Kāpēc atomi var apvienoties viens ar otru, veidojot molekulas? Kāds ir iemesls iespējamai vielu eksistencei, kas ietver pilnīgi atšķirīgu ķīmisko elementu atomus? Tie ir globāli jautājumi, kas ietekmē mūsdienu fizikālās un ķīmiskās zinātnes pamatjēdzienus. Jūs varat uz tiem atbildēt, ja jums ir priekšstats par atomu elektronisko struktūru un zinot kovalentās saites īpašības, kas ir pamats lielākajai daļai savienojumu klašu. Mūsu raksta mērķis ir iepazīties ar dažāda veida ķīmisko saišu veidošanās mehānismiem un to savienojumu īpašību iezīmēm, kas tos satur savās molekulās.
Atoma elektroniskā struktūra
Materiālas elektroneitrālām daļiņām, kas ir tās struktūras elementi, ir struktūra, kas atspoguļo Saules sistēmas struktūru. Kā planētas riņķo ap centrālo zvaigzni – Sauli, tā elektroni atomā pārvietojas ap pozitīvi lādētu kodolu. Lai raksturotuKovalentajā saitē nozīmīgi būs elektroni, kas atrodas pēdējā enerģijas līmenī un atrodas vistālāk no kodola. Tā kā to savienojums ar sava atoma centru ir minimāls, tos var viegli piesaistīt citu atomu kodoli. Tas ir ļoti svarīgi, lai notiktu starpatomu mijiedarbība, kas izraisa molekulu veidošanos. Kāpēc molekulārā forma ir galvenais matērijas eksistences veids uz mūsu planētas? Noskaidrosim.
Atomu pamatīpašība
Elektriski neitrālu daļiņu spēja mijiedarboties, radot enerģijas pieaugumu, ir to vissvarīgākā iezīme. Patiešām, normālos apstākļos vielas molekulārais stāvoklis ir stabilāks nekā atomu stāvoklis. Mūsdienu atomu un molekulu teorijas galvenie noteikumi izskaidro gan molekulu veidošanās principus, gan kovalentās saites īpašības. Atgādinām, ka atoma ārējais enerģijas līmenis var saturēt no 1 līdz 8 elektroniem, pēdējā gadījumā slānis būs pilnīgs, kas nozīmē, ka tas būs ļoti stabils. Cēlgāzu atomiem ir šāda ārējā līmeņa struktūra: argons, kriptons, ksenons - inerti elementi, kas pabeidz katru periodu D. I. Mendeļejeva sistēmā. Izņēmums šeit ir hēlijs, kuram pēdējā līmenī ir nevis 8, bet tikai 2 elektroni. Iemesls ir vienkāršs: pirmajā periodā ir tikai divi elementi, kuru atomiem ir viens elektronu slānis. Visiem pārējiem ķīmiskajiem elementiem pēdējā, nepilnīgajā slānī ir no 1 līdz 7 elektroniem. Mijiedarbojoties vienam ar otru, atomi to darīscensties piepildīties ar elektroniem līdz oktetam un atjaunot inerta elementa atoma konfigurāciju. Šādu stāvokli var panākt divējādi: pazaudējot savu vai pieņemot svešas negatīvi lādētas daļiņas. Šīs mijiedarbības formas izskaidro, kā noteikt, vai starp reaģējošajiem atomiem veidosies jonu vai kovalentā saite.
Mehānismi stabilas elektroniskās konfigurācijas veidošanai
Iedomāsimies, ka savienojuma reakcijā iesaistās divas vienkāršas vielas: metāliskais nātrijs un gāzveida hlors. Veidojas sāļu klases viela - nātrija hlorīds. Tam ir jonu veida ķīmiskā saite. Kāpēc un kā tas radās? Atkal pievērsīsimies sākotnējo vielu atomu uzbūvei. Nātrija pēdējā slānī ir tikai viens elektrons, kas ir vāji saistīts ar kodolu atoma lielā rādiusa dēļ. Visu sārmu metālu, tostarp nātrija, jonizācijas enerģija ir zema. Tāpēc ārējā līmeņa elektrons atstāj enerģijas līmeni, to piesaista hlora atoma kodols un paliek savā telpā. Tas rada precedentu Cl atoma pārejai negatīvi lādēta jona formā. Tagad mums vairs nav darīšana ar elektriski neitrālām daļiņām, bet gan ar uzlādētiem nātrija katjoniem un hlora anjoniem. Saskaņā ar fizikas likumiem starp tiem rodas elektrostatiskie pievilkšanas spēki, un savienojums veido jonu kristālisko režģi. Mūsu aplūkotais ķīmiskās saites jonu tipa veidošanās mehānisms palīdzēs skaidrāk noskaidrot kovalentās saites specifiku un galvenās īpašības.
Koplietoti elektronu pāri
Ja jonu saite rodas starp elektronegativitātes ziņā ļoti atšķirīgu elementu atomiem, t.i., metāliem un nemetāliem, tad, mijiedarbojoties vienādu vai dažādu nemetālu elementu atomiem, parādās kovalentais tips. Pirmajā gadījumā ir ierasts runāt par nepolāru, bet otrā - par kovalentās saites polāro formu. To veidošanās mehānisms ir kopīgs: katrs no atomiem daļēji dod elektronus kopīgai lietošanai, kas tiek apvienoti pa pāriem. Bet elektronu pāru telpiskais izvietojums attiecībā pret atomu kodoliem būs atšķirīgs. Pamatojoties uz to, tiek izdalīti kovalento saišu veidi - nepolārās un polārās. Visbiežāk ķīmiskajos savienojumos, kas sastāv no nemetālisko elementu atomiem, ir pāri, kas sastāv no elektroniem ar pretējiem spiniem, t.i., kas rotē ap saviem kodoliem pretējos virzienos. Tā kā negatīvi lādētu daļiņu kustība telpā izraisa elektronu mākoņu veidošanos, kas galu galā beidzas ar to savstarpēju pārklāšanos. Kādas ir šī procesa sekas atomiem un pie kā tas noved?
Kovalentās saites fizikālās īpašības
Izrādās, ka starp divu mijiedarbojošo atomu centriem atrodas divu elektronu mākonis ar augstu blīvumu. Palielinās elektrostatiskie pievilkšanās spēki starp pašu negatīvi lādēto mākoni un atomu kodoliem. Tiek atbrīvota daļa enerģijas, un attālumi starp atomu centriem samazinās. Piemēram, molekulas veidošanās sākumā H2 attālums starp ūdeņraža atomu kodoliemir 1,06 A, pēc mākoņu pārklāšanās un kopēja elektronu pāra izveidošanās - 0,74 A. Kovalentās saites piemēri, kas veidojas pēc iepriekš minētā mehānisma, atrodami gan starp vienkāršām, gan sarežģītām neorganiskām vielām. Tās galvenā atšķirīgā iezīme ir kopīgu elektronu pāru klātbūtne. Rezultātā pēc kovalentās saites rašanās starp atomiem, piemēram, ūdeņradi, katrs no tiem iegūst inerta hēlija elektronisko konfigurāciju, un iegūtajai molekulai ir stabila struktūra.
Molekulas telpiskā forma
Vēl viena ļoti svarīga kovalentās saites fiziskā īpašība ir virziens. Tas ir atkarīgs no vielas molekulas telpiskās konfigurācijas. Piemēram, kad divi elektroni pārklājas ar sfērisku mākoni, molekulas izskats ir lineārs (ūdeņraža hlorīds vai bromūdeņradis). Ūdens molekulu forma, kurā hibridizējas s- un p-mākoņi, ir leņķiska, un ļoti spēcīgas gāzveida slāpekļa daļiņas izskatās kā piramīda.
Vienkāršu vielu struktūra - nemetāli
Noskaidrojot, kāda veida saiti sauc par kovalento, kādas tai ir pazīmes, tagad ir pienācis laiks pievērsties tās šķirnēm. Ja viena un tā paša nemetāla - hlora, slāpekļa, skābekļa, broma u.c. atomi mijiedarbojas savā starpā, tad veidojas atbilstošās vienkāršās vielas. Viņu kopīgie elektronu pāri atrodas vienādā attālumā no atomu centriem, nepārvietojoties. Savienojumiem ar nepolāru kovalento saiti ir raksturīgas šādas pazīmes: zema viršanas temperatūra unkušana, nešķīstība ūdenī, dielektriskās īpašības. Tālāk noskaidrosim, kurām vielām ir raksturīga kovalentā saite, kurā notiek kopējo elektronu pāru nobīde.
Elektronegativitāte un tās ietekme uz ķīmiskās saites veidu
Noteikta elementa īpašību piesaistīt elektronus no cita elementa atoma ķīmijā sauc par elektronegativitāti. L. Paulinga piedāvātā šī parametra vērtību skala ir atrodama visās neorganiskās un vispārējās ķīmijas mācību grāmatās. Tā visaugstākajā vērtībā - 4,1 eV - ir fluors, mazākajā - citi aktīvie nemetāli, bet zemākais rādītājs ir raksturīgs sārmu metāliem. Ja elementi, kas atšķiras pēc to elektronegativitātes, reaģē viens ar otru, tad viens, aktīvāks, neizbēgami piesaistīs savam kodolam pasīvāka elementa atoma negatīvi lādētas daļiņas. Tādējādi kovalentās saites fizikālās īpašības ir tieši atkarīgas no elementu spējas ziedot elektronus kopējai lietošanai. Iegūtie kopīgie pāri vairs neatrodas simetriski attiecībā pret kodoliem, bet tiek novirzīti uz aktīvāko elementu.
Savienojumu ar polāro saiti pazīmes
Vielas, kuru molekulās savienotie elektronu pāri ir asimetriski attiecībā pret atomu kodoliem, ir ūdeņraža halogenīdi, skābes, halkogēnu savienojumi ar ūdeņradi un skābju oksīdi. Tās ir sulfātskābes un nitrātskābes, sēra un fosfora oksīdi, sērūdeņradis utt. Piemēram, ūdeņraža hlorīda molekula satur vienu kopīgu elektronu pāri,ko veido nepāra ūdeņraža un hlora elektroni. Tas ir nobīdīts tuvāk Cl atoma centram, kas ir vairāk elektronegatīvs elements. Visas vielas ar polāro saiti ūdens šķīdumos sadalās jonos un vada elektrisko strāvu. Savienojumiem, kuriem ir polārā kovalentā saite, kuru piemērus mēs esam minējuši, arī ir augstāki kušanas un viršanas punkti, salīdzinot ar vienkāršām nemetālu vielām.
Ķīmisko saišu pārraušanas metodes
Organiskajā ķīmijā piesātināto ogļūdeņražu aizstāšanas reakcijas ar halogēniem notiek pēc radikālas mehānisma. Metāna un hlora maisījums gaismā un parastā temperatūrā reaģē tā, ka hlora molekulas sāk sadalīties daļiņās, kas satur nepāra elektronus. Citiem vārdiem sakot, tiek novērota kopējā elektronu pāra iznīcināšana un ļoti aktīvu radikāļu veidošanās -Cl. Viņi spēj ietekmēt metāna molekulas tādā veidā, ka tās pārtrauc kovalento saiti starp oglekļa un ūdeņraža atomiem. Izveidojas aktīvā daļiņa –H, un oglekļa atoma brīvā valence iegūst hlora radikāli, un hlormetāns kļūst par pirmo reakcijas produktu. Šādu molekulu sadalīšanas mehānismu sauc par homolītisko. Ja kopējais elektronu pāris pilnībā pāriet kāda no atomiem, tad tie runā par heterolītisko mehānismu, kas raksturīgs reakcijām, kas notiek ūdens šķīdumos. Šajā gadījumā polārās ūdens molekulas palielinās izšķīdušā savienojuma ķīmisko saišu iznīcināšanas ātrumu.
Dubultā un trīskāršāsaites
Lielākā daļa organisko vielu un dažu neorganisko savienojumu savās molekulās satur nevis vienu, bet vairākus kopīgus elektronu pārus. Kovalentās saites daudzveidība samazina attālumu starp atomiem un palielina savienojumu stabilitāti. Tos parasti sauc par ķīmiski izturīgiem. Piemēram, slāpekļa molekulā ir trīs elektronu pāri, tie ir norādīti strukturālajā formulā ar trim svītrām un nosaka tā stiprumu. Vienkāršā viela slāpeklis ir ķīmiski inerta un var reaģēt ar citiem savienojumiem, piemēram, ūdeņradi, skābekli vai metāliem, tikai karsējot vai pie paaugstināta spiediena, kā arī katalizatoru klātbūtnē.
Divkāršās un trīskāršās saites ir raksturīgas tādām organisko savienojumu klasēm kā nepiesātinātie diēna ogļūdeņraži, kā arī etilēna vai acetilēna sērijas vielas. Vairākas saites nosaka galvenās ķīmiskās īpašības: pievienošanās un polimerizācijas reakcijas, kas notiek to pārrāvuma vietās.
Mūsu rakstā mēs sniedzām vispārīgu kovalentās saites aprakstu un izskatījām tās galvenos veidus.
