Definīcija
To sauc par kovalento saiti ķīmiskā saite, kas veidojas to valences elektronu atomu socializācijas dēļ. Obligāts nosacījums kovalentās saites veidošanai ir atomu orbitāļu (AO) pārklāšanās, uz kurām atrodas valences elektroni. Vienkāršākajā gadījumā divu AO pārklāšanās noved pie divu molekulāro orbitāļu (MO) veidošanās: savienojošā MO un antisavienojošā (atslābinošā) MO. Kopīgie elektroni atrodas uz zemākas enerģijas saistoša MO:
Komunikācijas izglītība
Kovalentā saite (atomu saite, homeopolārā saite) - saite starp diviem atomiem, ko izraisa divu elektronu socializācija (elektronu koplietošana) - viens no katra atoma:
A. + B. -> A: B
Šī iemesla dēļ homeopolārajām attiecībām ir virziena raksturs. Elektronu pāris, kas veido saiti, vienlaikus pieder abiem saistošajiem atomiem, piemēram:
| .. | .. | .. | |||||||||
| : | Cl | : | Cl | : | H | : | O | : | H | ||
| .. | .. | .. |
Kovalentās saites veidi
Ir trīs veidu kovalentās ķīmiskās saites, kas atšķiras pēc to veidošanās mehānisma:
1. Vienkārša kovalentā saite. Tā veidošanai katrs no atomiem nodrošina vienu nepāra elektronu. Kad veidojas vienkārša kovalentā saite, atomu formālie lādiņi paliek nemainīgi. Ja atomi, kas veido vienkāršu kovalento saiti, ir vienādi, tad arī patiesie atomu lādiņi molekulā ir vienādi, jo saiti veidojošajiem atomiem vienādi pieder socializēts elektronu pāris, šādu saiti sauc par nepolāru kovalentu. obligāciju. Ja atomi ir atšķirīgi, tad socializēta elektronu pāra piederības pakāpi nosaka atomu elektronegativitātes atšķirība, atomam ar lielāku elektronegativitāti saites elektronu pāris ir lielākā mērā, un tāpēc tā ir patiesa. lādiņam ir negatīva zīme, atoms ar zemāku elektronegativitāti iegūst attiecīgi tādu pašu lādiņu, bet ar pozitīvu zīmi.
Sigma (σ)-, pi (π)-saites - aptuvens kovalento saišu veidu apraksts molekulās organiskie savienojumi, σ-saiti raksturo fakts, ka elektronu mākoņa blīvums ir maksimāls pa asi, kas savieno atomu kodolus. Kad veidojas π-saite, rodas tā sauktā elektronu mākoņu sānu pārklāšanās, un elektronu mākoņa blīvums ir maksimālais "virs" un "zem" σ-saites plaknes. Piemēram, ņemiet etilēnu, acetilēnu un benzolu.
Etilēna molekulā C 2 H 4 ir dubultsaite CH 2 \u003d CH 2, tās elektroniskā formula: N:S::S:N. Visu etilēna atomu kodoli atrodas vienā plaknē. Trīs katra oglekļa atoma elektronu mākoņi veido trīs kovalentās saites ar citiem atomiem tajā pašā plaknē (ar leņķiem starp tiem aptuveni 120°). Oglekļa atoma ceturtā valences elektrona mākonis atrodas virs un zem molekulas plaknes. Šādi abu oglekļa atomu elektronu mākoņi, kas daļēji pārklājas virs un zem molekulas plaknes, veido otru saiti starp oglekļa atomiem. Pirmo, spēcīgāko kovalento saiti starp oglekļa atomiem sauc par σ-saiti; otro, mazāk stipro kovalento saiti sauc par π-saiti.
Lineārā acetilēna molekulā
H-S≡S-N (N: S::: S: N)
ir σ-saites starp oglekļa un ūdeņraža atomiem, viena σ-saite starp diviem oglekļa atomiem un divas π-saites starp tiem pašiem oglekļa atomiem. Divas π-saites atrodas virs σ-saites darbības sfēras divās savstarpēji perpendikulārās plaknēs.
Visi seši C 6 H 6 cikliskās benzola molekulas oglekļa atomi atrodas vienā plaknē. σ-saites darbojas starp oglekļa atomiem gredzena plaknē; vienādas saites pastāv katram oglekļa atomam ar ūdeņraža atomiem. Katrs oglekļa atoms tērē trīs elektronus, lai izveidotu šīs saites. Oglekļa atomu ceturto valences elektronu mākoņi, kuriem ir astoņnieku forma, atrodas perpendikulāri benzola molekulas plaknei. Katrs šāds mākonis vienādi pārklājas ar blakus esošo oglekļa atomu elektronu mākoņiem. Benzola molekulā veidojas nevis trīs atsevišķas π-saites, bet gan viena sešu elektronu π-elektronu sistēma, kas ir kopīga visiem oglekļa atomiem. Saites starp oglekļa atomiem benzola molekulā ir tieši tādas pašas.
Kovalentā saite veidojas elektronu socializācijas rezultātā (veidojot kopīgus elektronu pārus), kas rodas elektronu mākoņu pārklāšanās laikā. Divu atomu elektronu mākoņi piedalās kovalentās saites veidošanā. Ir divi galvenie kovalento saišu veidi:
- kovalents nepolāra saite veidojas starp viena un tā paša nemetāla atomiem ķīmiskais elements. Vienkāršām vielām ir šāda saite, piemēram, O 2; N2; C 12 .
- Starp dažādu nemetālu atomiem veidojas kovalentā polārā saite.
Skatīt arī
Literatūra
- "Ķīmiskā enciklopēdiskā vārdnīca", M.," Padomju enciklopēdija", 1983, 264. lpp.
| Organiskā ķīmija |
|---|
| Organisko savienojumu saraksts |
| Strukturālā ķīmija | |
|---|---|
| Ķīmiskā saite: | Aromātiskums | kovalentā saite| Jonu saite | Metāla savienojums | Ūdeņraža saite | Donora-akceptora saite | Tautomerisms |
| Struktūras displejs: | Funkcionālā grupa | Strukturālā formula | Ķīmiskā formula | ligands |
| Elektroniskās īpašības: | Elektronegativitāte | Elektronu afinitāte | Jonizācijas enerģija | Dipols | Okteta noteikums |
| Stereoķīmija: | Asimetrisks atoms | Izomērisms | Konfigurācija | Chiralitāte | Konformācija |
Wikimedia fonds. 2010 .
Ideju par ķīmiskās saites veidošanu ar elektronu pāra palīdzību, kas pieder abiem savienojošajiem atomiem, 1916. gadā izvirzīja amerikāņu fizikālais ķīmiķis Dž. Lūiss.
Kovalentā saite pastāv starp atomiem gan molekulās, gan kristālos. Tas notiek gan starp identiskiem atomiem (piemēram, H 2, Cl 2, O 2 molekulās, dimanta kristālā), gan starp dažādiem atomiem (piemēram, H 2 O un NH 3 molekulās, SiC kristālos). Gandrīz visas organisko savienojumu molekulās esošās saites ir kovalentas (C-C, C-H, C-N utt.).
Kovalentās saites veidošanai ir divi mehānismi:
1) maiņa;
2) donors-akceptors.
Apmaiņas mehānisms kovalentās saites veidošanaiir tas, ka katrs no savienojošajiem atomiem nodrošina vienota elektronu pāra (saites) veidošanos ar vienu nepāra elektronu. Mijiedarbojošo atomu elektroniem jābūt ar pretējiem spiniem.
Apsveriet, piemēram, kovalentās saites veidošanos ūdeņraža molekulā. Kad ūdeņraža atomi tuvojas viens otram, to elektronu mākoņi iekļūst viens otrā, ko sauc par elektronu mākoņu pārklāšanos (3.2. att.), palielinās elektronu blīvums starp kodoliem. Kodoli tiek piesaistīti viens otram. Tā rezultātā sistēmas enerģija samazinās. Ar ļoti spēcīgu atomu pieeju palielinās kodolu atgrūšanās. Tāpēc starp kodoliem ir optimālais attālums (saites garums l), pie kura sistēmai ir minimālā enerģija. Šajā stāvoklī tiek atbrīvota enerģija, ko sauc par saistošo enerģiju E St.
Rīsi. 3.2. Elektronu mākoņu pārklāšanās shēma ūdeņraža molekulas veidošanās laikā
Shematiski ūdeņraža molekulas veidošanos no atomiem var attēlot šādi (punkts nozīmē elektronu, josla nozīmē elektronu pāri):
H+H→H: H vai H+H→H–H.
IN vispārējs skats citu vielu AB molekulām:
A + B = A: B.
Kovalentās saites veidošanās donora-akceptora mehānismssastāv no tā, ka viena daļiņa - donors - rada elektronu pāri saites veidošanai, bet otrā - akceptors - brīvu orbitāli:
A: + B = A: B.
donora akceptors
Apsveriet ķīmisko saišu veidošanās mehānismus amonjaka molekulā un amonija jonos.
1. Izglītība
Slāpekļa atoma ārējā enerģijas līmenī ir divi pārī savienoti un trīs nepāra elektroni:
Ūdeņraža atomam s - apakšlīmenī ir viens nepāra elektrons.
Amonjaka molekulā slāpekļa atoma nepāra 2p elektroni veido trīs elektronu pārus ar 3 ūdeņraža atomu elektroniem:
.
NH 3 molekulā apmaiņas mehānismā veidojas 3 kovalentās saites.
2. Kompleksa jona - amonija jona veidošanās.
NH 3 + HCl = NH 4 Cl vai NH 3 + H + = NH 4 +
Slāpekļa atomam ir vientuļš elektronu pāris, t.i., divi elektroni ar pretparalēliem spiniem vienā atoma orbitālē. Ūdeņraža jona atomu orbitāle nesatur elektronus (vakanta orbitāle). Kad amonjaka molekula un ūdeņraža jons tuvojas viens otram, mijiedarbojas slāpekļa atoma vientuļais elektronu pāris un ūdeņraža jona brīvā orbitāle. Nedalītais elektronu pāris kļūst parasts slāpekļa un ūdeņraža atomiem, ķīmiskā saite rodas saskaņā ar donora-akceptora mehānismu. Amonjaka molekulas slāpekļa atoms ir donors, un ūdeņraža jons ir akceptors:
.
Jāņem vērā, ka NH 4 + jonā visas četras saites ir līdzvērtīgas un neatšķiramas, tāpēc jonā lādiņš tiek delokalizēts (izkliedēts) pa visu kompleksu.
Aplūkotie piemēri parāda, ka atoma spēju veidot kovalentās saites nosaka ne tikai viena elektrona, bet arī 2 elektronu mākoņi vai brīvu orbitāļu klātbūtne.
Saskaņā ar donora-akceptora mehānismu tiek veidotas saites sarežģīti savienojumi: - ; 2+ ; 2- utt.
Kovalentai saitei ir šādas īpašības:
- sāta sajūta;
- orientēšanās;
- polaritāte un polarizējamība.
Pirmo reizi par tādu jēdzienu kā kovalentā saiteķīmijas zinātnieki sāka runāt pēc Gilberta Ņūtona Lūisa atklāšanas, kurš to raksturoja kā divu elektronu socializāciju. Vēlāki pētījumi ļāva aprakstīt pašu kovalentās saites principu. Vārds kovalentsķīmijas ietvaros var uzskatīt par atoma spēju veidot saites ar citiem atomiem.
Paskaidrosim ar piemēru:
Ir divi atomi ar nelielām elektronegativitātes atšķirībām (C un CL, C un H). Parasti tās ir pēc iespējas tuvākas cēlgāzu elektronu apvalka struktūrai.
Kad šie nosacījumi ir izpildīti, šo atomu kodoli tiek piesaistīti tiem kopīgajam elektronu pārim. Šajā gadījumā elektronu mākoņi vienkārši nepārklājas viens ar otru, kā tas ir kovalentās saites gadījumā, kas nodrošina divu atomu drošu savienojumu, pateicoties tam, ka tiek pārdalīts elektronu blīvums un mainās sistēmas enerģija, kas izraisa cita elektronu mākoņa viena atoma "ievilkšana" starpkodolu telpā. Jo plašāka ir elektronu mākoņu savstarpējā pārklāšanās, jo spēcīgāks tiek uzskatīts savienojums.
No šejienes, kovalentā saite- tas ir veidojums, kas radies, savstarpēji socializējoties diviem elektroniem, kas pieder diviem atomiem.
Parasti vielas ar molekulāro kristāla režģi veidojas caur kovalento saiti. Raksturlielumi ir kušana un viršana zemā temperatūrā, slikta šķīdība ūdenī un zema elektrovadītspēja. No tā mēs varam secināt: tādu elementu kā germānija, silīcijs, hlors, ūdeņradis struktūras pamatā ir kovalentā saite.
Šim savienojuma veidam raksturīgās īpašības:
- Piesātināmība.Šo īpašību parasti saprot kā maksimālo saišu skaitu, ar kurām tās var izveidot konkrētus atomus. Šis daudzums ir noteikts kopējais skaits tās orbitāles atomā, kas var piedalīties ķīmisko saišu veidošanā. Savukārt atoma valenci var noteikt pēc šim nolūkam jau izmantoto orbitāļu skaita.
- Orientēšanās. Visiem atomiem ir tendence veidot visspēcīgākās iespējamās saites. Vislielākā izturība tiek sasniegta divu atomu elektronu mākoņu telpiskās orientācijas sakritības gadījumā, jo tie pārklājas viens ar otru. Turklāt tieši tāda kovalentās saites īpašība kā virziens ietekmē molekulu telpisko izvietojumu, tas ir, ir atbildīga par to "ģeometrisko formu".
- Polarizējamība.Šīs pozīcijas pamatā ir ideja, ka pastāv divu veidu kovalentās saites:
- polāri vai asimetriski. Šāda veida saiti var veidot tikai dažāda veida atomi, t.i. tiem, kuru elektronegativitāte būtiski atšķiras, vai gadījumos, kad kopīgais elektronu pāris nav simetriski atdalīts.
- rodas starp atomiem, kuru elektronegativitāte ir gandrīz vienāda, un elektronu blīvuma sadalījums ir vienmērīgs.
Turklāt ir daži kvantitatīvi:
- Saiknes enerģija. Šis parametrs raksturo polāro saiti tās stiprības ziņā. Ar enerģiju saprot siltuma daudzumu, kas bija nepieciešams, lai pārrautu divu atomu saiti, kā arī siltuma daudzumu, kas izdalījās, tos apvienojot.
- Zem saites garums un molekulārajā ķīmijā tiek saprasts taisnas līnijas garums starp divu atomu kodoliem. Šis parametrs raksturo arī saites stiprību.
- Dipola moments- vērtība, kas raksturo valences saites polaritāti.
Nav noslēpums, ka ķīmija ir diezgan sarežģīta un daudzveidīga zinātne. Daudzas dažādas reakcijas, reaģenti, ķīmiskās vielas un citi sarežģīti un nesaprotami termini – tie visi mijiedarbojas savā starpā. Bet galvenais, ka ar ķīmiju nodarbojamies katru dienu, vienalga vai stundā klausāmies skolotāju un mācāmies jauns materiāls vai uzvāram tēju, kas vispār arī ir ķīmiskais process.
Var secināt, ka ķīmija ir obligāta, to saprast un zināt, kā darbojas mūsu pasaule vai tās atsevišķas daļas, ir interesanti un turklāt noderīgi.
Tagad mums ir jārisina tāds termins kā kovalentā saite, kas, starp citu, var būt gan polāra, gan nepolāra. Starp citu, pats vārds "kovalents" ir veidots no latīņu valodas "co" - kopā un "vales" - kam ir spēks.
Termiņu notikumi
Sāksim ar faktu, ka Terminu "kovalents" 1919. gadā pirmo reizi ieviesa Ērvings Langmuirs. laureāts Nobela prēmija. Jēdziens "kovalentais" nozīmē ķīmisko saiti, kurā abi atomi dala elektronus, ko sauc par kopīpašumu. Tādējādi tas atšķiras, piemēram, no metāliskā, kurā elektroni ir brīvi, vai no jonu, kur viens dod elektronus citam. Jāņem vērā, ka tas veidojas starp nemetāliem.
Pamatojoties uz iepriekš minēto, mēs varam izdarīt nelielu secinājumu par to, kas ir šis process. Tas rodas starp atomiem kopīgu elektronu pāru veidošanās dēļ, un šie pāri rodas elektronu ārējā un pirms-ārējā apakšlīmenī.
Piemēri, vielas ar polāru:
Kovalentās saites veidi
Izšķir arī divus veidus - tās ir polārās un attiecīgi nepolārās saites. Mēs analizēsim katra no tām iezīmes atsevišķi.
Kovalentā polārā izglītība
Kas ir termins "polārs"?
Parasti notiek tā, ka diviem atomiem ir atšķirīga elektronegativitāte, tāpēc kopīgie elektroni tiem nepieder vienādi, bet vienmēr ir tuvāk vienam nekā otram. Piemēram, ūdeņraža hlorīda molekula, kurā kovalentās saites elektroni atrodas tuvāk hlora atomam, jo tās elektronegativitāte ir augstāka nekā ūdeņražam. Tomēr patiesībā atšķirība elektronu piesaistē ir pietiekami maza, lai elektronu pilnībā pārietu no ūdeņraža uz hloru.
Rezultātā pie polaritātes elektronu blīvums pāriet uz elektronnegatīvāku, un uz tā rodas daļējs negatīvs lādiņš. Savukārt kodolam, kura elektronegativitāte ir zemāka, attiecīgi ir daļējs pozitīvs lādiņš.
Mēs secinām: polārais rodas starp dažādiem nemetāliem, kas atšķiras pēc elektronegativitātes vērtības, un elektroni atrodas tuvāk kodolam ar lielāku elektronegativitāti.
Elektronegativitāte - dažu atomu spēja piesaistīt citu elektronus, tādējādi veidojot ķīmiskā reakcija.
Kovalentā polāra piemēri, vielas ar kovalentu polārā saite:
Vielas formula ar kovalento polāro saiti
Kovalents nepolārs, atšķirība starp polāro un nepolāro
Un visbeidzot, nepolāri, mēs drīz uzzināsim, kas tas ir.
Galvenā atšķirība starp nepolāro un polāro ir simetrija. Ja polārās saites gadījumā elektroni atradās tuvāk vienam atomam, tad ar nepolāru saiti elektroni ir izvietoti simetriski, tas ir, vienādi attiecībā pret abiem.
Jāatzīmē, ka nepolāri rodas starp viena ķīmiskā elementa nemetālu atomiem.
Piemēram, vielas ar nepolārām kovalentām saitēm:
Arī elektronu kopu bieži sauc vienkārši par elektronu mākoni, pamatojoties uz to, mēs secinām, ka sakaru elektronu mākonis, kas veido kopīgu elektronu pāri, ir sadalīts telpā simetriski vai vienmērīgi attiecībā pret abu kodoliem.
Kovalentās nepolārās saites piemēri un shēma kovalentās nepolārās saites veidošanai
Bet ir arī noderīgi zināt, kā atšķirt kovalento polāro un nepolāro.
kovalenta nepolāra vienmēr ir vienas un tās pašas vielas atomi. H2. CL2.
Šis raksts ir beidzies, tagad mēs zinām, kas ir šis ķīmiskais process, mēs zinām, kā to noteikt un tā šķirnes, mēs zinām vielu veidošanās formulas un vispār nedaudz vairāk par mūsu sarežģīto pasauli, panākumiem ķīmija un jaunu formulu veidošana.
Kovalentā saite ir atomu saistīšanās ar kopīgu (starp tiem dalītu) elektronu pāru palīdzību. Vārdā "kovalentā" prefikss "co-" nozīmē "kopīga līdzdalība". Un "valenta" tulkojumā krievu valodā - spēks, spējas. Šajā gadījumā mēs domājam atomu spēju savienoties ar citiem atomiem.
Kad veidojas kovalentā saite, atomi apvieno savus elektronus it kā kopējā "cūciņa bankā" - molekulārā orbitālē, kas veidojas no atsevišķu atomu atomu apvalkiem. Šis jaunais apvalks satur pēc iespējas vairāk pilnīgu elektronu un aizstāj atomus ar saviem nepilnīgajiem atomu apvalkiem.
Idejas par ūdeņraža molekulas veidošanās mehānismu tika attiecinātas uz sarežģītākām molekulām. Uz šī pamata izstrādātā ķīmiskās saites teorija tika saukta valences saites metode (VS metode). VS metode ir balstīta uz šādiem noteikumiem:
1) Kovalento saiti veido divi elektroni ar pretēji vērstiem spiniem, un šis elektronu pāris pieder diviem atomiem.
2) Jo spēcīgāka ir kovalentā saite, jo vairāk pārklājas elektronu mākoņi.
Divu elektronu divu centru saišu kombinācijas, kas atspoguļo molekulas elektronisko struktūru, sauc par valences shēmām. Ēku valences shēmu piemēri:
Valences shēmās reprezentācijas ir visskaidrāk iemiesotas Lūiss par ķīmiskās saites veidošanos, izmantojot elektronu socializāciju, veidojot cēlgāzes elektronu apvalku: ūdeņradis- no diviem elektroniem (apvalks Viņš), Priekš slāpeklis- no astoņiem elektroniem (apvalks Ne).
29.Nepolārā un polārā kovalentā saite.
Ja diatomiskā molekula sastāv no viena elementa atomiem, tad elektronu mākonis telpā ir sadalīts simetriski attiecībā pret atomu kodoliem. Šādu kovalento saiti sauc par nepolāru. Ja starp dažādu elementu atomiem veidojas kovalentā saite, tad kopējais elektronu mākonis tiek nobīdīts pret vienu no atomiem. Šajā gadījumā kovalentā saite ir polāra.
Polārās kovalentās saites veidošanās rezultātā elektronnegatīvāks atoms iegūst daļēju negatīvu lādiņu, bet atoms ar mazāku elektronegativitāti iegūst daļēju pozitīvu lādiņu. Šos lādiņus parasti sauc par molekulas atomu efektīvajiem lādiņiem. Tās var būt daļēja.
30. Kovalentās saites izteikšanas metodes.
Ir divi galvenie veidošanas veidi kovalentā saite * .
1) elektronu pāris, veidojot saikni, var veidoties nesapārota dēļ elektroni, pieejams unexcited atomi. Izveidoto kovalento saišu skaita palielināšanos pavada vairāk enerģijas, nekā tiek iztērēts atoma ierosināšanai. Tā kā atoma valence ir atkarīga no nepāra elektronu skaita, ierosme izraisa valences palielināšanos. Pie slāpekļa, skābekļa, fluora atomiem nepāra elektronu skaits nepalielinās, jo otrajā līmenī brīvu nav orbitāles*, un elektronu kustība uz trešo kvantu līmeni prasa daudz vairāk enerģijas nekā tā, kas atbrīvotos papildu saišu veidošanās laikā. Tādējādi kad atoms ir ierosināts, elektronu pārejas uz brīviemorbitāles iespējams tikai tajā pašā enerģijas līmenī.
2) Kovalentās saites var veidoties elektronu pāru dēļ, kas atrodas uz atoma ārējā elektronu slāņa. Šajā gadījumā otrajam atomam ir jābūt brīvai orbitālei uz ārējā slāņa. Atomu, kas nodrošina savu elektronu pāri kovalentās saites * izveidošanai, sauc par donoru, un atomu, kas nodrošina tukšu orbitāli, sauc par akceptoru. Šādā veidā izveidoto kovalento saiti sauc par donora-akceptora saiti. Amonija katjonā šī saite pēc savām īpašībām ir absolūti identiska pārējām trim kovalentās saites, veidojas pirmajā veidā, tāpēc jēdziens “donors-akceptors” nenozīmē kādu īpašu savienojuma veids, bet tikai tā veidošanās veids.
