Tāpat kā konstruktora komponenti, atomi ir savienoti viens ar otru. Un neatkarīgi no tā, cik smagi jūs mēģināt, jūs varat savienot tikai vienu bloku ar vienu bloku. Daļa 4 šūnām, var ievietot ne vairāk kā četras. Šis princips ir spēkā arī ķīmijā. Elementu atomu valence ir atbildīga par brīvo šūnu skaitu.

Atomu mijiedarbības rezultāts ir vielu veidošanās. Atomu ķīmiskās saites veidi ir atkarīgi no to elementu rakstura.

Metāli atšķiras ar nelielu elektronu skaitu ārējā līmenī, salīdzinot ar nemetāliem ar zemāku elektronegativitātes vērtību. Tagad mūsu uzdevums ir atcerēties, kā mainās EO periodiskajā tabulā, vai izmantot tabulu "Relatīvā elektronegativitāte". Jo aktīvāks nemetāls, jo augstāks tas ir, un tas norāda, ka šis elements, izveidojoties saitei, ņems elektronus.

Ir miljoniem lietu. Tās var būt vienkāršas vielas: metāli dzelzs Fe, zelts Au, dzīvsudrabs Hg; nemetāli sērs S, fosfors P, slāpeklis N 2. Tāpat ir sarežģītas vielas: H 2 S, Ca 3 (PO 4) 2, (C 6 H 10 O 5) n, olbaltumvielu molekulas utt. Vielas veidojošo elementu kombinācija nosaka, kāda veida saites pastāv starp tām.

kovalentā saite

No visiem elementiem nemetāli ir mazākumā. Bet, ņemot vērā dažas struktūras iezīmes un spēju būt mainīgai valencei, šo elementu izveidoto savienojumu skaits ir iespaidīgs.

Lai iegūtu priekšstatu par to, kā atomi ir savienoti, sāksim ar ūdeņraža molekulu H2.

Dosim vaļu fantāzijai, iedomāsimies to, ko nevar redzēt. Pieņemsim, ka mēs paņēmām divas identiskas daļas, kas izskatās šādi:

Ir tikai viena to savienojuma kombinācija, un starp tām būs viena kopīga saite. Pāriesim no savas iztēles uz molekulām. Iedomājieties, ka mūsu priekšā ir divi ūdeņraža atomi un mūsu uzdevums ir apvienot tos molekulā. Garīgi sagrieziet detaļas, lai tās saplūstu, jums tās jāuzliek viena otrai, savienojot tās noteiktā vietā. Punkti blakus tam nozīmē, cik elektronu atrodas uz ārējā slāņa.

Avots

Ūdeņraža atomi kā daļas ir savienoti ar vienu saiti, tāpēc valence šajā gadījumā katram no tiem būs vienāda ar I. Bet oksidācijas pakāpe būs vienāda ar 0, jo vielu veido elements ar tādu pašu elektronegativitāti. vērtību.

Apsveriet, kā veidojas uz mūsu planētas visizplatītākās gāzes - slāpekļa N 2 molekula.

Slāpeklim ir 3 nepāra elektroni. Tas ir tāpat kā paņemt divus skata gabalus un salikt tos kopā.

Tādējādi slāpeklis ir trīsvērtīgs, un pakāpe

oksidēšanās joprojām paliek vienāda ar 0. Kopējā elektronu pāra dēļ slāpeklis pabeidz ārējo slāni 2s 2 2p 6 .

Kovalento saiti molekulā, kas sastāv no viena veida atomiem, proti, nemetāliem, sauc par nepolāru.

Molekulas uzbūves laikā elektronu skaits mēdz būt pabeigts. Apsveriet, kā veidojas O 2 molekula. Katram atomam trūkst 2 elektronu, un tie šo trūkumu kompensē ar kopīgu elektronu pāri.

Mēs arī pievēršam uzmanību tam, ka oksidācijas pakāpe ir 0, jo atomi ir līdzvērtīgi partneri, un to valence ir II.

Kovalento ķīmisko saiti, ko veido dažādi nemetāli, sauc par polāro.

Ņemsim divus nemetāliskus elementus Ūdeņradis un hlors. Norādīsim ārējā slāņa elektroniskās formulas.

Pēc vērtību analīzes E(N)< Э(Cl), приходим к выводу, чтобы принять конфигурацию благородного газа, хлор будет притягивать на себя единственный электрон водорода.

Dažādu elementu veidotās kovalentās saites shēma ir uzrakstīta šādā formā.

Ir tik svarīgi atzīmēt, ka šajā situācijā Cl un H nebūs līdzvērtīgi partneri, jo kopējais elektronu blīvums ir koncentrēts pie Cl. Ūdeņradis nevienlīdzīgā cīņā atdod 1 elektronu hloram, kurā to ir pat 7. Ūdeņradis iegūst pozitīvu lādiņu, hlors - negatīvu. H un Cl valences ir vienādas ar I. Tajā brīdī oksidācijas pakāpes būs H + Cl −.

Šāda veida savienojumu veidošanās notiek ar apmaiņas mehānismu. Tas nozīmē, ka, lai iegūtu pilnīgu konfigurāciju, elektronu vairāk pieņem elektronus, mazāk - tie nodod, bet tajā pašā laikā ir kopīgs elektronu pāris.

Nemetāli veido ne tikai binārus savienojumus, bet iespējams, ka sastāvā būs trīs vai vairāk elementi. Piemēram, ogļskābes H 2 CO 3 molekula sastāv no 3 elementiem. Kā viņi savienojas viens ar otru. Sērijā EO (N) palielinās elektronegativitāte<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.

Lai izveidotu strukturālo formulu, centrā ierakstām oglekli. Tam ir 4 nepāra elektroni. Tā kā ir 3 skābekļa atomi, katrs no tiem var pieņemt 2 elektronus. Pēc tam, neveicot sarežģītus aprēķinus, mēs redzam, ka no C nāks 4 elektroni un viens no katra N. Mēs pārbaudām savu aprēķinu, ņemot vērā molekulas neitralitāti, mēs ņemam vērā pozitīvos un negatīvos lādiņus.

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

Ir vēl viens kovalentās saites mehānisms, ko sauc par donoru-akceptoru.

Lai saprastu šo principu, aprakstīsim tādas molekulas veidošanos, kurai ir ne visai patīkama asa, smacējoša smarža, amonjaks NH 3 .

No 5 elektroniem, kas ir N atoma rīcībā, ir saistīti tikai 3. N atoma valence iegūst vērtību III. Tajā pašā laikā oksidācijas stāvoklis N -3 (izvilcis 3 elektronus no katra H atoma, kļūst negatīvs), ūdeņradis, gluži pretēji, veicis “cēlu darbību”, atsakoties no elektrona, iegūst pozitīvu lādiņu H + . Divi elektroni nekādā veidā nav iesaistīti, tie ir izcelti sarkanā krāsā. Tie spēj apmesties brīvā H+ jona šūnā. Šo vietu aizņems slāpekļa elektroni, kas norādīti sarkanā krāsā. Amonija katjonu veido donora-akceptora mehānisms.

Iepriekš neizmantotie "sarkanie" elektroni N ir "apdzīvoti" tukšajā s-orbitālē, kas pieder ūdeņraža katjonam. Amonija jonam ir 3 saites, kas rodas saskaņā ar apmaiņas mehānismu, kā arī viena, saskaņā ar donora-akceptora mehānismu. Tāpēc NH 3 viegli mijiedarbojas ar skābēm un ūdeni.

Jonu saite

Jonu ķīmiskā saite ir robeža kovalentā polārā. Tās atšķiras ar to, ka vielām, kurās ir lokalizēta kovalentā saite, raksturīga kopīga elektronu pāra esamība, savukārt jonu saitei raksturīga pilnīga elektronu atgriešanās. Atsitiena sekas ir lādētu daļiņu - jonu veidošanās.

Aprēķini palīdzēs noteikt attiecību veidu. Ja starpība starp elektronegativitātes vērtībām ir lielāka par 1,7, tad vielu raksturo jonu saite. Ja vērtība ir mazāka par 1,7, tad raksturīgā polārā saite. Apsveriet divas vielas NaCl un CaC 2 . Abus veido metāls (Na un Ca) un nemetāls (Cl un C). Taču vienā gadījumā saite būs jonu, otrā - kovalentā polārā.

Fizikas postulāts saka, ka pretstati piesaista. Tie. pozitīvie joni piesaista negatīvos un otrādi.

Pieņemsim, ka ir nepieciešams iegūt vielu no kālija un fluora atomiem. Katrs atoms mēdz pieņemt cēlgāzes konfigurāciju. To var panākt divos veidos, ziedojot vai pieņemot elektronus, tādējādi veidojot vēlamās konfigurācijas jonus.

Kālija atomam ir daudz vieglāk dot 1 elektronu, nekā no fluora ņemt 7. Paņemot 1 elektronu, F ir pabeigts līmenis.

Tāpat kā kālijs, kas viegli atdeva savu elektronu, tā katjons ieguva argona elektronisko formulu.

Kalcijs ir divvērtīgs metāls, tāpēc mijiedarbībai ir nepieciešami divi fluora atomi, jo tas spēj pieņemt tikai vienu elektronu. Jonu saites veidošanās shēmai ir forma.

Šāda veida saite ir lokalizēta visos sāļos, starp metālu un skābes atlikumu. Iepriekš minētajā piemērā ogļskābei skābes atlikums būs CO 3 2−, ja ūdeņraža vietā liekam nātrija atomus, tad saites veidošanās shēma izskatās šādi.

Jāņem vērā, ka starp Na un O pastāv jonu saite, bet starp C un O – kovalentā polārā saite.

metāla savienojums

Metāli pastāv dažādās krāsās: melns (dzelzs), sarkans (varš), dzeltens (zelts), pelēks (sudrabs), kūst dažādās temperatūrās. Tomēr tos visus vieno spožums, cietība un elektriskā vadītspēja.

Metāla saitei ir līdzības ar kovalento nepolāro saiti. Metāliem ārējā līmenī ir elektronu nabadzība, tāpēc, izveidojoties saitei, tie nespēj tos piesaistīt sev, tiem ir raksturīga dāvināšana. Tā kā metālu atomu rādiuss ir liels, tas atvieglo elektronu atdalīšanu, veidojot katjonus.

Me 0 - ne = Me n+

Elektroni nepārtraukti pārvietojas no atoma uz jonu un otrādi. Pašus katjonus var salīdzināt ar aisbergiem, ko ieskauj negatīvas daļiņas.

Metāla saites diagramma

ūdeņraža saite

II perioda elementiem-nemetāliem (N, O, F) ir augsta elektronegativitātes vērtība. Tas ietekmē spēju veidot ūdeņraža saiti starp vienas molekulas polarizēto H + un anjonu N 3-, O -2, F -. Ūdeņraža saite var apvienot divas dažādas molekulas. Piemēram, ja mēs ņemam divas ūdens molekulas, tās ir savienotas viena ar otru, pateicoties H un O atomam.

Ūdeņraža ķīmiskā saite ir attēlota ... ... ar punktētu līniju. Savienojoties viena ar otru, molekulas spēlē un atrod svarīgu lomu dzīvos organismos. Ūdeņraža saite veido DNS molekulas sekundāro struktūru.

Kristāla režģu veidi

Lai iegūtu vielu, nevis tikai molekulu kopumu, ir nepieciešams daļiņas “iepakot” sava veida karkasā - kristāla režģī.

Iedomājieties sev priekšā ģeometrisku figūru - kubu, virsotnēs būs daļiņas, kas nosacīti savienotas viena ar otru.

Pastāv tieša saistība starp atoma struktūru un kristāla režģa veidu.

Lūdzu, ņemiet vērā, ka savienojumus ar kovalentu nepolāru saiti veido molekulārās daļiņas, kas ir iepakotas molekulārā kristāla režģī. Visbiežāk tie būs zemas viršanas temperatūras un gaistoši savienojumi atbilstoši temperatūras režīmam. Tās ir vielas, kas jums zināmas kā skābeklis O 2, hlors Cl 2, broms Br 2.

Kovalentā polārā ķīmiskā saite ir raksturīga arī molekulārajiem savienojumiem. Tas ietver gan organiskos: saharozi, spirtus, metānu un neorganiskos savienojumus: skābes, amonjaku, nemetālu oksīdus. To eksistence notiek gan šķidrā (H 2 O), gan cietā (sērs), gan gāzveida (CO 2) veidā.

Atomu kristāliskā režģa mezglos atrodas atsevišķi atomi, starp kuriem ir kovalentā nepolārā saite. Dimantam raksturīgs atomu kristāliskais režģis. Šobrīd tā ir cietākā viela. Šāda veida saite ir raksturīga vielai, kas klāj ievērojamu mūsu planētas daļu, tas ir -SiO 2 (smiltis) un karborunda SiC, kam ir līdzīgas īpašības kā dimantam.

Jonu saite starp atomiem veido kristāla režģi, kura mezglos atradīsies katjoni un anjoni. Šī struktūra apvieno veselu neorganisko sāļu savienojumu klasi, kas sastāv no metāla katjoniem un skābes atlikuma anjoniem. Šo vielu raksturīgās iezīmes būs augsta temperatūra, kurā tās kūst un vārās.

Metāla saitei ir metāla kristāla režģis. Tās struktūrā var vilkt paralēli ar jonu režģi. Atomi un joni tiks novietoti mezglos, un starp tiem būs elektronu gāze, kas sastāv no elektroniem, kas migrē no atoma uz elektronu.

Apkopojot šo informāciju, varam izdarīt secinājumu, zinot sastāvu un struktūru, varam paredzēt īpašības un otrādi.

USE kodifikatora tēmas: Kovalentā ķīmiskā saite, tās veidi un veidošanās mehānismi. Kovalentās saites raksturojums (polaritāte un saites enerģija). Jonu saite. Metāla savienojums. ūdeņraža saite

Intramolekulāras ķīmiskās saites

Vispirms apskatīsim saites, kas rodas starp daļiņām molekulās. Tādus savienojumus sauc intramolekulāri.

ķīmiskā saite starp ķīmisko elementu atomiem ir elektrostatisks raksturs un veidojas sakarā ar ārējo (valences) elektronu mijiedarbības, lielākā vai mazākā mērā ko tur pozitīvi lādēti kodoli saistītie atomi.

Galvenais jēdziens šeit ir ELEKTRONEGNATIVITĀTE. Tā ir viņa, kas nosaka ķīmiskās saites veidu starp atomiem un šīs saites īpašības.

ir atoma spēja piesaistīt (noturēt) ārējā(valence) elektroni. Elektronegativitāti nosaka ārējo elektronu piesaistes pakāpe kodolam, un tā galvenokārt ir atkarīga no atoma rādiusa un kodola lādiņa.

Elektronegativitāti ir grūti viennozīmīgi noteikt. L. Paulings sastādīja relatīvās elektronegativitātes tabulu (pamatojoties uz diatomu molekulu saišu enerģijām). Elektronegatīvākais elements ir fluors ar nozīmi 4 .

Ir svarīgi atzīmēt, ka dažādos avotos var atrast dažādas elektronegativitātes vērtību skalas un tabulas. Tas nav jābaidās, jo ķīmiskās saites veidošanās spēlē lomu atomi, un tas ir aptuveni vienāds jebkurā sistēmā.

Ja viens no ķīmiskās saites A:B atomiem spēcīgāk piesaista elektronus, tad elektronu pāris tiek nobīdīts uz to. Vairāk elektronegativitātes atšķirība atomi, jo vairāk elektronu pāris tiek pārvietots.

Ja mijiedarbojošo atomu elektronegativitātes vērtības ir vienādas vai aptuveni vienādas: EO(A)≈EO(V), tad kopīgais elektronu pāris netiek pārvietots ne uz vienu no atomiem: A: B. Šādu savienojumu sauc kovalenta nepolāra.

Ja mijiedarbojošo atomu elektronegativitāte atšķiras, bet ne daudz (elektronegativitātes atšķirība ir aptuveni no 0,4 līdz 2: 0,4<ΔЭО<2 ), tad elektronu pāris tiek pārvietots uz vienu no atomiem. Šādu savienojumu sauc kovalentais polārs .

Ja mijiedarbojošo atomu elektronegativitāte būtiski atšķiras (elektronegativitātes atšķirība ir lielāka par 2: ΔEO>2), tad viens no elektroniem gandrīz pilnībā pāriet uz citu atomu, veidojoties joni. Šādu savienojumu sauc jonu.

Galvenie ķīmisko saišu veidi ir − kovalents, jonu un metālisks savienojumiem. Apsvērsim tos sīkāk.

kovalentā ķīmiskā saite

kovalentā saite – tā ir ķīmiskā saite veidoja kopēja elektronu pāra veidošanās A:B . Šajā gadījumā divi atomi pārklājas atomu orbitāles. Kovalentā saite veidojas, mijiedarbojoties atomiem ar nelielu elektronegativitātes atšķirību (parasti, starp diviem nemetāliem) vai viena elementa atomi.

Kovalento saišu pamatīpašības

• orientācija,
• piesātināmība,
• polaritāte,
• polarizējamība.

Šīs saites īpašības ietekmē vielu ķīmiskās un fizikālās īpašības.

Komunikācijas virziens raksturo vielu ķīmisko struktūru un formu. Leņķus starp divām saitēm sauc par saites leņķiem. Piemēram, ūdens molekulā H-O-H saites leņķis ir 104,45 o, tātad ūdens molekula ir polāra, bet metāna molekulā H-C-H saites leņķis ir 108 o 28 ′.

Piesātināmība ir atomu spēja veidot ierobežotu skaitu kovalento ķīmisko saišu. Tiek saukts saišu skaits, ko atoms var izveidot.

Polaritāte saites rodas nevienmērīga elektronu blīvuma sadalījuma dēļ starp diviem atomiem ar atšķirīgu elektronegativitāti. Kovalentās saites iedala polārajās un nepolārajās.

Polarizējamība savienojumi ir saites elektronu spēja tikt izspiestiem ārēja elektriskā lauka ietekmē(jo īpaši citas daļiņas elektriskais lauks). Polarizācija ir atkarīga no elektronu mobilitātes. Jo tālāk elektrons atrodas no kodola, jo mobilāks tas ir, un attiecīgi molekula ir vairāk polarizējama.

Kovalentā nepolārā ķīmiskā saite

Ir 2 kovalentās saites veidi - POLAR un NEPOLĀRS .

Piemērs . Apsveriet ūdeņraža molekulas H 2 struktūru. Katrs ūdeņraža atoms savā ārējā enerģijas līmenī nes 1 nepāra elektronu. Lai attēlotu atomu, mēs izmantojam Lūisa struktūru - šī ir atoma ārējā enerģijas līmeņa struktūras diagramma, kad elektroni tiek apzīmēti ar punktiem. Lūisa punktu struktūras modeļi ir labs palīgs, strādājot ar otrā perioda elementiem.

H. + . H=H:H

Tādējādi ūdeņraža molekulai ir viens kopīgs elektronu pāris un viena H-H ķīmiskā saite. Šis elektronu pāris nav pārvietots ne uz vienu no ūdeņraža atomiem, jo ūdeņraža atomu elektronegativitāte ir vienāda. Šādu savienojumu sauc kovalenta nepolāra .

Kovalentā nepolārā (simetriskā) saite - šī ir kovalentā saite, ko veido atomi ar vienādu elektronegativitāti (parasti tie paši nemetāli) un līdz ar to ar vienmērīgu elektronu blīvuma sadalījumu starp atomu kodoliem.

Nepolāro saišu dipola moments ir 0.

Piemēri: H2 (H-H), O2 (O=O), S8.

Kovalentā polārā ķīmiskā saite

kovalentā polārā saite ir kovalentā saite, kas rodas starp atomi ar dažādu elektronegativitāti (parasti, dažādi nemetāli) un tiek raksturots pārvietošanās kopīgs elektronu pāris ar elektronnegatīvāku atomu (polarizācija).

Elektronu blīvums tiek novirzīts uz elektronnegatīvāku atomu - tāpēc uz tā rodas daļējs negatīvs lādiņš (δ-), bet daļējs pozitīvs lādiņš uz mazāk elektronnegatīva atoma (δ+, delta +).

Jo lielāka atšķirība starp atomu elektronegativitāti, jo lielāka polaritāte savienojumi un pat vairāk dipola moments . Starp blakus esošajām molekulām un lādiņiem, kas atrodas pretējā zīmē, darbojas papildu pievilcīgi spēki, kas palielinās spēks savienojumiem.

Saites polaritāte ietekmē savienojumu fizikālās un ķīmiskās īpašības. Reakcijas mehānismi un pat blakus esošo saišu reaktivitāte ir atkarīga no saites polaritātes. Bieži vien nosaka saites polaritāte molekulas polaritāte un tādējādi tieši ietekmē tādas fizikālās īpašības kā viršanas temperatūra un kušanas temperatūra, šķīdība polārajos šķīdinātājos.

Piemēri: HCl, CO 2, NH 3.

Kovalentās saites veidošanās mehānismi

Kovalentā ķīmiskā saite var rasties 2 mehānismos:

1. apmaiņas mehānisms kovalentās ķīmiskās saites veidošanās notiek tad, kad katra daļiņa nodrošina vienu nepāra elektronu kopēja elektronu pāra veidošanai:

BET . + . B = A:B

2. Kovalentās saites veidošanās ir tāds mehānisms, kurā viena no daļiņām nodrošina nedalītu elektronu pāri, bet otra daļiņa nodrošina šim elektronu pārim brīvu orbitāli:

BET: + B = A:B

Šajā gadījumā viens no atomiem nodrošina nedalītu elektronu pāri ( donors), un otrs atoms nodrošina šim pārim brīvu orbitāli ( akceptētājs). Saites veidošanās rezultātā samazinās gan elektronu enerģija, t.i. tas ir izdevīgi atomiem.

Kovalentā saite, ko veido donora-akceptora mehānisms, nav atšķirīgs pēc īpašībām no citām kovalentajām saitēm, ko veido apmaiņas mehānisms. Kovalentās saites veidošanās ar donora-akceptora mehānismu ir raksturīga atomiem ar lielu elektronu skaitu ārējā enerģijas līmenī (elektronu donori), vai otrādi, ar ļoti mazu elektronu skaitu (elektronu akceptori). Atomu valences iespējas sīkāk aplūkotas attiecīgajā.

Kovalento saiti veido donora-akceptora mehānisms:

- molekulā oglekļa monoksīds CO(saite molekulā ir trīskārša, 2 saites veidojas apmaiņas mehānismā, viena ar donora-akceptora mehānismu): C≡O;

- iekšā amonija jonu NH 4 +, jonos organiskie amīni, piemēram, metilamonija jonos CH 3 -NH 2 + ;

- iekšā sarežģīti savienojumi, ķīmiska saite starp centrālo atomu un ligandu grupām, piemēram, nātrija tetrahidroksoaluminātā Na saite starp alumīnija un hidroksīda joniem;

- iekšā slāpekļskābe un tās sāļi- nitrāti: HNO 3 , NaNO 3 , dažos citos slāpekļa savienojumos;

- molekulā ozons O 3 .

Kovalentās saites galvenās īpašības

Kovalentā saite, kā likums, veidojas starp nemetālu atomiem. Kovalentās saites galvenās īpašības ir garums, enerģija, daudzveidība un virzība.

Ķīmiskās saites daudzveidība

Ķīmiskās saites daudzveidība - tas ir kopīgu elektronu pāru skaits starp diviem savienojuma atomiem. Saites daudzveidību var diezgan viegli noteikt pēc molekulu veidojošo atomu vērtības.

Piemēram , ūdeņraža molekulā H 2 saites reizinājums ir 1, jo katram ūdeņradim ārējā enerģijas līmenī ir tikai 1 nepāra elektrons, tāpēc veidojas viens kopīgs elektronu pāris.

Skābekļa molekulā O 2 saites reizinājums ir 2, jo katram atomam ārējā enerģijas līmenī ir 2 nepāra elektroni: O=O.

Slāpekļa molekulā N 2 saites reizinājums ir 3, jo starp katru atomu ārējā enerģijas līmenī atrodas 3 nepāra elektroni, un atomi veido 3 kopīgus elektronu pārus N≡N.

Kovalentās saites garums

Ķīmiskās saites garums ir attālums starp to atomu kodolu centriem, kas veido saiti. To nosaka ar eksperimentālām fizikālām metodēm. Saites garumu var aptuveni novērtēt saskaņā ar aditivitātes likumu, saskaņā ar kuru saites garums AB molekulā ir aptuveni vienāds ar pusi no saišu garumu summas A 2 un B 2 molekulās:

Ķīmiskās saites garumu var aptuveni novērtēt pa atomu rādiusiem, veidojot saiti, vai komunikācijas daudzveidības dēļ ja atomu rādiusi nav ļoti atšķirīgi.

Palielinoties saiti veidojošo atomu rādiusiem, saites garums palielināsies.

Piemēram

Palielinoties saišu daudzumam starp atomiem (kuru atomu rādiusi neatšķiras vai nedaudz atšķiras), saites garums samazināsies.

Piemēram . Sērijā: C–C, C=C, C≡C saites garums samazinās.

Saiknes enerģija

Ķīmiskās saites stipruma mērs ir saites enerģija. Saiknes enerģija nosaka enerģija, kas nepieciešama, lai pārrautu saiti un noņemtu atomus, kas veido šo saiti, bezgalīgā attālumā viens no otra.

Kovalentā saite ir ļoti izturīgs. Tās enerģija svārstās no vairākiem desmitiem līdz vairākiem simtiem kJ/mol. Jo lielāka ir saites enerģija, jo lielāka ir saites stiprība un otrādi.

Ķīmiskās saites stiprums ir atkarīgs no saites garuma, saites polaritātes un saites daudzveidības. Jo garāka ir ķīmiskā saite, jo vieglāk to pārraut, un jo zemāka ir saites enerģija, jo mazāka ir tās stiprība. Jo īsāka ir ķīmiskā saite, jo stiprāka tā ir un jo lielāka ir saites enerģija.

Piemēram, savienojumu virknē HF, HCl, HBr no kreisās uz labo ķīmiskās saites stiprumu samazinās, jo saites garums palielinās.

Jonu ķīmiskā saite

Jonu saite ir ķīmiska saite, kuras pamatā ir jonu elektrostatiskā pievilcība.

joni veidojas elektronu pieņemšanas vai atdošanas procesā ar atomiem. Piemēram, visu metālu atomi vāji notur ārējā enerģijas līmeņa elektronus. Tāpēc tiek raksturoti metāla atomi atjaunojošas īpašības spēja ziedot elektronus.

Piemērs. Nātrija atoms satur 1 elektronu 3. enerģijas līmenī. Viegli atdodot to, nātrija atoms veido daudz stabilāku Na + jonu ar cēlneona gāzes Ne elektronu konfigurāciju. Nātrija jons satur 11 protonus un tikai 10 elektronus, tātad kopējais jona lādiņš ir -10+11 = +1:

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

Piemērs. Hlora atoma ārējā enerģijas līmenī ir 7 elektroni. Lai iegūtu stabila inerta argona atoma Ar konfigurāciju, hloram jāpievieno 1 elektrons. Pēc elektrona piesaistes veidojas stabils hlora jons, kas sastāv no elektroniem. Kopējais jonu lādiņš ir -1:

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

Piezīme:

• Jonu īpašības atšķiras no atomu īpašībām!
• Stabili joni var veidoties ne tikai atomi, bet arī atomu grupas. Piemēram: amonija jons NH 4 +, sulfātjons SO 4 2- utt. Šādu jonu veidotās ķīmiskās saites arī tiek uzskatītas par jonu;
• Jonu saites parasti veidojas starp metāli un nemetāli(nemetālu grupas);

Iegūtie joni tiek piesaistīti elektriskās pievilkšanās dēļ: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Vizuāli vispārināsim Atšķirība starp kovalento un jonu saišu veidiem:

metāla ķīmiskā saite

metāla savienojums ir attiecības, kas veidojas relatīvi brīvie elektroni starp metāla joni veidojot kristāla režģi.

Metālu atomiem ārējā enerģijas līmenī parasti ir viens līdz trīs elektroni. Metāla atomu rādiusi, kā likums, ir lieli - tāpēc metālu atomi, atšķirībā no nemetāliem, diezgan viegli ziedo ārējos elektronus, t.i. ir spēcīgi reducētāji

Starpmolekulārā mijiedarbība

Atsevišķi ir vērts apsvērt mijiedarbību, kas notiek starp atsevišķām vielas molekulām - starpmolekulārā mijiedarbība . Starpmolekulārā mijiedarbība ir mijiedarbības veids starp neitrāliem atomiem, kurā jaunas kovalentās saites neparādās. Molekulu mijiedarbības spēkus atklāja van der Vāls 1869. gadā un nosauca viņa vārdā. Van dar Vālsa spēki. Van der Waals spēki ir sadalīti orientācija, indukcija un dispersija . Starpmolekulāro mijiedarbību enerģija ir daudz mazāka nekā ķīmiskās saites enerģija.

Orientācijas pievilkšanas spēki rodas starp polārajām molekulām (dipola-dipola mijiedarbība). Šie spēki rodas starp polārajām molekulām. Induktīvā mijiedarbība ir mijiedarbība starp polāro molekulu un nepolāru. Nepolāra molekula tiek polarizēta polārās molekulas darbības dēļ, kas rada papildu elektrostatisko pievilcību.

Īpašs starpmolekulārās mijiedarbības veids ir ūdeņraža saites. - tās ir starpmolekulāras (vai intramolekulāras) ķīmiskās saites, kas rodas starp molekulām, kurās ir stipri polāras kovalentās saites, H-F, H-O vai H-N. Ja molekulā ir šādas saites, tad starp molekulām tās būs papildu pievilkšanas spēki .

Izglītības mehānisms Ūdeņraža saite ir daļēji elektrostatiska un daļēji donora-akceptora. Šajā gadījumā spēcīgi elektronnegatīva elementa (F, O, N) atoms darbojas kā elektronu pāra donors, un ūdeņraža atomi, kas saistīti ar šiem atomiem, darbojas kā akceptors. Tiek raksturotas ūdeņraža saites orientācija kosmosā un piesātinājums.

Ūdeņraža saiti var apzīmēt ar punktiem: H ··· O. Jo lielāka ir ar ūdeņradi savienota atoma elektronegativitāte un jo mazāks ir tā izmērs, jo stiprāka ir ūdeņraža saite. Tas galvenokārt ir raksturīgs savienojumiem fluors ar ūdeņradi , kā arī uz skābeklis ar ūdeņradi , mazāk slāpeklis ar ūdeņradi .

Ūdeņraža saites veidojas starp šādām vielām:

— fluorūdeņradis HF(gāze, fluorūdeņraža šķīdums ūdenī - fluorūdeņražskābe), ūdens H2O (tvaiks, ledus, šķidrs ūdens):

— amonjaka un organisko amīnu šķīdums- starp amonjaku un ūdens molekulām;

— organiskie savienojumi, kuros ir O-H vai N-H saites: spirti, karbonskābes, amīni, aminoskābes, fenoli, anilīns un tā atvasinājumi, olbaltumvielas, ogļhidrātu šķīdumi - monosaharīdi un disaharīdi.

Ūdeņraža saite ietekmē vielu fizikālās un ķīmiskās īpašības. Tādējādi papildu pievilcība starp molekulām apgrūtina vielu viršanu. Vielām ar ūdeņraža saitēm viršanas temperatūra neparasti paaugstinās.

Piemēram Parasti, palielinoties molekulmasai, tiek novērota vielu viršanas temperatūras paaugstināšanās. Tomēr vairākās vielās H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te mēs nenovērojam viršanas punktu lineāras izmaiņas.

Proti, plkst ūdens viršanas temperatūra ir neparasti augsta - ne mazāk kā -61 o C, kā mums rāda taisne, bet daudz vairāk, +100 o C. Šī anomālija izskaidrojama ar ūdeņraža saišu klātbūtni starp ūdens molekulām. Tāpēc normālos apstākļos (0-20 o C) ūdens ir šķidrums pēc fāzes stāvokļa.

ķīmiskā saite

Dabā nav atsevišķu atomu. Tie visi ir vienkāršu un sarežģītu savienojumu sastāvā, kur to apvienošanos molekulās nodrošina ķīmisko saišu veidošanās savā starpā.

Ķīmisko saišu veidošanās starp atomiem ir dabisks, spontāns process, jo šajā gadījumā molekulārās sistēmas enerģija samazinās, t.i. molekulārās sistēmas enerģija ir mazāka par izolēto atomu kopējo enerģiju. Tas ir ķīmiskās saites veidošanās virzītājspēks.

Ķīmisko saišu raksturs ir elektrostatisks, jo Atomi ir lādētu daļiņu kopums, starp kurām darbojas pievilkšanas un atgrūšanas spēki, kas nonāk līdzsvarā.

Saišu veidošanā piedalās nesapārotie elektroni, kas atrodas ārējās atomu orbitālēs (vai gatavie elektronu pāri) - valences elektroni.. Viņi saka, ka, veidojoties saitēm, pārklājas elektronu mākoņi, kā rezultātā starp atomu kodoliem veidojas laukums, kurā ir varbūtība. abu atomu elektronu atrašana ir maksimāla.

ķīmiskā saite - tā ir atomu mijiedarbība, ko veic elektronu apmaiņa.

Veidojot ķīmisko saiti, atomi mēdz iegūt stabilu astoņu elektronu (vai divu elektronu - H, He) ārējo apvalku, kas atbilst tuvākā inertās gāzes atoma struktūrai, t.i. pabeigt savu ārējo līmeni.

Ķīmisko saišu klasifikācija.

1. Saskaņā ar ķīmiskās saites veidošanās mehānismu.

a) maiņa kad abi atomi, kas veido saiti, nodrošina tai nepāra elektronus.

Piemēram, ūdeņraža molekulu H 2 un hlora Cl 2 veidošanās:

b) donors-akceptors , kad viens no atomiem nodrošina gatavu elektronu pāri (donoru), lai izveidotu saiti, un otrais atoms nodrošina tukšu brīvu orbitāli.

Piemēram, amonija jona (NH 4) + (uzlādēta daļiņa) veidošanās:

2. Atbilstoši tam, kā elektronu orbitāles pārklājas.

a) σ - savienojums (sigma), kad pārklāšanās maksimums atrodas uz līnijas, kas savieno atomu centrus.

Piemēram,

H 2 σ (s-s)

Cl 2 σ(p-p)

HClσ(s-p)

b) π - savienojumi (pi), ja pārklāšanās maksimums neatrodas uz līnijas, kas savieno atomu centrus.

3. Saskaņā ar pabeigtā elektronu apvalka sasniegšanas metodi.

Katram atomam ir tendence pabeigt savu ārējo elektronu apvalku, un var būt vairāki veidi, kā sasniegt šādu stāvokli.

Ļoti reti ķīmiskās vielas sastāv no atsevišķiem, savstarpēji nesaistītiem ķīmisko elementu atomiem. Normālos apstākļos šāda struktūra ir tikai nelielam skaitam gāzu, ko sauc par cēlgāzēm: hēlijam, neonam, argonam, kriptonam, ksenonam un radonam. Visbiežāk ķīmiskās vielas nesastāv no atšķirīgiem atomiem, bet gan no to kombinācijām dažādās grupās. Šādas atomu asociācijas var ietvert vairākas vienības, simtus, tūkstošus vai pat vairāk atomu. Tiek saukts spēks, kas notur šos atomus šādās grupās ķīmiskā saite.

Citiem vārdiem sakot, mēs varam teikt, ka ķīmiskā saite ir mijiedarbība, kas nodrošina atsevišķu atomu sasaisti sarežģītākās struktūrās (molekulās, jonos, radikāļos, kristālos utt.).

Ķīmiskās saites veidošanās iemesls ir tas, ka sarežģītāku struktūru enerģija ir mazāka par atsevišķo atomu kopējo enerģiju, kas to veido.

Tātad, jo īpaši, ja X un Y atomu mijiedarbības laikā veidojas XY molekula, tas nozīmē, ka šīs vielas molekulu iekšējā enerģija ir zemāka par atsevišķu atomu iekšējo enerģiju, no kuriem tā tika izveidota:

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

Šī iemesla dēļ, veidojot ķīmiskās saites starp atsevišķiem atomiem, tiek atbrīvota enerģija.

Veidojot ķīmiskās saites, ārējā elektronu slāņa elektroni ar viszemāko saistīšanas enerģiju ar kodolu, t.s. valence. Piemēram, borā tie ir 2. enerģijas līmeņa elektroni - 2 elektroni uz 2 s- orbitāles un 1 uz 2 lpp- orbitāles:

Veidojot ķīmisko saiti, katram atomam ir tendence iegūt cēlgāzes atomu elektronisku konfigurāciju, t.i. lai tā ārējā elektronu slānī būtu 8 elektroni (pirmā perioda elementiem 2). Šo parādību sauc par okteta likumu.

Atomiem ir iespējams sasniegt cēlgāzes elektronisko konfigurāciju, ja sākotnēji atsevišķi atomi dalās ar dažiem to valences elektroniem ar citiem atomiem. Šajā gadījumā veidojas kopīgi elektronu pāri.

Atkarībā no elektronu socializācijas pakāpes var izšķirt kovalentās, jonu un metāliskās saites.

kovalentā saite

Kovalentā saite visbiežāk rodas starp nemetālu elementu atomiem. Ja nemetālu atomi, kas veido kovalento saiti, pieder pie dažādiem ķīmiskiem elementiem, šādu saiti sauc par kovalento polāro saiti. Šī nosaukuma iemesls ir fakts, ka dažādu elementu atomiem ir arī atšķirīga spēja piesaistīt sev kopīgu elektronu pāri. Acīmredzot tas noved pie kopējā elektronu pāra nobīdes uz vienu no atomiem, kā rezultātā uz tā veidojas daļējs negatīvs lādiņš. Savukārt uz otra atoma veidojas daļējs pozitīvs lādiņš. Piemēram, ūdeņraža hlorīda molekulā elektronu pāris tiek pārvietots no ūdeņraža atoma uz hlora atomu:

Vielu ar kovalento polāro saiti piemēri:

СCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 utt.

Kovalentā nepolārā saite veidojas starp viena un tā paša ķīmiskā elementa nemetālu atomiem. Tā kā atomi ir identiski, to spēja vilkt kopīgus elektronus ir vienāda. Šajā sakarā elektronu pāra nobīde netiek novērota:

Iepriekš minēto kovalentās saites veidošanās mehānismu, kad abi atomi nodrošina elektronus kopīgu elektronu pāru veidošanai, sauc par apmaiņu.

Ir arī donora-akceptora mehānisms.

Kad kovalentā saite veidojas ar donora-akceptora mehānisma palīdzību, veidojas kopīgs elektronu pāris, pateicoties viena atoma piepildītajai orbitālei (ar diviem elektroniem) un cita atoma tukšajai orbitālei. Atomu, kas nodrošina nedalītu elektronu pāri, sauc par donoru, un atomu ar brīvu orbitāli sauc par akceptoru. Elektronu pāru donori ir atomi, kuriem ir pārī savienoti elektroni, piemēram, N, O, P, S.

Piemēram, saskaņā ar donora-akceptora mehānismu amonija katjonā NH 4 + veidojas ceturtā kovalentā N-H saite:

Papildus polaritātei kovalentās saites raksturo arī enerģija. Saites enerģija ir minimālā enerģija, kas nepieciešama, lai pārtrauktu saiti starp atomiem.

Saistītā enerģija samazinās, palielinoties saistīto atomu rādiusiem. Tā kā mēs zinām, ka atomu rādiusi palielinās pa apakšgrupām, mēs, piemēram, varam secināt, ka halogēna-ūdeņraža saites stiprums palielinās rindā:

SVEIKI< HBr < HCl < HF

Arī saites enerģija ir atkarīga no tās daudzveidības – jo lielāka ir saites daudzveidība, jo lielāka ir tās enerģija. Saites daudzveidība ir kopīgo elektronu pāru skaits starp diviem atomiem.

Jonu saite

Jonu saiti var uzskatīt par kovalentās polārās saites ierobežojošo gadījumu. Ja kovalentajā-polārajā saitē kopīgais elektronu pāris ir daļēji nobīdīts uz vienu no atomu pāriem, tad joniskajā tas gandrīz pilnībā tiek “atdots” vienam no atomiem. Atoms, kas ir ziedojis elektronu(-us), iegūst pozitīvu lādiņu un kļūst katjonu, un atoms, kas no tā paņēma elektronus, iegūst negatīvu lādiņu un kļūst anjonu.

Tādējādi jonu saite ir saite, kas veidojas katjonu elektrostatiskās pievilkšanās dēļ pret anjoniem.

Šāda veida saišu veidošanās ir raksturīga tipisku metālu un tipisku nemetālu atomu mijiedarbībai.

Piemēram, kālija fluorīds. Kālija katjons tiek iegūts, atdaloties vienam elektronam no neitrāla atoma, un fluora jons veidojas, pievienojot vienu elektronu fluora atomam:

Starp iegūtajiem joniem rodas elektrostatiskās pievilkšanās spēks, kā rezultātā veidojas jonu savienojums.

Veidojot ķīmisko saiti, elektroni no nātrija atoma pārgāja uz hlora atomu un veidojās pretēji lādēti joni, kuriem ir pabeigts ārējās enerģijas līmenis.

Ir konstatēts, ka elektroni pilnībā neatdalās no metāla atoma, bet tikai virzās uz hlora atomu, kā kovalentajā saitē.

Lielākā daļa bināro savienojumu, kas satur metāla atomus, ir joni. Piemēram, oksīdi, halogenīdi, sulfīdi, nitrīdi.

Jonu saite rodas arī starp vienkāršiem katjoniem un vienkāršiem anjoniem (F -, Cl -, S 2-), kā arī starp vienkāršiem katjoniem un kompleksajiem anjoniem (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -) . Tāpēc jonu savienojumi ietver sāļus un bāzes (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH).

metāla savienojums

Šāda veida saites veidojas metālos.

Visu metālu atomiem uz ārējā elektronu slāņa ir elektroni, kuriem ir zema saistīšanās enerģija ar atoma kodolu. Lielākajai daļai metālu ārējo elektronu zudums ir enerģētiski labvēlīgs.

Ņemot vērā tik vājo mijiedarbību ar kodolu, šie elektroni metālos ir ļoti kustīgi, un katrā metāla kristālā nepārtraukti notiek šāds process:

M 0 - ne - \u003d M n +, kur M 0 ir neitrāls metāla atoms, un tā paša metāla M n + katjons. Zemāk esošajā attēlā parādīts notiekošo procesu ilustrācija.

Tas ir, elektroni “steidzas” gar metāla kristālu, atdaloties no viena metāla atoma, veidojot no tā katjonu, pievienojoties citam katjonam, veidojot neitrālu atomu. Šo parādību sauca par "elektronisko vēju", un brīvo elektronu kopu nemetāla atoma kristālā sauca par "elektronu gāzi". Šāda veida mijiedarbību starp metālu atomiem sauc par metālisku saiti.

ūdeņraža saite

Ja ūdeņraža atoms vielā ir saistīts ar elementu ar augstu elektronegativitāti (slāpekli, skābekli vai fluoru), vielu raksturo ūdeņraža saites parādība.

Tā kā ūdeņraža atoms ir saistīts ar elektronnegatīvu atomu, uz ūdeņraža atoma veidojas daļējs pozitīvs lādiņš, un uz elektronnegatīvā atoma veidojas daļējs negatīvs lādiņš. Šajā sakarā kļūst iespējama elektrostatiskā pievilcība starp vienas molekulas daļēji pozitīvi lādētu ūdeņraža atomu un citas molekulas elektronnegatīvo atomu. Piemēram, ūdeņraža saite tiek novērota ūdens molekulām:

Tā ir ūdeņraža saite, kas izskaidro neparasti augsto ūdens kušanas temperatūru. Papildus ūdenim spēcīgas ūdeņraža saites veidojas arī tādās vielās kā fluorūdeņradis, amonjaks, skābekli saturošas skābes, fenoli, spirti, amīni.