Un divu elektronu trīscentru saite.

Ņemot vērā M. Borna viļņu funkcijas statistisko interpretāciju, saistošo elektronu atrašanas varbūtības blīvums ir koncentrēts telpā starp molekulas kodoliem (1. att.). Elektronu pāru atgrūšanas teorijā tiek aplūkoti šo pāru ģeometriskie izmēri. Tātad katra perioda elementiem ir noteikts elektronu pāra vidējais rādiuss (Å):

0,6 elementiem līdz neonam; 0,75 elementiem līdz argonam; 0,75 elementiem līdz kriptonam un 0,8 elementiem līdz ksenonam.

Kovalentās saites raksturīgās īpašības

Raksturīgās īpašības kovalentā saite- virziens, piesātinājums, polaritāte, polarizējamība - noteikt ķīmisko un fizikālās īpašības savienojumiem.

• Tiek noteikts komunikācijas virziens molekulārā struktūra vielas un ģeometriskā forma to molekulas.

Leņķus starp divām saitēm sauc par saites leņķiem.

• Piesātinājums - atomu spēja veidot ierobežotu skaitu kovalento saišu. Atoma izveidoto saišu skaitu ierobežo tā ārējo atomu orbitāļu skaits.

• Saites polaritāte ir saistīta ar nevienmērīgu elektronu blīvuma sadalījumu atomu elektronegativitātes atšķirību dēļ.

Pamatojoties uz to, kovalentās saites tiek sadalītas nepolārajās un polārajās (nepolārajās - diatomiskā molekula sastāv no identiskiem atomiem (H 2, Cl 2, N 2) un katra atoma elektronu mākoņi ir sadalīti simetriski attiecībā pret tiem. atomi; polāra - diatomiskā molekula sastāv no dažādu atomu atomiem ķīmiskie elementi, un vispārējais elektronu mākonis novirzās uz vienu no atomiem, tādējādi veidojot sadalījuma asimetriju elektriskais lādiņš molekulā, radot molekulas dipola momentu).

• Saites polarizējamība izpaužas kā saites elektronu pārvietošanās ārējas ietekmes ietekmē. elektriskais lauks, ieskaitot citu reaģējošu daļiņu. Polarizējamību nosaka elektronu kustīgums. Kovalento saišu polaritāte un polarizējamība nosaka molekulu reaktivitāti attiecībā pret polārajiem reaģentiem.

Tomēr divreiz uzvarētājs Nobela prēmija L. Paulings norādīja, ka "dažās molekulās kopīga pāra vietā ir kovalentās saites, pateicoties vienam vai trim elektroniem." Viena elektrona ķīmiskā saite tiek realizēta molekulārajā ūdeņraža jonā H 2 + .

Molekulārais ūdeņraža jons H 2 + satur divus protonus un vienu elektronu. Atsevišķs molekulārās sistēmas elektrons kompensē divu protonu elektrostatisko atgrūšanos un notur tos 1,06 Å (ķīmiskās saites garums H 2 +) attālumā. Molekulārās sistēmas elektronu mākoņa elektronu blīvuma centrs atrodas vienādā attālumā no abiem protoniem ar Bora rādiusu α 0 =0,53 A un ir molekulārā ūdeņraža jona H 2 + simetrijas centrs.

Termina vēsture

Terminu "kovalentā saite" pirmo reizi ieviesa Nobela prēmijas laureāts Ērvings Langmuirs 1919. gadā. Šis termins apzīmēja ķīmisko saiti, kas saistīta ar elektronu kopīgu valdījumu, pretstatā metāliskajai saitei, kurā elektroni bija brīvi, vai no jonu saites, kurā viens no atomiem ziedoja elektronu un kļuva par katjonu, un otrs atoms pieņēma elektronu un kļuva par anjonu.

Komunikācijas izglītība

Kovalento saiti veido elektronu pāris, kas dalīts starp diviem atomiem, un šiem elektroniem ir jāieņem divas stabilas orbitāles, viena no katra atoma.

A + B → A: B

Socializācijas rezultātā elektroni veido piepildītu enerģijas līmeni. Saite veidojas, ja to kopējā enerģija šajā līmenī ir mazāka nekā sākotnējā stāvoklī (un enerģijas atšķirība nebūs nekas vairāk kā saites enerģija).

Saskaņā ar molekulāro orbitāļu teoriju, divu atomu orbitāļu pārklāšanās vienkāršākajā gadījumā noved pie divu molekulāro orbitāļu (MO) veidošanās: saistošs MO Un antibonding (atslābināšana) MO. Kopīgie elektroni atrodas uz zemākas enerģijas saistoša MO.

Saites veidošanās atomu rekombinācijas laikā

Tomēr starpatomu mijiedarbības mehānisms ilgu laiku palika nezināms. Tikai 1930. gadā F. Londona ieviesa dispersijas pievilcības jēdzienu – mijiedarbību starp momentāno un inducēto (inducēto) dipolu. Pašlaik pievilcības spēkus, kas rodas atomu un molekulu svārstību elektrisko dipolu mijiedarbības dēļ, sauc par "Londonas spēkiem".

Šādas mijiedarbības enerģija ir tieši proporcionāla elektroniskās polarizācijas α kvadrātam un apgriezti proporcionāla attālumam starp diviem atomiem vai molekulām līdz sestajai pakāpei.

Saites veidošanās ar donora-akceptora mehānismu

Papildus iepriekšējā sadaļā aprakstītajam viendabīgajam kovalentās saites veidošanās mehānismam pastāv neviendabīgs mehānisms - pretēji lādētu jonu - protona H + un negatīvā ūdeņraža jona H - mijiedarbība, ko sauc par hidrīdjonu:

H + + H - → H 2

Kad joni tuvojas, hidrīdjona divu elektronu mākonis (elektronu pāris) tiek piesaistīts protonam un galu galā kļūst kopīgs abiem ūdeņraža kodoliem, tas ir, tas pārvēršas par saistošu elektronu pāri. Daļiņu, kas piegādā elektronu pāri, sauc par donoru, un daļiņu, kas pieņem šo elektronu pāri, sauc par akceptoru. Šādu kovalentās saites veidošanās mehānismu sauc par donoru-akceptoru.

H + + H 2 O → H 3 O +

Protons uzbrūk ūdens molekulas vientuļajam elektronu pārim un veido stabilu katjonu, kas pastāv skābju ūdens šķīdumos.

Līdzīgi protons tiek pievienots amonjaka molekulai, veidojot kompleksu amonija katjonu:

NH 3 + H + → NH 4 +

Tādā veidā (atbilstoši donora-akceptora mehānismam kovalentās saites veidošanai) tiek iegūta liela onija savienojumu klase, kurā ietilpst amonijs, oksonijs, fosfonijs, sulfonijs un citi savienojumi.

Ūdeņraža molekula var darboties kā elektronu pāra donors, kas, saskaroties ar protonu, noved pie molekulārā ūdeņraža jona H 3 + veidošanās:

H 2 + H + → H 3 +

Molekulārā ūdeņraža jona H 3 + saistošais elektronu pāris pieder vienlaikus trim protoniem.

Kovalentās saites veidi

Ir trīs kovalentu veidi ķīmiskā saite, kas atšķiras ar veidošanās mehānismu:

1. Vienkārša kovalentā saite. Tā veidošanai katrs no atomiem nodrošina vienu nepāra elektronu. Kad veidojas vienkārša kovalentā saite, atomu formālie lādiņi paliek nemainīgi.

• Ja atomi, kas veido vienkāršu kovalento saiti, ir vienādi, tad arī patiesie atomu lādiņi molekulā ir vienādi, jo atomi, kas veido saiti, atrodas vienādi pieder kopīgs elektronu pāris. Tādu savienojumu sauc nepolārā kovalentā saite. Vienkāršām vielām ir šāda saite, piemēram: 2, 2, 2. Bet ne tikai viena veida nemetāli var veidot kovalentu nepolāra saite. Nemetālu elementi, kuru elektronegativitāte ir vienāda, var veidot arī kovalentu nepolāru saiti, piemēram, PH 3 molekulā saite ir kovalenta nepolāra, jo ūdeņraža EO ir vienāds ar fosfora EO.

• Ja atomi ir atšķirīgi, tad socializētā elektronu pāra piederības pakāpi nosaka atomu elektronegativitātes atšķirība. Atoms ar lielāku elektronegativitāti stiprāk piesaista sev saites elektronu pāri, un tā patiesais lādiņš kļūst negatīvs. Atoms ar zemāku elektronegativitāti iegūst attiecīgi tādu pašu lielumu pozitīvs lādiņš. Ja savienojums veidojas starp diviem dažādiem nemetāliem, tad šādu savienojumu sauc polārā kovalentā saite.

Etilēna molekulā C 2 H 4 ir dubultsaite CH 2 \u003d CH 2, tās elektroniskā formula ir: H: C:: C: H. Visu etilēna atomu kodoli atrodas vienā plaknē. Trīs katra oglekļa atoma elektronu mākoņi veido trīs kovalentās saites ar citiem atomiem tajā pašā plaknē (ar leņķiem starp tiem aptuveni 120°). Oglekļa atoma ceturtā valences elektrona mākonis atrodas virs un zem molekulas plaknes. Šādi abu oglekļa atomu elektronu mākoņi, kas daļēji pārklājas virs un zem molekulas plaknes, veido otru saiti starp oglekļa atomiem. Pirmo, spēcīgāko kovalento saiti starp oglekļa atomiem sauc par σ-saiti; sauc otro, vājāko kovalento saiti π (\displaystyle \pi )- komunikācija.

Ķīmisko savienojumu veidošanās ir saistīta ar ķīmiskās saites parādīšanos starp atomiem molekulās un kristālos.

Ķīmiskā saite ir savstarpēja atomu adhēzija molekulā un kristāliskā režģī elektrisko pievilkšanās spēku darbības rezultātā starp atomiem.

KOVALENTĀ SAITE.

Kovalentā saite veidojas kopīgu elektronu pāru dēļ, kas rodas saistīto atomu apvalkos. To var veidot viena un tā paša elementa atomi, un tad tas nepolārs; piemēram, šāda kovalentā saite pastāv viena elementa gāzu H2, O2, N2, Cl2 u.c. molekulās.

Kovalento saiti var veidot dažādu elementu atomi, kas pēc ķīmiskās dabas ir līdzīgi, un pēc tam tā polārais; piemēram, šāda kovalentā saite pastāv H2O, NF3, CO2 molekulās. Starp elementu atomiem veidojas kovalentā saite,

Ķīmisko saišu kvantitatīvās īpašības. Komunikācijas enerģija. Saites garums. Ķīmiskās saites polaritāte. Valences leņķis. Efektīvi lādiņi uz atomiem molekulās. Ķīmiskās saites dipola moments. Daudzatomu molekulas dipola moments. Faktori, kas nosaka poliatomu molekulas dipola momenta lielumu.

Kovalentās saites raksturojums . Kovalentās saites svarīgas kvantitatīvās īpašības ir saites enerģija, tās garums un dipola moments.

Saiknes enerģija- enerģija, kas izdalās tās veidošanās laikā vai nepieciešama divu savienotu atomu atdalīšanai. Saites enerģija raksturo tās spēku.

Saites garums ir attālums starp saistīto atomu centriem. Jo īsāks garums, jo spēcīgāka ir ķīmiskā saite.

Saites dipola moments(m)- vektora daudzums kas raksturo saites polaritāti.

Vektora garums ir vienāds ar saites garuma l un efektīvā lādiņa q reizinājumu, ko atomi iegūst, mainoties elektronu blīvumam: | m | = lh q. Dipola momenta vektors ir vērsts no pozitīva uz negatīvu lādiņu. Ar vektora pievienošanu visu saišu dipola momentiem iegūst molekulas dipola momentu.

Obligāciju īpašības ietekmē to daudzveidība:

Saites enerģija palielinās pēc kārtas;

Saites garums pieaug apgrieztā secībā.

Saiknes enerģija(noteiktam sistēmas stāvoklim) ir starpība starp enerģijas stāvokli, kurā sistēmas sastāvdaļas atrodas bezgalīgi tālu viena no otras un atrodas aktīvā miera stāvoklī, un kopējo saistītā stāvokļa enerģiju. sistēma:

kur E ir N komponentu (daļiņu) sistēmas komponentu saistīšanas enerģija, Еi ir i-tā komponenta kopējā enerģija nesaistītā stāvoklī (bezgalīgi attāla miera stāvoklī esoša daļiņa) un E ir kopējā enerģija savienota sistēma. Sistēmai, kas sastāv no daļiņām miera stāvoklī bezgalībā, tiek uzskatīts, ka saistīšanas enerģija ir nulle, tas ir, kad veidojas saistīts stāvoklis, enerģija tiek atbrīvota. Saistīšanas enerģija ir vienāda ar minimālo darbu, kas jāpatērē, lai sadalītu sistēmu tās sastāvā esošajās daļiņās.

Tas raksturo sistēmas stabilitāti: jo lielāka saistīšanās enerģija, jo stabilāka sistēma. Neitrālu atomu valences elektroniem (ārējo elektronu apvalku elektroniem) saistīšanās enerģija sakrīt ar jonizācijas enerģiju, negatīvajiem joniem – ar elektronu afinitāti. Divatomu molekulas ķīmiskās saites enerģija atbilst tās termiskās disociācijas enerģijai, kas ir simtiem kJ/mol. Hadronu saistīšanas enerģija atoma kodols galvenokārt nosaka spēcīga mijiedarbība. Vieglajiem kodoliem tas ir ~ 0,8 MeV uz vienu nukleonu.

Ķīmiskās saites garums ir attālums starp ķīmiski saistītu atomu kodoliem. Ķīmiskās saites garums ir svarīgs fiziskais daudzums, kas nosaka ķīmiskās saites ģeometriskos izmērus, tās apjomu telpā. Ķīmiskās saites garuma noteikšanai tiek izmantotas dažādas metodes. Gāzu elektronu difrakcija, mikroviļņu spektroskopija, Ramana spektri un augstas izšķirtspējas IR spektri tiek izmantoti, lai novērtētu izolētu molekulu ķīmisko saišu garumu tvaika (gāzes) fāzē. Tiek uzskatīts, ka ķīmiskās saites garums ir piedevas lielums, ko nosaka ķīmisko saiti veidojošo atomu kovalento rādiusu summa.

Ķīmisko saišu polaritāte- ķīmiskās saites raksturlielums, kas parāda izmaiņas elektronu blīvuma sadalījumā telpā ap kodoliem, salīdzinot ar elektronu blīvuma sadalījumu neitrālajos atomos, kas veido šo saiti. Ir iespējams kvantitatīvi noteikt saites polaritāti molekulā. Precīza kvantitatīvā novērtējuma grūtības slēpjas apstāklī, ka saites polaritāte ir atkarīga no vairākiem faktoriem: no savienojošo molekulu atomu un jonu lieluma; no saites skaita un rakstura, kas savienojošajiem atomiem jau bija pirms to dotās mijiedarbības; par struktūras veidu un pat uz to kristāla režģu defektu iezīmēm. Šādi aprēķini tiek veikti dažādas metodes, kas parasti sniedz aptuveni vienādus rezultātus (vērtības).

Piemēram, attiecībā uz HCl tika konstatēts, ka katram no šīs molekulas atomiem ir lādiņš, kas vienāds ar 0,17 no visa elektrona lādiņa. Uz ūdeņraža atoma +0,17, un uz hlora atoma -0,17. Tā sauktos efektīvos lādiņus uz atomiem visbiežāk izmanto kā saites polaritātes kvantitatīvu mēru. Efektīvo lādiņu definē kā atšķirību starp elektronu lādiņu, kas atrodas kādā telpas reģionā netālu no kodola, un kodola lādiņu. Tomēr šim mēram ir tikai nosacīta un aptuvena [relatīvā] nozīme, jo molekulā nav iespējams viennozīmīgi izdalīt reģionu, kas pieder tikai vienam atomam, un vairāku saišu gadījumā – konkrētai saitei.

Valences leņķis- leņķis, ko veido ķīmisko (kovalento) saišu virzieni, kas izplūst no viena atoma. Lai noteiktu molekulu ģeometriju, ir nepieciešamas zināšanas par saites leņķiem. Valences leņķi ir atkarīgi no abiem individuālas iezīmes piesaistītos atomus, un no centrālā atoma atomu orbitāļu hibridizācijas. Vienkāršām molekulām saites leņķi, kā arī citus molekulas ģeometriskos parametrus var aprēķināt ar kvantu ķīmijas metodēm. Eksperimentāli tos nosaka pēc molekulu inerces momentu vērtībām, kas iegūtas, analizējot to rotācijas spektrus. Sarežģītu molekulu saites leņķi nosaka ar difrakcijas struktūras analīzes metodēm.

EFEKTĪVS ATOMA LĀDĪDE, raksturo atšķirību starp elektronu skaitu, kas pieder konkrētam atomam ķīmiskajā vielā. Comm., un elektronu skaits bezmaksas. atoms. Aplēsēm E. z. bet. tiek izmantoti modeļi, kuros eksperimentāli noteiktie lielumi attēloti kā uz atomiem lokalizētu punktveida nepolarizējamu lādiņu funkcijas; piemēram, diatomu molekulas dipola moments tiek uzskatīts par E. z reizinājumu. bet. līdz starpatomiskajam attālumam. Līdzīgu modeļu robežās E. z. bet. var aprēķināt, izmantojot optiskos datus. vai rentgenstaru spektroskopija.

Molekulu dipola momenti.

Ideāla kovalentā saite pastāv tikai daļiņās, kas sastāv no identiskiem atomiem (H2, N2 utt.). Ja starp dažādiem atomiem veidojas saite, tad elektronu blīvums pāriet uz vienu no atomu kodoliem, tas ir, saite ir polarizēta. Saites polaritāti raksturo tās dipola moments.

Molekulas dipola moments ir vienāds ar tās ķīmisko saišu dipola momentu vektoru summu. Ja polārās saites molekulā atrodas simetriski, tad pozitīvie un negatīvie lādiņi viens otru kompensē, un molekula kopumā ir nepolāra. Tas notiek, piemēram, ar oglekļa dioksīda molekulu. Poliatomiskās molekulas ar asimetrisku polāro saišu izvietojumu parasti ir polāras. Tas jo īpaši attiecas uz ūdens molekulu.

Iegūto molekulas dipola momenta vērtību var ietekmēt vientuļais elektronu pāris. Tādējādi NH3 un NF3 molekulām ir tetraedriska ģeometrija (ņemot vērā vientuļo elektronu pāri). Slāpekļa-ūdeņraža un slāpekļa-fluora saišu joniskuma pakāpes ir attiecīgi 15 un 19%, un to garums ir attiecīgi 101 un 137 pm. Pamatojoties uz to, varētu secināt, ka NF3 dipola moments ir lielāks. Tomēr eksperiments parāda pretējo. Precīzāk prognozējot dipola momentu, jāņem vērā vientuļā pāra dipola momenta virziens (29. att.).

Atomu orbitāļu hibridizācijas jēdziens un molekulu un jonu telpiskā struktūra. Hibrīdu orbitāļu elektronu blīvuma sadalījuma īpatnības. Galvenie hibridizācijas veidi: sp, sp2, sp3, dsp2, sp3d, sp3d2. Hibridizācija, kas ietver vientuļus elektronu pārus.

ATOMU ORBITĀLU HIBRIDIZĀCIJA.

Lai izskaidrotu dažu molekulu uzbūvi VS metodē, tiek izmantots atomu orbitāļu (AO) hibridizācijas modelis. Dažiem elementiem (berilijs, bors, ogleklis) kovalento saišu veidošanā piedalās gan s-, gan p-elektroni. Šie elektroni atrodas uz AO, kas atšķiras pēc formas un enerģijas. Neskatoties uz to, ar viņu līdzdalību izveidotās saites izrādās līdzvērtīgas un atrodas simetriski.

Piemēram, BeC12, BC13 un CC14 molekulās C1-E-C1 saites leņķis ir 180, 120 un 109,28 o. E-C1 saites garuma vērtības un enerģijas ir katrai no šīm molekulām vienāda vērtība. Orbitāļu hibridizācijas princips ir tāds, ka sākotnējā AO dažādas formas un enerģijas, ja tās sajaucas, dod jaunas orbitāles ar tādu pašu formu un enerģiju. Centrālā atoma hibridizācijas veids nosaka tās veidotās molekulas vai jona ģeometrisko formu.

Apskatīsim molekulas struktūru no atomu orbitāļu hibridizācijas viedokļa.

Molekulu telpiskā forma.

Lūisa formulas daudz pasaka par molekulu elektronisko struktūru un stabilitāti, taču pagaidām tās neko nevar pateikt par to telpisko struktūru. Ķīmiskās saites teorijā ir divas labas pieejas, lai izskaidrotu un prognozētu molekulu ģeometriju. Viņi savā starpā ir labā saskaņā. Pirmo pieeju sauc par valences elektronu pāra atgrūšanas teoriju (OVEP). Neskatoties uz “briesmīgo” nosaukumu, šīs pieejas būtība ir ļoti vienkārša un skaidra: ķīmiskās saites un vientuļie elektronu pāri molekulās mēdz atrasties pēc iespējas tālāk viens no otra. Paskaidrosim tālāk konkrēti piemēri. BeCl2 molekulā ir divas Be-Cl saites. Šīs molekulas formai jābūt tādai, lai abas šīs saites un hlora atomi to galos atrastos pēc iespējas tālāk viens no otra:

Tas ir iespējams tikai ar molekulas lineāru formu, kad leņķis starp saitēm (ClBeCl leņķis) ir vienāds ar 180o.

Vēl viens piemērs: BF3 molekulai ir 3 savienojumi B-F. Tie atrodas pēc iespējas tālāk viens no otra, un molekulai ir plakana trīsstūra forma, kur visi leņķi starp saitēm (leņķi FBF) ir vienādi ar 120 o:

Atomu orbitāļu hibridizācija.

Hibridizācija ietver ne tikai elektronu savienošanu, bet arī vientuļie elektronu pāri . Piemēram, ūdens molekula satur divas kovalentās ķīmiskās saites starp skābekļa atomu un 21. attēlā divus ūdeņraža atomus (21. attēls).

Papildus diviem elektronu pāriem, kas kopīgi ar ūdeņraža atomiem, skābekļa atomam ir divi ārējo elektronu pāri, kas nepiedalās saišu veidošanā ( nedalīti elektronu pāri). Visi četri elektronu pāri aizņem noteiktus apgabalus telpā ap skābekļa atomu. Tā kā elektroni viens otru atgrūž, elektronu mākoņi atrodas pēc iespējas tālāk viens no otra. Šajā gadījumā hibridizācijas rezultātā mainās atomu orbitāļu forma, tās ir izstieptas un vērstas uz tetraedra virsotnēm. Tāpēc ūdens molekulai ir leņķa forma, un leņķis starp skābekļa-ūdeņraža saitēm ir 104,5 o.

Molekulu un jonu forma, piemēram, AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. d-AO ir iesaistīts σ-saišu veidošanā plakanās kvadrātveida molekulās, oktaedriskās molekulās un molekulās, kas veidotas trigonālas bipiramīdas formā. Elektronu pāru atgrūšanās ietekme uz molekulu telpisko konfigurāciju (KNEP nedalīto elektronu pāru līdzdalības jēdziens).

Molekulu un jonu forma, piemēram, AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. Katrs AO hibridizācijas veids atbilst stingri noteiktai ģeometriskai formai, kas apstiprināta eksperimentāli. Tās pamatu veido σ-saites, ko veido hibrīda orbitāles, kuru elektrostatiskajā laukā pārvietojas delokalizēti π-elektronu pāri (vairāku saišu gadījumā) (5.3. tabula). sp hibridizācija. Līdzīgs tips hibridizācija notiek, kad atoms veido divas saites, pateicoties elektroniem, kas atrodas s- un p-orbitālē un kuriem ir līdzīga enerģija. Šis hibridizācijas veids ir raksturīgs AB2 tipa molekulām (5.4. att.). Šādu molekulu un jonu piemēri ir doti tabulā. 5.3 (5.4. att.).

5.3. tabula

Molekulu ģeometriskās formas

E ir nedalīts elektronu pāris.

BeCl2 molekulas struktūra. Berilija atomam normālā stāvoklī ārējā slānī ir divi pārī savienoti s-elektroni. Ierosināšanas rezultātā viens no s elektroniem pāriet p-stāvoklī - parādās divi nepāra elektroni, kas atšķiras pēc orbitāles formas un enerģijas. Kad veidojas ķīmiskā saite, tās tiek pārvērstas divās identiskās sp-hibrīda orbitālēs, kas viena pret otru ir vērstas 180 grādu leņķī.

Be 2s2 Be 2s1 2p1 - atoma ierosinātais stāvoklis

Rīsi. 5.4. Sp-hibrīda mākoņu telpiskais izvietojums

Galvenie starpmolekulāro mijiedarbību veidi. Viela kondensētā stāvoklī. Faktori, kas nosaka starpmolekulāro mijiedarbību enerģiju. Ūdeņraža saite. Ūdeņraža saites būtība. Ūdeņraža saites kvantitatīvās īpašības. Starpmolekulārā un intramolekulāra ūdeņraža saite.

STARPMOLEKULĀRAS MIJIEDARBĪBAS- mijiedarbība. molekulas savā starpā, neizraisot plīsumu vai jaunu ķīmisku vielu veidošanos. savienojumiem. M. v. nosaka atšķirību starp reālajām un ideālajām gāzēm, šķidrumu esamību un viņi saka. kristāli. No M. līdz. daudzi ir atkarīgi. strukturālā, spektrālā, termodinamiskā. un utt. sv-va v-v. M. jēdziena rašanās gs. saistīts ar Van der Vālsa vārdu, kurš, lai īstās gāzēs un šķidrumos izskaidrotu Sv., 1873. gadā ierosināja stāvokļa vienādojumu, kurā ņemts vērā M. v. Tāpēc M. spēki iekšā. bieži saukts par van der Vāls.

Pamats M. gs. veido Kulona mijiedarbības spēkus. starp vienas molekulas elektroniem un kodoliem un citas molekulas kodoliem un elektroniem. Eksperimentāli noteiktajā St.-vahs in-va izpaužas vidēja mijiedarbība, kas atkarīga no attāluma R starp molekulām, to savstarpējās orientācijas, struktūras un fizikālās. raksturlielumi (dipola moments, polarizējamība utt.). Pie liela R, kas ievērojami pārsniedz pašu molekulu lineāros izmērus, kā rezultātā molekulu elektronu apvalki nepārklājas, spēki M. v. var pamatoti iedalīt trīs veidos - elektrostatiskā, polarizācijas (indukcija) un dispersijas. Elektrostatiskos spēkus dažreiz sauc par orientējošiem, taču tas ir neprecīzi, jo molekulu savstarpējo orientāciju var noteikt arī ar polarizāciju. spēki, ja molekulas ir anizotropas.

Nelielos attālumos starp molekulām (R ~ l), lai atšķirtu atsevišķus veidus M. gs. ir iespējama tikai aptuveni, savukārt bez trim minētajiem veidiem tiek izdalīti vēl divi, kas saistīti ar elektronu čaulu pārklāšanos - apmaiņas mijiedarbība un mijiedarbība elektroniskā lādiņa pārneses dēļ. Neskatoties uz zināmu konvencionalitāti, šāds dalījums katrā konkrētajā gadījumā ļauj izskaidrot M. gs. un aprēķināt tā enerģiju.

Vielas struktūra kondensētā stāvoklī.

Atkarībā no attāluma starp daļiņām, kas veido vielu, un no mijiedarbības veida un enerģijas starp tām, viela var būt vienā no trim. agregāti stāvokļi: cietā, šķidrā un gāzveida stāvoklī.

Pietiekami zemā temperatūrā viela ir cietā stāvoklī. Attālumi starp daļiņām kristāliska viela ir pašu daļiņu lieluma kārtībā. Daļiņu vidējā potenciālā enerģija ir lielāka par to vidējo kinētisko enerģiju. Kristālus veidojošo daļiņu kustība ir ļoti ierobežota. Spēki, kas darbojas starp daļiņām, notur tās tuvu līdzsvara pozīcijām. Tas izskaidro savas formas un tilpuma kristālisko ķermeņu klātbūtni un augstu bīdes pretestību.

Izkausējot, cietās vielas pārvēršas šķidrumos. Šķidra viela pēc struktūras atšķiras no kristāliskās ar to, ka ne visas daļiņas atrodas tādos pašos attālumos viena no otras kā kristālos, dažas molekulas viena no otras ir atdalītas lielos attālumos. Daļiņu vidējā kinētiskā enerģija vielām šķidrā stāvoklī ir aptuveni vienāda ar to vidējo potenciālo enerģiju.

Cietais un šķidrais stāvoklis bieži tiek apvienots ar vispārīgu terminu - kondensēts stāvoklis.

Starpmolekulāro mijiedarbību veidi intramolekulārā ūdeņraža saite. Tiek sauktas saites, kuru veidošanās laikā nenotiek elektronu apvalku pārkārtošanās mijiedarbība starp molekulām . Galvenie molekulārās mijiedarbības veidi ir van der Vāla spēki, ūdeņraža saites un donora-akceptora mijiedarbība.

Molekulām tuvojoties vienai otrai, parādās pievilcība, kas izraisa vielas kondensēta stāvokļa rašanos (šķidrs, ciets ar molekulāro kristāla režģi). Spēkus, kas veicina molekulu pievilcību, sauc par van der Vālsa spēkiem.

Tos raksturo trīs veidi starpmolekulārā mijiedarbība :

a) orientācijas mijiedarbība, kas izpaužas starp polārajām molekulām, tiecoties ieņemt stāvokli, kurā to dipoli būtu viens pret otru ar pretējiem poliem, un šo dipolu momentu vektori būtu orientēti pa vienu taisnu līniju (citiem vārdiem sakot , to sauc par dipola-dipola mijiedarbību );

b) indukcija, kas notiek starp inducētiem dipoliem, kuras veidošanās iemesls ir divu tuvojošos molekulu atomu savstarpējā polarizācija;

c) dispersija, kas rodas mikrodipolu mijiedarbības rezultātā, kas veidojas momentānu pozitīvo un negatīvo lādiņu nobīdes rezultātā molekulās elektronu kustības un kodolu vibrāciju laikā.

Izkliedes spēki darbojas starp jebkurām daļiņām. Orientācijas un indukcijas mijiedarbība daudzu vielu daļiņām, piemēram: He, Ar, H2, N2, CH4, netiek veikta. NH3 molekulām dispersijas mijiedarbība veido 50%, orientācijas mijiedarbība 44,6% un indukcijas mijiedarbība 5,4%. Van der Vāla pievilkšanas spēku polāro enerģiju raksturo zemas vērtības. Tādējādi ledus ir 11 kJ/mol, t.i. 2,4% kovalentās enerģijas H-O obligācijas(456 kJ/mol). Van der Vālsa pievilkšanas spēki ir fiziska mijiedarbība.

ūdeņraža saite- Šī ir fizikāli ķīmiskā saite starp vienas molekulas ūdeņradi un citas molekulas EO elementu. Ūdeņraža saišu veidošanās ir izskaidrojama ar to, ka polārajās molekulās vai grupās polarizētam ūdeņraža atomam ir unikālas īpašības: iekšējo elektronu apvalku trūkums, ievērojama elektronu pāra nobīde uz atomu ar augstu EK un ļoti mazu izmēru. Tāpēc ūdeņradis spēj dziļi iekļūt blakus esošā negatīvi polarizētā atoma elektronu apvalkā. Kā liecina spektrālie dati, nozīmīga loma ūdeņraža saites veidošanā ir arī EO atoma kā donora un ūdeņraža atoma kā akceptora donora-akceptora mijiedarbībai. Ūdeņraža saite var būt starpmolekulārais vai intramolekulāri.

Ūdeņraža saites var rasties gan starp dažādām molekulām, gan molekulā, ja šī molekula satur grupas ar donora un akceptora spējām. Tādējādi tieši intramolekulārās ūdeņraža saites spēlē galveno lomu peptīdu ķēžu veidošanā, kas nosaka olbaltumvielu struktūru. Viens no visvairāk slaveni piemēri intramolekulārās ūdeņraža saites ietekme uz struktūru ir dezoksiribonukleīnskābe (DNS). DNS molekula ir salocīta dubultā spirālē. Šīs dubultās spirāles divas daļas ir saistītas viena ar otru ar ūdeņraža saitēm. Ūdeņraža saitei ir starpposma raksturs starp valences un starpmolekulāro mijiedarbību. Tas ir saistīts ar polarizētā ūdeņraža atoma unikālajām īpašībām, tā nelielo izmēru un elektronu slāņu neesamību.

Starpmolekulārā un intramolekulāra ūdeņraža saite.

Ūdeņraža saites ir atrodamas daudzās ķīmiskie savienojumi. Tie parasti rodas starp fluora, slāpekļa un skābekļa atomiem (visvairāk elektronegatīvajiem elementiem), retāk - ar hlora, sēra un citu nemetālu atomu piedalīšanos. Tiek veidotas spēcīgas ūdeņraža saites šķidras vielas piemēram, ūdens, fluorūdeņradis, piesātināts ar skābekli neorganiskās skābes, karbonskābes, fenoli, spirti, amonjaks, amīni. Kristalizācijas laikā šajās vielās parasti tiek saglabātas ūdeņraža saites. Tāpēc to kristāla struktūrām ir ķēdes (metanols), plakani divdimensiju slāņi ( borskābe), telpiski trīsdimensiju režģi (ledus).

Ja ūdeņraža saite apvieno vienas molekulas daļas, tad tās runā par intramolekulāri ūdeņraža saite. Īpaši tas ir raksturīgi daudziem organiskiem savienojumiem (42. att.). Ja veidojas ūdeņraža saite starp vienas molekulas ūdeņraža atomu un citas molekulas nemetāla atomu (starpmolekulārā ūdeņraža saite), tad molekulas veido diezgan spēcīgus pārus, ķēdes, gredzenus. Tādējādi skudrskābe pastāv gan šķidrā, gan gāzveida stāvoklī dimēru veidā:

un gāzveida fluorūdeņradis satur polimēru molekulas, tostarp līdz četrām HF daļiņām. Spēcīgas saites starp molekulām var atrast ūdenī, šķidrā amonjakā, spirtos. Skābekļa un slāpekļa atomi, kas nepieciešami ūdeņraža saišu veidošanai, satur visus ogļhidrātus, olbaltumvielas, nukleīnskābes. Ir zināms, piemēram, ka glikoze, fruktoze un saharoze lieliski šķīst ūdenī. Svarīga loma tajā ir ūdeņraža saitēm, kas veidojas šķīdumā starp ūdens molekulām un daudzām ogļhidrātu OH grupām.

Periodiskais likums. Mūsdienīgs formulējums periodiskais likums. Periodiskā ķīmisko elementu sistēma - periodiskā likuma grafiska ilustrācija. Modernā versija Periodiskā sistēma. Atomu orbitāļu piepildīšanas ar elektroniem un periodu veidošanās iezīmes. s-, p-, d-, f- Elementi un to atrašanās vieta iekšā periodiska sistēma. Grupas, periodi. Galvenās un sekundārās apakšgrupas. Periodiskās sistēmas robežas.

Periodiskā likuma atklāšana.

Ķīmijas pamatlikumu - Periodisko likumu atklāja D.I. Mendeļejevs 1869. gadā laikā, kad atoms tika uzskatīts par nedalāmu un par to iekšējā struktūra nekas nebija zināms. Periodiskā likuma pamats D.I. Mendeļejevs uzlika atomu masas (agrāk atomsvarus) un Ķīmiskās īpašības elementi.

Sakārtojot 63 tajā laikā zināmos elementus to atomu masu augošā secībā, D.I. Mendeļejevs saņēma dabisku (dabisku) ķīmisko elementu sēriju, kurā viņš atklāja ķīmisko īpašību periodisku atkārtošanos.

Piemēram, tipiskā metāla litija Li īpašības tika atkārtotas elementiem nātrijs Na un kālijs K, tipiskā nemetāla fluora F īpašības tika atkārtotas elementiem hlors Cl, broms Br, jods I.

Daži elementi D.I. Mendeļejevs neatrada ķīmiskos analogus (piemēram, alumīnija Al un silīcija Si), jo tādi analogi tajā laikā vēl nebija zināmi. Viņiem viņš atstāja tukšas vietas dabiskajā sērijā un, pamatojoties uz periodisku atkārtošanos, prognozēja to ķīmiskās īpašības. Pēc atbilstošo elementu atklāšanas (alumīnija analogs - gallija Ga, silīcija analogs - germānija Ge utt.), D.I. Mendeļejevs tika pilnībā apstiprināts.

Kurā viens no atomiem ziedoja elektronu un kļuva par katjonu, bet otrs atoms pieņēma elektronu un kļuva par anjonu.

Kovalentās saites raksturīgās īpašības - virziens, piesātinājums, polaritāte, polarizējamība - nosaka savienojumu ķīmiskās un fizikālās īpašības.

Saites virziens ir saistīts ar vielas molekulāro struktūru un to molekulas ģeometrisko formu. Leņķus starp divām saitēm sauc par saites leņķiem.

Piesātinājums - atomu spēja veidot ierobežotu skaitu kovalento saišu. Atoma izveidoto saišu skaitu ierobežo tā ārējo atomu orbitāļu skaits.

Saites polaritāte ir saistīta ar nevienmērīgu elektronu blīvuma sadalījumu atomu elektronegativitātes atšķirību dēļ. Pamatojoties uz to, kovalentās saites tiek sadalītas nepolārajās un polārajās (nepolārajās - diatomiskā molekula sastāv no identiskiem atomiem (H 2, Cl 2, N 2) un katra atoma elektronu mākoņi ir sadalīti simetriski attiecībā pret tiem. atomi; polāra - divatomiskā molekula sastāv no dažādu ķīmisko elementu atomiem, un vispārējais elektronu mākonis novirzās uz vienu no atomiem, tādējādi veidojot asimetriju elektriskā lādiņa sadalījumā molekulā, radot molekulas dipola momentu) .

Saites polarizējamība izpaužas kā saites elektronu pārvietošanās ārējā elektriskā lauka ietekmē, ieskaitot citas reaģējošas daļiņas. Polarizējamību nosaka elektronu kustīgums. Kovalento saišu polaritāte un polarizējamība nosaka molekulu reaktivitāti attiecībā pret polārajiem reaģentiem.

Tomēr divreiz Nobela prēmijas laureāts L. Polings norādīja, ka "dažās molekulās kopīga pāra vietā ir kovalentās saites viena vai trīs elektronu dēļ." Viena elektrona ķīmiskā  saite tiek realizēta molekulārajā jonā ūdeņradi H 2 + .

Molekulārais ūdeņraža jons H 2 + satur divus protonus un vienu elektronu. Atsevišķs molekulārās sistēmas elektrons kompensē divu protonu elektrostatisko atgrūšanos un notur tos 1,06 Å (H 2 + ķīmiskās saites garums) attālumā. Molekulārās sistēmas elektronu mākoņa elektronu blīvuma centrs atrodas vienādā attālumā no abiem protoniem ar Bora rādiusu α 0 =0,53 A un ir molekulārā ūdeņraža jona H 2 + simetrijas centrs.

Enciklopēdisks YouTube

• 1 / 5

  Kovalento saiti veido elektronu pāris, kas dalīts starp diviem atomiem, un šiem elektroniem ir jāieņem divas stabilas orbitāles, viena no katra atoma.

  A + B → A: B

  Socializācijas rezultātā elektroni veido piepildītu enerģijas līmeni. Saite veidojas, ja to kopējā enerģija šajā līmenī ir mazāka nekā sākotnējā stāvoklī (un enerģijas atšķirība nav nekas vairāk kā saites enerģija).

  Saskaņā ar molekulāro orbitāļu teoriju, divu atomu orbitāļu pārklāšanās vienkāršākajā gadījumā noved pie divu molekulāro orbitāļu (MO) veidošanās: saistošs MO Un antibonding (atslābināšana) MO. Kopīgie elektroni atrodas uz zemākas enerģijas saistoša MO.

  Saites veidošanās atomu rekombinācijas laikā

  Tomēr interatomiskās mijiedarbības mehānisms ilgu laiku palika nezināms. Tikai 1930. gadā F. Londona ieviesa dispersijas pievilcības jēdzienu – mijiedarbību starp momentāno un inducēto (inducēto) dipolu. Pašlaik pievilcības spēkus, kas rodas, mijiedarbojoties starp svārstīgiem atomu un molekulu elektriskajiem dipoliem, sauc par "Londonas spēkiem".

  Šādas mijiedarbības enerģija ir tieši proporcionāla elektroniskās polarizācijas α kvadrātam un apgriezti proporcionāla attālumam starp diviem atomiem vai molekulām līdz sestajai pakāpei.

  Saites veidošanās ar donora-akceptora mehānismu

  Papildus iepriekšējā sadaļā aprakstītajam viendabīgajam kovalentās saites veidošanās mehānismam pastāv neviendabīgs mehānisms - pretēji lādētu jonu - protona H + un negatīvā ūdeņraža jona H - mijiedarbība, ko sauc par hidrīdjonu:

  H + + H - → H 2

  Kad joni tuvojas, hidrīdjona divu elektronu mākonis (elektronu pāris) tiek piesaistīts protonam un galu galā kļūst kopīgs abiem ūdeņraža kodoliem, tas ir, tas pārvēršas par saistošu elektronu pāri. Daļiņu, kas piegādā elektronu pāri, sauc par donoru, un daļiņu, kas pieņem šo elektronu pāri, sauc par akceptoru. Šādu kovalentās saites veidošanās mehānismu sauc par donoru-akceptoru.

  H + + H 2 O → H 3 O +

  Protons uzbrūk ūdens molekulas vientuļajam elektronu pārim un veido stabilu katjonu, kas pastāv skābju ūdens šķīdumos.

  Līdzīgi protons tiek pievienots amonjaka molekulai, veidojot kompleksu amonija katjonu:

  NH 3 + H + → NH 4 +

  Tādā veidā (pēc kovalentās saites veidošanās donora-akceptora mehānisma) tiek iegūta liela onija savienojumu klase, kurā ietilpst amonijs, oksonijs, fosfonijs, sulfonijs un citi savienojumi.

  Ūdeņraža molekula var darboties kā elektronu pāra donors, kas, saskaroties ar protonu, noved pie molekulārā ūdeņraža jona H 3 + veidošanās:

  H 2 + H + → H 3 +

  Molekulārā ūdeņraža jona H 3 + saistošais elektronu pāris pieder vienlaikus trim protoniem.

  Kovalentās saites veidi

  Ir trīs veidu kovalentās ķīmiskās saites, kas atšķiras pēc veidošanās mehānisma:

  1. Vienkārša kovalentā saite. Tā veidošanai katrs no atomiem nodrošina vienu nepāra elektronu. Kad veidojas vienkārša kovalentā saite, atomu formālie lādiņi paliek nemainīgi.

  • Ja atomi, kas veido vienkāršu kovalento saiti, ir vienādi, tad arī patiesie molekulas atomu lādiņi ir vienādi, jo atomiem, kas veido saiti, vienādi pieder kopīgs elektronu pāris. Tādu savienojumu sauc nepolārā kovalentā saite. Vienkāršām vielām ir šāds savienojums, piemēram: 2, 2, 2. Bet ne tikai viena veida nemetāli var veidot kovalentu nepolāru saiti. Nemetālu elementi, kuru elektronegativitāte ir vienāda, var veidot arī kovalentu nepolāru saiti, piemēram, PH 3 molekulā saite ir kovalenta nepolāra, jo ūdeņraža EO ir vienāds ar fosfora EO.
  • Ja atomi ir atšķirīgi, tad socializētā elektronu pāra piederības pakāpi nosaka atomu elektronegativitātes atšķirība. Atoms ar lielāku elektronegativitāti stiprāk piesaista sev saites elektronu pāri, un tā patiesais lādiņš kļūst negatīvs. Atoms ar mazāku elektronegativitāti iegūst attiecīgi tādu pašu pozitīvo lādiņu. Ja savienojums veidojas starp diviem dažādiem nemetāliem, tad šādu savienojumu sauc polārā kovalentā saite.

  Etilēna molekulā C 2 H 4 ir dubultsaite CH 2 \u003d CH 2, tās elektroniskā formula: H: C:: C: H. Visu etilēna atomu kodoli atrodas vienā plaknē. Trīs katra oglekļa atoma elektronu mākoņi veido trīs kovalentās saites ar citiem atomiem tajā pašā plaknē (ar leņķiem starp tiem aptuveni 120°). Oglekļa atoma ceturtā valences elektrona mākonis atrodas virs un zem molekulas plaknes. Šādi abu oglekļa atomu elektronu mākoņi, kas daļēji pārklājas virs un zem molekulas plaknes, veido otru saiti starp oglekļa atomiem. Pirmo, spēcīgāko kovalento saiti starp oglekļa atomiem sauc par σ-saiti; sauc otro, vājāko kovalento saiti π (\displaystyle \pi )- komunikācija.

  Lineārā acetilēna molekulā

  H-S≡S-N (N: S::: S: N)

  ir σ-saites starp oglekļa un ūdeņraža atomiem, viena σ-saite starp diviem oglekļa atomiem un diviem π (\displaystyle \pi ) saites starp tiem pašiem oglekļa atomiem. Divas π (\displaystyle \pi )-saites atrodas virs σ-saites darbības sfēras divās savstarpēji perpendikulārās plaknēs.

  Visi seši C 6 H 6 cikliskās benzola molekulas oglekļa atomi atrodas vienā plaknē. σ-saites darbojas starp oglekļa atomiem gredzena plaknē; vienādas saites pastāv katram oglekļa atomam ar ūdeņraža atomiem. Katrs oglekļa atoms tērē trīs elektronus, lai izveidotu šīs saites. Oglekļa atomu ceturto valences elektronu mākoņi, kuriem ir astoņnieku forma, atrodas perpendikulāri benzola molekulas plaknei. Katrs šāds mākonis vienādi pārklājas ar blakus esošo oglekļa atomu elektronu mākoņiem. Benzola molekulā nav trīs atsevišķi π (\displaystyle \pi )-savienojumi, bet viens π (\displaystyle \pi ) dielektriķi vai pusvadītāji. Tipiski atomu kristālu piemēri (atomi, kas ir savstarpēji saistīti ar kovalentām (atomu) saitēm) ir

  USE kodifikatora tēmas: Kovalentā ķīmiskā saite, tās veidi un veidošanās mehānismi. Kovalentās saites 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 mijiedarbības, lielākā vai mazākā mērā ko tur pozitīvi lādēti kodoli saistītie atomi.

  Galvenais jēdziens šeit ir ELEKTRONEGNATIVITĀTE. Tā ir viņa, kas nosaka ķīmiskās saites veidu starp atomiem un šīs saites īpašības.

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

  Elektronegativitāti ir grūti viennozīmīgi noteikt. L. Polings sastādīja relatīvās 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 baidīties, jo ķīmiskās saites veidošanai ir nozīme atomi, un tas ir aptuveni vienāds jebkurā sistēmā.

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

  Ja mijiedarbojošo atomu elektronegativitātes vērtības ir vienādas vai aptuveni vienādas: EO(A)≈EO(V), tad kopīgais elektronu pāris netiek pārvietots ne uz vienu no atomiem: A: B. Tādu savienojumu sauc kovalenta nepolāra.

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

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

  Galvenie ķīmisko saišu veidi ir − kovalents, jonu Un metālisks savienojumiem. Apsvērsim tos sīkāk.

  kovalentā ķīmiskā saite

  kovalentā saite – tā ir ķīmiskā saite veidoja kopēja elektronu pāra veidošanās A:B . Šajā gadījumā 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
  

  • orientācija,
  • piesātināmība,
  • polaritāte,
  • polarizējamība.

  Šīs saites 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 H-O-H saites leņķis ir 104,45 o, tātad ūdens molekula ir polāra, bet metāna molekulā H-C-H saites leņķis ir 108 o 28 ′.

  

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

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

  Polarizējamība savienojumi ir saites elektronu spēja tikt izspiestiem ārēja elektriskā lauka ietekmē(jo īpaši citas daļiņas elektriskais lauks). Polarizācija 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 - POLĀRS Un NEPOLĀRS .

  Piemērs . Apsveriet ūdeņraža molekulas H 2 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 labs palīgs, 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 nav pārvietots ne uz vienu no ūdeņraža atomiem, jo ūdeņraža atomu elektronegativitāte ir vienāda. Tādu savienojumu sauc kovalenta nepolāra .

  

  Kovalentā nepolārā (simetriskā) saite - šī 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 kopīgs elektronu pāris ar elektronnegatīvāku atomu (polarizācija).

  Elektronu blīvums tiek novirzīts uz vairāk elektronnegatīvu atomu - tāpēc uz tā rodas daļējs negatīvs lādiņš (δ-), bet daļējs pozitīvs lādiņš uz mazāk elektronnegatīva atoma (δ+, delta +).

  Jo lielāka atšķirība starp atomu elektronegativitāti, jo lielāka polaritāte savienojumi un pat vairāk dipola moments . Starp blakus esošajām molekulām un lādiņiem, kas atrodas pretējā zīmē, darbojas papildu pievilcīgi spēki, kas palielinās spēks savienojumiem.

  Saites polaritāte ietekmē savienojumu fizikālās un ķīmiskās īpašības. Reakcijas mehānismi un pat blakus esošo saišu reaktivitāte ir atkarīga no saites polaritātes. Bieži vien nosaka saites 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

  Kovalentā ķīmiskā saite var rasties 2 mehānismos:

  1. apmaiņas mehānisms kovalentās ķīmiskās saites veidošanās notiek tad, kad katra daļiņa nodrošina vienu nepāra elektronu kopēja elektronu pāra veidošanai:

  BET . + . B = A:B

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

  BET: + B = A:B

  

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

  Kovalentā saite, ko veido donora-akceptora mehānisms, nav atšķirīgs pēc īpašībām 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 otrādi, ar ļoti mazu elektronu skaitu (elektronu akceptori). Atomu valences iespējas sīkāk aplūkotas attiecīgajā.

  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;

  - iekšā amonija jons NH 4 +, jonos organiskie amīni, piemēram, metilamonija jonos CH 3 -NH 2 + ;

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

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

  

  - molekulā ozons O 3 .

  Kovalentās saites galvenās īpašības

  Kovalentā saite, kā likums, veidojas starp nemetālu atomiem. Kovalentās saites galvenās īpašības ir garums, enerģija, daudzveidība un virzība.

  Ķīmiskās saites daudzveidība

  Ķīmiskās saites daudzveidība - šis kopīgu elektronu pāru skaits starp diviem savienojuma atomiem. Saites daudzveidību var diezgan viegli noteikt pēc molekulu veidojošo atomu vērtības.

  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.

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

  Slāpekļa molekulā N 2 saites reizinājums ir 3, jo starp katru atomu ārējā enerģijas līmenī atrodas 3 nepāra elektroni, un atomi veido 3 kopīgus elektronu pārus N≡N.

  Kovalentās saites garums

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

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

  Palielinoties saiti veidojošo atomu rādiusiem, saites garums palielināsies.

  Piemēram

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

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

  Saiknes enerģija

  Ķīmiskās saites stipruma mēraukla ir saites enerģija. Saiknes enerģija nosaka enerģija, kas nepieciešama, lai pārrautu saiti un noņemtu atomus, kas veido šo saiti, bezgalīgā 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 spēcīgāka tā ir un jo lielāka ir saites enerģija.

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

  Jonu ķīmiskā saite

  

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

  joni veidojas elektronu pieņemšanas vai atdošanas procesā ar atomiem. Piemēram, visu metālu atomi vāji notur ārējā enerģijas līmeņa elektronus. Tāpēc tiek raksturoti metāla atomi atjaunojošas īpašības spēja ziedot elektronus.

  

  Piemērs. Nātrija atoms satur 1 elektronu 3. enerģijas līmenī. Viegli atdodot to, nātrija atoms veido daudz stabilāku Na + jonu ar cēlneona gāzes 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 atoma ārējā enerģijas līmenī ir 7 elektroni. Lai iegūtu stabila inerta argona atoma Ar konfigurāciju, hloram jāpievieno 1 elektrons. Pēc elektrona piesaistes 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. Par jonu tiek uzskatītas arī ķīmiskās saites, ko veido šādi joni;
  • Jonu saites parasti veidojas starp metāli Un nemetāli(nemetālu grupas);

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

  Vizuāli vispārināsim Atšķirība starp kovalento un jonu saišu veidiem:

  

  

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

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

  Ziedojot elektronus, kļūst metālu atomi pozitīvi lādēti joni . Atdalītie elektroni ir salīdzinoši brīvi pārvietojas starp pozitīvi lādētiem metāla joniem. Starp šīm daļiņām ir savienojums, jo kopīgi elektroni satur metāla katjonus slāņos kopā , tādējādi radot pietiekami spēcīgu metāla kristāla režģis . Šajā gadījumā elektroni nepārtraukti pārvietojas nejauši, t.i. pastāvīgi parādās jauni neitrālie atomi un jauni katjoni.

  

  Starpmolekulārā mijiedarbība

  Atsevišķi ir vērts apsvērt mijiedarbību, kas notiek starp atsevišķām vielas molekulām - starpmolekulārā mijiedarbība . Starpmolekulārā mijiedarbība ir mijiedarbības veids starp neitrāliem atomiem, kurā jaunas kovalentās saites neparādās. 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 dispersija . Starpmolekulāro mijiedarbību enerģija ir daudz mazāka nekā ķīmiskās saites 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, kurās ir izteikti polāras kovalentās saites, H-F, H-O vai H-N. Ja molekulā ir šādas saites, tad starp molekulām tās būs papildu pievilkšanas spēki .

  Izglītības mehānisms Ūdeņraža saite ir daļēji elektrostatiska un daļēji donora-akceptora. Šajā gadījumā spēcīgi elektronnegatīva elementa (F, O, N) atoms darbojas kā elektronu pāra donors, un ūdeņraža atomi, kas saistīti ar šiem atomiem, darbojas kā akceptors. Tiek raksturotas ūdeņraža saites orientācija kosmosā un piesātinājums.

  Ūdeņraža saiti var apzīmēt ar punktiem: H ··· O. Jo lielāka ir ar ūdeņradi savienota 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 ar ūdeņradi , 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.

  Molekulārās struktūras vielas tiek veidotas, izmantojot īpašu attiecību veidu. Kovalento saiti molekulā, gan polāru, gan nepolāru, sauc arī par atomu saiti. Šis nosaukums cēlies no latīņu valodas "co" - "kopā" ​​un "vales" - "ar spēku". Izmantojot šo savienojumu veidošanas metodi, elektronu pāris tiek sadalīts starp diviem atomiem.

  Kas ir kovalentā polārā un nepolārā saite? Ja šādā veidā veidojas jauns savienojums, tadelektronu pāru socializācija. Parasti šādām vielām ir molekulārā struktūra: H 2, O 3, HCl, HF, CH 4.

  Ir arī nemolekulāras vielas, kurās atomi ir savienoti šādā veidā. Tie ir tā sauktie atomu kristāli: dimants, silīcija dioksīds, silīcija karbīds. Tajos katra daļiņa ir savienota ar četrām citām, kā rezultātā veidojas ļoti spēcīgs kristāls. Kristāliem ar molekulāro struktūru parasti nav lielas stiprības.

  Šīs savienojumu veidošanas metodes īpašības:

  • daudzveidība;
  • orientācija;
  • polaritātes pakāpe;
  • polarizējamība;
  • konjugācija.

  Daudzkārtība ir koplietoto elektronu pāru skaits. Tie var būt no viena līdz trim. Skābeklim trūkst divu elektronu pirms apvalka piepildīšanas, tāpēc tas būs dubultā. Slāpeklim N 2 molekulā tas ir trīskāršs.

  Polarizējamība - iespēja veidot kovalentu polāro saiti un nepolāru. Turklāt tas var būt vairāk vai mazāk polārs, tuvāk joniskajam vai otrādi - tā ir polaritātes pakāpes īpašība.

  Virziens nozīmē, ka atomi mēdz savienoties tā, lai starp tiem būtu pēc iespējas lielāks elektronu blīvums. Ir jēga runāt par virzienu, kad savienojas p vai d orbitāles. S-orbitāles ir sfēriski simetriskas, tām visi virzieni ir līdzvērtīgi. P-orbitālēm ir nepolāra vai polāra kovalentā saite, kas vērsta gar to asi, tā ka abi "astoņi" virsotnēs pārklājas. Šī ir σ-saite. Ir arī mazāk spēcīgas π-saites. P-orbitāļu gadījumā "astoņi" pārklājas ar to malām ārpus molekulas ass. Divkāršā vai trīskāršā gadījumā p-orbitāles veido vienu σ-saiti, un pārējās būs π tipa.

  Konjugācija ir pirmskaitļu un reizinājumu maiņa, padarot molekulu stabilāku. Šī īpašība ir raksturīga sarežģītiem organiskiem savienojumiem.

  

  Ķīmisko saišu veidošanās veidi un metodes

  Polaritāte

  Svarīgs! Kā noteikt, vai mūsu priekšā ir vielas ar nepolāru kovalentu vai polāru saiti? Tas ir ļoti vienkārši: pirmais vienmēr notiek starp identiskiem atomiem, bet otrais - starp dažādiem, kuriem ir nevienlīdzīga elektronegativitāte.

  Kovalentās nepolārās saites piemēri - vienkāršas vielas:

  • ūdeņradis H2;
  • slāpeklis N 2;
  • skābeklis O 2;
  • hlors Cl 2 .

  Kovalentās nepolārās saites veidošanās shēma parāda, ka, apvienojot elektronu pāri, atomi mēdz pabeigt ārējo apvalku līdz 8 vai 2 elektroniem. Piemēram, fluoram pietrūkst viena elektrona līdz astoņu elektronu apvalkam. Pēc kopīga elektronu pāra izveidošanās tas tiks aizpildīts. Parasta formula vielai ar kovalentu nepolāru saiti ir divatomiskā molekula.

  

  Polaritāte parasti tiek saistīta tikai:

  • H2O;
  • CH4.

  Bet ir izņēmumi, piemēram, AlCl 3 . Alumīnijam ir amfotēriska īpašība, tas ir, dažos savienojumos tas uzvedas kā metāls, bet citos tā uzvedas kā nemetāls. Elektronegativitātes atšķirība šajā savienojumā ir neliela, tāpēc alumīnijs savienojas ar hloru šādā veidā, nevis atbilstoši jonu tipam.

  Šajā gadījumā molekulu veido dažādi elementi, taču elektronegativitātes atšķirība nav tik liela, lai elektrons pilnībā pārietu no viena atoma uz otru, kā jonu struktūras vielās.

  Šāda veida kovalentās struktūras veidošanas shēmas parāda, ka elektronu blīvums pāriet uz elektronnegatīvāku atomu, tas ir, kopīgais elektronu pāris ir tuvāk vienam no tiem, nevis otrajam. Molekulas daļas iegūst lādiņu, ko apzīmē ar grieķu burtu delta. Piemēram, hlorūdeņražā hlors kļūst negatīvāk lādēts un ūdeņradis pozitīvāk. Uzlāde būs daļēja, nevis vesela, piemēram, joni.

  Svarīgs! Saites polaritāti un molekulas polaritāti nevajadzētu sajaukt. Piemēram, metānā CH4 atomi ir polāri saistīti, bet pati molekula ir nepolāra.

  Noderīgs video: polārā un nepolārā kovalentā saite

  Izglītības mehānisms

  Jaunu vielu veidošanās var notikt pēc apmaiņas jeb donora-akceptora mehānisma. Tas apvieno atomu orbitāles. Veidojas viena vai vairākas molekulārās orbitāles. Tie atšķiras ar to, ka aptver abus atomus. Tāpat kā uz atomu, uz tā var atrasties ne vairāk kā divi elektroni, un arī to spiniem jābūt dažādos virzienos.

  Kā noteikt, kurš mehānisms ir iesaistīts? To var izdarīt pēc elektronu skaita ārējās orbitālēs.

  Apmaiņa

  Šajā gadījumā elektronu pāris molekulārajā orbitālē veidojas no diviem nepāra elektroniem, no kuriem katrs pieder savam atomam. Katrai no tām ir tendence aizpildīt savu ārējo elektronu apvalku, lai padarītu to stabilu astoņu vai divu elektronu. Tādā veidā parasti veidojas vielas ar nepolāru struktūru.

  Piemēram, apsveriet sālsskābes HCl. Ūdeņradim ārējā līmenī ir viens elektrons. Hloram ir septiņi. Uzzīmējot tam kovalentās struktūras veidošanas shēmas, mēs redzēsim, ka katram no tiem trūkst viena elektrona, lai aizpildītu ārējo apvalku. Dalot elektronu pāri savā starpā, viņi var pabeigt ārējo apvalku. Ar to pašu principu veidojas vienkāršu vielu diatomiskās molekulas, piemēram, ūdeņradis, skābeklis, hlors, slāpeklis un citi nemetāli.

  

  Izglītības mehānisms

  Donors-akceptētājs

  Otrajā gadījumā abi elektroni ir vientuļš pāris un pieder vienam atomam (donoram). Otram (akceptoram) ir brīva orbitāle.

  Vielas formula ar kovalento polāro saiti, kas veidojas šādā veidā, piemēram, amonija jons NH 4 +. Tas veidojas no ūdeņraža jona, kuram ir brīva orbitāle, un amonjaka NH3, kas satur vienu "papildu" elektronu. Amonjaka elektronu pāris ir socializēts.

  Hibridizācija

  Ja elektronu pāris tiek dalīts starp dažādu formu orbitālēm, piemēram, s un p, veidojas hibrīda elektronu mākonis sp. Šādas orbitāles pārklājas vairāk, tāpēc tās saistās spēcīgāk.

  Tādā veidā tiek sakārtotas metāna un amonjaka molekulas. CH 4 metāna molekulā trīs saitēm bija jāveidojas p-orbitālēs un vienai s. Tā vietā orbitāle hibridizējas ar trim p orbitālēm, kā rezultātā veidojas trīs hibrīda sp3 orbitāles iegarenu pilienu veidā. Tas ir tāpēc, ka 2s un 2p elektroniem ir līdzīga enerģija, tie mijiedarbojas viens ar otru, kad tie savienojas ar citu atomu. Tad jūs varat izveidot hibrīda orbitāli. Iegūtajai molekulai ir tetraedra forma, tās virsotnēs atrodas ūdeņradis.

  Citi hibridizācijas vielu piemēri:

  • acetilēns;
  • benzols;
  • dimants;
  • ūdens.

  Ogleklim raksturīga sp3 hibridizācija, tāpēc tas bieži sastopams organiskajos savienojumos.

  Noderīgs video: kovalentā polārā saite

  Izvade

  Kovalentā saite, polāra vai nepolāra, ir raksturīga vielām ar molekulāro struktūru. Viena un tā paša elementa atomi ir nepolāri saistīti, un polāri saistītie atomi ir atšķirīgi, bet ar nedaudz atšķirīgu elektronegativitāti. Parasti šādā veidā tiek savienoti nemetāla elementi, taču ir izņēmumi, piemēram, alumīnijs.