Koncepcija ķīmiskā saite nav maza nozīme dažādās ķīmijas kā zinātnes jomās. Tas ir saistīts ar faktu, ka tieši ar tās palīdzību atsevišķi atomi spēj apvienoties molekulās, veidojot visa veida vielas, kuras, savukārt, ir ķīmisko pētījumu priekšmets.

Atomu un molekulu daudzveidība ir saistīta ar dažāda veida saišu rašanos starp tām. Dažādām molekulu klasēm ir raksturīgas savas elektronu sadalījuma īpašības un līdz ar to savi saišu veidi.

Pamatjēdzieni

Ķīmiskā saite sauc par mijiedarbību kopumu, kas noved pie atomu saistīšanās ar sarežģītākas struktūras stabilu daļiņu (molekulu, jonu, radikāļu), kā arī agregātu (kristālu, stiklu utt.) veidošanos. Šīm mijiedarbībām ir elektrisks raksturs, un tās rodas valences elektronu sadalījuma laikā tuvojošos atomos.

Valence pieņemta nosauc atoma spēju veidot noteiktu skaitu saišu ar citiem atomiem. Jonu savienojumos par valences vērtību tiek ņemts atmesto vai iegūto elektronu skaits. Kovalentos savienojumos tas ir vienāds ar kopīgo elektronu pāru skaitu.

Zem oksidācijas pakāpe tiek saprasta kā nosacīta lādiņš, kas varētu būt uz atoma, ja visas polārās kovalentās saites būtu jonu raksturs.

Savienojuma daudzveidību sauc kopīgo elektronu pāru skaits starp aplūkotajiem atomiem.

Dažādās ķīmijas nozarēs aplūkotās saites var iedalīt divu veidu ķīmiskajās saitēs: tajās, kas izraisa jaunu vielu veidošanos (intramolekulārās) , Un tās, kas rodas starp molekulām (starpmolekulāras).

Komunikācijas pamatīpašības

Komunikācijas enerģija ir enerģija, kas nepieciešama, lai pārrautu visas molekulā esošās saites. Tā ir arī enerģija, kas izdalās saites veidošanās laikā.

Saites garums ir attālums starp blakus esošajiem atomu kodoliem molekulā, kurā pievilkšanas un atgrūšanas spēki ir līdzsvaroti.

Šīs divas ķīmiskās saites starp atomiem īpašības ir tās stiprības mērs: jo īsāks garums un lielāka enerģija, jo stiprāka ir saite.

Savienojuma leņķis ir pieņemts saukt leņķi starp attēlotajām līnijām, kas iet komunikācijas virzienā caur atomu kodoliem.

Savienojumu aprakstīšanas metodes

Visizplatītākās divas pieejas ķīmiskās saites izskaidrošanai, kas aizgūtas no kvantu mehānikas:

Molekulārā orbitālā metode. Viņš aplūko molekulu kā elektronu un atomu kodolu kopumu, katram atsevišķam elektronam pārvietojoties visu pārējo elektronu un kodolu darbības laukā. Molekulai ir orbitāla struktūra, un visi tās elektroni ir sadalīti šajās orbītās. Šo metodi sauc arī par MO LCAO, kas apzīmē “molekulāro orbitālo un lineāro kombināciju

Valences saites metode. Apzīmē molekulu kā divu centrālo molekulāro orbitāļu sistēmu. Turklāt katrs no tiem atbilst vienai saitei starp diviem blakus esošajiem atomiem molekulā. Metode ir balstīta uz šādiem noteikumiem:

1. Ķīmiskās saites veidošanos veic elektronu pāris ar pretējiem spiniem, kas atrodas starp diviem attiecīgajiem atomiem. Izveidotais elektronu pāris vienādi pieder abiem atomiem.
2. Konkrēta atoma izveidoto saišu skaits ir vienāds ar nepāra elektronu skaitu zemes un ierosinātā stāvoklī.
3. Ja elektronu pāri nepiedalās saites veidošanā, tad tos sauc par vientuļajiem pāriem.

Elektronegativitāte

Ķīmiskās saites veidu vielās var noteikt, pamatojoties uz atšķirību to veidojošo atomu elektronegativitātes vērtībās. Zem elektronegativitāte izprast atomu spēju piesaistīt kopīgus elektronu pārus (elektronu mākonis), kas noved pie saites polarizācijas.

Pastāv dažādos veidos elektronegativitātes vērtību noteikšana ķīmiskie elementi. Tomēr visvairāk tiek izmantota skala, kas balstīta uz termodinamiskajiem datiem, ko tālajā 1932. gadā ierosināja L. Paulings.

Jo lielāka ir atomu elektronegativitātes atšķirība, jo izteiktāka ir tā jonitāte. Gluži pretēji, vienādas vai līdzīgas elektronegativitātes vērtības norāda uz saites kovalento raksturu. Citiem vārdiem sakot, ir iespējams matemātiski noteikt, kāda ķīmiskā saite ir novērota konkrētā molekulā. Lai to izdarītu, jums jāaprēķina ΔХ - atomu elektronegativitātes atšķirība, izmantojot formulu: ΔХ=|Х 1 -X 2 |.

• Ja ΔХ>1,7, tad saite ir jonu.
• Ja 0,5≤ΔХ≤1,7, tad kovalentā saite ir polāra.
• Ja ΔХ=0 vai tuvu tai, tad saiti klasificē kā kovalentu nepolāru.

Jonu saite

Jonu saite ir saite, kas rodas starp joniem vai tāpēc, ka viens no atomiem pilnībā izņem kopīgu elektronu pāri. Vielās šāda veida ķīmisko saiti veic elektrostatiskās pievilkšanās spēki.

Joni ir lādētas daļiņas, kas veidojas no atomiem, iegūstot vai zaudējot elektronus. Ja atoms pieņem elektronus, tas iegūst negatīvu lādiņu un kļūst par anjonu. Ja atoms atsakās no valences elektroniem, tas kļūst par pozitīvi lādētu daļiņu, ko sauc par katjonu.

Tas ir raksturīgs savienojumiem, kas veidojas, mijiedarbojoties tipisku metālu atomiem ar tipisku nemetālu atomiem. Galvenais šī procesa iemesls ir atomu vēlme iegūt stabilas elektroniskās konfigurācijas. Un šim nolūkam tipiskiem metāliem un nemetāliem ir jādod vai jāpieņem tikai 1-2 elektroni, ko viņi dara viegli.

Jonu ķīmiskās saites veidošanās mehānisms molekulā tradicionāli tiek aplūkots, izmantojot nātrija un hlora mijiedarbības piemēru. Sārmu metālu atomi viegli atsakās no elektrona, ko vilka halogēna atoms. Rezultātā veidojas Na + katjons un Cl - anjons, kurus kopā satur elektrostatiskā pievilcība.

Ideālas jonu saites nav. Pat šādos savienojumos, kurus bieži klasificē kā jonus, galīgā elektronu pārnešana no atoma uz atomu nenotiek. Izveidotais elektronu pāris joprojām paliek iekšā kopīgs lietojums. Tāpēc viņi runā par kovalentās saites jonitātes pakāpi.

Jonu saiti raksturo divas galvenās viena ar otru saistītas īpašības:

• nevirziena, t.i. elektriskais lauks ap jonu tam ir sfēras forma;
• nepiesātinājumu, t.i., pretēji lādētu jonu skaitu, ko var novietot ap jebkuru jonu, nosaka to izmēri.

Kovalentā ķīmiskā saite

Saiti, ko veido nemetālu atomu elektronu mākoņi, kas pārklājas, tas ir, ko veic kopīgs elektronu pāris, sauc par kovalento saiti. Kopīgo elektronu pāru skaits nosaka saites daudzveidību. Tādējādi ūdeņraža atomi ir savienoti ar vienu H··H saiti, un skābekļa atomi veido O::O dubultsaiti.

Ir divi tā veidošanās mehānismi:

• Apmaiņa - katrs atoms pārstāv vienu elektronu, veidojot kopīgu pāri: A· + ·B = A:B, savukārt ārējās atomu orbitāles, uz kurām atrodas viens elektrons, piedalās saitē.
• Donors-akceptors - lai izveidotu saiti, viens no atomiem (donors) nodrošina elektronu pāri, bet otrais (akceptors) nodrošina brīvu orbitāli tā novietošanai: A + : B = A: B.

Dažādi ir arī veidi, kā elektronu mākoņi pārklājas kovalentās ķīmiskās saites veidošanās laikā.

1. Tieša. Mākoņu pārklāšanās reģions atrodas uz taisnas iedomātas līnijas, kas savieno attiecīgo atomu kodolus. Šajā gadījumā veidojas σ saites. Ķīmiskās saites veids, kas rodas šajā gadījumā, ir atkarīgs no elektronu mākoņu veida, kas pārklājas: s-s, s-p, p-p, s-d vai p-d σ saites. Daļiņā (molekulā vai jonā) starp diviem blakus atomiem ir iespējama tikai viena σ saite.
2. Sānu. To veic abās līnijas pusēs, kas savieno atomu kodolus. Tādā veidā veidojas π saite, un iespējamas arī tās šķirnes: p-p, p-d, d-d. π saite nekad neveidojas atsevišķi no σ saites, tā var rasties molekulās, kas satur vairākas (dubultās un trīskāršās) saites.

Kovalento saišu īpašības

Tie nosaka savienojumu ķīmiskās un fizikālās īpašības. Jebkuras ķīmiskās saites galvenās īpašības vielās ir tās virziens, polaritāte un polarizējamība, kā arī piesātinājums.

Fokuss savienojumus nosaka vielu molekulārās struktūras īpatnības un to molekulu ģeometriskā forma. Tās būtība ir tāda, ka vislabākā elektronu mākoņu pārklāšanās ir iespējama pie noteiktas orientācijas telpā. σ- un π-saišu veidošanas iespējas jau tika apspriestas iepriekš.

Zem piesātinājums izprast atomu spēju veidot noteiktu skaitu ķīmisko saišu molekulā. Kovalento saišu skaitu katram atomam ierobežo ārējo orbitāļu skaits.

Polaritāte saite ir atkarīga no atomu elektronegativitātes vērtību atšķirības. No tā ir atkarīgs elektronu sadalījuma vienmērīgums starp atomu kodoliem. Saskaņā ar šo raksturlielumu kovalentā saite var būt polāra vai nepolāra.

• Ja kopējais elektronu pāris vienādi pieder katram no atomiem un atrodas vienādā attālumā no to kodoliem, tad kovalentā saite ir nepolāra.
• Ja kopīgs elektronu pāris tiek pārvietots uz viena atoma kodolu, tad veidojas kovalentā polārā ķīmiskā saite.

Polarizējamība tiek izteikta ar saites elektronu nobīdi ārējā ietekmē elektriskais lauks, kas var piederēt citai daļiņai, blakus esošajām saitēm tajā pašā molekulā vai nāk no ārējie avoti elektromagnētiskie lauki. Tādējādi kovalentā saite to ietekmē var mainīt savu polaritāti.

Ar orbitāļu hibridizāciju saprot to formu izmaiņas ķīmiskās saites laikā. Tas ir nepieciešams, lai panāktu visefektīvāko pārklāšanos. Pastāv šādi hibridizācijas veidi:

• sp3. Viena s un trīs p orbitāles veido četras vienādas formas “hibrīdas” orbitāles. Ārēji tas atgādina tetraedru ar leņķi starp asīm 109°.
• sp2. Viena s- un divas p-orbitāles veido plakanu trīsstūri ar leņķi starp asīm 120°.
• sp. Viena s- un viena p-orbitāle veido divas “hibrīdas” orbitāles, kuru leņķis starp to asīm ir 180°.

Metāla atomu struktūras īpatnība ir to diezgan lielais rādiuss un neliela elektronu skaita klātbūtne ārējās orbitālēs. Rezultātā šādos ķīmiskajos elementos saikne starp kodolu un valences elektroniem ir salīdzinoši vāja un viegli pārraujama.

Metāls Saite ir mijiedarbība starp metālu atomiem un joniem, kas notiek ar delokalizētu elektronu palīdzību.

Metāla daļiņās valences elektroni var viegli atstāt ārējās orbitāles, kā arī ieņemt uz tām brīvas vietas. Tādējādi dažādos laika momentos viena un tā pati daļiņa var būt atoms un jons. No tiem atdalītie elektroni brīvi pārvietojas pa visu kristāla režģa tilpumu un veido ķīmisko saiti.

Šāda veida saitēm ir līdzības ar jonu un kovalentajām saitēm. Tāpat kā jonu saitēm, arī metāliskām saitēm ir nepieciešami joni. Bet, ja pirmajā gadījumā ir nepieciešami katjoni un anjoni, lai veiktu elektrostatisko mijiedarbību, tad otrajā negatīvi lādētu daļiņu lomu spēlē elektroni. Salīdzinot metālisku saiti ar kovalento saiti, abām ir nepieciešami kopīgi elektroni. Tomēr atšķirībā no polārajām ķīmiskajām saitēm tās nav lokalizētas starp diviem atomiem, bet pieder pie visām kristāla režģa metāla daļiņām.

Metāliskā savienošana ir atbildīga par gandrīz visu metālu īpašajām īpašībām:

• plastiskums ir saistīts ar iespēju pārvietot atomu slāņus kristāla režģī, ko satur elektronu gāze;
• metālisks spīdums, kas tiek novērots gaismas staru atstarošanas dēļ no elektroniem (pulvera stāvoklī nav kristāla režģa un līdz ar to elektroni, kas pārvietojas pa to);
• elektrovadītspēja, ko veic uzlādētu daļiņu plūsma, un iekšā šajā gadījumā mazie elektroni brīvi pārvietojas starp lieliem metāla joniem;
• siltumvadītspēja tiek novērota, pateicoties elektronu spējai nodot siltumu.

Šo ķīmiskās saites veidu dažreiz sauc par starpposmu starp kovalento un starpmolekulāro mijiedarbību. Ja ūdeņraža atomam ir saite ar kādu no ļoti elektronnegatīviem elementiem (piemēram, fosforu, skābekli, hloru, slāpekli), tad tas spēj veidot papildu saiti, ko sauc par ūdeņraža saiti.

Tas ir daudz vājāks par visiem iepriekš apskatītajiem saišu veidiem (enerģija ne vairāk kā 40 kJ/mol), taču to nevar atstāt novārtā. Tāpēc ūdeņraža ķīmiskā saite diagrammā parādās kā punktēta līnija.

Ūdeņraža saites rašanās iespējama vienlaicīgas donora-akceptora elektrostatiskās mijiedarbības dēļ. Liela elektronegativitātes vērtību atšķirība izraisa pārmērīga elektronu blīvuma parādīšanos uz O, N, F un citiem atomiem, kā arī pie tā trūkuma ūdeņraža atomā. Gadījumā, ja starp šādiem atomiem nav ķīmiskas saites, kad tie ir pietiekami tuvu, tiek aktivizēti pievilcīgi spēki. Šajā gadījumā protons ir elektronu pāra akceptors, bet otrais atoms ir donors.

Ūdeņraža saites var rasties gan starp blakus esošām molekulām, piemēram, ūdeni, karbonskābēm, spirtiem, amonjaku, gan molekulā, piemēram, salicilskābi.

Ūdeņraža saišu klātbūtne starp ūdens molekulām izskaidro vairākas tās unikālās īpašības fizikālās īpašības:

• Tās siltumietilpības, dielektriskās konstantes, viršanas un kušanas punktu vērtībām saskaņā ar aprēķiniem jābūt ievērojami mazākām par reālajām, kas izskaidrojams ar molekulu savienojamību un nepieciešamību tērēt enerģiju starpmolekulāro ūdeņraža saišu pārraušanai.
• Atšķirībā no citām vielām, temperatūrai pazeminoties, ūdens tilpums palielinās. Tas notiek tāpēc, ka molekulas ledus kristāliskajā struktūrā ieņem noteiktu vietu un attālinās viena no otras ūdeņraža saites garumā.

Šim savienojumam ir īpaša loma dzīviem organismiem, jo ​​tā klātbūtne olbaltumvielu molekulās nosaka to īpašo struktūru un līdz ar to arī īpašības. Turklāt, nukleīnskābes, kas veido DNS dubulto spirāli, ir arī savienoti ar ūdeņraža saitēm.

Saites kristālos

Pārliecinošs vairākums cietvielas ir kristāla režģis - īpašs to veidojošo daļiņu savstarpējais izvietojums. Šajā gadījumā tiek novērota trīsdimensiju periodiskums, un mezglos atrodas atomi, molekulas vai joni, kurus savieno iedomātas līnijas. Atkarībā no šo daļiņu rakstura un savienojumiem starp tām visas kristāliskās struktūras iedala atomu, molekulārās, jonu un metāliskās.

Jonu kristāla režģa mezgli satur katjonus un anjonus. Turklāt katru no tiem ieskauj stingri noteikts skaits jonu ar tikai pretēju lādiņu. Tipisks piemērs ir nātrija hlorīds (NaCl). Tiem mēdz būt augsts kušanas punkts un cietība, jo to sadalīšanai nepieciešams daudz enerģijas.

Molekulārā kristāliskā režģa mezglos atrodas vielu molekulas, ko veido kovalentās saites (piemēram, I 2). Tos savā starpā savieno vāja van der Vāla mijiedarbība, un tāpēc šādu struktūru ir viegli iznīcināt. Šādiem savienojumiem ir zema viršanas un kušanas temperatūra.

Atomu kristālisko režģi veido ķīmisko elementu atomi ar augstām valences vērtībām. Tos savieno spēcīgas kovalentās saites, kas nozīmē, ka vielas ir atšķirīgas augstas temperatūras vārīšanās, kušanas un liela cietība. Piemērs ir dimants.

Tādējādi ir pieejami visu veidu savienojumi ķīmiskās vielas, ir savas īpašības, kas izskaidro daļiņu mijiedarbības smalkumus molekulās un vielās. No tiem ir atkarīgas savienojumu īpašības. Tie nosaka visus vidē notiekošos procesus.

.

Jūs zināt, ka atomi var apvienoties viens ar otru, veidojot gan vienkāršas, gan sarežģītas vielas. Šajā gadījumā, dažādi veidiķīmiskās saites: jonu, kovalento (nepolāro un polāro), metālisko un ūdeņradi. Viena no būtiskākajām elementu atomu īpašībām, kas nosaka, kāda veida saite starp tiem veidojas - jonu vai kovalento - Tā ir elektronegativitāte, t.i. savienojumā esošo atomu spēja piesaistīt elektronus.

Nosacītu kvantitatīvu elektronegativitātes novērtējumu dod relatīvā elektronegativitātes skala.

Periodos ir vispārēja tendence elementu elektronegativitātei palielināties, bet grupās - samazināties. Elementi ir sakārtoti rindā pēc to elektronegativitātes, uz kuras pamata var salīdzināt dažādos periodos izvietoto elementu elektronegativitāti.

Ķīmiskās saites veids ir atkarīgs no tā, cik liela ir elementu savienojošo atomu elektronegativitātes vērtību atšķirība. Jo vairāk saiti veidojošo elementu atomi atšķiras pēc elektronegativitātes, jo polārāka ir ķīmiskā saite. Nav iespējams novilkt asu robežu starp ķīmisko saišu veidiem. Lielākajā daļā savienojumu ķīmiskās saites veids ir starpprodukts; piemēram, ļoti polāra kovalentā ķīmiskā saite ir tuva jonu saitei. Atkarībā no tā, kurš no ierobežojošajiem gadījumiem ķīmiskā saite ir tuvāka, to klasificē kā jonu vai kovalento polāro saiti.

Jonu saite veidojas, mijiedarbojoties atomiem, kuri krasi atšķiras viens no otra pēc elektronegativitātes. Piemēram, tipiskie metāli litijs (Li), nātrijs (Na), kālijs (K), kalcijs (Ca), stroncijs (Sr), bārijs (Ba) veido jonu saites ar tipiskiem nemetāliem, galvenokārt halogēniem.

Papildus sārmu metālu halogenīdiem jonu saites veidojas arī tādos savienojumos kā sārmi un sāļi. Piemēram, nātrija hidroksīdā (NaOH) un nātrija sulfātā (Na 2 SO 4) jonu saites pastāv tikai starp nātrija un skābekļa atomiem (pārējās saites ir polāras kovalentas).

Kad atomi ar vienādu elektronegativitāti mijiedarbojas, veidojas molekulas ar kovalentu nepolāru saiti.Šāda saite pastāv šādu vienkāršu vielu molekulās: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. Ķīmiskās saites šajās gāzēs veidojas caur kopīgiem elektronu pāriem, t.i. kad attiecīgie elektronu mākoņi pārklājas, pateicoties elektronu un kodola mijiedarbībai, kas rodas, atomiem tuvojoties viens otram.

Sastādot elektroniskās vielu formulas, jāatceras, ka katrs kopīgais elektronu pāris ir parasts palielināta elektronu blīvuma attēls, kas izriet no attiecīgo elektronu mākoņu pārklāšanās.

Kad atomi mijiedarbojas, kuru elektronegativitātes vērtības atšķiras, bet ne krasi, kopējais elektronu pāris pāriet uz elektronnegatīvāku atomu.Šis ir visizplatītākais ķīmiskās saites veids, kas atrodams gan neorganiskajos, gan organiskajos savienojumos.

Kovalentās saites pilnībā ietver arī tās saites, kuras veido donora-akceptora mehānisms, piemēram, hidronija un amonija jonos.

Metāla savienojums.

Saiti, kas veidojas relatīvi brīvu elektronu mijiedarbības rezultātā ar metāla joniem, sauc par metālisku saiti.Šis saišu veids ir raksturīgs vienkāršām vielām - metāliem.

Metāla saišu veidošanās procesa būtība ir šāda: metāla atomi viegli atsakās no valences elektroniem un pārvēršas par pozitīvi lādētiem joniem. Salīdzinoši brīvi elektroni, kas atdalīti no atoma, pārvietojas starp pozitīvajiem metāla joniem. Starp tiem rodas metāliska saite, t.i., elektroni it kā cementē metālu kristāliskā režģa pozitīvos jonus.

Ūdeņraža saite.

Saite, kas veidojas starp vienas molekulas ūdeņraža atomiem un spēcīgi elektronnegatīva elementa atomu(O, N, F) citu molekulu sauc par ūdeņraža saiti.

Var rasties jautājums: kāpēc ūdeņradis veido tik specifisku ķīmisko saiti?

Tas izskaidrojams ar to, ka ūdeņraža atomu rādiuss ir ļoti mazs. Turklāt, kad ūdeņradis izspiež vai pilnībā atsakās no sava viena elektrona, tas iegūst salīdzinoši augstu pozitīvs lādiņš, kuras dēļ vienas molekulas ūdeņradis mijiedarbojas ar elektronnegatīvu elementu atomiem, kuriem ir daļējs negatīvs lādiņš, kas nonāk citu molekulu sastāvā (HF, H 2 O, NH 3).

Apskatīsim dažus piemērus. Parasti mēs attēlojam ūdens sastāvu ķīmiskā formula H 2 O. Tomēr tas nav pilnīgi precīzi. Pareizāk būtu ūdens sastāvu apzīmēt ar formulu (H 2 O)n, kur n = 2,3,4 utt. Tas izskaidrojams ar to, ka atsevišķas ūdens molekulas savā starpā ir saistītas ar ūdeņraža saitēm. .

Ūdeņraža saites parasti tiek apzīmētas ar punktiem. Tas ir daudz vājāks nekā jonu vai kovalentās saites, bet spēcīgāks par parasto starpmolekulāro mijiedarbību.

Ūdeņraža saišu klātbūtne izskaidro ūdens tilpuma palielināšanos ar temperatūras pazemināšanos. Tas ir saistīts ar faktu, ka, pazeminoties temperatūrai, molekulas kļūst stiprākas un līdz ar to samazinās to “iepakojuma” blīvums.

Pētot organisko ķīmiju, radās šāds jautājums: kāpēc spirtu viršanas temperatūras ir daudz augstākas nekā atbilstošajiem ogļūdeņražiem? Tas izskaidrojams ar to, ka starp spirta molekulām veidojas arī ūdeņraža saites.

Spirtu viršanas temperatūras paaugstināšanās notiek arī to molekulu paplašināšanās dēļ.

Ūdeņraža saite ir raksturīga arī daudziem citiem organiskie savienojumi(fenoli, karbonskābes utt.). No organiskās ķīmijas un vispārējās bioloģijas kursiem jūs zināt, ka ūdeņraža saites klātbūtne izskaidro olbaltumvielu sekundāro struktūru, DNS dubultās spirāles struktūru, t.i., komplementaritātes fenomenu.

Vienotā valsts eksāmena kodifikatora tēmas: Kovalentā ķīmiskā saite, tās veidi un veidošanās mehānismi. Kovalento saišu raksturojums (polaritāte un saites enerģija). Jonu saite. Metāla savienojums. Ūdeņraža saite

Intramolekulāras ķīmiskās saites

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

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

Galvenais jēdziens šeit ir ELEKTRONEGATIVITĀTE. Tieši tas nosaka ķīmiskās saites veidu starp atomiem un šīs saites īpašības.

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

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

Ir svarīgi atzīmēt, ka dažādos avotos var atrast dažādas elektronegativitātes vērtību skalas un tabulas. Par to nevajadzētu uztraukties, jo ķīmiskās saites veidošanai ir nozīme atomi, un tas ir aptuveni vienāds jebkurā sistēmā.

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

Ja mijiedarbojošo atomu elektronegativitātes ir vienādas vai aptuveni vienādas: EO(A)≈EO(B), tad kopējais elektronu pāris nepāriet uz kādu no atomiem: A: B. Šo savienojumu sauc kovalentais nepolārs.

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

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

Ķīmisko saišu pamatveidi − kovalents, jonu Un metāls komunikācijas. Apskatīsim tos tuvāk.

Kovalentā ķīmiskā saite

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

Kovalento saišu pamatīpašības

• fokuss,
• piesātināmība,
• polaritāte,
• polarizējamība.

Šīs saistīšanas īpašības ietekmē vielu ķīmiskās un fizikālās īpašības.

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

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

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

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

Kovalentā nepolārā ķīmiskā saite

Ir 2 kovalentās saites veidi - POLAR Un NEPOLĀRS .

Piemērs . Apskatīsim ūdeņraža molekulas H2 struktūru. Katrs ūdeņraža atoms savā ārējā enerģijas līmenī nes 1 nepāra elektronu. Lai attēlotu atomu, mēs izmantojam Lūisa struktūru - šī ir atoma ārējā enerģijas līmeņa struktūras diagramma, kad elektroni tiek apzīmēti ar punktiem. Lūisa punktu struktūras modeļi ir ļoti noderīgi, strādājot ar otrā perioda elementiem.

H. + . H = H:H

Tādējādi ūdeņraža molekulai ir viens kopīgs elektronu pāris un viena H-H ķīmiskā saite. Šis elektronu pāris nepāriet uz kādu no ūdeņraža atomiem, jo Ūdeņraža atomiem ir tāda pati elektronegativitāte. Šo savienojumu sauc kovalentais nepolārs .

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

Nepolāro saišu dipola moments ir 0.

Piemēri: H2 (H-H), O2 (O=O), S8.

Kovalentā polārā ķīmiskā saite

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

Elektronu blīvums tiek novirzīts uz elektronnegatīvāko atomu - tāpēc uz tā parādās daļējs negatīvs lādiņš (δ-), bet daļējs pozitīvs lādiņš (δ+, delta +) uz mazāk elektronnegatīvā atoma.

Jo lielāka ir atomu elektronegativitātes atšķirība, jo lielāka polaritāte savienojumi un vairāk dipola moments . Starp blakus esošajām molekulām un pretējās zīmes lādiņiem iedarbojas papildu pievilcīgi spēki, kas palielinās spēks komunikācijas.

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

Piemēri: HCl, CO 2, NH 3.

Kovalentās saites veidošanās mehānismi

Kovalentās ķīmiskās saites var rasties 2 mehānismos:

1. Apmaiņas mehānisms kovalentās ķīmiskās saites veidošanās notiek tad, kad katra daļiņa nodrošina vienu nepāra elektronu, lai izveidotu kopīgu elektronu pāri:

A . + . B = A:B

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

A: + B = A:B

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

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

Kovalento saiti veido donora-akceptora mehānisms:

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

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

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

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

- molekulā ozons O3.

Kovalento saišu pamatīpašības

Kovalentās saites parasti veidojas starp nemetālu atomiem. Kovalentās saites galvenās īpašības ir garums, enerģija, daudzveidība un virziens.

Ķīmiskās saites daudzveidība

Ķīmiskās saites daudzveidība -Šo kopīgu elektronu pāru skaits starp diviem savienojuma atomiem. Saites daudzveidību var diezgan viegli noteikt pēc atomu vērtībām, kas veido molekulu.

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

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

Slāpekļa molekulā N2 saites reizinājums ir 3, jo starp katru atomu ārējā enerģijas līmenī ir 3 nepāra elektroni, un atomi veido 3 kopīgus elektronu pārus N≡N.

Kovalentās saites garums

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

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

Palielinoties saiti veidojošo atomu rādiusiem, saites garums palielināsies.

Piemēram

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

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

Komunikācijas enerģija

Ķīmiskās saites stipruma mērs ir saites enerģija. Komunikācijas enerģija nosaka enerģija, kas nepieciešama, lai pārtrauktu saiti un noņemtu šo saiti veidojošos atomus bezgalīgi lielā attālumā viens no otra.

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

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

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

Jonu ķīmiskā saite

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

Joni veidojas atomu elektronu pieņemšanas vai ziedošanas procesā. Piemēram, visu metālu atomi vāji aiztur elektronus no ārējā enerģijas līmeņa. Tāpēc metālu atomus raksturo atjaunojošas īpašības- spēja ziedot elektronus.

Piemērs. Nātrija atoms satur 1 elektronu 3. enerģijas līmenī. Viegli atsakoties no tā, nātrija atoms veido daudz stabilāku Na + jonu ar cēlgāzes neona Ne elektronu konfigurāciju. Nātrija jons satur 11 protonus un tikai 10 elektronus, tātad kopējais jona lādiņš ir -10+11 = +1:

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

Piemērs. Hlora atoms savā ārējā enerģijas līmenī satur 7 elektronus. Lai iegūtu stabila inerta argona atoma Ar konfigurāciju, hloram ir jāiegūst 1 elektrons. Pēc elektrona pievienošanas veidojas stabils hlora jons, kas sastāv no elektroniem. Kopējais jonu lādiņš ir -1:

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

Piezīme:

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

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

Ļaujiet mums vizuāli apkopot Atšķirība starp kovalento un jonu saišu veidiem:

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

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

Ziedojot elektronus, metālu atomi pārvēršas par pozitīvi lādēti joni . Atdalītie elektroni ir salīdzinoši brīvi pārvietojas starp pozitīvi lādētiem metāla joniem. Starp šīm daļiņām rodas savienojums, jo kopīgi elektroni satur kopā slāņos sakārtotus metāla katjonus , tādējādi radot diezgan spēcīgu metāla kristāla režģis . Šajā gadījumā elektroni nepārtraukti pārvietojas haotiski, t.i. Pastāvīgi parādās jauni neitrāli atomi un jauni katjoni.

Starpmolekulārā mijiedarbība

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

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

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

Izglītības mehānisms ūdeņraža saite ir daļēji elektrostatiska un daļēji donora-akceptora. Šajā gadījumā elektronu pāra donors ir spēcīgi elektronnegatīva elementa (F, O, N) atoms, un akceptors ir ar šiem atomiem saistītie ūdeņraža atomi. Ūdeņraža saites raksturo fokuss kosmosā un piesātinājums

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

Ūdeņraža saites veidojas starp šādām vielām:

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

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

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

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

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

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

Ķīmiskā saite

Visas mijiedarbības, kas noved pie ķīmisko daļiņu (atomu, molekulu, jonu utt.) apvienošanās vielās, tiek sadalītas ķīmiskajās saitēs un starpmolekulārās saitēs (starpmolekulārā mijiedarbība).

Ķīmiskās saites- saites tieši starp atomiem. Ir jonu, kovalentās un metāliskās saites.

Starpmolekulārās saites- savienojumi starp molekulām. Tās ir ūdeņraža saites, jonu-dipola saites (šīs saites veidošanās dēļ, piemēram, veidojas jonu hidratācijas apvalks), dipola-dipols (šīs saites veidošanās dēļ tiek apvienotas polāro vielu molekulas , piemēram, šķidrā acetonā) utt.

Jonu saite- ķīmiskā saite, kas veidojas pretēji lādētu jonu elektrostatiskās pievilkšanās dēļ. Bināros savienojumos (divu elementu savienojumos) tas veidojas, ja savienoto atomu izmēri ļoti atšķiras viens no otra: daži atomi ir lieli, citi ir mazi - tas ir, daži atomi viegli atsakās no elektroniem, bet citi mēdz pieņemt tos (parasti tie ir elementu atomi, kas veido tipiskus metālus, un elementu atomi, kas veido tipiskus nemetālus); arī šādu atomu elektronegativitāte ir ļoti atšķirīga.
Jonu saite nav virziena un nav piesātināma.

Kovalentā saite- ķīmiskā saite, kas rodas kopīga elektronu pāra veidošanās dēļ. Kovalentā saite veidojas starp maziem atomiem ar vienādu vai līdzīgu rādiusu. Nepieciešams nosacījums ir nepāra elektronu klātbūtne abos savienotajos atomos (apmaiņas mehānisms) vai vientuļa pāra klātbūtne vienā atomā un brīva orbitāle otrā (donora-akceptora mehānisms):

Pamatojoties uz kopīgo elektronu pāru skaitu, kovalentās saites tiek sadalītas
• vienkāršs (viens)- viens elektronu pāris,
• dubultā- divi elektronu pāri,
• trīskārši- trīs elektronu pāri.

Divkāršās un trīskāršās saites sauc par daudzkārtējām saitēm.

Atbilstoši elektronu blīvuma sadalījumam starp saistītajiem atomiem kovalentā saite tiek sadalīta nepolāri Un polārais. Nepolārā saite veidojas starp identiskiem atomiem, polārā - starp dažādiem.

Elektronegativitāte- vielā esošā atoma spējas piesaistīt kopīgus elektronu pārus mērs.
Polāro saišu elektronu pāri tiek novirzīti uz vairāk elektronnegatīviem elementiem. Pašu elektronu pāru nobīdi sauc par saites polarizāciju. Polarizācijas laikā radušos daļējos (liekos) lādiņus apzīmē ar + un -, piemēram: .

Pamatojoties uz elektronu mākoņu ("orbitāļu") pārklāšanās raksturu, kovalento saiti iedala -saitē un -saitē.
-Saite veidojas elektronu mākoņu tiešas pārklāšanās dēļ (pa taisni, kas savieno atomu kodolus), -saite veidojas sānu pārklāšanās dēļ (abās pusēs plaknei, kurā atrodas atomu kodoli).

Kovalentā saite ir virziena un piesātināma, kā arī polarizējama.
Hibridizācijas modelis tiek izmantots, lai izskaidrotu un prognozētu kovalento saišu savstarpējo virzienu.

Atomu orbitāļu un elektronu mākoņu hibridizācija- iespējamā atomu orbitāļu izlīdzināšana enerģijā un elektronu mākoņu forma, kad atoms veido kovalentās saites.
Trīs visizplatītākie hibridizācijas veidi ir: sp-, sp 2 un sp 3 -hibridizācija. Piemēram:
sp-hibridizācija - molekulās C 2 H 2, BeH 2, CO 2 (lineāra struktūra);
sp 2-hibridizācija - molekulās C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 (plakana trīsstūra forma);
sp 3-hibridizācija - molekulās CCl 4, SiH 4, CH 4 (tetraedriskā forma); NH 3 (piramīdas forma); H 2 O (leņķa forma).

Metāla savienojums- ķīmiskā saite, kas veidojas, sadalot visu metāla kristāla saistīto atomu valences elektronus. Rezultātā veidojas viens kristāla elektronu mākonis, kas viegli pārvietojas elektriskā sprieguma ietekmē - līdz ar to metālu augstā elektrovadītspēja.
Metāla saite veidojas, ja savienotie atomi ir lieli un tāpēc mēdz atteikties no elektroniem. Vienkāršas vielas ar metālisku saiti ir metāli (Na, Ba, Al, Cu, Au u.c.), kompleksās vielas ir intermetāliskie savienojumi (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 u.c.).
Metāla saitei nav virziena vai piesātinājuma. To saglabā arī metāla kausējumos.

Ūdeņraža saite- starpmolekulārā saite, kas veidojas, ūdeņraža atomam ar lielu pozitīvu daļēju lādiņu daļēji pieņemot elektronu pāri no ļoti elektronnegatīva atoma. Tā veidojas gadījumos, kad vienā molekulā ir atoms ar vientuļo elektronu pāri un augstu elektronegativitāti (F, O, N), bet otrā – ūdeņraža atoms, kas ar ļoti polāru saiti saistīts ar vienu no šādiem atomiem. Starpmolekulāro ūdeņraža saišu piemēri:

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

Intramolekulāras ūdeņraža saites pastāv polipeptīdu, nukleīnskābju, olbaltumvielu u.c. molekulās.

Jebkuras saites stipruma mēraukla ir saites enerģija.
Komunikācijas enerģija- enerģija, kas nepieciešama noteiktas ķīmiskās saites pārraušanai 1 molā vielas. Mērvienība ir 1 kJ/mol.

Jonu un kovalento saišu enerģija ir vienāda, ūdeņraža saišu enerģija ir par kārtu mazāka.

Kovalentās saites enerģija ir atkarīga no saistīto atomu lieluma (saites garuma) un no saites daudzveidības. Jo mazāki atomi un lielāka saišu daudzveidība, jo lielāka ir tā enerģija.

Jonu saites enerģija ir atkarīga no jonu lieluma un to lādiņiem. Jo mazāki joni un lielāks to lādiņš, jo lielāka saistīšanās enerģija.

Vielas struktūra

Pēc struktūras veida visas vielas tiek sadalītas molekulārā Un nemolekulārs. Starp organiskajām vielām dominē molekulārās vielas, starp neorganiskajām vielām dominē nemolekulāras vielas.

Pamatojoties uz ķīmiskās saites veidu, vielas iedala vielās ar kovalentām saitēm, vielās ar jonu saitēm (jonu vielas) un vielās ar metāliskām saitēm (metāliem).

Vielas ar kovalentām saitēm var būt molekulāras vai nemolekulāras. Tas būtiski ietekmē to fizikālās īpašības.

Molekulārās vielas sastāv no molekulām, kas savienotas viena ar otru ar vājām starpmolekulārām saitēm, tajās ietilpst: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 un citas vienkāršas vielas; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, organiskie polimēri un daudzas citas vielas. Šīm vielām nav augstas stiprības, tām ir zema kušanas un viršanas temperatūra, tās nevada elektrību, un dažas no tām šķīst ūdenī vai citos šķīdinātājos.

Nemolekulāras vielas ar kovalentām saitēm vai atomu vielas (dimants, grafīts, Si, SiO 2, SiC un citas) veido ļoti spēcīgus kristālus (izņemot slāņaino grafītu), tās nešķīst ūdenī un citos šķīdinātājos, tām ir augsta kušanas temperatūra un viršanas temperatūras, lielākā daļa no tām nevada elektrisko strāvu (izņemot grafītu, kas ir elektriski vadošs, un pusvadītājus - silīciju, germāniju utt.)

Visas jonu vielas dabiski nav molekulāras. Tās ir cietas, ugunsizturīgas vielas, kuru šķīdumi un kausējumi vada elektrisko strāvu. Daudzi no tiem šķīst ūdenī. Jāņem vērā, ka jonu vielās, kuru kristāli sastāv no kompleksiem joniem, ir arī kovalentās saites, piemēram: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-) utt. Atomi, kas veido kompleksos jonus, ir savienoti ar kovalentām saitēm.

Metāli (vielas ar metāliskām saitēm)ļoti dažādas pēc to fiziskajām īpašībām. Starp tiem ir šķidrie (Hg), ļoti mīkstie (Na, K) un ļoti cietie metāli (W, Nb).

Metālu raksturīgās fizikālās īpašības ir to augstā elektrovadītspēja (atšķirībā no pusvadītājiem, tā samazinās, paaugstinoties temperatūrai), augsta siltumietilpība un elastība (tīriem metāliem).

Cietā stāvoklī gandrīz visas vielas sastāv no kristāliem. Atkarībā no struktūras veida un ķīmiskās saites veida kristāli (“kristālu režģi”) tiek sadalīti atomu(nemolekulāru vielu kristāli ar kovalentām saitēm), jonu(jonu vielu kristāli), molekulārā(molekulāro vielu kristāli ar kovalentām saitēm) un metāls(vielu kristāli ar metālisku saiti).

Uzdevumi un testi par tēmu "Tēma 10. "Ķīmiskā saite. Matērijas struktūra."

• Ķīmiskās saites veidi - Vielas struktūra 8.–9. pakāpe

  Nodarbības: 2 Uzdevumi: 9 Pārbaudījumi: 1

• Uzdevumi: 9 kontroldarbi: 1

Pēc šīs tēmas izskatīšanas jums vajadzētu saprast šādus jēdzienus: ķīmiskā saite, starpmolekulārā saite, jonu saite, kovalentā saite, metāliskā saite, ūdeņraža saite, vienkārša saite, dubultā saite, trīskāršā saite, daudzkārtējās saites, nepolārā saite, polārā saite , elektronegativitāte, saites polarizācija , - un -saite, atomu orbitāļu hibridizācija, saistīšanas enerģija.

Jums jāzina vielu klasifikācija pēc struktūras veida, ķīmiskās saites veida, vienkāršu un sarežģītu vielu īpašību atkarība no ķīmiskās saites veida un “kristāla režģa” veida.

Jāprot: noteikt ķīmiskās saites veidu vielā, hibridizācijas veidu, sastādīt saišu veidošanās diagrammas, lietot elektronegativitātes jēdzienu, vairākas elektronegativitātes; zināt, kā mainās elektronegativitāte tā paša perioda ķīmiskajos elementos un vienā grupā, lai noteiktu kovalentās saites polaritāti.

Kad esat pārliecinājies, ka viss nepieciešamais ir apgūts, pārejiet pie uzdevumu izpildes. Mēs vēlam jums panākumus.

• O. S. Gabrieljans, G. G. Lisova. Ķīmija 11. klase. M., Bustards, 2002.
• G. E. Rudzītis, F. G. Feldmanis. Ķīmija 11. klase. M., Izglītība, 2001.

Visu elementu ārējie apvalki, izņemot cēlgāzes, ir NEPILNĪGI un ķīmiskās mijiedarbības procesā tie ir PABEIGTI.

Ķīmisko saiti veido ārējo elektronu apvalku elektroni, taču tā tiek veikta dažādos veidos.

Ir trīs galvenie ķīmisko saišu veidi:

Kovalentā saite un tās paveidi: polārā un nepolārā kovalentā saite;

jonu saite;

Metāla savienojums.

Jonu saite

Jonu ķīmiskā saite ir saite, kas veidojas katjonu elektrostatiskās pievilkšanās dēļ pret anjoniem.

Jonu saite rodas starp atomiem, kuriem ir krasi atšķirīgas elektronegativitātes vērtības vienam no otra, tāpēc elektronu pāris, kas veido saiti, ir stipri nosvērts pret vienu no atomiem, tādējādi var uzskatīt, ka tas pieder pie šī elementa atoma.

Elektronegativitāte ir ķīmisko elementu atomu spēja piesaistīt savus un citu cilvēku elektronus.

Jonu saites būtība, jonu savienojumu struktūra un īpašības tiek skaidrotas no ķīmisko saišu elektrostatiskās teorijas pozīcijas.

Katjonu veidošanās: M 0 - n e - = M n+

Anjonu veidošanās: HeM 0 + n e - = HeM n-

Piemēram: 2Na 0 + Cl 2 0 = 2Na + Cl -

Hlorā sadegot metāliskajam nātrijam, redoksreakcijas rezultātā veidojas stipri elektropozitīvā elementa nātrija katjoni un stipri elektronegatīvā elementa hlora anjoni.

Secinājums: starp metālu un nemetālu atomiem veidojas jonu ķīmiskā saite, kas ļoti atšķiras pēc elektronegativitātes.

Piemēram: CaF 2 KCl Na 2 O MgBr 2 utt.

Kovalentās nepolārās un polārās saites

Kovalentā saite ir atomu saite, izmantojot kopīgus (starp tiem kopīgus) elektronu pārus.

Kovalentā nepolārā saite

Apskatīsim kovalentās nepolārās saites rašanos, izmantojot ūdeņraža molekulas veidošanās piemēru no diviem ūdeņraža atomiem. Šis process jau ir tipiska ķīmiska reakcija, jo no vienas vielas (atoma ūdeņraža) veidojas cita - molekulārais ūdeņradis. Šī procesa enerģētiskā "labuma" ārējā pazīme ir liela siltuma daudzuma izdalīšanās.

Ūdeņraža atomu elektronu apvalki (ar vienu s-elektronu katram atomam) saplūst kopējā elektronu mākonī (molekulārā orbitālē), kur abi elektroni “apkalpo” kodolus neatkarīgi no tā, vai tas ir “mūsu” kodols vai “svešais”. Jaunais elektronu apvalks ir līdzīgs divu elektronu inertās gāzes hēlija pabeigtajam elektronu apvalkam: 1s 2.

Praksē tiek izmantotas vienkāršākas metodes. Piemēram, amerikāņu ķīmiķis Dž. Lūiss 1916. gadā ierosināja elektronus apzīmēt ar punktiem blakus elementu simboliem. Viens punkts apzīmē vienu elektronu. Šajā gadījumā ūdeņraža molekulas veidošanos no atomiem raksta šādi:

Apskatīsim divu hlora atomu 17 Cl (kodola lādiņš Z = 17) saistīšanos diatomiskā molekulā no hlora elektronu apvalku struktūras viedokļa.

Hlora ārējais elektroniskais līmenis satur s 2 + p 5 = 7 elektronus. Tā kā zemāka līmeņa elektroni nepiedalās ķīmiskajā mijiedarbībā, ar punktiem apzīmēsim tikai ārējā trešā līmeņa elektronus. Šos ārējos elektronus (7 gab.) var izkārtot trīs elektronu pāru un viena nepāra elektrona veidā.

Pēc divu atomu nepāra elektronu apvienošanas molekulā tiek iegūts jauns elektronu pāris:

Šajā gadījumā katru no hlora atomiem ieskauj elektronu OCTET. To var viegli redzēt, apvelkot jebkuru hlora atomu.

Kovalento saiti veido tikai elektronu pāris, kas atrodas starp atomiem. To sauc par dalītu pāri. Atlikušos elektronu pārus sauc par vientuļajiem pāriem. Tie aizpilda čaulas un nepiedalās iesiešanā.

Atomi veido ķīmiskās saites, daloties ar pietiekami daudz elektronu, lai iegūtu elektronisko konfigurāciju, kas ir līdzīga cēlu elementu atomu pilnīgai elektroniskai konfigurācijai.

Saskaņā ar Lūisa teoriju un okteta likumu komunikāciju starp atomiem var veikt ne vienmēr viens, bet divi vai pat trīs sadalīti pāri, ja to prasa okteta noteikums. Šādas saites sauc par dubultām un trīskāršām.

Piemēram, skābeklis var veidot diatomisku molekulu ar elektronu oktetu no katra atoma tikai tad, ja starp atomiem ir izvietoti divi kopīgi pāri:

Slāpekļa atomi (2s 2 2p 3 pēdējā apvalkā) arī ir saistīti ar diatomu molekulu, bet, lai organizētu elektronu oktetu, tiem ir jāsakārto trīs kopīgi pāri:

Secinājums: kovalentā nepolārā saite rodas starp atomiem ar vienādu elektronegativitāti, tas ir, starp viena un tā paša ķīmiskā elementa - nemetāla - atomiem.

Piemēram: molekulās H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br 2 ir kovalenta nepolāra saite.

Kovalentā saite

Polārā kovalentā saite ir starpposms starp tīri kovalento saiti un jonu saiti. Tāpat kā jonu, tas var rasties tikai starp diviem dažāda veida atomiem.

Kā piemēru apsveriet ūdens veidošanos reakcijā starp ūdeņraža (Z = 1) un skābekļa (Z = 8) atomiem. Lai to izdarītu, ir ērti vispirms pierakstīt elektroniskās formulas ūdeņraža (1s 1) un skābekļa (...2s 2 2p 4) ārējiem apvalkiem.

Izrādās, ka šim nolūkam ir jāņem tieši divi ūdeņraža atomi uz vienu skābekļa atomu. Tomēr daba ir tāda, ka skābekļa atoma akceptora īpašības ir augstākas nekā ūdeņraža atoma īpašības (tā iemesli tiks apspriesti nedaudz vēlāk). Tāpēc savienojošie elektronu pāri Lūisa formulā ūdenim ir nedaudz novirzīti uz skābekļa atoma kodolu. Saite ūdens molekulā ir polāra kovalenta, un uz atomiem parādās daļēji pozitīvi un negatīvi lādiņi.

Secinājums: kovalentā polārā saite rodas starp atomiem ar dažādu elektronegativitāti, tas ir, starp dažādu ķīmisko elementu atomiem - nemetāliem.

Piemēram: molekulās HCl, H 2 S, NH 3, P 2 O 5, CH 4 - kovalentā polārā saite.

Strukturālās formulas

Pašlaik ir ierasts attēlot elektronu pārus (tas ir, ķīmiskās saites) starp atomiem ar svītrām. Katrs svītrojums ir kopīgs elektronu pāris. Šajā gadījumā mums jau pazīstamās molekulas izskatās šādi:

Formulas ar domuzīmēm starp atomiem sauc par strukturālajām formulām. Vientuļie elektronu pāri bieži vien nav parādīti strukturālajās formulās.

Strukturālās formulas ir ļoti labas, lai attēlotu molekulas: tās skaidri parāda, kā atomi ir saistīti viens ar otru, kādā secībā, ar kādām saitēm.

Saistošais elektronu pāris Lūisa formulās ir tāds pats kā viena domuzīme strukturālajās formulās.

Divkāršām un trīskāršām saitēm ir kopīgs nosaukums – daudzkārtējās obligācijas. Tiek uzskatīts, ka slāpekļa molekulai ir arī trīs saites. Skābekļa molekulā saišu secība ir divas. Saišu secība ūdeņraža un hlora molekulās ir vienāda. Ūdeņradim un hloram vairs nav daudzkārtēja, bet vienkārša saite.

Saites secība ir koplietoto pāru skaits starp diviem saistītiem atomiem. Savienojuma secība, kas ir lielāka par trim, nenotiek.