Kemiallisten sidosten tyypit.

yhtenäinen teoria kemiallinen sidos ei ole olemassa, ehdollisesti kemiallinen sidos jaetaan kovalenttiseen (universaalityyppinen sidos), ioniseen (kovalenttisen sidoksen erikoistapaus), metalliseen ja vetyyn.

kovalenttisidos

Kovalenttisen sidoksen muodostuminen on mahdollista kolmella mekanismilla: vaihto, luovuttaja-akseptori ja datiivi (Lewis).

Mukaan vaihtomekanismi kovalenttisen sidoksen muodostuminen tapahtuu yhteisen sosialisoitumisen vuoksi elektroniparit. Tässä tapauksessa jokainen atomi pyrkii hankkimaan inertin kaasukuoren, ts. saada valmis ulkoinen energiataso. Vaihtotyyppisen kemiallisen sidoksen muodostuminen on kuvattu Lewisin kaavoilla, joissa atomin jokainen valenssielektroni on esitetty pisteillä (kuva 1).

Riisi. 1 Kovalenttisen sidoksen muodostuminen HCl-molekyylissä vaihtomekanismin avulla

Atomin rakenteen teorian ja kvanttimekaniikan kehittyessä kovalenttisen sidoksen muodostuminen esitetään elektronisten kiertoratojen limittymisenä (kuva 2).

Riisi. 2. Kovalenttisen sidoksen muodostuminen elektronipilvien päällekkäisyyden vuoksi

Mitä suurempi atomiratojen limitys on, sitä vahvempi sidos, sitä lyhyempi sidoksen pituus ja sitä suurempi sen energia. Kovalenttinen sidos voidaan muodostaa limittämällä eri kiertoradat. S-s-, s-p-orbitaalien sekä d-d-, p-p-, d-p-orbitaalien päällekkäisyyden seurauksena sivukeilat muodostavat sidoksen. Kohtisuoraan 2 atomin ytimiä yhdistävään linjaan nähden muodostuu sidos. Yksi - ja yksi -sidos pystyy muodostamaan moninkertaisen (kaksois) kovalenttisen sidoksen, joka on ominaista eloperäinen aine Yksi - ja kaksi - sidokset muodostavat moninkertaisen (kolmois) kovalenttisen sidoksen, joka on ominaista alkyyniluokan orgaanisille aineille (asetyleenit).

Kovalenttisen sidoksen muodostuminen luovuttaja-akseptorimekanismi harkitse esimerkkiä ammoniumkationista:

NH3 + H+ = NH4+

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Typpiatomilla on vapaa yksittäinen elektronipari (elektroneja, jotka eivät osallistu kemiallisten sidosten muodostumiseen molekyylin sisällä), ja vetykationilla on vapaa orbitaali, joten ne ovat vastaavasti elektronien luovuttaja ja vastaanottaja.

Tarkastellaan kovalenttisen sidoksen muodostumisen datiivimekanismia kloorimolekyylin esimerkin avulla.

17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Klooriatomilla on sekä vapaa yksinäinen elektronipari että vapaat kiertoradat, joten sillä voi olla sekä luovuttajan että vastaanottajan ominaisuuksia. Siksi, kun kloorimolekyyli muodostuu, yksi klooriatomi toimii luovuttajana ja toinen vastaanottajana.

Main kovalenttisen sidoksen ominaisuudet ovat: saturaatio (tyydyttyneet sidokset muodostuvat, kun atomi kiinnittää itseensä niin monta elektronia kuin sen valenssikyky sallii; tyydyttymättömiä sidoksia muodostuu, kun kiinnittyneiden elektronien lukumäärä on pienempi kuin atomin valenssikyky); suuntaavuus (tämä arvo liittyy molekyylin geometriaan ja käsitteeseen "valenssikulma" - sidosten välinen kulma).

Ionisidos

Ei ole olemassa yhdisteitä, joilla on puhdas ionisidos, vaikka tämä ymmärretään sellaiseksi atomien kemiallisesti sitoutuneeksi tilaksi, jossa atomin stabiili elektroninen ympäristö luodaan siten, että elektronin kokonaistiheys muuttuu kokonaan elektronegatiivisemman alkuaineen atomiksi. . Ionisidos on mahdollista vain vastakkaisesti varautuneiden ionien - kationien ja anionien - tilassa olevien elektronegatiivisten ja sähköpositiivisten alkuaineiden atomien välillä.

MÄÄRITELMÄ

Ioni kutsutaan sähköisesti varautuneiksi hiukkasiksi, jotka muodostuvat irrottamalla tai kiinnittämällä elektroni atomiin.

Siirrettäessä elektronia metallien ja ei-metallien atomeilla on taipumus muodostaa vakaa elektronikuoren konfiguraatio ytimensä ympärille. Ei-metalliatomi muodostaa ytimensä ympärille seuraavan inertin kaasun kuoren ja metalliatomi muodostaa edellisen inertistä kaasusta kuoren (kuva 3).

Riisi. 3. Ionisidoksen muodostaminen käyttämällä esimerkkiä natriumkloridimolekyylistä

Molekyylejä, joissa ionisidos on puhtaassa muodossaan, löytyy aineen höyrytilassa. Ionisidos on erittäin vahva, tähän liittyen aineilla, joissa on tämä sidos, on korkea sulamispiste. Toisin kuin kovalenttisille sidoksille, ionisidoksille ei ole ominaista suuntaavuus ja kylläisyys, koska ionien luoma sähkökenttä vaikuttaa kaikkiin ioneihin tasaisesti pallosymmetrian vuoksi.

metalliside

Metallisidos toteutuu vain metalleissa - tämä on vuorovaikutus, joka pitää metalliatomit yhdessä hilassa. Vain metalliatomien valenssielektronit, jotka kuuluvat sen koko tilavuuteen, osallistuvat sidoksen muodostumiseen. Metalleissa elektronit irtautuvat jatkuvasti atomeista, jotka liikkuvat metallin massassa. Metalliatomit, joissa ei ole elektroneja, muuttuvat positiivisesti varautuneiksi ioneiksi, jotka pyrkivät viemään liikkuvia elektroneja niitä kohti. Tämä jatkuva prosessi muodostaa metallin sisään niin sanotun "elektronikaasun", joka sitoo tiukasti kaikki metalliatomit yhteen (kuva 4).

Metallisidos on vahva, joten metalleille on ominaista korkea sulamispiste, ja "elektronikaasun" läsnäolo antaa metalleille muokattavuutta ja sitkeyttä.

vetysidos

Vetysidos on spesifinen molekyylien välinen vuorovaikutus, koska sen esiintyminen ja vahvuus riippuvat aineen kemiallisesta luonteesta. Se muodostuu molekyylien väliin, joissa vetyatomi on sitoutunut atomiin, jolla on korkea elektronegatiivisuus (O, N, S). Vetysidoksen esiintyminen riippuu kahdesta syystä: ensinnäkin elektronegatiiviseen atomiin liittyvässä vetyatomissa ei ole elektroneja ja se voidaan helposti viedä muiden atomien elektronipilviin, ja toiseksi, sillä on valenssi s-orbitaali, vety atomi pystyy vastaanottamaan elektronegatiivisen atomin yksittäisen elektroniparin ja muodostamaan sidoksen sen kanssa luovuttaja-akseptorimekanismin avulla.

Vaihtoehto 1

1. Valitse kemialliset alkuaineet-metallit ja kirjoita niiden symbolit: fosfori, kalsium, boori, litium, magnesium, typpi.

2. Päätä kemiallinen alkuaine atomin elektronisen piirin kanssa

3. Määritä sidoksen tyyppi aineissa: kloridi natrium NaCl, vety H2, vetykloridi HCl.

4. Piirrä sidoksen muodostumiskaavio yhdelle tehtävässä 3 mainituista aineista.

Vaihtoehto 2

1. Valitse ei-metalliset kemialliset alkuaineet ja kirjoita ylös niiden symbolit: natrium, vety, rikki, happi, alumiini, hiili.

2. Kirjoita muistiin hiiliatomin elektronirakenteen kaavio.

3. Määritä sidoksen tyyppi aineissa: natriumfluoridi NaF, kloori Cl2, fluorivety HF.

4. Piirrä sidoksen muodostumiskaavio kahdelle tehtävässä mainitusta kolmesta aineesta.

Vaihtoehto 3

1. Järjestä kemiallisten alkuaineiden merkit: Br, F, I, Cl lisääntyvien ei-metallisten ominaisuuksien järjestykseen. Selitä vastaus.

2. Täydennä kaavio atomin elektronisesta rakenteesta
Määritä kemiallinen alkuaine, protonien ja neutronien lukumäärä sen atomin ytimessä.

3. Määritä kemiallisten sidosten tyypit ja kirjoita muodostuskaaviot aineille: magnesiumkloridi MgCl2, fluori F2, rikkivety H2S.

Vaihtoehto 4

1. Järjestä kemiallisten alkuaineiden merkit: Li, K, Na, Mg lisääntyvien metallisten ominaisuuksien järjestykseen. Selitä vastaus.

2. Atomin elektronisen kaavion mukaan määrittää kemiallisen alkuaineen, protonien ja neutronien lukumäärän sen ytimessä.

3. Määritä kemiallisen sidoksen tyyppi ja kirjoita niiden muodostumiskaaviot aineille: kalsiumkloridi CaCl2, typpi N2, vesi H2O.

Ota kiinni vastauksesta.
1. a) S2-molekyylissä sidos on kovalenttinen ei-polaarinen, koska se muodostuu saman alkuaineen atomeista. Yhteyden muodostuskaavio on seuraava:
Rikki on osa ryhmän VI pääalaryhmää. Sen atomeissa on
6 elektronia ulkokuoressa. Parittomia elektroneja ovat:
8-6 = 2.

Merkitse ulompia elektroneja

tai
S = S
b) K2O-molekyylissä sidos on ioninen, koska se muodostuu alkuaineatomeista
metalliset ja ei-metalliset kupit.
Kalium on pääalaryhmän I ryhmän alkuaine, metalli. hänen atomilleen


Happi on osa ryhmän VI pääalaryhmää, ei-metallia. Hänen
atomin on helpompi hyväksyä 2 elektronia, jotka eivät riitä tason suorittamiseen, kuin antaa 6 elektronia:


ioneja, se on yhtä suuri kuin 2(2∙1). Jotta kaliumatomit luovuttavat 2 elektronia, niiden on otettava 2, jotta happiatomit voivat hyväksyä 2 elektronia, tarvitaan vain 1 atomi:

c) H2S-molekyylissä sidos on kovalenttinen polaarinen, koska hän on koulutettu
alkuaineiden atomit, joilla on eri EO. Yhteyden muodostuskaavio on seuraava:
Rikki on osa ryhmän VI pääalaryhmää. Sen atomit ovat
6 elektronia per ulkokuori. Parittomia elektroneja tulee olemaan: 8-6=2.
Vety on ryhmän 1 pääalaryhmän elementti. Sen atomit sisältävät
1 elektroni per ulkokuori. 1 elektroni on pariton (vetyatomille kahden elektronin taso on valmis).

Merkitään ulompia elektroneja:

tai

Yhteiset elektroniparit siirtyvät rikkiatomiin, koska ne ovat sähköisempiä
kolme negatiivista

1. a) N2-molekyylissä sidos on kovalenttinen ei-polaarinen, koska se muodostuu saman alkuaineen atomeista. Yhteyden muodostuskaavio on seuraava:

5 elektronia ulkokuoressa. Parittomia elektroneja: 8-5 = 3.
Merkitään ulompia elektroneja:

tai

tai

b) Li3N-molekyylissä sidos on ioninen, koska se muodostuu alkuaineatomeista
metalliset ja ei-metalliset kupit.
Litium on ryhmän I pääalaryhmän alkuaine, metalli. hänen atomilleen
on helpompi luovuttaa 1 elektroni kuin hyväksyä puuttuvat 7:

Typpi on osa V-ryhmän pääalaryhmää, ei-metallia. hänen atomilleen
on helpompi hyväksyä 3 elektronia, jotka eivät riitä ulomman tason suorittamiseen, kuin luovuttaa viisi elektronia ulkotasolta:

Etsitään pienin yhteinen kerrannainen muodostuneiden varausten välillä
Xia-ioneja, se on 3(3 1). Jotta litiumatomit luovuttavat 3 elektronia, tarvitaan 3 atomia, jotta typpiatomit pystyvät vastaanottamaan 3 elektronia, tarvitaan vain yksi atomi:

c) NCI3-molekyylissä sidos on kovalenttinen polaarinen, koska hän on koulutettu
ei-metallisten alkuaineiden atomien kanssa erilaisia ​​merkityksiä EO. Yhteyden muodostuskaavio on seuraava:
Typpi on osa V-ryhmän pääalaryhmää. Sen atomit ovat
5 elektronia per ulkokuori. Parittomia elektroneja tulee olemaan: 8-5=3.
Kloori on osa ryhmän VII pääalaryhmää. Sen atomit sisältävät
keräävät 7 elektronia ulkokuoresta. 1 elektroni pysyy parittomana.

Merkitään ulompia elektroneja:

Yhteiset elektroniparit siirtyvät typpiatomiin, koska ne ovat sähköisempiä
kolminkertainen negatiivinen:

kemiallinen sidos

Kaikki vuorovaikutukset, jotka johtavat kemiallisten hiukkasten (atomit, molekyylit, ionit jne.) yhdistymiseen aineiksi, jaetaan kemiallisiin sidoksiin ja molekyylien välisiin sidoksiin (molekyylien väliset vuorovaikutukset).

kemialliset sidokset- sidoksia suoraan atomien välillä. On ionisia, kovalenttisia ja metallisia sidoksia.

Molekyylien väliset sidokset- molekyylien väliset sidokset. Nämä ovat vetysidos, ioni-dipolisidos (tämän sidoksen muodostumisen vuoksi tapahtuu esimerkiksi ionien hydraatiokuoren muodostuminen), dipoli-dipolisidos (tämän sidoksen muodostumisen vuoksi molekyylit polaariset aineet yhdistetään esimerkiksi nestemäiseen asetoniin) jne.

Ionisidos- kemiallinen sidos, joka muodostuu vastakkaisesti varautuneiden ionien sähköstaattisen vetovoiman vuoksi. Binääriyhdisteissä (kahden alkuaineen yhdisteet) se muodostuu, kun sitoutuvien atomien koot eroavat suuresti toisistaan: jotkut atomit ovat suuria, toiset pieniä - eli jotkut atomit luovuttavat helposti elektroneja, kun taas toiset pyrkivät hyväksyä ne (yleensä nämä ovat alkuaineiden atomeja, jotka muodostavat tyypillisiä metalleja, ja elementtien atomeja, jotka muodostavat tyypillisiä epämetalleja); tällaisten atomien elektronegatiivisuus on myös hyvin erilainen.
Ionisidos on suuntaamaton ja tyydyttymätön.

kovalenttisidos- kemiallinen sidos, joka syntyy yhteisen elektroniparin muodostumisen vuoksi. Kovalenttinen sidos muodostuu pienten atomien välille, joilla on sama tai läheinen säde. Välttämätön ehto on parittomia elektroneja molemmissa sitoutuneissa atomeissa (vaihtomekanismi) tai jakamaton pari yhdessä atomissa ja vapaa orbitaali toisessa (donori-akseptorimekanismi):

a)	H + H H:H	HH	H2	(yksi jaettu elektronipari; H on yksiarvoinen);
b)		NN	N 2	(kolme yhteistä elektroniparia; N on kolmiarvoinen);
sisään)		H-F	HF	(yksi yhteinen elektronipari; H ja F ovat yksiarvoisia);
G)			NH4+	(neljä jaettua elektroniparia; N on neliarvoinen)

Yhteisten elektroniparien lukumäärän mukaan kovalenttiset sidokset jaetaan
• yksinkertainen (yksi)- yksi pari elektroneja
• kaksinkertainen- kaksi paria elektroneja
• kolminkertaistaa- kolme paria elektroneja.

Kaksois- ja kolmoissidoksia kutsutaan monisidoksiksi.

Sitoutuneiden atomien välisen elektronitiheyden jakautumisen mukaan kovalenttinen sidos jaetaan ei-polaarinen ja napainen. Identtisten atomien välille muodostuu ei-polaarinen sidos, erilaisten atomien välille muodostuu polaarinen sidos.

Elektronegatiivisuus- mitta aineessa olevan atomin kyvystä vetää puoleensa yhteisiä elektronipareja.
Polaaristen sidosten elektroniparit ovat vinoutuneet kohti elektronegatiivisempia elementtejä. Itse elektroniparien siirtymää kutsutaan sidospolarisaatioksi. Polarisaatiossa muodostuneet osittaiset (ylimääräiset) varaukset on merkitty + ja -, esimerkiksi: .

Elektronipilvien ("orbitaalien") päällekkäisyyden luonteen mukaan kovalenttinen sidos jaetaan -sidokseksi ja -sidokseksi.
- Sidos muodostuu elektronipilvien suorasta päällekkäisyydestä (atomiytimiä yhdistävää suoraa linjaa pitkin), - sidos - sivuttaisen päällekkäisyyden vuoksi (molemmalle puolelle tasoa, jossa atomiytimet sijaitsevat).

Kovalenttinen sidos on suunnattu ja kyllästävä sekä polarisoituva.
Kovalenttisten sidosten keskinäisen suunnan selittämiseen ja ennustamiseen käytetään hybridisaatiomallia.

Atomiratojen ja elektronipilvien hybridisaatio- ehdotettu atomikiertoradan kohdistaminen energiassa ja elektronipilvien muodon muodostaminen atomin kovalenttisten sidosten muodostuksen aikana.
Kolme yleisintä hybridisaatiotyyppiä ovat: sp-, sp 2 ja sp 3 - hybridisaatio. Esimerkiksi:
sp-hybridisaatio - C2H2-, BeH2-, C02-molekyyleissä (lineaarinen rakenne);
sp 2-hybridisaatio - C2H4-, C6H6-, BF3-molekyyleissä (litteä kolmion muoto);
sp 3-hybridisaatio - CCl4-, SiH4-, CH4-molekyylissä (tetraedrinen muoto); NH3 (pyramidin muotoinen); H 2 O (kulman muoto).

metallinen liitos- kemiallinen sidos, joka muodostuu metallikiteen kaikkien sitoutuneiden atomien valenssielektronien sosialisoitumisesta. Tämän seurauksena muodostuu kiteen yksi elektronipilvi, joka siirtyy helposti sähköjännitteen vaikutuksesta - tästä syystä metallien korkea sähkönjohtavuus.
Metallisidos muodostuu, kun sitoutuneet atomit ovat suuria ja siksi niillä on taipumus luovuttaa elektroneja. Yksinkertaiset aineet, joissa on metallisidos - metallit (Na, Ba, Al, Cu, Au jne.), monimutkaiset aineet - metallien väliset yhdisteet (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 jne.).
Metallisella sidoksella ei ole kyllästymissuuntaa. Se säilyy myös metallisulaissa.

vetysidos- molekyylien välinen sidos, joka muodostuu, koska vetyatomi, jolla on suuri positiivinen osavaraus, hyväksyy osittain erittäin elektronegatiivisen atomin elektroniparin. Se muodostuu, kun yhdessä molekyylissä on atomi, jossa on yksinäinen elektronipari ja korkea elektronegatiivisuus (F, O, N), ja toisessa on vetyatomi, joka on sitoutunut vahvasti polaarisella sidoksella yhteen näistä atomeista. Esimerkkejä molekyylien välisistä vetysidoksista:

H—O—H ··· OH 2, H–O–H ··· NH3, H–O–H ··· F–H, H–F ··· H–F.

Polypeptidimolekyyleissä on molekyylinsisäisiä vetysidoksia, nukleiinihapot, proteiinit jne.

Minkä tahansa sidoksen vahvuuden mitta on sidoksen energia.
Sidosenergia on energia, joka tarvitaan katkaisemaan tietty kemiallinen sidos 1 moolissa ainetta. Mittayksikkö on 1 kJ/mol.

Ioni- ja kovalenttisten sidosten energiat ovat samaa suuruusluokkaa, vetysidoksen energia on suuruusluokkaa pienempi.

Kovalenttisen sidoksen energia riippuu sitoutuneiden atomien koosta (sidoksen pituudesta) ja sidoksen moninkertaisuudesta. Mitä pienempiä atomeja on ja mitä suurempi sidoksen monikertaisuus, sitä suurempi on sen energia.

Ionisidoksen energia riippuu ionien koosta ja niiden varauksista. Mitä pienemmät ionit ovat ja mitä suurempi niiden varaus, sitä suurempi sitoutumisenergia.

Aineen rakenne

Rakennetyypin mukaan kaikki aineet jaetaan molekyylinen ja ei-molekyylinen. Molekyyliaineet hallitsevat orgaanisten aineiden joukossa, kun taas ei-molekyyliset aineet ovat hallitsevia epäorgaanisista aineista.

Kemiallisen sidoksen tyypin mukaan aineet jaetaan aineisiin, joissa on kovalenttisia sidoksia, aineisiin, joissa on ionisia sidoksia (ionisidoksia) ja aineisiin, joissa on metallisidoksia (metallit).

Aineet, joissa on kovalenttisia sidoksia, voivat olla molekyylisiä tai ei-molekyylisiä. Tämä vaikuttaa merkittävästi niiden fysikaalisiin ominaisuuksiin.

Molekyyliaineet koostuvat molekyyleistä, jotka on yhdistetty toisiinsa heikoilla molekyylien välisillä sidoksilla, joita ovat: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 ja muut yksinkertaiset aineet; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, orgaaniset polymeerit ja monet muut aineet. Näillä aineilla ei ole suurta lujuutta matalat lämpötilat sulaminen ja kiehuminen, älä johda sähköä, jotkut niistä liukenevat veteen tai muihin liuottimiin.

Ei-molekyyliset aineet, joissa on kovalenttisia sidoksia tai atomiaineita (timantti, grafiitti, Si, SiO 2, SiC ja muut) muodostavat erittäin vahvoja kiteitä (poikkeus on kerrosgrafiitti), ne eivät liukene veteen ja muihin liuottimiin, korkeita lämpötiloja sulaminen ja kiehuminen, useimmat niistä eivät johda sähkövirtaa (paitsi grafiitti, jolla on sähkönjohtavuus, ja puolijohteet - pii, germanium jne.)

Kaikki ioniset aineet ovat luonnostaan ​​ei-molekyylisiä. Nämä ovat kiinteitä tulenkestäviä aineita, joiden liuokset ja sulat johtavat sähkövirtaa. Monet niistä liukenevat veteen. On huomattava, että ionisissa aineissa, joiden kiteet koostuvat monimutkaisista ioneista, on myös kovalenttisia sidoksia, esimerkiksi: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-) jne. Kompleksiset ionit muodostavat atomit ovat sitoutuneet kovalenttisilla sidoksilla.

Metallit (aineet, joissa on metallisidos) fyysisiltä ominaisuuksiltaan hyvin erilaisia. Niitä ovat nestemäiset (Hg), erittäin pehmeät (Na, K) ja erittäin kovat metallit (W, Nb).

ominaisuus fyysiset ominaisuudet metallien korkea sähkönjohtavuus (toisin kuin puolijohteet, laskee lämpötilan noustessa), korkea lämpökapasiteetti ja sitkeys (puhtaat metallit).

Kiinteässä tilassa melkein kaikki aineet koostuvat kiteistä. Rakenteen tyypin ja kemiallisen sidoksen tyypin mukaan kiteet ("kidehilat") jaetaan atomi-(ei-molekyylisten aineiden kiteitä, joissa on kovalenttinen sidos), ioninen(ionisten aineiden kiteet), molekyylinen(kovalenttisen sidoksen omaavien molekyylisten aineiden kiteet) ja metalli-(metallisen sidoksen omaavien aineiden kiteet).

Tehtävät ja testit aiheesta "Aihe 10. "Kemiallinen sidos. Aineen rakenne."

• Kemiallisten sidosten tyypit - Aineen rakenne 8–9 luokka

  Oppitunnit: 2 Tehtävää: 9 Koetta: 1