Ir zināms, ka elektronu apvalki satur astoņus ārējos elektronus, no kuriem divi atrodas uz s- orbitāles, un sešas - uz R-orbitāles, ir palielināta stabilitāte. Tie sakrīt inertas gāzes : neons, argons, kriptons, ksenons, radons (atrodiet tos periodiskajā tabulā). Hēlija atoms, kas satur tikai divus elektronus, ir vēl stabilāks. Visu pārējo elementu atomi mēdz tuvināt savu elektronisko konfigurāciju tuvākās inertās gāzes elektroniskajai konfigurācijai. To var izdarīt divos veidos – ziedojot vai pievienojot elektronus no ārējā līmeņa.

Nātrija atomam, kuram ir tikai viens nepāra elektrons, ir izdevīgāk no tā atteikties, līdz ar to atoms saņem lādiņu (kļūst par jonu) un iegūst inertās gāzes neona elektronisko konfigurāciju.

Hlora atomam trūkst tikai viena elektrona līdz tuvākās inertās gāzes konfigurācijai, tāpēc tas cenšas iegūt elektronu.

Katram elementam lielākā vai mazākā mērā ir spēja piesaistīt elektronus, ko skaitliski raksturo vērtība elektronegativitāte. Attiecīgi, jo lielāka ir elementa elektronegativitāte, jo spēcīgāk tas piesaista elektronus un jo izteiktākas ir tā oksidējošās īpašības.

Atomu vēlme iegūt stabilu elektronu apvalku izskaidro molekulu veidošanās iemeslu.

Definīcija

Ķīmiskā saite- tā ir atomu mijiedarbība, kas nosaka ķīmiskās molekulas vai kristāla stabilitāti kopumā.

ĶĪMISKĀS SAITES VEIDI

Ir 4 galvenie ķīmisko saišu veidi:

Apsveriet divu atomu mijiedarbību ar vienādām elektronegativitātes vērtībām, piemēram, diviem hlora atomiem. Katrā no tiem ir septiņi valences elektroni. Tiem trūkst viena elektrona līdz tuvākās inertās gāzes elektronu konfigurācijai.

Divu atomu apvienošana noteiktā attālumā noved pie kopēja elektronu pāra veidošanās, kas vienlaikus pieder abiem atomiem. Šis kopīgais pāris attēlo ķīmisko saiti. Tas pats notiek ūdeņraža molekulas gadījumā. Ūdeņradim ir tikai viens nepāra elektrons, un tam trūkst viena elektrona līdz tuvākās inertās gāzes (hēlija) konfigurācijai. Tādējādi, kad divi ūdeņraža atomi tuvojas viens otram, tie veido vienu kopīgu elektronu pāri.

Definīcija

Saikni starp nemetālu atomiem, kas rodas, elektroniem mijiedarbojoties, veidojot kopīgus elektronu pārus, sauc kovalents.

Ja mijiedarbībā esošajiem atomiem ir vienādas elektronegativitātes vērtības, kopējais elektronu pāris pieder vienādi abiem atomiem, tas ir, tas atrodas uz vienāds attālums no abiem atomiem. Šo kovalento saiti sauc nepolāri.

Definīcija

Kovalentā nepolārā saite- ķīmiskā saite starp nemetālu atomiem ar vienādām vai līdzīgām elektronegativitātes vērtībām. Šajā gadījumā kopējais elektronu pāris vienādi pieder abiem atomiem, un elektronu blīvuma nobīde netiek novērota.

Kovalentās nepolārās saites rodas vienkāršās nemetāliskās vielās: $\mathrm(O)_2, \mathrm(N)_2, \mathrm(Cl)_2, \mathrm(P)_4, \mathrm(O)_3$. Mijiedarbojoties atomi, kam dažādas nozīmes elektronegativitāte, piemēram, ūdeņradis un hlors, kopīgais elektronu pāris tiek novirzīts uz atomu ar lielāku elektronegativitāti, tas ir, uz hloru. Hlora atoms iegūst daļēju negatīvu lādiņu, un ūdeņraža atoms iegūst daļēju pozitīvu lādiņu. Šis ir polārās kovalentās saites piemērs.

Definīcija

Tiek saukta saite, ko veido nemetāliski elementi ar dažādu elektronegativitāti kovalentais polārs.Šajā gadījumā elektronu blīvums novirzās uz vairāk elektronegatīvo elementu.

Tiek saukta molekula, kurā ir atdalīti pozitīvo un negatīvo lādiņu centri dipols. Polārā saite notiek starp atomiem ar atšķirīgu, bet ne ļoti atšķirīgu elektronegativitāti, piemēram, starp dažādiem nemetāliem. Savienojumu ar polārām kovalentām saitēm piemēri ir nemetālu savienojumi savā starpā, kā arī dažādi joni, kas satur nemetālu atomus $(\mathrm(NO)_3–, \mathrm(CH)_3\mathrm(COO)–)$. Starp organiskajām vielām ir īpaši daudz kovalento polāro savienojumu.

Ja elementu elektronegativitātes atšķirība ir liela, notiks ne tikai elektronu blīvuma maiņa, bet arī pilnīga elektrona pārnešana no viena atoma uz otru. Apsvērsim to, izmantojot nātrija fluorīda NaF piemēru. Kā mēs redzējām iepriekš, nātrija atoms ļoti vēlas atdot vienu elektronu, un fluora atoms ir gatavs to pieņemt. Tas ir viegli paveicams to mijiedarbības laikā, ko pavada elektronu pārnese.

Šajā gadījumā nātrija atoms pilnībā pārnes savu elektronu uz fluora atomu: nātrijs zaudē elektronu un kļūst pozitīvi uzlādēts, bet hlors iegūst elektronu un kļūst negatīvi uzlādēts.

Definīcija

Tiek saukti atomi un atomu grupas, kas nes lādiņu joni.

Iegūtajā molekulā - nātrija hlorīda $Na^+F^-$ - saite rodas pretēji lādētu jonu elektrostatiskās pievilkšanās dēļ. Šo savienojumu sauc jonu. Tas tiek realizēts starp tipiskiem metāliem un nemetāliem, tas ir, starp atomiem ar ļoti atšķirīgām elektronegativitātes vērtībām.

Definīcija

Jonu saite veidojas elektrostatiskās pievilkšanās spēku ietekmē starp pretēji lādētiem joniem – katjoniem un anjoniem.

Ir arī cits savienojuma veids - metāls, raksturīgs vienkāršām vielām - metāliem. To raksturo daļēji jonizētu metālu atomu un valences elektronu pievilkšanās, veidojot vienotu elektronu mākoni (“elektronu gāzi”). Valences elektroni metālos ir delokalizēti un pieder vienlaikus visiem metāla atomiem, brīvi pārvietojoties pa visu kristālu. Tādējādi savienojums ir daudzcentrisks. Pārejas metālos metāliskajai saitei ir daļēji kovalenta daba, jo to papildina ārējā slāņa d-orbitāļu pārklāšanās, kas daļēji piepildīta ar elektroniem. Metāli veido metāliskus kristāla režģus. Tas ir detalizēti aprakstīts tēmā “Metāla saite un tās īpašības”.

starpmolekulārā mijiedarbība

Spēcīgas starpmolekulāras mijiedarbības piemērs

ir ūdeņradisšis savienojums, veidojas starp vienas molekulas ūdeņraža atomu un atomu ar augstu elektronegativitāti ($\mathrm(F)$, $\mathrm(O)$, $\mathrm(Cl)$, $\mathrm(N)$). Ūdeņraža saites piemērs ir mijiedarbība starp ūdens molekulām $\mathrm(O)_2\mathrm(O)…\mathrm(OH)_2$, amonjaka un ūdens molekulām $\mathrm(H)_3\mathrm(N)… \mathrm(OH) _2$, metanols un ūdens $\mathrm(CH)_3\mathrm(OH)…\mathrm(OH)_2$, kā arī dažādas daļas olbaltumvielu, polisaharīdu, nukleīnskābju molekulas.

Vēl viens starpmolekulārās mijiedarbības piemērs ir van der Vālsa spēki, kas rodas molekulu polarizācijas un dipolu veidošanās laikā. Tie izraisa savienojumu starp atomu slāņiem slāņveida kristālos (piemēram, grafīta struktūrā).

Ķīmiskās saites raksturojums

Tiek raksturota ķīmiskā saite garums, enerģija, virziens Un piesātinājums(katrs atoms spēj veidot ierobežotu skaitu saišu). Saites daudzveidība ir vienāda ar kopīgo elektronu pāru skaitu. Molekulu formu nosaka saites veidošanā iesaistīto elektronu mākoņu veids, kā arī vientuļo elektronu pāru esamība vai neesamība. Tā, piemēram, molekula $\mathrm(CO)_2$ ir lineāra (nav vientuļo elektronu pāru), un $\mathrm(H)_2\mathrm(O)$ un $\mathrm(SO)_2$ ir stūra pāri (ir vientuļie pāri). Ja mijiedarbībā esošajiem atomiem ir ļoti atšķirīgas elektronegativitātes vērtības, kopīgais elektronu pāris tiek gandrīz pilnībā novirzīts uz atomiem ar visaugstāko elektronegativitāti. Tādējādi jonu saiti var uzskatīt par polārās kovalentās saites ekstrēmu gadījumu, kad elektrons gandrīz pilnībā tiek pārnests no viena atoma uz otru. Patiesībā pilnīga pārvietošanās nekad nenotiek, tas ir, nav absolūti jonu vielu. Piemēram, $\mathrm(NaCl)$ faktiskie lādiņi uz atomiem ir +0,92 un –0,92, nevis +1 un –1.

Jonu saite notiek tipisku metālu savienojumos ar nemetāliem un skābiem atlikumiem, proti, metālu oksīdos ($\mathrm(CaO)$, $\mathrm(Al)_2\mathrm(O)_3$), sārmos ($\mathrm(NaOH) ) )$, $\mathrm(Ca(OH))_2$) un sāļi ($\mathrm(NaCl)$, $\mathrm(K)_2\mathrm(S)$, $\mathrm(K)_2\mathrm (SO)_4$, $\mathrm(NH)_4\mathrm(Cl)$, $\mathrm(CH)_3\mathrm(NH)_3^+$, $\mathrm(Cl^–)$).

ķīmisko saišu veidošanās mehānismi

Kovalentā ķīmiskā saite, tās veidi un veidošanās mehānismi. Kovalento saišu raksturojums (polaritāte un saites enerģija). Jonu saite. Metāla savienojums. Ūdeņraža saite

Ķīmiskās saites doktrīna veido visas teorētiskās ķīmijas pamatu.

Ķīmiskā saite tiek saprasta kā atomu mijiedarbība, kas tos saista molekulās, jonos, radikāļos un kristālos.

Ir četri ķīmisko saišu veidi: jonu, kovalentās, metāliskās un ūdeņraža saites.

Ķīmisko saišu iedalījums tipos ir nosacīts, jo tām visām ir raksturīga noteikta vienotība.

Jonu saiti var uzskatīt par polārās kovalentās saites galējo gadījumu.

Metāla saite apvieno atomu kovalento mijiedarbību, izmantojot kopīgus elektronus, un elektrostatisko pievilcību starp šiem elektroniem un metāla joniem.

Vielām bieži trūkst ierobežojošu ķīmiskās saites gadījumu (vai tīras ķīmiskās saites).

Piemēram, litija fluorīds $LiF$ ir klasificēts kā jonu savienojums. Faktiski saite tajā ir $80%$ jonu un $20%$ kovalenta. Tāpēc, protams, pareizāk ir runāt par ķīmiskās saites polaritātes (joniskuma) pakāpi.

Ūdeņraža halogenīdu virknē $HF-HCl-HBr-HI-HAt$ saites polaritātes pakāpe samazinās, jo samazinās halogēna un ūdeņraža atomu elektronegativitātes vērtību atšķirība, un astatīna ūdeņražā saite kļūst gandrīz nepolāra. $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2) $.

Vienās un tajās pašās vielās var atrast dažādu veidu saites, piemēram:

1. bāzēs: starp skābekļa un ūdeņraža atomiem hidroksogrupās saite ir polāra kovalenta, un starp metālu un hidroksogrupu tā ir jonu;
2. skābekli saturošu skābju sāļos: starp nemetāla atomu un skābā atlikuma skābekli - kovalentais polārais, un starp metālu un skābo atlikumu - jonu;
3. amonija, metilamonija sāļos utt.: starp slāpekļa un ūdeņraža atomiem - kovalenti polāri, un starp amonija vai metilamonija joniem un skābes atlikumu - jonu;
4. metālu peroksīdos (piemēram, $Na_2O_2$) saite starp skābekļa atomiem ir kovalenta nepolāra, bet starp metālu un skābekli ir jonu utt.

Dažādu veidu savienojumi var pārveidoties viens par otru:

- plkst elektrolītiskā disociācija kovalento savienojumu ūdenī kovalentā polārā saite kļūst jonu;

- metāliem iztvaikojot, metāla saite pārvēršas par nepolāru kovalentu saiti utt.

Visu veidu un veidu ķīmisko saišu vienotības iemesls ir to identisks ķīmiskais raksturs - elektronu un kodolu mijiedarbība. Ķīmiskās saites veidošanās jebkurā gadījumā ir atomu elektronu un kodola mijiedarbības rezultāts, ko papildina enerģijas izdalīšanās.

Kovalento saišu veidošanas metodes. Kovalentās saites raksturojums: saites garums un enerģija

Kovalentā ķīmiskā saite ir saite, kas veidojas starp atomiem, veidojot kopīgus elektronu pārus.

Šādas saites veidošanās mehānisms var būt apmaiņas vai donora-akceptors.

es Apmaiņas mehānisms darbojas, kad atomi veido kopīgus elektronu pārus, apvienojot nepāra elektronus.

1) $H_2$ — ūdeņradis:

Saite rodas, veidojot kopīgu elektronu pāri ūdeņraža atomu $s$-elektroniem (pārklājas $s$-orbitāles):

2) $HCl$ — hlorūdeņradis:

Saite rodas, veidojoties kopējam $s-$ un $p-$ elektronu elektronu pārim (pārklājas $s-p-$orbitāles):

3) $Cl_2$: hlora molekulā veidojas kovalentā saite nesapārotu $p-$elektronu dēļ (pārklājas $p-p-$orbitāles):

4) $N_2$: slāpekļa molekulā starp atomiem veidojas trīs kopīgi elektronu pāri:

II. Donora-akceptora mehānisms Apskatīsim kovalentās saites veidošanos, izmantojot amonija jona $NH_4^+$ piemēru.

Donoram ir elektronu pāris, akceptoram ir tukša orbitāle, kuru šis pāris var aizņemt. Amonija jonā visas četras saites ar ūdeņraža atomiem ir kovalentas: trīs tika izveidotas, pateicoties slāpekļa atoma un ūdeņraža atomu kopīgu elektronu pāru radīšanai saskaņā ar apmaiņas mehānismu, viena - caur donora-akceptora mehānismu.

Kovalentās saites var klasificēt pēc tā, kā elektronu orbitāles pārklājas, kā arī pēc to pārvietošanās uz vienu no saistītajiem atomiem.

Ķīmiskās saites, kas veidojas elektronu orbitāļu pārklāšanās rezultātā gar saites līniju, sauc par $σ$ -obligācijas (sigma obligācijas). Sigma saite ir ļoti spēcīga.

$p-$orbitāles var pārklāties divos reģionos, veidojot kovalento saiti sānu pārklāšanās dēļ:

Ķīmiskās saites, kas veidojas elektronu orbitāļu “sānu” pārklāšanās rezultātā ārpus sakaru līnijas, t.i. divās jomās sauc par $π$ -obligācijas (pi-obligācijas).

Autors pārvietošanas pakāpe kopīgus elektronu pārus ar vienu no atomiem, ko tie saista, var būt kovalentā saite polārais Un nepolāri.

Kovalento ķīmisko saiti, kas veidojas starp atomiem ar vienādu elektronegativitāti, sauc nepolāri. Elektronu pāri netiek pārvietoti ne uz vienu no atomiem, jo atomiem ir tāds pats EO - īpašība piesaistīt valences elektronus no citiem atomiem. Piemēram:

tie. vienkāršu nemetālu vielu molekulas veidojas caur kovalentām nepolārām saitēm. Kovalento ķīmisko saiti starp elementu atomiem, kuru elektronegativitāte atšķiras, sauc polārais.

Kovalento saišu garums un enerģija.

Raksturīgs kovalentās saites īpašības- tā garums un enerģija. Saites garums ir attālums starp atomu kodoliem. Jo īsāks ir ķīmiskās saites garums, jo spēcīgāka tā ir. Tomēr savienojuma stipruma mērs ir saistošā enerģija, ko nosaka saites pārraušanai nepieciešamais enerģijas daudzums. To parasti mēra kJ/mol. Tādējādi saskaņā ar eksperimentālajiem datiem molekulu $H_2, Cl_2$ un $N_2$ saišu garums ir attiecīgi $0,074, 0,198$ un $0,109$ nm, un saites enerģijas ir attiecīgi $436, 242$ un $946 $ kJ/mol.

Joni. Jonu saite

Iedomāsimies, ka “satiekas” divi atomi: I grupas metāla atoms un VII grupas nemetāla atoms. Metāla atomam ārējā enerģijas līmenī ir viens elektrons, savukārt nemetāla atomam vienkārši trūkst viena elektrona, lai tā ārējais līmenis būtu pilnīgs.

Pirmais atoms viegli atdos otrajam savu elektronu, kas atrodas tālu no kodola un vāji saistīts ar to, bet otrais to piešķirs. brīva vieta tavā ārpusē elektroniskais līmenis.

Tad atoms, kuram ir atņemts viens no tā negatīvajiem lādiņiem, kļūs par pozitīvi lādētu daļiņu, bet otrais, pateicoties iegūtajam elektronam, pārvērtīsies par negatīvi lādētu daļiņu. Šādas daļiņas sauc joni.

Ķīmisko saiti, kas rodas starp joniem, sauc par jonu.

Apskatīsim šīs saites veidošanos, izmantojot labi zināmā savienojuma nātrija hlorīda piemēru ( sāls):

Atomu pārvēršanas jonos process ir parādīts diagrammā:

Šī atomu pārvēršanās jonos vienmēr notiek tipisku metālu un tipisku nemetālu atomu mijiedarbības laikā.

Apsvērsim argumentācijas algoritmu (secību), reģistrējot jonu saites veidošanos, piemēram, starp kalcija un hlora atomiem:

Tiek saukti skaitļi, kas parāda atomu vai molekulu skaitu koeficienti, un tiek saukti skaitļi, kas parāda atomu vai jonu skaitu molekulā indeksi.

Metāla savienojums

Iepazīsimies, kā savstarpēji mijiedarbojas metāla elementu atomi. Metāli parasti nepastāv izolētu atomu veidā, bet gan gabala, lietņa vai metāla izstrādājums. Kas satur metāla atomus vienā tilpumā?

Lielākās daļas metālu atomi ārējā līmenī nesatur liels skaitlis elektroni - $ 1, 2, 3 $. Šie elektroni tiek viegli atdalīti, un atomi kļūst par pozitīviem joniem. Atdalītie elektroni pārvietojas no viena jona uz otru, savienojot tos vienotā veselumā. Savienojoties ar joniem, šie elektroni īslaicīgi veido atomus, pēc tam atkal atdalās un savienojas ar citu jonu utt. Līdz ar to metāla tilpumā atomi nepārtraukti pārvēršas jonos un otrādi.

Saikni metālos starp joniem caur kopīgiem elektroniem sauc par metālisku.

Attēlā shematiski parādīta nātrija metāla fragmenta struktūra.

Šajā gadījumā neliels skaits kopīgu elektronu saista lielu skaitu jonu un atomu.

Metāla saitei ir dažas līdzības ar kovalento saiti, jo tās pamatā ir ārējo elektronu koplietošana. Tomēr ar kovalento saiti tiek dalīti tikai divu blakus esošo atomu ārējie nepāra elektroni, savukārt ar metālisku saiti visi atomi piedalās šo elektronu koplietošanā. Tāpēc kristāli ar kovalento saiti ir trausli, bet ar metāla saiti, kā likums, tie ir plastiski, elektriski vadoši un ar metālisku spīdumu.

Abām ir raksturīga metāliska savienošana tīri metāli, un dažādu metālu maisījumiem - sakausējumi cietā un šķidrā stāvoklī.

Ūdeņraža saite

Ķīmiskā saite starp vienas molekulas (vai tās daļas) pozitīvi polarizētiem ūdeņraža atomiem un stipri elektronnegatīvu elementu negatīvi polarizētiem atomiem, kuriem ir vienas molekulas elektronu pāri ($F, O, N$ un retāk $S$ un $Cl$). (vai tā daļu) sauc par ūdeņradi.

Ūdeņraža saites veidošanās mehānisms ir daļēji elektrostatisks, daļēji donors-akceptors.

Starpmolekulārās ūdeņraža saites piemēri:

Šāda savienojuma klātbūtnē pat mazmolekulāras vielas normālos apstākļos var būt šķidrumi (spirts, ūdens) vai viegli sašķidrinātas gāzes (amonjaks, fluorūdeņradis).

Vielām ar ūdeņraža saitēm ir molekulāri kristālu režģi.

Molekulārās un nemolekulāras struktūras vielas. Kristāla režģa veids. Vielu īpašību atkarība no to sastāva un struktūras

Vielu molekulārā un nemolekulārā struktūra

Ķīmiskā mijiedarbībā nonāk nevis atsevišķi atomi vai molekulas, bet gan vielas. Noteiktos apstākļos viela var būt vienā no trim agregācijas stāvokļiem: cieta, šķidra vai gāzveida. Vielas īpašības ir atkarīgas arī no ķīmiskās saites rakstura starp to veidojošajām daļiņām - molekulām, atomiem vai joniem. Pamatojoties uz saites veidu, izšķir molekulārās un nemolekulāras struktūras vielas.

Vielas, kas sastāv no molekulām, sauc molekulārās vielas. Saites starp molekulām šādās vielās ir ļoti vājas, daudz vājākas nekā starp atomiem molekulas iekšienē, un pat salīdzinoši zemā temperatūrā tās pārtrūkst – viela pārvēršas šķidrumā un pēc tam gāzē (joda sublimācija). Vielu, kas sastāv no molekulām, kušanas un viršanas temperatūra palielinās, palielinoties molekulmasai.

Molekulārās vielas ietver vielas ar atomu struktūru ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), starp tām ir metāli un nemetāli.

Apsvērsim fizikālās īpašības sārmu metāli. Salīdzinoši zemā saites stiprība starp atomiem izraisa zemu mehāniskā izturība: Sārmu metāli ir mīksti un viegli griežami ar nazi.

Lieli atomu izmēri rada zemu sārmu metālu blīvumu: litijs, nātrijs un kālijs ir pat vieglāki par ūdeni. Sārmu metālu grupā viršanas un kušanas temperatūra samazinās, palielinoties elementa atomu skaitam, jo Atomu izmēri palielinās un saites vājinās.

Uz vielām nemolekulārs struktūras ietver jonu savienojumus. Lielākajai daļai metālu savienojumu ar nemetāliem ir šāda struktūra: visi sāļi ($NaCl, K_2SO_4$), daži hidrīdi ($LiH$) un oksīdi ($CaO, MgO, FeO$), bāzes ($NaOH, KOH$). Jonu (ne molekulārās) vielās ir augstas temperatūras kausēšana un vārīšana.

Kristāla režģi

Matērija, kā zināms, var pastāvēt trīs agregācijas stāvokļi: gāzveida, šķidra un cieta.

Cietās vielas: amorfs un kristālisks.

Apskatīsim, kā ķīmisko saišu īpašības ietekmē cieto vielu īpašības. Cietās vielas iedala kristālisks Un amorfs.

Amorfām vielām nav skaidras kušanas temperatūras, tās pamazām mīkstina un pārvēršas šķidrā stāvoklī. Piemēram, plastilīns un dažādi sveķi ir amorfā stāvoklī.

Raksturīgas ir kristāliskas vielas pareiza atrašanās vieta tās daļiņas, no kurām tās sastāv: atomi, molekulas un joni - stingri noteiktos telpas punktos. Kad šos punktus savieno taisnas līnijas, veidojas telpiskais ietvars, ko sauc par kristāla režģi. Punktus, kuros atrodas kristāla daļiņas, sauc par režģa mezgliem.

Atkarībā no daļiņu veida, kas atrodas kristāla režģa mezglos, un to savienojuma veida, izšķir četrus kristāla režģu veidus: jonu, atomu, molekulārā Un metāls.

Jonu kristālu režģi.

Jonisks sauc par kristāla režģiem, kuru mezglos atrodas joni. Tos veido vielas ar jonu saitēm, kas spēj saistīt gan vienkāršus jonus $Na^(+), Cl^(-)$, gan kompleksos $SO_4^(2−), OH^-$. Līdz ar to sāļiem un dažiem metālu oksīdiem un hidroksīdiem ir jonu kristāla režģi. Piemēram, nātrija hlorīda kristāls sastāv no pārmaiņus pozitīviem $Na^+$ un negatīviem $Cl^-$ joniem, veidojot kubveida režģi. Saites starp joniem šādā kristālā ir ļoti stabilas. Tāpēc vielām ar jonu režģi ir raksturīga salīdzinoši augsta cietība un izturība, tās ir ugunsizturīgas un negaistošas.

Atomu kristāla režģi.

Atomiskā sauc par kristāla režģiem, kuru mezglos atrodas atsevišķi atomi. Šādos režģos atomi ir savienoti viens ar otru ar ļoti spēcīgām kovalentām saitēm. Vielu piemērs ar šāda veida kristāla režģiem ir dimants, viena no oglekļa allotropajām modifikācijām.

Lielākajai daļai vielu ar atomu kristālisko režģi ir ļoti augsta kušanas temperatūra (piemēram, dimantam tas ir virs $3500°C), tās ir stipras un cietas, un praktiski nešķīst.

Molekulārie kristālu režģi.

Molekulārā sauc par kristāla režģiem, kuru mezglos atrodas molekulas. Ķīmiskās saites šajās molekulās var būt gan polāras ($HCl, H_2O$), gan nepolāras ($N_2, O_2$). Neskatoties uz to, ka atomi molekulu iekšienē ir savienoti ar ļoti spēcīgām kovalentām saitēm, starp pašām molekulām iedarbojas vāji starpmolekulārie pievilkšanās spēki. Tāpēc vielām ar molekulāro kristālu režģi ir zema cietība, zema kušanas temperatūra un tās ir gaistošas. Viscietākā organiskie savienojumi ir molekulāri kristāla režģi (naftalīns, glikoze, cukurs).

Metāla kristāla režģi.

Vielām ar metāliskām saitēm ir metāla kristāla režģi. Šādu režģu vietās atrodas atomi un joni (vai nu atomi, vai joni, kuros metālu atomi viegli pārvēršas, atdodot savus ārējos elektronus, lai kopīgs lietojums"). Šis iekšējā struktūra metāli nosaka to raksturīgās fizikālās īpašības: kaļamību, lokanību, elektrisko un siltumvadītspēju, raksturīgo metālisko spīdumu.

Jonu ķīmiskā saite ir saite, kas veidojas starp atomiem ķīmiskie elementi(pozitīvi vai negatīvi lādēti joni). Tātad, kas ir jonu saite un kā tā veidojas?

Jonu ķīmisko saišu vispārīgie raksturlielumi

Joni ir daļiņas, kurām ir lādiņš, kurā atomi pārvēršas elektronu došanas vai pieņemšanas procesā. Tie ir diezgan spēcīgi piesaistīti viens otram, tāpēc vielām ar šāda veida saiti ir augsta viršanas un kušanas temperatūra.

Rīsi. 1. Joni.

Jonu saite ir ķīmiska saite starp atšķirībā no joniem to elektrostatiskās pievilcības dēļ. To var uzskatīt par kovalentās saites ierobežojošo gadījumu, kad saistīto atomu elektronegativitātes atšķirība ir tik liela, ka notiek pilnīga lādiņu atdalīšanās.

Rīsi. 2. Jonu ķīmiskā saite.

Parasti tiek uzskatīts, ka saite kļūst elektroniska, ja EO ir >1,7.

Elektronegativitātes vērtības atšķirība ir lielāka, jo tālāk elementi atrodas viens no otra periodiskajā tabulā pa periodiem. Šī saite ir raksturīga metāliem un nemetāliem, īpaši tiem, kas atrodas visattālākajās grupās, piemēram, I un VII.

Piemērs: galda sāls, nātrija hlorīds NaCl:

Rīsi. 3. Nātrija hlorīda jonu ķīmiskās saites diagramma.

Kristālos pastāv jonu saite, tā ir spēcīga un gara, bet nav piesātināta un nav virzīta. Jonu saite ir raksturīga tikai sarežģītām vielām, piemēram, sāļiem, sārmiem un dažiem metālu oksīdiem. Gāzveida stāvoklī šādas vielas pastāv jonu molekulu veidā.

Starp tipiskiem metāliem un nemetāliem veidojas jonu ķīmiskās saites. Elektroni obligāti tiek pārnesti no metāla uz nemetālu, veidojot jonus. Rezultāts ir elektrostatiskā pievilcība, ko sauc par jonu saiti.

Patiesībā pilnīgi jonu saite nenotiek. Tā sauktā jonu saite pēc būtības ir daļēji jonu un daļēji kovalenta. Tomēr sarežģītu molekulāro jonu saiti var uzskatīt par jonu.

Jonu saišu veidošanās piemēri

Ir vairāki jonu saišu veidošanās piemēri:

• kalcija un fluora mijiedarbība

Ca 0 (atoms) -2e = Ca 2 + (jons)

– kalcijam ir vieglāk atdot divus elektronus, nekā iegūt trūkstošos.

F0 (atoms)+1е= F- (jons)

– fluoram, gluži pretēji, ir vieglāk pieņemt vienu elektronu, nekā atteikties no septiņiem elektroniem.

Atradīsim iegūto jonu lādiņu mazāko kopējo daudzkārtni. Tas ir vienāds ar 2. Noteiksim fluora atomu skaitu, kas no kalcija atoma pieņems divus elektronus: 2: 1 = 2. 4.

Izveidosim formulu jonu ķīmiskajai saitei:

Ca 0 +2F 0 →Ca 2 +F−2.

• nātrija un skābekļa mijiedarbība

Ķīmiskā saite, tās veidi, īpašības kopā ar to ir viens no interesantas zinātnes, ko sauc par ķīmiju, stūrakmeņiem. Šajā rakstā mēs analizēsim visus ķīmisko saišu aspektus, to nozīmi zinātnē, sniegsim piemērus un daudz ko citu.

Kas ir ķīmiskā saite

Ķīmijā ķīmiskā saite tiek saprasta kā atomu savstarpēja saķere molekulā un starp tām esošā pievilkšanās spēka rezultātā. Pateicoties ķīmiskajām saitēm, veidojas dažādas ķīmiskie savienojumi, tāda ir ķīmiskās saites būtība.

Ķīmisko saišu veidi

Ķīmiskās saites veidošanās mehānisms lielā mērā ir atkarīgs no tās veida vai veida kopumā atšķiras šādi galvenie ķīmisko saišu veidi:

• Kovalentā ķīmiskā saite (kas savukārt var būt polāra vai nepolāra)
• Jonu saite
• savienojums
• Ķīmiskā saite

kā cilvēki.

Attiecībā uz to mūsu vietnē ir veltīts atsevišķs raksts, un jūs varat lasīt sīkāk, izmantojot saiti. Tālāk mēs sīkāk izpētīsim visus citus galvenos ķīmisko saišu veidus.

Jonu ķīmiskā saite

Jonu ķīmiskās saites veidošanās notiek divu jonu ar dažādu lādiņu savstarpējas elektriskās pievilkšanās dēļ. Joni šādās ķīmiskajās saitēs parasti ir vienkārši, sastāv no viena vielas atoma.

Jonu ķīmiskās saites shēma.

Raksturīga iezīme jonu tips Saites ķīmiskā īpašība ir tās piesātinājuma trūkums, un rezultātā visvairāk dažādi daudzumi pretēji lādēti joni. Jonu ķīmiskās saites piemērs ir cēzija fluorīda savienojums CsF, kurā "joniskuma" līmenis ir gandrīz 97%.

Ūdeņraža ķīmiskā saite

Ilgi pirms parādīšanās mūsdienu teorijaķīmiskās saites tajā moderna forma Zinātnieki un ķīmiķi ir pamanījuši, ka ūdeņraža savienojumiem ar nemetāliem piemīt dažādas pārsteidzošas īpašības. Teiksim, ūdens un kopā ar fluorūdeņraža viršanas temperatūra ir daudz augstāka nekā tas varētu būt, lūk, gatavs piemērsūdeņraža ķīmiskā saite.

Attēlā parādīta ūdeņraža ķīmiskās saites veidošanās diagramma.

Ūdeņraža ķīmiskās saites raksturu un īpašības nosaka ūdeņraža atoma H spēja veidot citu ķīmisko saiti, tāpēc arī šīs saites nosaukums. Šāda savienojuma veidošanās iemesls ir elektrostatisko spēku īpašības. Piemēram, kopējais elektronu mākonis ūdeņraža fluorīda molekulā ir tik nobīdīts pret fluoru, ka telpa ap šīs vielas atomu ir piesātināta ar negatīvu enerģiju. elektriskais lauks. Ap ūdeņraža atomu, it īpaši tam, kam ir atņemts vienīgais elektrons, viss ir tieši pretējs tā elektroniskais lauks ir daudz vājāks un līdz ar to ir pozitīvs lādiņš. Un pozitīvie un negatīvie lādiņi, kā jūs zināt, piesaista, un šādā vienkāršā veidā rodas ūdeņraža saite.

Metālu ķīmiskā saite

Kāda ķīmiskā saite ir raksturīga metāliem? Šīm vielām ir savs ķīmiskās saites veids – visu metālu atomi nav izkārtojušies tā, kā, bet noteiktā veidā to izkārtojuma secību sauc par kristālrežģi. Dažādu atomu elektroni veido kopīgu elektronu mākoni, un tie vāji mijiedarbojas viens ar otru.

Šādi izskatās metāla ķīmiskā saite.

Metāla ķīmiskās saites piemērs var būt jebkurš metāls: nātrijs, dzelzs, cinks utt.

Kā noteikt ķīmiskās saites veidu

Atkarībā no vielām, kas tajā piedalās, ja ir metāls un nemetāls, tad saite ir jonu, ja ir divi metāli, tad tā ir metāliska, ja ir divi nemetāli, tad tā ir kovalenta.

Ķīmisko saišu īpašības

Lai salīdzinātu dažādus ķīmiskās reakcijas tiek izmantoti dažādi kvantitatīvās īpašības, piemēram:

• garums,
• enerģija,
• polaritāte,
• savienojumu secība.

Apskatīsim tos sīkāk.

Saites garums ir līdzsvara attālums starp atomu kodoliem, kurus savieno ķīmiskā saite. Parasti mēra eksperimentāli.

Ķīmiskās saites enerģija nosaka tās stiprumu. IN šajā gadījumā Enerģija attiecas uz spēku, kas nepieciešams ķīmiskās saites pārraušanai un atomu atdalīšanai.

Ķīmiskās saites polaritāte parāda, cik liels elektronu blīvums ir novirzīts uz vienu no atomiem. Atomu spēja novirzīt elektronu blīvumu pret sevi vai runāšana vienkāršā valodā“Segas vilkšanu sev pāri” ķīmijā sauc par elektronegativitāti.

Lielākajai daļai elementu atomi neeksistē atsevišķi, jo tie var mijiedarboties viens ar otru. Šī mijiedarbība rada sarežģītākas daļiņas.

Ķīmiskās saites būtība ir elektrostatisko spēku darbība, kas ir elektrisko lādiņu mijiedarbības spēki. Elektroniem un atomu kodoliem ir šādi lādiņi.

Elektroni, kas atrodas ārējos elektroniskos līmeņos (valences elektroni), kas atrodas vistālāk no kodola, mijiedarbojas ar to visvājāk un tāpēc spēj atrauties no kodola. Viņi ir atbildīgi par atomu savienošanu viens ar otru.

Mijiedarbības veidi ķīmijā

Ķīmisko saišu veidus var parādīt šajā tabulā:

Jonu saites raksturojums

Ķīmiskā reakcija, kas rodas sakarā ar jonu pievilcība Ja ir dažādi lādiņi, tos sauc par jonu. Tas notiek, ja savienotajiem atomiem ir ievērojama elektronegativitātes atšķirība (tas ir, spēja piesaistīt elektronus) un elektronu pāris pāriet uz elektronnegatīvāko elementu. Šīs elektronu pārnešanas no viena atoma uz otru rezultāts ir lādētu daļiņu - jonu veidošanās. Starp viņiem rodas pievilcība.

Viņiem ir zemākie elektronegativitātes indeksi tipiski metāli, un lielākie ir tipiski nemetāli. Tādējādi joni veidojas, mijiedarbojoties starp tipiskiem metāliem un tipiskiem nemetāliem.

Metālu atomi kļūst par pozitīvi lādētiem joniem (katjoniem), kas nodod elektronus saviem ārējiem elektronu līmeņiem, bet nemetāli pieņem elektronus, tādējādi pārvēršoties par negatīvi uzlādēts joni (anjoni).

Atomi pāriet uz stabilāku enerģijas stāvokli, pabeidzot savas elektroniskās konfigurācijas.

Jonu saite ir nevirziena un nepiesātināma, jo elektrostatiskā mijiedarbība notiek visos virzienos, attiecīgi jons var piesaistīt jonus pretēja zīme visos virzienos.

Jonu izvietojums ir tāds, ka ap katru ir noteikts skaits pretēji lādētu jonu. Jēdziens "molekula" jonu savienojumiem nav jēgas.

Izglītības piemēri

Saites veidošanās nātrija hlorīdā (nacl) ir saistīta ar elektrona pārnešanu no Na atoma uz Cl atomu, veidojot atbilstošos jonus:

Na 0-1 e = Na + (katjons)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anjons)

Nātrija hlorīdā ap nātrija katjoniem ir seši hlorīda anjoni, bet ap katru hlorīda jonu - seši nātrija joni.

Kad bārija sulfīda atomiem veidojas mijiedarbība, notiek šādi procesi:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba ziedo savus divus elektronus sēram, kā rezultātā veidojas sēra anjoni S 2- un bārija katjoni Ba 2+.

Metāla ķīmiskā saite

Elektronu skaits metālu ārējos enerģijas līmeņos ir mazs, tie ir viegli atdalāmi no kodola. Šīs atslāņošanās rezultātā veidojas metālu joni un brīvie elektroni. Šos elektronus sauc par "elektronu gāzi". Elektroni brīvi pārvietojas visā metāla tilpumā un ir pastāvīgi saistīti un atdalīti no atomiem.

Metāla vielas struktūra ir šāda: kristāliskais režģis ir vielas skelets, un starp tā mezgliem elektroni var brīvi pārvietoties.

Var sniegt šādus piemērus:

Mg - 2e<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Kovalents: polārs un nepolārs

Visizplatītākais ķīmiskās mijiedarbības veids ir kovalentā saite. Mijiedarbojošo elementu elektronegativitātes vērtības krasi neatšķiras, tāpēc notiek tikai kopējā elektronu pāra nobīde uz elektronnegatīvāku atomu.

Kovalento mijiedarbību var veidot apmaiņas mehānisms vai donora-akceptora mehānisms.

Apmaiņas mehānisms tiek realizēts, ja katram no atomiem ir nepāra elektroni ārējos elektroniskos līmeņos un atomu orbitāļu pārklāšanās noved pie elektronu pāra parādīšanās, kas jau pieder abiem atomiem. Ja vienam no atomiem ir elektronu pāris ārējā elektroniskā līmenī, bet otram ir brīva orbitāle, tad, kad atomu orbitāles pārklājas, elektronu pāris tiek koplietots un mijiedarbojas saskaņā ar donora-akceptora mehānismu.

Kovalentos pēc daudzkārtības iedala:

• vienkāršs vai viens;
• dubultā;
• trīskārši.

Divkārši nodrošina divu elektronu pāru koplietošanu vienlaikus, bet trīskāršie - trīs.

Saskaņā ar elektronu blīvuma (polaritātes) sadalījumu starp saistītiem atomiem kovalento saiti iedala:

• nepolārs;
• polārais.

Nepolāru saiti veido identiski atomi, un polāro saiti veido dažādas elektronegativitātes.

Atomu ar līdzīgu elektronegativitāti mijiedarbību sauc par nepolāru saiti. Kopējais elektronu pāris šādā molekulā nav piesaistīts nevienam atomam, bet pieder abiem vienādi.

Elementu, kuru elektronegativitāte atšķiras, mijiedarbība izraisa polāro saišu veidošanos. Šāda veida mijiedarbībā kopīgi elektronu pāri tiek piesaistīti elektronegatīvākajam elementam, bet netiek pilnībā pārnesti uz to (tas ir, jonu veidošanās nenotiek). Šīs elektronu blīvuma nobīdes rezultātā uz atomiem parādās daļēji lādiņi: jo elektronnegatīvākam ir negatīvs lādiņš, un jo mazāk elektronegatīvam ir pozitīvs lādiņš.

Kovalences īpašības un īpašības

Kovalentās saites galvenās īpašības:

• Garumu nosaka attālums starp mijiedarbībā esošo atomu kodoliem.
• Polaritāti nosaka elektronu mākoņa pārvietošanās uz vienu no atomiem.
• Virziens ir īpašība veidot kosmosā orientētas saites un attiecīgi molekulas ar noteiktu ģeometrisku formu.
• Piesātinājumu nosaka spēja veidot ierobežotu skaitu saišu.
• Polarizējamību nosaka spēja mainīt polaritāti ārējā elektriskā lauka ietekmē.
• Enerģija, kas nepieciešama, lai pārrautu saiti, nosaka tās stiprumu.

Kovalentās nepolārās mijiedarbības piemērs var būt ūdeņraža (H2), hlora (Cl2), skābekļa (O2), slāpekļa (N2) un daudzu citu molekulas.

H· + ·H → H-H molekula ir viena nepolāra saite,

O: + :O → O=O molekulai ir dubulta nepolāra,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekula ir trīskārša nepolāra.

Ķīmisko elementu kovalento saišu piemēri ir oglekļa dioksīda (CO2) un oglekļa monoksīda (CO), sērūdeņraža (H2S), sālsskābes (HCL), ūdens (H2O), metāna (CH4), sēra oksīda (SO2) un daudzi citi.

CO2 molekulā attiecības starp oglekļa un skābekļa atomiem ir kovalenti polāras, jo elektronnegatīvāks ūdeņradis piesaista elektronu blīvumu. Skābekļa ārējā apvalkā ir divi nepāra elektroni, savukārt ogleklis var nodrošināt četrus valences elektronus, lai izveidotu mijiedarbību. Rezultātā veidojas dubultās saites un molekula izskatās šādi: O=C=O.

Lai noteiktu saites veidu konkrētā molekulā, pietiek ņemt vērā tās sastāvā esošos atomus. Vienkāršas metāla vielas veido metālisku saiti, metāli ar nemetāliem veido jonu saiti, vienkāršas nemetāla vielas veido kovalentu nepolāru saiti, un molekulas, kas sastāv no dažādiem nemetāliem, veidojas caur polāro kovalento saiti.