Keemilise sideme kontseptsioon ei ole keemia kui teaduse erinevates valdkondades väikese tähtsusega. Selle põhjuseks on asjaolu, et just tema abiga suudavad üksikud aatomid ühineda molekulideks, moodustades kõikvõimalikke aineid, mis omakorda on keemiliste uuringute objektiks.
Aatomite ja molekulide mitmekesisus on seotud nendevaheliste eri tüüpi sidemete tekkega. Erinevaid molekulide klasse iseloomustavad nende elektronide jaotuse tunnused ja seega ka nende oma tüüpi sidemed.
Põhimõisted
Keemiline side on interaktsioonide kogum, mis viib aatomite sidumiseni, moodustades keerukama struktuuriga stabiilseid osakesi (molekulid, ioonid, radikaalid), aga ka agregaate (kristallid, klaasid jne). Nende interaktsioonide olemus on elektriline ja need tekivad valentselektronide jaotumise ajal lähenevates aatomites.
Valentsiks nimetatakse tavaliselt aatomi võimet moodustada teatud arv sidemeid teiste aatomitega. Ioonsetes ühendites võetakse valentsi väärtuseks antud või seotud elektronide arv. ATkovalentsetes ühendites võrdub see ühiste elektronpaaride arvuga.
Oksüdatsiooni olekut mõistetakse tingimusliku laenguna, mis võiks olla aatomil, kui kõik polaarsed kovalentsed sidemed oleksid ioonsed.
Sideme kordsus on vaadeldavate aatomite vahel jagatud elektronpaaride arv.
Erinevates keemiaharudes käsitletavad sidemed võib jagada kahte tüüpi keemilisteks sidemeteks: sidemed, mis viivad uute ainete moodustumiseni (inramolekulaarsed), ja need, mis tekivad molekulide vahel (molekulidevahelised).
Põhilised suhtlusomadused
Sideenergia on energia, mis on vajalik molekulis kõigi olemasolevate sidemete katkestamiseks. See on ka sideme moodustumise käigus vabanev energia.
Sideme pikkus on kaugus molekuli külgnevate aatomituumade vahel, mille juures tõmbe- ja tõukejõud on tasakaalus.
Need kaks aatomite keemilise sideme omadust näitavad selle tugevust: mida lühem pikkus ja suurem energia, seda tugevam on side.
Sidenurka nimetatakse tavaliselt nurgaks kujutatud joonte vahel, mis kulgevad aatomituumade sideme suunas.
Lingide kirjeldamise meetodid
Kvantmehaanikast laenatud kaks levinumat lähenemisviisi keemilise sideme selgitamiseks:
Molekulaarorbitaalide meetod. Ta käsitleb molekuli elektronide ja aatomituumade kogumina, kus iga üksik elektron liigub kõigi teiste elektronide ja tuumade toimeväljas. Molekulil on orbitaalne struktuur ja kõik selle elektronid on jaotatud mööda neid orbiite. Seda meetodit nimetatakse ka MO LCAO-ks, mis tähistab "molekulaarorbitaali – aatomiorbitaalide lineaarset kombinatsiooni".
Valentssidemete meetod. Esindab molekuli kahe keskse molekulaarorbitaali süsteemina. Veelgi enam, igaüks neist vastab ühele sidemele molekulis kahe kõrvuti asetseva aatomi vahel. Meetod põhineb järgmistel sätetel:
- Keemilise sideme moodustumise viib läbi vastandlike spinnidega elektronide paar, mis paiknevad kahe vaadeldava aatomi vahel. Moodustunud elektronpaar kuulub võrdselt kahele aatomile.
- Ühe või teise aatomi poolt moodustatud sidemete arv võrdub paaritute elektronide arvuga maa- ja ergastatud olekus.
- Kui elektronpaarid sideme moodustamises ei osale, nimetatakse neid üksikuteks paarideks.
Elektronegatiivsus
Ainete keemilise sideme tüüpi on võimalik määrata selle koostises olevate aatomite elektronegatiivsuse väärtuste erinevuse põhjal. Elektronegatiivsuse all mõistetakse aatomite võimet tõmmata ligi ühiseid elektronpaare (elektronipilv), mis viib sideme polariseerumiseni.
Keemiliste elementide elektronegatiivsuse väärtuste määramiseks on erinevaid viise. Kõige sagedamini kasutatav on aga termodünaamilistel andmetel põhinev skaala, mille pakkus välja juba 1932. aastal L. Pauling.
Mida suurem on erinevus aatomite elektronegatiivsuses, seda rohkem väljendub selle ioonsus. Vastupidi, võrdsed või lähedased elektronegatiivsuse väärtused näitavad sideme kovalentset olemust. Teisisõnu on matemaatiliselt võimalik kindlaks teha, millist keemilist sidet konkreetses molekulis täheldatakse. Selleks peate arvutama ΔX - aatomite elektronegatiivsuse erinevuse valemi järgi: ΔX=|X 1 -X 2 |.
- Kui ΔХ>1, 7, siis on side ioonne.
- Kui 0,5≦ΔХ≦1,7, siis on kovalentne side polaarne.
- Kui ΔХ=0 või sellele lähedane, siis on side kovalentne mittepolaarne.
Ioonne side
Ioonne on side, mis tekib ioonide vahel või ühise elektronpaari täieliku eemaldamise tõttu ühe aatomi poolt. Ainetes toimub seda tüüpi keemiline sidumine elektrostaatilise külgetõmbejõu abil.
Ioonid on laetud osakesed, mis moodustuvad aatomitest elektronide suurenemise või kadumise tulemusena. Kui aatom võtab elektrone vastu, omandab see negatiivse laengu ja muutub aniooniks. Kui aatom loovutab valentselektrone, muutub see positiivselt laetud osakeseks, mida nimetatakse katiooniks.
See on iseloomulik ühenditele, mis moodustuvad tüüpiliste metallide aatomite ja tüüpiliste mittemetallide aatomite vastasmõjul. Selle protsessi peamine eesmärk on aatomite püüdlus saada stabiilsed elektroonilised konfiguratsioonid. Ja selleks peavad tüüpilised metallid ja mittemetallid andma või vastu võtma ainult 1-2 elektroni,mida nad teevad lihts alt.
Ioonse keemilise sideme moodustumise mehhanismi molekulis käsitletakse traditsiooniliselt naatriumi ja kloori vastastikmõju näitel. Leelismetalli aatomid loovutavad kergesti halogeeniaatomi poolt tõmmatud elektroni. Tulemuseks on Na+ katioon ja Cl- anioon, mida hoiab koos elektrostaatiline külgetõmme.
Ideaalset ioonset sidet pole olemas. Isegi sellistes ühendites, mida sageli nimetatakse ioonseks, ei toimu elektronide lõplikku ülekannet aatomilt aatomile. Moodustunud elektronpaar jääb endiselt üldkasutatavaks. Seetõttu räägivad nad kovalentse sideme ioonsuse astmest.
Ioonilist sidet iseloomustavad kaks peamist omavahel seotud omadust:
- mittesuunaline, st iooni ümbritsev elektriväli on kerakujuline;
- Küllastumatus, st vastupidiselt laetud ioonide arv, mida saab paigutada mis tahes iooni ümber, määratakse nende suuruse järgi.
Kovalentne keemiline side
Mittemetallide aatomite elektronpilvede kattumisel tekkivat sidet, st ühise elektronpaari kaudu, nimetatakse kovalentseks sidemeks. Jagatud elektronpaaride arv määrab sideme paljususe. Seega on vesinikuaatomid seotud ühe H··H sidemega ja hapnikuaatomid moodustavad kaksiksideme O::O.
Selle moodustamiseks on kaks mehhanismi:
- Vahetus – iga aatom esindab üht elektroni ühise paari moodustamiseks: A +B=A: B, samas kui ühendus hõlmab väliseid aatomiorbitaale, millel asub üks elektron.
- Doonor-aktseptor - sideme moodustamiseks annab üks aatomitest (doonor) elektronpaari ja teine (aktseptor) - vaba orbitaali selle paigutamiseks: A +:B=A:B.
Ka elektronpilvede kattumise viisid kovalentse keemilise sideme moodustumisel on erinevad.
- Otsene. Pilvede kattumise piirkond asub sirgel kujuteldaval joonel, mis ühendab vaadeldavate aatomite tuumasid. Sel juhul tekivad σ-sidemed. Sel juhul tekkiva keemilise sideme tüüp sõltub kattuvate elektronpilvede tüübist: s-s, s-p, p-p, s-d või p-d σ-sidemed. Osakeses (molekulis või ioonis) saab kahe naaberaatomi vahel tekkida ainult üks σ-side.
- Külg. See viiakse läbi mõlemal pool aatomituumasid ühendavat joont. Nii tekib π-side ja võimalikud on ka selle variandid: p-p, p-d, d-d. σ-sidemest eraldiseisv alt ei moodustu π-side kunagi; see võib olla molekulides, mis sisaldavad mitut (kaksik- ja kolmiksidemust).
Kovalentse sideme omadused
Need määravad kindlaks ühendite keemilised ja füüsikalised omadused. Mis tahes keemilise sideme peamised omadused ainetes on selle suunalisus, polaarsus ja polariseeritavus, aga ka küllastus.
Sideme suund määrab molekuli omadusedainete struktuur ja nende molekulide geomeetriline kuju. Selle olemus seisneb selles, et elektronpilvede parim kattumine on võimalik kindla orientatsiooniga ruumis. σ- ja π-sidemete moodustamise võimalusi on juba eespool käsitletud.
Küllastus all mõistetakse aatomite võimet moodustada molekulis teatud arv keemilisi sidemeid. Iga aatomi kovalentsete sidemete arv on piiratud väliste orbitaalide arvuga.
Sideme polaarsus sõltub aatomite elektronegatiivsuse väärtuste erinevusest. See määrab elektronide jaotuse ühtluse aatomituumade vahel. Sellel alusel kovalentne side võib olla polaarne või mittepolaarne.
- Kui ühine elektronpaar kuulub võrdselt igale aatomile ja asub nende tuumadest samal kaugusel, siis on kovalentne side mittepolaarne.
- Kui ühine elektronpaar nihutatakse ühe aatomi tuuma, tekib kovalentne polaarne keemiline side.
Polariseeritavus väljendub sideme elektronide nihkumises välise elektrivälja toimel, mis võib kuuluda mõnele teisele osakesele, samas molekulis olevatele naabersidemetele või pärineda välistest elektromagnetväljade allikatest. Seega võib nende mõju all olev kovalentne side muuta selle polaarsust.
Orbitaalide hübridiseerimisel mõistate nende vormide muutumist keemilise sideme rakendamisel. See on vajalik kõige tõhusama kattuvuse saavutamiseks. On olemas järgmist tüüpi hübridisatsioon:
- sp3. Üks s- ja kolm p-orbitaali moodustavad nelisama kujuga "hübriidsed" orbitaalid. Väliselt meenutab see tetraeedrit, mille telgede vaheline nurk on 109°.
- sp2. Üks s- ja kaks p-orbitaali moodustavad tasase kolmnurga, mille telgedevaheline nurk on 120°.
- sp. Üks s- ja üks p-orbitaal moodustavad kaks "hübriidset" orbitaali, mille telgede vaheline nurk on 180°.
Metallside
Metalli aatomite ehituse eripäraks on üsna suur raadius ja väikese arvu elektronide olemasolu välisorbitaalidel. Selle tulemusena on sellistes keemilistes elementides side tuuma ja valentselektronide vahel suhteliselt nõrk ja puruneb kergesti.
Metalliside on selline metalliaatomite-ioonide vaheline interaktsioon, mis toimub delokaliseeritud elektronide abil.
Metalliosakestes võivad valentselektronid kergesti välisorbitaalidelt lahkuda, samuti hõivata neil vabu kohti. Seega võib sama osake erinevatel aegadel olla aatom ja ioon. Nendest lahti rebitud elektronid liiguvad vab alt kogu kristallvõre ruumala ulatuses ja loovad keemilise sideme.
Seda tüüpi sidemetel on sarnasusi ioonse ja kovalentse sidemega. Nagu ka ioonsete jaoks, on ioonid vajalikud metallilise sideme olemasoluks. Kuid kui elektrostaatilise interaktsiooni rakendamiseks on esimesel juhul vaja katioone ja anioone, siis teisel juhul mängivad negatiivselt laetud osakeste rolli elektronid. Kui võrrelda metallilist sidet kovalentse sidemega, siis mõlema moodustamiseks on vaja ühiseid elektrone. Siiski sisseerinev alt polaarsest keemilisest sidemest ei paikne need kahe aatomi vahel, vaid kuuluvad kristallvõres kõikide metalliosakeste hulka.
Metallsidemed vastutavad peaaegu kõigi metallide eriomaduste eest:
- plastsus, mis esineb elektrongaasi poolt hoitavas kristallvõres aatomikihtide nihkumise võimaluse tõttu;
- metalliline läige, mida täheldatakse valguskiirte peegeldumise tõttu elektronidelt (pulbrilises olekus puudub kristallvõre ja seetõttu ka elektronid liiguvad seda mööda);
- elektrijuhtivus, mille teostab laetud osakeste voog ja sel juhul liiguvad väikesed elektronid suurte metalliioonide vahel vab alt;
- soojusjuhtivus, mida täheldatakse tänu elektronide võimele soojust üle kanda.
Vesinikside
Seda tüüpi keemilist sidet nimetatakse mõnikord vaheühendiks kovalentse ja molekulidevahelise interaktsiooni vahel. Kui vesinikuaatomil on side ühe tugev alt elektronegatiivse elemendiga (nagu fosfor, hapnik, kloor, lämmastik), siis on see võimeline moodustama täiendava sideme, mida nimetatakse vesinikuks.
See on palju nõrgem kui kõik ülalnimetatud sidemetüübid (energia ei ületa 40 kJ/mol), kuid seda ei saa tähelepanuta jätta. Seetõttu näeb diagrammil välja keemiline vesinikside nagu punktiirjoon.
Vesiniksideme tekkimine on võimalik tänu doonori-aktseptori samaaegsele elektrostaatilisele interaktsioonile. Suur väärtuste erinevuselektronegatiivsus põhjustab liigse elektrontiheduse ilmnemist aatomitel O, N, F ja teistel, samuti selle puudumist vesinikuaatomil. Juhul, kui selliste aatomite vahel puudub keemiline side, aktiveeruvad tõmbejõud, kui need on piisav alt lähedal. Sel juhul on prooton elektronpaari aktseptor ja teine aatom on doonor.
Vesinikside võib tekkida nii naabermolekulide, näiteks vee, karboksüülhapete, alkoholide, ammoniaagi, kui ka molekuli sees, näiteks salitsüülhappe vahel.
Veemolekulide vahelise vesiniksideme olemasolu selgitab mitmeid selle ainulaadseid füüsikalisi omadusi:
- Selle soojusmahtuvuse, dielektrilise konstandi, keemis- ja sulamistemperatuuri väärtused peaksid arvutuste kohaselt olema tegelikest palju väiksemad, mis on seletatav molekulide sidumise ja kulutamise vajadusega. energia molekulidevaheliste vesiniksidemete katkestamiseks.
- Erinev alt teistest ainetest suureneb temperatuuri langedes vee maht. See on tingitud asjaolust, et molekulid hõivavad jää kristallstruktuuris teatud positsiooni ja eemalduvad üksteisest vesiniksideme pikkuse võrra.
See ühendus mängib elusorganismide jaoks erilist rolli, kuna selle olemasolu valgumolekulides määrab nende erilise struktuuri ja seega ka omadused. Lisaks on nukleiinhapped, mis moodustavad DNA kaksikheeliksi, samuti täpselt ühendatud vesiniksidemetega.
Suhtlus kristallides
Valdav osa tahketest ainetest on kristallvõrega – erilineneid moodustavate osakeste omavaheline paigutus. Sel juhul täheldatakse kolmemõõtmelist perioodilisust ning sõlmedes paiknevad aatomid, molekulid või ioonid, mis on omavahel ühendatud mõtteliste joontega. Olenev alt nende osakeste olemusest ja nendevahelistest sidemetest jagatakse kõik kristallstruktuurid aatomiteks, molekulaarseteks, ioonseteks ja metallilisteks.
Ioonkristallvõre sõlmedes on katioone ja anioone. Veelgi enam, igaüks neist on ümbritsetud rangelt määratletud arvu ioonidega, millel on ainult vastupidine laeng. Tüüpiline näide on naatriumkloriid (NaCl). Neil on tavaliselt kõrge sulamistemperatuur ja kõvadus, kuna nende purunemine nõuab palju energiat.
Kovalentse sidemega moodustunud ainete molekulid paiknevad molekulaarkristallvõre sõlmedes (näiteks I2). Need on omavahel ühendatud nõrga van der Waalsi interaktsiooniga ja seetõttu on sellist struktuuri lihtne hävitada. Sellistel ühenditel on madal keemis- ja sulamistemperatuur.
Aatomi kristallvõre moodustavad kõrge valentsväärtusega keemiliste elementide aatomid. Neid ühendavad tugevad kovalentsed sidemed, mis tähendab, et ainetel on kõrge keemistemperatuur, sulamistemperatuur ja kõrge kõvadus. Näiteks teemant.
Seega on kõikidel kemikaalides leiduvatel sidemetel oma omadused, mis selgitavad molekulide ja ainete osakeste vastastikmõju keerukusi. Nendest sõltuvad ühendite omadused. Need määravad kõik keskkonnas toimuvad protsessid.
