalt sellele on molekul polariseeritavam.

Kovalentne mittepolaarne keemiline side

Kovalentset sidet on kahte tüüpi - POLAR ja MITTEPOLAAR .

Näide . Vaatleme vesiniku molekuli H 2 struktuuri. Iga vesinikuaatom kannab oma välisel energiatasemel 1 paaritu elektroni. Aatomi kuvamiseks kasutame Lewise struktuuri – see on diagramm aatomi välisenergia taseme struktuurist, kui elektronid on tähistatud punktidega. Teise perioodi elementidega töötamisel on heaks abiks Lewise punktistruktuuri mudelid.

H. + . H=H:H

Seega on vesiniku molekulil üks ühine elektronpaar ja üks H-H keemiline side. Seda elektronpaari ei nihutata ühelegi vesinikuaatomile, sest vesinikuaatomite elektronegatiivsus on sama. Sellist ühendust nimetatakse kovalentne mittepolaarne .

Kovalentne mittepolaarne (sümmeetriline) side - see on kovalentne side, mille moodustavad võrdse elektronegatiivsusega aatomid (reeglina samad mittemetallid) ja seetõttu ühtlase elektrontiheduse jaotusega aatomituumade vahel.

Mittepolaarsete sidemete dipoolmoment on 0.

Näited: H2 (H-H), O2 (O=O), S8.

Kovalentne polaarne keemiline side

kovalentne polaarne side on kovalentne side, mis tekib vahel erineva elektronegatiivsusega aatomid (tavaliselt, erinevad mittemetallid) ja seda iseloomustatakse niheühine elektronpaar elektronegatiivsema aatomiga (polarisatsioon).

Elektrontihedus nihkub elektronegatiivsemale aatomile - seetõttu tekib sellel osaline negatiivne laeng (δ-) ja osaline positiivne laeng vähem elektronegatiivsel aatomil (δ+, delta +).

Mida suurem on erinevus aatomite elektronegatiivsuses, seda suurem polaarsusühendused ja veelgi enam dipoolmoment . Naabermolekulide ja vastasmärgiga laengute vahel mõjuvad täiendavad tõmbejõud, mis suurenevad tugevusühendused.

Sidemete polaarsus mõjutab ühendite füüsikalisi ja keemilisi omadusi. Reaktsioonimehhanismid ja isegi naabersidemete reaktsioonivõime sõltuvad sideme polaarsusest. Sageli määrab sideme polaarsus molekuli polaarsus ja seega mõjutab otseselt selliseid füüsikalisi omadusi nagu keemis- ja sulamistemperatuur, lahustuvus polaarsetes lahustites.

Näited: HCl, CO2, NH3.

Kovalentse sideme moodustumise mehhanismid

Kovalentne keemiline side võib tekkida kahel mehhanismil:

1. vahetusmehhanism kovalentne keemiline side moodustub siis, kui iga osake annab ühe paaritu elektroni ühise elektronipaari moodustamiseks:

AGA . + . B = A:B

2. Kovalentse sideme moodustumine on selline mehhanism, kus üks osake annab jagamata elektronipaari ja teine ​​osake annab selle elektronipaari jaoks vaba orbitaali:

AGA: + B = A:B

Sel juhul annab üks aatomitest jagamata elektronipaari ( doonor) ja teine ​​aatom annab selle paari jaoks vaba orbitaali ( aktsepteerija). Sideme tekkimise tulemusena väheneb nii elektroni energia, s.o. see on aatomitele kasulik.

Doonor-aktseptor mehhanismi poolt moodustatud kovalentne side, ei erine vahetusmehhanismi poolt moodustatud muude kovalentsete sidemete omaduste järgi. Kovalentse sideme moodustumine doonor-aktseptormehhanismi abil on tüüpiline aatomitele, mille välisenergia tasemel on palju elektrone (elektronidoonorid) või vastupidi, väga väikese elektronide arvuga (elektronide aktseptorid). Aatomite valentsivõimalusi käsitletakse täpsemalt vastavas.

Kovalentne side moodustub doonor-aktseptormehhanismi abil:

- molekulis süsinikmonooksiid CO(side molekulis on kolmik, 2 sidet tekib vahetusmehhanismi, üks doonor-aktseptor mehhanismi abil): C≡O;

- sisse ammooniumi ioon NH 4 +, ioonides orgaanilised amiinid näiteks metüülammooniumioonis CH3-NH2+;

- sisse komplekssed ühendid keemiline side keskaatomi ja ligandirühmade vahel, näiteks naatriumtetrahüdroksoaluminaadis Na side alumiiniumi ja hüdroksiidioonide vahel;

- sisse lämmastikhape ja selle soolad- nitraadid: HNO 3 , NaNO 3 , mõnedes teistes lämmastikuühendites;

- molekulis osoon O 3.

Kovalentse sideme peamised omadused

Kovalentne side moodustub reeglina mittemetallide aatomite vahel. Kovalentse sideme peamised omadused on pikkus, energia, paljusus ja suunavus.

Keemilise sideme paljusus

Keemilise sideme paljusus - see on jagatud elektronpaaride arv ühendi kahe aatomi vahel. Sideme paljusust saab molekuli moodustavate aatomite väärtuse järgi üsna lihtsalt kindlaks teha.

Näiteks , vesiniku molekulis H 2 on sideme kordsus 1, sest igal vesinikul on välisel energiatasemel ainult 1 paaritu elektron, mistõttu moodustub üks ühine elektronpaar.

Hapniku molekulis O 2 on sideme kordsus 2, sest iga aatomi välisel energiatasemel on 2 paaritut elektroni: O=O.

Lämmastiku molekulis N 2 on sideme kordsus 3, sest iga aatomi vahel on välisel energiatasemel 3 paaritut elektroni ja aatomid moodustavad 3 ühist elektronpaari N≡N.

Kovalentse sideme pikkus

Keemilise sideme pikkus on sidet moodustavate aatomite tuumade tsentrite vaheline kaugus. See määratakse eksperimentaalsete füüsikaliste meetoditega. Sideme pikkust saab ligikaudselt hinnata liitmisreegli järgi, mille kohaselt sideme pikkus AB molekulis on ligikaudu võrdne poolega sideme pikkuste summast A 2 ja B 2 molekulides:

Keemilise sideme pikkust saab ligikaudselt hinnata mööda aatomite raadiusi, moodustades sideme või suhtluse paljususe tõttu kui aatomite raadiused ei ole väga erinevad.

Sideme moodustavate aatomite raadiuse suurenemisega suureneb sideme pikkus.

Näiteks

Aatomite vaheliste sidemete (mille aatomiraadiused ei erine või erinevad veidi) arvukuse suurenemisega sideme pikkus väheneb.

Näiteks . Reas: C–C, C=C, C≡C sideme pikkus väheneb.

Sideme energia

Keemilise sideme tugevuse mõõt on sideme energia. Sideme energia on määratud energiaga, mis on vajalik sideme katkestamiseks ja selle sideme moodustavate aatomite eemaldamiseks üksteisest lõpmatusse kaugusesse.

Kovalentne side on väga vastupidav. Selle energia ulatub mitmekümnest kuni mitmesajani kJ/mol. Mida suurem on sideme energia, seda suurem on sideme tugevus ja vastupidi.

Keemilise sideme tugevus sõltub sideme pikkusest, polaarsusest ja sideme kordsusest. Mida pikem on keemiline side, seda lihtsam on see puruneda ja mida madalam on sideme energia, seda väiksem on selle tugevus. Mida lühem on keemiline side, seda tugevam see on ja seda suurem on sideme energia.

Näiteks, ühendite reas HF, HCl, HBr vasakult paremale keemilise sideme tugevus väheneb, sest sideme pikkus suureneb.

Iooniline keemiline side

Iooniline side on keemiline side, mis põhineb ioonide elektrostaatiline külgetõmme.

ioonid moodustuvad aatomite poolt elektronide vastuvõtmise või äraandmise protsessis. Näiteks kõigi metallide aatomid hoiavad nõrgalt välise energiataseme elektrone. Seetõttu iseloomustatakse metalli aatomeid taastavad omadused võime annetada elektrone.

Näide. Naatriumi aatom sisaldab 1 elektroni 3. energiatasemel. Naatriumi aatom selle kergesti ära andes moodustab palju stabiilsema Na + iooni, mille elektronkonfiguratsioon on väärisneoongaas Ne. Naatriumioon sisaldab 11 prootonit ja ainult 10 elektroni, seega on iooni kogulaeng -10+11 = +1:

+11Na) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8

Näide. Klooriaatomi välisel energiatasemel on 7 elektroni. Stabiilse inertse argooni aatomi Ar konfiguratsiooni saamiseks peab kloor siduma 1 elektroni. Pärast elektroni kinnitumist moodustub stabiilne klooriioon, mis koosneb elektronidest. Iooni kogulaeng on -1:

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Märge:

• Ioonide omadused erinevad aatomite omadustest!
• Stabiilsed ioonid võivad tekkida mitte ainult aatomid, aga ka aatomite rühmad. Näiteks: ammooniumioon NH 4 +, sulfaat ioon SO 4 2- jne. Selliste ioonide poolt moodustatud keemilisi sidemeid loetakse samuti ioonseteks;
• Ioonsed sidemed tekivad tavaliselt nende vahel metallid ja mittemetallid(mittemetallide rühmad);

Saadud ioonid tõmbavad endasse elektrilise külgetõmbe tõttu: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Üldistame visuaalselt Erinevused kovalentsete ja ioonsete sidemete vahel:

metalli keemiline side

metallist ühendus on suhe, mis kujuneb suhteliselt vabad elektronid vahel metalliioonid moodustades kristallvõre.

Välisel energiatasemel metallide aatomitel on tavaliselt üks kuni kolm elektroni. Metalli aatomite raadiused on reeglina suured - seetõttu loovutavad metalliaatomid erinevalt mittemetallidest üsna kergesti väliseid elektrone, s.t. on tugevad redutseerivad ained

Molekulidevahelised interaktsioonid

Eraldi tasub kaaluda interaktsioone, mis esinevad aine üksikute molekulide vahel - molekulidevahelised interaktsioonid . Molekulidevahelised interaktsioonid on neutraalsete aatomite vahelised interaktsioonid, milles uusi kovalentseid sidemeid ei teki. Molekulidevahelise vastasmõju jõud avastas van der Waals 1869. aastal ja nimetas need tema järgi. Van dar Waalsi väed. Van der Waalsi väed jagunevad orientatsiooni, induktsioon ja dispersioon . Molekulidevahelise interaktsiooni energia on palju väiksem kui keemilise sideme energia.

Orienteerumise tõmbejõud tekivad polaarsete molekulide vahel (dipool-dipool interaktsioon). Need jõud tekivad polaarsete molekulide vahel. Induktiivsed vastasmõjud on interaktsioon polaarse ja mittepolaarse molekuli vahel. Mittepolaarne molekul polariseerub polaarse toime tõttu, mis tekitab täiendava elektrostaatilise külgetõmbe.

Molekulidevahelise interaktsiooni eriliik on vesiniksidemed. - need on molekulidevahelised (või intramolekulaarsed) keemilised sidemed, mis tekivad molekulide vahel, milles on tugevalt polaarsed kovalentsed sidemed - H-F, H-O või H-N. Kui molekulis on sellised sidemed, siis molekulide vahel need tekivad täiendavad tõmbejõud .

Hariduse mehhanism Vesinikside on osaliselt elektrostaatiline ja osaliselt doonor-aktseptor. Sel juhul toimib tugevalt elektronegatiivse elemendi (F, O, N) aatom elektronpaari doonorina ja nende aatomitega seotud vesinikuaatomid aktseptorina. Iseloomustab vesiniksidemeid orientatsiooni ruumis ja küllastus .

Vesiniksidet saab tähistada punktidega: H ··· O. Mida suurem on vesinikuga ühendatud aatomi elektronegatiivsus ja mida väiksem on selle suurus, seda tugevam on vesinikside. See on iseloomulik eelkõige ühenditele fluor vesinikuga , samuti hapnik vesinikuga , vähem lämmastik vesinikuga .

Vesiniksidemed tekivad järgmiste ainete vahel:

— vesinikfluoriid HF(gaas, vesinikfluoriidi lahus vees - vesinikfluoriidhape), vesi H2O (aur, jää, vedel vesi):

— ammoniaagi ja orgaaniliste amiinide lahus- ammoniaagi ja vee molekulide vahel;

— orgaanilised ühendid, milles O-H või N-H sidemed: alkoholid, karboksüülhapped, amiinid, aminohapped, fenoolid, aniliin ja selle derivaadid, valgud, süsivesikute lahused - monosahhariidid ja disahhariidid.

Vesinikside mõjutab ainete füüsikalisi ja keemilisi omadusi. Seega muudab molekulide vaheline lisatõmme ainete keemise keeruliseks. Vesiniksidemetega ainete keemistemperatuur tõuseb ebanormaalselt.

Näiteks Reeglina täheldatakse molekulmassi suurenemisega ainete keemistemperatuuri tõusu. Samas mitmetes ainetes H2O-H2S-H2Se-H2Te me ei tähelda keemispunktide lineaarset muutust.

Nimelt kl vee keemistemperatuur on ebatavaliselt kõrge - mitte vähem kui -61 o C, nagu sirgjoon meile näitab, aga palju rohkem, +100 o C. Seda anomaaliat seletatakse veemolekulide vaheliste vesiniksidemete olemasoluga. Seetõttu on tavatingimustes (0-20 o C) vesi vedel faasi oleku järgi.

keemiline side

Looduses pole üksikuid aatomeid. Kõik need on lihtsate ja keeruliste ühendite koostises, kus nende molekulideks ühendamine on tagatud omavaheliste keemiliste sidemete moodustumisega.

Keemiliste sidemete tekkimine aatomite vahel on loomulik, spontaanne protsess, kuna sel juhul molekulaarsüsteemi energia väheneb, s.o. molekulaarsüsteemi energia on väiksem kui eraldatud aatomite koguenergia. See on keemilise sideme moodustumise liikumapanev jõud.

Keemiliste sidemete olemus on elektrostaatiline, kuna Aatomid on laetud osakeste kogum, mille vahel mõjuvad tõmbe- ja tõukejõud, mis tasakaalustuvad.

Sidemete moodustumisel osalevad välistel aatomiorbitaalidel (või valmis elektronpaaridel) paiknevad paarimata elektronid – valentselektronid.Nad ütlevad, et sidemete tekkimisel kattuvad elektronipilved, mille tulemusena tekib aatomituumade vahele ala, kus tõenäosus tekib mõlema aatomi elektronide leidmine on maksimaalne.

keemiline side - see on aatomite interaktsioon, mis toimub elektronide vahetuse teel.

Keemilise sideme moodustumisel kipuvad aatomid omandama stabiilse kaheksaelektronilise (või kaheelektronilise - H, He) väliskesta, mis vastab lähima inertgaasi aatomi struktuurile, s.t. lõpetage oma välimine tase.

Keemiliste sidemete klassifikatsioon.

1. Vastavalt keemilise sideme moodustumise mehhanismile.

a) vahetada kui mõlemad sidet moodustavad aatomid annavad sellele paarituid elektrone.

Näiteks vesiniku molekulide H 2 ja kloori Cl 2 moodustumine:

b) doonor-aktsepteerija , kui üks aatomitest annab sideme moodustamiseks valmis elektronide paari (doonor) ja teine ​​aatom annab tühja vaba orbitaali.

Näiteks ammooniumiooni (NH 4) + (laetud osake) moodustumine:

2. Vastavalt sellele, kuidas elektronide orbitaalid kattuvad.

a) σ - ühendus (sigma), kui kattumise maksimum asub aatomite keskpunkte ühendaval joonel.

Näiteks,

H 2 σ (s-s)

Cl 2 σ(p-p)

HClσ(s-p)

b) π - ühendused (pi), kui kattumise maksimum ei asu aatomite keskpunkte ühendaval joonel.

3. Vastavalt valminud elektronkihi saavutamise meetodile.

Iga aatom kipub viimistlema oma välise elektronkihi ja sellise oleku saavutamiseks võib olla mitu võimalust.

On äärmiselt haruldane, et keemilised ained koosnevad keemiliste elementide üksikutest omavahel mitteseotud aatomitest. Tavatingimustes on sellise struktuuriga vaid väike osa gaase, mida nimetatakse väärisgaasideks: heelium, neoon, argoon, krüptoon, ksenoon ja radoon. Kõige sagedamini ei koosne keemilised ained erinevatest aatomitest, vaid nende kombinatsioonidest erinevatesse rühmadesse. Sellised aatomite kombinatsioonid võivad sisaldada mitut ühikut, sadu, tuhandeid või isegi rohkem aatomeid. Jõudu, mis hoiab neid aatomeid sellistes rühmades, nimetatakse keemiline side.

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

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

Seega, kui XY-molekul moodustub X- ja Y-aatomite interaktsiooni käigus, tähendab see, et selle aine molekulide siseenergia on madalam kui üksikute aatomite siseenergia, millest see moodustati:

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

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

Keemiliste sidemete moodustumisel hakkavad tuumaga kõige väiksema sidumisenergiaga välise elektronkihi elektronid nn. valents. Näiteks booris on need 2. energiataseme elektronid - 2 elektroni 2 kohta s- orbitaalid ja 1x2 lk-orbitaalid:

Kui tekib keemiline side, kipub iga aatom saama väärisgaasi aatomite elektroonilise konfiguratsiooni, s.t. nii et selle välimises elektronkihis on 8 elektroni (esimese perioodi elementide puhul 2). Seda nähtust nimetatakse oktetireegliks.

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

Sõltuvalt elektronide sotsialiseerumisastmest võib eristada kovalentseid, ioonseid ja metallilisi sidemeid.

kovalentne side

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

Kovalentse polaarse sidemega ainete näited:

СCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 jne.

Sama keemilise elemendi mittemetallide aatomite vahel moodustub kovalentne mittepolaarne side. Kuna aatomid on identsed, on nende võime tõmmata jagatud elektrone sama. Sellega seoses ei täheldata elektronipaari nihkumist:

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

Samuti on olemas doonor-aktseptor mehhanism.

Kui kovalentne side moodustub doonor-aktseptor mehhanismi abil, tekib ühine elektronpaar tänu ühe aatomi (kahe elektroniga) täidetud orbitaalile ja teise aatomi tühjale orbitaalile. Aatomit, mis annab jagamata elektronpaari, nimetatakse doonoriks ja vaba orbitaaliga aatomit aktseptoriks. Elektronpaaride doonorid on aatomid, millel on paaris elektronid, näiteks N, O, P, S.

Näiteks doonor-aktseptormehhanismi kohaselt moodustub neljas kovalentne N-H side ammooniumi katioonis NH 4 +:

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

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

TERE< HBr < HCl < HF

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

Iooniline side

Ioonset sidet võib pidada kovalentse polaarse sideme piiravaks juhuks. Kui kovalentses-polaarses sidemes on ühine elektronpaar osaliselt nihkunud ühele aatomipaarist, siis ioonses on see peaaegu täielikult "ära antud" ühele aatomitest. Elektroni(d) loovutanud aatom omandab positiivse laengu ja muutub katioon, ja sellest elektrone võtnud aatom omandab negatiivse laengu ja muutub anioon.

Seega on iooniline side side, mis tekib katioonide elektrostaatilise tõmbumise tõttu anioonide külge.

Seda tüüpi sidemete moodustumine on iseloomulik tüüpiliste metallide ja tüüpiliste mittemetallide aatomite vastastikmõjule.

Näiteks kaaliumfluoriid. Kaaliumikatioon saadakse ühe elektroni eraldumisel neutraalsest aatomist ja fluoriioon moodustub ühe elektroni ühendamisel fluori aatomiga:

Tekkivate ioonide vahel tekib elektrostaatiline külgetõmbejõud, mille tulemusena tekib ioonne ühend.

Keemilise sideme moodustumisel läksid elektronid naatriumi aatomist üle klooriaatomile ja tekkisid vastupidiselt laetud ioonid, millel on lõpetatud väline energiatase.

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

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

Iooniline side tekib ka lihtkatioonide ja lihtanioonide (F -, Cl -, S 2-), samuti lihtkatioonide ja kompleksanioonide (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -) vahel. . Seetõttu hõlmavad ioonsed ühendid soolasid ja aluseid (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4, Ca (OH) 2, NaOH).

metallist ühendus

Seda tüüpi side moodustub metallides.

Kõikide metallide aatomite välisel elektronkihil on elektronid, millel on madal seostumisenergia aatomituumaga. Enamiku metallide puhul on väliselektronide kadu energeetiliselt soodne.

Arvestades sellist nõrka interaktsiooni tuumaga, on need metallides olevad elektronid väga liikuvad ja igas metallikristallis toimub pidevalt järgmine protsess:

M 0 - ne - \u003d M n +, kus M 0 on neutraalse metalli aatom ja M n + sama metalli katioon. Alloleval joonisel on kujutatud käimasolevaid protsesse.

See tähendab, et elektronid “tormavad” mööda metallikristalli, eraldudes ühest metalliaatomist, moodustades sellest katiooni, liitudes teise katiooniga, moodustades neutraalse aatomi. Seda nähtust nimetati "elektrooniliseks tuuleks" ja vabade elektronide kogumit mittemetalli aatomi kristallis nimetati "elektrongaasiks". Sellist metalliaatomite vahelist interaktsiooni nimetatakse metalliliseks sidemeks.

vesinikside

Kui mis tahes aine vesinikuaatom on seotud suure elektronegatiivsusega elemendiga (lämmastik, hapnik või fluor), iseloomustab sellist ainet selline nähtus nagu vesinikside.

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

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