Miks saavad aatomid üksteisega ühineda, moodustades molekule? Mis on täiesti erinevate keemiliste elementide aatomeid sisaldavate ainete võimaliku olemasolu põhjus? Need on globaalsed probleemid, mis mõjutavad kaasaegse füüsika- ja keemiateaduse põhikontseptsioone. Saate neile vastata, omades ettekujutust aatomite elektroonilisest struktuurist ja teades kovalentse sideme omadusi, mis on enamiku ühendiklasside aluseks. Meie artikli eesmärk on tutvuda erinevat tüüpi keemiliste sidemete moodustumise mehhanismide ja neid molekulides sisaldavate ühendite omaduste omadustega.
Aatomi elektrooniline struktuur
Aine elektroneutraalsetel osakestel, mis on selle struktuurielemendid, on struktuur, mis peegeldab päikesesüsteemi struktuuri. Nagu planeedid tiirlevad ümber kesktähe – Päikese, nii liiguvad elektronid aatomis ümber positiivselt laetud tuuma. IseloomustamiseksKovalentses sidemes on olulised elektronid, mis asuvad viimasel energiatasemel ja tuumast kõige kaugemal. Kuna nende ühendus oma aatomi keskpunktiga on minimaalne, suudavad nad kergesti ligi tõmmata teiste aatomite tuumad. See on väga oluline molekulide moodustumiseni viivate aatomitevaheliste interaktsioonide tekkeks. Miks on molekulaarne vorm aine peamine olemasolu meie planeedil? Uurime välja.
Aatomite põhiomadus
Elektriliselt neutraalsete osakeste võime suhelda, mis toob kaasa energia suurenemise, on nende kõige olulisem omadus. Tõepoolest, tavatingimustes on aine molekulaarne olek stabiilsem kui aatomi olek. Kaasaegse aatomi- ja molekulaarteooria põhisätted selgitavad nii molekulide moodustumise põhimõtteid kui ka kovalentse sideme omadusi. Tuletame meelde, et aatomi välimine energiatase võib sisaldada 1 kuni 8 elektroni, viimasel juhul on kiht täielik, mis tähendab, et see on väga stabiilne. Väärisgaaside aatomitel on selline välise taseme struktuur: argoon, krüptoon, ksenoon - inertsed elemendid, mis lõpetavad iga perioodi D. I. Mendelejevi süsteemis. Erandiks on siin heelium, millel pole viimasel tasemel mitte 8, vaid ainult 2 elektroni. Põhjus on lihtne: esimesel perioodil on ainult kaks elementi, mille aatomitel on üks elektronkiht. Kõigil teistel keemilistel elementidel on viimasel, mittetäielikul kihil 1 kuni 7 elektroni. Aatomid üksteisega suhtlemise käigus hakkavadpüüdma olla täidetud elektronidega kuni oktetini ja taastada inertse elemendi aatomi konfiguratsioon. Sellist seisundit on võimalik saavutada kahel viisil: oma kaotamisega või võõraste negatiivselt laetud osakeste vastuvõtmisega. Need interaktsioonivormid selgitavad, kuidas teha kindlaks, kas reageerivate aatomite vahel moodustub ioonne või kovalentne side.
Mehhanismid stabiilse elektroonilise konfiguratsiooni moodustamiseks
Kujutame ette, et ühendi reaktsioonis osalevad kaks lihtsat ainet: metalliline naatrium ja gaasiline kloor. Moodustub soolade klassi aine - naatriumkloriid. Sellel on ioonilist tüüpi keemiline side. Miks ja kuidas see tekkis? Pöördume uuesti algainete aatomite struktuuri juurde. Naatriumil on viimasel kihil ainult üks elektron, mis on aatomi suure raadiuse tõttu tuumaga nõrg alt seotud. Kõigi leelismetallide, sealhulgas naatriumi, ionisatsioonienergia on madal. Seetõttu väljub välistasandi elektron energiatasandilt, klooriaatomi tuum tõmbab teda enda poole ja jääb oma ruumi. See loob pretsedendi Cl-aatomi üleminekuks negatiivselt laetud iooniks. Nüüd pole meil enam tegemist elektriliselt neutraalsete osakestega, vaid laetud naatriumkatioonide ja kloorianioonidega. Vastav alt füüsikaseadustele tekivad nende vahel elektrostaatilised tõmbejõud ja ühend moodustab ioonse kristallvõre. Meie poolt vaadeldav keemilise sideme ioonse tüübi tekkemehhanism aitab selgem alt selgitada kovalentse sideme spetsiifikat ja põhiomadusi.
Jagatud elektronide paarid
Kui elektronegatiivsuselt väga erinevate elementide, st metallide ja mittemetallide aatomite vahel tekib iooniline side, siis tekib kovalentne tüüp, kui samade või erinevate mittemetalliliste elementide aatomid interakteeruvad. Esimesel juhul on tavaks rääkida mittepolaarsest, teisel juhul kovalentse sideme polaarsest vormist. Nende moodustumise mehhanism on ühine: kõik aatomid annavad osaliselt ühiseks kasutamiseks elektronid, mis on ühendatud paarikaupa. Kuid elektronpaaride ruumiline paigutus aatomituumade suhtes on erinev. Selle põhjal eristatakse kovalentsete sidemete tüüpe - mittepolaarsed ja polaarsed. Kõige sagedamini on mittemetalliliste elementide aatomitest koosnevates keemilistes ühendites paarid, mis koosnevad elektronidest, millel on vastupidised spinnid, st pöörlevad ümber oma tuumade vastassuunas. Kuna negatiivselt laetud osakeste liikumine ruumis põhjustab elektronpilvede moodustumist, mis lõpuks lõpeb nende vastastikuse kattumisega. Millised on selle protsessi tagajärjed aatomitele ja milleni see viib?
Kovalentse sideme füüsikalised omadused
Selgub, et kahe interakteeruva aatomi tsentrite vahel on suure tihedusega kaheelektroniline pilv. Elektrostaatilised tõmbejõud negatiivselt laetud pilve enda ja aatomituumade vahel suurenevad. Osa energiast vabaneb ja aatomikeskuste vahelised kaugused vähenevad. Näiteks molekuli H2 moodustumise alguses vesinikuaatomite tuumade vaheline kauguson 1,06 A, peale pilvede kattumist ja ühise elektronpaari tekkimist - 0,74 A. Ül altoodud mehhanismi järgi moodustunud kovalentse sideme näiteid võib leida nii lihtsate kui ka keeruliste anorgaaniliste ainete hulgast. Selle peamine eristav tunnus on ühiste elektronpaaride olemasolu. Selle tulemusena omandab igaüks pärast kovalentse sideme tekkimist aatomite, näiteks vesiniku, vahel inertse heeliumi elektroonilise konfiguratsiooni ja saadud molekulil on stabiilne struktuur.
Molekuli ruumiline kuju
Teine väga oluline kovalentse sideme füüsiline omadus on suunalisus. See sõltub aine molekuli ruumilisest konfiguratsioonist. Näiteks kui kaks elektroni kattuvad sfäärilise pilvega, on molekuli välimus lineaarne (vesinikkloriid või vesinikbromiid). Veemolekulide kuju, milles s- ja p-pilved hübridiseeruvad, on nurkne ja gaasilise lämmastiku väga tugevad osakesed näevad välja nagu püramiid.
Lihtainete struktuur – mittemetallid
Olles välja selgitanud, millist sidet nimetatakse kovalentseks, millised märgid sellel on, on nüüd aeg tegeleda selle sortidega. Kui sama mittemetalli aatomid - kloor, lämmastik, hapnik, broom jne, interakteeruvad üksteisega, siis tekivad vastavad lihtained. Nende ühised elektronpaarid asuvad aatomite keskpunktidest samal kaugusel, nihkumata. Mittepolaarset tüüpi kovalentse sidemega ühenditele on omased järgmised omadused: madal keemispunkt jasulamine, vees lahustumatus, dielektrilised omadused. Järgmisena selgitame välja, milliseid aineid iseloomustab kovalentne side, milles toimub ühiste elektronpaaride nihe.
Elektronegatiivsus ja selle mõju keemilise sideme tüübile
Keemias nimetatakse teatud elemendi omadust meelitada elektrone mõne teise elemendi aatomist. Selle parameetri väärtusskaala, mille on välja pakkunud L. Pauling, võib leida kõigist anorgaanilise ja üldkeemia õpikutest. Selle kõrgeim väärtus - 4,1 eV - sisaldab fluori, väiksem - muud aktiivsed mittemetallid ja madalaim näitaja on tüüpiline leelismetallidele. Kui elektronegatiivsuse poolest erinevad elemendid reageerivad üksteisega, tõmbab üks aktiivsem paratamatult oma tuumasse passiivsema elemendi aatomi negatiivselt laetud osakesi. Seega sõltuvad kovalentse sideme füüsikalised omadused otseselt elementide võimest annetada ühiseks kasutamiseks elektrone. Saadud ühised paarid ei asu enam tuumade suhtes sümmeetriliselt, vaid on nihkunud aktiivsema elemendi poole.
Poolaarsidemega ühendite omadused
Ained molekulides, mille elektronpaarid on aatomituumade suhtes asümmeetrilised, on vesinikhalogeniidid, happed, kalkogeenide ühendid vesinikuga ja happeoksiidid. Need on sulfaat- ja nitraathapped, väävli- ja fosforoksiidid, vesiniksulfiid jne. Näiteks vesinikkloriidi molekul sisaldab üht ühist elektronpaari,moodustuvad paaritute vesiniku ja kloori elektronidest. See on nihutatud Cl-aatomi keskpunktile lähemale, mis on elektronegatiivsem element. Kõik vesilahustes polaarse sidemega ained dissotsieeruvad ioonideks ja juhivad elektrivoolu. Ühenditel, millel on polaarne kovalentne side, mille näiteid oleme toonud, on ka kõrgem sulamis- ja keemistemperatuur võrreldes lihtsate mittemetalliliste ainetega.
Keemiliste sidemete katkestamise meetodid
Orgaanilises keemias järgivad küllastunud süsivesinike asendusreaktsioonid halogeenidega radikaalset mehhanismi. Valguses ja tavatemperatuuril metaani ja kloori segu reageerib nii, et kloorimolekulid hakkavad jagunema osakesteks, mis kannavad paarituid elektrone. Ehk siis täheldatakse ühise elektronpaari hävimist ja väga aktiivsete radikaalide -Cl tekkimist. Nad on võimelised metaani molekule mõjutama nii, et need lõhuvad süsiniku- ja vesinikuaatomite vahelise kovalentse sideme. Tekib aktiivne osake –H ja süsinikuaatomi vaba valents võtab klooriradikaali ning klorometaanist saab reaktsiooni esimene saadus. Sellist molekulide lõhustamise mehhanismi nimetatakse homolüütiliseks. Kui ühine elektronpaar läheb täielikult ühe aatomi valdusse, siis räägivad nad heterolüütilisest mehhanismist, mis on iseloomulik vesilahustes toimuvatele reaktsioonidele. Sel juhul suurendavad polaarsed veemolekulid lahustunud ühendi keemiliste sidemete hävimise kiirust.
Kahe- ja kolmekordnelingid
Valdav enamus orgaanilisi aineid ja mõned anorgaanilised ühendid sisaldavad oma molekulides mitte ühte, vaid mitut ühist elektronpaari. Kovalentse sideme paljusus vähendab aatomite vahelist kaugust ja suurendab ühendite stabiilsust. Neid nimetatakse tavaliselt keemiliselt vastupidavateks. Näiteks lämmastiku molekulis on kolm paari elektrone, need on struktuurivalemis tähistatud kolme kriipsuga ja määravad selle tugevuse. Lihtaine lämmastik on keemiliselt inertne ja võib reageerida teiste ühenditega, nagu vesinik, hapnik või metallid, ainult kuumutamisel või kõrgendatud rõhul, samuti katalüsaatorite juuresolekul.
Kaksiks- ja kolmiksidemed on omased sellistele orgaaniliste ühendite klassidele nagu küllastumata dieeni süsivesinikud, aga ka etüleeni või atsetüleeni seeria ained. Mitmed sidemed määravad peamised keemilised omadused: liitumis- ja polümerisatsioonireaktsioonid, mis toimuvad nende katkemise kohtades.
Oma artiklis kirjeldasime kovalentset sidet ja uurisime selle peamisi tüüpe.
