m ķīmiskās saites definīcija;
m ķīmisko saišu veidi;
m valences saišu metode;
m kovalentās saites galvenie raksturlielumi;
m kovalentās saites veidošanās mehānismi;
m kompleksie savienojumi;
m metode molekulārās orbitāles;
m starpmolekulārā mijiedarbība.
ĶĪMISKĀS SAITES DEFINĪCIJA
Ķīmiskā saite To sauc par mijiedarbību starp atomiem, kas izraisa molekulu vai jonu veidošanos un spēcīgu atomu turēšanu tuvu viens otram.
Ķīmiskā saite ir elektronisks raksturs, t.i., tas tiek veikts valences elektronu mijiedarbības dēļ. Atkarībā no valences elektronu sadalījuma molekulā izšķir šādus saišu veidus: jonu, kovalento, metālisko uc Jonu saiti var uzskatīt par ārkārtēju kovalentās saites gadījumu starp atomiem, kas pēc būtības krasi atšķiras.
ĶĪMISKĀS SAITES VEIDI
Jonu saite.
Pamatnoteikumi mūsdienu teorija jonu saite.
1.) Jonu saite veidojas elementu mijiedarbības laikā, kas krasi atšķiras viens no otra pēc īpašībām, t.i., starp metāliem un nemetāliem.
2.) Ķīmiskās saites veidošanās skaidrojama ar atomu vēlmi panākt stabilu astoņu elektronu ārējo apvalku (s 2 p 6).
Ca: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2
Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6
Cl: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 5
Cl – : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6
3.) Iegūtie pretēji lādētie joni elektrostatiskās pievilkšanās dēļ tiek turēti viens otra tuvumā.
4.) Jonu saite nav virziena.
5.) Nav tādas lietas kā tīri jonu saite. Tā kā jonizācijas enerģija ir lielāka par elektronu afinitātes enerģiju, pilnīga elektronu pārnese nenotiek pat atomu pāra gadījumā ar lielu elektronegativitātes starpību. Tāpēc mēs varam runāt par saites joniskuma daļu. Vislielākā saites jonitāte ir s-elementu fluorīdos un hlorīdos. Tādējādi RbCl, KCl, NaCl un NaF kristālos tas ir attiecīgi 99, 98, 90 un 97%.
Kovalentā saite.
Mūsdienu kovalento saišu teorijas pamatnoteikumi.
1.) Kovalentā saite veidojas starp elementiem ar līdzīgām īpašībām, tas ir, nemetāliem.
2.) Katrs elements saišu veidošanai nodrošina 1 elektronu, un elektronu spiniem jābūt antiparalēliem.
3.) Ja kovalento saiti veido viena un tā paša elementa atomi, tad šī saite nav polāra, tas ir, kopējais elektronu pāris nav pārvietots ne uz vienu no atomiem. Ja kovalento saiti veido divi dažādi atomi, tad kopējais elektronu pāris tiek nobīdīts uz elektronnegatīvāko atomu. polārā kovalentā saite.
4.) Veidojot kovalento saiti, mijiedarbojas atomu elektronu mākoņi pārklājas, kā rezultātā telpā starp atomiem parādās paaugstināta elektronu blīvuma zona, kas piesaista mijiedarbojošo atomu pozitīvi lādētos kodolus un notur tos vienu pie otra. . Rezultātā sistēmas enerģija samazinās (14. att.). Tomēr, kad atomi atrodas ļoti tuvu viens otram, palielinās kodolu atgrūšanās. Tāpēc starp serdeņiem ir optimāls attālums ( saites garums, l sv), kurā sistēmai ir minimāla enerģija. Šajā stāvoklī tiek atbrīvota enerģija, ko sauc par saistošo enerģiju - E St.
Rīsi. 14. Divu ūdeņraža atomu sistēmu ar paralēliem (1) un antiparalēliem (2) spiniem enerģijas atkarība no attāluma starp kodoliem (E ir sistēmas enerģija, E ir saistīšanas enerģija, r ir attālums starp kodoliem , l– komunikācijas ilgums).
Lai aprakstītu kovalentās saites, tiek izmantotas divas metodes: valences saites (VB) metode un molekulārās orbitālās metodes (MMO).
VALENCES SAITEŅU METODE.
BC metode ir balstīta uz šādiem noteikumiem:
1. Kovalento ķīmisko saiti veido divi elektroni ar pretējiem spiniem, un šis elektronu pāris pieder diviem atomiem. Šādu divu elektronu divu centru saišu kombinācijas, kas atspoguļo molekulas elektronisko struktūru, sauc valences shēmas.
2. Jo spēcīgāka ir kovalentā saite, jo vairāk savstarpēji pārklājas elektronu mākoņi.
Lai vizuāli attēlotu valences shēmas, parasti tiek izmantota šāda metode: elektroni, kas atrodas ārējā elektronu slānī, tiek apzīmēti ar punktiem, kas atrodas ap atoma ķīmisko simbolu. Divu atomu kopīgie elektroni ir parādīti ar punktiem, kas novietoti starp to ķīmiskajiem simboliem; divkāršo vai trīskāršo saiti norāda attiecīgi divi vai trīs kopīgu punktu pāri:
N: 1s 2 2s 2 p 3; 
C: 1s 2 2s 2 p 4
No iepriekš minētajām diagrammām ir skaidrs, ka katrs elektronu pāris, kas savieno divus atomus, atbilst vienai līnijai, kas attēlo kovalento saiti strukturālās formulas Ak:
Kopīgo elektronu pāru skaitu, kas savieno noteikta elementa atomu ar citiem atomiem, jeb, citiem vārdiem sakot, atoma veidoto kovalento saišu skaitu sauc. kovalence saskaņā ar BC metodi. Tādējādi ūdeņraža kovalence ir 1, slāpekļa - 3.
Atbilstoši tam, kā elektronu mākoņi pārklājas, ir divu veidu savienojumi: s - savienojums un p - savienojums.
s - saite rodas, kad divi elektronu mākoņi pārklājas gar asi, kas savieno atomu kodolus.
Rīsi. 15. S-saišu veidošanās shēma.
p - saite veidojas, kad elektronu mākoņi pārklājas abās pusēs līnijai, kas savieno mijiedarbībā esošo atomu kodolus.
Rīsi. 16. P-saites veidošanās shēma.
KOVALENTĀS SAITES PAMATRAKSTUROJI.
1. Saites garums, ℓ. Tas ir minimālais attālums starp mijiedarbībā esošo atomu kodoliem, kas atbilst visstabilākajam sistēmas stāvoklim.
2. Saites enerģija, E min - tas ir enerģijas daudzums, kas jāiztērē, lai pārrautu ķīmisko saiti un izņemtu atomus ārpus mijiedarbības robežām.
3. Savienojuma dipola moments, , m=qℓ. Dipola moments kalpo kā molekulas polaritātes kvantitatīvs mērs. Nepolārām molekulām dipola moments ir 0, nepolārām molekulām tas nav vienāds ar 0. Daudzatomu molekulas dipola moments ir vienāds ar atsevišķu saišu dipolu vektoru summu:
4. Kovalento saiti raksturo virziens. Kovalentās saites virzienu nosaka mijiedarbības atomu elektronu mākoņu maksimālās pārklāšanās nepieciešamība telpā, kas noved pie spēcīgāko saišu veidošanās.
Tā kā šīs s-saites ir stingri orientētas telpā, atkarībā no molekulas sastāva tās var atrasties noteiktā leņķī viena pret otru – šādu leņķi sauc par valenci.
Divatomu molekulām ir lineāra struktūra. Poliatomiskām molekulām ir sarežģītāka konfigurācija. Apskatīsim dažādu molekulu ģeometriju, izmantojot hidrīdu veidošanās piemēru.
1. VI grupa, galvenā apakšgrupa (izņemot skābekli), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te.
S 1 s 2 2 2 r 6 3 s 2 r 4
Ūdeņradim saites veidošanā piedalās elektrons ar s-AO, sēram – 3p y un 3p z. H2S molekulai ir plakana struktūra ar leņķi starp saitēm 90 0. .
17. attēls. H 2 E molekulas struktūra
2. V grupas elementu hidrīdi, galvenā apakšgrupa: PH 3, AsH 3, SbH 3.
Р 1s 2 2s 2 р 6 3s 2 р 3 .
Saišu veidošanā piedalās: ūdeņradim s-AO, fosforam - p y, p x un p z AO.
PH 3 molekulai ir trigonālas piramīdas forma (pamatā ir trīsstūris).
18. attēls. EN 3 molekulas struktūra
5. Piesātināmība kovalentā saite ir kovalento saišu skaits, ko atoms var izveidot. Tas ir ierobežots, jo elementam ir ierobežots valences elektronu skaits. Maksimālo kovalento saišu skaitu, ko dots atoms var izveidot pamata vai ierosinātā stāvoklī, sauc par tā kovalence.
Piemērs: ūdeņradis ir monokovalents, skābeklis ir divvērtīgs, slāpeklis ir trīsvērtīgs utt.
Daži atomi var palielināt savu kovalenti ierosinātā stāvoklī, atdalot pārī savienotos elektronus.
Piemērs. Esiet 0 1 s 2 2s 2
Berilija atomam ierosinātā stāvoklī ir viens valences elektrons uz 2p-AO un viens elektrons uz 2s-AO, tas ir, kovalence Be 0 = 0 un kovalente Be* = 2. Mijiedarbības laikā notiek orbitāļu hibridizācija. .
Hibridizācija- tā ir dažādu AO enerģijas izlīdzināšana iepriekš sajaukšanas rezultātā ķīmiskā mijiedarbība. Hibridizācija ir nosacīta metode, kas ļauj prognozēt molekulas struktūru, izmantojot AO kombināciju. Hibridizācijā var piedalīties tie AO, kuru enerģijas ir tuvas.
Katrs hibridizācijas veids atbilst noteiktai molekulu ģeometriskai formai.
Galvenās apakšgrupas II grupas elementu hidrīdu gadījumā saites veidošanā piedalās divas identiskas sp-hibrīda orbitāles. Šo savienojuma veidu sauc par sp-hibridizāciju.
19. attēls. Molekula BeH 2. sp-Hibridizācija.
sp-hibrīda orbitālēm ir asimetriska forma, AO iegarenās daļas ir vērstas pret ūdeņradi ar saites leņķi 180 o. Tāpēc BeH 2 molekulai ir lineāra struktūra (att.).
Hidrīda molekulu uzbūve elementi III Aplūkosim galvenās apakšgrupas grupas, izmantojot BH 3 molekulas veidošanās piemēru.
B 0 1s 2 2s 2 p 1
Kovalence B0 = 1, kovalence B* = 3.
Saišu veidošanā piedalās trīs sp-hibrīda orbitāles, kas veidojas s-AO un divu p-AO elektronu blīvuma pārdales rezultātā. Šo savienojuma veidu sauc par sp 2 - hibridizāciju. Saites leņķis sp 2 hibridizācijas laikā ir 120 0, tāpēc BH 3 molekulai ir plakana trīsstūrveida struktūra.
20. att. Molekula BH 3. sp 2 -Hibridizācija.
Izmantojot CH 4 molekulas veidošanās piemēru, aplūkosim galvenās apakšgrupas IV grupas elementu hidrīdu molekulu struktūru.
C 0 1s 2 2s 2 p 2
Kovalence C0 = 2, kovalence C* = 4.
Ogleklī četras sp-hibrīda orbitāles piedalās ķīmiskās saites veidošanā, kas veidojas elektronu blīvuma pārdales rezultātā starp s-AO un trim p-AO. CH 4 molekulas forma ir tetraedrs, saites leņķis ir 109°28`.
Rīsi. 21. CH 4 molekula. sp 3 -Hibridizācija.
Izņēmumi no vispārējā noteikuma ir molekulas H 2 O un NH 3.
Ūdens molekulā leņķi starp saitēm ir 104,5 grādi. Atšķirībā no citu šīs grupas elementu hidrīdiem, ūdenim ir īpašas īpašības: tas ir polārs un diamagnētisks. Tas viss izskaidrojams ar to, ka saites veids ūdens molekulā ir sp 3. Tas ir, četras sp - hibrīda orbitāles piedalās ķīmiskās saites veidošanā. Divas orbitāles satur pa vienam elektronam, šīs orbitāles mijiedarbojas ar ūdeņradi, bet pārējās divas orbitāles satur elektronu pāri. Šo divu orbitāļu klātbūtne izskaidro ūdens unikālās īpašības.
Amonjaka molekulā leņķi starp saitēm ir aptuveni 107,3 o, tas ir, amonjaka molekulas forma ir tetraedrs, saites veids ir sp 3. Četras hibrīdas sp 3 orbitāles piedalās saites veidošanā uz slāpekļa molekulas. Trīs orbitāles satur pa vienam elektronam; šīs orbitāles ir saistītas ar ūdeņradi; ceturtajā AO ir vientuļš elektronu pāris, kas nosaka amonjaka molekulas unikalitāti.
KOVALENTĀS SAITES VEIDOŠANĀS MEHĀNISMI.
MBC ļauj izšķirt trīs kovalento saišu veidošanās mehānismus: apmaiņas, donora-akceptora un datīva.
Apmaiņas mehānisms. Tas ietver ķīmiskās saites veidošanās gadījumus, kad katrs no diviem savienotajiem atomiem piešķir vienu elektronu koplietošanai, it kā tos apmainot. Lai saistītu divu atomu kodolus, elektroniem jāatrodas telpā starp kodoliem. Šo molekulas reģionu sauc par saistošo reģionu (reģions, kurā elektronu pāris, visticamāk, atrodas molekulā). Lai notiktu nepāra elektronu apmaiņa starp atomiem, atomu orbitālēm jāpārklājas (10.,11. att.). Tā ir apmaiņas mehānisma darbība kovalentās ķīmiskās saites veidošanai. Atomu orbitāles var pārklāties tikai tad, ja tām ir vienādas simetrijas īpašības attiecībā pret starpkodolu asi (10., 11., 22. att.).
Rīsi. 22. AO pārklāšanās, kas neizraisa ķīmiskās saites veidošanos.
| |
Donora-akceptora mehānisms ietver vientuļa elektronu pāra pārnešanu no viena atoma uz cita atoma brīvu atomu orbitāli. Piemēram, jonu veidošanās - :
Brīvais p-AO bora atomā BF 3 molekulā pieņem elektronu pāri no fluorīda jona (donora). Iegūtais anjons satur četrus kovalentus B-F savienojumi vienāds pēc garuma un enerģijas. Sākotnējā molekulā visas trīs B-F saites veidoja apmaiņas mehānisms.
Atomi, kuru ārējais apvalks sastāv tikai no s- vai p-elektroniem, var būt vientuļa elektronu pāra donori vai akceptori. Atomi, kuru valences elektroni atrodas arī uz d-AO, var vienlaikus darboties gan kā donori, gan kā akceptori. Lai atšķirtu šos divus mehānismus, tika ieviesti saišu veidošanās datīvā mehānisma jēdzieni.
Vienkāršākais datīvā mehānisma piemērs ir divu hlora atomu mijiedarbība.
Divi hlora atomi hlora molekulā ar apmaiņas mehānismu veido kovalento saiti, apvienojot savus nepāra 3p elektronus. Turklāt Cl - 1 atoms pārnes atsevišķu elektronu pāri 3p 5 - AO uz Cl - 2 atomu uz brīvo 3d-AO, un Cl - 2 atoms pārnes to pašu elektronu pāri uz brīvo 3d -AO. atoms Cl - 1. Katrs atoms vienlaikus pilda akceptora un donora funkcijas. Tas ir datīvu mehānisms. Datīvā mehānisma darbība palielina saites stiprību, tāpēc hlora molekula ir stiprāka par fluora molekulu.
KOMPLEKSIE SAVIENOJUMI.
Pēc donora-akceptora mehānisma principa milzīga kompleksu klase ķīmiskie savienojumi- kompleksi savienojumi.
Kompleksie savienojumi ir savienojumi, kas satur kompleksos jonus, kas spēj eksistēt gan kristāliskā formā, gan šķīdumā, ieskaitot centrālo jonu vai atomu, kas saistīts ar negatīvi lādētiem joniem vai neitrālām molekulām ar kovalentām saitēm, ko veido donora-akceptora mehānisms.
Struktūra sarežģīti savienojumi pēc Vernera teiktā.
Kompleksie savienojumi sastāv no iekšējās sfēras (komplekss jons) un ārējās sfēras. Savienojums starp iekšējās sfēras joniem notiek, izmantojot donora-akceptora mehānismu. Akceptorus sauc par kompleksveidotājiem; tie bieži var būt pozitīvi metālu joni (izņemot IA grupas metālus), kuriem ir brīvas orbitāles. Kompleksu veidošanas spēja palielinās, jona lādiņam pieaugot un tā izmēram samazinoties.
Elektronu pāru donorus sauc par ligandiem vai papildinājumiem. Ligandi ir neitrālas molekulas vai negatīvi lādēti joni. Ligandu skaitu nosaka kompleksveidotāja koordinācijas numurs, kas parasti ir vienāds ar divkāršu kompleksu veidojošā jona valenci. Ligandi var būt monodentanti vai polidentanti. Liganda dentenci nosaka koordinācijas vietu skaits, ko ligands aizņem kompleksveidotāja koordinācijas sfērā. Piemēram, F - ir vienzobu ligands, S 2 O 3 2- ir divzobu ligands. Iekšējās sfēras lādiņš ir vienāds ar to veidojošo jonu lādiņu algebrisko summu. Ja iekšējai sfērai ir negatīvs lādiņš, tas ir anjonu komplekss; ja tas ir pozitīvs, tas ir katjonu komplekss. Katjonu kompleksus krievu valodā sauc ar kompleksu veidojošo jonu nosaukumu; anjonu kompleksos kompleksveidotāju sauc latīņu valodā, pievienojot sufiksu - plkst. Savienojums starp ārējo un iekšējo sfēru kompleksā savienojumā ir jonu.
Piemērs: K 2 – kālija tetrahidroksozinkāts, anjonu komplekss.
1. 2- - iekšējā sfēra
2. 2K+ - ārējā sfēra
3. Zn 2+ - kompleksveidotājs
4. OH – - ligandi
5. saskaņošanas numurs – 4
6. savienojums starp ārējo un iekšējo sfēru ir jonu:
K 2 = 2K + + 2-.
7. Saite starp Zn 2+ jonu un hidroksilgrupām ir kovalenta, veidojas pēc donorakceptora mehānisma: OH - donori, Zn 2+ - akceptors.
Zn 0: … 3d 10 4s 2
Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0
Sarežģītu savienojumu veidi:
1. Amonjaka savienojumi ir amonjaka molekulas ligandi.
Cl 2 – tetraamīna vara (II) hlorīds. Amonjaka savienojumus iegūst, amonjakam iedarbojoties uz savienojumiem, kas satur kompleksveidotāju.
2. Hidroksosavienojumi - OH - ligandi.
Na – nātrija tetrahidroksialumināts. Hidrokso kompleksus iegūst, iedarbojoties sārmu pārpalikumam uz metālu hidroksīdiem, kuriem piemīt amfoteriskas īpašības.
3. Ūdens kompleksi ir ūdens molekulu ligandi.
Cl 3 – heksaakvahroma (III) hlorīds. Ūdens kompleksus iegūst, reaģējot bezūdens sāļiem ar ūdeni.
4. Acido kompleksi - skābju anjonu ligandi - Cl -, F -, CN -, SO 3 2-, I -, NO 2 -, C 2 O 4 - u.c.
K 4 – kālija heksacianoferāts (II). Sagatavots, liekot ligandu saturošas sāls reakcijas ar sāli, kas satur kompleksveidotāju.
MOLEKULĀRO ORBITĀLU METODE.
MBC diezgan labi izskaidro daudzu molekulu veidošanos un struktūru, taču šī metode nav universāla. Piemēram, valences saišu metode nesniedz apmierinošu skaidrojumu jona esamībai, lai gan 19. gadsimta beigās tika konstatēta diezgan spēcīga molekulārā ūdeņraža jona esamība: saites pārraušanas enerģija šeit ir 2,65 eV. Tomēr šajā gadījumā nevar izveidot elektronu pāri, jo jons satur tikai vienu elektronu.
Molekulārā orbitālā metode (MMO) ļauj izskaidrot vairākas pretrunas, kuras nevar izskaidrot, izmantojot valences saites metodi.
MMO pamatnoteikumi.
1. Saskaroties divām atomu orbitālēm, veidojas divas molekulārās orbitāles. Attiecīgi n-atomu orbitālēm mijiedarbojoties, veidojas n-molekulārās orbitāles.
2. Elektroni molekulā vienādi pieder visiem molekulas kodoliem.
3. No divām izveidotajām molekulārajām orbitālēm vienai ir mazāka enerģija nekā oriģinālajai. šī ir savienojošā molekulārā orbitāle, otram ir lielāka enerģija nekā oriģinālajam, šim antibonding molekulārā orbitāle.
4. MMO izmanto enerģijas diagrammas bez mēroga.
5. Aizpildot enerģijas apakšlīmeņus ar elektroniem, izmantojiet tos pašus noteikumus kā atomu orbitālēm:
1) minimālās enerģijas princips, t.i. vispirms tiek piepildīti apakšlīmeņi ar zemāku enerģiju;
2) Pauli princips: katrā enerģijas apakšlīmenī nevar būt vairāk par diviem elektroniem ar pretparalēliem spiniem;
3) Hunda noteikums: enerģijas apakšlīmeņu piepildīšana notiek tā, lai kopējais grieziens būtu maksimāls.
6. Komunikācijas daudzveidība. Komunikācijas daudzveidība MMO nosaka pēc formulas:
, kad Kp = 0, saite neveidojas.
Piemēri.
1. Vai H2 molekula var pastāvēt?
Rīsi. 23. Ūdeņraža molekulas H2 veidošanās shēma.
Secinājums: H2 molekula pastāvēs, jo saites daudzveidība Kp > 0.
2. Vai He 2 molekula var pastāvēt?
Rīsi. 24. Hēlija molekulas He 2 veidošanās shēma.
Secinājums: He 2 molekula nepastāvēs, jo saites daudzveidība Kp = 0.
3. Vai H 2 + daļiņa var pastāvēt?
Rīsi. 25. H 2 + daļiņas veidošanās shēma.
H 2 + daļiņa var pastāvēt, jo saites daudzveidība Kp > 0.
4. Vai O2 molekula var pastāvēt?
Rīsi. 26. O 2 molekulas veidošanās shēma.
O 2 molekula pastāv. No 26. att. izriet, ka skābekļa molekulā ir divi nepāra elektroni. Šo divu elektronu dēļ skābekļa molekula ir paramagnētiska.
Tādējādi molekulāro orbitālo metodi izskaidro molekulu magnētiskās īpašības.
STARPMOLEKULĀRA MIJIEDARBĪBA.
Visas starpmolekulārās mijiedarbības var iedalīt divās grupās: universāls Un specifisks. Universālie parādās visās molekulās bez izņēmuma. Šīs mijiedarbības bieži sauc savienojums vai van der Vālsa spēki. Lai gan šie spēki ir vāji (enerģija nepārsniedz astoņus kJ/mol), tie ir iemesls vairumam vielu pārejai no gāzveida stāvokļa uz šķidru stāvokli, gāzu adsorbcijai uz cieto vielu virsmām un citām parādībām. Šo spēku būtība ir elektrostatiska.
Galvenie mijiedarbības spēki:
1). Dipola – dipola (orientācijas) mijiedarbība pastāv starp polārajām molekulām.
Jo lielāki dipola momenti, jo mazāks attālums starp molekulām, un jo zemāka temperatūra, jo lielāka ir orientācijas mijiedarbība. Tāpēc, jo lielāka ir šīs mijiedarbības enerģija, jo augstākā temperatūrā viela jāuzsilda, lai tā uzvārītos.
2). Induktīvā mijiedarbība rodas, ja vielā ir kontakts starp polārām un nepolārām molekulām. Dipols tiek inducēts nepolārā molekulā mijiedarbības rezultātā ar polāru molekulu.
Cl d + - Cl d - … Al d + Cl d - 3
Šīs mijiedarbības enerģija palielinās, palielinoties molekulārajai polarizācijai, tas ir, molekulu spējai elektriskā lauka ietekmē veidot dipolu. Induktīvās mijiedarbības enerģija ir ievērojami mazāka nekā dipola-dipola mijiedarbības enerģija.
3). Izkliedes mijiedarbība- tā ir nepolāru molekulu mijiedarbība momentānu dipolu dēļ, kas rodas elektronu blīvuma svārstību dēļ atomos.
Viena veida vielu sērijā dispersijas mijiedarbība palielinās, palielinoties atomu lielumam, kas veido šo vielu molekulas.
4) Atgrūšanas spēki rodas molekulu elektronu mākoņu mijiedarbības rezultātā un parādās, tuvojoties tālāk.
Specifiskas starpmolekulāras mijiedarbības ietver visa veida donora-akceptora rakstura mijiedarbības, tas ir, kas saistītas ar elektronu pārnešanu no vienas molekulas uz otru. Šajā gadījumā izveidotajai starpmolekulārai saitei ir viss raksturīgās iezīmes kovalentā saite: piesātinājums un virziens.
Ķīmisko saiti, ko veido pozitīvi polarizēts ūdeņradis, kas ir daļa no polārās grupas vai molekulas, un citas vai tās pašas molekulas elektronnegatīvs atoms, sauc par ūdeņraža saiti. Piemēram, ūdens molekulas var attēlot šādi:
Cietās līnijas ir kovalentās polārās saites ūdens molekulās starp ūdeņraža un skābekļa atomiem; punkti norāda uz ūdeņraža saitēm. Ūdeņraža saišu veidošanās iemesls ir tas, ka ūdeņraža atomiem praktiski nav elektronu apvalku: to vienīgie elektroni ir pārvietoti uz to molekulu skābekļa atomiem. Tas ļauj protoniem, atšķirībā no citiem katjoniem, tuvoties blakus esošo molekulu skābekļa atomu kodoliem, neizjūtot atgrūšanos no skābekļa atomu elektronu apvalkiem.
Ūdeņraža saiti raksturo saistīšanas enerģija no 10 līdz 40 kJ/mol. Tomēr šī enerģija ir pietiekama, lai izraisītu molekulu asociācija, tie. to apvienošanās dimēros vai polimēros, kas dažos gadījumos pastāv ne tikai vielas šķidrā stāvoklī, bet arī saglabājas, kad tā pārvēršas tvaikos.
Piemēram, ūdeņraža fluorīds gāzes fāzē pastāv dimēra formā.
Sarežģītās organiskās molekulās ir gan starpmolekulāras ūdeņraža saites, gan intramolekulāras ūdeņraža saites.
Molekulas ar intramolekulārām ūdeņraža saitēm nevar veidot starpmolekulāras ūdeņraža saites. Tāpēc vielas ar šādām saitēm neveido asociētās vielas, ir gaistošākas, un tām ir zemāka viskozitāte, kušanas un viršanas temperatūra nekā to izomēriem, kas spēj veidot starpmolekulāras ūdeņraža saites.
Ķīmiskā saite, tās veidi, īpašības kopā ar to ir viens no interesantas zinātnes, ko sauc par ķīmiju, stūrakmeņiem. Šajā rakstā mēs analizēsim visus ķīmisko saišu aspektus, to nozīmi zinātnē, sniegsim piemērus un daudz ko citu.
Kas ir ķīmiskā saite
Ķīmijā ķīmiskā saite tiek saprasta kā atomu savstarpēja saķere molekulā un starp tām esošā pievilkšanās spēka rezultātā. Pateicoties ķīmiskajām saitēm, veidojas dažādi ķīmiskie savienojumi; tāda ir ķīmiskās saites būtība.
Ķīmisko saišu veidi
Ķīmiskās saites veidošanās mehānisms lielā mērā ir atkarīgs no tās veida vai veida; kopumā atšķiras šādi galvenie ķīmisko saišu veidi:
- Kovalentā ķīmiskā saite (kas savukārt var būt polāra vai nepolāra)
- Jonu saite
- savienojums
- Ķīmiskā saite
kā cilvēki.
Attiecībā uz to mūsu vietnē ir veltīts atsevišķs raksts, un jūs varat lasīt sīkāk, izmantojot saiti. Tālāk mēs sīkāk izpētīsim visus citus galvenos ķīmisko saišu veidus.
Jonu ķīmiskā saite
Jonu ķīmiskās saites veidošanās notiek divu jonu ar dažādu lādiņu savstarpējas elektriskās pievilkšanās dēļ. Joni šādās ķīmiskajās saitēs parasti ir vienkārši, sastāv no viena vielas atoma.
Jonu ķīmiskās saites shēma.
Jonu veida ķīmiskās saites raksturīga iezīme ir tās piesātinājuma trūkums, un rezultātā jonam vai pat veselai jonu grupai var pievienoties ļoti atšķirīgs pretēji lādētu jonu skaits. Jonu ķīmiskās saites piemērs ir cēzija fluorīda savienojums CsF, kurā "joniskuma" līmenis ir gandrīz 97%.
Ūdeņraža ķīmiskā saite
Ilgi pirms mūsdienu ķīmisko saišu teorijas parādīšanās tajā moderna forma Zinātnieki un ķīmiķi ir pamanījuši, ka ūdeņraža savienojumiem ar nemetāliem piemīt dažādas pārsteidzošas īpašības. Pieņemsim, ka ūdens viršanas temperatūra un kopā ar fluorūdeņradi ir daudz augstāka nekā tas varētu būt, lūk, gatavs ūdeņraža ķīmiskās saites piemērs.
Attēlā parādīta ūdeņraža ķīmiskās saites veidošanās diagramma.
Ūdeņraža ķīmiskās saites raksturu un īpašības nosaka ūdeņraža atoma H spēja veidot citu ķīmisko saiti, tāpēc arī šīs saites nosaukums. Šāda savienojuma veidošanās iemesls ir elektrostatisko spēku īpašības. Piemēram, kopējais elektronu mākonis fluorūdeņraža molekulā ir tik nobīdīts pret fluoru, ka telpa ap šīs vielas atomu ir piesātināta ar negatīvu enerģiju. elektriskais lauks. Ap ūdeņraža atomu, it īpaši tādu, kuram atņemts vienīgais elektrons, viss ir tieši pretējs, tā elektroniskais lauks ir daudz vājāks un rezultātā tam ir pozitīvs lādiņš. Un pozitīvie un negatīvie lādiņi, kā jūs zināt, piesaista, un šādā vienkāršā veidā rodas ūdeņraža saite.
Metālu ķīmiskā saite
Kāda ķīmiskā saite ir raksturīga metāliem? Šīm vielām ir savs ķīmiskās saites veids – visu metālu atomi nav izkārtojušies tā, kā, bet noteiktā veidā to izkārtojuma secību sauc par kristālrežģi. Dažādu atomu elektroni veido kopīgu elektronu mākoni, un tie vāji mijiedarbojas viens ar otru.
Šādi izskatās metāla ķīmiskā saite.
Metāla ķīmiskās saites piemērs var būt jebkurš metāls: nātrijs, dzelzs, cinks utt.
Kā noteikt ķīmiskās saites veidu
Atkarībā no vielām, kas tajā piedalās, ja ir metāls un nemetāls, tad saite ir jonu, ja ir divi metāli, tad tā ir metāliska, ja ir divi nemetāli, tad tā ir kovalenta.
Ķīmisko saišu īpašības
Lai salīdzinātu dažādus ķīmiskās reakcijas tiek izmantoti dažādi kvantitatīvie raksturlielumi, piemēram:
- garums,
- enerģija,
- polaritāte,
- savienojumu secība.
Apskatīsim tos sīkāk.
Saites garums ir līdzsvara attālums starp atomu kodoliem, kurus savieno ķīmiskā saite. Parasti mēra eksperimentāli.
Ķīmiskās saites enerģija nosaka tās stiprumu. Šajā gadījumā enerģija attiecas uz spēku, kas nepieciešams ķīmiskās saites pārraušanai un atomu atdalīšanai.
Ķīmiskās saites polaritāte parāda, cik liels elektronu blīvums ir novirzīts uz vienu no atomiem. Atomu spēju novirzīt elektronu blīvumu pret sevi jeb, vienkāršāk sakot, “pārvilkt segu sev pāri” ķīmijā sauc par elektronegativitāti.
Ir zināms, ka elektronu apvalki satur astoņus ārējos elektronus, no kuriem divi atrodas uz s- orbitāles, un sešas - uz R-orbitāles, ir palielināta stabilitāte. Tie sakrīt inertas gāzes : neons, argons, kriptons, ksenons, radons (atrodiet tos periodiskajā tabulā). Hēlija atoms, kas satur tikai divus elektronus, ir vēl stabilāks. Visu pārējo elementu atomi mēdz tuvināt savu elektronisko konfigurāciju elektroniskā konfigurācija tuvākā inertā gāze. To var izdarīt divos veidos – ziedojot vai pievienojot elektronus no ārējā līmeņa.
Nātrija atomam, kuram ir tikai viens nepāra elektrons, ir izdevīgāk no tā atteikties, līdz ar to atoms saņem lādiņu (kļūst par jonu) un iegūst inertās gāzes neona elektronisko konfigurāciju.
Hlora atomam trūkst tikai viena elektrona līdz tuvākās inertās gāzes konfigurācijai, tāpēc tas cenšas iegūt elektronu.
Katram elementam lielākā vai mazākā mērā ir spēja piesaistīt elektronus, ko skaitliski raksturo vērtība elektronegativitāte. Attiecīgi, jo lielāka ir elementa elektronegativitāte, jo spēcīgāk tas piesaista elektronus un jo izteiktākas ir tā oksidējošās īpašības.
Atomu vēlme iegūt stabilu elektronu apvalku izskaidro molekulu veidošanās iemeslu.
Definīcija
Ķīmiskā saite- tā ir atomu mijiedarbība, kas nosaka stabilitāti ķīmiskā molekula vai kristāls kopumā.
ĶĪMISKĀS SAITES VEIDI
Ir 4 galvenie ķīmisko saišu veidi:
Apsveriet divu atomu mijiedarbību ar vienādām elektronegativitātes vērtībām, piemēram, diviem hlora atomiem. Katrā no tiem ir septiņi valences elektroni. Tiem trūkst viena elektrona līdz tuvākās inertās gāzes elektronu konfigurācijai.
Divu atomu apvienošana noteiktā attālumā noved pie kopēja elektronu pāra veidošanās, kas vienlaikus pieder abiem atomiem. Šis kopīgais pāris attēlo ķīmisko saiti. Tas pats notiek ūdeņraža molekulas gadījumā. Ūdeņradim ir tikai viens nepāra elektrons, un tam trūkst viena elektrona līdz tuvākās inertās gāzes (hēlija) konfigurācijai. Tādējādi, kad divi ūdeņraža atomi tuvojas viens otram, tie veido vienu kopīgu elektronu pāri.
Definīcija
Saikni starp nemetālu atomiem, kas rodas, elektroniem mijiedarbojoties, veidojot kopīgus elektronu pārus, sauc kovalents.
Ja mijiedarbībā esošajiem atomiem ir vienādas elektronegativitātes vērtības, tad kopīgais elektronu pāris vienādi pieder abiem atomiem, tas ir, tas atrodas vienādā attālumā no abiem atomiem. Šo kovalento saiti sauc nepolāri.
Definīcija
Kovalentā nepolārā saite- ķīmiskā saite starp nemetālu atomiem ar vienādām vai līdzīgām elektronegativitātes vērtībām. Šajā gadījumā kopējais elektronu pāris vienādi pieder abiem atomiem, un elektronu blīvuma nobīde netiek novērota.
Rodas kovalentā nepolārā saite vienkāršas vielas ah-nemetāli: $\mathrm(O)_2, \mathrm(N)_2, \mathrm(Cl)_2, \mathrm(P)_4, \mathrm(O)_3$. Kad mijiedarbojas atomi, kuriem ir dažādas elektronegativitātes vērtības, piemēram, ūdeņradis un hlors, kopīgais elektronu pāris tiek novirzīts uz atomu ar augstāku elektronegativitāti, tas ir, uz hloru. Hlora atoms iegūst daļēju negatīvu lādiņu, un ūdeņraža atoms iegūst daļēju pozitīvu lādiņu. Šis ir polārās kovalentās saites piemērs.
Definīcija
Tiek saukta saite, ko veido nemetāliski elementi ar dažādu elektronegativitāti kovalentais polārs.Šajā gadījumā elektronu blīvums novirzās uz vairāk elektronegatīvo elementu.
Tiek saukta molekula, kurā ir atdalīti pozitīvo un negatīvo lādiņu centri dipols. Polārā saite notiek starp atomiem ar atšķirīgu, bet ne ļoti atšķirīgu elektronegativitāti, piemēram, starp dažādiem nemetāliem. Savienojumu ar polārām kovalentām saitēm piemēri ir nemetālu savienojumi savā starpā, kā arī dažādi joni, kas satur nemetālu atomus $(\mathrm(NO)_3–, \mathrm(CH)_3\mathrm(COO)–)$. Starp organiskajām vielām ir īpaši daudz kovalento polāro savienojumu.
Ja elementu elektronegativitātes atšķirība ir liela, notiks ne tikai elektronu blīvuma maiņa, bet arī pilnīga elektrona pārnešana no viena atoma uz otru. Apsvērsim to, izmantojot nātrija fluorīda NaF piemēru. Kā mēs redzējām iepriekš, nātrija atoms ļoti vēlas atdot vienu elektronu, un fluora atoms ir gatavs to pieņemt. Tas ir viegli paveicams to mijiedarbības laikā, ko pavada elektronu pārnese.
Šajā gadījumā nātrija atoms pilnībā pārnes savu elektronu uz fluora atomu: nātrijs zaudē elektronu un kļūst pozitīvi uzlādēts, bet hlors iegūst elektronu un kļūst negatīvi uzlādēts.
Definīcija
Tiek saukti atomi un atomu grupas, kas nes lādiņu joni.
Iegūtajā molekulā - nātrija hlorīda $Na^+F^-$ - saite rodas pretēji lādētu jonu elektrostatiskās pievilkšanās dēļ. Šo savienojumu sauc jonu. Tas tiek realizēts starp tipiskiem metāliem un nemetāliem, tas ir, starp atomiem ar ļoti atšķirīgām elektronegativitātes vērtībām.
Definīcija
Jonu saite veidojas elektrostatiskās pievilkšanās spēku ietekmē starp pretēji lādētiem joniem – katjoniem un anjoniem.
Ir arī cits savienojuma veids - metāls, raksturīgs vienkāršām vielām - metāliem. To raksturo daļēji jonizētu metālu atomu un valences elektronu pievilkšanās, veidojot vienotu elektronu mākoni (“elektronu gāzi”). Valences elektroni metālos ir delokalizēti un pieder vienlaikus visiem metāla atomiem, brīvi pārvietojoties pa visu kristālu. Tādējādi savienojums ir daudzcentrisks. IN pārejas metāli metāliskajai saitei ir daļēji kovalenta daba, jo to papildina ar elektroniem daļēji piepildītā pirms-ārējā slāņa d-orbitāļu pārklāšanās. Metāli veido metāliskus kristāla režģus. Tas ir detalizēti aprakstīts tēmā “Metāla saite un tās īpašības”.
starpmolekulārā mijiedarbība
Spēcīgas starpmolekulāras mijiedarbības piemērs
ir ūdeņradisšis savienojums, veidojas starp vienas molekulas ūdeņraža atomu un atomu ar augstu elektronegativitāti ($\mathrm(F)$, $\mathrm(O)$, $\mathrm(N)$). Ūdeņraža saites piemērs ir mijiedarbība starp ūdens molekulām $\mathrm(O)_2\mathrm(O)…\mathrm(OH)_2$, amonjaka un ūdens molekulām $\mathrm(H)_3\mathrm(N)… \mathrm(OH) _2$, metanols un ūdens $\mathrm(CH)_3\mathrm(OH)…\mathrm(OH)_2$, kā arī dažādas olbaltumvielu molekulu daļas, polisaharīdi, nukleīnskābes.
Vēl viens starpmolekulārās mijiedarbības piemērs ir van der Vālsa spēki, kas rodas molekulu polarizācijas un dipolu veidošanās laikā. Tie izraisa savienojumu starp atomu slāņiem slāņveida kristālos (piemēram, grafīta struktūrā).
Ķīmiskās saites raksturojums
Tiek raksturota ķīmiskā saite garums, enerģija, virziens Un piesātinājums(katrs atoms spēj veidot ierobežotu skaitu saišu). Saites daudzveidība ir vienāda ar kopīgo elektronu pāru skaitu. Molekulu formu nosaka saites veidošanā iesaistīto elektronu mākoņu veids, kā arī vientuļo elektronu pāru esamība vai neesamība. Tā, piemēram, molekula $\mathrm(CO)_2$ ir lineāra (nav vientuļo elektronu pāru), un $\mathrm(H)_2\mathrm(O)$ un $\mathrm(SO)_2$ ir stūra pāri (ir vientuļie pāri). Ja mijiedarbībā esošajiem atomiem ir ļoti atšķirīgas elektronegativitātes vērtības, kopīgais elektronu pāris tiek gandrīz pilnībā novirzīts uz atomiem ar visaugstāko elektronegativitāti. Tādējādi jonu saiti var uzskatīt par polārās kovalentās saites ekstrēmu gadījumu, kad elektrons gandrīz pilnībā tiek pārnests no viena atoma uz otru. Patiesībā pilnīga pārvietošanās nekad nenotiek, tas ir, nav absolūti jonu vielu. Piemēram, $\mathrm(NaCl)$ faktiskie lādiņi uz atomiem ir +0,92 un –0,92, nevis +1 un –1.
Jonu saite notiek tipisku metālu savienojumos ar nemetāliem un skābiem atlikumiem, proti, metālu oksīdos ($\mathrm(CaO)$, $\mathrm(Al)_2\mathrm(O)_3$), sārmos ($\mathrm(NaOH) ) )$, $\mathrm(Ca(OH))_2$) un sāļi ($\mathrm(NaCl)$, $\mathrm(K)_2\mathrm(S)$, $\mathrm(K)_2\mathrm (SO)_4$, $\mathrm(NH)_4\mathrm(Cl)$, $\mathrm(CH)_3\mathrm(NH)_3^+$, $\mathrm(Cl^–)$).
ķīmisko saišu veidošanās mehānismi
Vielas mazākā daļiņa ir molekula, kas veidojas atomu mijiedarbības rezultātā, starp kuriem darbojas ķīmiskās saites vai ķīmiskās saites. Ķīmiskās saites doktrīna veido teorētiskās ķīmijas pamatu. Ķīmiskā saite rodas, kad mijiedarbojas divi (dažreiz vairāk) atomi. Saites veidošanās notiek, atbrīvojoties enerģijai.
Ķīmiskā saite ir mijiedarbība, kas savieno atsevišķus atomus molekulās, jonos un kristālos.
Ķīmiskā saite pēc būtības ir viendabīga: tai ir elektrostatiska izcelsme. Bet dažādos ķīmiskajos savienojumos ķīmiskā saite ir dažāda veida; Svarīgākie ķīmisko saišu veidi ir kovalentās (nepolārās, polārās), jonu un metāliskās saites. Šāda veida saišu veidi ir donorakceptors, ūdeņradis utt. Starp metāla atomiem rodas metāliska saite.
Ķīmisko saiti, kas tiek veikta, veidojot kopīgu vai kopīgu elektronu pāri vai vairākus elektronu pārus, sauc par kovalentu. Katrs atoms iegulda vienu elektronu viena kopīga elektronu pāra veidošanā, t.i. piedalās “vienādā daļā” (Lūiss, 1916). Zemāk ir diagrammas par ķīmisko saišu veidošanos molekulās H2, F2, NH3 un CH4. Elektronus, kas pieder dažādiem atomiem, attēlo dažādi simboli.
Ķīmisko saišu veidošanās rezultātā katram no molekulas atomiem ir stabila divu un astoņu elektronu konfigurācija.
Kad rodas kovalentā saite, atomu elektronu mākoņi pārklājas, veidojot molekulāro elektronu mākoni, ko papildina enerģijas pieaugums. Molekulārais elektronu mākonis atrodas starp abu kodolu centriem, un tam ir palielināts elektronu blīvums, salīdzinot ar atomu elektronu mākoņa blīvumu.
Kovalentās saites īstenošana ir iespējama tikai dažādiem atomiem piederošu nepāra elektronu pretparalēlu spinu gadījumā. Ar paralēliem elektronu spiniem atomi nevis piesaista, bet atgrūž: kovalentā saite nerodas. Ķīmiskās saites, kuras veidošanās ir saistīta ar kopīgu elektronu pāri, aprakstīšanas metodi sauc par valences saites metodi (VBC).
MBC pamatnoteikumi
Kovalento ķīmisko saiti veido divi elektroni ar pretējiem spiniem, un šis elektronu pāris pieder diviem atomiem.
Jo vairāk savstarpēji pārklājas elektronu mākoņi, jo spēcīgāka ir kovalentā saite.
Rakstot strukturālās formulas, elektronu pāri, kas nosaka saiti, bieži tiek attēloti ar domuzīmēm (nevis punktiem, kas apzīmē kopīgus elektronus).
Tas ir svarīgi enerģijas īpašībasķīmiskā saite. Kad veidojas ķīmiskā saite, sistēmas (molekulas) kopējā enerģija ir mazāka par enerģiju sastāvdaļas(atomi), t.i. EAB<ЕА+ЕB.
Valence ir ķīmiskā elementa atoma īpašība piesaistīt vai aizstāt noteiktu skaitu cita elementa atomu. No šī viedokļa atoma valenci visvieglāk noteikt pēc ūdeņraža atomu skaita, kas veido ķīmiskās saites ar to, vai pēc ūdeņraža atomu skaita, kas aizstāti ar šī elementa atomu.
Attīstoties atoma kvantu mehāniskajām koncepcijām, valenci sāka noteikt pēc ķīmisko saišu veidošanā iesaistīto nepāra elektronu skaita. Papildus nepāra elektroniem atoma valence ir atkarīga arī no tukšo un pilnībā piepildīto valences elektronu slāņa orbitāļu skaita.
Saistošā enerģija ir enerģija, kas izdalās, kad no atomiem veidojas molekula. Saistīšanas enerģiju parasti izsaka kJ/mol (vai kcal/mol). Šī ir viena no svarīgākajām ķīmiskās saites īpašībām. Sistēma, kas satur mazāk enerģijas, ir stabilāka. Ir zināms, piemēram, ka ūdeņraža atomi mēdz apvienoties molekulā. Tas nozīmē, ka sistēma, kas sastāv no H2 molekulām, satur mazāk enerģijas nekā sistēma, kas sastāv no tāda paša skaita H atomu, bet nav apvienota molekulās.
Rīsi. 2.1. Divu ūdeņraža atomu sistēmas potenciālās enerģijas E atkarība no starpkodolu attāluma r: 1 - ķīmiskās saites veidošanās laikā; 2 – bez viņas izglītības.
2.1. attēlā parādīta mijiedarbībā esošo ūdeņraža atomu enerģijas līkne. Atomu tuvošanos pavada enerģijas izdalīšanās, kas būs lielāka, jo vairāk pārklāsies elektronu mākoņi. Tomēr normālos apstākļos Kulona atgrūšanās dēļ nav iespējams panākt divu atomu kodolu saplūšanu. Tas nozīmē, ka noteiktā attālumā atomu piesaistes vietā notiks to atgrūšana. Tādējādi attālums starp atomiem r0, kas atbilst enerģijas līknes minimumam, atbildīs ķīmiskās saites garumam (līkne 1). Ja mijiedarbojošo ūdeņraža atomu elektronu spini ir vienādi, tad notiks to atgrūšanās (2. līkne). Saistīšanas enerģija dažādiem atomiem svārstās diapazonā no 170–420 kJ/mol (40–100 kcal/mol).
Elektronu pārejas process uz augstāku enerģijas apakšlīmeni vai līmeni (t.i., ierosmes vai iztvaikošanas process, par ko tika runāts iepriekš) prasa enerģiju. Veidojot ķīmisko saiti, tiek atbrīvota enerģija. Lai ķīmiskā saite būtu stabila, ir nepieciešams, lai atomu enerģijas pieaugums ierosmes dēļ būtu mazāks par veidojamās ķīmiskās saites enerģiju. Citiem vārdiem sakot, ir nepieciešams, lai enerģija, kas iztērēta atomu ierosināšanai, tiktu kompensēta ar enerģijas izdalīšanos saites veidošanās dēļ.
Ķīmisko saiti papildus saites enerģijai raksturo garums, daudzveidība un polaritāte. Molekulai, kas sastāv no vairāk nekā diviem atomiem, leņķi starp saitēm un molekulas polaritāti kopumā ir nozīmīgi.
Saites daudzveidību nosaka elektronu pāru skaits, kas savieno divus atomus. Tātad etānā H3C–CH3 saite starp oglekļa atomiem ir vienkāršā, etilēnā H2C=CH2 dubultā, acetilēnā HCºCH tā ir trīskārša. Palielinoties saites daudzveidībai, palielinās saites enerģija: C–C saites enerģija ir 339 kJ/mol, C=C - 611 kJ/mol un CºC - 833 kJ/mol.
Ķīmisko saiti starp atomiem izraisa elektronu mākoņu pārklāšanās. Ja pārklāšanās notiek pa līniju, kas savieno atomu kodolus, tad šādu saiti sauc par sigma saiti (σ saiti). To var veidot divi s-elektroni, s- un p-elektroni, divi px-elektroni, s un d elektroni (piemēram):
Ķīmisko saiti, ko veic viens elektronu pāris, sauc par vienotu saiti. Viena saite vienmēr ir σ saite. S tipa orbitāles var veidot tikai σ saites.
Saikni starp diviem atomiem var izveidot vairāk nekā viens elektronu pāris. Šīs attiecības sauc par daudzkārtējām. Daudzkārtējas saites veidošanās piemērs ir slāpekļa molekula. Slāpekļa molekulā px orbitāles veido vienu σ saiti. Kad saiti veido pz orbitāles, rodas divi apgabali 
pārklājas – virs un zem x ass:
Šādu saiti sauc par pi saiti (π saiti). π saites veidošanās starp diviem atomiem notiek tikai tad, kad tie jau ir savienoti ar σ saiti. Otro π saiti slāpekļa molekulā veido atomu py orbitāles. Kad veidojas π saites, elektronu mākoņi pārklājas mazāk nekā σ saišu gadījumā. Rezultātā π saites parasti ir mazāk spēcīgas nekā σ saites, ko veido tās pašas atomu orbitāles.
p orbitāles var veidot gan σ, gan π saites; vairākās saitēs viena no tām obligāti ir σ-saite: .
Tādējādi no trim saitēm slāpekļa molekulā viena ir σ saite un divas ir π saites.
Saites garums ir attālums starp saistīto atomu kodoliem. Saites garums dažādos savienojumos ir nanometra desmitdaļas. Palielinoties reizinājumam, saišu garumi samazinās: saišu garumi N–N, N=N un NºN ir vienādi ar 0,145; 0,125 un 0,109 nm (10-9 m), un C-C, C=C un CºC saišu garumi ir attiecīgi 0,154; 0,134 un 0,120 nm.
Starp dažādiem atomiem var rasties tīra kovalentā saite, ja atomu elektronegativitāte (EO)1 ir vienāda. Šādas molekulas ir elektrosimetriskas, t.i. Kodolu pozitīvo lādiņu un elektronu negatīvo lādiņu “smaguma centri” vienā punktā sakrīt, tāpēc tos sauc par nepolāriem.
Ja savienojošajiem atomiem ir atšķirīgs EO, tad starp tiem esošais elektronu mākonis pāriet no simetriskas pozīcijas tuvāk atomam ar augstāku EO:
Elektronu mākoņa pārvietošanos sauc par polarizāciju. Vienpusējas polarizācijas rezultātā pozitīvo un negatīvo lādiņu smaguma centri molekulā vienā punktā nesakrīt, un starp tiem parādās noteikts attālums (l). Šādas molekulas sauc par polāriem vai dipoliem, un saiti starp tajās esošajiem atomiem sauc par polāro.
Polārā saite ir kovalentās saites veids, kam ir bijusi neliela vienpusēja polarizācija. Attālumu starp pozitīvo un negatīvo lādiņu "smaguma centriem" molekulā sauc par dipola garumu. Protams, jo lielāka ir polarizācija, jo lielāks ir dipola garums un lielāka molekulu polaritāte. Lai novērtētu molekulu polaritāti, tās parasti izmanto pastāvīgo dipola momentu (Mp), kas ir elementārā elektriskā lādiņa vērtības (e) un dipola garuma (l) reizinājums, t.i. .
Dipola momentus mēra debijās D (D = 10-18 elektriskās vienības × cm, jo elementārais lādiņš ir 4,810-10 elektriskās vienības, un dipola garums ir vidēji vienāds ar attālumu starp diviem atomu kodoliem, t.i., 10-8 cm ) vai kulonometrus (C×m) (1 D = 3,33·10-30 C×m) (elektronu lādiņš 1,6·10-19 C reizināts ar attālumu starp lādiņiem, piemēram, 0,1 nm, tad Mr = 1,6 10-19 × 1 × 10-10 = 1,6 10-29 C m). Molekulu pastāvīgie dipola momenti svārstās no nulles līdz 10 D.
Nepolārām molekulām l = 0 un Мр = 0, t.i. viņiem nav dipola momenta. Polārajām molekulām Мр > 0 un sasniedz vērtības 3,5–4,0 D.
Ar ļoti lielu EO atšķirību starp atomiem ir skaidra vienpusēja polarizācija: saites elektronu mākonis tiek maksimāli novirzīts uz atomu ar augstāko EO, atomi pārvēršas par pretēji lādētiem joniem un jonu molekulu. parādās:
Kovalentā saite kļūst jonu. Palielinās molekulu elektriskā asimetrija, palielinās dipola garums, un dipola moments palielinās līdz 10 D.
Sarežģītas molekulas kopējo dipola momentu var uzskatīt par vienādu ar atsevišķu saišu dipola momentu vektoru summu. Parasti tiek uzskatīts, ka dipola moments ir vērsts no dipola pozitīvā gala uz negatīvo.
Saites polaritāti var paredzēt, izmantojot atomu relatīvo EO. Jo lielāka atšķirība starp atomu relatīvajiem EO, jo izteiktāka polaritāte: DEO = 0 – nepolārā kovalentā saite; DEO = 0 – 2 – polārā kovalentā saite; DEO = 2 – jonu saite. Pareizāk ir runāt par saites joniskuma pakāpi, jo saites nav 100% jonu. Pat CsF savienojumā saite ir tikai 89% jonu.
Ķīmisko saiti, kas rodas elektronu pārnešanas rezultātā no atoma uz atomu, sauc par jonu, un atbilstošās ķīmisko savienojumu molekulas sauc par jonu. Jonu savienojumus cietā stāvoklī raksturo jonu kristāla šūna. Izkausētā un izšķīdinātā stāvoklī tie vada elektrisko strāvu, tiem ir augsta kušanas un viršanas temperatūra un ievērojams dipola moments.
Ja mēs uzskatām jebkura perioda elementu savienojumus ar vienu un to pašu elementu, tad, pārejot no perioda sākuma uz beigām, saites pārsvarā jonu raksturs mainās uz kovalentu. Piemēram, 2. perioda fluorīdos LiF, BeF2, CF4, NF3, OF2, F2 litija fluorīda saites joniskuma pakāpe pakāpeniski vājina un tiek aizstāta ar tipisku kovalentu saiti fluora molekulā.
Tādējādi ķīmiskās saites būtība ir vienāda: polāro kovalento un jonu saišu veidošanās mehānismā nav būtisku atšķirību. Šāda veida saites atšķiras tikai ar molekulas elektronu mākoņa polarizācijas pakāpi. Iegūtās molekulas atšķiras pēc dipolu garumiem un pastāvīgo dipola momentu vērtībām. Ķīmijā dipola moments ir ļoti svarīgs. Parasti, jo lielāks ir dipola moments, jo augstāka ir molekulu reaktivitāte.
Ķīmiskās saites veidošanās mehānismi
Valences saites metode izšķir apmaiņas un donora-akceptora mehānismus ķīmiskās saites veidošanai.
Apmaiņas mehānisms. Ķīmiskās saites veidošanās apmaiņas mehānisms ietver gadījumus, kad viens elektrons no katra atoma piedalās elektronu pāra veidošanā.
H2, Li2, Na2 molekulās saites veidojas atomu nepāra s-elektronu dēļ. F2 un Cl2 molekulās – nesapārotu p-elektronu dēļ. HF un HCl molekulās saites veido ūdeņraža s-elektroni un halogēnu p-elektroni.
Savienojumu veidošanās ar apmaiņas mehānisma iezīme ir piesātinājums, kas parāda, ka atoms veido nevis jebkuru, bet ierobežotu skaitu saišu. To skaits jo īpaši ir atkarīgs no nepāra valences elektronu skaita.
No kvantu šūnām N un H mēs varam redzēt, ka slāpekļa atomam ir 3
nepāra elektroni, un ūdeņraža atomam ir viens. Piesātinājuma princips norāda, ka stabilam savienojumam jābūt NH3, nevis NH2, NH vai NH4. Tomēr ir molekulas, kas satur nepāra skaitu elektronu, piemēram, NO, NO2, ClO2. Visiem tiem ir raksturīga paaugstināta reaktivitāte.
Atsevišķos ķīmisko reakciju posmos var veidoties arī valents nepiesātinātās grupas, kuras sauc par radikāļiem, piemēram, H, NH2, O, CH3. Radikāļu reaktivitāte ir ļoti augsta, un tāpēc to kalpošanas laiks parasti ir īss.
Donora-akceptora mehānisms
Ir zināms, ka ar valences piesātinātie savienojumi amonjaks NH3 un bora trifluorīds BF3 reaģē viens ar otru atbilstoši reakcijai
NH3 + BF3 = NH3BF3 + 171,4 kJ/mol.
Apskatīsim šīs reakcijas mehānismu:
Redzams, ka no četrām bora orbitālēm trīs ir aizņemtas, bet viena paliek brīva. Amonjaka molekulā visas četras slāpekļa orbitāles ir aizņemtas, trīs no tām aizņem apmaiņas mehānisms ar slāpekļa un ūdeņraža elektroniem, un vienā ir elektronu pāris, kura abi elektroni pieder pie slāpekļa. Šādu elektronu pāri sauc par vientuļo elektronu pāri. H3N · BF3 savienojuma veidošanās notiek tāpēc, ka vientuļais amonjaka elektronu pāris aizņem brīvo bora fluorīda orbitāli. Šajā gadījumā sistēmas potenciālā enerģija samazinās un atbrīvojas līdzvērtīgs enerģijas daudzums. Šādu veidošanās mehānismu sauc par donoru-akceptoru, donors ir atoms, kas ziedo savu elektronu pāri, lai izveidotu saiti (šajā gadījumā slāpekļa atomu); un atomu, kas, nodrošinot brīvu orbitāli, pieņem elektronu pāri, sauc par akceptoru (šajā gadījumā par bora atomu). Donora-akceptora saite ir kovalentās saites veids.
H3N · BF3 savienojumā slāpeklis un bors ir četrvērtīgi. Slāpekļa atoms palielina savu valenci no 3 līdz 4, jo tiek izmantots vientuļš elektronu pāris, lai izveidotu papildu ķīmisko saiti. Bora atoms palielina savu valenci, jo valences elektroniskajā līmenī ir brīva orbitāle. Tādējādi elementu valenci nosaka ne tikai nepāra elektronu skaits, bet arī vientuļo elektronu pāru un brīvo orbitāļu klātbūtne valences elektronu līmenī.
Vienkāršāks ķīmiskās saites veidošanās gadījums ar donora-akceptora mehānismu ir amonjaka reakcija ar ūdeņraža jonu:
. Elektronu pāra akceptora lomu spēlē ūdeņraža jona tukšā orbitāle. Amonija jonā NH4+ slāpekļa atoms ir četrvērtīgs.
Saišu virziens un atomu orbitāļu hibridizācija
Svarīga īpašība molekulai, kas sastāv no vairāk nekā diviem atomiem, ir tās ģeometriskā konfigurācija. Tas ir noteikts relatīvā pozīcija atomu orbitāles, kas iesaistītas ķīmisko saišu veidošanā.
Elektronu mākoņu pārklāšanās iespējama tikai ar noteiktu elektronu mākoņu relatīvo orientāciju; šajā gadījumā pārklāšanās reģions atrodas noteiktā virzienā attiecībā pret mijiedarbībā esošajiem atomiem.
Kad veidojas jonu saite, jona elektriskajam laukam ir sfēriska simetrija, un tāpēc jonu saite nav virziena un piesātināma.
k.ch. = 6 k.h. = 6
Leņķis starp saitēm ūdens molekulā ir 104,5°. Tās lielumu var izskaidrot, pamatojoties uz kvantu mehāniskiem jēdzieniem. Skābekļa atoma elektroniskā diagramma 2s22p4. Divas nesapārotas p-orbitāles atrodas viena pret otru 90° leņķī - maksimālā ūdeņraža atomu s-orbitāļu elektronu mākoņu pārklāšanās ar skābekļa atoma p-orbitālēm notiks, ja saites atrodas 90 leņķī. °. Ūdens molekulā O-H saite ir polāra. Efektīvais pozitīvais lādiņš uz ūdeņraža atoma ir δ+, uz skābekļa atoma - δ-. Tāpēc leņķa palielināšanās starp saitēm līdz 104,5° ir skaidrojama ar ūdeņraža atomu efektīvo pozitīvo lādiņu, kā arī elektronu mākoņu atgrūšanu.
Sēra elektronegativitāte ir ievērojami mazāka nekā skābekļa EO. Tāpēc H–S saites polaritāte H2S ir mazāka nekā H–O saites polaritāte H2O, un H–S saites garums (0,133 nm) ir lielāks par H–O (0,56 nm) un leņķis starp saitēm tuvojas taisnam leņķim. H2S tas ir 92o, bet H2Se – 91o.
To pašu iemeslu dēļ amonjaka molekulai ir piramīdas struktūra, un leņķis starp H-N-H valences saitēm ir lielāks nekā taisns (107,3°). Pārejot no NH3 uz PH3, AsH3 un SbH3, leņķi starp saitēm ir attiecīgi 93,3°; 91,8o un 91,3o.
Atomu orbitāļu hibridizācija
Ierosinātam berilija atomam ir konfigurācija 2s12p1, ierosinātam bora atomam ir konfigurācija 2s12p2, un ierosinātam oglekļa atomam ir konfigurācija 2s12p3. Tāpēc varam pieņemt, ka ķīmisko saišu veidošanā var piedalīties nevis vienas, bet dažādas atomu orbitāles. Piemēram, tādos savienojumos kā BeCl2, BeCl3, CCl4 jābūt saitēm ar nevienlīdzīgu stiprumu un virzienu, un σ-saitēm no p-orbitālēm jābūt stiprākām nekā saitēm no s-orbitālēm, jo p-orbitālēm ir labvēlīgāki pārklāšanās apstākļi. Tomēr pieredze rāda, ka molekulās, kas satur centrālie atomi ar dažādām valences orbitālēm (s, p, d), visas saites ir līdzvērtīgas. Paskaidrojumu tam sniedza Sleiters un Polings. Viņi secināja, ka dažādas orbitāles, kas nav ļoti atšķirīgas pēc enerģijas, veido atbilstošu skaitu hibrīdu orbitāļu. Hibrīdās (jauktās) orbitāles veidojas no dažādām atomu orbitālēm. Hibrīdu orbitāļu skaits ir vienāds ar hibridizācijā iesaistīto atomu orbitāļu skaitu. Hibrīdās orbitāles ir identiskas elektronu mākoņu formas un enerģijas ziņā. Salīdzinot ar atomu orbitālēm, tās ir vairāk izstieptas ķīmisko saišu veidošanās virzienā un tāpēc nodrošina labāku elektronu mākoņu pārklāšanos.
Atomu orbitāļu hibridizācijai ir nepieciešama enerģija, tāpēc hibrīda orbitāles izolētā atomā ir nestabilas un mēdz pārvērsties par tīriem AO. Veidojot ķīmiskās saites, hibrīda orbitāles tiek stabilizētas. Pateicoties stiprākām saitēm, ko veido hibrīda orbitāles, no sistēmas izdalās vairāk enerģijas un līdz ar to sistēma kļūst stabilāka.
sp-hibridizācija notiek, piemēram, Be, Zn, Co un Hg (II) halogenīdu veidošanās laikā. Valences stāvoklī visi metālu halogenīdi satur s un p nepāra elektronus atbilstošā enerģijas līmenī. Kad veidojas molekula, viena s un viena p orbitāle veido divas hibrīdas sp orbitāles 180° leņķī.
Eksperimentālie dati liecina, ka Be, Zn, Cd un Hg(II) halogenīdi ir lineāri un abas saites ir vienāda garuma.
sp2 hibridizācija. Vienas s-orbitāles un divu p-orbitāļu hibridizācijas rezultātā veidojas trīs hibrīda sp2 orbitāles, kas atrodas vienā plaknē 120° leņķī viena pret otru.
sp3 hibridizācija ir raksturīga oglekļa savienojumiem. Vienas s-orbitāles un trīs p-orbitāļu hibridizācijas rezultātā veidojas četras hibrīda sp3 orbitāles, kas vērstas pret tetraedra virsotnēm ar leņķi starp orbitālēm 109,5°.
Hibridizācija izpaužas kā oglekļa atoma saišu pilnīga līdzvērtība ar citiem atomiem savienojumos, piemēram, CH4, CCl4, C(CH3)4 utt.
Hibridizācija var ietvert ne tikai s- un p-orbitāles, bet arī d- un f-orbitāles.
Ar sp3d2 hibridizāciju veidojas 6 vienādi mākoņi. To novēro tādos savienojumos kā,.
Idejas par hibridizāciju ļauj izprast tādas molekulu struktūras iezīmes, kuras nevar izskaidrot citādi.
Atomu orbitāļu (AO) hibridizācija noved pie elektronu mākoņa pārvietošanās virzienā, veidojot saites ar citiem atomiem. Rezultātā hibrīdu orbitāļu pārklāšanās laukumi izrādās lielāki nekā tīrajām orbitālēm, un palielinās saites stiprība.
Jonu un molekulu polarizējamība un polarizējošā iedarbība
Elektriskajā laukā jons vai molekula tiek deformēta, t.i. tajos notiek relatīva kodolu un elektronu nobīde. Šo jonu un molekulu deformējamību sauc par polarizējamību. Tā kā ārējā slāņa elektroni ir vismazāk saistīti ar atomu, tie vispirms piedzīvo nobīdi.
Anjonu polarizējamība, kā likums, ir ievērojami augstāka nekā katjonu polarizējamība.
Ar tādu pašu elektronisko apvalku struktūru jona polarizējamība samazinās, palielinoties pozitīvajam lādiņam, piemēram, sērijā:
Elektronisko analogu joniem polarizējamība palielinās, palielinoties elektronisko slāņu skaitam, piemēram: vai.
Molekulu polarizējamību nosaka to veidojošo atomu polarizējamība, ģeometriskā konfigurācija, saišu skaits un daudzveidība utt. Secinājums par relatīvo polarizējamību ir iespējams tikai līdzīgas uzbūves molekulām, kas atšķiras ar vienu atomu. Šajā gadījumā par molekulu polarizējamības atšķirību var spriest pēc atomu polarizējamības atšķirības.
Elektrisko lauku var izveidot vai nu ar uzlādētu elektrodu, vai ar jonu. Tādējādi pašam jonam var būt polarizējoša iedarbība (polarizācija) uz citiem joniem vai molekulām. Jona polarizējošā iedarbība palielinās, palielinoties tā lādiņam un samazinoties rādiusam.
Anjonu polarizējošā iedarbība, kā likums, ir daudz mazāka nekā katjonu polarizējošā iedarbība. Tas izskaidrojams ar anjonu lielo izmēru salīdzinājumā ar katjoniem.
Molekulām ir polarizējoša iedarbība, ja tās ir polāras; Jo lielāks ir molekulas dipola moments, jo augstāks ir polarizācijas efekts.
Sērijā palielinās polarizācijas spēja, jo rādiusi palielinās un jona radītais elektriskais lauks samazinās.
Ūdeņraža saite
Ūdeņraža saite ir īpašs ķīmiskās saites veids. Ir zināms, ka ūdeņraža savienojumiem ar ļoti elektronnegatīviem nemetāliem, piemēram, F, O, N, ir neparasti augsta viršanas temperatūra. Ja sērijās H2Te – H2Se – H2S viršanas temperatūra dabiski samazinās, tad pārejot no H2S uz H2O notiek straujš lēciens uz šīs temperatūras paaugstināšanos. Tāda pati aina ir novērojama halogenūdeņražskābju sērijā. Tas norāda uz specifisku mijiedarbību starp H2O molekulām un HF molekulām. Šādai mijiedarbībai vajadzētu apgrūtināt molekulu atdalīšanu viena no otras, t.i. samazina to nepastāvību un līdz ar to paaugstina attiecīgo vielu viršanas temperatūru. EO lielo atšķirību dēļ ķīmiskās saites H–F, H–O, H–N ir ļoti polarizētas. Tāpēc ūdeņraža atomam ir pozitīvs efektīvais lādiņš (δ+), un F, O un N atomiem ir pārmērīgs elektronu blīvums un tie ir negatīvi lādēti (d-). Kulona pievilcības dēļ vienas molekulas pozitīvi lādētais ūdeņraža atoms mijiedarbojas ar citas molekulas elektronnegatīvo atomu. Pateicoties tam, molekulas tiek piesaistītas viena otrai (biezie punkti norāda uz ūdeņraža saitēm).
Ūdeņraža saite ir saite, kas veidojas caur ūdeņraža atomu, kas ir daļa no vienas no divām saistītām daļiņām (molekulām vai joniem). Ūdeņraža saites enerģija (21–29 kJ/mol vai 5–7 kcal/mol) ir aptuveni 10 reizes mazāka nekā parastās ķīmiskās saites enerģija. Tomēr ūdeņraža saite nosaka dimēru molekulu (H2O)2, (HF)2 un skudrskābes esamību pa pāriem.
Atomu HF, HO, HN, HCl, HS kombināciju sērijā ūdeņraža saites enerģija samazinās. Tas arī samazinās, palielinoties temperatūrai, tāpēc tvaiku stāvoklī esošās vielas uzrāda ūdeņraža saiti tikai nelielā mērā; tas ir raksturīgs vielām šķidrā un cietā stāvoklī. Vielas, piemēram, ūdens, ledus, šķidrs amonjaks, organiskās skābes spirti un fenoli ir saistīti ar dimēriem, trimeriem un polimēriem. Šķidrā stāvoklī dimēri ir visstabilākie.
Starpmolekulārā mijiedarbība
Iepriekš tika aplūkotas saites, kas nosaka molekulu veidošanos no atomiem. Tomēr pastāv arī mijiedarbība starp molekulām. Tas izraisa gāzu kondensāciju un pārveidošanu šķidrumos un cietās vielās. Pirmo starpmolekulārās mijiedarbības spēku formulējumu 1871. gadā sniedza Van der Vāls. Tāpēc tos sauc par van der Vālsa spēkiem. Starpmolekulārās mijiedarbības spēkus var iedalīt orientējošajos, induktīvajos un dispersīvajos.
Polārās molekulas dipolu pretējo galu elektrostatiskās mijiedarbības dēļ ir orientētas telpā tā, ka dažu molekulu dipolu negatīvie gali tiek pārvērsti par pozitīviem
citu molekulu dipolu gali (orientējoša starpmolekulārā mijiedarbība).
Šādas mijiedarbības enerģiju nosaka divu dipolu elektrostatiskā pievilcība. Jo lielāks dipols, jo spēcīgāka ir starpmolekulārā pievilcība (H2O, HCl).
Molekulu termiskā kustība novērš molekulu savstarpējo orientāciju, tāpēc, paaugstinoties temperatūrai, orientācijas efekts vājinās. Induktīvā mijiedarbība tiek novērota arī vielās ar polārām molekulām, taču tā parasti ir daudz vājāka nekā orientējošā mijiedarbība.
Polāra molekula var palielināt blakus esošās molekulas polaritāti. Citiem vārdiem sakot, vienas molekulas dipola ietekmē var palielināties citas molekulas dipols, un nepolāra molekula var kļūt polāra:
b 
Dipola momentu, kas rodas citas molekulas vai jonu polarizācijas rezultātā, sauc par inducēto dipola momentu, un pašu parādību sauc par indukciju. Tādējādi orientācijas mijiedarbība vienmēr ir jāuzliek molekulu induktīvajai mijiedarbībai.
Nepolāru molekulu (piemēram, H2, N2 vai cēlgāzes atomu) gadījumā nav orientējošas un induktīvās mijiedarbības. Tomēr ir zināms, ka tiek sadedzināts ūdeņradis, slāpeklis un cēlgāzes. Lai izskaidrotu šos faktus, Londona ieviesa starpmolekulārās mijiedarbības dispersijas spēku jēdzienu. Šie spēki mijiedarbojas starp jebkuriem atomiem un molekulām neatkarīgi no to struktūras. Tos izraisa momentāni dipola momenti, kas notiek saskaņoti lielā atomu grupā:
Jebkurā laika brīdī dipolu virziens var būt atšķirīgs. Tomēr to koordinēta rašanās nodrošina vājus mijiedarbības spēkus, kas izraisa šķidru un cietu ķermeņu veidošanos. Jo īpaši tas izraisa cēlgāzu pāreju uz šķidru stāvokli zemā temperatūrā.
Tādējādi mazākā sastāvdaļa starp spēkiem, kas darbojas starp molekulām, ir dispersijas mijiedarbība. Starp molekulām ar mazu polaritāti vai bez tās (CH4, H2, HI) darbības spēki galvenokārt ir izkliedējoši. Jo lielāks ir molekulu iekšējais dipola moments, jo lielāki ir to mijiedarbības orientācijas spēki.
Viena veida vielu sērijā dispersijas mijiedarbība palielinās, palielinoties atomu lielumam, kas veido šo vielu molekulas. Piemēram, HCl dispersijas spēki veido 81% no kopējās starpmolekulārās mijiedarbības, HBr šī vērtība ir 95%, bet HI - 99,5%.
Ķīmisko saišu apraksts molekulārās orbitālās (MO) metodē
BC metodi plaši izmanto ķīmiķi. Šajā metodē liela un sarežģīta molekula tiek uzskatīta par tādu, kas sastāv no atsevišķām divu centru un divu elektronu saitēm. Ir pieņemts, ka elektroni, kas ir atbildīgi par ķīmisko saiti, ir lokalizēti (atrodas) starp diviem atomiem. BC metodi var veiksmīgi pielietot lielākajai daļai molekulu. Tomēr ir vairākas molekulas, kurām šī metode nav piemērojama vai tās secinājumi ir pretrunā ar eksperimentu.
Konstatēts, ka virknē gadījumu ķīmiskās saites veidošanā noteicošā loma ir nevis elektronu pāriem, bet gan atsevišķiem elektroniem. Ķīmiskās saites iespējamību, izmantojot vienu elektronu, norāda jona esamība. Kad šis jons veidojas no ūdeņraža atoma un ūdeņraža jona, atbrīvojas 255 kJ (61 kcal) enerģijas. Tādējādi ķīmiskā saite jonos ir diezgan spēcīga.
Ja mēģināsim aprakstīt ķīmisko saiti skābekļa molekulā ar BC metodi, nonāksim pie secinājuma, ka, pirmkārt, tai jābūt dubultai (σ- un p-saitei), otrkārt, skābekļa molekulā visiem elektroniem ir jābūt būt pārī, t.i., t.i. O2 molekulai jābūt diamagnētiskai. [Diamagnētiskajās vielās atomiem nav pastāvīga magnētiskā momenta un viela tiek izstumta no magnētiskais lauks. Paramagnētiska viela ir tāda, kuras atomiem vai molekulām ir magnētiskais moments, un tai ir īpašība tikt ievilktai magnētiskajā laukā]. Eksperimentālie dati liecina, ka saites enerģija skābekļa molekulā patiešām ir dubultā, taču molekula nav diamagnētiska, bet gan paramagnētiska. Tam ir divi nepāra elektroni. BC metode ir bezspēcīga, lai izskaidrotu šo faktu.
Pašlaik labākā ķīmiskās saites kvantu mehāniskās interpretācijas metode tiek uzskatīta par molekulāro orbitālo (MO) metodi. Tomēr tā ir daudz sarežģītāka nekā BC metode un nav tik vizuāla kā pēdējā.
MO metode uzskata, ka visi molekulas elektroni atrodas molekulārās orbitālēs. Molekulā elektrons atrodas noteiktā MO, ko raksturo atbilstošā viļņu funkcija ψ.
MO veidi. Kad viena atoma elektrons, tuvojoties, nonāk cita atoma darbības sfērā, mainās kustības raksturs un līdz ar to elektrona viļņu funkcija. Iegūtajā molekulā elektronu viļņu funkcijas jeb orbitāles nav zināmas. Ir vairāki veidi, kā noteikt MO veidu, pamatojoties uz zināmajiem AO. Visbiežāk MO iegūst, izmantojot atomu orbitāļu lineāru kombināciju (LCAO). Pauli princips, Hunda likums un mazākās enerģijas princips ir spēkā arī MO metodei.
Rīsi. 2.2. Saistošo un antisaistošo molekulāro orbitāļu veidošanās no atomu orbitālēm.
Vienkāršākajā grafiskajā formā MO, tāpat kā LCAO, var iegūt, pievienojot vai atņemot viļņu funkcijas. 2.2. attēlā parādīta saistošo un antisaistošo MO veidošanās no sākotnējā AO.
AO var veidot MO, ja atbilstošo AO enerģijas ir tuvu vērtībām un AO ir vienāda simetrija attiecībā pret saites asi.
Ūdeņraža 1s viļņu funkcijas jeb orbitāles var dot divas lineāras kombinācijas – vienu pievienojot, otru atņemot (2.2. att.).
Kad viļņu funkcijas summējas, pārklāšanās apgabalā elektronu mākoņa blīvums, proporcionāls ψ2, kļūst lielāks, starp atomu kodoliem rodas lieks negatīvs lādiņš un tam tiek piesaistīti atomu kodoli. MO, kas iegūts, saskaitot ūdeņraža atomu viļņu funkcijas, sauc par savienojošo MO.
Ja atņem viļņu funkcijas, tad apgabalā starp atomu kodoliem elektronu mākoņa blīvums kļūst nulle, elektronu mākonis tiek “izstumts” no apgabala, kas atrodas starp atomiem. Iegūtais MO nevar saistīt atomus, un to sauc par antisaiti.
Tā kā ūdeņraža s-orbitāles veido tikai σ saiti, iegūtie MO tiek apzīmēti ar σcв un σр. MO, ko veido 1s-atomu orbitāles, apzīmē ar σcв1s un σр1s.
Saistošajā MO elektronu potenciālā (un kopējā) enerģija izrādās mazāka nekā pie AO, un pie antisaites MO tā ir lielāka. Absolūtajā vērtībā elektronu enerģijas pieaugums pretsaites orbitālēs ir nedaudz lielāks nekā enerģijas samazinājums savienojošajās orbitālēs. Elektrons, kas atrodas savienojošā orbitālē, nodrošina savienojumu starp atomiem, stabilizējot molekulu, bet elektrons antisaites orbitālē destabilizē molekulu, t.i. saikne starp atomiem vājinās. Erazr. > Esv.
MO veidojas arī no vienas un tās pašas simetrijas 2p orbitālēm: savienojošās un antibonējošās σ orbitāles no 2p orbitālēm, kas atrodas gar x asi. Tie ir apzīmēti ar σcв2р un σр2р. Saistošās un antibonējošās p orbitāles veidojas no 2pz orbitālēm. Tie ir attiecīgi apzīmēti ar πсв2рz, πp2pz. πsv2py un πр2у orbitāles veidojas līdzīgi.
Aizpildot MO. MO piepildīšanās ar elektroniem notiek orbitālās enerģijas pieauguma secībā. Ja MO ir vienāda enerģija (πst vai πp orbitāles), tad piepildīšana notiek saskaņā ar Hunda likumu, lai molekulas griešanās moments būtu vislielākais. Katrs MO, tāpat kā atoms, var uzņemt divus elektronus. Kā minēts, atomu vai molekulu magnētiskās īpašības ir atkarīgas no nepāra elektronu klātbūtnes: ja molekulā ir nepāra elektroni, tad tā ir paramagnētiska, ja nē, tā ir diamagnētiska.
Apsveriet jonu.
No diagrammas ir skaidrs, ka vienīgais elektrons atrodas gar σcв - MO. Izveidojas stabils savienojums ar saistīšanas enerģiju 255 kJ/mol un saites garumu 0,106 nm. Molekulārais jons ir paramagnētisks. Ja mēs pieņemam, ka saites daudzkāršība, tāpat kā BC metodē, tiek noteikta pēc elektronu pāru skaita, tad saites reizinājums in ir vienāds ar ½. Veidošanas procesu var uzrakstīt šādi:
Šis ieraksts nozīmē, ka σc MO ir viens elektrons, kas izveidots no 1s AO.
Parastā ūdeņraža molekulā jau ir divi elektroni ar pretējiem spiniem σcв1s orbitālē: . Saites enerģija H2 ir lielāka nekā H2 - 435 kJ/mol, un saites garums (0,074 nm) ir mazāks. H2 molekula satur vienu saiti, un molekula ir diamagnētiska.
Rīsi. 2.3. AO un MO enerģijas diagramma divu ūdeņraža atomu sistēmā.
Molekulārajam jonam (+He+ ® He+2[(sсв1s)2(sр1s)1]) σizlādes 1s orbitālē jau ir viens elektrons. Saites enerģija ir 238 kJ/mol (samazināta salīdzinājumā ar H2), un saites garums (0,108 nm) ir palielināts. Saites reizinājums ir ½ (saites reizinājums ir vienāds ar pusi no elektronu skaita starpības saites un antisaites orbitālēs).
Hipotētiskajai He2 molekulai būtu divi elektroni σcв1s orbitālē un divi elektroni σр1s orbitālē. Tā kā viens elektrons antisaites orbitālē iznīcina elektrona saistīšanas efektu saistīšanas orbitālē, He2 molekula nevar pastāvēt. BC metode noved pie tāda paša secinājuma.
Zemāk ir parādīta secība, kādā MO tiek piepildīti ar elektroniem II perioda elementu molekulu veidošanās laikā. Saskaņā ar diagrammām B2 un O2 molekulas ir paramagnētiskas, un Be2 molekula nevar pastāvēt.
Molekulu veidošanos no II perioda elementu atomiem var uzrakstīt šādi (K - iekšējie elektroniskie slāņi):
Molekulu un MMO fizikālās īpašības
Saistošo un atslābinošo MO esamība ir apstiprināta fizikālās īpašības molekulas. MO metode ļauj prognozēt, ja, veidojoties molekulai no atomiem, molekulā esošie elektroni nonāk savienojošās orbitālēs, tad molekulu jonizācijas potenciāliem jābūt lielākiem par atomu jonizācijas potenciāliem un ja elektroni iekrist antibonding orbitālēs, tad otrādi.
Tādējādi ūdeņraža un slāpekļa molekulu (saites orbitāļu) jonizācijas potenciāli - attiecīgi 1485 un 1500 kJ/mol - ir lielāki par ūdeņraža un slāpekļa atomu jonizācijas potenciāliem - 1310 un 1390 kJ/mol, un skābekļa un 1390 kJ/mol. fluora molekulas (antibonding orbitāles) - 1170 un 1523 kJ/mol ir mazākas par atbilstošo atomu - 1310 un 1670 kJ/mol. Kad molekulas tiek jonizētas, saites stiprums samazinās, ja elektrons tiek noņemts no savienojošās orbitāles (H2 un N2), un palielinās, ja elektrons tiek noņemts no antisaites orbitāles (O2 un F2).
Divatomu molekulas ar dažādiem atomiem
MO molekulām ar dažādiem atomiem (NO, CO) tiek konstruētas līdzīgi, ja sākotnējie atomi īpaši neatšķiras pēc jonizācijas potenciāla vērtībām. Piemēram, CO molekulai mums ir:
Skābekļa atoma AO enerģijas ir zemākas par attiecīgo oglekļa orbitāļu enerģijām (1080 kJ/mol), tās atrodas tuvāk kodolam. 10 elektroni, kas atrodas ārējos slāņos sākotnējos atomos, aizpilda savienojošās scb2s un antibonding sp2s orbitāles un savienojošās un pscb2ry,z orbitāles. CO molekula izrādās izoelektroniska ar N2 molekulu. Atomu saistīšanās enerģija CO molekulā (1105 kJ/mol) ir pat lielāka nekā slāpekļa molekulā (940 kJ/mol). C-O saites garums ir 0,113 nm.
NAV molekulas
antisaites orbitālē ir viens elektrons. Rezultātā NO saistīšanās enerģija (680 kJ/mol) ir zemāka nekā N2 vai CO. Elektrona noņemšana no NO molekulas (jonizācija, veidojot NO+) palielina atomu saistīšanās enerģiju līdz 1050–1080 kJ/mol.
Apskatīsim MO veidošanos ūdeņraža fluorīda molekulā HF. Tā kā fluora jonizācijas potenciāls (17,4 eV jeb 1670 kJ/mol) ir lielāks nekā ūdeņražam (13,6 eV jeb 1310 kJ/mol), fluora 2p orbitālēm ir mazāka enerģija nekā ūdeņraža 1s orbitālei. Lielās enerģijas atšķirības dēļ ūdeņraža atoma 1s orbitāle un fluora atoma 2s orbitāle nesadarbojas. Tādējādi fluora 2s orbitāle kļūst, nemainot MO enerģiju HF. Šādas orbitāles sauc par nesaistošām orbitālēm. Fluora 2py un 2рz orbitāles arī nevar mijiedarboties ar ūdeņraža 1s orbitāli, jo atšķiras simetrija attiecībā pret saites asi. Tie arī kļūst par nesaistošiem MO. Saistošie un antisaistošie MO veidojas no ūdeņraža 1s orbitāles un fluora 2px orbitāles. Ūdeņraža un fluora atomi ir savienoti ar divu elektronu saiti ar enerģiju 560 kJ/mol.
Bibliogrāfija
Glinka N.L. vispārējā ķīmija. – M.: Ķīmija, 1978. – 111.-153.lpp.
Šimanovičs I.E., Pavlovičs M.L., Tikavijs V.F., Malaško P.M. Vispārīgā ķīmija formulās, definīcijās, diagrammās. – Mn.: Universitetskaya, 1996. – P. 51-77.
Vorobjovs V.K., Elisejevs S.Ju., Vrubļevskis A.V. Praktiski un patstāvīgs darbsķīmijā. – Mn.: UE “Donarit”, 2005. – P. 21-30.
BC Leon ir vadošais tiešsaistes bukmeikers azartspēļu tirgū. Uzņēmums īpašu uzmanību pievērš servisa nepārtrauktai darbībai. Tāpat nepārtraukti tiek pilnveidota portāla funkcionalitāte. Lietotāju ērtībām ir izveidots Leon spogulis.
Iet uz spoguli
Kas ir spogulis Leons.
Lai piekļūtu oficiālajam BC Leon portālam, jums jāizmanto spogulis. Darba spogulis sniedz lietotājam daudzas priekšrocības, piemēram:
- daudzveidīgs sporta pasākumu klāsts, kam ir lielas izredzes;
- nodrošinot iespēju spēlēt Live režīmā, maču skatīšanās būs interesanta pieredze;
- detalizēts materiāls par notikušajām sacensībām;
- ērts interfeiss, ko pat nepieredzējis lietotājs var ātri saprast.
Darba spogulis ir oficiālā portāla kopija. Tam ir identiska funkcionalitāte un sinhrona datu bāze. Sakarā ar to jūsu konta informācija nemainās. Izstrādātāji ir nodrošinājuši iespēju bloķēt darba spoguli, šādos gadījumos tiek nodrošināts kaut kas cits. Šīs precīzās kopijas izsūta un kontrolē BC Leon darbinieki. Ja izmantojat funkcionējošu spoguli, varat piekļūt oficiālajam BC Leon portālam.
Lietotājam nebūs grūtību atrast spoguli, jo viņu saraksts tiek atjaunināts. Ar slēgtu piekļuvi vietnes apmeklētājam datorā ir jāinstalē mobilā tālruņa aplikācija Leon. Izmantojot VPN, jums arī jāmaina IP uz citu valsti. Lai mainītu lietotāja vai pakalpojumu sniedzēja atrašanās vietu, ir jāizmanto TOP pārlūkprogramma.
Izstrādātāji ir nodrošinājuši dažādas spoguļa izmantošanas iespējas. Lai to izdarītu ar labā puse vietnei ir uzraksts “Piekļuve vietnei”, zaļā poga “Apvedceļa bloķēšana” ļauj spēlētājam pāriet uz apakšizvēlni un pievienot pārlūkprogrammai universālu grāmatzīmi.
Ērtības lietotājam nodrošina arī mobilā aplikācija. Ja nepieciešams uzzināt portāla spoguļa jauno adresi, varat zvanīt uz bezmaksas tālruni. Telegram kanāls @leonbets_official ļauj piekļūt spogulim. Leonacsess lietotne operētājsistēmai Windows ļauj vienmēr piekļūt vietnei. Šīs metodes ļauj spēlētājam piekļūt darba spogulim.
Kāpēc galvenā Leon vietne tika bloķēta?
Tas ir saistīts ar Roskomnadzor dienesta darbībām. Tas ir saistīts ar to, ka nav licences veikt bukmeikeru darbības. Blue Leon nesaņēma licenci, lai spēlētājs nemaksātu 13% no laimesta.
Kā reģistrēties Leonbets spogulī
Reģistrēties šajā vietnē ir daudz vienkāršāk nekā oficiāli. Lietotājam nav jāreģistrējas divos portālos, kas aizņem līdz divām dienām. Ja dodat priekšroku darba spogulim, šī procedūra būs pēc iespējas vienkāršāka.
Lai to izdarītu, lietotājam būs jāaizpilda tikai informācija par pilnu vārdu, kontaktpersonām. Tāpat jāizlemj par valūtu, jānorāda dzimšanas datums un mājas adrese. Jums arī jāabonē biļetens. Tas ļaus ātri saņemt informāciju no bukmeikeriem. Reģistrēts lietotājs iegūst iespēju piekļūt savam personīgajam kontam, kas ļauj veikt likmes uz spēlēm un notikumiem. Ja rodas grūtības, varat sazināties ar tehnisko atbalstu.