Miksi atomit voivat yhdistyä toisiinsa muodostaen molekyylejä? Mikä on syy siihen, että aineet, jotka sisältävät täysin erilaisten kemiallisten alkuaineiden atomeja, ovat olemassa? Nämä ovat globaaleja kysymyksiä, jotka vaikuttavat modernin fysiikan ja kemian tieteen peruskäsitteisiin. Voit vastata niihin, kun sinulla on käsitys atomien elektronisesta rakenteesta ja kovalenttisen sidoksen ominaisuudet, joka on useimpien yhdisteluokkien perusperusta. Artikkelimme tarkoituksena on tutustua erityyppisten kemiallisten sidosten muodostumismekanismeihin ja niitä molekyyleissään sisältävien yhdisteiden ominaisuuksiin.
Atomin elektroninen rakenne
Sähköneutraaleilla aineen hiukkasilla, jotka ovat sen rakenneosia, on rakenne, joka heijastaa aurinkokunnan rakennetta. Kun planeetat pyörivät keskustähden - Auringon - ympärillä, niin atomin elektronit liikkuvat positiivisesti varautuneen ytimen ympäri. LuonnehdittavaksiKovalenttisessa sidoksessa viimeisellä energiatasolla ja ytimestä kauimpana sijaitsevat elektronit ovat merkittäviä. Koska niiden yhteys oman atomin keskustaan on minimaalinen, ne pystyvät helposti vetäytymään muiden atomien ytimistä. Tämä on erittäin tärkeää atomien välisten vuorovaikutusten esiintymiselle, jotka johtavat molekyylien muodostumiseen. Miksi molekyylimuoto on tärkein aineen olemassaolon tyyppi planeetallamme? Otetaanpa selvää.
Atomien perusominaisuus
Sähköisesti neutraalien hiukkasten kyky toimia vuorovaikutuksessa, mikä johtaa energian kasvuun, on niiden tärkein ominaisuus. Todellakin, normaaleissa olosuhteissa aineen molekyylitila on vakaampi kuin atomitila. Nykyaikaisen atomi- ja molekyyliteorian pääsäännöt selittävät sekä molekyylien muodostumisen periaatteet että kovalenttisen sidoksen ominaisuudet. Muista, että atomin ulkoinen energiataso voi sisältää 1 - 8 elektronia, jälkimmäisessä tapauksessa kerros on täydellinen, mikä tarkoittaa, että se on erittäin vakaa. Jalokaasujen atomeilla on tällainen ulkoinen tasorakenne: argon, krypton, ksenon - inertit elementit, jotka täydentävät jokaisen ajanjakson D. I. Mendeleevin järjestelmässä. Poikkeuksena on helium, jolla ei ole 8, vaan vain 2 elektronia viimeisellä tasolla. Syy on yksinkertainen: ensimmäisessä jaksossa on vain kaksi alkuainetta, joiden atomeissa on yksi elektronikerros. Kaikilla muilla kemiallisilla alkuaineilla on 1-7 elektronia viimeisessä, epätäydellisessä kerroksessa. Vuorovaikutuksessa toistensa kanssa atomit tekevätpyrkiä täyttymään elektroneilla oktettiin asti ja palauttamaan inertin alkuaineen atomin konfiguraatio. Tällainen tila voidaan saavuttaa kahdella tavalla: menettämällä omat tai hyväksymällä vieraita negatiivisesti varautuneita hiukkasia. Nämä vuorovaikutuksen muodot selittävät kuinka määrittää, muodostuuko reagoivien atomien välille ioninen vai kovalenttinen sidos.
Mekanismit vakaan elektronisen konfiguraation muodostamiseksi
Kuvitellaan, että kaksi yksinkertaista ainetta tulee yhdisteen reaktioon: metallinen natrium ja kaasumainen kloori. Muodostuu suolaluokan aine - natriumkloridi. Sillä on ionityyppinen kemiallinen sidos. Miksi ja miten se syntyi? Käännytään vielä alkuaineiden atomien rakenteeseen. Natriumilla on vain yksi elektroni viimeisessä kerroksessa, joka on heikosti sitoutunut ytimeen atomin suuren säteen vuoksi. Kaikkien alkalimetallien, mukaan lukien natriumin, ionisaatioenergia on alhainen. Siksi ulomman tason elektroni poistuu energiatasolta, klooriatomin ydin vetää puoleensa ja jää tilaan. Tämä luo ennakkotapauksen Cl-atomin siirtymiselle negatiivisesti varautuneen ionin muotoon. Nyt emme enää käsittele sähköisesti neutraaleja hiukkasia, vaan varautuneita natriumkationeja ja kloorianioneja. Fysiikan lakien mukaisesti niiden välille syntyy sähköstaattisia vetovoimaa ja yhdiste muodostaa ionisen kidehilan. Käsittelemämme kemiallisen sidoksen ionityypin muodostumismekanismi auttaa selventämään kovalenttisen sidoksen erityispiirteitä ja pääpiirteitä.
Jaetut elektroniparit
Jos elektronegatiivisuudeltaan hyvin erilaisten alkuaineiden eli metallien ja epämetallien atomien välillä syntyy ionisidos, kovalenttinen tyyppi ilmenee, kun samojen tai eri ei-metallisten alkuaineiden atomit ovat vuorovaikutuksessa. Ensimmäisessä tapauksessa on tapana puhua ei-polaarisesta ja toisessa kovalenttisen sidoksen polaarisesta muodosta. Niiden muodostumismekanismi on yleinen: jokainen atomeista antaa osittain elektroneja yhteiseen käyttöön, jotka yhdistetään pareittain. Mutta elektroniparien avaruudellinen järjestely suhteessa atomien ytimiin on erilainen. Tämän perusteella erotetaan kovalenttisten sidosten tyypit - ei-polaariset ja polaariset. Useimmiten kemiallisissa yhdisteissä, jotka koostuvat ei-metallisten alkuaineiden atomeista, on pareja, jotka koostuvat elektroneista, joilla on vastakkaiset spinit, eli ne pyörivät ytimiensä ympäri vastakkaisiin suuntiin. Koska negatiivisesti varautuneiden hiukkasten liikkuminen avaruudessa johtaa elektronipilvien muodostumiseen, mikä lopulta päättyy niiden keskinäiseen päällekkäisyyteen. Mitä seurauksia tällä prosessilla on atomeille ja mihin se johtaa?
Kovalenttisen sidoksen fysikaaliset ominaisuudet
On käynyt ilmi, että kahden vuorovaikutuksessa olevan atomin keskusten välissä on kahden elektronin pilvi, jolla on suuri tiheys. Itse negatiivisesti varautuneen pilven ja atomiytimien väliset sähköstaattiset vetovoimat kasvavat. Osa energiasta vapautuu ja atomikeskusten väliset etäisyydet pienenevät. Esimerkiksi molekyylin H2 muodostumisen alussa vetyatomien ytimien välinen etäisyyson 1,06 A, pilvien päällekkäisyyden ja yhteisen elektroniparin muodostumisen jälkeen - 0,74 A. Esimerkkejä yllä olevan mekanismin mukaisesti muodostuneesta kovalenttisesta sidoksesta löytyy sekä yksinkertaisista että monimutkaisista epäorgaanisista aineista. Sen tärkein erottuva piirre on yhteisten elektroniparien läsnäolo. Tämän seurauksena atomien, esimerkiksi vedyn, välisen kovalenttisen sidoksen syntymisen jälkeen jokainen niistä saa inertin heliumin elektronisen konfiguraation ja tuloksena olevalla molekyylillä on vakaa rakenne.
Molekyylin tilamuoto
Toinen kovalenttisen sidoksen erittäin tärkeä fyysinen ominaisuus on suuntaus. Se riippuu ainemolekyylin avaruudellisesta konfiguraatiosta. Esimerkiksi kun kaksi elektronia limittyvät pallomaisen pilven kanssa, molekyylin ulkonäkö on lineaarinen (kloorivety tai bromivety). Vesimolekyylien, joissa s- ja p-pilvet hybridisoituvat, muoto on kulmikas, ja erittäin vahvat kaasumaisen typen hiukkaset näyttävät pyramidilta.
Yksinkertaisten aineiden rakenne - ei-metallit
Saatuaan selville, millaista sidosta kutsutaan kovalenttiseksi, mitä merkkejä sillä on, nyt on aika käsitellä sen lajikkeita. Jos saman ei-metallin atomit - kloori, typpi, happi, bromi jne. - ovat vuorovaikutuksessa toistensa kanssa, muodostuu vastaavia yksinkertaisia aineita. Niiden yhteiset elektroniparit sijaitsevat samalla etäisyydellä atomien keskuksista ilman siirtymistä. Yhdisteille, joissa on ei-polaarinen kovalenttinen sidos, seuraavat ominaisuudet ovat ominaisia: alhaiset kiehumispisteet jasulaminen, veteen liukenemattomuus, dielektriset ominaisuudet. Seuraavaksi selvitetään, mille aineille on ominaista kovalenttinen sidos, jossa tapahtuu yhteisten elektroniparien siirtymä.
Elektronegatiivisuus ja sen vaikutus kemiallisen sidoksen tyyppiin
Tietyn alkuaineen ominaisuutta vetää puoleensa elektroneja toisen alkuaineen atomista kemiassa kutsutaan elektronegatiivisuudeksi. Tämän parametrin L. Paulingin ehdottama arvoasteikko löytyy kaikista epäorgaanisen ja yleisen kemian oppikirjoista. Sen korkeimmalla arvolla - 4,1 eV - on fluoria, pienemmässä muita aktiivisia epämetalleja ja alhaisin indikaattori on tyypillinen alkalimetalleille. Jos elektronegatiivisuudessaan eroavat elementit reagoivat toistensa kanssa, niin yksi, aktiivisempi, vetää väistämättä ytimeensä passiivisemman elementin atomin negatiivisesti varautuneita hiukkasia. Siten kovalenttisen sidoksen fysikaaliset ominaisuudet riippuvat suoraan alkuaineiden kyvystä luovuttaa elektroneja yhteiseen käyttöön. Tuloksena olevat yhteiset parit eivät enää sijaitse symmetrisesti ytimiin nähden, vaan ne siirtyvät aktiivisempaa alkuainetta kohti.
Paarisidoksen sisältävien yhdisteiden ominaisuudet
Aineita molekyyleissä, joiden yhteiset elektroniparit ovat epäsymmetrisiä atomien ytimien suhteen, ovat vetyhalogenidit, hapot, kalkogeenien yhdisteet vedyn kanssa ja happamat oksidit. Näitä ovat sulfaatti- ja nitraattihapot, rikin ja fosforin oksidit, rikkivety jne. Esimerkiksi vetykloridimolekyyli sisältää yhden yhteisen elektroniparin,muodostuu vedyn ja kloorin parittomista elektroneista. Se on siirtynyt lähemmäksi Cl-atomin keskustaa, joka on elektronegatiivisempi alkuaine. Kaikki aineet, joilla on polaarinen sidos vesiliuoksissa, hajoavat ioneiksi ja johtavat sähkövirtaa. Yhdisteillä, joissa on polaarinen kovalenttinen sidos, joista olemme antaneet esimerkkejä, on myös korkeammat sulamis- ja kiehumispisteet verrattuna yksinkertaisiin ei-metallisiin aineisiin.
Menetelmät kemiallisten sidosten katkaisemiseen
Orgaanisessa kemiassa tyydyttyneiden hiilivetyjen substituutioreaktiot halogeeneilla noudattavat radikaalimekanismia. Metaanin ja kloorin seos valossa ja tavallisessa lämpötilassa reagoi siten, että kloorimolekyylit alkavat hajota parittomia elektroneja kantaviksi hiukkasiksi. Toisin sanoen havaitaan yhteisen elektroniparin tuhoutuminen ja erittäin aktiivisten radikaalien -Cl muodostuminen. Ne pystyvät vaikuttamaan metaanimolekyyleihin siten, että ne rikkovat hiili- ja vetyatomien välisen kovalenttisen sidoksen. Muodostuu aktiivinen hiukkanen -H, ja hiiliatomin vapaa valenssi saa klooriradikaalin, ja kloorimetaanista tulee ensimmäinen reaktiotuote. Tällaista molekyylien pilkkoutumismekanismia kutsutaan homolyyttiseksi. Jos yhteinen elektronipari siirtyy kokonaan jommankumman atomin hallintaan, he puhuvat heterolyyttisesta mekanismista, joka on ominaista vesiliuoksissa tapahtuville reaktioille. Tässä tapauksessa polaariset vesimolekyylit lisäävät liuenneen yhdisteen kemiallisten sidosten tuhoutumisnopeutta.
Kaksinkertainen ja kolminkertainenlinkit
V altaosa orgaanisista aineista ja joistakin epäorgaanisista yhdisteistä ei sisällä molekyyleissä yhtä, vaan useita yhteisiä elektronipareja. Kovalenttisen sidoksen moninaisuus vähentää atomien välistä etäisyyttä ja lisää yhdisteiden stabiilisuutta. Niitä kutsutaan yleensä kemiallisesti kestäviksi. Esimerkiksi typpimolekyylissä on kolme paria elektroneja, ne on osoitettu rakennekaavalla kolmella viivalla ja määrittävät sen vahvuuden. Yksinkertainen aine typpi on kemiallisesti inertti ja voi reagoida muiden yhdisteiden, kuten vedyn, hapen tai metallien, kanssa vain kuumennettaessa tai korotetussa paineessa sekä katalyyttien läsnä ollessa.
Kaksois- ja kolmoissidokset ovat luontaisia sellaisille orgaanisten yhdisteiden luokille kuin tyydyttymättömät dieenihiilivedyt sekä eteeni- tai asetyleenisarjan aineet. Useat sidokset määräävät tärkeimmät kemialliset ominaisuudet: lisäys- ja polymerointireaktiot, jotka tapahtuvat niiden katkeamiskohdissa.
Artikkelissamme annoimme yleiskuvauksen kovalenttisesta sidoksesta ja tarkastelimme sen päätyyppejä.
