Ķīmiskās saites jēdzienam ir liela nozīme dažādās ķīmijas kā zinātnes jomās. Tas ir saistīts ar to, ka tieši ar tās palīdzību atsevišķi atomi spēj apvienoties molekulās, veidojot visdažādākās vielas, kuras, savukārt, ir ķīmisko pētījumu priekšmets.
Atomu un molekulu daudzveidība ir saistīta ar dažādu veidu saišu rašanos starp tiem. Dažādām molekulu klasēm ir raksturīgas savas elektronu sadalījuma pazīmes un līdz ar to arī savi saišu veidi.
Pamatjēdzieni
Ķīmiskā saite ir mijiedarbību kopums, kas noved pie atomu saistīšanās, veidojot stabilas daļiņas ar sarežģītāku struktūru (molekulas, joni, radikāļi), kā arī agregātus (kristālus, glāzes utt.). Šīs mijiedarbības pēc būtības ir elektriskas, un tās rodas valences elektronu sadalījuma laikā atomos, kas tuvojas.
Par valenci parasti sauc atoma spēju veidot noteiktu skaitu saišu ar citiem atomiem. Jonu savienojumos par valences vērtību tiek ņemts doto vai piesaistīto elektronu skaits. ATkovalentajos savienojumos tas ir vienāds ar kopējo elektronu pāru skaitu.
Oksidācijas stāvoklis tiek saprasts kā nosacīts lādiņš, kas varētu būt uz atoma, ja visas polārās kovalentās saites būtu jonas.
Saites daudzveidība ir koplietoto elektronu pāru skaits starp aplūkotajiem atomiem.
Dažādās ķīmijas nozarēs aplūkotās saites var iedalīt divu veidu ķīmiskajās saitēs: tajās, kas izraisa jaunu vielu veidošanos (intramolekulāras), un tajās, kas rodas starp molekulām (starpmolekulāras).
Saziņas pamatīpašības
Saistošā enerģija ir enerģija, kas nepieciešama, lai pārrautu visas molekulā esošās saites. Tā ir arī enerģija, kas izdalās saites veidošanās laikā.
Saites garums ir attālums starp blakus esošajiem atomu kodoliem molekulā, pie kura ir līdzsvaroti pievilkšanas un atgrūšanas spēki.
Šie divi atomu ķīmiskās saites raksturlielumi ir tās stipruma mēraukla: jo īsāks garums un lielāka enerģija, jo stiprāka ir saite.
Saites leņķi parasti sauc par leņķi starp attēlotajām līnijām, kas iet savienojuma virzienā caur atomu kodoliem.
Saišu aprakstīšanas metodes
Visizplatītākās divas pieejas ķīmiskās saites skaidrošanai, kas aizgūtas no kvantu mehānikas:
Molekulāro orbitāļu metode. Viņš uzskata molekulu par elektronu un atomu kodolu kopumu, katram atsevišķam elektronam pārvietojoties visu pārējo elektronu un kodolu darbības laukā. Molekulai ir orbitāla struktūra, un visi tās elektroni ir sadalīti pa šīm orbītām. Šo metodi sauc arī par MO LCAO, kas nozīmē "molekulārā orbitāle - atomu orbitāļu lineāra kombinācija".
Valences saišu metode. Apzīmē molekulu kā divu centrālo molekulāro orbitāļu sistēmu. Turklāt katrs no tiem atbilst vienai saitei starp diviem blakus esošajiem atomiem molekulā. Metode ir balstīta uz šādiem noteikumiem:
- Ķīmiskās saites veidošanos veic elektronu pāris ar pretējiem spiniem, kas atrodas starp diviem aplūkotajiem atomiem. Izveidotais elektronu pāris vienādi pieder diviem atomiem.
- Saišu skaits, ko veido viens vai otrs atoms, ir vienāds ar nepāra elektronu skaitu pamata un ierosinātā stāvoklī.
- Ja elektronu pāri nepiedalās saites veidošanā, tad tos sauc par vientuļajiem pāriem.
Elektronegativitāte
Ir iespējams noteikt ķīmiskās saites veidu vielās, pamatojoties uz atšķirību to veidojošo atomu elektronegativitātes vērtībās. Elektronegativitāte tiek saprasta kā atomu spēja piesaistīt kopīgus elektronu pārus (elektronu mākonis), kas noved pie saites polarizācijas.
Ir dažādi veidi, kā noteikt ķīmisko elementu elektronegativitātes vērtības. Tomēr visbiežāk tiek izmantota skala, kuras pamatā ir termodinamiskie dati, ko 1932. gadā ierosināja L. Paulings.
Jo lielāka ir atomu elektronegativitātes atšķirība, jo izteiktāka ir tā jonitāte. Gluži pretēji, vienādas vai tuvas elektronegativitātes vērtības norāda uz saites kovalento raksturu. Citiem vārdiem sakot, ir iespējams matemātiski noteikt, kura ķīmiskā saite ir novērota konkrētā molekulā. Lai to izdarītu, jāaprēķina ΔX - atomu elektronegativitātes starpība pēc formulas: ΔX=|X 1 -X 2 |.
- Ja ΔХ>1, 7, tad saite ir jonu.
- Ja 0,5≦ΔХ≦1,7, tad kovalentā saite ir polāra.
- Ja ΔХ=0 vai tuvu tam, tad saite ir kovalenta nepolāra.
Jonu saite
Joniskā ir tāda saite, kas rodas starp joniem vai tādēļ, ka viens no atomiem pilnībā izņem kopīgu elektronu pāri. Vielās šāda veida ķīmisko savienojumu veic elektrostatiskās pievilkšanās spēki.
Joni ir lādētas daļiņas, kas veidojas no atomiem elektronu iegūšanas vai zaudēšanas rezultātā. Kad atoms pieņem elektronus, tas iegūst negatīvu lādiņu un kļūst par anjonu. Ja atoms nodod valences elektronus, tas kļūst par pozitīvi lādētu daļiņu, ko sauc par katjonu.
Tas ir raksturīgs savienojumiem, kas veidojas, mijiedarbojoties tipisku metālu atomiem ar tipisku nemetālu atomiem. Galvenais šajā procesā ir atomu tiekšanās iegūt stabilas elektroniskas konfigurācijas. Un šim nolūkam tipiskiem metāliem un nemetāliem ir jādod vai jāpieņem tikai 1-2 elektroni,ko viņi dara viegli.
Jonu ķīmiskās saites veidošanās mehānisms molekulā tradicionāli tiek aplūkots, izmantojot nātrija un hlora mijiedarbības piemēru. Sārmu metālu atomi viegli ziedo elektronu, ko velk halogēna atoms. Rezultāts ir Na+ katjons un Cl- anjons, kurus kopā satur elektrostatiskā pievilcība.
Ideālas jonu saites nav. Pat šādos savienojumos, kurus bieži dēvē par jonu, galīgā elektronu pārnešana no atoma uz atomu nenotiek. Izveidotais elektronu pāris joprojām tiek plaši izmantots. Tāpēc viņi runā par kovalentās saites jonitātes pakāpi.
Jonu saiti raksturo divas galvenās viena ar otru saistītas īpašības:
- nevirziena, t.i., elektriskajam laukam ap jonu ir sfēras forma;
- Nepiesātinājumu, t.i., pretēji lādētu jonu skaitu, ko var novietot ap jebkuru jonu, nosaka to lielums.
Kovalentā ķīmiskā saite
Saiti, kas veidojas, kad nemetālu atomu elektronu mākoņi pārklājas, tas ir, to veic kopīgs elektronu pāris, sauc par kovalento saiti. Kopīgo elektronu pāru skaits nosaka saites daudzveidību. Tādējādi ūdeņraža atomi ir saistīti ar vienu H··H saiti, un skābekļa atomi veido dubultsaiti O::O.
Tā veidošanai ir divi mehānismi:
- Apmaiņa - katrs atoms apzīmē vienu elektronu kopīga pāra veidošanai: A +B=A: B, savukārt savienojums ietver ārējās atomu orbitāles, uz kurām atrodas viens elektrons.
- Donors-akceptors - saites veidošanai viens no atomiem (donors) nodrošina elektronu pāri, bet otrs (akceptors) - brīvu orbitāli tā novietošanai: A +:B=A:B.
Atšķiras arī veidi, kā elektronu mākoņi pārklājas, kad veidojas kovalentā ķīmiskā saite.
- Tieši. Mākoņu pārklāšanās reģions atrodas uz taisnas iedomātas līnijas, kas savieno aplūkojamo atomu kodolus. Šajā gadījumā veidojas σ-saites. Ķīmiskās saites veids, kas rodas šajā gadījumā, ir atkarīgs no pārklāšanās notiekošo elektronu mākoņu veida: s-s, s-p, p-p, s-d vai p-d σ-saites. Daļiņā (molekulā vai jonā) starp diviem blakus esošiem atomiem var būt tikai viena σ-saite.
- Sānu. To veic abās līnijas pusēs, kas savieno atomu kodolus. Tādā veidā veidojas π-saite, un ir iespējamas arī tās šķirnes: p-p, p-d, d-d. Atsevišķi no σ-saites π-saite nekad neveidojas; tā var būt molekulās, kas satur vairākas (dubultās un trīskāršās) saites.
Kovalentās saites īpašības
Tie nosaka savienojumu ķīmiskās un fizikālās īpašības. Jebkuras ķīmiskās saites galvenās īpašības vielās ir tās virziens, polaritāte un polarizējamība, kā arī piesātinājums.
Saites virziens nosaka molekulas īpašībasvielu struktūra un to molekulu ģeometriskā forma. Tās būtība slēpjas apstāklī, ka vislabākā elektronu mākoņu pārklāšanās ir iespējama ar noteiktu orientāciju telpā. σ- un π-saišu veidošanas iespējas jau ir apskatītas iepriekš.
Piesātinājums tiek saprasts kā atomu spēja veidot noteiktu skaitu ķīmisko saišu molekulā. Kovalento saišu skaitu katram atomam ierobežo ārējo orbitāļu skaits.
Saites polaritāte ir atkarīga no atomu elektronegativitātes vērtību atšķirības. Tas nosaka elektronu sadalījuma vienmērīgumu starp atomu kodoliem. Kovalentā saite uz šī pamata var būt polāra vai nepolāra.
- Ja kopējais elektronu pāris vienādi pieder katram atomam un atrodas vienādā attālumā no to kodoliem, tad kovalentā saite ir nepolāra.
- Ja kopējais elektronu pāris tiek nobīdīts uz viena atoma kodolu, tad veidojas kovalentā polārā ķīmiskā saite.
Polarizējamību izsaka ar saites elektronu pārvietošanos ārējā elektriskā lauka iedarbībā, kas var piederēt citai daļiņai, blakus esošajām saitēm tajā pašā molekulā vai nāk no ārējiem elektromagnētisko lauku avotiem. Tātad kovalentā saite to ietekmē var mainīt tās polaritāti.
Saskaņā ar orbitāļu hibridizāciju saprot to formu izmaiņas ķīmiskās saites īstenošanā. Tas ir nepieciešams, lai panāktu visefektīvāko pārklāšanos. Ir šādi hibridizācijas veidi:
- sp3. Viena s- un trīs p-orbitāles veido četrastādas pašas formas "hibrīdās" orbitāles. Ārēji tas atgādina tetraedru ar leņķi starp asīm 109 °.
- sp2. Viena s- un divas p-orbitāles veido plakanu trīsstūri ar leņķi starp asīm 120°.
- sp. Viena s- un viena p-orbitāle veido divas "hibrīdas" orbitāles, kuru leņķis starp to asīm ir 180°.
Metāla saite
Metālu atomu struktūras iezīme ir diezgan liels rādiuss un neliela elektronu skaita klātbūtne ārējās orbitālēs. Rezultātā šādos ķīmiskajos elementos saikne starp kodolu un valences elektroniem ir salīdzinoši vāja un viegli pārraujama.
Metāla saite ir tāda mijiedarbība starp metālu atomiem-joniem, kas tiek veikta ar delokalizētu elektronu palīdzību.
Metāla daļiņās valences elektroni var viegli atstāt ārējās orbitāles, kā arī ieņemt uz tām brīvas vietas. Tādējādi dažādos laikos viena un tā pati daļiņa var būt atoms un jons. No tiem atdalītie elektroni brīvi pārvietojas pa visu kristāla režģa tilpumu un veido ķīmisko saiti.
Šim saišu veidam ir līdzības ar jonu un kovalento saiti. Tāpat kā joniem, joni ir nepieciešami metāliskas saites pastāvēšanai. Bet, ja elektrostatiskās mijiedarbības īstenošanai pirmajā gadījumā ir nepieciešami katjoni un anjoni, tad otrajā negatīvi lādētu daļiņu lomu spēlē elektroni. Ja salīdzinām metālisku saiti ar kovalento saiti, tad abu veidošanai nepieciešami kopīgi elektroni. Tomēr iekšāatšķirībā no polārās ķīmiskās saites, tās nav lokalizētas starp diviem atomiem, bet pieder pie visām kristāla režģa metāla daļiņām.
Metāliskās saites ir atbildīgas par gandrīz visu metālu īpašajām īpašībām:
- plastiskums, ko rada atomu slāņu pārvietošanās iespēja kristāliskajā režģī, ko satur elektronu gāze;
- metāla spīdums, kas tiek novērots gaismas staru atstarošanas dēļ no elektroniem (pulvera stāvoklī nav kristāla režģa un līdz ar to arī elektroni pārvietojas pa to);
- elektriskā vadītspēja, ko nodrošina lādētu daļiņu plūsma, un šajā gadījumā mazie elektroni brīvi pārvietojas starp lielajiem metāla joniem;
- siltumvadītspēja, kas novērota, pateicoties elektronu spējai nodot siltumu.
Ūdeņraža saite
Šo ķīmiskās saites veidu dažreiz sauc par starpposmu starp kovalento un starpmolekulāro mijiedarbību. Ja ūdeņraža atomam ir saite ar kādu no spēcīgi elektronnegatīviem elementiem (piemēram, fosforu, skābekli, hloru, slāpekli), tad tas spēj izveidot papildu saiti, ko sauc par ūdeņradi.
Tas ir daudz vājāks par visiem iepriekš apskatītajiem saišu veidiem (enerģija nav lielāka par 40 kJ/mol), taču to nevar atstāt novārtā. Tāpēc ūdeņraža ķīmiskā saite diagrammā izskatās kā punktēta līnija.
Ūdeņraža saites rašanās iespējama donora-akceptora elektrostatiskās mijiedarbības vienlaikus dēļ. Liela vērtību atšķirībaelektronegativitāte izraisa pārmērīga elektronu blīvuma parādīšanos uz atomiem O, N, F un citiem, kā arī pie tā trūkuma uz ūdeņraža atoma. Gadījumā, ja starp šādiem atomiem nav ķīmiskas saites, pievilcīgi spēki tiek aktivizēti, ja tie ir pietiekami tuvu. Šajā gadījumā protons ir elektronu pāra akceptors, bet otrais atoms ir donors.
Ūdeņraža saite var rasties gan starp blakus esošām molekulām, piemēram, ūdeni, karbonskābēm, spirtiem, amonjaku, gan molekulā, piemēram, salicilskābi.
Ūdeņraža saites klātbūtne starp ūdens molekulām izskaidro vairākas tās unikālās fizikālās īpašības:
- Tā siltumietilpības, dielektriskās konstantes, viršanas un kušanas punktu vērtībām saskaņā ar aprēķiniem jābūt daudz mazākām par reālajām, kas izskaidrojams ar molekulu saistīšanos un nepieciešamību tērēt enerģija, lai pārtrauktu starpmolekulāras ūdeņraža saites.
- Atšķirībā no citām vielām, temperatūrai pazeminoties, ūdens tilpums palielinās. Tas ir saistīts ar faktu, ka molekulas ledus kristāliskajā struktūrā ieņem noteiktu vietu un attālinās viena no otras par ūdeņraža saites garumu.
Šim savienojumam ir īpaša nozīme dzīviem organismiem, jo tā klātbūtne olb altumvielu molekulās nosaka to īpašo struktūru un līdz ar to arī īpašības. Turklāt nukleīnskābes, kas veido DNS dubultspirāli, arī ir precīzi savienotas ar ūdeņraža saitēm.
Saziņa kristālos
Lielākajai daļai cietvielu ir kristāla režģis - īpašsto veidojošo daļiņu savstarpējais izvietojums. Šajā gadījumā tiek novērota trīsdimensiju periodiskums, un mezglos atrodas atomi, molekulas vai joni, kurus savieno iedomātas līnijas. Atkarībā no šo daļiņu rakstura un saitēm starp tām visas kristāla struktūras iedala atomu, molekulārās, jonu un metāliskās.
Jonu kristāla režģa mezglos ir katjoni un anjoni. Turklāt katru no tiem ieskauj stingri noteikts skaits jonu ar tikai pretēju lādiņu. Tipisks piemērs ir nātrija hlorīds (NaCl). Tiem mēdz būt augsts kušanas punkts un cietība, jo to saplīst nepieciešams daudz enerģijas.
Kovalentās saites veidotās vielu molekulas atrodas molekulārā kristāliskā režģa mezglos (piemēram, I2). Tos savā starpā savieno vāja van der Vāla mijiedarbība, un tāpēc šādu struktūru ir viegli iznīcināt. Šādiem savienojumiem ir zema viršanas un kušanas temperatūra.
Atomu kristālisko režģi veido ķīmisko elementu atomi ar augstām valences vērtībām. Tos savieno spēcīgas kovalentās saites, kas nozīmē, ka vielām ir augsta viršanas temperatūra, kušanas temperatūra un augsta cietība. Piemērs ir dimants.
Tādējādi visiem ķīmiskajās vielās sastopamajiem saišu veidiem ir savas īpatnības, kas izskaidro daļiņu mijiedarbības sarežģītību molekulās un vielās. No tiem ir atkarīgas savienojumu īpašības. Tie nosaka visus vidē notiekošos procesus.
