Kemiallisen sidoksen käsitteellä ei ole vähäistä merkitystä kemian eri aloilla tieteenä. Tämä johtuu siitä, että sen avulla yksittäiset atomit voivat yhdistyä molekyyleiksi, jolloin muodostuu kaikenlaisia aineita, jotka puolestaan ovat kemiallisen tutkimuksen kohteena.
Atomien ja molekyylien monimuotoisuus liittyy erityyppisten sidosten syntymiseen niiden välillä. Eri molekyyliluokille on tunnusomaista omat elektronien jakautumisen piirteet ja siten niiden omat sidostyypit.
Peruskäsitteet
Kemiallinen sidos on joukko vuorovaikutuksia, jotka johtavat atomien sitoutumiseen muodostaen stabiileja hiukkasia, joilla on monimutkaisempi rakenne (molekyylit, ionit, radikaalit) sekä aggregaatteja (kiteitä, laseja jne.). Nämä vuorovaikutukset ovat luonteeltaan sähköisiä, ja ne syntyvät valenssielektronien jakautumisen aikana lähestyvissä atomeissa.
Valenssiksi kutsutaan yleensä atomin kykyä muodostaa tietty määrä sidoksia muiden atomien kanssa. Ioniyhdisteissä valenssiarvoksi otetaan annettujen tai kiinnittyneiden elektronien lukumäärä. ATkovalenttisissa yhdisteissä se on yhtä suuri kuin yhteisten elektroniparien lukumäärä.
Hapetustila ymmärretään ehdollisena varauksena, joka voisi olla atomissa, jos kaikki polaariset kovalenttiset sidokset olisivat ionisia.
Sidoskerroin on tarkasteltujen atomien välisten jaettujen elektroniparien lukumäärä.
Sidokset, joita tarkastellaan kemian eri aloilla, voidaan jakaa kahdentyyppisiin kemiallisiin sidoksiin: sidoksiin, jotka johtavat uusien aineiden muodostumiseen (molekyylinsisäinen), ja niihin, jotka syntyvät molekyylien välillä (molekyylien väliset).
Perusviestinnän ominaisuudet
Sitoutumisenergia on energiaa, joka tarvitaan katkaisemaan kaikki molekyylissä olevat sidokset. Se on myös sidoksen muodostumisen aikana vapautuvaa energiaa.
Sidoksen pituus on molekyylin vierekkäisten atomiytimien välinen etäisyys, jossa veto- ja hylkimisvoimat ovat tasapainossa.
Nämä kaksi atomien kemiallisen sidoksen ominaisuutta ovat sen vahvuuden mitta: mitä lyhyempi pituus ja suurempi energia, sitä vahvempi sidos.
Sidoskulmaa kutsutaan yleensä kulmaksi esitettyjen viivojen välillä, jotka kulkevat atomiytimien kautta sidossuunnassa.
Linkkien kuvausmenetelmät
Kaksi yleisintä lähestymistapaa kemiallisen sidoksen selittämiseen, lainattu kvanttimekaniikasta:
Molekyyliorbitaalien menetelmä. Hän pitää molekyyliä elektronien ja atomiytimien joukkona, jolloin jokainen yksittäinen elektroni liikkuu kaikkien muiden elektronien ja ytimien toimintakentässä. Molekyylillä on kiertoratarakenne, ja kaikki sen elektronit ovat jakautuneet näille kiertoradalle. Tätä menetelmää kutsutaan myös nimellä MO LCAO, joka tarkoittaa "molekyylikiertorataa - atomiorbitaalien lineaarista yhdistelmää".
Valenssisidosmenetelmä. Edustaa molekyyliä kahden keskeisen molekyyliorbitaalin järjestelmänä. Lisäksi jokainen niistä vastaa yhtä sidosta molekyylin kahden vierekkäisen atomin välillä. Menetelmä perustuu seuraaviin säännöksiin:
- Kemiallisen sidoksen muodostaa elektronien pari, joilla on vastakkaiset spinit ja jotka sijaitsevat kahden tarkastellun atomin välissä. Muodostunut elektronipari kuuluu kahdelle atomille tasan.
- Yhden atomin muodostamien sidosten lukumäärä on yhtä suuri kuin parittomien elektronien lukumäärä maa- ja viritystilassa.
- Jos elektroniparit eivät osallistu sidoksen muodostumiseen, niitä kutsutaan yksinäisiksi pareiksi.
Elektronegatiivisuus
Aineiden kemiallisen sidoksen tyyppi on mahdollista määrittää sen ainesosien atomien elektronegatiivisuusarvojen erojen perusteella. Elektronegatiivisuus ymmärretään atomien kyvyksi vetää puoleensa yhteisiä elektronipareja (elektronipilvi), mikä johtaa sidoksen polarisaatioon.
Kemiallisten alkuaineiden elektronegatiivisuuden arvot voidaan määrittää useilla eri tavoilla. Yleisimmin käytetty on kuitenkin termodynaamisiin tietoihin perustuva asteikko, jonka L. Pauling ehdotti jo vuonna 1932.
Mitä suurempi ero atomien elektronegatiivisuudessa on, sitä selvempi sen ionisuus on. Päinvastoin, yhtä suuret tai läheiset elektronegatiivisuusarvot osoittavat sidoksen kovalenttisen luonteen. Toisin sanoen on mahdollista matemaattisesti määrittää, mikä kemiallinen sidos havaitaan tietyssä molekyylissä. Tätä varten sinun on laskettava ΔX - atomien elektronegatiivisuuden ero kaavan mukaan: ΔX=|X 1 -X 2 |.
- Jos ΔХ>1, 7, niin sidos on ioninen.
- Jos 0,5≦ΔХ≦1,7, kovalenttinen sidos on polaarinen.
- Jos ΔХ=0 tai lähellä sitä, sidos on kovalenttinen ei-polaarinen.
Ionisidos
Ioninen on sellainen sidos, joka syntyy ionien väliin tai johtuen siitä, että jokin atomeista vetää kokonaan pois yhteisen elektroniparin. Aineissa tämän tyyppinen kemiallinen sidos tapahtuu sähköstaattisten vetovoimien avulla.
Ionit ovat varautuneita hiukkasia, jotka muodostuvat atomeista elektronien lisääntymisen tai häviämisen seurauksena. Kun atomi ottaa vastaan elektroneja, se saa negatiivisen varauksen ja muuttuu anioniksi. Jos atomi luovuttaa valenssielektroneja, siitä tulee positiivisesti varautunut hiukkanen, jota kutsutaan kationiksi.
Se on ominaista yhdisteille, jotka muodostuvat tyypillisten metallien atomien vuorovaikutuksessa tyypillisten epämetallien atomien kanssa. Tämän prosessin pääasia on atomien pyrkimys saada vakaat elektroniset konfiguraatiot. Ja tätä varten tyypillisten metallien ja ei-metallien täytyy antaa tai vastaanottaa vain 1-2 elektronia,jonka he tekevät helposti.
Molekyylissä olevan ionisen kemiallisen sidoksen muodostumismekanismia tarkastellaan perinteisesti natriumin ja kloorin vuorovaikutuksen esimerkin avulla. Alkalimetalliatomit luovuttavat helposti halogeeniatomin vetämän elektronin. Tuloksena on Na+-kationi ja Cl--anioni, joita sähköstaattinen vetovoima pitää yhdessä.
Ihanteellista ionisidosta ei ole olemassa. Jopa sellaisissa yhdisteissä, joita usein kutsutaan ionisiksi, lopullista elektronien siirtoa atomista atomiin ei tapahdu. Muodostunut elektronipari on edelleen yleisessä käytössä. Siksi he puhuvat kovalenttisen sidoksen ionisuusasteesta.
Ionisidokselle on tunnusomaista kaksi toisiinsa liittyvää pääominaisuutta:
- suuntautumaton, eli ionin ympärillä oleva sähkökenttä on pallon muotoinen;
- Tydyttymättömyys eli vastakkaisesti varautuneiden ionien lukumäärä, jotka voidaan sijoittaa minkä tahansa ionin ympärille, määräytyy niiden koon mukaan.
Kovalenttinen kemiallinen sidos
Kovalenttiseksi sidokseksi kutsutaan sidosta, joka muodostuu, kun ei-metalliatomien elektronipilvet menevät päällekkäin, eli yhteisen elektroniparin suorittamana. Jaettujen elektroniparien lukumäärä määrää sidoksen moninkertaisuuden. Siten vetyatomit on liitetty yhteen H··H-sidoksella ja happiatomit muodostavat kaksoissidoksen O::O.
Sen muodostumiseen on kaksi mekanismia:
- Vaihto - jokainen atomi edustaa yhtä elektronia yhteisen parin muodostamiseksi: A +B=A: B, kun taas yhteys sisältää ulkoisia atomikiertoradat, joilla yksi elektroni sijaitsee.
- Donori-akseptori - sidoksen muodostamiseksi yksi atomeista (luovuttaja) tarjoaa elektroniparin ja toinen (akseptori) - vapaan orbitaalin sijoitteluaan varten: A +:B=A:B.
Tavat, joilla elektronipilvet menevät päällekkäin kovalenttisen kemiallisen sidoksen muodostuessa, ovat myös erilaisia.
- Suoraan. Pilvien päällekkäisyysalue sijaitsee suoralla kuvitteellisella viivalla, joka yhdistää tarkasteltavien atomien ytimet. Tässä tapauksessa muodostuu σ-sidoksia. Tässä tapauksessa esiintyvän kemiallisen sidoksen tyyppi riippuu päällekkäisten elektronipilvien tyypistä: s-s, s-p, p-p, s-d tai p-d σ-sidokset. Hiukkasessa (molekyylissä tai ionissa) vain yksi σ-sidos voi esiintyä kahden vierekkäisen atomin välillä.
- Side. Se suoritetaan atomiytimiä yhdistävän linjan molemmilla puolilla. Näin muodostuu π-sidos ja sen muunnelmat ovat myös mahdollisia: p-p, p-d, d-d. σ-sidoksesta erillään π-sidosta ei koskaan muodostu, vaan se voi olla molekyyleissä, jotka sisältävät useita (kaksois- ja kolmoissidoksia).
Kovalenttisen sidoksen ominaisuudet
Ne määrittävät yhdisteiden kemialliset ja fysikaaliset ominaisuudet. Minkä tahansa kemiallisen sidoksen pääominaisuudet aineissa ovat sen suuntaavuus, napaisuus ja polarisoituvuus sekä kylläisyys.
Sidoksen suuntaus määrittää molekyylin ominaisuudetaineiden rakenne ja niiden molekyylien geometrinen muoto. Sen olemus piilee siinä, että paras elektronipilvien päällekkäisyys on mahdollista tietyllä avaruuden suunnalla. Vaihtoehtoja σ- ja π-sidosten muodostamiseksi on jo pohdittu edellä.
Kyllästymisellä tarkoitetaan atomien kykyä muodostaa tietty määrä kemiallisia sidoksia molekyylissä. Kunkin atomin kovalenttisten sidosten lukumäärää rajoittaa ulkoisten kiertoradojen lukumäärä.
Sidoksen polariteetti riippuu atomien elektronegatiivisuusarvojen eroista. Se määrittää elektronien jakautumisen tasaisuuden atomiytimien välillä. Tällä perusteella kovalenttinen sidos voi olla polaarinen tai ei-polaarinen.
- Jos yhteinen elektronipari kuuluu tasaisesti jokaiselle atomille ja sijaitsee samalla etäisyydellä niiden ytimistä, kovalenttinen sidos on ei-polaarinen.
- Jos yhteinen elektronipari siirtyy jonkin atomin ytimeen, muodostuu kovalenttinen polaarinen kemiallinen sidos.
Polarisoituvuus ilmaistaan sidoselektronien siirtymisellä ulkoisen sähkökentän vaikutuksesta, joka voi kuulua toiseen hiukkaseen, naapurisidoksiin samassa molekyylissä tai tulla ulkoisista sähkömagneettisten kenttien lähteistä. Joten niiden vaikutuksen alainen kovalenttinen sidos voi muuttaa napaisuuttaan.
Orbitaalien hybridisaatiossa ymmärtää niiden muotojen muutos kemiallisen sidoksen toteutuksessa. Tämä on välttämätöntä tehokkaimman päällekkäisyyden saavuttamiseksi. Hybridisaatiotyyppejä on seuraavat:
- sp3. Yksi s- ja kolme p-orbitaalia muodostavat neljäsamanmuotoiset "hybridiradat". Ulkoisesti se muistuttaa tetraedria, jonka akselien välinen kulma on 109°.
- sp2. Yksi s- ja kaksi p-orbitaalia muodostavat tasaisen kolmion, jonka akselien välinen kulma on 120°.
- sp. Yksi s- ja yksi p-orbitaali muodostavat kaksi "hybridi"-orbitaalia, joiden akselien välinen kulma on 180°.
Metallisidos
Metalliatomien rakenteen ominaisuus on melko suuri säde ja pieni määrä elektroneja ulkoradoilla. Tämän seurauksena tällaisissa kemiallisissa alkuaineissa ytimen ja valenssielektronien välinen sidos on suhteellisen heikko ja katkeaa helposti.
Metallisidos on sellainen metalliatomien-ionien välinen vuorovaikutus, joka tapahtuu siirrettyjen elektronien avulla.
Metallipartikkeleissa valenssielektronit voivat helposti poistua ulkoradoilta ja ottaa niillä vapaita paikkoja. Siten eri aikoina sama hiukkanen voi olla atomi ja ioni. Niistä irronneet elektronit liikkuvat vapaasti koko kidehilan tilavuudessa ja muodostavat kemiallisen sidoksen.
Tällaisilla sidoksilla on yhtäläisyyksiä ionisen ja kovalenttisen sidoksen kanssa. Ionisten ionien lisäksi ionit ovat välttämättömiä metallisidoksen olemassaololle. Mutta jos ensimmäisessä tapauksessa tarvitaan kationeja ja anioneja sähköstaattisen vuorovaikutuksen toteuttamiseen, niin toisessa negatiivisesti varautuneiden hiukkasten roolia ovat elektronit. Jos verrataan metallisidosta kovalenttiseen sidokseen, niin molempien muodostuminen vaatii yhteisiä elektroneja. Kuitenkin sisääntoisin kuin polaarinen kemiallinen sidos, ne eivät sijaitse kahden atomin välissä, vaan kuuluvat kaikkiin kidehilan metallihiukkasiin.
Metalliset sidokset ovat vastuussa lähes kaikkien metallien erityisominaisuuksista:
- plastisuus, joka johtuu atomikerrosten mahdollisuudesta siirtyä elektronikaasun pitämässä kidehilassa;
- metallinen kiilto, joka havaitaan johtuen valonsäteiden heijastumisesta elektroneista (jauhetilassa ei ole kidehilaa ja siksi elektronit liikkuvat sitä pitkin);
- sähkönjohtavuus, jonka suorittaa varautuneiden hiukkasten virta, ja tässä tapauksessa pienet elektronit liikkuvat vapaasti suurten metalli-ionien kesken;
- lämmönjohtavuus, havaittu johtuen elektronien kyvystä siirtää lämpöä.
Vetysidos
Tällaista kemiallista sidosta kutsutaan joskus kovalenttisen ja molekyylien välisen vuorovaikutuksen välituotteeksi. Jos vetyatomilla on sidos johonkin vahvasti elektronegatiiviseen alkuaineeseen (kuten fosfori, happi, kloori, typpi), se pystyy muodostamaan lisäsidoksen, jota kutsutaan vedyksi.
Se on paljon heikompi kuin kaikki edellä mainitut sidokset (energia on enintään 40 kJ/mol), mutta sitä ei voida jättää huomiotta. Tästä syystä kaavion kemiallinen vetysidos näyttää katkoviiv alta.
Vetysidoksen esiintyminen on mahdollista samanaikaisesti luovuttajan ja vastaanottajan sähköstaattisen vuorovaikutuksen ansiosta. Suuri ero arvoissaelektronegatiivisuus johtaa ylimääräisen elektronitiheyden ilmaantumiseen atomeissa O, N, F ja muissa sekä sen puutteessa vetyatomissa. Jos tällaisten atomien välillä ei ole olemassa kemiallista sidosta, vetovoimat aktivoituvat, jos ne ovat riittävän lähellä. Tässä tapauksessa protoni on elektroniparin vastaanottaja ja toinen atomi on luovuttaja.
Vesisidos voi tapahtua sekä viereisten molekyylien, esimerkiksi veden, karboksyylihappojen, alkoholien, ammoniakin, että molekyylin sisällä, esimerkiksi salisyylihapon välillä.
Vesimolekyylien välinen vetysidos selittää useita sen ainutlaatuisia fysikaalisia ominaisuuksia:
- Sen lämpökapasiteetin, dielektrisyysvakion, kiehumis- ja sulamispisteiden arvojen tulisi laskelmien mukaan olla paljon pienempiä kuin todelliset, mikä selittyy molekyylien sitoutumisella ja kulutuksen tarpeella energiaa molekyylien välisten vetysidosten katkaisemiseen.
- Toisin kuin muut aineet, kun lämpötila laskee, veden tilavuus kasvaa. Tämä johtuu siitä, että molekyylit ovat tietyssä paikassa jään kiderakenteessa ja siirtyvät poispäin toisistaan vetysidoksen pituuden verran.
Tällä yhteydellä on erityinen rooli eläville organismeille, koska sen läsnäolo proteiinimolekyyleissä määrittää niiden erityisrakenteen ja siten myös ominaisuudet. Lisäksi nukleiinihapot, jotka muodostavat DNA:n kaksoiskierteen, liittyvät myös tarkasti vetysidoksilla.
Kommunikaatio kiteissä
V altaosalla kiinteistä aineista on kidehila - erityinenne muodostavien hiukkasten keskinäinen järjestely. Tässä tapauksessa havaitaan kolmiulotteinen jaksollisuus, ja atomit, molekyylit tai ionit sijaitsevat solmuissa, jotka on yhdistetty kuvitteellisilla viivoilla. Näiden hiukkasten ja niiden välisten sidosten luonteesta riippuen kaikki kiderakenteet jaetaan atomi-, molekyyli-, ioni- ja metallirakenteisiin.
Ionikidehilan solmuissa on kationeja ja anioneja. Lisäksi jokaista niistä ympäröi tiukasti määritelty määrä ioneja, joilla on vain vastakkainen varaus. Tyypillinen esimerkki on natriumkloridi (NaCl). Niillä on yleensä korkea sulamispiste ja kovuus, koska ne vaativat paljon energiaa murtuakseen.
Kovalenttisen sidoksen muodostamat aineiden molekyylit sijaitsevat molekyylikidehilan solmukohdissa (esim. I2). Ne liittyvät toisiinsa heikon van der Waalsin vuorovaikutuksen avulla, ja siksi tällainen rakenne on helppo tuhota. Tällaisilla yhdisteillä on alhaiset kiehumis- ja sulamispisteet.
Atomikidehilan muodostavat kemiallisten alkuaineiden atomit, joilla on korkea valenssiarvo. Niitä yhdistävät vahvat kovalenttiset sidokset, mikä tarkoittaa, että aineilla on korkea kiehumispiste, sulamispiste ja korkea kovuus. Esimerkki on timantti.
Siksi kaikilla kemikaaleissa esiintyvillä sidoksilla on omat ominaisuutensa, jotka selittävät molekyylien ja aineiden hiukkasten vuorovaikutuksen monimutkaisuudet. Yhdisteiden ominaisuudet riippuvat niistä. Ne määrittävät kaikki ympäristössä tapahtuvat prosessit.
