Keemiline side: määratlus, liigid, klassifikatsioon ja määratluse tunnused. Keemiliste sidemete liigid Määratakse kindlaks aatomite vahel tekkiva keemilise sideme tüüp

Aine väikseim osake on molekul, mis moodustub aatomite interaktsiooni tulemusena, mille vahel toimivad keemilised sidemed või keemilised sidemed. Aluse moodustab keemilise sideme õpetus teoreetiline keemia. Keemiline side tekib siis, kui kaks (mõnikord rohkem) aatomit interakteeruvad. Sidemete moodustumine toimub energia vabanemisega.

Keemiline side on interaktsioon, mis seob üksikud aatomid molekulideks, ioonideks ja kristallideks.

Keemiline side on olemuselt ühtlane: see on elektrostaatilise päritoluga. Kuid erinevates keemilistes ühendites on keemiline side erinevat tüüpi; Kõige olulisemad keemiliste sidemete tüübid on kovalentsed (mittepolaarsed, polaarsed), ioonsed ja metallilised sidemed. Seda tüüpi sidemed on doonor-aktseptor, vesinik jne. Metalliaatomite vahel on metallist ühendus.

Keemilist sidet, mis tekib ühise või jagatud elektronpaari või mitme elektronpaari moodustamise kaudu, nimetatakse kovalentseks. Iga aatom panustab ühe elektroni ühe ühise elektronpaari moodustamisse, s.t. osaleb "võrdse osaga" (Lewis, 1916). Allpool on diagrammid keemiliste sidemete moodustumise kohta molekulides H2, F2, NH3 ja CH4. Erinevatesse aatomitesse kuuluvaid elektrone tähistatakse erinevate sümbolitega.

Keemiliste sidemete moodustumise tulemusena on igal molekuli aatomil stabiilne kahe- ja kaheksaelektroniline konfiguratsioon.

Kovalentse sideme tekkimisel kattuvad aatomite elektronpilved, moodustades molekulaarse elektronipilve, millega kaasneb energia suurenemine. Molekulaarelektronipilv paikneb mõlema tuuma tsentrite vahel ja on aatomi elektronpilve tihedusega võrreldes suurenenud elektrontihedusega.

Kovalentse sideme realiseerimine on võimalik ainult erinevatesse aatomitesse kuuluvate paaritute elektronide antiparalleelsete spinnide korral. Paralleelsete elektronide spinnide korral aatomid ei tõmba, vaid tõrjuvad: kovalentset sidet ei teki. Keemilise sideme kirjeldamise meetodit, mille tekkimist seostatakse ühise elektronpaariga, nimetatakse valentssidememeetodiks (VBC).

MBC põhisätted

Kovalentse keemilise sideme moodustavad kaks vastandliku spinniga elektroni ja see elektronpaar kuulub kahele aatomile.

Mida rohkem interakteeruvad elektronipilved kattuvad, seda tugevam on kovalentne side.

Struktuurivalemite kirjutamisel kujutatakse sidet määravaid elektronpaare sageli kriipsudega (jagatud elektrone tähistavate punktide asemel).

Keemilise sideme energiaomadused on olulised. Keemilise sideme moodustumisel on süsteemi (molekuli) koguenergia energiast väiksem komponendid(aatomid), st. EAB<ЕА+ЕB.

Valentsus on keemilise elemendi aatomi omadus kinnitada või asendada teatud arv teise elemendi aatomeid. Sellest vaatenurgast on aatomi valents kõige lihtsam määrata sellega keemilisi sidemeid moodustavate vesinikuaatomite arvu või selle elemendi aatomiga asendatud vesinikuaatomite arvu järgi.

Aatomi kvantmehaaniliste kontseptsioonide väljatöötamisega hakati valentsi määrama keemiliste sidemete moodustumisel osalevate paaritute elektronide arvu järgi. Lisaks paaritutele elektronidele sõltub aatomi valents ka valentselektronikihi tühjade ja täielikult täidetud orbitaalide arvust.

Sidumisenergia on energia, mis vabaneb molekuli moodustumisel aatomitest. Seondumisenergiat väljendatakse tavaliselt kJ/mol (või kcal/mol). See on keemilise sideme üks olulisemaid omadusi. Vähem energiat sisaldav süsteem on stabiilsem. Näiteks on teada, et vesinikuaatomid kipuvad ühinema molekuliks. See tähendab, et H2-molekulidest koosnev süsteem sisaldab vähem energiat kui süsteem, mis koosneb samast arvust H-aatomitest, kuid pole molekulideks ühendatud.

Riis. 2.1 Kahest vesinikuaatomist koosneva süsteemi potentsiaalse energia E sõltuvus tuumadevahelisest kaugusest r: 1 - keemilise sideme tekkimisel; 2 – ilma hariduseta.

Joonisel 2.1 on kujutatud interakteeruvatele vesinikuaatomitele iseloomulikku energiakõverat. Aatomite lähenemisega kaasneb energia vabanemine, mis on seda suurem, mida rohkem elektronpilved kattuvad. Tavatingimustes on aga Coulombi tõrjumise tõttu võimatu saavutada kahe aatomi tuumade ühinemist. See tähendab, et teatud kaugusel toimub aatomite ligitõmbamise asemel nende tõrjumine. Seega aatomite vaheline kaugus r0, mis vastab energiakõvera miinimumile, vastab keemilise sideme pikkusele (kõver 1). Kui interakteeruvate vesinikuaatomite elektronide spinnid on samad, siis toimub nende tõrjumine (kõver 2). Erinevate aatomite sidumisenergia varieerub vahemikus 170–420 kJ/mol (40–100 kcal/mol).

Elektronide ülemineku protsess kõrgemale energia alamtasemele või tasemele (st ergastus- või aurustumisprotsess, millest oli juttu varem) nõuab energiat. Keemilise sideme moodustumisel vabaneb energia. Selleks, et keemiline side oleks stabiilne, on vajalik, et ergastusest tulenev aatomienergia suurenemine oleks väiksem kui tekkiva keemilise sideme energia. Teisisõnu on vaja, et aatomite ergastamisele kulutatud energia kompenseeritaks sideme tekkimisest tingitud energia vabanemisega.

Keemilist sidet iseloomustavad lisaks sideme energiale pikkus, paljusus ja polaarsus. Rohkem kui kahest aatomist koosneva molekuli puhul on sidemete vahelised nurgad ja molekuli kui terviku polaarsus olulised.

Sideme paljususe määrab kahte aatomit ühendavate elektronpaaride arv. Seega on etaanis H3C–CH3 süsinikuaatomite vaheline side ühekordne, etüleenis H2C=CH2 kahekordne, atsetüleenis HCºCH kolmekordne. Kui sideme kordsus suureneb, suureneb sideme energia: C–C sideme energia on 339 kJ/mol, C=C - 611 kJ/mol ja CºC - 833 kJ/mol.

Aatomite vaheline keemiline side on põhjustatud elektronpilvede kattumisest. Kui kattumine toimub piki aatomituumasid ühendavat joont, siis nimetatakse sellist sidet sigma sidemeks (σ side). Selle võivad moodustada kaks s-elektroni, s- ja p-elektron, kaks px-elektronit, s- ja d-elektronid (näiteks):

Ühe elektronpaari poolt läbiviidavat keemilist sidet nimetatakse üksiksidemeks. Üksikside on alati σ side. S-tüüpi orbitaalid võivad moodustada ainult σ-sidemeid.

Kahe aatomi vahelise sideme võib luua rohkem kui üks elektronide paar. Seda suhet nimetatakse mitmeks. Mitmiksideme moodustumise näide on lämmastiku molekul. Lämmastiku molekulis moodustavad px orbitaalid ühe σ sideme. Kui side moodustub pz-orbitaalide abil, tekib kaks piirkonda
kattuvad – x-telje kohal ja all:

Sellist sidet nimetatakse pi-sidemeks (π side). π-sideme moodustumine kahe aatomi vahel toimub ainult siis, kui need on juba σ-sidemega ühendatud. Teise π-sideme lämmastiku molekulis moodustavad aatomite py-orbitaalid. Kui tekivad π sidemed, kattuvad elektronpilved vähem kui σ sidemete puhul. Selle tulemusena on π-sidemed üldiselt vähem tugevad kui samade aatomiorbitaalide poolt moodustatud σ-sidemed.

p orbitaalid võivad moodustada nii σ kui ka π sidemeid; mitme sideme korral on üks neist tingimata σ-side: .

Seega on lämmastikumolekulis kolmest sidemest üks σ side ja kaks π side.

Sideme pikkus on kaugus seotud aatomite tuumade vahel. Sidemete pikkused erinevates ühendites on kümnendikud nanomeetrist. Kui paljusus suureneb, sideme pikkused vähenevad: sideme pikkused N–N, N=N ja NºN on 0,145; 0,125 ja 0,109 nm (10-9 m) ning C-C, C=C ja CºC sidemete pikkused on vastavalt 0,154; 0,134 ja 0,120 nm.

Erinevate aatomite vahel võib tekkida puhas kovalentne side, kui aatomite elektronegatiivsus (EO)1 on sama. Sellised molekulid on elektrosümmeetrilised, st. Tuumade positiivsete laengute ja elektronide negatiivsete laengute “raskuskeskmed” langevad ühes punktis kokku, mistõttu neid nimetatakse mittepolaarseteks.

Kui ühendavatel aatomitel on erinev EO, siis nende vahel asuv elektronpilv nihkub sümmeetrilisest positsioonist kõrgema EO-ga aatomile lähemale:

Elektronipilve nihkumist nimetatakse polarisatsiooniks. Ühepoolse polarisatsiooni tulemusena ei lange positiivsete ja negatiivsete laengute raskuskeskmed molekulis ühes punktis kokku ning nende vahele tekib teatav vahemaa (l). Selliseid molekule nimetatakse polaarseteks või dipoolideks ja neis olevate aatomite vahelist sidet polaarseks.

Polaarne side on kovalentse sideme tüüp, mis on läbinud kerge ühepoolse polarisatsiooni. Molekuli positiivsete ja negatiivsete laengute "raskuskeskmete" vahelist kaugust nimetatakse dipooli pikkuseks. Loomulikult, mida suurem on polarisatsioon, seda suurem on dipooli pikkus ja seda suurem on molekulide polaarsus. Molekulide polaarsuse hindamiseks kasutavad nad tavaliselt püsivat dipoolmomenti (Mp), mis on elementaarelektrilaengu väärtuse (e) ja dipooli pikkuse (l) korrutis, s.o. .

Dipoolmomente mõõdetakse debüüdes D (D = 10-18 elektriühikut × cm, kuna elementaarlaeng on 4,810-10 elektriühikut ja dipooli pikkus on keskmiselt võrdne kahe aatomituuma vahelise kaugusega, s.o 10-8 cm ) või kulonomeetrid (C×m) (1 D = 3,33·10-30 C×m) (elektronilaeng 1,6·10-19 C korrutatuna laengute vahelise kaugusega, näiteks 0,1 nm, siis Mr = 1,6 10-19 × 1 × 10-10 = 1,6 10-29 C m). Molekulide püsivad dipoolmomendid on vahemikus null kuni 10 D.

Mittepolaarsete molekulide puhul l = 0 ja Мр = 0, s.o. neil pole dipoolmomenti. Polaarsete molekulide puhul on Мр > 0 ja saavutab väärtused 3,5–4,0 D.

Väga suure EO erinevuse korral aatomite vahel on selge ühepoolne polarisatsioon: sideme elektronpilv nihkub nii palju kui võimalik kõrgeima EO-ga aatomi poole, aatomid muutuvad vastupidiselt laetud ioonideks ja iooniliseks molekuliks. ilmub:

Kovalentne side muutub iooniliseks. Molekulide elektriline asümmeetria suureneb, dipooli pikkus suureneb ja dipoolmoment suureneb 10 D-ni.

Kompleksse molekuli dipoolmomenti võib pidada võrdseks üksikute sidemete dipoolmomentide vektorsummaga. Tavaliselt loetakse dipoolmomenti suunatuks dipooli positiivsest otsast negatiivsesse.

Sideme polaarsust saab ennustada aatomite suhtelise EO abil. Kuidas suurem erinevus aatomite suhteline EO, seda rohkem väljendub polaarsus: DEO = 0 – mittepolaarne kovalentne side; DEO = 0 – 2 – polaarne kovalentne side; DEO = 2 – ioonside. Õigem on rääkida sideme ioonsuse astmest, kuna sidemed ei ole 100% ioonsed. Isegi CsF-ühendis on side ainult 89% iooniline.

Keemilist sidet, mis tekib elektronide üleminekul aatomilt aatomile, nimetatakse ioonseks ja keemiliste ühendite vastavaid molekule ioonseks. Tahkes olekus ioonseid ühendeid iseloomustab ioonne kristallvõre. Sulanud ja lahustunud olekus nad juhivad elektrit, millel on kõrge sulamis- ja keemistemperatuur ning märkimisväärne dipoolmoment.

Kui vaadelda mis tahes perioodi elementide ühendeid sama elemendiga, siis perioodi algusest lõpuni liikudes muutub sideme valdavalt ioonne olemus kovalentseks. Näiteks 2. perioodi fluoriidides LiF, BeF2, CF4, NF3, OF2, F2 nõrgeneb liitiumfluoriidi sideme ioonsuse aste järk-järgult ja asendub fluorimolekulis tüüpiliselt kovalentse sidemega.

Seega on keemilise sideme olemus sama: polaarsete kovalentsete ja ioonsete sidemete tekkemehhanismis pole põhimõttelist erinevust. Seda tüüpi sidemed erinevad ainult molekuli elektronpilve polarisatsiooniastme poolest. Saadud molekulid erinevad dipoolide pikkuste ja püsivate dipoolmomentide väärtuste poolest. Keemias on dipoolmoment väga oluline. Üldreeglina on nii, et mida suurem on dipoolmoment, seda suurem on molekulide reaktsioonivõime.

Keemiliste sidemete moodustumise mehhanismid

Valentssideme meetod eristab keemilise sideme moodustamiseks vahetus- ja doonor-aktseptormehhanisme.

Vahetusmehhanism. Keemilise sideme moodustumise vahetusmehhanism hõlmab juhtumeid, kui elektronpaari moodustamises osaleb igast aatomist üks elektron.

H2, Li2, Na2 molekulides tekivad sidemed aatomite paaritute s-elektronide tõttu. F2 ja Cl2 molekulides – paaritute p-elektronide tõttu. HF ja HCl molekulides moodustavad sidemed vesiniku s-elektronid ja halogeenide p-elektronid.

Vahetusmehhanismi kaudu ühendite moodustumise tunnuseks on küllastumine, mis näitab, et aatom ei moodusta mitte ühtegi, vaid piiratud arvu sidemeid. Eelkõige sõltub nende arv paaritute valentselektronide arvust.

Kvantrakkudest N ja H näeme, et lämmastikuaatomis on 3

paarita elektronid ja vesinikuaatomil on üks. Küllastumise põhimõte näitab, et stabiilne ühend peaks olema NH3, mitte NH2, NH või NH4. Siiski on molekule, mis sisaldavad paaritu arvu elektrone, näiteks NO, NO2, ClO2. Neid kõiki iseloomustab suurenenud reaktsioonivõime.

Teatud etappidel keemilised reaktsioonid Võib moodustada ka valentselt küllastumata rühmi, mida nimetatakse radikaalideks, näiteks H, NH2, O, CH3. Radikaalide reaktsioonivõime on väga kõrge ja seetõttu on nende eluiga tavaliselt lühike.

Doonor-aktseptor mehhanism

On teada, et valentsiga küllastunud ühendid ammoniaak NH3 ja boortrifluoriid BF3 reageerivad üksteisega vastavalt reaktsioonile

NH3 + BF3 = NH3BF3 + 171,4 kJ/mol.

Vaatleme selle reaktsiooni mehhanismi:

On näha, et neljast booriorbitaalist kolm on hõivatud ja üks jääb vabaks. Ammoniaagi molekulis on hõivatud kõik neli lämmastikuorbitaali, neist kolm on hõivatud lämmastiku ja vesiniku elektronidega toimuva vahetusmehhanismiga ning ühes on elektronpaar, mille mõlemad elektronid kuuluvad lämmastiku hulka. Sellist elektronpaari nimetatakse üksikuks elektronpaariks. Ühendi H3N · BF3 moodustumine on tingitud asjaolust, et ammoniaagi üksik elektronpaar hõivab boorfluoriidi vaba orbitaali. Sel juhul süsteemi potentsiaalne energia väheneb ja vabaneb samaväärne kogus energiat. Sellist moodustumise mehhanismi nimetatakse doonor-aktseptoriks; doonor on aatom, mis loovutab oma elektronpaari sideme moodustamiseks. sel juhul lämmastikuaatom); ja aatomit, mis vaba orbitaali pakkumise tõttu võtab vastu elektronipaari, nimetatakse aktseptoriks (antud juhul boori aatomiks). Doonor-aktseptor side on kovalentse sideme tüüp.

Ühendis H3N · BF3 on lämmastik ja boor neljavalentsed. Lämmastikuaatom suurendab oma valentsi 3-lt 4-le, kuna kasutatakse üksikut elektronide paari täiendava keemilise sideme moodustamiseks. Boori aatom suurendab oma valentsust vaba orbitaali olemasolu tõttu valentselektroonilisel tasemel. Seega ei määra elementide valents mitte ainult paaritute elektronide arvu, vaid ka üksikute elektronpaaride ja vabade orbitaalide olemasolu valentselektroonilisel tasemel.

Doonor-aktseptormehhanismi abil keemilise sideme moodustumise lihtsam juhtum on ammoniaagi reaktsioon vesinikiooniga:

. Elektronpaari aktseptori rolli täidab vesinikiooni tühi orbitaal. Ammooniumioonis NH4+ on lämmastikuaatom neljavalentne.

Sidemete suunalisus ja aatomiorbitaalide hübridiseerumine

Rohkem kui kahest aatomist koosneva molekuli oluline omadus on selle geomeetriline konfiguratsioon. Selle määrab keemiliste sidemete moodustumisel osalevate aatomiorbitaalide vastastikune paigutus.

Elektronpilvede kattumine on võimalik ainult elektronpilvede teatud suhtelise orientatsiooni korral; sel juhul paikneb kattuvusala interakteeruvate aatomite suhtes teatud suunas.

Kui tekib ioonne side elektriväli Ioonil on sfääriline sümmeetria ja seetõttu ei ole ioonside suunatud ja küllastatav.

k.ch. = 6 k.h. = 6

Sidemete vaheline nurk veemolekulis on 104,5°. Selle suurust saab selgitada kvantmehaaniliste kontseptsioonide põhjal. Elektrooniline ahel hapnikuaatom 2s22p4. Kaks paaritut p-orbitaali asuvad üksteise suhtes 90° nurga all – vesinikuaatomite s-orbitaalide elektronpilvede maksimaalne kattumine hapnikuaatomi p-orbitaalidega tekib siis, kui sidemed paiknevad 90° nurga all. °. Veemolekulis on O-H side polaarne. Efektiivne positiivne laeng vesinikuaatomil on δ+, hapnikuaatomil - δ-. Seetõttu on sidemetevahelise nurga suurenemine 104,5°-ni seletatav vesinikuaatomite, aga ka elektronpilvede efektiivsete positiivsete laengute tõrjumisega.

Väävli elektronegatiivsus on oluliselt väiksem kui hapniku EO. Seetõttu on H-S sideme polaarsus H2S-s väiksem kui H-O sideme polaarsus H2O-s ja H-S sideme pikkus (0,133 nm) on suurem kui H-O (0,56 nm) ja sidemete vaheline nurk läheneb täisnurgale. H2S puhul on see 92o ja H2Se puhul 91o.

Samadel põhjustel on ammoniaagi molekulil püramiidne struktuur ja H-N-H valentssidemete vaheline nurk on suurem kui sirgjoon (107,3°). Liikudes NH3-lt PH3-le, AsH3-le ja SbH3-le on sidemetevahelised nurgad vastavalt 93,3°; 91,8o ja 91,3o.

Aatomiorbitaalide hübridiseerumine

Ergastatud berülliumi aatomi konfiguratsioon on 2s12p1, ergastatud boori aatomi konfiguratsioon on 2s12p2 ja ergastatud süsinikuaatomi konfiguratsioon on 2s12p3. Seetõttu võime eeldada, et keemiliste sidemete moodustumisel võivad osaleda mitte samad, vaid erinevad aatomiorbitaalid. Näiteks sellistes ühendites nagu BeCl2, BeCl3, CCl4 peaksid olema ebavõrdse tugevuse ja suunaga sidemed ning p-orbitaalide σ-sidemed peaksid olema tugevamad kui s-orbitaalide sidemed, sest p-orbitaalide jaoks on neid rohkem soodsad tingimused kattumise eest. Kogemus näitab aga, et molekulides, mis sisaldavad erineva valentsorbitaaliga (s, p, d) keskseid aatomeid, on kõik sidemed samaväärsed. Slater ja Pauling andsid sellele seletuse. Nad jõudsid järeldusele, et erinevad orbitaalid, mis ei ole energia poolest väga erinevad, moodustavad vastava arvu hübriidorbitaale. Hübriidsed (sega)orbitaalid moodustuvad erinevatest aatomiorbitaalidest. Hübriidorbitaalide arv on võrdne hübridisatsioonis osalevate aatomiorbitaalide arvuga. Hübriidorbitaalid on elektronpilvede kuju ja energia poolest identsed. Võrreldes aatomiorbitaalidega on need keemiliste sidemete tekkesuunas piklikumad ja tagavad seetõttu elektronpilvede parema kattuvuse.

Aatomiorbitaalide hübridiseerimine nõuab energiat, seega on isoleeritud aatomi hübriidorbitaalid ebastabiilsed ja kipuvad muutuma puhasteks AO-deks. Keemiliste sidemete moodustumisel hübriidorbitaalid stabiliseeritakse. Hübriidorbitaalide tekitatud tugevamate sidemete tõttu vabaneb süsteemist rohkem energiat ja seetõttu muutub süsteem stabiilsemaks.

sp-hübridiseerumine toimub näiteks Be, Zn, Co ja Hg (II) halogeniidide moodustumisel. Valentsseisundis sisaldavad kõik metallhalogeniidid sobival energiatasemel s- ja p-paarimata elektrone. Molekuli moodustumisel moodustavad üks s- ja üks p-orbitaal kaks hübriidset sp-orbitaali 180° nurga all.

Eksperimentaalsed andmed näitavad, et Be, Zn, Cd ja Hg(II) halogeniidid on kõik lineaarsed ja mõlemad sidemed on sama pikkusega.

sp2 hübridisatsioon. Ühe s-orbitaali ja kahe p-orbitaali hübridisatsiooni tulemusena moodustub kolm hübriidset sp2 orbitaali, mis paiknevad samal tasapinnal üksteise suhtes 120° nurga all.

sp3 hübridisatsioon on iseloomulik süsinikuühenditele. Ühe s-orbitaali ja kolme p-orbitaali hübridisatsiooni tulemusena moodustub neli hübriidset sp3 orbitaali, mis on suunatud tetraeedri tippude poole orbitaalidevahelise nurgaga 109,5°.

Hübridiseerumine väljendub süsinikuaatomi sidemete täielikus ekvivalentsuses ühendites teiste aatomitega, näiteks CH4, CCl4, C(CH3)4 jne.

Hübridisatsioon võib hõlmata mitte ainult s- ja p-orbitaale, vaid ka d- ja f-orbitaale.

Sp3d2 hübridisatsiooniga moodustub 6 võrdset pilve. Seda täheldatakse sellistes ühendites nagu,.

Ideed hübridisatsioonist võimaldavad mõista molekulide selliseid struktuurseid iseärasusi, mida ei saa kuidagi teisiti seletada.

Aatomiorbitaalide hübridiseerumine (AO) viib elektronipilve nihkumiseni teiste aatomitega sidemete moodustamise suunas. Selle tulemusena osutuvad hübriidorbitaalide kattuvusalad suuremaks kui puhastel orbitaalidel ja sideme tugevus suureneb.

Ioonide ja molekulide polariseeritavus ja polariseeriv toime

Elektriväljas ioon või molekul deformeerub, s.t. neis toimub tuumade ja elektronide suhteline nihe. Seda ioonide ja molekulide deformeeritavust nimetatakse polariseeritavuseks. Kuna väliskihi elektronid on aatomis kõige vähem tihedalt seotud, kogevad nad kõigepealt nihkumist.

Anioonide polariseeritavus on reeglina oluliselt suurem kui katioonide polariseeritavus.

Elektrooniliste kestade sama struktuuri korral väheneb iooni polariseeritavus positiivse laengu suurenemisel, näiteks seerias:

Elektrooniliste analoogide ioonide puhul suureneb polariseeritavus koos elektrooniliste kihtide arvu suurenemisega, näiteks: või.

Molekulide polariseeritavuse määrab nende koostisosade aatomite polariseeritavus, geomeetriline konfiguratsioon, sidemete arv ja paljusus jne. Järeldus suhtelise polariseeritavuse kohta on võimalik ainult sarnase ehitusega molekulide puhul, mis erinevad ühe aatomi poolest. Sel juhul saab molekulide polariseeritavuse erinevust hinnata aatomite polariseeritavuse erinevuse järgi.

Elektrivälja võib tekitada kas laetud elektrood või ioon. Seega võib ioon ise avaldada polariseerivat toimet (polarisatsiooni) teistele ioonidele või molekulidele. Iooni polariseeriv toime suureneb koos selle laengu suurenemisega ja raadiuse vähenemisega.

Anioonide polariseeriv toime on reeglina palju väiksem kui katioonide polariseeriv toime. Seda selgitatakse suured suurused anioonid versus katioonid.

Molekulidel on polariseeriv toime, kui nad on polaarsed; Mida suurem on molekuli dipoolmoment, seda suurem on polariseeriv efekt.

Polariseerimisvõime suureneb seerias, kuna raadiused suurenevad ja iooni tekitatud elektriväli väheneb.

Vesinikside

Vesinikside on eriline liik keemiline side. On teada, et vesinikuühenditel, millel on väga elektronegatiivsed mittemetallid, nagu F, O, N, on anomaalne kõrged temperatuurid keemine. Kui seerias H2Te – H2Se – H2S keemistemperatuur loomulikult langeb, siis H2S-lt H2O-le liikudes toimub järsk hüpe selle temperatuuri tõusule. Sama pilt on täheldatud ka vesinikhalogeniidhapete seerias. See näitab spetsiifilise interaktsiooni olemasolu H2O molekulide ja HF molekulide vahel. Selline interaktsioon peaks raskendama molekulide üksteisest eraldumist, s.t. vähendada nende lenduvust ja sellest tulenevalt tõsta vastavate ainete keemistemperatuuri. EO suure erinevuse tõttu on keemilised sidemed H–F, H–O, H–N tugevalt polariseeritud. Seetõttu on vesinikuaatomil positiivne efektiivne laeng (δ+) ning F-, O- ja N-aatomitel on üleliigne elektrontihedus ja nad on negatiivselt laetud (d-). Coulombi külgetõmbe tõttu interakteerub ühe molekuli positiivselt laetud vesinikuaatom teise molekuli elektronegatiivse aatomiga. Tänu sellele tõmbuvad molekulid üksteise külge (paksud täpid tähistavad vesiniksidemeid).

Vesinikside on side, mis moodustub vesinikuaatomi kaudu, mis on osa ühest kahest seotud osakesest (molekulid või ioonid). Vesiniksideme energia (21–29 kJ/mol või 5–7 kcal/mol) on ligikaudu 10 korda väiksem kui tavapärase keemilise sideme energia. Sellest hoolimata määrab vesinikside dimeersete molekulide (H2O)2, (HF)2 ja sipelghappe olemasolu paarikaupa.

Aatomite HF, HO, HN, HCl, HS kombinatsioonide seerias vesiniksideme energia väheneb. Samuti väheneb see temperatuuri tõustes, nii et auruolekus olevatel ainetel on vesiniksidemed vaid vähesel määral; see on iseloomulik vedelas ja tahkes olekus ainetele. Sellised ained nagu vesi, jää, vedel ammoniaak, orgaanilised happed, alkoholid ja fenoolid seostuvad dimeerideks, trimeerideks ja polümeerideks. IN vedel olek dimeerid on kõige stabiilsemad.

Molekulidevahelised interaktsioonid

Varem käsitleti sidemeid, mis määravad aatomitest molekulide moodustumise. Kuid molekulide vahel on ka vastasmõju. See põhjustab gaaside kondenseerumist ja muutumist vedelikeks ja tahketeks aineteks. Molekulidevahelise interaktsiooni jõudude esimese sõnastuse andis 1871. aastal Van der Waals. Seetõttu nimetatakse neid van der Waalsi jõududeks. Molekulidevahelise interaktsiooni jõud võib jagada orientatsioonilisteks, induktiivseteks ja dispergeerivateks.

Polaarsed molekulid on dipoolide vastasotste elektrostaatilise vastasmõju tõttu ruumis orienteeritud nii, et mõne molekuli dipoolide negatiivsed otsad on pööratud positiivseteks

teiste molekulide dipoolide otsad (orienteeruv molekulidevaheline interaktsioon).

Sellise interaktsiooni energia määrab kahe dipooli elektrostaatiline külgetõmme. Mida suurem on dipool, seda tugevam on molekulidevaheline külgetõmme (H2O, HCl).

Molekulide termiline liikumine takistab molekulide vastastikust orientatsiooni, mistõttu temperatuuri tõustes orientatsiooniefekt nõrgeneb. Induktiivset interaktsiooni täheldatakse ka polaarsete molekulidega ainetes, kuid see on tavaliselt palju nõrgem kui orientatsiooniline interaktsioon.

Polaarne molekul võib suurendada naabermolekuli polaarsust. Teisisõnu, ühe molekuli dipooli mõjul võib teise molekuli dipool suureneda ja mittepolaarne molekul võib muutuda polaarseks:

b

Teise molekuli või iooni polarisatsioonist tekkivat dipoolmomenti nimetatakse indutseeritud dipoolmomendiks ja nähtust ennast induktsiooniks. Seega peab orientatsiooniline interaktsioon alati asetsema molekulide induktiivse vastasmõjuga.

Mittepolaarsete molekulide puhul (näiteks H2, N2 või väärisgaasi aatomid) orientatsioonilist ja induktiivset vastasmõju ei toimu. Siiski on teada, et vesinik, lämmastik ja väärisgaasid põlevad. Nende faktide selgitamiseks võttis London kasutusele molekulidevahelise interaktsiooni dispersioonijõudude kontseptsiooni. Need jõud interakteeruvad mis tahes aatomite ja molekulide vahel, sõltumata nende struktuurist. Need on põhjustatud hetkelistest dipoolmomentidest, mis esinevad kooskõlas suurel hulgal aatomitel:

Igal ajahetkel võib dipoolide suund olla erinev. Nende koordineeritud esinemine annab aga nõrgad vastasmõjujõud, mis põhjustavad vedeliku ja tahked ained. Eelkõige põhjustab see madalatel temperatuuridel väärisgaaside üleminekut vedelasse olekusse.

Seega on molekulide vahel mõjuvate jõudude väikseim komponent dispersiooni interaktsioon. Vähese polaarsusega või polaarsuseta molekulide vahel (CH4, H2, HI) aktiivsed jõud on peamiselt hajuvad. Mida suurem on molekulide sisemine dipoolmoment, seda suuremad on nendevahelise vastasmõju orientatsioonijõud.

Sama tüüpi ainete seerias suureneb dispersiooni interaktsioon koos nende ainete molekule moodustavate aatomite suuruse suurenemisega. Näiteks HCl-s moodustavad dispersioonijõud 81% kogu molekulidevahelisest interaktsioonist, HBr puhul on see väärtus 95% ja HI puhul 99,5%.

Keemiliste sidemete kirjeldus molekulaarorbitaalmeetodil (MO).

BC-meetodit kasutavad keemikud laialdaselt. Selle meetodi puhul vaadeldakse suurt ja keerulist molekuli, mis koosneb üksikutest kahetsentrilistest ja kaheelektronilistest sidemetest. On aktsepteeritud, et keemilise sideme eest vastutavad elektronid paiknevad (asuvad) kahe aatomi vahel. BC meetodit saab edukalt rakendada enamiku molekulide puhul. Siiski on mitmeid molekule, mille puhul see meetod ei ole rakendatav või selle järeldused on vastuolus katsega.

On kindlaks tehtud, et paljudel juhtudel ei mängi keemilise sideme tekkimisel otsustavat rolli mitte elektronpaarid, vaid üksikud elektronid. Ühe elektroni kasutava keemilise sideme võimalikkusele viitab iooni olemasolu. Kui see ioon moodustub vesinikuaatomist ja vesinikuioonist, vabaneb 255 kJ (61 kcal) energiat. Seega on keemiline side ioonis üsna tugev.

Kui proovime kirjeldada hapniku molekulis olevat keemilist sidet BC meetodil, jõuame järeldusele, et esiteks peab see olema topelt (σ- ja p-sidemed), teiseks peavad hapniku molekulis olema kõik elektronid. olema paaris, st. O2 molekul peab olema diamagnetiline. [Diamagnetilistes ainetes ei ole aatomitel püsimagnetmomenti ja aine surutakse magnetväljast välja. Paramagnetiline aine on aine, mille aatomitel või molekulidel on magnetmoment ja sellel on omadus tõmmata magnetvälja]. Eksperimentaalsed andmed näitavad, et hapniku molekulis on sideme energia tõepoolest kahekordne, kuid molekul pole diamagnetiline, vaid paramagnetiline. Sellel on kaks paaristamata elektroni. BC meetod on selle fakti selgitamiseks jõuetu.

Parimaks meetodiks keemilise sideme kvantmehaaniliseks tõlgendamiseks peetakse praegu molekulaarorbitaalmeetodit (MO). See on aga palju keerulisem kui BC meetod ega ole nii visuaalne kui viimane.

MO-meetod käsitleb kõiki molekuli elektrone molekulaarorbitaalidel. Molekulis paikneb elektron teatud MO juures, mida kirjeldab vastav lainefunktsioon ψ.

MO tüübid. Kui ühe aatomi elektron satub lähenemisel teise aatomi toimesfääri, muutub liikumise iseloom ja seega ka elektroni lainefunktsioon. Saadud molekulis on elektronide lainefunktsioonid ehk orbitaalid teadmata. MO tüübi määramiseks teadaolevate AO-de põhjal on mitu võimalust. Kõige sagedamini saadakse MO-d aatomiorbitaalide (LCAO) lineaarse kombineerimise teel. Pauli printsiip, Hundi reegel ja vähima energia põhimõte kehtivad ka MO meetodi puhul.

Riis. 2.2 Siduvate ja siduvate molekulaarorbitaalide moodustumine aatomiorbitaalidest.

Kõige lihtsamal graafilisel kujul saab MO-d, nagu LCAO, saada lainefunktsioonide liitmise või lahutamise teel. Joonis 2.2 näitab siduvate ja antisiduvate MO-de moodustumist esialgsest AO-st.

AO-d võivad moodustada MO-sid, kui vastavate AO-de energiad on väärtuselt lähedased ja AO-del on sidetelje suhtes sama sümmeetria.

Vesiniku 1 lainefunktsioonid ehk orbitaalid võivad anda kaks lineaarset kombinatsiooni – ühe liitmisel ja teise lahutamisel (joonis 2.2).

Kui lainefunktsioonid liidetakse, muutub kattuvuspiirkonnas elektronpilve tihedus, mis on võrdeline ψ2-ga, aatomituumade vahele tekib liigne negatiivne laeng ja aatomituumad tõmbuvad selle poole. Vesinikuaatomite lainefunktsioonide liitmisel saadud MO nimetatakse siduvaks MO-ks.

Kui lainefunktsioonid lahutada, siis aatomituumade vahelises piirkonnas muutub elektronipilve tihedus nulliks, elektronpilv “tõugatakse välja” aatomitevahelisest piirkonnast. Saadud MO ei saa aatomeid siduda ja seda nimetatakse antisidumiseks.

Kuna vesiniku s-orbitaalid moodustavad ainult σ sideme, on saadud MO-d tähistatud σcв ja σр. 1s-aatomi orbitaalidest moodustunud MO-d tähistatakse σcв1s ja σр1s.

Siduval MO-l osutub elektronide potentsiaalne (ja kogu)energia väiksemaks kui AO-s ja antisiduvas MO-s on see suurem. Absoluutväärtuses on elektronide energia kasv antisidumisorbitaalidel mõnevõrra suurem kui energia vähenemine sideorbitaalidel. Sideorbitaalis paiknev elektron tagab aatomitevahelise ühenduse, stabiliseerides molekuli, ja elektron antisiduvas orbitaalis destabiliseerib molekuli, s.t. aatomitevaheline side nõrgeneb. Erazr. > Esv.

MO-d moodustuvad ka sama sümmeetriaga 2p-orbitaalidest: siduvad ja antisiduvad σ-orbitaalid 2p-orbitaalidest, mis asuvad piki x-telge. Need on tähistatud σcв2р ja σр2р. Siduvad ja antisiduvad p-orbitaalid moodustuvad 2pz orbitaalidest. Need on tähistatud vastavalt πсв2рz, πp2pz. Orbitaalid πsv2py ja πр2у on moodustatud sarnaselt.

MO täitmine. MO-de täitumine elektronidega toimub orbiidi energia suurenemise järjekorras. Kui MO-del on sama energia (πst või πp orbitaalid), siis täitmine toimub Hundi reegli järgi nii, et molekuli pöörlemismoment on suurim. Iga MO, nagu aatomi, võib mahutada kahte elektroni. Nagu märgitud, sõltuvad aatomite või molekulide magnetilised omadused paaritute elektronide olemasolust: kui molekulis on paarituid elektrone, siis on see paramagnetiline, kui mitte, siis diamagnetiline.

Mõelge ioonile.

Diagrammil on selge, et ainus elektron asub piki σcв - MO. Moodustub stabiilne ühend, mille sidumisenergia on 255 kJ/mol ja sideme pikkus 0,106 nm. Molekuliioon on paramagnetiline. Kui eeldame, et sideme kordsus, nagu BC-meetodi puhul, määratakse elektronpaaride arvuga, siis on sideme kordsus võrdne ½-ga. Moodustamisprotsessi saab kirjutada järgmiselt:

See kirje tähendab, et σc MO-s on üks elektron, mis on moodustatud 1s AO-st.

Tavaline vesinikumolekul sisaldab juba σcв1s orbitaalil kahte vastandliku spinniga elektroni: . Sideme energia H2-s on suurem kui H2-s – 435 kJ/mol ja sideme pikkus (0,074 nm) on lühem. H2 molekul sisaldab üksiksidet ja molekul on diamagnetiline.

Riis. 2.3. AO ja MO energiadiagramm kahest vesinikuaatomist koosnevas süsteemis.

Molekulaarsel ioonil (+He+ ® He+2[(sсв1s)2(sр1s)1]) on σlahendus 1s orbitaalil juba üks elektron. Sideme energia on 238 kJ/mol (vähendatud võrreldes H2-ga) ja sideme pikkus (0,108 nm) on suurenenud. Sidemete kordsus on ½ (sideme kordsus võrdub poole elektronide arvu erinevusest side- ja antisidumisorbitaalil).

Hüpoteetilisel He2 molekulil oleks σcв1s orbitaalil kaks elektroni ja σр1s orbitaalil kaks elektroni. Kuna üks elektron antisidumisorbitaalis hävitab sideme orbitaali elektroni sidumisefekti, ei saa He2 molekuli eksisteerida. BC meetod viib samale järeldusele.

Allpool on näidatud järjekord, milles MO-d täidetakse elektronidega II perioodi elementide molekulide moodustumisel. Diagrammide kohaselt on B2 ja O2 molekulid paramagnetilised ning Be2 molekuli ei saa eksisteerida.

Molekulide moodustumist II perioodi elementide aatomitest saab kirjutada järgmiselt (K - sisemised elektroonilised kihid):

Molekulide ja MMOde füüsikalised omadused

Kinnitatakse siduvate ja lahtistavate MOde olemasolu füüsikalised omadused molekulid. MO-meetod võimaldab ennustada, et kui aatomitest molekuli moodustumisel satuvad molekulis olevad elektronid sideorbitaalidele, siis peaksid molekulide ionisatsioonipotentsiaalid olema suuremad kui aatomite ionisatsioonipotentsiaalid ja kui elektronid langevad antisidumisorbitaalidele, siis vastupidi.

Seega on vesiniku ja lämmastiku molekulide (sideorbitaalide) ionisatsioonipotentsiaalid - vastavalt 1485 ja 1500 kJ/mol - suuremad kui vesiniku- ja lämmastikuaatomite ionisatsioonipotentsiaalid - 1310 ja 1390 kJ/mol ning hapniku ja 1390 kJ/mol. fluori molekulid (antisidumisorbitaalid) - 1170 ja 1523 kJ/mol on väiksemad kui vastavate aatomite omad - 1310 ja 1670 kJ/mol. Molekulide ioniseerimisel sideme tugevus väheneb, kui elektron eemaldatakse sideorbitaalilt (H2 ja N2), ja suureneb, kui elektron eemaldatakse antisidumisorbitaalilt (O2 ja F2).

Erinevate aatomitega kaheaatomilised molekulid

Erinevate aatomitega (NO, CO) molekulide MO-d konstrueeritakse sarnaselt, kui algsed aatomid ei erine ionisatsioonipotentsiaali väärtuste poolest väga palju. Näiteks CO molekuli jaoks on meil:

Hapniku aatomi AO energiad on väiksemad kui vastavate süsiniku orbitaalide energiad (1080 kJ/mol), need asuvad tuumale lähemal. Väliskihtide algsetes aatomites esinevad 10 elektroni täidavad sidemega scb2s ja antisiduva sp2s orbitaalid ning side- ja pscb2ry,z orbitaalid. CO molekul osutub N2 molekuliga isoelektrooniliseks. Aatomite sidumisenergia CO molekulis (1105 kJ/mol) on isegi suurem kui lämmastiku molekulis (940 kJ/mol). C-O sideme pikkus on 0,113 nm.

EI OLE molekuli

on antisidumisorbitaalil üks elektron. Selle tulemusena on NO sidumisenergia (680 kJ/mol) madalam kui N2 või CO oma. Elektroni eemaldamine NO molekulist (ionisatsioon NO+ moodustamiseks) suurendab aatomite sidumisenergiat 1050–1080 kJ/mol-ni.

Vaatleme MO moodustumist vesinikfluoriidi molekulis HF. Kuna fluori ionisatsioonipotentsiaal (17,4 eV ehk 1670 kJ/mol) on suurem kui vesinikul (13,6 eV ehk 1310 kJ/mol), on fluori 2p orbitaalidel väiksem energia kui vesiniku 1s orbitaalil. Suure energiaerinevuse tõttu vesinikuaatomi 1s orbitaal ja fluori aatomi 2s orbitaal omavahel ei interakteeru. Seega muutub fluori 2s orbitaal ilma MO energiat HF-is muutmata. Selliseid orbitaale nimetatakse mittesiduvateks orbitaalideks. Fluori 2py ja 2рz orbitaalid ei saa samuti suhelda vesiniku 1s orbitaaliga, kuna side telje suhtes on erinevusi sümmeetrias. Nendest saavad ka mittesiduvad MO-d. Siduvad ja antisiduvad MO-d moodustuvad vesiniku 1s orbitaalist ja 2px fluori orbitaalist. Vesiniku ja fluori aatomid on omavahel ühendatud kaheelektronilise sidemega energiaga 560 kJ/mol.

Bibliograafia

Glinka N.L. Üldine keemia. – M.: Keemia, 1978. – Lk 111-153.

Shimanovich I.E., Pavlovich M.L., Tikavy V.F., Malashko P.M. Üldine keemia valemites, definitsioonides, diagrammides. – Mn.: Universitetskaja, 1996. – Lk 51-77.

Vorobjov V.K., Elisejev S.Ju., Vrublevski A.V. Praktiline ja iseseisev töö keemias. – Mn.: UE “Donarit”, 2005. – Lk 21-30.

Joonis 1. Elementide orbitaalraadiused (ra) ja üheelektronilise keemilise sideme pikkus (d)

Lihtsaima üheelektronilise keemilise sideme loob üks valentselektron. Selgub, et üks elektron on võimeline koos hoidma kahte positiivselt laetud iooni. Üheelektronilise sideme korral kompenseeritakse positiivselt laetud osakeste Coulombi tõukejõud nende osakeste Coulombi tõmbejõududega negatiivselt laetud elektroni suhtes. Valentselektron muutub molekuli kahe tuuma jaoks ühiseks.

Selliste keemiliste ühendite näideteks on molekuliioonid: H 2 +, Li 2 +, Na 2 +, K 2 +, Rb 2 +, Cs 2 +:

Polaarsed kovalentsed sidemed esinevad heteronukleaarsetes kaheaatomilistes molekulides (joonis 3). Polaarses keemilises sidemes olev siduv elektronpaar tuuakse kõrgema esimese ionisatsioonipotentsiaaliga aatomile lähemale.

Aatomituumade vahekaugust d, mis iseloomustab polaarsete molekulide ruumilist struktuuri, võib ligikaudselt pidada vastavate aatomite kovalentsete raadiuste summaks.

Mõnede polaarsete ainete omadused

Siduva elektronpaari nihkumine polaarse molekuli ühte tuuma viib elektrilise dipooli ilmumiseni (elektrodünaamika) (joonis 4).

Positiivsete ja negatiivsete laengute raskuskeskmete vahelist kaugust nimetatakse dipooli pikkuseks. Molekuli polaarsust ja ka sideme polaarsust hinnatakse dipoolmomendi μ väärtusega, mis on dipooli pikkuse l ja elektronlaengu väärtuse korrutis:

Mitu kovalentset sidet

Mitut kovalentset sidet tähistavad küllastumata sidemed orgaanilised ühendid mis sisaldavad kahe- ja kolmikkeemilisi sidemeid. Küllastumata ühendite olemuse kirjeldamiseks tutvustab L. Pauling mõisteid sigma ja π sidemed, aatomiorbitaalide hübridisatsioon.

Kahe S- ja kahe p-elektroni Paulingi hübridisatsioon võimaldas selgitada keemiliste sidemete suunda, eriti metaani tetraeedrilist konfiguratsiooni. Etüleeni struktuuri selgitamiseks tuleb süsinikuaatomi neljast ekvivalentsest Sp 3 elektronist eraldada üks p-elektron, et moodustada täiendav side, mida nimetatakse π-sidemeks. Sel juhul asuvad kolm ülejäänud Sp 2 hübriidorbitaali tasapinnal 120° nurga all ja moodustavad aluselised sidemed, näiteks tasapinnalise etüleeni molekuli (joonis 5).

IN uus teooria Paulingi tulemusel muutusid kõik siduvad elektronid võrdseks ja võrdsel kaugusel molekuli tuumasid ühendavast joonest. Paulingi painutatud keemilise sideme teooria võttis arvesse M. Borni lainefunktsiooni statistilist tõlgendust ja elektronide Coulombi elektronkorrelatsiooni. Tekkinud on füüsikaline tähendus – keemilise sideme olemuse määrab täielikult tuumade ja elektronide elektriline vastastikmõju. Mida rohkem on sidemega elektrone, seda väiksem on tuumadevaheline kaugus ja seda tugevam on süsinikuaatomite vaheline keemiline side.

Kolmekeskuseline keemiline side

Keemiliste sidemete ideede edasiarendust andis Ameerika füüsikakeemik W. Lipscomb, kes töötas välja kahe elektroni kolmetsentriliste sidemete teooria ja topoloogilise teooria, mis võimaldab ennustada veel mõnede boorhüdriidide (vesinikhüdriidide) struktuuri. ).

Kolmetsentrilise keemilise sideme elektronpaar muutub kolmele aatomituumale ühiseks. Kolmetsentrilise keemilise sideme kõige lihtsamas esindajas - molekulaarses vesinikioonis H 3 + - hoiab elektronpaar kolm prootonit ühes tervikus (joonis 6).

Joonis 7. Diboraan

Boraanide olemasolu nende kaheelektroniliste kolmetsentriliste sidemetega vesinikuaatomitega "sildavate" vesinikuaatomitega rikkus kanoonilist valentsusõpetust. Vesinikuaatom, mida varem peeti standardseks monovalentseks elemendiks, osutus identsete sidemetega ühendatud kahe booriaatomiga ja muutus formaalselt kahevalentseks elemendiks. W. Lipscombi töö boraanide struktuuri dešifreerimisel avardas arusaamist keemilistest sidemetest. Nobeli komitee andis William Nunn Lipscombile 1976. aasta keemiaauhinna sõnastusega "Boraanide (borohüdriitide) struktuuri uuringute eest, selgitades keemiliste sidemete probleeme."

Mitmeosaline keemiline side

Joonis 8. Ferrotseeni molekul

Joonis 9. Dibenseenkroom

Joonis 10. Uranotseen

Kõik kümme sidet (C-Fe) ferrotseeni molekulis on ekvivalentsed, tuumadevahelise Fe-c kauguse väärtus on 2,04 Å. Kõik süsinikuaatomid ferrotseeni molekulis on struktuurilt ja keemiliselt samaväärsed, igaühe pikkus C-C ühendused 1,40 - 1,41 Å (võrdluseks, benseenis on C-C sideme pikkus 1,39 Å). Raua aatomi ümber ilmub 36-elektronist kest.

Keemilise sideme dünaamika

Keemiline side on üsna dünaamiline. Seega muudetakse metalliside protsessi käigus kovalentseks sidemeks faasisiire kui metall aurustub. Metalli üleminek tahkest olekust auruolekusse nõuab kulusid suured hulgad energiat.

Paarides koosnevad need metallid praktiliselt homonukleaarsetest kaheaatomilistest molekulidest ja vabadest aatomitest. Kui metalliaur kondenseerub, muundatakse kovalentne side metallisidemeks.

Tüüpiliste ioonsidemetega soolade, nagu fluoriidid, aurustamine leelismetallid, viib ioonsidemete hävimiseni ja heteronukleaarsete kaheaatomiliste molekulide moodustumiseni polaarse kovalentse sidemega. Sel juhul tekivad sildsidemetega dimeersed molekulid.

Leelismetallide fluoriidide ja nende dimeeride molekulide keemiliste sidemete omadused.

Leelismetallide fluoriidide aurude kondenseerumisel muutub polaarne kovalentne side ioonseks sidemeks koos vastava soolakristallvõre moodustumisega.

Kovalentse ja metallilise sideme ülemineku mehhanism

Joonis 11. Seos elektronpaari orbitaalraadiuse r e ja kovalentse keemilise sideme pikkuse d vahel

Joonis 12. Kaheaatomiliste molekulide dipoolide orientatsioon ja klastri moonutatud oktaeedrilise fragmendi moodustumine leelismetallide aurude kondenseerumisel

Joonis 13. Tuumade kehakeskne kuubikujuline paigutus leelismetallide kristallides ja ühenduslüli

Dispersiivne külgetõmme (Londoni jõud) määrab aatomitevahelise interaktsiooni ja homonukleaarsete kaheaatomiliste molekulide moodustumise leelismetalli aatomitest.

Metall-metall kovalentse sideme tekkimist seostatakse interakteeruvate aatomite elektronkestade deformeerumisega – valentselektronid loovad sidemeelektronipaari, mille elektrontihedus koondub tekkiva molekuli aatomituumade vahele. Leelismetallide homonukleaarsete kaheaatomiliste molekulide iseloomulik tunnus on kovalentse sideme pikk pikkus (3,6-5,8 korda pikem kui sideme pikkus vesiniku molekulis) ja selle purunemise madal energia.

Näidatud seos r e ja d vahel määrab elektrilaengute ebaühtlase jaotuse molekulis - siduva elektronpaari negatiivne elektrilaeng on koondunud molekuli keskossa ja positiivsed molekuli otstesse. elektrilaengud kaks aatomi skeletti.

Elektrilaengute ebaühtlane jaotus loob tingimused molekulide vastastikmõjuks orientatsioonijõudude (van der Waalsi jõudude) toimel. Leelismetallide molekulid kipuvad orienteeruma nii, et nende lähedusse tekivad vastupidised elektrilaengud. Selle tulemusena toimivad molekulide vahel atraktiivsed jõud. Tänu viimaste olemasolule tulevad leelismetallide molekulid lähemale ja on enam-vähem kindlalt kokku tõmmatud. Samal ajal toimub nende igaühe mõningane deformatsioon naabermolekulide lähemate pooluste mõjul (joon. 12).

Tegelikult rebenevad algse kaheaatomilise molekuli siduvad elektronid, mis langevad leelismetallimolekulide nelja positiivselt laetud aatomituuma elektrivälja, aatomi orbitaalraadiusest eemale ja vabanevad.

Sel juhul muutub siduv elektronpaar kuue katiooniga süsteemi jaoks tavaliseks. Metallist kristallvõre ehitamine algab klastri staadiumis. IN kristallvõre leelismetallide puhul on ühenduslüli struktuur selgelt väljendatud, millel on moonutatud lamestatud oktaeedri kuju - ruudukujuline bipüramiid, mille kõrgus ja aluse servad on võrdsed translatsioonivõre konstandi a w väärtusega (joonis 1). 13).

Leelismetalli kristalli translatsioonivõrekonstandi a w väärtus ületab oluliselt leelismetalli molekuli kovalentse sideme pikkust, seetõttu on üldiselt aktsepteeritud, et metallis olevad elektronid on vabas olekus:

Metalli vabade elektronide omadustega seotud matemaatilist konstruktsiooni identifitseeritakse tavaliselt "Fermi pinnaga", mida tuleks käsitleda kui geomeetrilist asukohta, kus elektronid asuvad, pakkudes metalli peamist omadust - juhtida elektrivoolu.

Kui võrrelda leelismetallide aurude kondenseerumisprotsessi gaaside, näiteks vesiniku, kondenseerumisprotsessiga, iseloomulik tunnus metalli omadustes. Seega, kui vesiniku kondenseerumisel ilmnevad nõrgad molekulidevahelised vastasmõjud, siis metalliaurude kondenseerumisel toimuvad keemilistele reaktsioonidele iseloomulikud protsessid. Metalli auru kondenseerumine ise toimub mitmes etapis ja seda saab kirjeldada järgmise protsessiga: vaba aatom → kovalentse sidemega kaheaatomiline molekul → metallikobar → kompaktne metall metallsidemega.

Leelismetallide halogeniidi molekulide vastasmõjuga kaasneb nende dimerisatsioon. Dimeeri molekuli võib pidada elektriliseks kvadrupooliks (joonis 15). Praegu on leelismetallide halogeniidide dimeeride peamised omadused teada (keemiliste sidemete pikkused ja sidemetevahelised nurgad).

Keemilise sideme pikkus ja sideme nurgad leelismetallide halogeniidide (E 2 X 2) dimeerides (gaasfaas).

E 2 x 2	X=F		X = Cl		X = Br		X=I
	dEF, Å		d ECl, Å		d EBr , Å		d EI, Å
Li 2x2	1,75	105	2,23	108	2,35	110	2,54	116
Na 2 x 2	2,08	95	2,54	105	2,69	108	2,91	111
K 2 x 2	2,35	88	2,86	98	3,02	101	3,26	104
Cs 2 x 2	2,56	79	3,11	91	3,29	94	3,54	94

Kondensatsiooniprotsessi käigus suureneb orientatsioonijõudude mõju, molekulidevahelise interaktsiooniga kaasneb klastrite ja seejärel tahke aine moodustumine. Leelismetallide halogeniidid moodustavad lihtsa kuup- ja kehakeskse kuupvõrega kristalle.

Leelismetallide halogeniidide kristallvõre tüüp ja translatsioonivõre konstant.

Kristalliseerumisprotsessi käigus toimub aatomitevahelise kauguse edasine suurenemine, mis viib elektroni eemaldamiseni leelismetalli aatomi orbitaalraadiusest ja elektroni ülekandumiseni halogeeniaatomile koos vastavate ioonide moodustumisega. Ioonide jõuväljad jaotuvad ruumis igas suunas ühtlaselt. Sellega seoses koordineerib leelismetallikristallides iga iooni jõuvälja rohkem kui üks vastupidise märgiga ioon, nagu on tavaks ioonsideme (Na + Cl -) kvalitatiivseks esitamiseks.

Ioonsete ühendite kristallides kaotab mõiste lihtsad kaheioonsed molekulid nagu Na + Cl - ja Cs + Cl - oma tähenduse, kuna leelismetalli ioon on seotud kuue klooriiooniga (naatriumkloriidi kristallis) ja kaheksa iooniga. klooriioonid (tseesiumkloriidi kristallis. Kõik ioonidevahelised kaugused kristallides on aga võrdsel kaugusel.

Märkmed

1. Anorgaanilise keemia käsiraamat. Anorgaaniliste ainete konstandid. - M.: "Keemia", 1987. - Lk 124. - 320 lk.
2. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Anorgaanilise keemia käsiraamat. Anorgaaniliste ainete konstandid. - M.: "Keemia", 1987. - Lk 132-136. - 320 s.
3. Gankin V.Yu., Gankin Yu.V. Kuidas tekib keemiline side ja toimuvad keemilised reaktsioonid. - M.: kirjastusrühm "Granitsa", 2007. - 320 lk. - ISBN 978-5-94691296-9
4. Nekrasov B.V.Üldine keemia kursus. - M.: Goskhimizdat, 1962. - Lk 88. - 976 lk.
5. Pauling L. Keemilise sideme olemus / toimetanud Y.K. Syrkin. - per. inglise keelest M. E. Djatkina. - M.-L.: Goskhimizdat, 1947. - 440 lk.
6. Teoreetiline orgaaniline keemia / toim. R. H. Freidlina. - per. inglise keelest Yu.G.Bundela. - M.: Kirjastus. väliskirjandus, 1963. - 365 lk.
7. Lemenovski D.A., Levitsky M.M. Russian Chemical Journal (D.I. Mendelejevi nimelise Vene Keemiaühingu ajakiri). - 2000. - T. XLIV, 6. väljaanne. - Lk 63-86.
8. Keemia entsüklopeediline sõnastik / ptk. toim. I. L. Knunyants. - M.: Sov. entsüklopeedia, 1983. - Lk 607. - 792 lk.
9. Nekrasov B.V.Üldine keemia kursus. - M.: Goskhimizdat, 1962. - Lk 679. - 976 lk.
10. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Anorgaanilise keemia käsiraamat. Anorgaaniliste ainete konstandid. - M.: "Keemia", 1987. - Lk 155-161. - 320 s.
11. Gillespie R. Molekulide geomeetria / trans. inglise keelest E.Z. Zasorina ja V.S. Mastrjukova, toim. Yu.A Pentina. - M.: "Mir", 1975. - Lk 49. - 278 lk.
12. Keemiku käsiraamat. - 2. väljaanne, muudetud. ja täiendav - L.-M.: Riiklik Teaduslik ja Tehniline Keemiakirjanduse Instituut, 1962. - T. 1. - Lk 402-513. - 1072 lk.
13. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Anorgaanilise keemia käsiraamat. Anorgaaniliste ainete konstandid.. - M.: “Keemia”, 1987. - Lk 132-136. - 320 s.
14. Ziman J. Elektronid metallides (sissejuhatus Fermi pindade teooriasse). Füüsikaliste teaduste edusammud.. - 1962. - T. 78, 2. number. - 291 lk.

Vaata ka

• Keemiline side- artikkel Suurest Nõukogude Entsüklopeediast
• Keemiline side- Chemport.ru
• Keemiline side- Füüsiline entsüklopeedia

Keemilise sideme kontseptsioon ei ole keemia kui teaduse erinevates valdkondades väikese tähtsusega. Selle põhjuseks on asjaolu, et just tema abiga saavad üksikud aatomid ühineda molekulideks, moodustades igasuguseid aineid, mis omakorda on keemilise uurimise objektiks.

Aatomite ja molekulide mitmekesisus on seotud erinevat tüüpi sidemete tekkimisega nende vahel. Erinevaid molekulide klasse iseloomustavad nende elektronide jaotusomadused ja seega ka nende oma tüüpi sidemed.

Põhimõisted

Keemiline side nimetatakse interaktsioonide kogumiks, mis viib aatomite sidumiseni keerukama struktuuriga stabiilsete osakeste (molekulid, ioonid, radikaalid), aga ka agregaatide (kristallid, klaasid jne) moodustumisega. Nende interaktsioonide olemus on elektriline ja need tekivad valentselektronide jaotumise ajal lähenevates aatomites.

Valence aktsepteeritud nimeta aatomi võime moodustada teatud arv sidemeid teiste aatomitega. Ioonsetes ühendites võetakse valentsväärtuseks ära antud või juurdevõetud elektronide arv. Kovalentsetes ühendites võrdub see jagatud elektronpaaride arvuga.

Under oksüdatsiooniastet mõistetakse tingimuslikuna laeng, mis võiks olla aatomil, kui kõik polaarsed kovalentsed sidemed oleksid oma olemuselt ioonsed.

Ühenduse paljusust nimetatakse vaadeldavate aatomite vahel jagatud elektronpaaride arv.

Erinevates keemiaharudes käsitletavad sidemed võib jagada kahte tüüpi keemilisteks sidemeteks: need, mis viivad uute ainete moodustumiseni (molekulaarsed) , Ja need, mis esinevad molekulide vahel (molekulidevahelised).

Põhilised suhtlemisomadused

Suhtlemise energia on energia, mis on vajalik molekulis kõigi olemasolevate sidemete purustamiseks. See on ka sideme moodustumise käigus vabanev energia.

Lingi pikkus on kaugus molekuli naabertuumade vahel, mille juures tõmbe- ja tõukejõud on tasakaalus.

Need kaks aatomitevahelise keemilise sideme omadust näitavad selle tugevust: mida lühem pikkus ja suurem energia, seda tugevam on side.

Ühenduse nurk on tavaks nimetada nurka kujutatud joonte vahel, mis kulgevad kommunikatsiooni suunas läbi aatomite tuumade.

Seoste kirjeldamise meetodid

Kvantmehaanikast laenatud kaks kõige levinumat lähenemisviisi keemilise sideme selgitamiseks:

Molekulaarorbitaalmeetod. Ta vaatleb 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 nendel orbiitidel jaotunud. Seda meetodit nimetatakse ka MO LCAO-ks, mis tähistab "molekulaarorbitaal-lineaarne kombinatsioon

Valentssideme meetod. Esindab molekuli kahe keskse molekulaarorbitaali süsteemina. Veelgi enam, igaüks neist vastab ühele sidemele molekulis kahe naaberaatomi vahel. Meetod põhineb järgmistel sätetel:

1. Keemilise sideme moodustumise viib läbi vastandlike spinnidega elektronpaar, mis paiknevad kahe kõnealuse aatomi vahel. Moodustunud elektronpaar kuulub võrdselt kahele aatomile.
2. Ühe või teise aatomi poolt moodustatud sidemete arv võrdub paaritute elektronide arvuga alus- ja ergastatud olekus.
3. Kui elektronpaarid sideme moodustumisel ei osale, siis nimetatakse neid üksikuteks paarideks.

Elektronegatiivsus

Ainete keemilise sideme tüüpi saab määrata selle koostises olevate aatomite elektronegatiivsuse väärtuste erinevuse põhjal. Under elektronegatiivsus mõista aatomite võimet meelitada ligi jagatud elektronpaare (elektronipilv), mis viib sidemete polariseerumiseni.

Keemiliste elementide elektronegatiivsuse väärtuste määramiseks on erinevaid viise. Enim kasutatav on aga termodünaamilistel andmetel põhinev skaala, mille pakkus välja juba 1932. aastal L. Pauling.

Mida suurem on aatomite elektronegatiivsuse erinevus, seda rohkem väljendub selle ioonsus. Vastupidi, võrdsed või sarnased elektronegatiivsuse väärtused näitavad sideme kovalentset olemust. Teisisõnu on võimalik matemaatiliselt määrata, millist keemilist sidet konkreetses molekulis täheldatakse. Selleks peate valemi abil arvutama ΔХ - aatomite elektronegatiivsuse erinevuse: ΔХ=|Х 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 selle lähedal, siis klassifitseeritakse side kovalentseks mittepolaarseks.

Iooniline side

Iooniline side on side, mis tekib ioonide vahel või ühise elektronpaari täieliku eemaldamise tõttu ühe aatomi poolt. Ainetes toimub seda tüüpi keemiline side elektrostaatilise külgetõmbejõu abil.

Ioonid on laetud osakesed, mis moodustuvad aatomitest elektronide võitmise või kaotamise teel. Kui aatom võtab elektrone vastu, omandab see negatiivse laengu ja muutub aniooniks. Kui aatom loobub valentselektronidest, muutub see positiivselt laetud osakeseks, mida nimetatakse katiooniks.

See on iseloomulik ühenditele, mis moodustuvad tüüpiliste metallide aatomite vastasmõjul tüüpiliste mittemetallide aatomitega. Selle protsessi peamine põhjus on aatomite soov omandada stabiilsed elektroonilised konfiguratsioonid. Ja selleks peavad tüüpilised metallid ja mittemetallid andma või vastu võtma ainult 1-2 elektroni, mida nad teevad lihtsalt.

Ioonse keemilise sideme moodustumise mehhanismi molekulis käsitletakse traditsiooniliselt naatriumi ja kloori interaktsiooni näitel. Leelismetalli aatomid loobuvad kergesti elektronist, mille tõmbab halogeeni aatom. Selle tulemusena moodustuvad Na + katioon ja Cl - anioon, mida hoiab koos elektrostaatiline külgetõmme.

Ideaalset ioonilist sidet pole olemas. Isegi sellistes ühendites, mida sageli liigitatakse ioonseteks, ei toimu elektronide lõplikku ülekannet aatomilt aatomile. Moodustunud elektronpaar jääb endiselt üldkasutatavaks. Seetõttu räägivad nad kovalentse sideme ioonsuse astmest.

Ioonset sidet iseloomustavad kaks peamist üksteisega seotud omadust:

• mittesuunalisus, 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

Kovalentseks sidemeks nimetatakse sidet, mis moodustub mittemetallide aatomite kattuvatest elektronpilvedest, st mida teostab ühine elektronpaar. Jagatud elektronpaaride arv määrab sideme paljususe. Seega on vesinikuaatomid ühendatud ühe H··H sidemega ja hapnikuaatomid moodustavad O::O kaksiksideme.

Selle moodustamiseks on kaks mehhanismi:

• Vahetus – iga aatom esindab üht elektroni, moodustades ühise paari: A· + ·B = A:B, samas kui sideme moodustamises osalevad välised aatomiorbitaalid, millel üks elektron asub.
• Doonor-aktseptor – sideme moodustamiseks annab üks aatomitest (doonor) elektronpaari ja teine ​​(aktseptor) annab selle paigutamiseks vaba orbitaali: A + : B = A: B.

Erinevad on ka viisid, kuidas elektronpilved kovalentse keemilise sideme moodustumisel kattuvad.

1. Otsene. Pilvede kattumise piirkond asub sirgel kujuteldaval joonel, mis ühendab kõnealuste 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) on kahe naaberaatomi vahel võimalik ainult üks σ side.
2. Külgmised. See viiakse läbi mõlemal pool aatomituumasid ühendavat joont. Nii tekib π-side ja võimalikud on ka selle variandid: p-p, p-d, d-d. π-side ei moodustu kunagi σ-sidemest eraldi; see võib esineda molekulides, mis sisaldavad mitut (kaksik- ja kolmiksidet).

Kovalentsete sidemete omadused

Need määravad ühendite keemilised ja füüsikalised omadused. Mis tahes keemilise sideme põhiomadused ainetes on selle suunalisus, polaarsus ja polariseeritavus, aga ka küllastus.

Keskendu seosed määravad ainete molekulaarstruktuuri tunnused ja nende molekulide geomeetriline kuju. Selle olemus seisneb selles, et elektronpilvede parim kattumine on võimalik teatud orientatsiooni korral ruumis. σ- ja π-sidemete moodustamise võimalusi on juba eespool käsitletud.

Under küllastus mõista aatomite võimet moodustada molekulis teatud arv keemilisi sidemeid. Iga aatomi kovalentsete sidemete arv on piiratud väliste orbitaalide arvuga.

Polaarsus side sõltub aatomite elektronegatiivsuse väärtuste erinevusest. Sellest sõltub elektronide jaotumise ühtsus aatomituumade vahel. Selle tunnuse järgi võib kovalentne side 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 poole, tekib kovalentne polaarne keemiline side.

Polariseeritavus väljendub sideme elektronide nihkumises välise elektrivälja mõjul, mis võivad kuuluda mõnele teisele osakesele, naabersidemetele samas molekulis või pärineda välistest elektromagnetväljade allikatest. Seega võib nende mõju all olev kovalentne side muuta oma polaarsust.

Orbitaalide hübridiseerumist mõistetakse kui nende kuju muutumist keemilise sideme käigus. See on vajalik kõige tõhusama kattuvuse saavutamiseks. On olemas järgmised hübridisatsiooni tüübid:

• sp3. Üks s ja kolm p orbitaali moodustavad neli sama kujuga „hübriidset” orbitaali. Väliselt meenutab see tetraeedrit, mille telgede vaheline nurk on 109°.
• sp2. Üks s- ja kaks p-orbitaali moodustavad tasapinnalise kolmnurga, mille telgedevaheline nurk on 120°.
• sp. Üks s- ja üks p-orbitaal moodustavad kaks "hübriidset" orbitaali, mille telgede vaheline nurk on 180°.

Metalli aatomite ehituse eripäraks on nende üsna suur raadius ja vähese elektronide olemasolu välisorbitaalidel. Seetõttu on sellistes keemilistes elementides side tuuma ja valentselektronide vahel suhteliselt nõrk ja kergesti katkev.

Metallist Side on metalliaatomite ja ioonide vaheline interaktsioon, mis toimub delokaliseeritud elektronide abil.

Metalliosakestes võivad valentselektronid kergesti välisorbitaalidelt lahkuda, samuti hõivata neil vabu kohti. Seega võib sama osake erinevatel ajahetkedel olla aatom ja ioon. Nendest eraldunud elektronid liiguvad vabalt kogu kristallvõre ruumala ulatuses ja loovad keemilise sideme.

Seda tüüpi sidemetel on sarnasusi ioonsete ja kovalentsete sidemetega. Nii nagu ioonsidemed, vajavad ka metallilised sidemed ioonide olemasolu. Kuid kui esimesel juhul on elektrostaatilise interaktsiooni läbiviimiseks vaja katioone ja anioone, siis teisel juhul mängivad negatiivselt laetud osakeste rolli elektronid. Kui võrrelda metallilist sidet kovalentse sidemega, vajavad mõlemad, et moodustuksid jagatud elektronid. Erinevalt polaarsetest keemilistest sidemetest ei paikne need aga kahe aatomi vahel, vaid kuuluvad kõigi kristallvõre metalliosakeste hulka.

Metalliline sidumine vastutab peaaegu kõigi metallide eriomaduste eest:

• plastilisus on tingitud aatomikihtide nihkumise võimalusest kristallvõres, mida hoiab elektrongaas;
• metalliline läige, mida täheldatakse valguskiirte peegeldumise tõttu elektronidelt (pulbrilises olekus puudub kristallvõre ja seetõttu liiguvad elektronid läbi selle);
• elektrijuhtivus, mille teostab laetud osakeste voog ja sel juhul liiguvad väikesed elektronid vabalt suurte metalliioonide vahel;
• soojusjuhtivust täheldatakse tänu elektronide võimele soojust üle kanda.

Seda tüüpi keemilist sidet nimetatakse mõnikord vaheühendiks kovalentsete ja molekulidevaheliste interaktsioonide vahel. Kui vesinikuaatomil on side ühe väga elektronegatiivse elemendiga (nagu fosfor, hapnik, kloor, lämmastik), siis on see võimeline moodustama täiendava sideme, mida nimetatakse vesiniksidemeks.

See on palju nõrgem kui kõik ülalkirjeldatud sidemetüübid (energia mitte üle 40 kJ/mol), kuid seda ei saa tähelepanuta jätta. Seetõttu kuvatakse diagrammil keemiline vesinikside punktiirjoonena.

Vesiniksideme tekkimine on võimalik tänu samaaegsele doonori-aktseptori elektrostaatilisele interaktsioonile. Suur erinevus elektronegatiivsuse väärtustes põhjustab ülemäärase elektrontiheduse ilmnemist O, N, F ja teistel aatomitel, samuti selle puudujääki vesinikuaatomil. Juhul, kui selliste aatomite vahel puudub keemiline side, aktiveeruvad atraktiivsed jõud, kui need on piisavalt lähedal. Sel juhul on prooton elektronpaari aktseptor ja teine ​​aatom on doonor.

Vesiniksidemed võivad esineda nii naabermolekulide, näiteks vee, karboksüülhapete, alkoholide, ammoniaagi, kui ka molekuli sees, näiteks salitsüülhappe vahel.

Vesiniksidemete olemasolu veemolekulide vahel selgitab mitmeid selle ainulaadseid füüsikalisi omadusi:

• Selle soojusmahtuvuse, dielektrilise konstandi, keemis- ja sulamistemperatuuri väärtused peaksid arvutuste kohaselt olema tegelikest oluliselt väiksemad, mis on seletatav molekulide ühenduvusega ja vajadusega kulutada energiat molekulidevaheliste vesiniksidemete purustamiseks.
• Erinevalt teistest ainetest suureneb vee maht temperatuuri langedes. See tuleneb 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 DNA kaksikheeliksi moodustavad nukleiinhapped ühendatud ka vesiniksidemetega.

Sidemed kristallides

Valdav osa tahketest ainetest on kristallvõrega – neid moodustavate osakeste eriline suhteline paigutus. Sel juhul täheldatakse kolmemõõtmelist perioodilisust ning sõlmedes paiknevad aatomid, molekulid või ioonid, mis on omavahel ühendatud mõtteliste joontega. Olenevalt nende osakeste olemusest ja nendevahelistest ühendustest jagunevad kõik kristallstruktuurid aatomiteks, molekulaarseteks, ioonilisteks ja metallilisteks.

Ioonse kristallvõre sõlmed sisaldavad 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 lagunemine nõuab palju energiat.

Molekulaarkristallvõre sõlmedes on kovalentsete sidemetega moodustunud ainete molekulid (näiteks I 2). Neid ühendab teineteisega nõrk van der Waalsi interaktsioon ja seetõttu on sellist struktuuri lihtne hävitada. Sellistel ühenditel on madal keemis- ja sulamistemperatuur.

Aatomkristallvõre moodustavad kõrge valentsväärtusega keemiliste elementide aatomid. Neid ühendavad tugevad kovalentsed sidemed, mis tähendab, et ainetel on kõrge keemis- ja sulamistemperatuur ning suur kõvadus. Näiteks on teemant.

Seega on kõigil keemilistes ainetes esinevatel sidemetel oma omadused, mis selgitavad molekulide ja ainete osakeste interaktsiooni peensusi. Nendest sõltuvad ühendite omadused. Need määravad kõik keskkonnas toimuvad protsessid.

Kovalentne keemiline side, selle liigid ja tekkemehhanismid. Kovalentsete sidemete tunnused (polaarsus ja sideme energia). Iooniline side. Metallist ühendus. Vesinikside

Keemilise sideme õpetus on kogu teoreetilise keemia aluseks.

Keemilise sideme all mõistetakse aatomite vastasmõju, mis seob need molekulideks, ioonideks, radikaalideks ja kristallideks.

Keemilisi sidemeid on nelja tüüpi: ioonsed, kovalentsed, metallilised ja vesiniksidemed.

Keemiliste sidemete jagunemine tüüpideks on tingimuslik, kuna neid kõiki iseloomustab teatav ühtsus.

Ioonset sidet võib pidada polaarse kovalentse sideme äärmuslikuks juhuks.

Metallside ühendab aatomite kovalentse interaktsiooni, kasutades jagatud elektrone, ning elektrostaatilist külgetõmmet nende elektronide ja metalliioonide vahel.

Ainetel puuduvad sageli keemilise sideme (või puhta keemilise sideme) juhud.

Näiteks liitiumfluoriid $LiF$ on klassifitseeritud ioonseteks ühenditeks. Tegelikult on selles olev side $80%$ ioonne ja $20%$ kovalentne. Seetõttu on ilmselgelt õigem rääkida keemilise sideme polaarsuse (ioonsuse) astmest.

Vesinikhalogeniidide reas $HF-HCl-HBr-HI-HAt$ sideme polaarsusaste väheneb, kuna halogeeni ja vesiniku aatomite elektronegatiivsuse väärtuste erinevus väheneb ning astatiini vesinikus muutub side peaaegu mittepolaarseks. $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2) $.

Samades ainetes võib leida erinevat tüüpi sidemeid, näiteks:

1. alustes: hüdroksorühmade hapniku- ja vesinikuaatomite vahel on side polaarne kovalentne ning metalli ja hüdroksorühma vahel ioonne;
2. hapnikku sisaldavate hapete soolades: mittemetalli aatomi ja happelise jäägi hapniku vahel - kovalentne polaarne ning metalli ja happelise jäägi vahel - ioonne;
3. ammooniumis, metüülammooniumisoolades jne: lämmastiku- ja vesinikuaatomite vahel - kovalentne polaarne ning ammooniumi- või metüülammooniumiioonide ja happejäägi vahel - ioonne;
4. metallide peroksiidides (näiteks $Na_2O_2$) on hapnikuaatomite vaheline side kovalentne mittepolaarne ning metalli ja hapniku vahel ioonne jne.

Erinevat tüüpi ühendused võivad muutuda üksteiseks:

— kovalentsete ühendite elektrolüütilise dissotsiatsiooni käigus vees muutub kovalentne polaarne side ioonseks sidemeks;

- metallide aurustumisel muutub metalliside mittepolaarseks kovalentseks sidemeks jne.

Kõikide keemiliste sidemete tüüpide ja tüüpide ühtsuse põhjuseks on nende identne keemiline olemus - elektronide ja tuumade vastastikmõju. Keemilise sideme moodustumine on igal juhul aatomite elektron-tuuma interaktsiooni tulemus, millega kaasneb energia vabanemine.

Kovalentsete sidemete moodustamise meetodid. Kovalentse sideme omadused: sideme pikkus ja energia

Kovalentne keemiline side on side, mis moodustub aatomite vahel jagatud elektronpaaride moodustamise kaudu.

Sellise sideme moodustumise mehhanism võib olla vahetus- või doonor-aktseptor.

I. Vahetusmehhanism toimib siis, kui aatomid moodustavad paaritute elektronide ühendamise teel jagatud elektronpaare.

1) $H_2$ – vesinik:

Side tekib ühise elektronpaari moodustumisel vesinikuaatomite $s$-elektronide poolt (kattuvad $s$-orbitaalid):

2) $HCl$ – vesinikkloriid:

Side tekib $s-$ ja $p-$ elektronide ühise elektronpaari moodustumisel ($s-p-$orbitaalid kattuvad):

3) $Cl_2$: kloori molekulis moodustub kovalentne side paaritute $p-$elektronide tõttu (kattuvad $p-p-$orbitaalid):

4) $N_2$: lämmastiku molekulis moodustub aatomite vahel kolm ühist elektronpaari:

II. Doonor-aktseptor mehhanism Vaatleme kovalentse sideme moodustumist ammooniumiooni $NH_4^+$ näitel.

Doonoril on elektronpaar, aktseptoril on tühi orbitaal, mille see paar võib hõivata. Ammooniumioonis on kõik neli sidet vesinikuaatomitega kovalentsed: kolm tekkisid lämmastikuaatomi ja vesinikuaatomite ühiste elektronpaaride loomise tõttu vastavalt vahetusmehhanismile, üks - doonor-aktseptormehhanismi kaudu.

Kovalentseid sidemeid saab klassifitseerida nii elektronide orbitaalide kattumise kui ka nende nihke järgi ühe seotud aatomi poole.

Keemilisi sidemeid, mis tekivad elektronide orbitaalide kattumisel mööda sidejoont, nimetatakse $σ$ - võlakirjad (sigma võlakirjad). Sigma side on väga tugev.

$p-$orbitaalid võivad kattuda kahes piirkonnas, moodustades külgmise kattumise tõttu kovalentse sideme:

Sideliini väliste elektronorbitaalide “külgmise” kattumise tulemusena tekkinud keemilised sidemed, s.o. kahes piirkonnas nimetatakse $π$ -võlakirjad (pi-võlakirjad).

Kõrval nihke aste jagatud elektronipaarid ühe aatomiga, millega nad seovad, võib olla kovalentne side polaarne Ja mittepolaarne.

Nimetatakse kovalentset keemilist sidet, mis moodustub sama elektronegatiivsusega aatomite vahel mittepolaarne. Elektronpaare ei nihutata ühelegi aatomile, sest aatomitel on sama EO – omadus meelitada teistelt aatomitelt valentselektrone. Näiteks:

need. lihtsate mittemetalliliste ainete molekulid moodustuvad kovalentsete mittepolaarsete sidemete kaudu. Nimetatakse kovalentset keemilist sidet elementide aatomite vahel, mille elektronegatiivsus on erinev polaarne.

Kovalentsete sidemete pikkus ja energia.

Iseloomulik kovalentse sideme omadused- selle pikkus ja energia. Lingi pikkus on aatomite tuumade vaheline kaugus. Mida lühem on keemilise sideme pikkus, seda tugevam see on. Ühenduse tugevuse mõõt on aga siduv energia, mille määrab sideme katkestamiseks kuluv energia hulk. Tavaliselt mõõdetakse seda kJ/mol. Seega on eksperimentaalsete andmete kohaselt molekulide $H_2, Cl_2$ ja $N_2$ sideme pikkused vastavalt $0.074, 0.198$ ja $0.109$ nm ning sideme energiad vastavalt $436, 242$ ja $946$ kJ/mol.

Ioonid. Iooniline side

Kujutagem ette, et "kohtuvad" kaks aatomit: I rühma metalli aatom ja VII rühma mittemetalli aatom. Metalli aatomi välisel energiatasemel on üks elektron, samal ajal kui mittemetalli aatomil puudub lihtsalt üks elektron, et välistase oleks täielik.

Esimene aatom annab teisele kergesti oma elektroni, mis on tuumast kaugel ja sellega nõrgalt seotud, ning teine ​​annab talle vaba koha välisel elektroonilisel tasandil.

Siis saab ühest negatiivsest laengust ilma jäetud aatomist positiivse laenguga osake ja teisest saab tekkiva elektroni tõttu negatiivselt laetud osake. Selliseid osakesi nimetatakse ioonid.

Ioonide vahel tekkivat keemilist sidet nimetatakse ioonseks.

Vaatleme selle sideme moodustumist hästi tuntud ühendi naatriumkloriidi (lauasoola) näitel:

Aatomite ioonideks muutmise protsess on kujutatud diagrammil:

See aatomite muundumine ioonideks toimub alati tüüpiliste metallide ja tüüpiliste mittemetallide aatomite interaktsiooni käigus.

Vaatleme arutluskäigu algoritmi (jada) ioonsideme moodustumise registreerimisel näiteks kaltsiumi- ja klooriaatomite vahel:

Nimetatakse numbreid, mis näitavad aatomite või molekulide arvu koefitsiendid, ja nimetatakse numbreid, mis näitavad aatomite või ioonide arvu molekulis indeksid.

Metallist ühendus

Tutvume sellega, kuidas metallelementide aatomid omavahel suhtlevad. Metallid ei eksisteeri tavaliselt isoleeritud aatomitena, vaid tüki, valuploki või metalltoote kujul. Mis hoiab metalliaatomeid ühes mahus?

Enamiku metallide aatomid sisaldavad välistasandil väikest arvu elektrone - $ 1, 2, 3 $. Need elektronid eemaldatakse kergesti ja aatomid muutuvad positiivseteks ioonideks. Eraldunud elektronid liiguvad ühelt ioonilt teisele, sidudes need ühtseks tervikuks. Ühendades ioonidega, moodustavad need elektronid ajutiselt aatomeid, seejärel katkevad uuesti ja ühinevad teise iooniga jne. Järelikult muutuvad aatomid metalli mahus pidevalt ioonideks ja vastupidi.

Metallide sidet ioonide vahel jagatud elektronide kaudu nimetatakse metalliliseks.

Joonisel on skemaatiliselt kujutatud naatriummetalli fragmendi struktuur.

Sel juhul seob väike hulk jagatud elektrone suure hulga ioone ja aatomeid.

Metallilisel sidemel on mõningaid sarnasusi kovalentse sidemega, kuna see põhineb väliste elektronide jagamisel. Kovalentse sideme korral on aga jagatud ainult kahe naaberaatomi välised paaritu elektronid, metallilise sideme korral aga osalevad kõik aatomid nende elektronide jagamises. Seetõttu on kovalentse sidemega kristallid rabedad, kuid metallsidemega reeglina plastilised, elektrit juhtivad ja metallilise läikega.

Metalliline side on iseloomulik nii puhastele metallidele kui ka erinevate metallide segudele – tahkes ja vedelas olekus sulamitele.

Vesinikside

Keemiline side ühe molekuli (või selle osa) positiivselt polariseeritud vesinikuaatomite ja tugevalt elektronegatiivsete elementide negatiivselt polariseeritud aatomite vahel, millel on mõne teise molekuli üksikud elektronpaarid ($F, O, N$ ja harvemini $S$ ja $Cl$). (või selle osa) nimetatakse vesinikuks.

Vesiniksideme moodustumise mehhanism on oma olemuselt osaliselt elektrostaatiline, osaliselt doonor-aktseptor.

Näited molekulidevahelisest vesiniksidemetest:

Sellise ühenduse olemasolul võivad isegi madala molekulmassiga ained tavatingimustes olla vedelikud (alkohol, vesi) või kergesti veelduvad gaasid (ammoniaak, vesinikfluoriid).

Vesiniksidemetega ainetel on molekulaarsed kristallvõred.

Molekulaarse ja mittemolekulaarse struktuuriga ained. Kristallvõre tüüp. Ainete omaduste sõltuvus nende koostisest ja struktuurist

Ainete molekulaarne ja mittemolekulaarne struktuur

Keemilistesse vastasmõjudesse ei astu mitte üksikud aatomid ega molekulid, vaid ained. Teatud tingimustel võib aine olla ühes kolmest agregatsiooni olekust: tahke, vedel või gaasiline. Aine omadused sõltuvad ka seda moodustavate osakeste – molekulide, aatomite või ioonide – vahelise keemilise sideme olemusest. Sideme tüübi alusel eristatakse molekulaarse ja mittemolekulaarse struktuuriga aineid.

Molekulidest koosnevaid aineid nimetatakse molekulaarsed ained. Molekulidevahelised sidemed sellistes ainetes on väga nõrgad, palju nõrgemad kui molekuli sees olevate aatomite vahel ja isegi suhteliselt madalal temperatuuril need katkevad – aine muutub vedelikuks ja seejärel gaasiks (joodi sublimatsioon). Molekulidest koosnevate ainete sulamis- ja keemistemperatuur tõuseb koos molekulmassi suurenemisega.

Molekulaarsed ained hõlmavad aatomstruktuuriga aineid ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), nende hulgas on metalle ja mittemetalle.

Vaatleme leelismetallide füüsikalisi omadusi. Suhteliselt väike sideme tugevus aatomite vahel põhjustab madalat mehaanilist tugevust: leelismetallid on pehmed ja neid saab noaga kergesti lõigata.

Suured aatomisuurused põhjustavad leelismetallide madalat tihedust: liitium, naatrium ja kaalium on isegi veest kergemad. Leelismetallide rühmas vähenevad keemis- ja sulamistemperatuurid elemendi aatomarvu suurenedes, kuna Aatomite mõõtmed suurenevad ja sidemed nõrgenevad.

Ainetele mittemolekulaarne struktuurid hõlmavad ioonseid ühendeid. Enamikul metalliühenditel mittemetallidega on selline struktuur: kõik soolad ($NaCl, K_2SO_4$), mõned hüdriidid ($LiH$) ja oksiidid ($CaO, MgO, FeO$), alused ($NaOH, KOH$). Ioonsetel (mittemolekulaarsetel) ainetel on kõrge sulamis- ja keemistemperatuur.

Kristallvõred

Aine võib teadupärast eksisteerida kolmes agregatsiooni olekus: gaasiline, vedel ja tahke.

Tahked ained: amorfsed ja kristalsed.

Vaatleme, kuidas keemiliste sidemete omadused mõjutavad tahkete ainete omadusi. Tahked ained jagunevad kristalne Ja amorfne.

Amorfsetel ainetel puudub selge sulamistemperatuur, kuumutamisel need järk-järgult pehmenevad ja muutuvad vedelaks. Näiteks plastiliin ja erinevad vaigud on amorfses olekus.

Kristallseid aineid iseloomustab nende koostises olevate osakeste õige paigutus: aatomid, molekulid ja ioonid - rangelt määratletud ruumipunktides. Kui need punktid on ühendatud sirgjoontega, moodustub ruumiline raamistik, mida nimetatakse kristallvõreks. Punkte, kus kristalliosakesed paiknevad, nimetatakse võresõlmedeks.

Sõltuvalt kristallvõre sõlmedes paiknevate osakeste tüübist ja nendevahelise ühenduse olemusest eristatakse nelja tüüpi kristallvõre: ioonne, aatomiline, molekulaarne Ja metallist.

Ioonilised kristallvõred.

Iooniline nimetatakse kristallvõredeks, mille sõlmedes on ioonid. Neid moodustavad ioonsidemetega ained, mis suudavad siduda nii lihtioone $Na^(+), Cl^(-)$ kui ka kompleksi $SO_4^(2−), OH^-$. Järelikult on metallide sooladel ja osadel oksiididel ja hüdroksiididel ioonkristallvõre. Näiteks naatriumkloriidi kristall koosneb vahelduvatest positiivsetest $Na^+$ ja negatiivsetest $Cl^-$ ioonidest, moodustades kuubikujulise võre. Ioonidevahelised sidemed sellises kristallis on väga stabiilsed. Seetõttu iseloomustab ioonvõrega aineid suhteliselt kõrge kõvadus ja tugevus, need on tulekindlad ja mittelenduvad.

Aatomi kristallvõred.

Aatomiline nimetatakse kristallvõredeks, mille sõlmedes on üksikud aatomid. Sellistes võredes on aatomid omavahel seotud väga tugevate kovalentsete sidemetega. Seda tüüpi kristallvõredega ainete näide on teemant, üks süsiniku allotroopsetest modifikatsioonidest.

Enamikul aatomikristallvõrega ainetel on väga kõrge sulamistemperatuur (nt teemandil üle $3500°C), need on tugevad ja kõvad ning praktiliselt lahustumatud.

Molekulaarkristallvõred.

Molekulaarne nimetatakse kristallvõredeks, mille sõlmedes paiknevad molekulid. Nendes molekulides võivad keemilised sidemed olla nii polaarsed ($HCl, H_2O$) kui ka mittepolaarsed ($N_2, O_2$). Vaatamata sellele, et molekulide sees olevad aatomid on omavahel ühendatud väga tugevate kovalentsete sidemetega, mõjuvad molekulide endi vahel nõrgad molekulidevahelised tõmbejõud. Seetõttu on molekulaarsete kristallvõredega ained madala kõvaduse, madala sulamistemperatuuriga ja lenduvad. Enamikul tahketel orgaanilistel ühenditel on molekulaarsed kristallvõred (naftaleen, glükoos, suhkur).

Metallist kristallvõred.

Metallsete sidemetega ainetel on metallilised kristallvõred. Selliste võre asukohtades on aatomid ja ioonid (kas aatomid või ioonid, milleks metalliaatomid kergesti muunduvad, loovutades oma välised elektronid "tavaliseks kasutamiseks"). See metallide sisemine struktuur määrab nende iseloomulikud füüsikalised omadused: vormitavus, plastilisus, elektri- ja soojusjuhtivus, iseloomulik metalliline läige.

Kõik keemilised ühendid tekivad keemilise sideme moodustumisel. Ja sõltuvalt ühendavate osakeste tüübist eristatakse mitut tüüpi. Kõige elementaarsem– need on kovalentsed polaarsed, kovalentsed mittepolaarsed, metallilised ja ioonsed. Täna räägime ioonilisest.

Kokkupuutel

Mis on ioonid

See moodustub kahe aatomi vahel - reeglina eeldusel, et elektronegatiivsuse erinevus nende vahel on väga suur. Aatomite ja ioonide elektronegatiivsust hinnatakse Paullingi skaala abil.

Seetõttu võeti ühendite omaduste õigeks arvestamiseks kasutusele ioonsuse mõiste. See omadus võimaldab teil määrata, mitu protsenti konkreetsest sidemest on ioonsed.

Suurima ioonilisusega ühend on tseesiumfluoriid, milles seda on ligikaudu 97%. Iooniline side on iseloomulik ainete puhul, mis on moodustatud D.I.-tabeli esimeses ja teises rühmas paiknevatest metalliaatomitest. Mendelejev ja mittemetallide aatomid, mis asuvad sama tabeli kuuendas ja seitsmendas rühmas.

Märge! Väärib märkimist, et pole ühtegi ühendit, milles suhe oleks eranditult iooniline. Praegu avastatud elementide puhul ei ole võimalik saavutada nii suurt elektronegatiivsuse erinevust, et saada 100% ioonset ühendit. Seetõttu ei ole ioonse sideme määratlus täiesti õige, kuna tegelikkuses peetakse silmas osalise ioonse interaktsiooniga ühendeid.

Miks see mõiste kasutusele võeti, kui sellist nähtust tegelikult ei eksisteeri? Fakt on see, et see lähenemine aitas selgitada paljusid soolade, oksiidide ja muude ainete omaduste nüansse. Näiteks miks need vees hästi lahustuvad ja miks nad on lahendused on võimelised juhtima elektrivoolu. Seda ei saa muust vaatenurgast seletada.

Haridusmehhanism

Ioonse sideme teke on võimalik ainult siis, kui on täidetud kaks tingimust: kui reaktsioonis osalev metalliaatom suudab kergesti loobuda viimasel energiatasemel paiknevatest elektronidest ja mittemetalli aatom on võimeline neid elektrone vastu võtma. Metalli aatomid on oma olemuselt redutseerivad ained, see tähendab, et nad on võimelised elektronide annetamine.

See on tingitud asjaolust, et metalli viimane energiatase võib sisaldada ühte kuni kolme elektroni ja osakese enda raadius on üsna suur. Seetõttu on tuuma ja elektronide vastasmõju viimasel tasemel nii väike, et nad võivad sealt kergesti lahkuda. Mittemetallidega on olukord täiesti erinev. Neil on väike raadius, ja enda elektronide arv viimasel tasemel võib olla kolm kuni seitse.

Ja nende ja positiivse tuuma vaheline interaktsioon on üsna tugev, kuid iga aatom püüab saavutada energiataset, nii et mittemetalliaatomid püüavad saada puuduvaid elektrone.

Ja kui kaks aatomit - metall ja mittemetall - kohtuvad, kanduvad elektronid metalli aatomilt mittemetalli aatomile ja tekib keemiline vastastikmõju.

Ühendusskeem

Joonisel on selgelt näha, kuidas täpselt ioonsideme moodustumine toimub. Esialgu on neutraalselt laetud naatriumi- ja klooriaatomid.

Esimesel on viimasel energiatasemel üks elektron, teisel seitse. Järgmisena kandub elektron naatriumist klooriks ja moodustub kaks iooni. Mis üksteisega ühinedes moodustavad aine. Mis on ioon? Ioon on laetud osake, milles prootonite arv ei võrdu elektronide arvuga.

Erinevused kovalentsest tüübist

Ioonse sideme spetsiifilisuse tõttu puudub suund. See on tingitud asjaolust, et iooni elektriväli on sfäär ja see väheneb või suureneb ühes suunas ühtlaselt, järgides sama seadust.

Erinevalt kovalentsest, mis tekib elektronpilvede kattumise tõttu.

Teine erinevus seisneb selles kovalentne side on küllastunud. Mida see tähendab? Elektrooniliste pilvede arv, mis võivad interaktsioonis osaleda, on piiratud.

Ja ioonses, tänu sellele, et elektriväljal on sfääriline kuju, saab see ühenduda piiramatu arvu ioonidega. See tähendab, et võime öelda, et see pole küllastunud.

Seda saab iseloomustada ka mitmete muude omadustega:

1. Sideme energia on kvantitatiivne omadus ja see sõltub energia hulgast, mis tuleb selle purustamiseks kulutada. See sõltub kahest kriteeriumist - sideme pikkus ja ioonilaeng kaasatud selle haridusse. Mida tugevam on side, seda lühem on selle pikkus ja seda suuremad on seda moodustavate ioonide laengud.
2. Pikkus – seda kriteeriumi on juba eelmises lõigus mainitud. See sõltub ainult ühendi moodustumisel osalevate osakeste raadiusest. Aatomite raadius muutub järgmiselt: see väheneb perioodi jooksul koos aatomarvu suurenemisega ja suureneb rühmas.

Ioonsete sidemetega ained

See on iseloomulik paljudele keemilistele ühenditele. See on suur osa kõigist sooladest, sealhulgas tuntud lauasoolast. See esineb kõigis ühendustes, kus on otsene kokkupuude metalli ja mittemetalli vahel. Siin on mõned näited ioonsidemetega ainete kohta:

• naatrium- ja kaaliumkloriidid,
• tseesiumfluoriid,
• magneesiumoksiid.

See võib avalduda ka kompleksühendites.

Näiteks magneesiumsulfaat.

Siin on ioonsete ja kovalentsete sidemetega aine valem:

Hapniku ja magneesiumiioonide vahel tekib ioonne side, kuid väävel on omavahel ühendatud polaarse kovalentse sideme abil.

Millest võime järeldada, et ioonsed sidemed on iseloomulikud keerukatele keemilistele ühenditele.

Mis on ioonside keemias

Keemiliste sidemete tüübid - ioonsed, kovalentsed, metallilised

Järeldus

Omadused sõltuvad otseselt seadmest kristallvõre. Seetõttu on kõik ioonsete sidemetega ühendid vees ja muudes polaarsetes lahustites hästi lahustuvad, juhtivad ja on dielektrikud. Samal ajal on need üsna tulekindlad ja haprad. Nende ainete omadusi kasutatakse sageli elektriseadmete projekteerimisel.