5.1. Kovalenttisidos

Kemiallinen sidos muodostuu kahden tai useamman atomin yhdistyessä, jos niiden vuorovaikutuksen seurauksena järjestelmän kokonaisenergia pienenee. Atomien ulompien elektronikuorten stabiileimpia elektronikonfiguraatioita ovat jalokaasuatomit, jotka koostuvat kahdesta tai kahdeksasta elektronista. Muiden alkuaineiden atomien ulkoelektronikuoret sisältävät yhdestä seitsemään elektronia, ts. ovat keskeneräisiä. Kun molekyyli muodostuu, atomeilla on taipumus saada vakaa kahden tai kahdeksan elektronin kuori. Atomien valenssielektronit osallistuvat kemiallisen sidoksen muodostumiseen.

Kovalenttinen on kemiallinen sidos kahden atomin välillä, jonka muodostavat elektroniparit, jotka kuuluvat samanaikaisesti näihin kahteen atomiin.

Kovalenttisten sidosten muodostumiseen on kaksi mekanismia: vaihto- ja luovuttaja-akseptori.

5.1.1. Kovalenttisen sidoksen muodostumisen vaihtomekanismi

Vaihtomekanismi Kovalenttisen sidoksen muodostuminen tapahtuu eri atomeihin kuuluvien elektronien elektronipilvien päällekkäisyyden ansiosta. Esimerkiksi kun kaksi vetyatomia lähestyy toisiaan, 1s-elektroniradat menevät päällekkäin. Tämän seurauksena syntyy yhteinen elektronipari, joka kuuluu samanaikaisesti molempiin atomeihin. Tässä tapauksessa kemiallisen sidoksen muodostavat elektronit, joilla on antirinnakkaisspinit, kuva 1. 5.1.

Riisi. 5.1. Vetymolekyylin muodostuminen kahdesta H-atomista

5.1.2. Luovuttaja-akseptorimekanismi kovalenttisten sidosten muodostamiseksi

Kovalenttisen sidoksen muodostuksen luovuttaja-akseptorimekanismilla sidos muodostuu myös elektronipareja käyttäen. Kuitenkin tässä tapauksessa yksi atomi (luovuttaja) tarjoaa elektroniparinsa, ja toinen atomi (akseptori) osallistuu sidoksen muodostumiseen vapaalla kiertoradalla. Esimerkki luovuttaja-akseptorisidoksen toteuttamisesta on ammonium-ionin NH4+ muodostuminen ammoniakin NH3 vuorovaikutuksessa vetykationin H+ kanssa.

NH 3 -molekyylissä kolme elektroniparia muodostaa kolme N-H -sidosta, neljäs typpiatomiin kuuluva elektronipari on yksinäinen. Tämä elektronipari voi muodostaa sidoksen vetyionin kanssa, jolla on vapaa kiertorata. Tuloksena on ammoniumioni NH 4 +, kuva 1. 5.2.

Riisi. 5.2. Luovuttaja-akseptori-sidoksen ilmaantuminen ammoniumionien muodostumisen aikana

On huomattava, että NH 4 + -ionissa olevat neljä kovalenttista N-H-sidosta ovat ekvivalentteja. Ammoniumionissa on mahdotonta tunnistaa luovuttaja-akseptorimekanismin muodostamaa sidosta.

5.1.3. Polaarinen ja ei-polaarinen kovalenttinen sidos

Jos kovalenttinen sidos muodostuu identtisistä atomeista, niin elektronipari sijaitsee samalla etäisyydellä näiden atomien ytimien välillä. Tällaista kovalenttista sidosta kutsutaan ei-polaariseksi. Esimerkkejä molekyyleistä, joissa on ei-polaarinen kovalenttinen sidos, ovat H2, Cl2, O2, N2 jne.

Polaarisen kovalenttisen sidoksen tapauksessa jaettu elektronipari siirtyy atomiin, jolla on korkeampi elektronegatiivisuus. Tämäntyyppinen sidos toteutuu eri atomien muodostamissa molekyyleissä. Polaarinen kovalenttinen sidos esiintyy HCl:n, HBr:n, CO:n, NO:n jne. molekyyleissä. Esimerkiksi polaarisen kovalenttisen sidoksen muodostuminen HCl-molekyylissä voidaan esittää kaaviolla, kuva 1. 5.3:

Riisi. 5.3. Kovalenttisen polaarisen sidoksen muodostuminen HC1-molekyylissä

Tarkasteltavassa molekyylissä elektronipari on siirtynyt klooriatomiin, koska sen elektronegatiivisuus (2.83) on suurempi kuin vetyatomin elektronegatiivisuus (2.1).

5.1.4. Dipolimomentti ja molekyylirakenne

Sidosen polariteetin mitta on sen dipolimomentti μ:

μ = e l,

Missä e- elektronivaraus, l– positiivisten ja negatiivisten varausten keskipisteiden välinen etäisyys.

Dipolimomentti on vektorisuure. Käsitteet "sidosdipolimomentti" ja "molekyylidipolimomentti" ovat samat vain kaksiatomisille molekyyleille. Molekyylin dipolimomentti on yhtä suuri kuin kaikkien sidosten dipolimomenttien vektorisumma. Siten moniatomisen molekyylin dipolimomentti riippuu sen rakenteesta.

Esimerkiksi lineaarisessa CO 2 -molekyylissä jokainen C-O-sidos on polaarinen. CO 2 -molekyyli on kuitenkin yleensä ei-polaarinen, koska sidosten dipolimomentit kumoavat toisensa (kuva 5.4). Hiilidioksidimolekyylin dipolimomentti on m = 0.

Kulmaisessa H2O-molekyylissä polaariset H–O-sidokset sijaitsevat 104,5 o:n kulmassa. Kahden H–O-sidoksen dipolimomenttien vektorisumma ilmaistaan ​​suunnikkaan diagonaalilla (kuva 5.4). Tämän seurauksena vesimolekyylin m dipolimomentti ei ole nolla.

Riisi. 5.4. CO 2- ja H 2 O -molekyylien dipolimomentit

5.1.5. Alkuaineiden valenssi yhdisteissä, joissa on kovalenttisia sidoksia

Atomien valenssi määräytyy parittomien elektronien lukumäärän mukaan, jotka osallistuvat yhteisten elektroniparien muodostumiseen muiden atomien elektronien kanssa. Koska uloimmassa elektronikerroksessa on yksi pariton elektroni, halogeeniatomit F2-, HCl-, PBr3- ja CCl4-molekyyleissä ovat yksiarvoisia. Happialaryhmän elementit sisältävät kaksi paritonta elektronia ulkokerroksessa, joten yhdisteissä, kuten O 2, H 2 O, H 2 S ja SCl 2, ne ovat kaksiarvoisia.

Koska tavallisten kovalenttisten sidosten lisäksi molekyyleihin voi muodostua sidos donori-akseptorimekanismilla, atomien valenssi riippuu myös yksinäisten elektroniparien ja vapaiden elektronien kiertoradoista. Valenssin kvantitatiivinen mitta on niiden kemiallisten sidosten lukumäärä, joiden kautta tietty atomi on yhteydessä muihin atomeihin.

Alkuaineiden maksimivalenssi ei yleensä voi ylittää sen ryhmän määrää, jossa ne sijaitsevat. Poikkeuksen muodostavat ensimmäisen ryhmän Cu, Ag, Au toissijaisen alaryhmän alkuaineet, joiden valenssi yhdisteissä on suurempi kuin yksi. Valenssielektroneja ovat ensisijaisesti ulompien kerrosten elektronit, mutta sivualaryhmien elementtien osalta myös toiseksi viimeisten (pre-ulkoisten) kerrosten elektronit osallistuvat kemiallisen sidoksen muodostumiseen.

5.1.6. Alkuaineiden valenssi normaali- ja viritystilassa

Useimpien kemiallisten alkuaineiden valenssi riippuu siitä, ovatko nämä alkuaineet normaalissa vai virittyneessä tilassa. Li-atomin elektroninen konfiguraatio: 1s 2 2s 1. Ulkotason litiumatomilla on yksi pariton elektroni, ts. litium on yksiarvoinen. 1s-elektronin siirtymiseen 2p-kiertoradalle kolmenarvoisen litiumin saamiseksi tarvitaan erittäin suuri energiankulutus. Tämä energiankulutus on niin suuri, että sitä ei kompensoi kemiallisten sidosten muodostumisen aikana vapautuva energia. Tässä suhteessa ei ole olemassa kolmiarvoisia litiumyhdisteitä.

Beryllium-alaryhmän ns 2 elementtien ulomman elektronisen kerroksen konfiguraatio. Tämä tarkoittaa, että näiden elementtien ulommassa elektronikerroksessa ns-soluradalla on kaksi elektronia, joilla on vastakkaiset spinit. Berylliumalaryhmän elementit eivät sisällä parittomia elektroneja, joten niiden valenssi normaalitilassa on nolla. Herätetyssä tilassa berylliumalaryhmän elementtien elektroninen konfiguraatio on ns 1 nр 1, ts. alkuaineet muodostavat yhdisteitä, joissa ne ovat kaksiarvoisia.

Booriatomin valenssimahdollisuudet

Tarkastellaan booriatomin elektronista konfiguraatiota perustilassa: 1s 2 2s 2 2p 1. Perustilassa oleva booriatomi sisältää yhden parittoman elektronin (kuva 5.5), ts. se on yksiarvoinen. Boorille ei kuitenkaan ole ominaista sellaisten yhdisteiden muodostuminen, joissa se on yksiarvoinen. Kun booriatomi viritetään, yksi 2s elektroni siirtyy 2p kiertoradalle (kuva 5.5). Viritetyssä tilassa oleva booriatomi sisältää 3 paritonta elektronia ja voi muodostaa yhdisteitä, joissa sen valenssi on kolme.

Riisi. 5.5. Booriatomin valenssitilat normaali- ja viritystiloissa

Energia, joka kuluu atomin siirtymiseen virittyneeseen tilaan yhdellä energiatasolla, on yleensä enemmän kuin kompensoitu energialla, joka vapautuu lisäsidosten muodostumisen aikana.

Koska booriatomissa on yksi vapaa 2p-orbitaali, yhdisteissä oleva boori voi muodostaa neljännen kovalenttisen sidoksen, joka toimii elektroniparin vastaanottajana. Kuvassa 5.6 näkyy kuinka BF-molekyyli vuorovaikuttaa F –-ionin kanssa, jolloin muodostuu –-ioni, jossa boori muodostaa neljä kovalenttista sidosta.

Riisi. 5.6. Luovuttaja-akseptorimekanismi neljännen kovalenttisen sidoksen muodostamiseksi booriatomiin

Typpiatomin valenssimahdollisuudet

Tarkastellaan typpiatomin elektronirakennetta (kuva 5.7).

Riisi. 5.7. Elektronien jakautuminen typpiatomin kiertoradalla

Esitetystä kaaviosta käy selvästi ilmi, että typessä on kolme paritonta elektronia, se voi muodostaa kolme kemiallista sidosta ja sen valenssi on kolme. Typpiatomin siirtyminen virittyneeseen tilaan on mahdotonta, koska toinen energiataso ei sisällä d-orbitaaleja. Samaan aikaan typpiatomi voi tarjota ulkoisten elektronien 2s 2 yksinäisen elektroniparin atomille, jolla on vapaa orbitaali (akseptori). Tämän seurauksena typpiatomin neljäs kemiallinen sidos ilmaantuu, kuten esimerkiksi ammoniumionissa (kuva 5.2). Siten typpiatomin maksimikovalenttisuus (muodostuneiden kovalenttisten sidosten lukumäärä) on neljä. Yhdisteissään typpi, toisin kuin muut viidennen ryhmän alkuaineet, ei voi olla viisiarvoinen.

Fosfori-, rikki- ja halogeeniatomien valenssimahdollisuudet

Toisin kuin typen, hapen ja fluorin atomeissa, kolmannessa jaksossa sijaitsevissa fosfori-, rikki- ja klooriatomeissa on vapaita 3d-soluja, joihin elektronit voivat siirtyä. Kun fosforiatomi viritetään (kuva 5.8), sen ulkoisessa elektronikerroksessa on 5 paritonta elektronia. Tämän seurauksena yhdisteissä fosforiatomi voi olla paitsi kolmiarvoinen myös viisiarvoinen.

Riisi. 5.8. Valenssielektronien jakautuminen kiertoradalle viritetyssä tilassa olevan fosforiatomin kohdalla

Herätetyssä tilassa rikillä on kahden valenssin lisäksi myös neljän ja kuuden valenssi. Tässä tapauksessa 3p ja 3s elektronit muodostavat peräkkäin parin (kuva 5.9).

Riisi. 5.9. Rikkiatomin valenssimahdollisuudet viritetyssä tilassa

Herätetyssä tilassa ryhmän V pääalaryhmän kaikille elementeille, paitsi fluorille, ensimmäisten p- ja sitten s-elektroniparien peräkkäinen parittaminen on mahdollista. Tämän seurauksena näistä alkuaineista tulee kolmi-, viisi- ja hepvalenttisia (kuva 5.10).

Riisi. 5.10. Kloori-, bromi- ja jodiatomien valenssimahdollisuudet virittyneessä tilassa

5.1.7. Kovalenttisen sidoksen pituus, energia ja suunta

Kovalenttiset sidokset muodostuvat tyypillisesti ei-metalliatomien välille. Kovalenttisen sidoksen pääominaisuudet ovat pituus, energia ja suunta.

Kovalenttisen sidoksen pituus

Sidosten pituus on tämän sidoksen muodostavien atomien ytimien välinen etäisyys. Se määritetään kokeellisilla fysikaalisilla menetelmillä. Sidospituus voidaan arvioida additiivisuussäännöllä, jonka mukaan sidoksen pituus AB-molekyylissä on suunnilleen puolet A2- ja B2-molekyylien sidospituuksien summasta:

.

Ylhäältä alas jaksollisen alkuainejärjestelmän alaryhmiä pitkin kemiallisen sidoksen pituus kasvaa, koska atomien säteet kasvavat tähän suuntaan (taulukko 5.1). Kun sidoksen monikertaisuus kasvaa, sen pituus pienenee.

Taulukko 5.1.

Joidenkin kemiallisten sidosten pituus

Viestintäenergia

Sidosvoiman mitta on sidoksen energia. Viestintäenergia Sen määrää energia, joka tarvitaan sidoksen katkaisemiseen ja sidoksen muodostavien atomien poistamiseen äärettömän suuren etäisyyden päässä toisistaan. Kovalenttinen sidos on erittäin vahva. Sen energia vaihtelee useista kymmenistä useisiin satoihin kJ/mol. Esimerkiksi IСl3-molekyylille Ebond on ≈40 ja N2- ja CO-molekyyleille Ebond on ≈1000 kJ/mol.

Alkuaineiden jaksollisen järjestelmän alaryhmiä pitkin ylhäältä alas kemiallisen sidoksen energia pienenee, koska sidoksen pituus kasvaa tähän suuntaan (taulukko 5.1). Kun sidoskerroin kasvaa, sen energia kasvaa (taulukko 5.2).

Taulukko 5.2.

Joidenkin kemiallisten sidosten energiat

Kovalenttisten sidosten kylläisyys ja suuntaus

Kovalenttisen sidoksen tärkeimmät ominaisuudet ovat kylläisyys ja suuntaus. Kyllästyvyys voidaan määritellä atomien kyvyksi muodostaa rajoitettu määrä kovalenttisia sidoksia. Siten hiiliatomi voi muodostaa vain neljä kovalenttista sidosta ja happiatomi kaksi. Tavallisten kovalenttisten sidosten enimmäismäärä, jonka atomi voi muodostaa (lukuun ottamatta luovuttaja-akseptorimekanismin muodostamia sidoksia), on yhtä suuri kuin parittomia elektroneja.

Kovalenttisilla sidoksilla on avaruudellinen orientaatio, koska kiertoradan päällekkäisyys yksittäisen sidoksen muodostumisen aikana tapahtuu pitkin atomiytimiä yhdistävää linjaa. Molekyylin elektronien kiertoradan avaruudellinen järjestely määrää sen geometrian. Kemiallisten sidosten välisiä kulmia kutsutaan sidoskulmiksi.

Kovalenttisen sidoksen kylläisyys ja suuntaavuus erottavat tämän sidoksen ionisidoksesta, joka, toisin kuin kovalenttinen sidos, on tyydyttymätön ja suuntaamaton.

H 2 O- ja NH 3 -molekyylien spatiaalinen rakenne

Tarkastellaan kovalenttisen sidoksen suuntaa käyttämällä esimerkkiä H 2 O- ja NH 3 -molekyylistä.

H2O-molekyyli muodostuu happiatomista ja kahdesta vetyatomista. Happiatomissa on kaksi paritonta p-elektronia, jotka vievät kaksi orbitaalia, jotka ovat suorassa kulmassa toisiinsa nähden. Vetyatomeilla on parittomia 1s-elektroneja. P-elektronien muodostamien sidosten välisen kulman tulee olla lähellä p-elektronien orbitaalien välistä kulmaa. Kokeellisesti kuitenkin havaittiin, että O-H-sidosten välinen kulma vesimolekyylissä on 104,50. Kulman kasvu verrattuna 90 asteen kulmaan voidaan selittää vetyatomien välillä vaikuttavilla hylkivillä voimilla, kuva 1. 5.11. Siten H2O-molekyylillä on kulmikas muoto.

NH3-molekyylin muodostumiseen osallistuu kolme typpiatomin paritonta p-elektronia, joiden kiertoradat sijaitsevat kolmessa keskenään kohtisuorassa suunnassa. Siksi kolmen N–H-sidoksen tulisi sijaita kulmassa toisiinsa nähden lähellä 90° (kuva 5.11). NH3-molekyylin sidosten välisen kulman kokeellinen arvo on 107,3°. Ero sidosten ja teoreettisten arvojen välillä johtuu, kuten vesimolekyylin tapauksessa, vetyatomien keskinäisestä hylkimisestä. Lisäksi esitetyt kaaviot eivät ota huomioon kahden elektronin mahdollisuutta osallistua 2s-kiertoradalla kemiallisten sidosten muodostukseen.

Riisi. 5.11. Elektronisten kiertoratojen päällekkäisyys kemiallisten sidosten muodostumisen aikana H 2 O (a) ja NH 3 (b) -molekyyleissä

Tarkastellaan BeC1 2 -molekyylin muodostumista. Viritetyssä tilassa olevalla berylliumatomilla on kaksi paritonta elektronia: 2s ja 2p. Voidaan olettaa, että berylliumatomin tulisi muodostaa kaksi sidosta: yksi s-elektronin muodostama sidos ja toinen p-elektronin muodostama sidos. Näillä sidoksilla on oltava eri energiat ja eri pituudet. Tässä tapauksessa BeCl2-molekyylin ei pitäisi olla lineaarinen, vaan kulmikas. Kokemus kuitenkin osoittaa, että BeCl2-molekyylillä on lineaarinen rakenne ja molemmat kemialliset sidokset ovat samanarvoisia. Samanlainen tilanne havaitaan tarkasteltaessa BCl3- ja CCl4-molekyylien rakennetta - kaikki sidokset näissä molekyyleissä ovat ekvivalentteja. BC13-molekyylillä on litteä rakenne, CC14:llä on tetraedrirakenne.

Selittääkseen molekyylien, kuten BeC12, BCl3 ja CCl4, rakenteen, Pauling ja Slater(USA) esitteli atomiorbitaalien hybridisaatiokäsitteen. He ehdottivat, että useat atomikiertoradat, jotka eivät eroa kovinkaan paljon energialtaan, korvattaisiin samalla määrällä vastaavia kiertoradoja, joita kutsutaan hybrideiksi. Nämä hybridiorbitaalit koostuvat atomiorbitaaleista niiden lineaarisen yhdistelmän seurauksena.

L. Paulingin mukaan, kun kemiallisia sidoksia muodostaa atomi, jossa on erityyppisiä elektroneja yhdessä kerroksessa ja siksi niiden energia ei ole kovin erilainen (esim. s ja p), on mahdollista muuttaa kiertoradan konfiguraatiota erityyppisiä, joissa niiden muodon ja energian kohdistus tapahtuu . Tämän seurauksena muodostuu hybridiorbitaaleja, joilla on epäsymmetrinen muoto ja jotka ovat erittäin pitkänomaisia ​​ytimen toisella puolella. On tärkeää korostaa, että hybridisaatiomallia käytetään, kun erityyppiset elektronit, esimerkiksi s ja p, ovat mukana sidosten muodostumisessa.

5.1.8.2. Erityyppiset atomiorbitaalihybridisaatiot

sp-hybridisaatio

Yhden hybridisaatio s- ja yksi R- kiertoradat ( sp- hybridisaatio) toteutuu esimerkiksi berylliumkloridin muodostumisen aikana. Kuten yllä on esitetty, viritetyssä tilassa Be-atomissa on kaksi paritonta elektronia, joista toinen sijaitsee 2s-radalla ja toinen 2p-radalla. Kun kemiallinen sidos muodostuu, nämä kaksi erilaista kiertorataa muuttuvat kahdeksi identtiseksi hybridiorbitaaliksi, jotka on suunnattu 180° kulmassa toisiinsa nähden (kuva 5.12). Kahden hybridiorbitaalin lineaarinen järjestely vastaa niiden minimaalista hylkimistä toisistaan. Tämän seurauksena BeCl2-molekyylillä on lineaarinen rakenne - kaikki kolme atomia sijaitsevat samalla linjalla.

Riisi. 5.12 Kaavio elektronien kiertoradan päällekkäisyydestä BeCl 2 -molekyylin muodostumisen aikana

Asetyleenimolekyylin rakenne; sigma- ja pi-sidoksia

Tarkastellaan kaaviota elektronisten orbitaalien päällekkäisyydestä asetyleenimolekyylin muodostumisen aikana. Asetyleenimolekyylissä jokainen hiiliatomi on sp-hybriditilassa. Kaksi sp-hybridiorbitaalia sijaitsevat 1800 kulmassa toisiinsa nähden; ne muodostavat yhden σ-sidoksen hiiliatomien väliin ja kaksi σ-sidosta vetyatomien kanssa (kuva 5.13).

Riisi. 5.13. Kaavio s-sidosten muodostumisesta asetyleenimolekyylissä

σ-sidos on sidos, joka muodostuu limittäisten elektronien kiertoradan seurauksena atomiytimiä yhdistävää linjaa pitkin.

Asetyleenimolekyylin jokainen hiiliatomi sisältää vielä kaksi p-elektronia, jotka eivät osallistu σ-sidosten muodostumiseen. Näiden elektronien elektronipilvet sijaitsevat keskenään kohtisuorassa tasossa ja muodostavat toistensa päällekkäin kaksi π-sidosta lisää hiiliatomien välille ei-hybridin sivuttaisen päällekkäisyyden vuoksi. R–pilvet (kuva 5.14).

π-sidos on kovalenttinen kemiallinen sidos, joka muodostuu elektronitiheyden lisääntymisen seurauksena atomiytimiä yhdistävän linjan kummallakin puolella.

Riisi. 5.14. Kaavio σ - ja π - sidosten muodostumisesta asetyleenimolekyylissä.

Siten asetyleenimolekyylissä hiiliatomien välille muodostuu kolmoissidos, joka koostuu yhdestä σ - sidoksesta ja kahdesta π - sidoksesta; σ -sidokset ovat vahvempia kuin π-sidokset.

sp2-hybridisaatio

BCl3-molekyylin rakenne voidaan selittää termeillä sp 2- hybridisaatio. Ulkoisen elektronikerroksen virittyneessä tilassa oleva booriatomi sisältää yhden s-elektronin ja kaksi p-elektronia, ts. kolme paritonta elektronia. Nämä kolme elektronipilveä voidaan muuntaa kolmeksi ekvivalentiksi hybridiradalle. Kolmen hybridiorbitaalin minimaalinen hylkiminen toisistaan ​​vastaa niiden sijaintia samassa tasossa 120 o kulmassa toisiinsa nähden (kuva 5.15). Siten BCl3-molekyylillä on litteä muoto.

Riisi. 5.15. BCl3-molekyylin litteä rakenne

sp 3 - hybridisaatio

Hiiliatomin valenssiorbitaalit (s, р x, р y, р z) voidaan muuntaa neljäksi ekvivalentiksi hybridiorbitaaliksi, jotka sijaitsevat avaruudessa 109,5 o:n kulmassa toisiinsa nähden ja on suunnattu tetraedrin huipulle. , jonka keskellä on hiiliatomin ydin (kuva 5.16).

Riisi. 5.16. Metaanimolekyylin tetraedrirakenne

5.1.8.3. Hybridisaatio, johon liittyy yksinäisiä elektronipareja

Hybridisaatiomallilla voidaan selittää sellaisten molekyylien rakennetta, jotka sitovien molekyylien lisäksi sisältävät myös yksittäisiä elektronipareja. Vesi- ja ammoniakkimolekyyleissä keskusatomin (O ja N) elektroniparien kokonaismäärä on neljä. Samaan aikaan vesimolekyylissä on kaksi ja ammoniakkimolekyylissä yksi yksinäinen elektronipari. Kemiallisten sidosten muodostuminen näissä molekyyleissä voidaan selittää olettaen, että yksinäiset elektroniparit voivat myös täyttää hybridiorbitaalit. Yksinäiset elektroniparit vievät paljon enemmän tilaa avaruudessa kuin sitoutuvat elektroniparit. Yksittäisten ja sitoutuvien elektroniparien välillä tapahtuvan repulsion seurauksena vesi- ja ammoniakkimolekyylien sidoskulmat pienenevät, mikä osoittautuu alle 109,5 o:ksi.

Riisi. 5.17. sp 3 – hybridisaatio, johon liittyy yksittäisiä elektronipareja H 2 O (A) ja NH 3 (B) -molekyyleissä

5.1.8.4. Hybridisaatiotyypin määrittäminen ja molekyylien rakenteen määrittäminen

Hybridisaation tyypin ja siten molekyylien rakenteen määrittämiseksi on käytettävä seuraavia sääntöjä.

1. Keskusatomin hybridisaatiotyyppi, joka ei sisällä yksittäisiä elektronipareja, määräytyy sigmasidosten lukumäärän mukaan. Jos tällaisia ​​sidoksia on kaksi, tapahtuu sp-hybridisaatiota, kolme - sp 2 -hybridisaatiota, neljä - sp 3 -hybridisaatiota. Yksinäiset elektroniparit (kun luovuttaja-akseptorimekanismin muodostamia sidoksia ei ole) puuttuvat molekyyleistä, jotka muodostuvat beryllium-, boori-, hiili-, piin atomeista, ts. pääalaryhmien II - IV ryhmien elementeissä.

2. Jos keskusatomi sisältää yksinäisiä elektronipareja, niin hybridiorbitaalien lukumäärä ja hybridisaation tyyppi määräytyvät sigmasidosten lukumäärän ja yksinäisten elektroniparien lukumäärän summalla. Hybridisaatio, johon liittyy yksinäisiä elektronipareja, tapahtuu molekyyleissä, jotka muodostuvat typpi-, fosfori-, happi-, rikkiatomista, ts. ryhmien V ja VI pääalaryhmien elementit.

3. Molekyylien geometrinen muoto määräytyy keskusatomin hybridisaatiotyypin mukaan (taulukko 5.3).

Taulukko 5.3.

Sidoskulmat, molekyylien geometrinen muoto riippuen hybridiorbitaalien lukumäärästä ja keskusatomin hybridisaatiotyypistä

5.2. Ionisidos

Ionisidos tapahtuu sähköstaattisen vetovoiman kautta vastakkaisesti varautuneiden ionien välillä. Nämä ionit muodostuvat elektronien siirtymisen seurauksena atomista toiseen. Ionisidos muodostuu atomien välille, joiden elektronegatiivisuudessa on suuria eroja (yleensä suurempi kuin 1,7 Paulingin asteikolla), esimerkiksi alkalimetalli- ja halogeeniatomien välille.

Tarkastellaan ionisidoksen esiintymistä käyttämällä esimerkkiä NaCl:n muodostumisesta. Atomien Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ja Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 elektronikaavoista käy selvästi ilmi, että ulomman tason täydentämiseksi natriumatomin on helpompi luovuttaa yksi elektroni kuin lisätä seitsemän, ja klooriatomin on helpompi lisätä yksi kuin antaa seitsemän. Kemiallisissa reaktioissa natriumatomi luovuttaa yhden elektronin ja klooriatomi ottaa sen. Tämän seurauksena natrium- ja klooriatomien elektroniset kuoret muuttuvat stabiileiksi jalokaasujen elektronikuoriksi (natriumkationin elektroninen konfiguraatio on Na + 1s 2 2s 2 2p 6 ja kloorianionin Cl elektroninen konfiguraatio - - 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6). Ionien sähköstaattinen vuorovaikutus johtaa NaCl-molekyylin muodostumiseen.

Ionisidosten perusominaisuudet ja ioniyhdisteiden ominaisuudet

1. Ionisidos on vahva kemiallinen sidos. Tämän sidoksen energia on luokkaa 300 – 700 kJ/mol.

2. Toisin kuin kovalenttinen sidos, ionisidos on suuntaamaton, koska ioni voi vetää puoleensa päinvastaisen merkin ioneja mihin tahansa suuntaan.

3. Toisin kuin kovalenttinen sidos, ionisidos on tyydyttymätön, koska vastakkaisen etumerkin ionien vuorovaikutus ei johda niiden voimakenttien täydelliseen keskinäiseen kompensointiin.

4. Ionisidoksella varustettujen molekyylien muodostumisen aikana ei tapahdu täydellistä elektronien siirtoa, joten luonnossa ei ole sataprosenttisia ionisidoksia. NaCl-molekyylissä kemiallinen sidos on vain 80 % ionista.

5. Yhdisteet, joissa on ionisia sidoksia, ovat kiteisiä kiinteitä aineita, joilla on korkea sulamis- ja kiehumispiste.

6. Useimmat ioniset yhdisteet ovat vesiliukoisia. Ioniyhdisteiden liuokset ja sulat johtavat sähkövirtaa.

5.3. Metalliliitäntä

Metalliatomit uloimmalla energiatasolla sisältävät pienen määrän valenssielektroneja. Koska metalliatomien ionisaatioenergia on alhainen, valenssielektronit säilyvät heikosti näissä atomeissa. Tämän seurauksena metallien kidehilassa ilmaantuu positiivisesti varautuneita ioneja ja vapaita elektroneja. Tässä tapauksessa metallikationit sijaitsevat niiden kidehilan solmuissa, ja elektronit liikkuvat vapaasti positiivisten keskusten kentässä muodostaen niin sanotun "elektronikaasun". Negatiivisesti varautuneen elektronin läsnäolo kahden kationin välillä saa jokaisen kationin olemaan vuorovaikutuksessa tämän elektronin kanssa. Siten metallisidos on metallikiteissä olevien positiivisten ionien välinen sidos, joka tapahtuu kiteessä vapaasti liikkuvien elektronien vetovoiman kautta.

Koska metallin valenssielektronit ovat jakautuneet tasaisesti kaikkialle kiteeseen, metallisidos, kuten ionisidos, on suuntaamaton sidos. Toisin kuin kovalenttinen sidos, metallisidos on tyydyttymätön sidos. Kovalenttisesta sidoksesta metallinen liitos Se eroaa myös vahvuudeltaan. Metallisidoksen energia on noin kolme-neljä kertaa pienempi kuin kovalenttisen sidoksen energia.

Elektronikaasun suuresta liikkuvuudesta johtuen metalleille on ominaista korkea sähkön- ja lämmönjohtavuus.

5.4. Vetysidos

Yhdisteiden HF, H 2 O, NH 3 molekyyleissä on vetysidoksia, joissa on vahvasti elektronegatiivinen alkuaine (H–F, H–O, H–N). Tällaisten yhdisteiden molekyylien väliin voi muodostua molekyylien väliset vetysidokset. Joissakin orgaanisissa molekyyleissä, jotka sisältävät H-O-, H-N-sidoksia, molekyylinsisäisiä vetysidoksia.

Vetysidoksen muodostumismekanismi on luonteeltaan osittain sähköstaattinen, osittain luovuttaja-akseptori. Tässä tapauksessa elektroniparin luovuttaja on vahvasti elektronegatiivisen alkuaineen (F, O, N) atomi, ja vastaanottajana ovat näihin atomeihin liittyvät vetyatomit. Kuten kovalenttisille sidoksille, vetysidoksille on tunnusomaista keskittyä avaruudessa ja kylläisyys.

Vetysidokset on yleensä merkitty pisteillä: H ··· F. Mitä vahvempi vetysidos on, sitä suurempi on kumppaniatomin elektronegatiivisuus ja sitä pienempi sen koko. Se on ominaista ensisijaisesti fluoriyhdisteille sekä hapelle, vähäisemmässä määrin typelle ja vielä vähemmässä määrin kloorille ja rikille. Myös vetysidoksen energia muuttuu vastaavasti (taulukko 5.4).

Taulukko 5.4.

Vetysidosten energioiden keskiarvot

Molekyylien välinen ja molekyylinsisäinen vetysidos

Vetysidosten ansiosta molekyylit yhdistyvät dimeereiksi ja monimutkaisemmiksi assosiaatioiksi. Esimerkiksi muurahaishappodimeerin muodostuminen voidaan esittää seuraavalla kaaviolla (kuva 5.18).

Riisi. 5.18. Molekyylien välisten vetysidosten muodostuminen muurahaishapossa

(H 2 O) n-assosioituneiden yhdisteiden pitkiä ketjuja voi ilmaantua veteen (kuva 5.19).

Riisi. 5.19. Assosiaatioketjun muodostuminen nestemäisessä vedessä molekyylien välisten vetysidosten vuoksi

Jokainen H2O-molekyyli voi muodostaa neljä vetysidosta, mutta HF-molekyyli voi muodostaa vain kaksi.

Vetysidoksia voi esiintyä sekä eri molekyylien välillä (molekyylien välinen vetysidos) että molekyylin sisällä (molekyylinsisäinen vetysidos). Esimerkkejä molekyylinsisäisten sidosten muodostumisesta joillekin orgaanisille aineille on esitetty kuvassa. 5.20.

Riisi. 5.20. Molekyylisisäisten vetysidosten muodostuminen eri orgaanisten yhdisteiden molekyyleissä

Vetysidoksen vaikutus aineiden ominaisuuksiin

Kätevin indikaattori molekyylien välisten vetysidosten olemassaolosta on aineen kiehumispiste. Veden korkeampi kiehumispiste (100 o C verrattuna happialaryhmän alkuaineiden (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) vetyyhdisteisiin) selittyy vetysidosten läsnäololla: molekyylien välisen tuhoamiseen on käytettävä lisäenergiaa. vetysidoksia vedessä.

Vetysidos voi vaikuttaa merkittävästi aineiden rakenteeseen ja ominaisuuksiin. Molekyylien välisten vetysidosten olemassaolo lisää aineiden sulamis- ja kiehumispisteitä. Molekyylisisäisen vetysidoksen läsnäolo saa deoksiribonukleiinihappo (DNA) -molekyylin laskostumaan kaksoiskierteeksi vedessä.

Vetysidoksella on myös tärkeä rooli liukenemisprosesseissa, koska liukoisuus riippuu myös yhdisteen kyvystä muodostaa vetysidoksia liuottimen kanssa. Tämän seurauksena OH-ryhmiä sisältävät aineet, kuten sokeri, glukoosi, alkoholit ja karboksyylihapot, ovat pääsääntöisesti erittäin vesiliukoisia.

5.5. Kidehilan tyypit

Kiinteillä aineilla on yleensä kiderakenne. Kiteitä muodostavat hiukkaset (atomit, ionit tai molekyylit) sijaitsevat tiukasti määritellyissä pisteissä avaruudessa muodostaen kidehilan. Kidehila koostuu alkeissoluista, jotka säilyttävät tietylle hilalle ominaiset rakenteelliset piirteet. Pisteitä, joissa hiukkaset sijaitsevat, kutsutaan kidehilan solmut. Hilakohdissa sijaitsevien hiukkasten tyypistä ja niiden välisen yhteyden luonteesta riippuen erotetaan 4 tyyppistä kidehilaa.

5.5.1. Atomikidehila

Atomikidehilojen solmukohdissa on atomeja, jotka on liitetty toisiinsa kovalenttisilla sidoksilla. Aineisiin, joissa on atomihila, kuuluvat timantti, pii, karbidit, silisidit jne. Atomikiteen rakenteessa on mahdotonta eristää yksittäisiä molekyylejä, ja koko kidettä pidetään yhtenä jättimäisenä molekyylinä. Timantin rakenne näkyy kuvassa. 5.21. Timantti koostuu hiiliatomeista, joista jokainen on sitoutunut neljään viereiseen atomiin. Koska kovalenttiset sidokset ovat vahvoja, kaikki atomihilat sisältävät aineet ovat tulenkestäviä, kovia ja vähän haihtuvia. Ne liukenevat heikosti veteen.

Riisi. 5.21. Timanttikidehila

5.5.2. Molekyylikidehila

Molekyylikidehilojen solmukohdissa on molekyylejä, jotka liittyvät toisiinsa heikkojen molekyylien välisten voimien avulla. Siksi aineilla, joilla on molekyylihila, on alhainen kovuus, ne ovat sulavia, niille on ominaista merkittävä haihtuvuus, liukenevat heikosti veteen ja niiden liuokset eivät yleensä johda sähkövirtaa. Tunnetaan monia aineita, joilla on molekyylikidehila. Näitä ovat kiinteä vety, kloori, hiilimonoksidi (IV) ja muut aineet, jotka ovat kaasumaisessa tilassa tavallisissa lämpötiloissa. Useimmilla kiteisillä orgaanisilla yhdisteillä on molekyylihila.

5.5.3. Ionikidehila

Kidehiloja, jotka sisältävät ioneja solmussaan, kutsutaan ioninen. Ne muodostuvat aineista, joissa on ionisia sidoksia, esimerkiksi alkalimetallihalogenideja. Ionikiteissä yksittäisiä molekyylejä ei voida erottaa koko kideestä yhtenä makromolekyylinä. Ionien väliset sidokset ovat vahvoja, joten ionihilan omaavilla aineilla on alhainen haihtuvuus ja korkea sulamis- ja kiehumispiste. Natriumkloridin kidehila on esitetty kuvassa. 5.22.

Riisi. 5.22. Natriumkloridin kidehila

Tässä kuvassa vaaleat pallot ovat Na+-ioneja, tummat pallot Cl-ioneja. Kuvassa vasemmalla. Kuva 5.22 esittää NaCI:n yksikkökennoa.

5.5.4. Metallinen kristallihila

Kiinteässä tilassa olevat metallit muodostavat metallisia kidehiloja. Tällaisten hilan kohdat sisältävät positiivisia metalli-ioneja ja valenssielektronit liikkuvat vapaasti niiden välillä. Elektronit vetävät sähköstaattisesti puoleensa kationeja ja antavat siten stabiiliuden metallihilalle. Tämä hilarakenne määrää metallien korkean lämmönjohtavuuden, sähkönjohtavuuden ja plastisuuden - mekaanisen muodonmuutoksen aikana ei tapahdu sidosten katkeamista ja kiteen tuhoutumista, koska sen muodostavat ionit näyttävät kelluvan elektronikaasupilvessä. Kuvassa Kuva 5.23 esittää natriumkidehilan.

Riisi. 5.23. Natriumkidehila

7.11. Kovalenttisia sidoksia sisältävien aineiden rakenne

Aineet, joissa kaikista kemiallisista sidostyypeistä on vain kovalenttinen, jaetaan kahteen epätasa-arvoiseen ryhmään: molekyylisiin (erittäin monet) ja ei-molekyylisiin (paljon vähemmän).
Kiinteiden molekyylisten aineiden kiteet koostuvat molekyyleistä, jotka ovat heikosti yhteydessä toisiinsa molekyylien molekyylien välisen vuorovaikutuksen voimilla. Tällaisilla kiteillä ei ole suurta lujuutta ja kovuutta (ajatellen jäätä tai sokeria). Niiden sulamis- ja kiehumispisteet ovat myös alhaiset (ks. taulukko 22).

Taulukko 22. Joidenkin molekyyliaineiden sulamis- ja kiehumispisteet

Toisin kuin molekyyliset vastineensa, ei-molekyyliset aineet, joissa on kovalenttisia sidoksia, muodostavat erittäin kovia kiteitä. Timanttikiteet (kovin aine) kuuluvat tähän tyyppiin.
Timanttikiteessä (kuva 7.5) jokainen hiiliatomi on yhdistetty neljään muuhun hiiliatomiin yksinkertaisilla kovalenttisilla sidoksilla (sp 3 -hybridisaatio). Hiiliatomit muodostavat kolmiulotteisen kehyksen. Pohjimmiltaan koko timanttikide on yksi valtava ja erittäin vahva molekyyli.
Piikiteillä, joita käytetään laajalti radioelektroniikassa ja elektroniikkatekniikassa, on sama rakenne.
Jos korvaat puolet timantin hiiliatomeista piiatomeilla häiritsemättä kiteen runkorakennetta, saat piikarbidin SiC-kiteen - myös erittäin kovaa ainetta, jota käytetään hankaavana materiaalina. Myös tavallinen kvartsihiekka (piidioksidi) kuuluu tähän kiteiseen aineeseen. Kvartsi on erittäin kova aine; Smirgelinimellä sitä käytetään myös hankaavana materiaalina. Kvartsirakenne saadaan helposti lisäämällä happiatomeja jokaisen kahden piiatomin väliin piikiteessä. Tässä tapauksessa jokainen piiatomi liittyy neljään happiatomiin ja jokainen happiatomi kahteen piiatomiin.

Timantin, piin, kvartsin ja vastaavien rakenteiden kiteitä kutsutaan atomikiteiksi.
Atomikide on kide, joka koostuu yhden tai useamman alkuaineen atomeista, jotka liittyvät toisiinsa kemiallisilla sidoksilla.
Kemiallinen sidos atomikiteessä voi olla kovalenttinen tai metallinen.
Kuten jo tiedät, mikä tahansa atomikide, kuten ionikide, on valtava "supermolekyyli". Tällaisen "supermolekyylin" rakennekaavaa ei voida kirjoittaa muistiin - voit näyttää vain sen fragmentin, esimerkiksi:

Toisin kuin molekyyliaineet, atomikiteitä muodostavat aineet ovat tulenkestävimpiä (ks. taulukko 23.).

Taulukko 23. Joidenkin ei-molekyylisten aineiden sulamis- ja kiehumispisteet Kanssa kovalenttiset sidokset

Tällaiset korkeat sulamislämpötilat ovat täysin ymmärrettäviä, jos muistamme, että kun nämä aineet sulavat, he eivät katkea heikot molekyylien väliset sidokset, vaan vahvat kemialliset sidokset. Samasta syystä monet atomikiteitä muodostavat aineet eivät sula kuumennettaessa, vaan hajoavat tai muuttuvat välittömästi höyrytilaan (sublimaatti), esimerkiksi grafiitti sublimoituu 3700 o C:ssa.

7.12 Kovalenttisen sidoksen polariteetti. Elektronegatiivisuus

Muista, että eri alkuaineiden eristetyillä atomeilla on erilaiset taipumukset sekä luovuttaa että vastaanottaa elektroneja. Nämä erot säilyvät kovalenttisen sidoksen muodostumisen jälkeen. Toisin sanoen joidenkin alkuaineiden atomeilla on taipumus vetää kovalenttisen sidoksen elektroniparia itseensä voimakkaammin kuin muiden alkuaineiden atomit.

Harkitse molekyyliä HCl.
Katsotaanpa tätä esimerkkiä käyttäen, kuinka voimme arvioida elektroniviestintäpilven siirtymän käyttämällä molaarista ionisaatioenergiaa ja elektronin keinoja. 1312 kJ/mol ja 1251 kJ/mol - ero on merkityksetön, noin 5 %. 73 kJ/mol ja 349 kJ/mol - tässä ero on paljon suurempi: klooriatomin elektroniaffiniteettienergia on lähes viisi kertaa suurempi kuin vetyatomin. Tästä voimme päätellä, että kloorivetymolekyylin kovalenttisen sidoksen elektronipari on suurelta osin siirtynyt kohti klooriatomia. Toisin sanoen sitoutuvat elektronit viettävät enemmän aikaa lähellä klooriatomia kuin lähellä vetyatomia. Tämä elektronitiheyden epätasainen jakautuminen johtaa sähkövarausten uudelleen jakautumiseen molekyylin sisällä. vetyatomilla se on positiivinen ja klooriatomilla negatiivinen.

Tässä tapauksessa sidoksen sanotaan olevan polarisoitunut, ja itse sidosta kutsutaan polaariseksi kovalenttiseksi sidokseksi.
Jos kovalenttisen sidoksen elektroniparia ei ole siirretty mihinkään sitoutuneisiin atomeihin, eli sidoselektronit kuuluvat yhtäläisesti sitoutuneisiin atomeihin, niin tällaista sidosta kutsutaan ei-polaariseksi kovalenttiseksi sidokseksi.
Käsite "muodollinen varaus" pätee myös kovalenttisen sidoksen tapauksessa. Vain määritelmässä meidän ei pitäisi puhua ioneista, vaan atomeista. Yleisesti ottaen voidaan antaa seuraava määritelmä.

Molekyyleissä, joissa kovalenttisia sidoksia muodostuu vain vaihtomekanismilla, atomien muodolliset varaukset ovat nolla. Siten HCl-molekyylissä sekä kloori- että vetyatomien muodolliset varaukset ovat nolla. Näin ollen tässä molekyylissä kloori- ja vetyatomien todelliset (tehokkaat) varaukset ovat yhtä suuria kuin osittaiset (ylimääräiset) varaukset.
Ei ole aina helppoa määrittää molekyylin yhden tai toisen alkuaineen atomin osavarauksen etumerkkiä molaaristen ionisaatioenergioiden ja elektrodiaffiniteetin perusteella, eli arvioida, mihin suuntaan sidosten elektroniparit ovat siirtynyt. Yleensä näihin tarkoituksiin käytetään toista atomille ominaista energiaa - elektronegatiivisuutta.

Tällä hetkellä elektronegatiivisuudelle ei ole olemassa yhtä yleisesti hyväksyttyä nimitystä. Sitä voidaan merkitä kirjaimilla E/O. Ei myöskään ole olemassa yhtä yleisesti hyväksyttyä menetelmää elektronegatiivisuuden laskemiseen. Yksinkertaistetusti se voidaan esittää puolena molaarisen ionisaatioenergian ja elektroniaffiniteetin summasta - tämä oli yksi ensimmäisistä tavoista laskea se.
Eri alkuaineiden atomien elektronegatiivisuuden absoluuttisia arvoja käytetään hyvin harvoin. Yleisimmin käytetty on suhteellinen elektronegatiivisuus, jota merkitään c:llä. Aluksi tämä arvo määriteltiin tietyn alkuaineen atomin elektronegatiivisuuden suhteeksi litiumatomin elektronegatiivisuuteen. Myöhemmin sen laskentamenetelmät muuttuivat jonkin verran.
Suhteellinen elektronegatiivisuus on dimensioton suure. Sen arvot on esitetty liitteessä 10.

Koska suhteellinen elektronegatiivisuus riippuu ensisijaisesti atomin ionisaatioenergiasta (elektronien affiniteettienergia on aina paljon pienempi), niin kemiallisten alkuaineiden järjestelmässä se muuttuu suunnilleen samalla tavalla kuin ionisaatioenergia, eli se kasvaa diagonaalisesti cesiumista (0,86) fluoriksi (4.10). Taulukossa annetuilla heliumin ja neonin suhteellisen elektronegatiivisuuden arvoilla ei ole käytännön merkitystä, koska nämä alkuaineet eivät muodosta yhdisteitä.

Elektronegatiivisuustaulukon avulla voit helposti määrittää, kumpaan kahdesta atomista näitä atomeja yhdistävät elektronit ovat siirtyneet, ja näin ollen merkit näille atomeille syntyvistä osavarauksista.

Siten eri alkuaineiden atomien välisen kovalenttisen sidoksen muodostuessa tällainen sidos on aina polaarinen, ja jos saman alkuaineen atomien välille muodostuu kovalenttinen sidos (yksinkertaisissa aineissa), sidos on useimmissa tapauksissa ei-polaarinen.

Mitä suurempi ero sitoutuneiden atomien elektronegatiivisuudessa on, sitä polaarisemmaksi näiden atomien välinen kovalenttinen sidos osoittautuu.

POLAARINEN KOVALENTTISIDOS, EI-POLAARINEN KOVALENTTISIDOS, ABSOLUUTTI ELEKTRONEGATIIVISUUS, SUHTEELLINEN ELEKTRONEGATIIVSUUS.
1. Kokeet ja myöhemmät laskelmat osoittivat, että piin tehollinen varaus piitetrafluoridissa on +1,64 e ja ksenonin ksenonheksafluoridissa +2,3 e. Määritä näiden yhdisteiden fluoriatomien osittaisvaraus. 2. Muodosta seuraavien aineiden rakennekaavat ja karakterisoi näiden yhdisteiden molekyyleissä olevien kovalenttisten sidosten polaarisuus käyttämällä merkintöjä " " ja " ": a) CH 4, CCl 4, SiCl 4; b) H20, H2S, H2Se, H2Te; c) NH3, NF3, NC13; d) S02, Cl20, OF 2.
3. Merkitse elektronegatiivisuustaulukon avulla, missä yhdisteissä sidos on polaarisempi: a) CCl 4 vai SiCl 4 ; b) H2S tai H20; c) NF3 tai NC13; d) Cl20 tai OF2.

7.13. Sidosmuodostuksen luovuttaja-akseptorimekanismi

Edellisissä kappaleissa opit yksityiskohtaisesti kahdesta sidostyypistä: ionisista ja kovalenttisista sidoksista. Muista, että ionisidos muodostuu, kun elektroni siirtyy kokonaan atomista toiseen. Kovalenttinen - kun jaetaan sitoutuneiden atomien parittomia elektroneja.

Lisäksi on olemassa toinen mekanismi sidoksen muodostumiselle. Tarkastellaanpa sitä esimerkkiä ammoniakkimolekyylin vuorovaikutuksesta booritrifluoridimolekyylin kanssa:

Tämän seurauksena typpi- ja booriatomien välille syntyy sekä kovalenttisia että ionisia sidoksia. Tässä tapauksessa typpiatomi on luovuttaja elektronipari ("antaa" sen sidoksen muodostumiseen) ja booriatomi - tunnustaja("hyväksyy" sen muodostaessaan yhteyttä). Tästä syystä tällaisen yhteyden muodostusmekanismin nimi - " luovuttaja-vastaava".

Kun sidos muodostetaan käyttämällä luovuttaja-akseptorimekanismia, muodostuu samanaikaisesti sekä kovalenttinen sidos että ionisidos.
Tietysti sidoksen muodostumisen jälkeen tapahtuu sitoutuneiden atomien elektronegatiivisuuden erosta johtuen sidoksen polarisaatio ja syntyy osittaisvarauksia, mikä vähentää atomien tehollisia (todellisia) varauksia.

Katsotaanpa muita esimerkkejä.

Jos ammoniakkimolekyylin vieressä on erittäin polaarinen vetykloridimolekyyli, jossa vetyatomissa on merkittävä osavaraus, niin tällöin elektroniparin vastaanottajan rooli on vetyatomilla. Sen 1 s-AO, vaikkakaan ei täysin tyhjä, kuten edellisen esimerkin booriatomi, elektronitiheys tämän kiertoradan pilvessä pienenee merkittävästi.

Tuloksena olevan kationin spatiaalinen rakenne on ammoniumioni NH4 on samanlainen kuin metaanimolekyylin rakenne, eli kaikki neljä N-H-sidosta ovat täsmälleen samat.
Ammoniumkloridin NH 4 Cl ionikiteiden muodostumista voidaan havaita sekoittamalla ammoniakkikaasua kloorivetykaasun kanssa:

NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (cr)

Ei vain typpiatomi voi olla elektroniparin luovuttaja. Se voi olla esimerkiksi vesimolekyylin happiatomi. Vesimolekyyli on vuorovaikutuksessa saman vetykloridin kanssa seuraavasti:

Tuloksena olevaa H3O-kationia kutsutaan oksoniumioni ja kuten pian opit, sillä on suuri merkitys kemiassa.
Tarkastellaan lopuksi hiilimonoksidin (hiilimonoksidin) CO-molekyylin elektronista rakennetta:

Kolmen kovalenttisen sidoksen (kolmoissidos) lisäksi se sisältää myös ionisidoksen.
Edellytykset sidoksen muodostumiselle luovuttaja-akseptorimekanismin mukaan:
1) yksinäisen valenssielektroniparin läsnäolo yhdessä atomeista;
2) vapaan orbitaalin läsnäolo toisessa atomissa valenssialitasolla.
Sidosmuodostuksen luovuttaja-akseptorimekanismi on melko laajalle levinnyt. Sitä esiintyy erityisen usein yhdisteiden muodostumisen aikana d-elementtejä. Melkein kaikkien atomeja d-elementeillä on monia tyhjiä valenssiorbitaaleja. Siksi ne ovat aktiivisia elektroniparien vastaanottajia.

SIDOKSEN MUODOSTAMINEN LUOVUTTAJAN JA HYVÄKSYJÄN MEKANISMI, AMMONIUMIONI, OKSONIUMINI, EDELLYTYKSET SIDOKSEN MUODOSTAMISEEN LUOVUTTAJA-AKSEPTORIN MEKANISMISSA.
1. Tee reaktioyhtälöt ja muodostuskaaviot
a) ammoniumbromidi NH4Br ammoniakista ja vetybromidista;
b) ammoniumsulfaatti (NH 4) 2 SO 4 ammoniakista ja rikkihaposta.
2. Luo reaktioyhtälöt ja vuorovaikutuskaaviot a) vedelle ja vetybromidille; b) vesi rikkihapolla.
3. Mitkä neljän edellisen reaktion atomit ovat elektroniparin luovuttajia ja mitkä vastaanottajia? Miksi? Selitä vastauksesi valenssialatasojen kaavioilla.
4. Typpihapon rakennekaava O–N–O-sidosten väliset kulmat ovat lähellä 120 o. Määritellä:
a) typpiatomin hybridisaatiotyyppi;
b) mikä typpiatomin AO osallistuu -sidoksen muodostumiseen;
c) mikä typpiatomin AO osallistuu luovuttaja-akseptorimekanismin mukaiseen -sidoksen muodostukseen.
Mikä mielestäsi H-O-N-sidosten välinen kulma tässä molekyylissä on suunnilleen yhtä suuri? 5.Luo syanidi-ionin CN (negatiivinen varaus hiiliatomissa) rakennekaava. Tiedetään, että syanidit (sellaisen ionin sisältävät yhdisteet) ja hiilimonoksidi CO ovat vahvoja myrkkyjä ja niiden biologinen vaikutus on hyvin samanlainen. Tarjoa selitys niiden biologisen toiminnan läheisyydestä.

7.14. Metalliliitäntä. Metallit

Kovalenttinen sidos muodostuu atomien välille, joiden taipumus luovuttaa ja hankkia elektroneja, vain silloin, kun sitoutuneiden atomien koot ovat pieniä. Tällöin elektronitiheys limittäisten elektronipilvien alueella on merkittävä, ja atomit osoittautuvat tiukasti sidotuiksi, kuten esimerkiksi HF-molekyylissä. Jos ainakin yhdellä sitoutuneista atomeista on suuri säde, kovalenttisen sidoksen muodostuminen tulee vähemmän edulliseksi, koska elektronitiheys limittäisten elektronipilvien alueella suurille atomeille on paljon pienempi kuin pienillä. Esimerkki sellaisesta molekyylistä, jolla on heikompi sidos, on HI-molekyyli (käyttämällä taulukkoa 21, vertaa HF- ja HI-molekyylien sumutusenergioita).

Ja kuitenkin suurten atomien välillä ( r o > 1.1) syntyy kemiallinen sidos, mutta tässä tapauksessa se muodostuu kaikkien sitoutuneiden atomien valenssielektronien (tai osan) jakamisesta. Esimerkiksi natriumatomien tapauksessa kaikki 3 s-näiden atomien elektroneja, ja muodostuu yksi elektronipilvi:

Atomit muodostavat kiteen metalli viestintää
Tällä tavalla sekä saman alkuaineen atomit että eri alkuaineiden atomit voivat sitoutua toisiinsa. Ensimmäisessä tapauksessa yksinkertaisia ​​aineita kutsutaan metallit, ja toisessa - monimutkaisia ​​aineita kutsutaan metallien väliset yhdisteet.

Kaikista aineista, joissa on metallisia sidoksia atomien välillä, opit metalleista vasta koulussa. Mikä on metallien tilarakenne? Metallikide koostuu atomirungot, jotka jäävät valenssielektronien sosialisoitumisen jälkeen, ja sosialisoituneiden elektronien elektronipilvi. Atomisydämet muodostavat yleensä hyvin tiiviin pakkauksen, ja elektronipilvi vie koko jäljellä olevan kiteen vapaan tilavuuden.

Tiheiden pakkausten päätyypit ovat kuutio lähin pakkaus(KPU) ja kuusikulmainen tiivis pakkaus(GPU). Näiden pakkausten nimet liittyvät niiden kiteiden symmetriaan, joissa ne toteutuvat. Jotkut metallit muodostavat löyhästi pakattuja kiteitä - vartalokeskeinen kuutio(OTSK). Näiden pakettien volyymi- ja pallo- ja tikkumallit on esitetty kuvassa 7.6.
Kuutiotiivistys muodostuu Cu-, Al-, Pb-, Au- ja eräiden muiden alkuaineiden atomeista. Kuusikulmainen tiivistys - Be-, Zn-, Cd-, Sc- ja useiden muiden atomit. Alkalimetallikiteissä, VB- ja VIB-ryhmien alkuaineissa on kehokeskeistä atomipakkausta. Joillakin metalleilla voi olla erilainen rakenne eri lämpötiloissa. Syitä näihin eroihin ja metallien rakenteellisiin ominaisuuksiin ei vieläkään täysin ymmärretä.
Sulaessaan metallikiteet muuttuvat metalliset nesteet. Kemiallisen sidoksen tyyppi atomien välillä ei muutu.
Metallisidoksella ei ole suuntaavuutta ja kylläisyyttä. Tässä suhteessa se on samanlainen kuin ionisidos.
Metallienvälisten yhdisteiden tapauksessa voidaan puhua myös metallisidoksen polarisoituvuudesta.
Metallien tyypilliset fysikaaliset ominaisuudet:
1) korkea sähkönjohtavuus;
2) korkea lämmönjohtavuus;
3) korkea sitkeys.

Eri metallien sulamispisteet ovat hyvin erilaisia: alhaisin sulamispiste on elohopealla (-39 o C) ja korkein volframilla (3410 o C).

METALLI, METALLIEN VÄLINEN YHDISTYS, METALLINEN SIDOS, TIIVIIN PAKKAUS.
1. Erilaisten pakkausten karakterisoimiseksi käytetään "tilan täyttökertoimen" käsitettä, eli atomien tilavuuden suhdetta kiteen tilavuuteen

Missä V a - atomin tilavuus,
Z on atomien lukumäärä yksikkösolussa,
V i- yksikkökennon tilavuus.
Atomeja edustavat tässä tapauksessa jäykät sädepallot R, koskettavat toisiaan. Pallon tilavuus V w = (4/3) R 3 .
Määritä tilan täyttökerroin irto- ja piilokopiopakkauksille.
2. Laske metallisäteiden arvojen (Liite 9) avulla a) kuparin (CPU), b) alumiinin (CPU) ja c) cesiumin (BCC) yksikkökennokoko.

E.N. Frenkel

Kemian opetusohjelma

Käsikirja niille, jotka eivät tiedä, mutta haluavat oppia ja ymmärtää kemiaa

Osa I. Yleisen kemian elementit
(ensimmäinen vaikeustaso)

Jatkoa. Katso nro 13, 18, 23/2007;
6/2008

Luku 4. Kemiallisen sidoksen käsite

Tämän käsikirjan aiemmissa luvuissa käsiteltiin sitä tosiasiaa, että aine koostuu molekyyleistä ja molekyylit atomeista. Oletko koskaan miettinyt: miksi molekyylin muodostavat atomit eivät lennä eri suuntiin? Mikä pitää atomit molekyylissä?

Pidättelee niitä kemiallinen sidos .

Kemiallisen sidoksen luonteen ymmärtämiseksi riittää muistaa yksinkertainen fysikaalinen koe. Kaksi vierekkäin roikkuvaa palloa naruissa eivät ”reagoi” toisiinsa millään tavalla. Mutta jos annat yhdelle pallolle positiivisen varauksen ja toiselle negatiivisen varauksen, ne houkuttelevat toisiaan. Eikö tämä ole se voima, joka houkuttelee atomeja toisiinsa? Itse asiassa tutkimukset ovat osoittaneet sen kemiallinen sidos on luonteeltaan sähköistä.

Mistä neutraalien atomien varaukset tulevat?

Artikkeli julkaistiin verkkokurssin tuella yhtenäisen valtion kokeeseen "koe" valmistautumiseen. Sivustolta löydät kaikki tarvittavat materiaalit itsenäiseen valmistautumiseen yhtenäiseen valtionkokeeseen - ainutlaatuisen valmistautumissuunnitelman laatiminen jokaiselle käyttäjälle, joka seuraa edistymistä kunkin aiheen, teorian ja tehtävien osalta. Kaikki tehtävät ovat uusimpien muutosten ja lisäysten mukaisia. Yhtenäisen valtiontutkinnon kirjallisesta osasta on myös mahdollista lähettää tehtäviä asiantuntijoille pisteiden saamiseksi ja työn analysoimiseksi arviointiperusteiden mukaan. Tehtävät seikkailujen muodossa kokemuksen keräämisessä, tasojen suorittamisessa, bonuksien ja palkintojen vastaanottamisessa, kilpailuissa ystävien kanssa Unified State Exam Arenalla. Aloita valmistelu seuraamalla linkkiä: https://examer.ru.

Atomien rakennetta kuvattaessa osoitettiin, että kaikilla atomeilla, lukuun ottamatta jalokaasuatomeja, on taipumus saada tai luovuttaa elektroneja. Syynä on vakaan kahdeksan elektronin ulkotason muodostuminen (kuten jalokaasut). Vastaanottaessa tai luovuttaessa elektroneja syntyy sähkövarauksia ja sen seurauksena hiukkasten välillä sähköstaattista vuorovaikutusta. Näin se syntyy ionisidos , eli sidos ionien välillä.

Ionit ovat stabiileja varautuneita hiukkasia, jotka muodostuvat elektronien vastaanottamisen tai menettämisen seurauksena.

Esimerkiksi aktiivisen metallin ja aktiivisen epämetallin atomi osallistuvat reaktioon:

Tässä prosessissa metalliatomi (natrium) luovuttaa elektroneja:

a) Onko tällainen hiukkanen stabiili?

b) Kuinka monta elektronia on jäljellä natriumatomissa?

c) Onko tällä hiukkasella varausta?

Siten tässä prosessissa muodostui stabiili hiukkanen (8 elektronia ulkotasolla), jolla on varaus, koska natriumatomin ytimen varaus on edelleen +11 ja jäljellä olevien elektronien kokonaisvaraus -10. Siksi natriumionin varaus on +1. Lyhyt tallenne tästä prosessista näyttää tältä:

Mitä rikkiatomille tapahtuu? Tämä atomi hyväksyy elektroneja, kunnes ulompi taso on valmis:

Yksinkertainen laskelma osoittaa, että tällä hiukkasella on varaus:

Vastakkaisesti varautuneet ionit vetävät toisiaan puoleensa, jolloin syntyy ionisidos ja "ionimolekyyli":

On olemassa muita tapoja muodostaa ioneja, joita käsitellään luvussa 6.

Muodollisesti natriumsulfidilla on juuri tämä molekyylikoostumus, vaikka ioneista koostuvalla aineella on suunnilleen seuraava rakenne (kuva 1):

Täten, ioneista koostuvat aineet eivät sisällä yksittäisiä molekyylejä! Tässä tapauksessa voimme puhua vain ehdollisesta "ionimolekyylistä".

Tehtävä 4.1. Näytä kuinka elektronien siirto tapahtuu, kun atomien välillä tapahtuu ionisidos:

a) kalsium ja kloori;

b) alumiini ja happi.

MUISTAA! Metalliatomi luovuttaa ulkoisia elektroneja; ei-metalliatomi ottaa vastaan ​​puuttuvat elektronit.

Johtopäätös. Yllä kuvatun mekanismin mukaisesti aktiivisten metallien ja aktiivisten epämetallien atomien välille muodostuu ionisidos.

Tutkimukset osoittavat kuitenkin, että elektronien täydellistä siirtymistä atomista toiseen ei aina tapahdu. Hyvin usein kemiallinen sidos ei muodostu elektronien antamisesta ja vastaanottamisesta, vaan yhteisten elektroniparien* muodostumisen seurauksena. Tätä yhteyttä kutsutaan kovalenttinen .

Kovalenttinen sidos syntyy yhteisten elektroniparien muodostumisen vuoksi. Tämäntyyppinen sidos muodostuu esimerkiksi ei-metalliatomien välille. Siten tiedetään, että typpimolekyyli koostuu kahdesta atomista - N2. Kuinka kovalenttinen sidos syntyy näiden atomien välille? Tähän kysymykseen vastaamiseksi on otettava huomioon typpiatomin rakenne:

Kysymys. Kuinka monta elektronia puuttuu ennen ulkotason suorittamista?

VASTAUS: Kolme elektronia puuttuu. Siksi merkitsemällä jokaista ulkotason elektronia pisteellä, saamme:

Kysymys. Miksi kolmea elektronia edustavat yksittäiset pisteet?

Vastaus: Asia on siinä, että haluamme näyttää jaettujen elektroniparien muodostumisen. Pari on kaksi elektronia. Tällainen pari esiintyy erityisesti, jos jokainen atomi tarjoaa yhden elektronin muodostamaan parin. Typpiatomilla on kolme elektronia pulaa ulomman tasonsa suorittamisesta. Tämä tarkoittaa, että hänen on "valmistettava" kolme yksittäistä elektronia muodostaakseen tulevia pareja (kuva 2).

Otettu vastaan molekyylin elektronikaava typpi, joka osoittaa, että jokaisessa typpiatomissa on nyt kahdeksan elektronia (kuusi niistä on ympyröity soikeassa plus 2 omaa elektronia); atomien väliin ilmestyi kolme yhteistä elektroniparia (ympyröiden leikkauspiste).

Jokainen elektronipari vastaa yhtä kovalenttista sidosta. Kuinka monta kovalenttista sidosta muodostui? Kolme. Näytämme jokaisen sidoksen (jokainen jaettu elektronipari) viivalla (valenssiviiva):

Kaikki nämä kaavat eivät kuitenkaan anna vastausta kysymykseen: mikä yhdistää atomeja, kun muodostuu kovalenttinen sidos? Elektroninen kaava osoittaa, että atomien välissä on yhteinen elektronipari. Ylimääräinen negatiivinen varaus syntyy tällä avaruuden alueella. Ja atomiytimillä, kuten tiedetään, on positiivinen varaus. Siten molempien atomien ytimiä vetää puoleensa yhteinen negatiivinen varaus, joka syntyi yhteisistä elektroniparista (tarkemmin sanottuna elektronipilvien leikkauspisteestä) (kuva 3).

Voiko tällainen sidos syntyä eri atomien välille? Voi olla. Anna typpiatomin olla vuorovaikutuksessa vetyatomien kanssa:

Vetyatomin rakenne osoittaa, että atomissa on yksi elektroni. Kuinka monta näistä atomeista on otettava, jotta typpiatomi "saa mitä haluaa" - kolme elektronia? Ilmeisesti kolme vetyatomia
(Kuva 4):

Risti kuvassa. 4 osoittaa vetyatomin elektroneja. Ammoniakkimolekyylin elektroninen kaava osoittaa, että typpiatomissa on nyt kahdeksan elektronia ja jokaisessa vetyatomissa on nyt kaksi elektronia (ja ensimmäisellä energiatasolla ei voi olla enempää).

Graafinen kaava osoittaa, että typpiatomilla on valenssi kolme (kolme viivaa tai kolme valenssiviivaa) ja jokaisella vetyatomilla on valenssi yksi (yksi viiva).

Vaikka sekä N2- että NH3-molekyylit sisältävät saman typpiatomin, atomien väliset kemialliset sidokset ovat erilaisia. Typpimolekyylissä N2 muodostuu kemiallisia sidoksia identtisiä atomeja, joten jaetut elektroniparit sijaitsevat keskellä atomien välissä. Atomit pysyvät neutraaleina. Tätä kemiallista sidosta kutsutaan ei-polaarinen .

Ammoniakkimolekyylissä NH3 muodostuu kemiallinen sidos erilaisia ​​atomeja. Siksi yksi atomeista (tässä tapauksessa typpiatomi) vetää puoleensa yhteistä elektroniparia voimakkaammin. Yhteiset elektroniparit siirtyvät kohti typpiatomia, ja siihen ilmestyy pieni negatiivinen varaus ja vetyatomiin positiivinen, sähkön napoja on syntynyt - sidos napainen (Kuva 5).

Useimmat kovalenttisilla sidoksilla rakennetuista aineista koostuvat yksittäisistä molekyyleistä (kuva 6).

Kuvasta Kuva 6 osoittaa, että atomien välillä on kemiallisia sidoksia, mutta molekyylien välillä ne puuttuvat tai ovat merkityksettömiä.

Kemiallisen sidoksen tyyppi vaikuttaa aineen ominaisuuksiin ja sen käyttäytymiseen liuoksissa. Joten mitä suurempi vetovoima hiukkasten välillä on, sitä vaikeampaa on repiä ne pois toisistaan ​​ja sitä vaikeampaa on muuttaa kiinteä aine kaasumaiseen tai nestemäiseen tilaan. Yritä määrittää alla olevasta kaaviosta, millä hiukkasilla on suuremmat vuorovaikutusvoimat ja mikä kemiallinen sidos muodostuu (kuva 7).

Jos luet luvun huolellisesti, vastauksesi on seuraava: maksimaalinen vuorovaikutus hiukkasten välillä tapahtuu tapauksessa I (ionisidos). Siksi kaikki tällaiset aineet ovat kiinteitä. Pienin vuorovaikutus varautumattomien hiukkasten välillä (tapaus III - ei-polaarinen kovalenttinen sidos). Tällaiset aineet ovat useimmiten kaasuja.

Tehtävä 4.2. Selvitä, mikä kemiallinen sidos esiintyy atomien välillä aineissa: NaCl, HCl, Cl 2, AlCl 3, H 2 O. Selitä.

Tehtävä 4.3. Tee sähköiset ja graafiset kaavat tehtävän 4.2 aineille, joissa määritit kovalenttisen sidoksen olemassaolon. Ionisidosta varten piirrä elektroninsiirtokaaviot.

Luku 5. Ratkaisut

Maapallolla ei ole ihmistä, joka ei olisi nähnyt ratkaisuja. Ja mikä se on?

Liuos on kahden tai useamman komponentin (komponenttien tai aineiden) homogeeninen seos.

Mikä on homogeeninen seos? Seoksen homogeenisuus olettaa sen sisältävien aineiden välistä homogeenisuutta puuttuva käyttöliittymä. Tässä tapauksessa on mahdotonta, ainakin visuaalisesti, määrittää, kuinka monta ainetta muodosti tietyn seoksen. Esimerkiksi vesijohtovettä katsottuna lasissa on vaikea kuvitella, että se sisältää vesimolekyylien lisäksi kymmenkunta ionia ja molekyylejä (O 2, CO 2, Ca 2+ jne.). Mikään mikroskooppi ei auta sinua näkemään näitä hiukkasia.

Mutta rajapinnan puuttuminen ei ole ainoa merkki homogeenisuudesta. Homogeenisessa seoksessa seoksen koostumus on sama missä tahansa vaiheessa. Siksi liuoksen saamiseksi sinun on sekoitettava perusteellisesti sen muodostavat komponentit (aineet).

Ratkaisuilla voi olla erilaisia ​​aggregaatiotiloja:

Kaasumaiset liuokset (esimerkiksi ilma - kaasuseos O 2, N 2, CO 2, Ar);

Nestemäiset liuokset (esimerkiksi Köln, siirappi, suolavesi);

Kiinteät liuokset (esimerkiksi seokset).

Yksi liuoksen muodostavista aineista on ns liuotin. Liuottimella on sama aggregaatioaste kuin liuoksella. Joten nestemäisille liuoksille se on neste: vesi, öljy, bensiini jne. Käytännössä käytetään useimmiten vesiliuoksia. Niistä keskustellaan lisää (ellei vastaavaa varausta ole tehty).

Mitä tapahtuu, kun erilaisia ​​aineita liukenee veteen? Miksi jotkut aineet liukenevat hyvin veteen, kun taas toiset liukenevat huonosti? Mikä määrittää liukoisuuden - aineen kyvyn liukea veteen?

Kuvitellaan, että pala sokeria laitetaan lasilliseen lämmintä vettä. Se makasi siellä, pieneni kokoaan ja... katosi. Missä? Rikotaanko aineen (sen massan, energian) säilymislakia? Ei. Ota kulauksen tuloksena olevaa liuosta ja olet varma, että vesi on makeaa ja sokeri ei ole kadonnut. Mutta miksi se ei näy?

Tosiasia on, että liukenemisen aikana tapahtuu aineen murskaus (jauhatus). Tässä tapauksessa pala sokeria on hajonnut molekyyleiksi, mutta emme näe niitä. Kyllä, mutta miksi pöydällä makaava sokeri ei hajoa molekyyleiksi? Miksi veteen pudotettu margariinipala ei myöskään katoa? Mutta koska liukoisen aineen pirstoutuminen tapahtuu liuottimen, esimerkiksi veden, vaikutuksesta. Mutta liuotin pystyy "vetämään" kiteen, kiinteän aineen, molekyyleiksi, jos se onnistuu "tarttumaan" näihin hiukkasiin. Toisin sanoen, kun aine liukenee, sen täytyy olla aineen ja liuottimen välinen vuorovaikutus.

Milloin tällainen vuorovaikutus on mahdollista? Vain siinä tapauksessa, että aineiden (sekä liukoisen että liuottimen) rakenne on samanlainen. Alkemistien sääntö on ollut tiedossa jo pitkään: "samanlainen liukenee samanlaiseen". Esimerkeissämme sokerimolekyylit ovat polaarisia ja niiden ja polaaristen vesimolekyylien välillä on tiettyjä vuorovaikutusvoimia. Ei-polaaristen rasvamolekyylien ja polaaristen vesimolekyylien välillä ei ole tällaisia ​​voimia. Siksi rasvat eivät liukene veteen. Täten, liukoisuus riippuu liuenneen aineen ja liuottimen laadusta.

Liuenneen aineen ja veden välisen vuorovaikutuksen seurauksena muodostuu yhdisteitä - kosteuttaa. Nämä voivat olla erittäin vahvoja yhteyksiä:

Tällaisia ​​yhdisteitä esiintyy yksittäisinä aineina: emäkset, happea sisältävät hapot. Luonnollisesti näiden yhdisteiden muodostumisen aikana syntyy vahvoja kemiallisia sidoksia ja vapautuu lämpöä. Joten kun CaO (poltettu kalkki) liuotetaan veteen, vapautuu niin paljon lämpöä, että seos kiehuu.

Mutta miksi, kun sokeri tai suola liuotetaan veteen, tuloksena oleva liuos ei kuumene? Ensinnäkin kaikki hydraatit eivät ole yhtä vahvoja kuin rikkihappo tai kalsiumhydroksidi. Siellä on suolojen hydraatteja (kiteisiä hydraatteja), jotka hajoavat helposti kuumennettaessa:

Toiseksi, liukenemisen aikana, kuten jo mainittiin, tapahtuu murskausprosessi. Ja tämä kuluttaa energiaa ja imee lämpöä.

Koska molemmat prosessit tapahtuvat samanaikaisesti, liuos voi lämmetä tai jäähtyä riippuen siitä, kumpi prosessi on vallitseva.

Tehtävä 5.1. Määritä, mikä prosessi - murskaus tai hydratointi - on vallitseva kussakin tapauksessa:

a) kun rikkihappoa liuotetaan veteen, jos liuosta kuumennetaan;

b) kun ammoniumnitraattia liuotetaan veteen, jos liuos on jäähtynyt;

c) kun ruokasuola liuotetaan veteen, jos liuoksen lämpötila pysyy käytännössä muuttumattomana.

Koska liuoksen lämpötila muuttuu liukenemisen aikana, on luonnollista olettaa, että se liukoisuus riippuu lämpötilasta. Itse asiassa useimpien kiinteiden aineiden liukoisuus kasvaa kuumentamalla. Kaasujen liukoisuus heikkenee kuumennettaessa. Siksi kiinteät aineet liuotetaan yleensä lämpimään tai kuumaan veteen, kun taas hiilihapotetut juomat pidetään kylmänä.

Liukoisuus(liukenemiskyky) aineet ei riipu aineen jauhatuksesta tai sekoituksen voimakkuudesta. Mutta nostamalla lämpötilaa, jauhamalla ainetta, sekoittamalla valmista liuosta, voit nopeuttaa liukenemisprosessia. Liuoksen saamisolosuhteita muuttamalla on mahdollista saada eri koostumuksia olevia liuoksia. Luonnollisesti on olemassa raja, jonka saavuttaessa on helppo havaita, että aine ei enää liukene veteen. Tätä ratkaisua kutsutaan rikas. Hyvin liukeneville aineille kyllästetty liuos sisältää paljon liuennutta ainetta. Siten kylläinen KNO 3 -liuos 100 °C:ssa sisältää 245 g suolaa 100 g:ssa vettä (345 g:ssa liuosta), tämä keskitetty ratkaisu. Heikosti liukenevien aineiden tyydyttyneet liuokset sisältävät mitättömiä määriä liuenneita yhdisteitä. Siten kylläinen hopeakloridiliuos sisältää 0,15 mg AgCl:a 100 g:ssa vettä. Tämä on erittäin laimennettuna ratkaisu.

Siten, jos liuos sisältää paljon liuennutta ainetta suhteessa liuottimeen, sitä kutsutaan väkeväksi, jos ainetta on vähän, sitä kutsutaan laimemmaksi. Hyvin usein sen ominaisuudet ja siten sen käyttö riippuvat liuoksen koostumuksesta.

Siten laimennettua etikkahappoliuosta (pöytäetikkaa) käytetään aromiaineena, ja tämän hapon tiivistetty liuos (etikkaesanssi suun kautta otettuna) voi aiheuttaa hengenvaarallisen palovamman.

Käytä liuosten kvantitatiivisen koostumuksen kuvastamiseksi arvoa nimeltä liuenneen aineen massaosa :

Missä m(v-va) – liuenneen aineen massa liuoksessa; m(liuos) – liuenneen aineen ja liuottimen sisältävän liuoksen kokonaismassa.

Joten, jos 100 g etikkaa sisältää 6 g etikkahappoa, puhumme 6-prosenttisesta etikkahappoliuoksesta (tämä on pöytäetikka). Menetelmiä ongelmien ratkaisemiseksi käyttämällä liuenneen aineen massaosuuden käsitettä käsitellään luvussa 8.

Johtopäätökset luvusta 5. Liuokset ovat homogeenisia seoksia, jotka koostuvat vähintään kahdesta aineesta, joista toista kutsutaan liuottimeksi ja toista liuenneeksi aineeksi. Liuotettuna tämä aine on vuorovaikutuksessa liuottimen kanssa, minkä vuoksi liuennut aine murskautuu. Liuoksen koostumus ilmaistaan ​​käyttämällä liuenneen aineen massaosuutta liuoksessa.

* Nämä elektroniparit esiintyvät elektronipilvien leikkauskohdassa.

Jatkuu

169338 0

Jokaisessa atomissa on tietty määrä elektroneja.

Kun atomit joutuvat kemiallisiin reaktioihin, ne luovuttavat, saavat tai jakavat elektroneja saavuttaen vakaimman elektronisen konfiguraation. Alhaisimman energian omaava konfiguraatio (kuten jalokaasuatomeissa) osoittautuu vakaimmaksi. Tätä mallia kutsutaan "oktettisäännöksi" (kuva 1).

Riisi. 1.

Tämä sääntö koskee kaikkia liitostyypit. Atomien välisten elektronisten yhteyksien avulla ne voivat muodostaa pysyviä rakenteita yksinkertaisimmista kiteistä monimutkaisiin biomolekyyleihin, jotka lopulta muodostavat eläviä järjestelmiä. Ne eroavat kiteistä jatkuvassa aineenvaihdunnassaan. Samaan aikaan monet kemialliset reaktiot etenevät mekanismien mukaan sähköinen siirto, joilla on tärkeä rooli kehon energiaprosesseissa.

Kemiallinen sidos on voima, joka pitää yhdessä kaksi tai useampia atomia, ioneja, molekyylejä tai mitä tahansa näiden yhdistelmää.

Kemiallisen sidoksen luonne on universaali: se on negatiivisesti varautuneiden elektronien ja positiivisesti varautuneiden ytimien välinen sähköstaattinen vetovoima, jonka määrää atomien ulkokuoren elektronien konfiguraatio. Atomin kykyä muodostaa kemiallisia sidoksia kutsutaan valenssi, tai hapetustila. Käsite valenssielektronit- elektronit, jotka muodostavat kemiallisia sidoksia, eli sijaitsevat korkeimman energian kiertoradalla. Vastaavasti nämä orbitaalit sisältävän atomin ulkokuorta kutsutaan valenssikuori. Tällä hetkellä kemiallisen sidoksen olemassaolon osoittaminen ei riitä, vaan on tarpeen selventää sen tyyppiä: ioninen, kovalenttinen, dipoli-dipoli, metalli.

Ensimmäinen yhteystyyppi onioninen yhteys

Lewisin ja Kosselin elektronisen valenssiteorian mukaan atomit voivat saavuttaa vakaan elektronisen konfiguraation kahdella tavalla: ensinnäkin menettämällä elektroneja, muuttumalla kationeja, toiseksi niiden hankkiminen, muuttuminen anionit. Elektroninsiirron seurauksena ionien välisen sähköstaattisen vetovoiman vuoksi, joiden varaukset ovat vastakkaisia, muodostuu kemiallinen sidos, jota Kossel kutsuu. sähkövalenttinen"(nyt nimeltään ioninen).

Tässä tapauksessa anionit ja kationit muodostavat vakaan elektronisen konfiguraation, jossa on täytetty ulompi elektronikuori. Tyypilliset ionisidokset muodostuvat jaksollisen järjestelmän kationeista T ja II sekä ryhmien VI ja VII ei-metallisten alkuaineiden anioneista (16 ja 17 alaryhmää, vastaavasti, kalkogeenit Ja halogeenit). Ioniyhdisteiden sidokset ovat tyydyttymättömiä ja suuntaamattomia, joten ne säilyttävät mahdollisuuden sähköstaattiseen vuorovaikutukseen muiden ionien kanssa. Kuvassa Kuvat 2 ja 3 esittävät esimerkkejä ionisidoksista, jotka vastaavat Kosselin elektroninsiirron mallia.

Riisi. 2.

Riisi. 3. Ionisidos ruokasuolan (NaCl) molekyylissä

Tässä on aiheellista muistaa joitain ominaisuuksia, jotka selittävät aineiden käyttäytymistä luonnossa, erityisesti harkitsemaan ajatusta hapot Ja syyt.

Kaikkien näiden aineiden vesiliuokset ovat elektrolyyttejä. Ne vaihtavat väriä eri tavalla indikaattoreita. Indikaattorien vaikutusmekanismin löysi F.V. Ostwald. Hän osoitti, että indikaattorit ovat heikkoja happoja tai emäksiä, joiden väri eroaa dissosioitumattomissa ja dissosioituneissa tiloissa.

Emäkset voivat neutraloida happoja. Kaikki emäkset eivät liukene veteen (esim. jotkut orgaaniset yhdisteet, jotka eivät sisällä OH-ryhmiä, ovat liukenemattomia, erityisesti trietyyliamiini N(C2H5)3); liukoisia emäksiä kutsutaan alkalit.

Happojen vesiliuokset käyvät läpi tyypillisiä reaktioita:

a) metallioksideilla - suolan ja veden muodostuksella;

b) metallien kanssa - suolan ja vedyn muodostuessa;

c) karbonaattien kanssa - suolan muodostuksella, CO 2 ja N 2 O.

Happojen ja emästen ominaisuuksia kuvataan useilla teorioilla. S.A.:n teorian mukaisesti. Arrhenius, happo, on aine, joka hajoaa muodostaen ioneja N+ , kun taas emäs muodostaa ioneja HÄN- . Tämä teoria ei ota huomioon orgaanisten emästen olemassaoloa, joissa ei ole hydroksyyliryhmiä.

Mukaisesti protoni Brønstedin ja Lowryn teorian mukaan happo on aine, joka sisältää molekyylejä tai ioneja, jotka luovuttavat protoneja. lahjoittajia protonit), ja emäs on aine, joka koostuu molekyyleistä tai ioneista, jotka hyväksyvät protoneja ( hyväksyjät protonit). Huomaa, että vesiliuoksissa vetyionit ovat hydratoituneessa muodossa, toisin sanoen hydronium-ionien muodossa H3O+ . Tämä teoria ei kuvaa vain reaktioita veden ja hydroksidi-ionien kanssa, vaan myös reaktioita, jotka suoritetaan ilman liuotinta tai vedettömän liuottimen kanssa.

Esimerkiksi ammoniakin välisessä reaktiossa N.H. 3 (heikko emäs) ja kloorivety kaasufaasissa muodostuu kiinteää ammoniumkloridia, ja kahden aineen tasapainoseoksessa on aina 4 hiukkasta, joista kaksi on happoja ja kaksi muuta emästä:

Tämä tasapainoseos koostuu kahdesta konjugaattiparista happoja ja emäksiä:

1)N.H. 4+ ja N.H. 3

2) HCl Ja Cl ‑

Tässä kussakin konjugaattiparissa happo ja emäs eroavat yhden protonin verran. Jokaisella hapolla on konjugaattiemäs. Vahvalla hapolla on heikko konjugaattiemäs ja heikolla hapolla vahva konjugaattiemäs.

Brønsted-Lowryn teoria auttaa selittämään veden ainutlaatuisen roolin biosfäärin elämässä. Vesi voi sen kanssa vuorovaikutuksessa olevasta aineesta riippuen osoittaa joko hapon tai emäksen ominaisuuksia. Esimerkiksi reaktioissa etikkahapon vesiliuosten kanssa vesi on emäs ja reaktioissa ammoniakin vesiliuosten kanssa se on happoa.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Tässä etikkahappomolekyyli luovuttaa protonin vesimolekyylille;

2) NH3 + H2O ↔ NH 4 + + HÄN- . Tässä ammoniakkimolekyyli hyväksyy protonin vesimolekyylistä.

Siten vesi voi muodostaa kaksi konjugaattiparia:

1) H2O(happo) ja HÄN- (konjugoitu emäs)

2) H3O+ (happo) ja H2O(konjugaattiemäs).

Ensimmäisessä tapauksessa vesi luovuttaa protonin, ja toisessa se ottaa sen vastaan.

Tätä ominaisuutta kutsutaan amfiprotonismia. Aineita, jotka voivat reagoida sekä happoina että emäksinä, kutsutaan amfoteerinen. Tällaisia ​​aineita löytyy usein elävästä luonnosta. Esimerkiksi aminohapot voivat muodostaa suoloja sekä happojen että emästen kanssa. Siksi peptidit muodostavat helposti koordinaatioyhdisteitä läsnä olevien metalli-ionien kanssa.

Siten ionisen sidoksen tyypillinen ominaisuus on sitoutuvien elektronien täydellinen liike yhteen ytimistä. Tämä tarkoittaa, että ionien välissä on alue, jossa elektronitiheys on lähes nolla.

Toinen yhteystyyppi onkovalenttinen yhteys

Atomit voivat muodostaa stabiileja elektronisia kokoonpanoja jakamalla elektroneja.

Tällainen sidos muodostuu, kun elektronipari jaetaan yksi kerrallaan kaikilta atomi. Tässä tapauksessa jaetut sidoselektronit jakautuvat tasaisesti atomien kesken. Esimerkkejä kovalenttisista sidoksista ovat mm homoydin kaksiatominen molekyylit H 2 , N 2 , F 2. Saman tyyppinen yhteys löytyy allotroopeista O 2 ja otsoni O 3 ja polyatomiselle molekyylille S 8 ja myös heteronukleaariset molekyylit vetykloridi HCl, hiilidioksidi CO 2, metaani CH 4, etanoli KANSSA 2 N 5 HÄN, rikkiheksafluoridi SF 6, asetyleeni KANSSA 2 N 2. Kaikilla näillä molekyyleillä on samat elektronit, ja niiden sidokset ovat kyllästyneet ja suunnatut samalla tavalla (kuva 4).

Biologeille on tärkeää, että kaksois- ja kolmoissidoksilla on pienemmät kovalenttiset atomisäteet verrattuna yksittäisiin sidoksiin.

Riisi. 4. Kovalenttinen sidos Cl2-molekyylissä.

Ioniset ja kovalenttiset sidostyypit ovat kaksi ääritapausta monista olemassa olevista kemiallisista sidostyypeistä, ja käytännössä useimmat sidokset ovat välimuotoja.

Kahden alkuaineen yhdisteet, jotka sijaitsevat jaksollisen järjestelmän saman tai eri jaksojen vastakkaisissa päissä, muodostavat pääasiassa ionisidoksia. Kun alkuaineet siirtyvät lähemmäksi toisiaan jakson sisällä, niiden yhdisteiden ioninen luonne vähenee ja kovalenttinen luonne kasvaa. Esimerkiksi alkuaineiden halogenidit ja oksidit jaksollisen taulukon vasemmalla puolella muodostavat pääasiassa ionisia sidoksia ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), ja samat alkuaineiden yhdisteet taulukon oikealla puolella ovat kovalenttisia ( H20, CO2, NH3, NO2, CH4, fenoli C6H5OH, glukoosia C6H12O6, etanoli C2H5OH).

Kovalenttisella sidoksella on puolestaan ​​vielä yksi muunnos.

Moniatomisissa ioneissa ja monimutkaisissa biologisissa molekyyleissä molemmat elektronit voivat olla peräisin vain yksi atomi. Sitä kutsutaan luovuttaja elektronipari. Atomia, joka jakaa tämän elektroniparin luovuttajan kanssa, kutsutaan tunnustaja elektronipari. Tämän tyyppistä kovalenttista sidosta kutsutaan koordinointi (luovuttaja-vastaava, taidatiivi) viestintää(Kuva 5). Tämäntyyppinen sidos on tärkein biologian ja lääketieteen kannalta, koska aineenvaihdunnalle tärkeimpien d-alkuaineiden kemia kuvataan suurelta osin koordinaatiosidoksilla.

Kuva. 5.

Yleensä monimutkaisessa yhdisteessä metalliatomi toimii elektroniparin vastaanottajana; päinvastoin, ionisissa ja kovalenttisissa sidoksissa metalliatomi on elektronin luovuttaja.

Kovalenttisen sidoksen olemus ja sen lajike - koordinaatiosidos - voidaan selvittää toisen GN:n ehdottaman happojen ja emästen teorian avulla. Lewis. Hän laajensi jonkin verran termien "happo" ja "emäs" semanttista käsitettä Brønsted-Lowryn teorian mukaan. Lewisin teoria selittää kompleksisten ionien muodostumisen luonteen ja aineiden osallistumisen nukleofiilisiin substituutioreaktioihin eli CS:n muodostumiseen.

Lewisin mukaan happo on aine, joka pystyy muodostamaan kovalenttisen sidoksen vastaanottamalla elektroniparin emäksestä. Lewis-emäs on aine, jossa on yksittäinen elektronipari, joka luovuttamalla elektroneja muodostaa kovalenttisen sidoksen Lewis-hapon kanssa.

Toisin sanoen Lewisin teoria laajentaa happo-emäsreaktioiden valikoimaa myös reaktioihin, joihin protonit eivät osallistu lainkaan. Lisäksi protoni itsessään on tämän teorian mukaan myös happo, koska se pystyy vastaanottamaan elektroniparin.

Siksi tämän teorian mukaan kationit ovat Lewisin happoja ja anionit Lewis-emäksiä. Esimerkkinä voisivat olla seuraavat reaktiot:

Edellä todettiin, että aineiden jakautuminen ionisiin ja kovalenttisiin on suhteellista, koska kovalenttisissa molekyyleissä ei tapahdu täydellistä elektronien siirtoa metalliatomeista akseptoriatomeihin. Yhdisteissä, joissa on ionisidoksia, jokainen ioni on vastakkaisen merkin ionien sähkökentässä, joten ne ovat keskenään polarisoituneita ja niiden kuoret ovat epämuodostuneita.

Polarisoituvuus määräytyy ionin elektronisen rakenteen, varauksen ja koon mukaan; anioneille se on suurempi kuin kationeille. Suurin polarisoituvuus kationeista on kationeille, joilla on suurempi varaus ja pienempi koko, esim. Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Sillä on voimakas polarisoiva vaikutus N+ . Koska ionipolarisaation vaikutus on kaksisuuntainen, se muuttaa merkittävästi niiden muodostamien yhdisteiden ominaisuuksia.

Kolmas yhteystyyppi ondipoli-dipoli yhteys

Lueteltujen viestintätyyppien lisäksi on myös dipoli-dipoli molekyylien välinen vuorovaikutuksia, joita kutsutaan myös van der Waals .

Näiden vuorovaikutusten voimakkuus riippuu molekyylien luonteesta.

Vuorovaikutuksia on kolmenlaisia: pysyvä dipoli - pysyvä dipoli ( dipoli-dipoli vetovoima); pysyvä dipoli-indusoitu dipoli ( induktio vetovoima); hetkellinen dipoli-indusoitu dipoli ( hajaantuva vetovoima tai Lontoon joukot; riisi. 6).

Riisi. 6.

Vain molekyyleillä, joissa on polaarisia kovalenttisia sidoksia, on dipoli-dipolimomentti ( HCl, NH3, SO 2, H20, C6H5Cl), ja sidoslujuus on 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10–30 kulonia - C × m).

Biokemiassa on toisenlainen yhteys - vety yhteys, mikä on rajoittava tapaus dipoli-dipoli vetovoima. Tämä sidos muodostuu vetyatomin ja pienen elektronegatiivisen atomin, useimmiten hapen, fluorin ja typen, välisestä vetovoimasta. Suurilla atomeilla, joilla on samanlainen elektronegatiivisuus (kuten kloori ja rikki), vetysidos on paljon heikompi. Vetyatomi erottuu yhdestä merkittävästä ominaisuudesta: kun sidoselektroneja vedetään pois, sen ydin - protoni - paljastuu eikä ole enää elektronien suojassa.

Siksi atomi muuttuu suureksi dipoliksi.

Vetysidos, toisin kuin van der Waalsin sidos, ei muodostu vain molekyylien välisten vuorovaikutusten aikana, vaan myös yhden molekyylin sisällä - molekyylin sisäinen vetysidos. Vetysidoksilla on tärkeä rooli biokemiassa, esimerkiksi proteiinien rakenteen stabiloinnissa a-heliksin muodossa tai DNA:n kaksoiskierteen muodostuksessa (kuvio 7).

Kuva 7.

Vety- ja van der Waalsin sidokset ovat paljon heikompia kuin ioniset, kovalenttiset ja koordinaatiosidokset. Molekyylien välisten sidosten energia on esitetty taulukossa. 1.

Pöytä 1. Molekyylienvälisten voimien energia

Huomautus: Molekyylien välisten vuorovaikutusten aste heijastuu sulamisen ja haihtumisen (kiehumisen) entalpiasta. Ioniyhdisteet vaativat huomattavasti enemmän energiaa ionien erottamiseen kuin molekyylien erottamiseen. Ioniyhdisteiden sulamisen entalpia on paljon suurempi kuin molekyyliyhdisteiden.

Neljäs yhteystyyppi onmetallinen liitos

Lopuksi on olemassa toisen tyyppisiä molekyylien välisiä sidoksia - metalli: metallihilan positiivisten ionien yhdistäminen vapaiden elektronien kanssa. Tämän tyyppistä yhteyttä ei esiinny biologisissa objekteissa.

Lyhyestä sidostyyppien tarkastelusta selviää yksi yksityiskohta: metalliatomin tai -ionin - elektronin luovuttajan, samoin kuin atomin - elektronin vastaanottajan tärkeä parametri on sen koko.

Yksityiskohtiin menemättä toteamme, että atomien kovalenttiset säteet, metallien ionisäteet ja vuorovaikutuksessa olevien molekyylien van der Waalsin säteet kasvavat niiden atomiluvun kasvaessa jaksollisen järjestelmän ryhmissä. Tässä tapauksessa ionisäteiden arvot ovat pienimmät ja van der Waalsin säteet ovat suurimmat. Pääsääntöisesti ryhmää alaspäin liikkuessa kaikkien elementtien säteet kasvavat, sekä kovalenttisten että van der Waalsin.

Suurin merkitys biologeille ja lääkäreille ovat koordinaatio(luovuttaja-vastaava) sidokset koordinaatiokemian mukaan.

Lääketieteelliset bioepäorgaaniset aineet. G.K. Barashkov