kovalentā saite(atomu saite, homeopolārā saite) - ķīmiskā saite, ko veido paravalento elektronu mākoņu pārklāšanās (socializācija). Tiek saukti elektroniskie mākoņi (elektroni), kas nodrošina saziņu kopīgs elektronu pāris.
Kovalentās saites raksturīgās īpašības - virziens, piesātinājums, polaritāte, polarizējamība - nosaka ķīmisko un fizikālās īpašības savienojumiem.
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 - 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.
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).
Atomu (malās) un molekulāro (centrā) orbitāļu elektronu piepildījums H 2 molekulā. Vertikālā ass atbilst enerģijas līmenim, elektroni ir norādīti ar bultiņām, kas atspoguļo to spinus.
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.
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 atomu lādiņi molekulā ir vienādi, jo atomi, kas veido saiti, atrodas vienādi pieder kopīgs elektronu pāris. Tādu savienojumu sauc nepolārā kovalentā saite. Šāds savienojums ir vienkāršas vielas, piemēram: O 2, N 2, Cl 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 dažādi, tad socializēta 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.
2. Donora-akceptora saite. Lai izveidotu šāda veida kovalento saiti, abi elektroni nodrošina vienu no atomiem - donors. Otro no saites veidošanā iesaistītajiem atomiem sauc akceptētājs. Iegūtajā molekulā donora formālais lādiņš palielinās par vienu, bet akceptora formālais lādiņš samazinās par vienu.
3. Puspolārais savienojums. To var uzskatīt par polāro donora-akceptora saiti. Šāda veida kovalentā saite veidojas starp atomu, kuram ir nedalīts elektronu pāris (slāpeklis, fosfors, sērs, halogēni utt.), un atomu ar diviem nepāra elektroniem (skābeklis, sērs). Puspolārās saites veidošanās notiek divos posmos:
1. Viena elektrona pārnešana no atoma ar nedalītu elektronu pāri uz atomu ar diviem nesapārotiem elektroniem. Rezultātā atoms ar nedalītu elektronu pāri pārvēršas par radikālu katjonu (pozitīvi lādēta daļiņa ar nepāra elektronu), bet atoms ar diviem nepāra elektroniem par radikālu anjonu (negatīvi lādēta daļiņa ar nepāra elektronu).
2. Nepāru elektronu socializācija (kā vienkāršas kovalentās saites gadījumā).
Kad veidojas puspolāra saite, atoms ar nedalītu elektronu pāri palielina savu formālo lādiņu par vienu, bet atoms ar diviem nepāra elektroniem samazina formālo lādiņu par vienu.
σ saite un π saite
Sigma (σ)-, pi (π)-saites - aptuvens kovalento saišu veidu apraksts dažādu savienojumu molekulās, σ-saiti raksturo tas, ka elektronu mākoņa blīvums ir maksimāls gar savienojošo asi. atomu kodoli. Kad veidojas -saite, rodas tā sauktā elektronu mākoņu sānu pārklāšanās, un elektronu mākoņa blīvums ir maksimālais "virs" un "zem" σ-saites plaknes. Piemēram, ņemiet etilēnu, acetilēnu un benzolu.
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; otro, mazāk stipro kovalento saiti sauc par saiti.
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 divas σ-saites starp tiem pašiem oglekļa atomiem. Divas -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 veidojas nevis trīs atsevišķas -saites, bet gan viena sešu elektronu sistēma, kas ir kopīga visiem oglekļa atomiem. Saites starp oglekļa atomiem benzola molekulā ir tieši tādas pašas.
Vielu piemēri ar kovalento saiti
Atomi molekulās ir savienoti ar vienkāršu kovalento saiti vienkāršas gāzes(H 2, Cl 2 utt.) un savienojumi (H 2 O, NH 3, CH 4, CO 2, HCl utt.). Savienojumi ar donora-akceptora saiti -amonija NH 4 +, tetrafluorborāta anjonu BF 4 - un citi Savienojumi ar puspolāru saiti - slāpekļa oksīds N 2 O, O - -PCl 3 +.
Kristāli ar kovalento saiti ir dielektriķi vai pusvadītāji. Tipiski atomu kristālu piemēri (atomi, kuros ir savstarpēji savienoti kovalentās (atomu) saites, ir dimants, germānija un silīcijs.
Vienīgā viela, ko cilvēki zina ar kovalentās saites piemēru starp metālu un oglekli, ir cianokobalamīns, kas pazīstams kā B12 vitamīns.
Jonu saite- ļoti spēcīga ķīmiskā saite, kas veidojas starp atomiem ar lielu elektronegativitātes starpību (> 1,5 pēc Polinga skalas), pie kuras kopējais elektronu pāris pilnībā pāriet uz atomu ar lielāku elektronegativitāti. Tā ir jonu kā pretēji lādētu ķermeņu pievilkšanās . Piemērs ir savienojums CsF, kurā "joniskuma pakāpe" ir 97%. Apsveriet veidošanās metodi, izmantojot nātrija hlorīda NaCl piemēru. Nātrija un hlora atomu elektronisko konfigurāciju var attēlot šādi: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Tie ir atomi ar nepilnīgu enerģijas līmeni. Acīmredzot, lai tos pabeigtu, nātrija atomam ir vieglāk atteikties no viena elektrona nekā pievienot septiņus, un hlora atomam ir vieglāk pievienot vienu elektronu, nekā atdot septiņus. Ķīmiskajā mijiedarbībā nātrija atoms pilnībā atsakās no viena elektrona, un hlora atoms to pieņem. Shematiski to var uzrakstīt šādi: Na. - l e -> Na + nātrija jons, stabils astoņu elektronu 1s2 2s2 2p6 apvalks, pateicoties otrajam enerģijas līmenim. :Cl + 1e --> .Cl - hlora jons, stabils astoņu elektronu apvalks. Starp Na+ un Cl- joniem rodas elektrostatiskie pievilkšanās spēki, kuru rezultātā veidojas savienojums. Jonu saite ir ārkārtējs kovalentās polārās saites polarizācijas gadījums. Veidojas starp tipisku metālu un nemetālu. Šajā gadījumā elektroni no metāla pilnībā pāriet uz nemetālu. Veidojas joni.
Ja ķīmiskā saite veidojas starp atomiem, kuriem ir ļoti liela elektronegativitātes starpība (pēc Polinga EO > 1,7), tad kopīgais elektronu pāris tiek pilnībā pārnests uz atomu ar lielāku EO. Tā rezultātā veidojas pretēji lādētu jonu savienojums:
Starp izveidotajiem joniem notiek elektrostatiskā pievilcība, ko sauc par jonu saiti. Drīzāk šāds skats ir ērts. Faktiski jonu saite starp atomiem tīrā veidā netiek realizēta nekur vai gandrīz nekur; parasti patiesībā saite ir daļēji jonu un daļēji kovalenta. Tajā pašā laikā sarežģītu molekulāro jonu saiti bieži var uzskatīt par tīri jonu. Būtiskākās atšķirības starp jonu saitēm un cita veida ķīmiskajām saitēm ir nevirziena un nepiesātinātība. Tāpēc jonu saišu rezultātā izveidotie kristāli gravitējas pret dažādiem atbilstošo jonu blīvumiem.
raksturīgsŠādiem savienojumiem ir laba šķīdība polāros šķīdinātājos (ūdenī, skābēs utt.). Tas ir saistīts ar uzlādētajām molekulas daļām. Šajā gadījumā šķīdinātāja dipoli tiek piesaistīti lādētajiem molekulas galiem un Brauna kustības rezultātā vielas molekulu “savelk” daļās un ieskauj, neļaujot tām atkal apvienoties. Rezultāts ir joni, ko ieskauj šķīdinātāja dipoli.
Kad šādi savienojumi tiek izšķīdināti, parasti tiek atbrīvota enerģija, jo izveidoto šķīdinātāja-jonu saišu kopējā enerģija ir lielāka par anjonu-katjonu saites enerģiju. Izņēmumi ir daudzi sāļi slāpekļskābe(nitrāti), kas izšķīdinot absorbē siltumu (šķīdumi atdziest). Pēdējais fakts ir izskaidrots, pamatojoties uz likumiem, kas tiek aplūkoti fizikālajā ķīmijā.
Ķīmiskā saite ir daļiņu (jonu vai atomu) mijiedarbība, kas tiek veikta elektronu apmaiņas procesā, kas atrodas pēdējā elektroniskā līmenī. Ir vairāki šādas saites veidi: kovalentā (to iedala nepolārā un polārā) un jonu. Šajā rakstā mēs sīkāk pakavēsimies pie pirmā ķīmisko saišu veida - kovalentās. Un, precīzāk sakot, tā polārajā formā.
Kovalentā polārā saite ir ķīmiska saite starp blakus esošo atomu valences elektronu mākoņiem. Prefikss "ko-" šajā gadījumā nozīmē "kopā", un "valences" pamats tiek tulkots kā spēks vai spēja. Tos divus elektronus, kas saista viens ar otru, sauc par elektronu pāri.
Vēsture
Šo terminu zinātniskā kontekstā pirmo reizi izmantoja Nobela prēmijas laureāts ķīmiķis Ērvings Lenngrijs. Tas notika 1919. gadā. Savā darbā zinātnieks skaidroja, ka saite, kurā tiek novēroti diviem atomiem kopīgie elektroni, atšķiras no metāliskās vai jonu saites. Tātad, tas prasa atsevišķu nosaukumu.Vēlāk, jau 1927. gadā, F. Londons un V. Heitlers, par piemēru ņemot ūdeņraža molekulu kā ķīmiski un fizikāli vienkāršāko modeli, aprakstīja kovalento saiti. Viņi ķērās pie lietas no otra gala un pamatoja savus novērojumus, izmantojot kvantu mehāniku.
Reakcijas būtība
Atomu ūdeņraža pārvēršanas process molekulārajā ūdeņradi ir tipiska ķīmiska reakcija, kuras kvalitatīvā iezīme ir liela siltuma izdalīšanās, apvienojoties diviem elektroniem. Tas izskatās apmēram šādi: divi hēlija atomi tuvojas viens otram, un to orbītā ir viens elektrons. Tad šie divi mākoņi tuvojas viens otram un veido jaunu, līdzīgu hēlija apvalkam, kurā jau rotē divi elektroni.
Pabeigtie elektronu apvalki ir stabilāki nekā nepabeigtie, tāpēc to enerģija ir ievērojami zemāka nekā diviem atsevišķiem atomiem. Molekulas veidošanās laikā pārmērīgais siltums tiek izkliedēts vidē.
Klasifikācija
Ķīmijā ir divu veidu kovalentās saites:
- Nepolāra kovalentā saite, kas veidojas starp diviem viena un tā paša nemetāla elementa atomiem, piemēram, skābekļa, ūdeņraža, slāpekļa, oglekļa.
- Kovalentā polārā saite rodas starp dažādu nemetālu atomiem. labs piemērs var kalpot kā hlorūdeņraža molekula. Kad divu elementu atomi savienojas viens ar otru, nepāra elektrons no ūdeņraža daļēji pāriet uz hlora atoma pēdējo elektronisko līmeni. Tādējādi ūdeņraža atomam veidojas pozitīvs lādiņš, bet hlora atomam - negatīvs lādiņš.
Donora-akceptora saite ir arī kovalentās saites veids. Tas sastāv no tā, ka viens atoms no pāra nodrošina abus elektronus, kļūstot par donoru, un atoms, kas tos pieņem, attiecīgi tiek uzskatīts par akceptoru. Kad starp atomiem veidojas saite, donora lādiņš palielinās par vienu, un akceptora lādiņš samazinās.
Puspolārā saite - e To var uzskatīt par donora-akceptora pasugu. Tikai šajā gadījumā apvienojas atomi, no kuriem vienam ir pilna elektronu orbitāle (halogēni, fosfors, slāpeklis), bet otrajā ir divi nepāra elektroni (skābeklis). Komunikācija tiek veidota divos posmos:
- vispirms no nedalītā pāra tiek izņemts viens elektrons un pievienots nesapārotajiem;
- atlikušo nesapāroto elektrodu savienojums, tas ir, veidojas kovalentā polārā saite.
Īpašības
Polārajai kovalentajai saitei ir sava fiziskā Ķīmiskās īpašības piemēram, virzība, piesātinājums, polaritāte, polarizējamība. Tie nosaka iegūto molekulu īpašības.
Saites virziens ir atkarīgs no iegūtās vielas turpmākās molekulārās struktūras, proti, no ģeometriskās formas, ko pievienojot veidojas divi atomi.
Piesātinājums parāda, cik kovalento saišu var izveidot viens vielas atoms. Šo skaitu ierobežo ārējo atomu orbitāļu skaits.
Molekulas polaritāte rodas tāpēc, ka elektronu mākonis, kas veidojas no diviem dažādiem elektroniem, ir nevienmērīgs visā tā apkārtmērā. Tas ir saistīts ar negatīvā lādiņa atšķirību katrā no tiem. Tieši šī īpašība nosaka, vai saite ir polāra vai nepolāra. Kad apvienojas divi viena un tā paša elementa atomi, elektronu mākonis ir simetrisks, kas nozīmē, ka saite ir kovalenta nepolāra. Un, ja apvienojas dažādu elementu atomi, tad veidojas asimetrisks elektronu mākonis, tā sauktais molekulas dipola moments.
Polarizējamība atspoguļo to, cik aktīvi elektroni molekulā tiek pārvietoti ārēju fizikālu vai ķīmisku faktoru, piemēram, elektrisku vai magnētiskais lauks, citas daļiņas.
Pēdējās divas iegūtās molekulas īpašības nosaka tās spēju reaģēt ar citiem polāriem reaģentiem.
Sigma saite un pi saite
Šo saišu veidošanās ir atkarīga no elektronu sadalījuma blīvuma elektronu mākonī molekulas veidošanās laikā.
Sigma saiti raksturo blīva elektronu uzkrāšanās gar asi, kas savieno atomu kodolus, tas ir, horizontālajā plaknē.
Pi saiti raksturo elektronu mākoņu sablīvēšanās to krustošanās punktā, tas ir, virs un zem atoma kodola.
Attiecību vizualizācija formulas ierakstā
Ņemsim par piemēru hlora atomu. Tās ārējā elektroniskā līmenī ir septiņi elektroni. Formulā tie ir sakārtoti trīs pāros un vienā nepāra elektronā ap elementa apzīmējumu punktu veidā.
Ja hlora molekulu uzraksta tādā pašā veidā, būs redzams, ka divi nepāra elektroni ir izveidojuši pāri, kas kopīgs diviem atomiem, to sauc par kopīgu. Turklāt katrs no tiem saņēma astoņus elektronus.
Okteta-dubulta noteikums
Ķīmiķis Lūiss, kurš ierosināja, kā veidojas polārā kovalentā saite, bija pirmais no saviem kolēģiem, kas formulēja noteikumu, kas izskaidro atomu stabilitāti, kad tie tiek apvienoti molekulās. Tās būtība slēpjas faktā, ka ķīmiskās saites starp atomiem veidojas socializācijas gadījumā pietiekami elektronus, lai iegūtu elektronisku konfigurāciju, kas atkārtojas līdzīgi cēlu elementu atomiem.
Tas ir, veidojoties molekulām, to stabilizēšanai ir nepieciešams, lai visiem atomiem būtu pilnīgs ārējais elektroniskais līmenis. Piemēram, ūdeņraža atomi, apvienojoties molekulā, atkārto hēlija elektronu apvalku, hlora atomi, elektroniskā līmenī iegūst līdzību ar argona atomu.
Saites garums
Kovalento polāro saiti, cita starpā, raksturo noteikts attālums starp molekulu veidojošo atomu kodoliem. Tie atrodas tādā attālumā viens no otra, kurā molekulas enerģija ir minimāla. Lai to panāktu, ir nepieciešams, lai atomu elektronu mākoņi pēc iespējas vairāk pārklātos viens ar otru. Starp atomu lielumu un garo saiti pastāv tieši proporcionāls modelis. Jo lielāks atoms, jo garāka ir saite starp kodoliem.
Ir iespējams variants, kad atoms veido nevis vienu, bet vairākus kovalentus polārās saites. Tad starp kodoliem veidojas tā sauktie valences leņķi. Tie var būt no deviņdesmit līdz simt astoņdesmit grādiem. Tie nosaka molekulas ģeometrisko formulu.
Pirmo reizi par tādu jēdzienu kā kovalentā saiteķīmijas zinātnieki sāka runāt pēc Gilberta Ņūtona Lūisa atklāšanas, kurš to raksturoja kā divu elektronu socializāciju. Vēlāki pētījumi ļāva aprakstīt pašu kovalentās saites principu. Vārds kovalentsĶīmijas ietvaros var uzskatīt par atoma spēju veidot saites ar citiem atomiem.
Paskaidrosim ar piemēru:
Ir divi atomi ar nelielām elektronegativitātes atšķirībām (C un CL, C un H). Parasti tās ir pēc iespējas tuvākas cēlgāzu elektronu apvalka struktūrai.
Kad šie nosacījumi ir izpildīti, šo atomu kodoli tiek piesaistīti tiem kopīgajam elektronu pārim. Šajā gadījumā elektronu mākoņi vienkārši nepārklājas viens ar otru, kā tas ir kovalentās saites gadījumā, kas nodrošina divu atomu drošu savienojumu, pateicoties tam, ka elektronu blīvums tiek pārdalīts un mainās sistēmas enerģija, kas izraisa cita elektronu mākoņa viena atoma "ievilkšana" starpkodolu telpā. Jo plašāka ir elektronu mākoņu savstarpējā pārklāšanās, jo stiprāka tiek uzskatīta saikne.
No šejienes, kovalentā saite- tas ir veidojums, kas radies, savstarpēji socializējoties diviem elektroniem, kas pieder diviem atomiem.
Parasti vielas ar molekulāro kristāla režģi veidojas caur kovalento saiti. Tipiski ir kušana un vārīšanās plkst zemas temperatūras, slikta šķīdība ūdenī un zema elektrovadītspēja. No tā mēs varam secināt: tādu elementu kā germānija, silīcijs, hlors, ūdeņradis struktūras pamatā ir kovalentā saite.
Šim savienojuma veidam raksturīgās īpašības:
- Piesātināmība.Šo īpašību parasti saprot kā maksimālo saišu skaitu, ar kurām tās var izveidot konkrētus atomus. Šo skaitli nosaka kopējais to orbitāļu skaits atomā, kas var piedalīties ķīmisko saišu veidošanā. Savukārt atoma valenci var noteikt pēc šim nolūkam jau izmantoto orbitāļu skaita.
- Orientēšanās. Visiem atomiem ir tendence veidot visspēcīgākās iespējamās saites. Vislielākā izturība tiek sasniegta divu atomu elektronu mākoņu telpiskās orientācijas sakritības gadījumā, jo tie pārklājas viens ar otru. Turklāt tieši tāda kovalentās saites īpašība kā virziens ietekmē molekulu telpisko izvietojumu, tas ir, ir atbildīga par to "ģeometrisko formu".
- Polarizējamība.Šīs pozīcijas pamatā ir ideja, ka pastāv divu veidu kovalentās saites:
- polāri vai asimetriski. Šāda veida saiti var veidot tikai dažāda veida atomi, t.i. tiem, kuru elektronegativitāte būtiski atšķiras, vai gadījumos, kad kopīgais elektronu pāris nav simetriski atdalīts.
- rodas starp atomiem, kuru elektronegativitāte ir gandrīz vienāda, un elektronu blīvuma sadalījums ir vienmērīgs.
Turklāt ir daži kvantitatīvi:
- Saiknes enerģija. Šis parametrs raksturo polāro saiti tās stiprības ziņā. Ar enerģiju saprot siltuma daudzumu, kas bija nepieciešams, lai pārrautu divu atomu saiti, kā arī siltuma daudzumu, kas izdalījās, tos apvienojot.
- Zem saites garums un molekulārajā ķīmijā tiek saprasts taisnas līnijas garums starp divu atomu kodoliem. Šis parametrs raksturo arī saites stiprību.
- Dipola moments- vērtība, kas raksturo valences saites polaritāti.
kovalentā saite(no latīņu "ar" kopā un "vales", kam ir ietekme) veic elektronu pāris, kas pieder abiem atomiem. Veidojas starp nemetālu atomiem.
Nemetālu elektronegativitāte ir diezgan liela, tāpēc divu nemetālu atomu ķīmiskajā mijiedarbībā pilnīga elektronu pārnešana no viena uz otru (kā gadījumā) nav iespējama. Šajā gadījumā ir jāveic elektronu apvienošana.
Piemēram, apspriedīsim ūdeņraža un hlora atomu mijiedarbību:
H 1s 1 - viens elektrons
Cl 1s 2 2s 2 2 6. lpp 3 s2 3 p5 - septiņi elektroni ārējā līmenī
Katram no diviem atomiem trūkst viena elektrona, lai būtu pilnīgs ārējais elektronu apvalks. Un katrs no atomiem piešķir "in kopīgs lietojums” par vienu elektronu. Tādējādi okteta noteikums ir izpildīts. Labākais veids, kā to attēlot, ir ar Lūisa formulām:
Kovalentās saites veidošanās
Kopīgie elektroni tagad pieder abiem atomiem. Ūdeņraža atomam ir divi elektroni (savs un hlora atoma kopīgais elektrons), un hlora atomam ir astoņi elektroni (savs plus ūdeņraža atoma kopīgais elektrons). Šie divi kopīgie elektroni veido kovalento saiti starp ūdeņraža un hlora atomiem. Daļiņu, kas veidojas, kad tiek izsaukta divu atomu saite molekula.
Nepolāra kovalentā saite
Starp diviem var veidoties kovalentā saite tas pats atomi. Piemēram:
Šī diagramma izskaidro, kāpēc ūdeņradis un hlors pastāv kā diatomiskas molekulas. Pateicoties divu elektronu savienošanai pārī un socializācijai, ir iespējams izpildīt okteta noteikumu abiem atomiem.
Papildus vienvietīgām saitēm var veidoties dubultā vai trīskāršā kovalentā saite, kā, piemēram, skābekļa O 2 vai slāpekļa N 2 molekulās. Katram slāpekļa atomam ir pieci valences elektroni, tāpēc apvalka pabeigšanai ir nepieciešami vēl trīs elektroni. To panāk, koplietojot trīs elektronu pārus, kā parādīts zemāk:
Kovalenti savienojumi - parasti gāzes, šķidrumi vai salīdzinoši zema kušanas temperatūra cietvielas. Viens no retajiem izņēmumiem ir dimants, kas kūst virs 3500°C. Tas ir saistīts ar dimanta struktūru, kas ir nepārtraukts kovalenti saistītu oglekļa atomu režģis, nevis atsevišķu molekulu kopums. Faktiski jebkurš dimanta kristāls, neatkarīgi no tā izmēra, ir viena milzīga molekula.
Kovalentā saite rodas, kad divu nemetālu atomu elektroni savienojas kopā. Iegūto struktūru sauc par molekulu.
Polārā kovalentā saite
Vairumā gadījumu ir divi kovalenti saistīti atomi savādāk elektronegativitāte un kopīgie elektroni nepieder vienādi diviem atomiem. Lielāko daļu laika tie ir tuvāk vienam atomam nekā citam. Piemēram, ūdeņraža hlorīda molekulā elektroni, kas veido kovalento saiti, atrodas tuvāk hlora atomam, jo tā elektronegativitāte ir augstāka nekā ūdeņraža elektronegativitāte. Taču atšķirība elektronu piesaistes spējā nav tik liela, lai notiktu pilnīga elektrona pāreja no ūdeņraža atoma uz hlora atomu. Tāpēc saiti starp ūdeņraža un hlora atomiem var uzskatīt par krustojumu starp jonu saiti (pilnīga elektronu pārnese) un nepolāru kovalento saiti (simetrisks elektronu pāra izvietojums starp diviem atomiem). Atomu daļējais lādiņš ir apzīmēts ar grieķu burtu δ. Tādu savienojumu sauc polārais kovalents saiti, un tiek uzskatīts, ka ūdeņraža hlorīda molekula ir polāra, tas ir, tai ir pozitīvi lādēts gals (ūdeņraža atoms) un negatīvi lādēts gals (hlora atoms).
Tālāk esošajā tabulā ir uzskaitīti galvenie saišu veidi un vielu piemēri:
Kovalentās saites veidošanās apmaiņas un donora-akceptora mehānisms
1) Maiņas mehānisms. Katrs atoms veido vienu nepāra elektronu kopējā elektronu pārī.
2) Donora-akceptora mehānisms. Viens atoms (donors) nodrošina elektronu pāri, bet cits atoms (akceptors) nodrošina šim pārim tukšu orbitāli.
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 pozitīvs lādiņš uz negatīvo. 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 saistīšanas 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 fizikāls lielums, kas nosaka ķīmiskās saites ģeometriskos izmērus un 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 individuālās īpašības 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.
EFEKTĪVAIS ATOMA LĀDĒJUMS, 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 momentu uzskata 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 noteiktam ģeometriskā forma, apstiprināts 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. Uzbudinājuma rezultātā viens no s elektroniem nonāk 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 EO un ļoti mazu. Izmērs. Tāpēc ūdeņradis spēj dziļi iekļūt blakus esošā negatīvi polarizētā atoma elektronu apvalkā. Kā liecina spektrālie dati, ūdeņraža saites veidošanā nozīmīga loma 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. Spēcīgas ūdeņraža saites veidojas šķidrās vielās, piemēram, ūdenī, fluorūdeņradi, skābekli saturošās 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. Ne pēdējo lomu tajā spēlē ūdeņraža saites, 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 izvirzīja atomu masas (agrāk - atomu svaru) un elementu ķīmiskās īpašības.
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.