Kõikide elementide väliskestad, välja arvatud väärisgaasid, on MITTETÄIELIKUD ja keemilise interaktsiooni protsessis on need VALMIS.

Väliste elektronkihtide elektronide toimel tekib keemiline side, kuid see toimub erineval viisil.

Seal on kolm peamist tüüpi keemiline side:

Kovalentne side ja selle variandid: polaarne ja mittepolaarne kovalentne side;

Iooniline side;

Metallist ühendus.

Iooniline side

Ioonne keemiline side on side, mis tekib katioonide elektrostaatilisel külgetõmbumisel anioonide poole.

Aatomite vahel, mis erinevad üksteisest elektronegatiivsuse väärtuste poolest järsult, tekib iooniline side, mistõttu sideme moodustav elektronide paar nihkub tugevalt ühe aatomi poole, nii et seda saab lugeda selle elemendi aatomi juurde kuuluvaks.

Elektronegatiivsus on aatomite võime keemilised elemendid meelitavad enda ja teiste elektrone.

Ioonse sideme olemust, ioonsete ühendite struktuuri ja omadusi selgitatakse keemiliste sidemete elektrostaatilise teooria seisukohast.

Katioonide moodustumine: M 0 - n e - \u003d M n +

Anioonide moodustumine: HeM 0 + n e - \u003d HeM n-

Näiteks: 2Na 0 + Cl 2 0 = 2Na + Cl -

Metallilise naatriumi põlemisel klooris tekivad redoksreaktsiooni tulemusena tugevalt elektropositiivse elemendi naatriumi katioonid ja tugevalt elektronegatiivse elemendi kloori anioonid.

Järeldus: metallide ja mittemetallide aatomite vahel tekib ioonne keemiline side, mis erinevad suuresti elektronegatiivsuse poolest.

Näiteks: CaF 2 KCl Na 2 O MgBr 2 jne.

Kovalentsed mittepolaarsed ja polaarsed sidemed

Kovalentne side on aatomite sidumine ühiste (nende vahel jagatud) elektronpaaride abil.

Kovalentne mittepolaarne side

Vaatleme kovalentse mittepolaarse sideme tekkimist, kasutades näidet vesiniku molekuli moodustumisest kahest vesinikuaatomist. See protsess on juba tüüpiline keemiline reaktsioon, sest ühest ainest (aatomi vesinik) tekib teine ​​- molekulaarne vesinik. väline märk selle protsessi energia "kasumlikkus" on jaotamine suur hulk soojust.

Vesinikuaatomite elektronkestad (iga aatomi kohta üks s-elektron) ühinevad ühiseks elektronipilveks (molekulaarorbitaaliks), kus mõlemad elektronid "teenitavad" tuumasid, olenemata sellest, kas see tuum on "oma" või "võõras". Uus elektronkiht on sarnane kahe elektroni inertgaasi heeliumi valmis elektronkihiga: 1s 2 .

Praktikas rohkem kui lihtsaid viise. Näiteks tegi Ameerika keemik J. Lewis 1916. aastal ettepaneku tähistada elektrone elementide sümbolite kõrval punktidega. Üks punkt tähistab ühte elektroni. Sel juhul kirjutatakse vesiniku molekuli moodustumine aatomitest järgmiselt:

Mõelge kahe klooriaatomi 17 Cl (tuumalaeng Z = 17) sidumisele kaheaatomiliseks molekuliks kloori elektronkestade struktuuri seisukohalt.

Kloori välimine elektrooniline tase sisaldab s 2 + p 5 = 7 elektroni. Kuna madalamate tasandite elektronid keemilises vastasmõjus ei osale, siis tähistame punktidega vaid välimise kolmanda tasandi elektrone. Need välised elektronid (7 tükki) võivad olla paigutatud kolme elektronpaari ja ühe paaritu elektroni kujul.

Pärast kahe aatomi paaritute elektronide ühinemist molekuliks saadakse uus elektronpaar:

Sel juhul on kõik klooriaatomid ümbritsetud OCTETA elektronidega. Seda on lihtne näha, kui teete mõne klooriaatomi ringi.

Kovalentse sideme moodustab ainult aatomite vahel paiknev elektronide paar. Seda nimetatakse jagatud paariks. Ülejäänud elektronide paare nimetatakse üksikuteks paarideks. Need täidavad kestad ega osale köitmises.

Aatomid moodustavad keemilisi sidemeid sellise arvu elektronide sotsialiseerumise tulemusena, et omandada elektrooniline konfiguratsioon, mis sarnaneb väärikate elementide aatomite täielikule elektroonilisele konfiguratsioonile.

Lewise teooria ja oktetireegli järgi võib aatomite vahelise ühenduse teostada mitte tingimata ühe, vaid ka kahe või isegi kolme jagatud paariga, kui okteti reegel seda nõuab. Selliseid sidemeid nimetatakse kaksiks- ja kolmiksidemeks.

Näiteks võib hapnik moodustada kaheaatomilise molekuli, mille iga aatomi kohta on oktett elektrone, ainult siis, kui aatomite vahel on kaks jagatud paari:

Lämmastikuaatomid (viimasel kestal 2s 2 2p 3) seonduvad samuti kaheaatomiliseks molekuliks, kuid elektronide okteti organiseerimiseks peavad nad omavahel järjestama kolm jagatud paari:

Järeldus: kovalentne mittepolaarne side tekib sama elektronegatiivsusega aatomite vahel, see tähendab ühe keemilise elemendi - mittemetalli - aatomite vahel.

Näiteks: H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br 2 molekulides - kovalentne mittepolaarne side.

kovalentne side

Polaarne kovalentne side on vahepealsel positsioonil puhtalt kovalentse sideme ja ioonse sideme vahel. Nii nagu ioonne, võib see tekkida ainult kahe erinevat tüüpi aatomi vahel.

Vaatleme näiteks vee teket vesiniku (Z = 1) ja hapniku (Z = 8) aatomite vahelises reaktsioonis. Selleks on mugav esmalt kirja panna vesiniku (1s 1) ja hapniku (...2s 2 2p 4) väliskesta elektroonilised valemid.

Selgub, et selleks on vaja hapnikuaatomi kohta võtta täpselt kaks vesinikuaatomit. Loomus on aga selline, et hapnikuaatomi aktseptoriomadused on kõrgemad kui vesinikuaatomil (selle põhjustest tuleb juttu veidi hiljem). Seetõttu on vee Lewise valemis siduvad elektronide paarid veidi nihkunud hapnikuaatomi tuuma poole. Side veemolekulis on polaarne kovalentne ning aatomitele tekivad osalised positiivsed ja negatiivsed laengud.

Järeldus: kovalentne polaarne side tekib erineva elektronegatiivsusega aatomite vahel, see tähendab erinevate keemiliste elementide - mittemetallide - aatomite vahel.

Näiteks: HCl, H 2 S, NH 3, P 2 O 5, CH 4 molekulides - kovalentne polaarne side.

Struktuurivalemid

Praegu on tavaks kujutada aatomite vahelisi elektronpaare (see tähendab keemilisi sidemeid) kriipsudega.Iga kriips on jagatud elektronide paar. Sel juhul näevad meile juba tuttavad molekulid välja järgmised:

Valemeid, mille aatomite vahel on kriipsud, nimetatakse struktuurivalemiteks. Sagedamini sisse struktuurivalemid ei esinda üksikuid elektronide paare

Struktuurivalemid sobivad väga hästi molekulide kujutamiseks: need näitavad selgelt, kuidas aatomid on omavahel seotud, mis järjekorras, milliste sidemetega.

Siduv elektronide paar Lewise valemites on sama, mis struktuurvalemites üks kriips.

Topelt- ja kolmiksidemel on üldnimetus- mitu ühendust. Väidetavalt on ka lämmastikumolekuli sideme järjekord kolm. Hapniku molekulis on sidemete järjekord kaks. Sidemete järjekord vesiniku ja kloori molekulides on sama. Vesinikul ja klooril pole enam mitmikside, vaid lihtside.

Sidemete järjestus on jagatud jagatud paaride arv kahe seotud aatomi vahel. Üle kolmest suhtlusjärjekorda ei esine.

keemiline side

Kõik interaktsioonid, mis viivad keemiliste osakeste (aatomid, molekulid, ioonid jne) aineteks assotsieerumiseni, jagunevad keemilisteks sidemeteks ja molekulidevahelisteks sidemeteks (molekulidevahelised interaktsioonid).

keemilised sidemed- sidemed otse aatomite vahel. Seal on ioonseid, kovalentseid ja metallilisi sidemeid.

Molekulidevahelised sidemed- sidemed molekulide vahel. Need on vesinikside, ioon-dipool side (selle sideme tekkimise tõttu tekib näiteks ioonide hüdratatsioonikiht), dipool-dipool side (selle sideme moodustumise tõttu moodustuvad molekulid polaarsed ained kombineeritakse näiteks vedelas atsetoonis) jne.

Iooniline side- keemiline side, mis tekib vastupidiselt laetud ioonide elektrostaatilise külgetõmbe tõttu. Binaarsetes ühendites (kahe elemendi ühendid) tekib see siis, kui seotud aatomite suurused erinevad üksteisest suuresti: mõned aatomid on suured, teised väikesed - see tähendab, et mõned aatomid annavad kergesti elektrone, teised aga kalduvad aktsepteerige neid (tavaliselt on need elementide aatomid, mis moodustavad tüüpilisi metalle, ja elementide aatomid, mis moodustavad tüüpilisi mittemetalle); ka selliste aatomite elektronegatiivsus on väga erinev.
Ioonne side on suunatu ja mitteküllastutav.

kovalentne side- keemiline side, mis tekib ühise elektronpaari moodustumise tõttu. Kovalentne side moodustub sama või lähedase raadiusega väikeste aatomite vahel. Vajalik tingimus on paaritute elektronide olemasolu mõlemas seotud aatomis (vahetusmehhanism) või jagamata paar ühes aatomis ja vaba orbitaal teises (doonor-aktseptormehhanism):

a)	H + H H:H	H-H	H2	(üks jagatud elektronpaar; H on ühevalentne);
b)		NN	N 2	(kolm ühist elektronide paari; N on kolmevalentne);
sisse)		H-F	HF	(üks ühine elektronpaar; H ja F on ühevalentsed);
G)			NH4+	(neli jagatud elektronide paari; N on neljavalentne)

Vastavalt tavaliste elektronpaaride arvule jagunevad kovalentsed sidemed
• lihtne (üksik)- üks paar elektrone
• kahekordne- kaks paari elektrone
• kolmekordne- kolm paari elektrone.

Topelt- ja kolmiksidemeid nimetatakse mitmiksidemeteks.

Vastavalt elektrontiheduse jaotusele seotud aatomite vahel jaguneb kovalentne side mittepolaarne ja polaarne. Mittepolaarne side tekib identsete aatomite vahel, polaarne side erinevate vahel.

Elektronegatiivsus– aines oleva aatomi võime mõõdu järgi meelitada ligi ühiseid elektronpaare.
Polaarsete sidemete elektronpaarid on kallutatud elektronegatiivsemate elementide poole. Elektronpaaride nihkumist nimetatakse sideme polarisatsiooniks. Polarisatsiooni käigus tekkivaid osa(liig)laenguid tähistatakse + ja -ga, näiteks: .

Vastavalt elektronipilvede ("orbitaalide") kattumise olemusele jaguneb kovalentne side -sidemeks ja -sidemeks.
- Side tekib elektronpilvede otsese kattumise tõttu (mööda aatomite tuumasid ühendavat sirgjoont), - side - külgmise kattumise tõttu (mõlemal pool tasandit, milles asuvad aatomituumad).

Kovalentne side on suunatud ja küllastatav, samuti polariseeritav.
Kovalentsete sidemete vastastikuse suuna selgitamiseks ja ennustamiseks kasutatakse hübridisatsioonimudelit.

Aatomiorbitaalide ja elektronpilvede hübridiseerumine- aatomiorbitaalide kavandatav joondamine energias ja elektronpilvede kuju aatomi poolt kovalentsete sidemete moodustumisel.
Kolm levinumat hübridisatsiooni tüüpi on: sp-, sp 2 ja sp 3 - hübridisatsioon. Näiteks:
sp-hübridisatsioon - C 2 H 2, BeH 2, CO 2 molekulides (lineaarne struktuur);
sp 2-hübridisatsioon - C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 molekulides (lame kolmnurkne kuju);
sp 3-hübridisatsioon - CCl 4, SiH 4, CH 4 molekulides (tetraeedriline vorm); NH3 (püramiidi kuju); H 2 O (nurga kuju).

metallist ühendus- keemiline side, mis on tekkinud metallikristalli kõigi seotud aatomite valentselektronide sotsialiseerumise tõttu. Selle tulemusena moodustub kristallist üksik elektronipilv, mis elektripinge toimel kergesti nihkub – siit ka metallide kõrge elektrijuhtivus.
Metallside tekib siis, kui seotud aatomid on suured ja kipuvad seetõttu loovutama elektrone. Metallilise sidemega lihtained - metallid (Na, Ba, Al, Cu, Au jne), kompleksained - intermetallilised ühendid (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 jne).
Metallilisel sidemel puudub küllastussuunalisus. Säilitatakse ka metallisulamites.

vesinikside- molekulidevaheline side, mis on moodustunud suure elektronegatiivse aatomi elektronpaari osalise vastuvõtmise tõttu suure positiivse osalaenguga vesinikuaatomi poolt. See tekib siis, kui ühes molekulis on üksiku elektronpaari ja kõrge elektronegatiivsusega (F, O, N) aatom, teises aga vesinikuaatom, mis on seotud ühega neist aatomitest tugevalt polaarse sidemega. Molekulidevaheliste vesiniksidemete näited:

H—O—H ··· OH 2, H–O–H ··· NH 3, H–O–H ··· F–H, H–F ··· H–F.

Intramolekulaarsed vesiniksidemed eksisteerivad polüpeptiidmolekulides, nukleiinhapped, valgud jne.

Mis tahes sideme tugevuse mõõt on sideme energia.
Sideme energia on energia, mis on vajalik antud keemilise sideme katkestamiseks ühes moolis aines. Mõõtühik on 1 kJ/mol.

Ioonsete ja kovalentsete sidemete energiad on samas suurusjärgus, vesiniksideme energia suurusjärgu võrra väiksem.

Kovalentse sideme energia oleneb seotud aatomite suurusest (sideme pikkusest) ja sideme paljususest. Mida väiksemad on aatomid ja mida suurem on sideme paljusus, seda suurem on selle energia.

Ioonse sideme energia sõltub ioonide suurusest ja nende laengutest. Mida väiksemad on ioonid ja mida suurem on nende laeng, seda suurem on sidumisenergia.

Aine struktuur

Struktuuri tüübi järgi jagunevad kõik ained molekulaarne ja mittemolekulaarne. hulgas orgaaniline aine domineerivad molekulaarsed ained, anorgaaniliste hulgas - mittemolekulaarsed.

Keemilise sideme tüübi järgi jaotatakse ained kovalentsete sidemetega aineteks, ioonsidemetega aineteks (ioonsed ained) ja metallsidemetega aineteks (metallid).

Kovalentsete sidemetega ained võivad olla molekulaarsed või mittemolekulaarsed. See mõjutab oluliselt nende füüsikalisi omadusi.

Molekulaarsed ained koosnevad molekulidest, mis on omavahel ühendatud nõrkade molekulidevaheliste sidemetega, nende hulka kuuluvad: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 ja teised lihtsad ained; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, orgaanilised polümeerid ja paljud teised ained. Need ained ei ole kõrge tugevuse, on madalad temperatuurid sulamine ja keemine, mitte juhtida elektrit, mõned neist lahustuvad vees või muudes lahustites.

Mittemolekulaarsed ained, millel on kovalentsed sidemed või aatomained (teemant, grafiit, Si, SiO 2, SiC jt) moodustavad väga tugevaid kristalle (erandiks on kihiline grafiit), nad ei lahustu vees ja muudes lahustites, on kõrged temperatuurid sulamine ja keemine, enamik neist ei juhi elektrivoolu (välja arvatud grafiit, millel on elektrijuhtivus, ja pooljuhid - räni, germaanium jne)

Kõik ioonsed ained on loomulikult mittemolekulaarsed. Need on tahked tulekindlad ained, mille lahused ja sulad juhivad elektrivoolu. Paljud neist on vees lahustuvad. Tuleb märkida, et ioonsetes ainetes, mille kristallid koosnevad kompleksioonidest, on ka kovalentseid sidemeid, näiteks: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-) jne. Kompleksioone moodustavad aatomid on seotud kovalentsete sidemetega.

Metallid (metallilise sidemega ained) oma füüsikaliste omaduste poolest väga mitmekesised. Nende hulgas on vedelad (Hg), väga pehmed (Na, K) ja väga kõvad metallid (W, Nb).

iseloomulik füüsikalised omadused metallid on nende kõrge elektrijuhtivus (erinevalt pooljuhtidest väheneb temperatuuri tõustes), kõrge soojusmahtuvus ja plastilisus (puhtad metallid).

Tahkes olekus koosnevad peaaegu kõik ained kristallidest. Vastavalt struktuuri tüübile ja keemilise sideme tüübile jagunevad kristallid ("kristallvõred") aatomi(kovalentse sidemega mittemolekulaarsete ainete kristallid), iooniline(ioonsete ainete kristallid), molekulaarne(kovalentse sidemega molekulaarsete ainete kristallid) ja metallist(metallilise sidemega ainete kristallid).

Ülesanded ja testid teemal "Teema 10. "Keemiline side. Aine struktuur."

• Keemiliste sidemete tüübid - Aine struktuur 8–9 klass

  Tunnid: 2 Ülesanded: 9 Kontrolltööd: 1

Saa vastusest kinni.
1. a) S2 molekulis on side kovalentne mittepolaarne, kuna selle moodustavad sama elemendi aatomid. Ühenduse moodustamise skeem on järgmine:
Väävel on VI rühma peamise alarühma element. Selle aatomitel on
6 elektroni väliskestas. Paarimata elektronid on:
8-6 = 2.

Tähistage väliseid elektrone

või
S=S
b) K2O molekulis on side ioonne, sest selle moodustavad elementide aatomid
metallist ja mittemetallist katted.
Kaalium on põhialarühma I rühma element, metall. tema aatomile


Hapnik on VI rühma peamise alarühma element, mittemetall. Tema
aatomil on lihtsam vastu võtta 2 elektroni, millest taseme saavutamiseks ei piisa, kui anda 6 elektroni:


ioonid, on see võrdne 2(2∙1). Et kaaliumiaatomid loobuksid 2 elektronist, peavad nad võtma 2, et hapnikuaatomid saaksid vastu võtta 2 elektroni, on vaja ainult 1 aatomit:

c) H2S molekulis on side kovalentne polaarne, sest ta on haritud
erineva EO-ga elementide aatomid. Ühenduse moodustamise skeem on järgmine:
Väävel on VI rühma peamise alarühma element. Selle aatomid on
6 elektroni väliskesta kohta. Seal on paardumata elektronid: 8-6=2.
Vesinik on 1. rühma peamise alarühma element. Selle aatomid sisaldavad
1 elektron väliskesta kohta. 1 elektron on paaritu (vesinikuaatomi puhul on kahe elektroni tase täielik).

Tähistame väliseid elektrone:

või

Ühised elektronpaarid nihutatakse väävliaatomi poole, kuna need on rohkem elektrifitseeritud
kolm-negatiivne

1. a) N2 molekulis on side kovalentne mittepolaarne, sest selle moodustavad sama elemendi aatomid. Ühenduse moodustamise skeem on järgmine:

5 elektroni väliskestas. Paarimata elektronid: 8-5 = 3.
Tähistame väliseid elektrone:

või

või

b) Li3N molekulis on side ioonne, sest selle moodustavad elementide aatomid
metallist ja mittemetallist katted.
Liitium on I rühma peamise alarühma element, metall. tema aatomile
lihtsam on annetada 1 elektron kui võtta vastu 7 puuduvat:

Lämmastik on V rühma peamise alarühma element, mittemetall. tema aatomile
lihtsam on vastu võtta 3 elektroni, millest ei piisa välise tasandi lõpetamiseks, kui annetada viis elektroni välistasandilt:

Leiame vähim ühiskordaja moodustunud laengute vahel
Xia ioonid, võrdub 3 (3 1). Et liitiumiaatomid saaksid loovutada 3 elektroni, on vaja 3 aatomit, lämmastikuaatomite vastuvõtmiseks 3 elektroni on vaja ainult ühte aatomit:

c) NCI3 molekulis on side kovalentne polaarne, sest ta on haritud
mittemetalliliste elementide aatomid koos erinevaid tähendusi EO. Ühenduse moodustamise skeem on järgmine:
Lämmastik on V rühma peamise alarühma element. Selle aatomid on
5 elektroni väliskesta kohta. Seal on paardumata elektronid: 8-5=3.
Kloor on VII rühma peamise alarühma element. Selle aatomid sisaldavad
lõikavad väliskestalt 7 elektroni. 1 elektron jääb paarituks.

Tähistame väliseid elektrone:

Ühised elektronpaarid nihutatakse lämmastikuaatomi poole, kuna need on rohkem elektrifitseeritud
kolmekordne negatiivne:

valik 1

1. Valige keemilised elemendid-metallid ja kirjutage üles nende sümbolid: fosfor, kaltsium, boor, liitium, magneesium, lämmastik.

2. Määrake keemiline element aatomi elektroonilise ahelaga

3. Määrake sideme tüüp ainetes: kloriid naatrium NaCl, vesinik H2, vesinikkloriid HCl.

4. Joonistage ühele ülesandes 3 näidatud ainele sidemete moodustumise skeem.

2. variant

1. Valige mittemetallist keemilised elemendid ja kirjutage üles nende sümbolid: naatrium, vesinik, väävel, hapnik, alumiinium, süsinik.

2. Kirjutage vooluring üles elektrooniline struktuur süsiniku aatom.

3. Määrake sideme tüüp ainetes: naatriumfluoriid NaF, kloor Cl₂, vesinikfluoriid HF.

4. Joonistage sidemete moodustumise skeem kahele ülesandes märgitud 3-st ainest.

3. võimalus

1. Järjesta keemiliste elementide märgid: Br, F, I, Cl mittemetalliliste omaduste suurenemise järjekorda. Selgitage vastust.

2. Täida aatomi elektronstruktuuri diagramm
Määrake keemiline element, prootonite ja neutronite arv selle aatomi tuumas.

3. Määrake keemiliste sidemete liigid ja kirjutage üles ainete tekkeskeemid: magneesiumkloriid MgCl2, fluor F2, vesiniksulfiid H2S.

4. võimalus

1. Järjesta keemiliste elementide märgid: Li, K, Na, Mg metalliliste omaduste suurenemise järjekorda. Selgitage vastust.

2. Aatomi elektroonilise skeemi järgi määrata keemiline element, prootonite ja neutronite arv selle tuumas.

3. Määrake keemilise sideme tüüp ja kirjutage üles nende tekkimise skeemid ainetele: kaltsiumkloriid CaCl₂, lämmastik N2, vesi H2O.

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 lisama 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:

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.

Elektrone loovutades muutuvad metalliaatomid positiivselt laetud ioonid . Eraldunud elektronid on suhteliselt vabad liiguvad positiivselt laetud metalliioonide vahel. Nende osakeste vahel seos on olemas, sest jagatud elektronid hoiavad metallikatione kihtidena koos , luues seega piisavalt tugeva metallist kristallvõre . Sellisel juhul liiguvad elektronid pidevalt juhuslikult, s.t. pidevalt tekib uusi neutraalseid aatomeid ja uusi katioone.

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 .

Haridusmehhanism 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 mitmes aines 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.