Esimest korda sellise kontseptsiooni kohta nagu kovalentne side Keemiateadlased hakkasid rääkima pärast Gilbert Newton Lewise avastamist, mida ta kirjeldas kui kahe elektroni sotsialiseerumist. Rohkem hilisemad õpingud võimaldas kirjeldada kovalentse sideme põhimõtet ennast. Sõna kovalentne keemia raames võib käsitleda kui aatomi võimet moodustada sidemeid teiste aatomitega.
Selgitame näitega:
Seal on kaks aatomit, mille elektronegatiivsuses on väikesed erinevused (C ja CL, C ja H). Reeglina on need hoonele võimalikult lähedal elektronkiht väärisgaasid.
Kui need tingimused on täidetud, tekib nende aatomite tuumade külgetõmme neile ühise elektronpaari poole. Sellisel juhul ei kattu elektronpilved lihtsalt üksteisega, nagu ikka Kovalentne side tagab kahe aatomi usaldusväärse ühenduse tänu sellele, et elektrontihedus jaotub ümber ja muutub süsteemi energia, mis on põhjustatud teise aatomi elektronpilve “tõmbamisest” tuumadevahelisse ruumi. Mida ulatuslikum on elektronpilvede vastastikune kattumine, seda tugevamaks peetakse seost.
Siit, kovalentne side- see on moodustis, mis tekkis kahele aatomile kuuluva kahe elektroni vastastikusel sotsialiseerumisel.
Molekulaarse kristallvõrega ained tekivad reeglina kovalentsete sidemete kaudu. Iseloomulikud omadused on sulamine ja keemine madalad temperatuurid, halb lahustuvus vees ja madal elektrijuhtivus. Sellest võime järeldada: selliste elementide nagu germaaniumi, räni, kloori ja vesiniku struktuur põhineb kovalentsel sidemel.
Seda tüüpi ühendusele iseloomulikud omadused:
- Küllastus. Seda omadust mõistetakse tavaliselt kui maksimaalne summa sidemed, mida nad saavad luua konkreetsete aatomitega. See kogus määratakse koguarv need orbitaalid aatomis, mis võivad osaleda keemiliste sidemete moodustamises. Aatomi valentsi saab aga määrata juba selleks otstarbeks kasutatud orbitaalide arvu järgi.
- Keskendu. Kõik aatomid püüavad moodustuda nii palju kui võimalik tugevad sidemed. Suurim tugevus saavutatakse siis, kui kahe aatomi elektronpilvede ruumiline orientatsioon langeb kokku, kuna need kattuvad üksteisega. Lisaks mõjutab just see kovalentse sideme omadus, näiteks suundumus, molekulide ruumilist paigutust, see tähendab, et see vastutab nende "geomeetrilise kuju" eest.
- Polariseeritavus. See seisukoht põhineb ideel, et kovalentseid sidemeid on kahte tüüpi:
- polaarne või asümmeetriline. Seda tüüpi sidet saavad moodustada ainult erinevat tüüpi aatomid, s.t. need, mille elektronegatiivsus varieerub oluliselt, või juhtudel, kus jagatud elektronpaar on asümmeetriliselt jagatud.
- tekib aatomite vahel, mille elektronegatiivsus on praktiliselt võrdne, ja jaotuse vahel elektronide tihedusühtlaselt.
Lisaks on olemas teatud kvantitatiivsed:
- Suhtlemisenergia. See parameeter iseloomustab polaarset sidet selle tugevuse poolest. Energia viitab soojushulgale, mis oli vajalik kahe aatomi vahelise sideme katkestamiseks, samuti soojushulgale, mis nende ühendamisel vabanes.
- Under sideme pikkus ja molekulaarkeemias mõistetakse kahe aatomi tuumade vahelise sirgjoone pikkust. See parameeter iseloomustab ka ühenduse tugevust.
- Dipoolmoment- valentssideme polaarsust iseloomustav suurus.
kovalentne side
keemilise sideme tüüp; viiakse läbi elektronide paariga, mida jagavad kaks sidet moodustavat aatomit. Molekulis olevad aatomid võivad olla ühendatud ühe kovalentse sidemega (H2, H3C-CH3), topelt- (H2C=CH2) või kolmiksidemega (N2, HCCH). Aatomid, mis erinevad elektronegatiivsuse poolest, moodustavad nn. polaarne kovalentne side (HCl, H3C-Cl).
Kovalentne side
üks kahe aatomi vahelise keemilise sideme tüüpidest, mida teostab ühine elektronpaar (üks elektron igast aatomist). K. s. eksisteerib mõlemas molekulis (mis tahes agregatsiooniseisundid) ja kristallvõre moodustavate aatomite vahel. K. s. võivad siduda identseid aatomeid (H2, Cl2 molekulides, teemantkristallides) või erinevaid (veemolekulides, SiC karborundi kristallides). Peaaegu igat tüüpi aluselised sidemed molekulides orgaanilised ühendid on kovalentsed (C ≈ C, C ≈ H, C ≈ N jne). K. s. väga vastupidav. See seletab parafiini süsivesinike madalat keemilist aktiivsust. Palju anorgaanilised ühendid, mille kristallid on aatomvõrega, st moodustuvad kristalliseerumise abil, on tulekindlad, kõrge kõvaduse ja kulumiskindlusega. Nende hulka kuuluvad mõned karbiidid, silitsiidid, boriidid, nitriidid (eelkõige tuntud borasoon BN), mis on leidnud rakendust uus tehnoloogia. Vt ka valents ja keemiline side.
══V. A. Kireev.
Vikipeedia
Kovalentne side
Kovalentne side(alates lat. co- "koos" ja Vales- "jõudu omav" - keemiline side, mis moodustub valentselektronipilvede paari kattumisel. Elektroonilised pilved, mis pakuvad sidet, nimetatakse jagatud elektronide paar.
Termini kovalentne side võttis esmakordselt kasutusele laureaat Nobeli preemia Irving Langmuir 1919. aastal. Mõiste viitas keemilisele sidemele, mis on tingitud elektronide ühisest omamisest, erinevalt metallist ühendus, milles elektronid olid vabad või ioonsidemest, kus üks aatomitest loobus elektronist ja muutus katiooniks ning teine aatom võttis elektroni vastu ja muutus aniooniks.
Hiljem (1927) andsid F. London ja W. Heitler vesiniku molekuli näitel esimese kovalentse sideme kirjelduse kvantmehaanika seisukohalt.
Statistilise tõlgenduse arvestamine lainefunktsioon M. Born on sidemeelektronide leidmise tõenäosustihedus koondunud molekuli tuumade vahele (joonis 1). Elektronpaaride tõrjumise teooria arvestab nende paaride geomeetrilisi mõõtmeid. Seega on iga perioodi elementide jaoks elektronpaari teatud keskmine raadius:
0,6 elementidele kuni neoonini; 0,75 elementidele kuni argoonini; 0,75 kuni krüptoni ja 0,8 kuni ksenooni elementide puhul.
Kovalentse sideme iseloomulikud omadused – suunalisus, küllastus, polaarsus, polariseeritavus – määravad keemilise ja füüsikalised omadusedühendused.
Ühenduse suund määratakse molekulaarne struktuur ained ja geomeetriline kuju nende molekulid. Kahe sideme vahelisi nurki nimetatakse sidenurkadeks.
Küllastus on aatomite võime moodustada piiratud arvu kovalentseid sidemeid. Aatomi poolt moodustatud sidemete arv on piiratud selle väliste aatomiorbitaalide arvuga.
Sideme polaarsus on tingitud elektrontiheduse ebaühtlasest jaotusest, mis on tingitud aatomite elektronegatiivsuse erinevustest. Selle põhjal jagatakse kovalentsed sidemed mittepolaarseteks ja polaarseteks (mittepolaarsed - kaheaatomiline molekul koosneb identsetest aatomitest (H, Cl, N) ja iga aatomi elektronpilved jaotuvad nende aatomite suhtes sümmeetriliselt; polaarne - kaheaatomiline molekul koosneb erinevatest aatomitest keemilised elemendid ja kogu elektronipilv nihkub ühe aatomi poole, moodustades sellega jaotuse asümmeetria elektrilaeng molekulis, tekitades molekuli dipoolmomendi).
Sidemete polariseeritavus väljendub sideme elektronide nihkumises välise mõjul elektriväli, sealhulgas mõni teine reageeriv osake. Polariseeritavuse määrab elektronide liikuvus. Kovalentsete sidemete polaarsus ja polariseeritavus määrab reaktsioonivõime molekulid polaarsete reagentide suhtes.
Kahekordne Nobeli preemia laureaat L. Pauling märkis aga, et „mõnes molekulis on kovalentsed sidemed, mis on tingitud ühest või kolmest elektronist, mitte ühisest paarist”. Üheelektroniline keemiline side realiseerub molekulaarses vesinikioonis H.
Molekulaarne vesinikioon H sisaldab kahte prootonit ja ühte elektroni. Üksik elektron molekulaarne süsteem kompenseerib kahe prootoni elektrostaatilist tõrjumist ja hoiab neid 1,06 Å (keemilise sideme pikkus H) kaugusel. Molekulaarsüsteemi elektronipilve elektrontiheduse kese on mõlemast prootonist võrdsel kaugusel Bohri raadiusega α = 0,53 A ja on sümmeetriakese. molekulaarne ioon vesinik H.
n1.doc
3.2. Kovalentne sideKovalentne side- see on kahe elektroni kahe tsentriga ühendus, mis toimub elektronide paari jagamise teel.
Vaatleme kovalentse sideme moodustumise mehhanismi vesiniku molekuli H2 näitel.
Iga vesinikuaatomi tuum on ümbritsetud 1s elektronist koosneva sfäärilise elektronipilvega. Kui kaks aatomit ühinevad, tõmbab esimese aatomi tuum teise elektroni ja esimese aatomi elektroni teise tuum. Selle tulemusena kattuvad nende elektronpilved, moodustades ühise molekulaarpilve. Seega tekib aatomite kattuvate elektronpilvede tulemusena kovalentne side.
Skemaatiliselt võib seda kujutada järgmiselt:
N + N N : N
Kovalentne side moodustub sarnasel viisil kloori molekulis:
. . . . . . . .
: Cl + Cl Cl : Cl :
. . . . . . . .
Kui sideme moodustavad identsed aatomid (sama elektronegatiivsusega), siis elektronpilv paikneb sümmeetriliselt kahe aatomi tuumade suhtes. Sel juhul räägivad nad sellest kovalentne mittepolaarne side.
Kovalentne polaarne ühendus moodustuvad erineva elektronegatiivsusega aatomite vastasmõjul.
. . . .
N + Cl H : Cl :
. . . .
Kommunikatsiooni elektronpilv on asümmeetriline, nihkunud ühele kõrgema elektronegatiivsusega aatomitest. sel juhul kloorile.
Toodud näited iseloomustavad kovalentset sidet, mis moodustub metaboolne mehhanism .
Teine kovalentsete sidemete moodustumise mehhanism on doonor-aktsepteerija. Sel juhul moodustub side ühe aatomi (doonori) üksiku elektronpaari ja teise aatomi (aktseptori) vaba orbitaali tõttu:
N 3 N : + H + +
Kovalentsete sidemetega ühendeid nimetatakse aatomi.
Keemilise sideme tekkimise tingimused
1. Keemiline side tekib siis, kui aatomid on üksteisele piisavalt lähedal juhul, kui see lõpeb sisemine energia süsteem läheb alla. Seega osutub saadud molekul üksikutest aatomitest stabiilsemaks ja omab vähem energiat.
2. Keemilise sideme teke on alati eksotermiline protsess.
3. Nõutav tingimus keemilise sideme teke on suurenenud elektrontiheduse olemasolu tuumade vahel.
Näiteks vesinikuaatomi raadius on 0,053 nm. Kui vesinikuaatomid läheneksid üksteisele ainult molekuli moodustumise ajal, oleks tuumadevaheline kaugus 0,106 nm. Tegelikult on see kaugus 0,074 nm, seetõttu põhjustab tuumade lähendamine elektronide tiheduse suurenemist.
Keemiliste sidemete kvantitatiivsed omadused
1. Seondumisenergia, E, kJ/mol
Suhtlemisenergia- see on energia, mis vabaneb sideme tekkimisel või energia hulk, mis tuleb kulutada sideme katkestamiseks.
Mida suurem on sidumisenergia, seda tugevam on ühendus. Enamus sideme energia kovalentsed ühendid on vahemikus 200-800 kJ/mol.
2. Sideme pikkus, r 0, nm
Lingi pikkus on aatomite tsentrite vaheline kaugus (tuumadevaheline kaugus).
Mida lühem on sideme pikkus, seda tugevam on ühendus.
Tabel 3.1.
Mõnede sidemete energiaväärtused ja pikkused
| Ühendus | r 0 , nm | E, kJ/mol |
| S-S | 0, 154 | 347 |
| C = C | 0,135 | 607 |
| C C | 0,121 | 867 |
| H-F | 0,092 | 536 |
| H-Cl | 0,128 | 432 |
| H-Br | 0,142 | 360 |
| TERE | 0,162 | 299 |
3. Sidenurgad oleneb ruumilisest struktuurist.
Kovalentsete sidemete omadused
1. Kovalentse sideme suund toimub maksimaalse kattumise suunas elektronide orbitaalid interakteeruvad aatomid, mis määrab molekulide ruumilise struktuuri, s.t. nende kuju.
Eristama - side- sidemed, mis on moodustunud piki aatomite keskpunkte ühendavat joont. võivad tekkida -sidemed s - s, s - lk Ja lk - lk elektroonilised pilved.
side saab tekkida ainult r - r elektronpilved.
-ühendus on side, mis moodustub aatomite keskpunkte ühendava joone mõlemal küljel. See side on iseloomulik ainult mitme sidemega ühenditele (kaksik- ja kolmikside).
- ja - sidemete moodustamise skeemid on toodud joonisel fig. 3.1.
Riis. 3.1. - ja - sidemete moodustamise skeemid.
2. Kovalentse sideme küllastus - täielik kasutamine aatomi valentsorbitaalid.
3.3. Metallist ühendus
Enamiku metallide aatomid välisel energiatasemel sisaldavad väikest arvu elektrone (1 e - 16 elementi; 2 e - 58 elementi,
3. - 4 elementi; 5 e Sb ja Bi jaoks ning 6 e Po jaoks). Viimased kolm elementi ei ole tüüpilised metallid.
IN normaalsetes tingimustes metallid on kõvad kristalsed ained(va elavhõbe). Metalli katioonid asuvad metallikristallvõre sõlmedes.
Riis. 3.2. Metallsideme moodustumise skeem.
Valentselektronidel on madal ionisatsioonienergia ja seetõttu jäävad nad aatomis nõrgalt kinni. Elektronid liiguvad kogu ulatuses kristallvõre ja kuuluvad kõigile selle aatomitele, esindades niinimetatud "elektrongaasi" või "valentselektronide merd". Seega on metallide keemiline side tugevalt delokaliseeritud. See määrab sellised metallidele iseloomulikud omadused nagu kõrge soojus- ja elektrijuhtivus, vormitavus ja plastilisus.
Metalliline side on iseloomulik tahkes ja vedelas olekus metallidele ja sulamitele. Auruolekus koosnevad metallid üksikutest molekulidest (monatoomilistest ja kaheaatomilistest), mis on omavahel ühendatud kovalentsete sidemetega.