kovalentne side moodustuvad mittemetallide koosmõjul. Mittemetallide aatomid on suure elektronegatiivsusega ja kipuvad täitma välist elektronikihti võõrelektronide arvelt. Kaks sellist aatomit võivad minna stabiilsesse olekusse, kui nad ühendavad oma elektronid .

Mõelge kovalentse sideme tekkimisele lihtne ained.

1.Vesiniku molekuli moodustumine.

Iga aatom vesinik on üks elektron. Ta vajab stabiilsesse olekusse jõudmiseks veel ühte elektroni.

Kui kaks aatomit lähenevad üksteisele, kattuvad elektronpilved. Moodustub ühine elektronpaar, mis seob vesinikuaatomid molekuliks.

Kahe tuuma vahelises ruumis on ühised elektronid rohkem levinud kui mujal. Seal on moodustatud ala, kus suurenenud elektrontihedus ja negatiivne laeng. Selle poole tõmbavad positiivselt laetud tuumad ja moodustub molekul.

Sel juhul saab iga aatom valmis kaheelektronilise välistaseme ja läheb stabiilsesse olekusse.

Kovalentset sidet, mis on tingitud ühe ühise elektronpaari moodustumisest, nimetatakse üksikuks.

Jagatud elektronide paarid (kovalentsed sidemed) tekivad tänu paarimata elektronid, paiknevad interakteeruvate aatomite välistel energiatasanditel.

Vesinikul on üks paaritu elektron. Teiste elementide puhul on nende arv 8 - rühma number.

mittemetallid VII Ja rühmadel (halogeenidel) on väliskihil üks paaritu elektron.

Mittemetallid VI AGA rühmad (hapnik, väävel) selliseid elektrone on kaks.

Mittemetallid V Ja rühmad (lämmastik, fosfor) - kolm paarita elektroni.

2.Fluori molekuli moodustumine.

Atom fluor Selle välistasandil on seitse elektroni. Neist kuus moodustavad paarid ja seitsmes on paaritu.

Aatomite ühinemisel moodustub üks ühine elektronpaar, st tekib üks kovalentne side. Iga aatom saab valmis kaheksaelektronist väliskihi. Side fluori molekulis on samuti üksik. Molekulides eksisteerivad samad üksiksidemed kloor, broom ja jood .

Kui aatomitel on mitu paaristamata elektroni, moodustub kaks või kolm ühist paari.

3.Hapniku molekuli moodustumine.

Aatomi juures hapnikku välistasandil on kaks paaristamata elektroni.

Kui kaks aatomit interakteeruvad hapnikku on kaks ühist elektronpaari. Iga aatom täidab oma välistasandi kuni kaheksa elektroniga. Side hapnikumolekulis on kahekordne.

Vastus küsimusele 1(1).

Kuna vesiniku ja fosfori EO väärtused on samad, on PH 3 molekulis olev keemiline side kovalentne mittepolaarne.

Vastus küsimusele 2(2).

ma a) S 2 molekulis on side kovalentne mittepolaarne, sest selle moodustavad sama elemendi aatomid. Ühenduse moodustamise skeem on järgmine:
Väävel on VI rühma peamise alarühma element. Väävliaatomite väliskestas on 6 elektroni. Seal on kaks paarimata elektroni (8-6 = 2).
Tähistame väliseid elektrone, siis näeb väävlimolekuli moodustumise skeem välja järgmine:

või S=S
b) K 2 O molekulis on side ioonne, kuna selle moodustavad metallide ja mittemetalliliste elementide aatomid.
Kaalium on põhialarühma esimese rühma element, metall. Selle aatomil on lihtsam anda 1 elektron kui aktsepteerida puuduvaid 7 elektroni:

2. Hapnik on mittemetall, VI rühma peamise alarühma element. Selle aatomil on lihtsam vastu võtta 2 elektroni, millest ei piisa välimise tasandi lõpetamiseks, kui anda välistasandilt 6 elektroni:

Leiame moodustunud ioonide laengute vahel väikseima ühiskordse, see on võrdne 2(2,1). Selleks, et kaaliumiaatomid loobuksid 2 elektronist, peate võtma 2 aatomit, et hapnikuaatomid saaksid vastu võtta 2 elektroni, peate võtma 1 aatomi, nii et kaaliumoksiidi moodustumise skeem näeb välja järgmine:

c) H 2 S molekulis on side kovalentne polaarne, kuna selle moodustavad erineva EO-ga elementide aatomid. Keemilise sideme moodustamise skeem on järgmine:
Väävel on VI rühma peamise alarühma element. Selle aatomite väliskestas on 6 elektroni. Seal on 2 paaristamata elektroni (8-6 = 2).
Vesinik on 1. rühma peamise alarühma element. Selle aatomid sisaldavad 1 elektroni väliskesta kohta. 1 elektron on paaritu (vesinikuaatomi puhul on kahe elektroodi tase täielik).
Tähistame vastavalt väävli- ja vesinikuaatomite väliseid elektrone:

Vesiniksulfiidi molekulis nihutatakse ühised elektronide paarid elektronegatiivsema aatomi - väävli - poole:

1. a) N 2 molekulis on side kovalentne mittepolaarne, kuna selle moodustavad sama elemendi aatomid. Ühenduse moodustamise skeem on järgmine:
Lämmastik on V rühma põhialarühma element. Selle aatomite väliskestas on 5 elektroni. Paarituid elektrone on kolm (8 -5 \u003d Z).
Tähistame lämmastikuaatomi väliseid elektrone punktidega:

b) Li 3 H molekulis on side ioonne, kuna selle moodustavad metallide ja mittemetalliliste elementide aatomid.
Liitium on I rühma peamise alarühma element, metall. Selle aatomil on lihtsam anda 1 elektron kui aktsepteerida puuduvaid 7 elektroni:

Lämmastik on V rühma peamise alarühma element, mittemetall. Selle aatomil on lihtsam vastu võtta 3 elektroni, millest ei piisa välise tasandi lõpetamiseks, kui anda ära viis elektroni välistasandilt:

Leiame moodustunud ioonide laengute vahel väikseima ühiskordse, see on 3 (3: 1 = 3). Et liitiumiaatomid saaksid loovutada 3 elektroni, on vaja 3 aatomit, lämmastikuaatomite vastuvõtmiseks 3 elektroni on vaja ainult ühte aatomit:

c) NCl 3 molekulis on side kovalentne polaarne, sest selle moodustavad erineva EC väärtusega mittemetalliliste elementide aatomid. Ühenduse moodustamise skeem on järgmine:
Lämmastik on V rühma põhialarühma element. Selle aatomite väliskestas on 5 elektroni. Paarituid elektrone on kolm (8-5=3).
Kloor on VII rühma peamise alarühma element. Selle aatomite väliskestas on 7 elektroni. 1 elektron jääb paarituks (8 - 7 = 1). Tähistame vastavalt lämmastiku- ja klooriaatomite väliseid elektrone:

Jagatud elektronipaarid nihutatakse lämmastikuaatomi poole, kuna need on elektronegatiivsemad:

Vastus küsimusele 3(3).

Side HCl molekulis on vähem polaarne kui HF molekulis, kuna EO seerias on kloor ja vesinik üksteisest vähem kaugel kui fluor ja vesinik.

Vastus küsimusele 4(4).

Kovalentne keemiline side tekib väliste elektronide üldistamisel. Vastavalt tavaliste elektronpaaride arvule võib see olla ühe-, kahe- või kolmekordne ning vastavalt seda moodustavate aatomite elektronegatiivsusele kovalentne polaarne ja kovalentne mittepolaarne.

5.1. kovalentne side

keemiline side tekib kahe või enama aatomi lähenemisel üksteisele, kui nende vastasmõju tulemusena toimub süsteemi koguenergia vähenemine. Aatomite väliste elektronkihtide kõige stabiilsemad elektroonilised konfiguratsioonid on väärisgaasi aatomite konfiguratsioonid, mis koosnevad kahest või kaheksast elektronist. Teiste elementide aatomite välised elektronkestad sisaldavad ühte kuni seitset elektroni, s.o. on puudulikud. Molekuli moodustumisel kipuvad aatomid omandama stabiilse kahe- või kaheksaelektronilise kesta. Aatomite valentselektronid osalevad keemilise sideme moodustamises.

Kovalentne side on kahe aatomi vaheline keemiline side, mille moodustavad nende kahe aatomi juurde üheaegselt kuuluvad elektronpaarid.

Kovalentse sideme moodustamiseks on kaks mehhanismi: vahetus ja doonor-aktseptor.

5.1.1. Vahetusmehhanism kovalentse sideme moodustamiseks

vahetusmehhanism Kovalentse sideme teke realiseerub tänu erinevatele aatomitele kuuluvate elektronide elektronpilvede kattumisele. Näiteks kui kaks vesinikuaatomit lähenevad üksteisele, kattuvad 1s elektroni orbitaalid. Selle tulemusena on ühine paar elektronid, mis kuuluvad korraga mõlemasse aatomisse. Sel juhul moodustavad keemilise sideme elektronid, millel on antiparalleelsed spinnid, joonis fig. 5.1.

Riis. 5.1. Vesinikumolekuli moodustumine kahest H-aatomist

5.1.2. Kovalentse sideme moodustumise doonor-aktseptormehhanism

Kovalentse sideme moodustamise doonor-aktseptor mehhanismiga tekib side ka elektronpaaride abil. Kuid sel juhul annab üks aatom (doonor) oma elektronpaari ja teine ​​aatom (aktseptor) osaleb oma vaba orbitaaliga sideme tekkes. Doonor-aktseptor sideme rakendamise näide on ammooniumiooni NH 4 + moodustumine ammoniaagi NH 3 interaktsiooni käigus vesinikkatiooniga H +.

NH 3 molekulis moodustavad kolm elektronipaari kolm N - H sidet, neljas lämmastikuaatomile kuuluv elektronipaar on jagamata. See elektronpaar võib anda sideme vesinikiooniga, millel on vaba orbitaal. Tulemuseks on ammooniumiioon NH 4 +, joon. 5.2.

Riis. 5.2. Doonor-aktseptor sideme tekkimine ammooniumiooni moodustumisel

Tuleb märkida, et NH4 + ioonis olevad neli kovalentset N-H sidet on samaväärsed. Ammooniumioonis on doonor-aktseptormehhanismi poolt moodustunud sidet võimatu eraldada.

5.1.3. Polaarne ja mittepolaarne kovalentne side

Kui kovalentse sideme moodustavad identsed aatomid, siis elektronpaar paikneb nende aatomite tuumade vahel samal kaugusel. Sellist kovalentset sidet nimetatakse mittepolaarseks. Mittepolaarse kovalentse sidemega molekulide näideteks on H 2, Cl 2, O 2, N 2 jne.

Polaarse kovalentse sideme korral nihkub jagatud elektronpaar suurema elektronegatiivsusega aatomi poole. Seda tüüpi side realiseerub erinevatest aatomitest moodustatud molekulides. Kovalentne polaarne side leiab aset HCl, HBr, CO, NO jne molekulides. Näiteks polaarse kovalentse sideme teket HCl molekulis saab kujutada skeemiga, joonis fig. 5.3:

Riis. 5.3. Kovalentse polaarse sideme moodustumine HC1 molekulis

Vaadeldavas molekulis on elektronpaar nihkunud klooriaatomile, kuna selle elektronegatiivsus (2,83) on suurem kui vesinikuaatomi elektronegatiivsus (2,1).

5.1.4. Dipoolmoment ja molekulide struktuur

Sideme polaarsuse mõõt on selle dipoolmoment μ:

μ = e l,

kus e on elektroni laeng, l on positiivsete ja negatiivsete laengute tsentrite vaheline kaugus.

Dipoolmoment on vektorsuurus. Mõisted "sideme dipoolmoment" ja "molekuli dipoolmoment" langevad kokku ainult kaheaatomiliste molekulide puhul. Molekuli dipoolmoment on võrdne kõigi sidemete dipoolmomentide vektorsummaga. Seega sõltub polüaatomilise molekuli dipoolmoment selle struktuurist.

Näiteks lineaarses CO 2 molekulis on iga C-O side polaarne. CO 2 molekul on aga üldiselt mittepolaarne, kuna sidemete dipoolmomendid kompenseerivad üksteist (joonis 5.4). Süsinikdioksiidi molekuli dipoolmoment on m = 0.

Nurgas H 2 O molekulis paiknevad polaarsed H–O sidemed 104,5 o nurga all. Kahe H–O sideme dipoolmomentide vektorsummat väljendab rööpküliku diagonaal (joonis 5.4). Selle tulemusena ei ole veemolekuli m dipoolmoment võrdne nulliga.

Riis. 5.4. CO 2 ja H 2 O molekulide dipoolmomendid

5.1.5. Elementide valents kovalentse sidemega ühendites

Aatomite valentsuse määrab paaritute elektronide arv, mis osalevad ühiste elektronpaaride moodustamisel teiste aatomite elektronidega. Kuna välisel elektronkihil on üks paaritu elektron, on F 2, HCl, PBr 3 ja CCl 4 molekulide halogeeniaatomid monovalentsed. Hapniku alarühma elemendid sisaldavad väliskihil kahte paaristamata elektroni, nii et sellistes ühendites nagu O 2, H 2 O, H 2 S ja SCl 2 on need kahevalentsed.

Kuna molekulides saab lisaks tavalistele kovalentsetele sidemetele tekkida side doonor-aktseptormehhanismi abil, siis sõltub aatomite valents ka üksikute elektronpaaride ja vabade elektronide orbitaalide olemasolust neis. Valentsi kvantitatiivne mõõt on keemiliste sidemete arv, mille kaudu antud aatom on ühendatud teiste aatomitega.

Elementide maksimaalne valents ei tohi reeglina ületada selle rühma arvu, milles need asuvad. Erandiks on esimese rühma Cu, Ag, Au kõrvalalarühma elemendid, mille valents ühendites on suurem kui üks. Valentselektronid hõlmavad eelkõige väliskihtide elektrone, kuid sekundaarsete alarühmade elementide puhul võtavad keemilise sideme moodustamisest osa ka eelviimaste (eesmiste) kihtide elektronid.

5.1.6. Elementide valents normaal- ja ergastatud olekus

Enamiku keemiliste elementide valents sõltub sellest, kas need elemendid on normaalses või ergastatud olekus. Li aatomi elektrooniline konfiguratsioon: 1s 2 2s 1. Välistasandi liitiumi aatomil on üks paaritu elektron, s.o. liitium on monovalentne. Kolmevalentse liitiumi saamiseks on vaja väga suurt energiakulu, mis on seotud 1s elektroni üleminekuga 2p orbitaalile. See energiakulu on nii suur, et seda ei kompenseeri keemiliste sidemete moodustumisel vabanev energia. Sellega seoses pole kolmevalentse liitiumi ühendeid.

Berülliumi ns 2 alarühma elementide välise elektronkihi konfiguratsioon. See tähendab, et nende elementide välisel elektronkihil on ns raku orbitaalil kaks vastandliku spinniga elektroni. Berülliumi alarühma elemendid ei sisalda paarituid elektrone, seega on nende valents normaalolekus null. Ergastatud olekus on berülliumi alarühma elementide elektrooniline konfiguratsioon ns 1 nр 1, st. elemendid moodustavad ühendeid, milles nad on kahevalentsed.

Boori aatomi valentsivõimalused

Vaatleme boori aatomi elektroonilist konfiguratsiooni põhiolekus: 1s 2 2s 2 2р 1 . Põhiolekus olev boori aatom sisaldab ühte paaritut elektroni (joon. 5.5), s.o. ta on ühetaoline. Boorile ei ole aga iseloomulik selliste ühendite moodustumine, milles ta on monovalentne. Booriaatomi ergastamisel toimub ühe 2s-elektroni üleminek 2p-orbitaalile (joonis 5.5). Ergastatud olekus boori aatomil on 3 paarita elektroni ja see võib moodustada ühendeid, milles selle valents on kolm.

Riis. 5.5. Boori aatomi valentsolekud normaal- ja ergastatud olekus

Aatomi üleminekuks ergastatud olekusse ühe energiataseme piires kulutatud energia kompenseeritakse reeglina liigselt täiendavate sidemete moodustumisel vabaneva energiaga.

Kuna boori aatomis on üks vaba 2p orbitaal, võib ühendites sisalduv boor moodustada neljanda kovalentse sideme, toimides elektronpaari aktseptorina. Joonisel 5.6 on näha, kuidas BF molekul interakteerub F iooniga - , mille tulemusena tekib ioon -, milles boor moodustab neli kovalentset sidet.

Riis. 5.6. Doonor-aktseptor mehhanism neljanda kovalentse sideme moodustamiseks boori aatomi juures

Lämmastikuaatomi valentsivõimalused

Vaatleme lämmastikuaatomi elektronstruktuuri (joonis 5.7).

Riis. 5.7. Elektronide jaotus lämmastikuaatomi orbitaalidel

Esitatud diagrammil on näha, et lämmastikus on kolm paaristamata elektroni, see võib moodustada kolm keemilist sidet ja selle valents on kolm. Lämmastikuaatomi üleminek ergastatud olekusse on võimatu, kuna teine ​​energiatase ei sisalda d-orbitaale. Samal ajal võib lämmastikuaatom anda välise elektronide 2s 2 jagamata elektronpaari aatomile, millel on vaba orbitaal (aktseptor). Selle tulemusena tekib lämmastikuaatomi neljas keemiline side, nagu näiteks ammooniumioonis (joonis 5.2). Seega on lämmastikuaatomi maksimaalne kovalentsus (moodustunud kovalentsete sidemete arv) neli. Selle ühendites ei saa lämmastik erinevalt teistest viienda rühma elementidest olla viievalentne.

Fosfori, väävli ja halogeeni aatomite valentsivõimalused

Erinevalt lämmastiku-, hapniku- ja fluoriaatomitest on kolmanda perioodi fosfori-, väävli- ja klooriaatomitel vabad 3D-rakud, kuhu elektronid saavad üle kanda. Kui fosfori aatom on ergastatud (joonis 5.8), on selle välisel elektronikihil 5 paarita elektroni. Selle tulemusena võib fosfori aatom ühendites olla mitte ainult kolme-, vaid ka viievalentne.

Riis. 5.8. Valentselektronide jaotus orbiitidel fosfori aatomi jaoks ergastatud olekus

Ergastatud olekus näitab väävel lisaks kahe valentsile ka nelja ja kuue valentsi. Sel juhul toimub 3p ja 3s elektronide lagunemine järjestikku (joon. 5.9).

Riis. 5.9. Väävliaatomi valentsivõimalused ergastatud olekus

Ergastatud olekus on kõigi V rühma põhialarühma elementide puhul, välja arvatud fluor, võimalik esimeste p- ja seejärel s-elektronipaaride järjestikune lagunemine. Selle tulemusena muutuvad need elemendid kolme-, viie- ja heptavalentseks (joonis 5.10).

Riis. 5.10. Kloori, broomi ja joodi aatomite valentsivõimalused ergastatud olekus

5.1.7. Kovalentse sideme pikkus, energia ja suund

Kovalentne side moodustub reeglina mittemetallide aatomite vahel. Kovalentse sideme peamised omadused on pikkus, energia ja suund.

Kovalentse sideme pikkus

Sideme pikkus on selle sideme moodustavate aatomite tuumade vaheline kaugus. See määratakse eksperimentaalsete füüsikaliste meetoditega. Sideme pikkust saab hinnata liitmisreegli abil, mille kohaselt on sideme pikkus AB molekulis ligikaudu võrdne poolega sideme pikkuste summast molekulides A 2 ja B 2:

.

Elementide perioodilise süsteemi alarühmades ülalt alla suureneb keemilise sideme pikkus, kuna aatomite raadiused selles suunas suurenevad (tabel 5.1). Kui sideme kordsus suureneb, väheneb selle pikkus.

Tabel 5.1.

Mõne keemilise sideme pikkus

Sideme energia

Sideme tugevuse mõõt on sideme energia. Sideme energia on määratud energiaga, mis on vajalik sideme katkestamiseks ja selle sideme moodustavate aatomite eemaldamiseks üksteisest lõpmatusse kaugusesse. Kovalentne side on väga tugev. Selle energia ulatub mitmekümnest kuni mitmesajani kJ/mol. IСl 3 molekuli puhul näiteks Ebonds ≈40 ja N 2 ja CO molekulide puhul Ebonds ≈1000 kJ/mol.

Elementide perioodilise süsteemi alarühmades ülalt alla keemilise sideme energia väheneb, kuna sideme pikkus selles suunas suureneb (tabel 5.1). Ühenduse kordsuse suurenemisega suureneb selle energia (tabel 5.2).

Tabel 5.2.

Mõnede keemiliste sidemete energiad

Kovalentse sideme küllastus ja suunalisus

Kovalentse sideme olulisemad omadused on selle küllastus ja suundumus. Küllastumist võib defineerida kui aatomite võimet moodustada piiratud arv kovalentseid sidemeid. Seega võib süsinikuaatom moodustada ainult neli kovalentset sidet ja hapnikuaatom võib moodustada kaks. Maksimaalne tavaliste kovalentsete sidemete arv, mida aatom võib moodustada (välja arvatud doonor-aktseptormehhanismi poolt moodustatud sidemed), on võrdne paaritute elektronide arvuga.

Kovalentsetel sidemetel on ruumiline orientatsioon, kuna orbitaalide kattumine üksiksideme moodustumisel toimub piki aatomite tuumasid ühendavat joont. Molekuli elektronorbitaalide ruumiline paigutus määrab selle geomeetria. Keemiliste sidemete vahelisi nurki nimetatakse sidemenurkadeks.

Kovalentse sideme küllastus ja suunalisus eristab seda sidet ioonsest sidemest, mis erinevalt kovalentsest sidemest on küllastumata ja mittesuunaline.

H 2 O ja NH 3 molekulide ruumiline struktuur

Vaatleme kovalentse sideme orientatsiooni H 2 O ja NH 3 molekulide näitel.

H 2 O molekul moodustub hapnikuaatomist ja kahest vesinikuaatomist. Hapnikuaatomil on kaks paaristamata p-elektroni, mis hõivavad kaks orbitaali, mis asuvad üksteise suhtes täisnurga all. Vesinikuaatomitel on paardumata 1s elektronid. P-elektronide moodustatud sidemete vaheline nurk peaks olema p-elektronide orbitaalide vahelise nurga lähedane. Katseliselt leiti aga, et veemolekuli O-H sidemete vaheline nurk on 104,50. Nurga suurenemine võrreldes 90 o nurgaga on seletatav vesinikuaatomite vahel mõjuvate tõukejõududega, joon. 5.11. Seega on H 2 O molekulil nurkne kuju.

NH 3 molekuli moodustumisel osalevad kolm lämmastikuaatomi paaritut p-elektroni, mille orbitaalid paiknevad kolmes üksteisega risti asetsevas suunas. Seetõttu peavad kolm N–H sidet olema üksteise suhtes 90° lähedase nurga all (joonis 5.11). Sidemete vahelise nurga eksperimentaalne väärtus NH 3 molekulis on 107,3°. Sidemete vaheliste nurkade väärtuste erinevus teoreetilistest väärtustest tuleneb, nagu veemolekuli puhul, vesinikuaatomite vastastikusest tõrjumisest. Lisaks ei võta esitatud skeemid arvesse võimalust, et 2s-orbitaalidel kaks elektroni osalevad keemiliste sidemete moodustumisel.

Riis. 5.11. Elektrooniliste orbitaalide kattumine keemiliste sidemete moodustumisel H 2 O (a) ja NH 3 (b) molekulides

Mõelge BeCl2 molekuli moodustumisele. Ergastatud olekus berülliumi aatomil on kaks paaristamata elektroni: 2s ja 2p. Võib eeldada, et berülliumi aatom peaks moodustama kaks sidet: ühe sideme moodustab s-elektron ja teine ​​side, mille moodustab p-elektron. Need sidemed peavad olema erineva energiaga ja erineva pikkusega. BeCl 2 molekul ei tohiks sel juhul olla lineaarne, vaid nurkne. Kogemused näitavad aga, et BeCl2 molekulil on lineaarne struktuur ja mõlemad keemilised sidemed selles on samaväärsed. Sarnast olukorda täheldatakse ka BCl 3 ja CCl 4 molekulide struktuuri arvestades – kõik sidemed nendes molekulides on samaväärsed. BC1 3 molekul on tasapinnalise struktuuriga, CC1 4 on tetraeedriline.

Et selgitada selliste molekulide nagu BeCl 2, BCl 3 ja CCl 4 struktuuri, Pauling ja Slater(USA) tutvustas aatomiorbitaalide hübridisatsiooni kontseptsiooni. Nad tegid ettepaneku asendada mitu aatomiorbitaali, mis ei ole oma energia poolest väga erinevad, sama arvu samaväärsete orbitaalidega, mida nimetatakse hübriidorbitaalideks. Need hübriidorbitaalid koosnevad aatomiorbitaalidest nende lineaarse kombinatsiooni tulemusena.

Kui keemilisi sidemeid moodustab aatom, mille ühes kihis on erinevat tüüpi elektronid ja mis ei ole seetõttu väga erineva energiaga (näiteks s ja p), on L. Paulingu järgi võimalik muuta orbitaalide konfiguratsiooni. erinevat tüüpi, milles need on kuju ja energia poolest joondatud. Selle tulemusena tekivad hübriidorbitaalid, mis on asümmeetrilise kujuga ja on tuuma ühel küljel tugevalt piklikud. Oluline on rõhutada, et hübridisatsioonimudelit kasutatakse juhul, kui sidemete moodustumisel osalevad erinevat tüüpi elektronid, näiteks s ja p.

5.1.8.2. Erinevat tüüpi aatomiorbitaalide hübridisatsioon

sp hübridisatsioon

Ühe hübridiseerimine s- ja üks R- orbitaalid ( sp- hübridisatsioon) realiseerunud näiteks berülliumkloriidi moodustumisel. Nagu ülal näidatud, on ergastatud olekus Be-aatomil kaks paaristamata elektroni, millest üks asub orbitaalil 2s ja teine ​​orbitaalil 2p. Keemilise sideme moodustumisel muundatakse need kaks erinevat orbitaali kaheks identseks hübriidorbitaaliks, mis on suunatud üksteise suhtes 180° nurga all (joonis 5.12). Kahe hübriidorbitaali lineaarne paigutus vastab nende minimaalsele tõrjumisele üksteisest. Sellest tulenevalt on BeCl 2 molekul lineaarse struktuuriga – kõik kolm aatomit asuvad ühel real.

Riis. 5.12. BeCl 2 molekuli moodustumise ajal kattuvate elektronorbitaalide skeem

Atsetüleeni molekuli struktuur; sigma ja pi sidemed

Vaatleme elektronide orbitaalide kattumise skeemi atsetüleeni molekuli moodustumisel. Atsetüleeni molekulis on iga süsinikuaatom sp-hübriidses olekus. Kaks sp-hübriidorbitaali asuvad üksteise suhtes 1800 nurga all; nad moodustavad süsinikuaatomite vahel ühe σ-sideme ja vesinikuaatomitega kaks σ-sidet (joon. 5.13).

Riis. 5.13. Atsetüleeni molekulis s-sidemete moodustumise skeem

σ-side on side, mis tekib elektronide orbitaalide kattumisel piki aatomituumi ühendavat joont.

Iga süsinikuaatom atsetüleeni molekulis sisaldab veel kahte p-elektroni, mis ei osale σ-sidemete moodustamises. Nende elektronide elektronpilved paiknevad üksteisega risti asetsevates tasapindades ja üksteisega kattudes moodustavad mittehübriidsete külgmiste kattumiste tõttu veel kaks π-sidemet süsinikuaatomite vahel. R-pilved (joon. 5.14).

π-side on kovalentne keemiline side, mis tekib elektrontiheduse suurenemise tulemusena mõlemal pool aatomituumasid ühendavat joont.

Riis. 5.14. Atsetüleeni molekulis σ - ja π -sidemete moodustumise skeem.

Seega tekib atsetüleeni molekulis süsinikuaatomite vahel kolmikside, mis koosneb ühest σ sidemest ja kahest π sidemest; σ -sidemed on tugevamad kui π-sidemed.

sp2 hübridisatsioon

BCl 3 molekuli struktuuri saab seletada terminitega sp 2- hübridisatsioon. Ergastatud olekus olev boori aatom sisaldab välisel elektronkihil ühte s-elektroni ja kahte p-elektroni, s.o. kolm paaritut elektroni. Need kolm elektronipilve saab teisendada kolmeks samaväärseks hübriidorbitaaliks. Kolme hübriidorbitaali minimaalne tõrjumine üksteisest vastab nende paiknemisele samal tasapinnal üksteise suhtes 120 o nurga all (joon. 5.15). Seega on BCl 3 molekulil tasapinnaline kuju.

Riis. 5.15. BCl 3 molekuli tasapinnaline struktuur

sp 3 - hübridisatsioon

Süsinikuaatomi valentsorbitaalid (s, p x, p y, p z) saab teisendada neljaks ekvivalentseks hübriidorbitaaliks, mis paiknevad ruumis üksteise suhtes 109,5 o nurga all ja on suunatud tetraeedri tippudele, a. mille keskpunkt on süsinikuaatomi tuum (joon. 5.16).

Riis. 5.16. Metaani molekuli tetraeedriline struktuur

5.1.8.3. Hübridisatsioon, mis hõlmab üksikuid elektronpaare

Hübridisatsioonimudeli abil saab selgitada molekulide struktuuri, milles lisaks sidumisele on ka jagamata elektronpaare. Vee ja ammoniaagi molekulides on keskaatomi (O ja N) elektronpaaride koguarv neli. Sel juhul on veemolekulil kaks ja ammoniaagi molekulil üks jagamata elektronipaar. Keemiliste sidemete teket nendes molekulides saab seletada eeldusega, et üksikud elektronide paarid võivad täita ka hübriidorbitaale. Jagamata elektronide paarid võtavad ruumis palju rohkem ruumi kui siduvad paarid. Üksik- ja sideelektronipaaride vahel toimuva tõuke tulemusena vähenevad sidemenurgad vees ja ammoniaagi molekulides, mis on alla 109,5 o.

Riis. 5.17. sp 3 - hübridisatsioon, mis hõlmab üksikuid elektronpaare H 2 O (A) ja NH 3 (B) molekulides

5.1.8.4. Hübridisatsiooni tüübi tuvastamine ja molekulide struktuuri määramine

Hübridisatsiooni tüübi ja sellest tulenevalt molekulide struktuuri kindlaksmääramiseks tuleb kasutada järgmisi reegleid.

1. Tsentraalse aatomi hübridisatsiooni tüüp, mis ei sisalda jagamata elektronpaare, määratakse sigma sidemete arvu järgi. Kui selliseid sidemeid on kaks, toimub sp-hübridisatsioon, kolm - sp 2 -hübridisatsioon, neli - sp 3 -hübridisatsioon. Jagamata elektronpaarid (doonor-aktseptormehhanismi poolt moodustatud sidemete puudumisel) puuduvad berülliumi, boori, süsiniku, räni aatomitest moodustatud molekulides, s.t. põhialarühma II - IV rühma elemendid.

2. Kui keskaatom sisaldab jagamata elektronpaare, siis hübriidorbitaalide arv ja hübridisatsiooni tüüp määratakse sigma sidemete arvu ja jagamata elektronpaaride arvu summaga. Jagamata elektronpaare hõlmav hübridiseerumine toimub molekulides, mis on moodustatud lämmastiku-, fosfori-, hapniku- ja väävliaatomitest, s.o. V ja VI rühma põhialarühmade elemendid.

3. Molekulide geomeetrilise kuju määrab keskse aatomi hübridisatsiooni tüüp (tabel 5.3).

Tabel 5.3.

Valentsnurgad, molekulide geomeetriline kuju sõltuvalt hübriidorbitaalide arvust ja keskaatomi hübridisatsiooni tüübist

5.2. Iooniline side

Iooniline side toimub elektrostaatilise külgetõmbe abil vastupidiselt laetud ioonide vahel. Need ioonid tekivad elektronide üleminekul ühelt aatomilt teisele. Iooniline side tekib aatomite vahel, mille elektronegatiivsuse erinevused on suured (tavaliselt suurem kui 1,7 Paulingi skaalal), näiteks leelismetallide ja halogeenide vahel.

Vaatleme ioonse sideme tekkimist NaCl moodustumise näitel. Aatomite Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ja Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 elektroonilistest valemitest selgub, et välise nivoo lõpetamiseks on naatriumi aatomil lihtsam anda üks elektron kui kinnitada seitse ja klooriaatomil on lihtsam kinnitada üks, kui anda seitse. AT keemilised reaktsioonid naatriumi aatom loovutab ühe elektroni ja klooriaatom võtab selle vastu. Selle tulemusena muutuvad naatriumi- ja klooriaatomite elektronkestad väärisgaaside stabiilseteks elektronkihtideks (naatriumkatiooni elektrooniline konfiguratsioon on Na + 1s 2 2s 2 2p 6 ja kloorianiooni Cl elektrooniline konfiguratsioon on 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Ioonide elektrostaatiline interaktsioon viib NaCl molekuli moodustumiseni.

Ioonse sideme peamised omadused ja ioonsete ühendite omadused

1. Ioonne side on tugev keemiline side. Selle sideme energia on umbes 300–700 kJ/mol.

2. Erinevalt kovalentsest sidemest, ioonne side on an mittesuunatud, kuna ioon võib vastupidise märgiga ioone enda poole meelitada igas suunas.

3. Erinevalt kovalentsest sidemest on ioonne side küllastumata, kuna vastasmärgiga ioonide vastastikmõju ei too kaasa nende jõuväljade täielikku vastastikust kompenseerimist.

4. Ioonse sidemega molekulide moodustumise protsessis ei toimu elektronide täielikku ülekannet, mistõttu 100% ioonset sidet looduses ei eksisteeri. NaCl molekulis on keemiline side ainult 80% iooniline.

5. Ioonsed ühendid on kõrge sulamis- ja keemistemperatuuriga kristalsed tahked ained.

6. Enamik ioonseid ühendeid lahustub vees. Ioonsete ühendite lahused ja sulamid juhivad elektrivoolu.

5.3. metallist ühendus

Välise energiataseme metalliaatomid sisaldavad väikest arvu valentselektrone. Kuna metalliaatomite ionisatsioonienergia on madal, on valentselektronid nendes aatomites nõrgalt kinni. Selle tulemusena tekivad metallide kristallvõres positiivselt laetud ioonid ja vabad elektronid. Sel juhul asuvad metalli katioonid nende kristallvõre sõlmedes ja elektronid liiguvad vabalt positiivsete tsentrite väljas, moodustades nn "elektrongaasi". Negatiivse laenguga elektroni olemasolu kahe katiooni vahel viib selleni, et iga katioon interakteerub selle elektroniga. Seega on metallisidemeks metallikristallides tekkiv positiivsete ioonide vaheline side, mis toimub kristallis vabalt liikuvate elektronide ligitõmbamisel.

Kuna metallis olevad valentselektronid on kristallis ühtlaselt jaotunud, on metalliline side, nagu ioonne, suunamata side. Erinevalt kovalentsest sidemest on metalliside küllastumata side. Kovalentsest sidemest metalliline side erineb ka vastupidavuse poolest. Metallilise sideme energia on umbes kolm kuni neli korda väiksem kovalentse sideme energiast.

Tänu elektrongaasi suurele liikuvusele iseloomustab metalle kõrge elektri- ja soojusjuhtivus.

5.4. vesinikside

Ühendite HF, H 2 O, NH 3 molekulides on tugevalt elektronegatiivse elemendiga (H–F, H–O, H–N) vesiniksidemed. Selliste ühendite molekulide vahel võib tekkida molekulidevahelised vesiniksidemed. Mõnedes orgaanilistes molekulides, mis sisaldavad H-O, H-N sidemeid, intramolekulaarsed vesiniksidemed.

Vesiniksideme moodustumise mehhanism on osaliselt elektrostaatiline, osaliselt doonor-aktseptor. Sel juhul toimib tugevalt elektronegatiivse elemendi (F, O, N) aatom elektronpaari doonorina ja nende aatomitega seotud vesinikuaatomid aktseptorina. Nagu kovalentsete sidemete puhul, iseloomustavad vesiniksidemeid orientatsiooni ruumis ja küllastatavus.

Vesiniksidet tähistatakse tavaliselt punktidega: H ··· F. Vesinikside on tugevam, mida suurem on partneraatomi elektronegatiivsus ja seda väiksem on selle suurus. See on iseloomulik eelkõige fluoriühenditele, aga ka hapnikule, vähesel määral lämmastikule, veel vähemal määral kloorile ja väävlile. Vastavalt sellele muutub ka vesiniksideme energia (tabel 5.4).

Tabel 5.4.

Vesiniksidemete energiate keskmised väärtused

Molekulidevaheline ja intramolekulaarne vesinikside

Tänu vesiniksidemetele ühendatakse molekulid dimeerideks ja keerukamateks assotsieerunud ühenditeks. Näiteks võib sipelghappe dimeeri moodustumist kujutada järgmise skeemi abil (joonis 5.18).

Riis. 5.18. Molekulidevaheliste vesiniksidemete moodustumine sipelghappes

Vees võivad tekkida pikad assotsieerunud ahelad (H 2 O) n (joonis 5.19).

Riis. 5.19. Assotsieerunud ahela moodustumine vedelas vees molekulidevaheliste vesiniksidemete tõttu

Iga H 2 O molekul võib moodustada neli vesiniksidet, samas kui HF molekul võib moodustada ainult kaks.

Vesiniksidemed võivad tekkida nii erinevate molekulide vahel (molekulidevaheline vesinikside) kui ka molekuli sees (molekulisisene vesinikside). Mõnede orgaaniliste ainete molekulisisese sideme moodustumise näited on näidatud joonisel fig. 5.20.

Riis. 5.20. Molekulisiseste vesiniksidemete moodustumine erinevate orgaaniliste ühendite molekulides

Vesiniksideme mõju ainete omadustele

Molekulidevahelise vesiniksideme olemasolu kõige mugavam indikaator on aine keemistemperatuur. Vee kõrgem keemistemperatuur (100 o C võrreldes hapniku alarühma elementide (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) vesinikuühenditega on tingitud vesiniksidemete olemasolust: molekulidevahelise hävitamiseks on vaja lisaenergiat. vesiniksidemed vees.

Vesinikside võib oluliselt mõjutada ainete struktuuri ja omadusi. Molekulidevaheliste vesiniksidemete olemasolu tõstab ainete sulamis- ja keemistemperatuure. Molekulaarse vesiniksideme olemasolu viib selleni, et desoksüribonukleiinhappe (DNA) molekul volditakse vees topeltheeliksiks.

Vesinikside mängib olulist rolli ka lahustumisprotsessides, kuna lahustuvus sõltub ka ühendi võimest moodustada lahustiga vesiniksidemeid. Selle tulemusena lahustuvad OH-rühmi sisaldavad ained, nagu suhkur, glükoos, alkoholid, karboksüülhapped, reeglina vees hästi.

5.5. Kristallvõrede tüübid

Tahketel ainetel on reeglina kristalne struktuur. Kristallidest koosnevad osakesed (aatomid, ioonid või molekulid) paiknevad ruumis rangelt määratletud punktides, moodustades kristallvõre. Kristallrakk koosneb elementaarrakkudest, mis säilitavad antud võrele iseloomulikud struktuuriomadused. Punkte, kus osakesed asuvad, nimetatakse võre sõlmed. Sõltuvalt võrekohtades paiknevate osakeste tüübist ja nendevahelise ühenduse iseloomust eristatakse 4 tüüpi kristallvõresid.

5.5.1. Aatomikristallvõre

Aatomite kristallvõrede sõlmedes on aatomid, mis on omavahel ühendatud kovalentsete sidemetega. Aatomvõrega ainete hulka kuuluvad teemant, räni, karbiidid, silitsiidid jne. Aatomikristalli struktuuris ei ole võimalik üksikuid molekule välja tuua, kogu kristalli peetakse üheks hiiglaslikuks molekuliks. Teemandi struktuur on näidatud joonisel fig. 5.21. Teemant koosneb süsinikuaatomitest, millest igaüks on seotud nelja naaberaatomiga. Tänu sellele, et kovalentsed sidemed on tugevad, on kõik aatomvõrega ained tulekindlad, tahked ja vähelenduvad. Need lahustuvad vees vähe.

Riis. 5.21. Teemantkristallvõre

5.5.2. Molekulaarkristallvõre

Molekulid paiknevad molekulaarsete kristallvõrede sõlmedes, olles omavahel ühendatud nõrkade molekulidevaheliste jõududega. Seetõttu on molekulaarvõrega ained madala kõvadusega, sulavad, neid iseloomustab märkimisväärne lenduvus, vees vähe lahustuvad ja nende lahused reeglina elektrivoolu ei juhi. Tuntakse palju molekulaarse kristallvõrega aineid. Need on tahke vesinik, kloor, süsinikmonooksiid (IV) ja muud ained, mis on tavatemperatuuril gaasilises olekus. Enamikul kristallilistest orgaanilistest ühenditest on molekulaarvõre.

5.5.3. Iooniline kristallvõre

Nimetatakse kristallvõresid, mille sõlmedes paiknevad ioonid iooniline. Neid moodustavad ioonse sidemega ained, näiteks leelismetallide halogeniidid. Ioonkristallides ei saa üksikuid molekule eristada, tervet kristalli võib pidada üheks makromolekuliks. Ioonidevahelised sidemed on tugevad, seetõttu on ioonvõrega ainete lenduvus madal, kõrged temperatuurid sulamine ja keemine. Naatriumkloriidi kristallvõre on näidatud joonisel fig. 5.22.

Riis. 5.22. Naatriumkloriidi kristallvõre

Sellel joonisel on heledad pallid Na + ioonid, tumedad pallid Cl - ioonid. Joonisel fig. 5.22 näitab NaCI ühikrakku.

5.5.4. metallist kristallvõre

Tahkes olekus metallid moodustavad metallikristallvõre. Selliste võre sõlmedes on positiivsed metalliioonid ja valentselektronid liiguvad nende vahel vabalt. Elektronid tõmbavad elektrostaatiliselt katioone, andes seeläbi metallvõre stabiilsuse. Selline võre struktuur määrab metallide kõrge soojusjuhtivuse, elektrijuhtivuse ja plastilisuse – mehaanilise deformatsiooni käigus sidemed ei katke ja kristall ei hävi, kuna selle moodustavad ioonid näivad hõljuvat elektrongaasi pilves. . Joonisel fig. 5.23 näitab naatriumi kristallvõre.

Riis. 5.23. Naatriumi kristallvõre

Nagu juba mainitud, võib ergastamata interakteeruvates aatomites esinevate paaritute elektronide tõttu tekkida ühine elektronpaar, mis teostab kovalentset sidet. See juhtub näiteks selliste molekulide moodustumisel nagu . Siin on igal aatomil üks paaritu elektron; kui kaks sellist aatomit interakteeruvad, tekib ühine elektronpaar – tekib kovalentne side.

Ergastamata lämmastikuaatomil on kolm paaristamata elektroni:

Seetõttu võib lämmastikuaatom paaritute elektronide tõttu osaleda kolme kovalentse sideme moodustamises. See juhtub näiteks molekulides või molekulides, milles lämmastiku kovalentsus on 3.

Kovalentsete sidemete arv võib aga olla suurem kui ergastamata aatomis esinevate aurustunud elektronide arv. Niisiis on süsinikuaatomi välisel elektronkihil normaalses olekus struktuur, mis on kujutatud diagrammil:

Paaritute elektronide olemasolu tõttu võib süsinikuaatom moodustada kaks kovalentset sidet. Samal ajal iseloomustavad süsinikku ühendid, milles iga selle aatom on ühendatud naaberaatomitega nelja kovalentse sidemega (näiteks jne). See on võimalik tänu sellele, et teatud energiakuluga saab üks aatomis olevatest elektronidest üle kanda alamtasemele, mille tulemusena läheb aatom ergastatud olekusse ja paaritute elektronide arv suureneb. . Sellist ergastusprotsessi, millega kaasneb elektronide "paaristumine", saab kujutada järgmise skeemi abil, kus ergastatud olek on tähistatud elemendi sümboli kõrval tärniga:

Nüüd on süsinikuaatomi välises elektronkihis neli paaritut elektroni; seetõttu võib ergastatud süsinikuaatom osaleda nelja kovalentse sideme moodustamises. Sel juhul kaasneb loodud kovalentsete sidemete arvu suurenemisega rohkem energiat, kui kulutatakse aatomi ergastatud olekusse viimiseks.

Kui aatomi ergastamine, mis põhjustab paaritute elektronide arvu suurenemist, on seotud väga suurte energiakuludega, siis moodustumise energia neid kulusid ei kompenseeri uued sidemed; siis osutub selline protsess tervikuna energeetiliselt ebasoodsaks. Seega ei ole hapniku- ja fluoriaatomitel välises elektronkihis vabu orbitaale:

Siin on paaritute elektronide arvu suurenemine võimalik ainult ühe elektronide üleviimisel järgmisele energiatasemele, st olekusse. Selline üleminek on aga seotud väga suure energiakuluga, mida uute sidemete tekkimisel vabanev energia ei kata. Seetõttu ei saa hapnikuaatom paaritute elektronide tõttu moodustada rohkem kui kaks kovalentset sidet ja fluoriaatom ainult ühe. Tõepoolest, neid elemente iseloomustab pidev kovalentsus, mis võrdub kahega hapniku ja ühega fluori jaoks.

Kolmanda ja järgneva perioodi elementide aatomitel on välises elektronkihis alamtase, kuhu ergastamisel pääsevad edasi väliskihi s- ja p-elektronid. Seetõttu tekivad siin täiendavad võimalused paaritute elektronide arvu suurendamiseks. Seega on klooriaatom, millel on ergastamata olekus üks paaritu elektron,

saab teatud energiakuluga teisendada ergastatud olekutesse, mida iseloomustavad kolm, viis või seitse paaritut elektroni;

Seetõttu võib klooriaatom erinevalt fluoriaatomist osaleda mitte ainult ühe, vaid ka kolme, viie või seitsme kovalentse sideme moodustamises. Niisiis on vesinikkloriidhappes kloori kovalentsus kolm, kloorhappes - viis ja perkloorhappes - seitse. Samamoodi võib väävliaatom, millel on ka hõivamata alamtase, minna ergastatud olekusse nelja või kuue paaritu elektroniga ja seetõttu osaleda mitte ainult kahe, nagu hapnik, vaid ka nelja või kuue kovalentse sideme moodustamises. See võib seletada ühendite olemasolu, milles väävli kovalentsus on neli või kuus.

Paljudel juhtudel tekivad kovalentsed sidemed ka aatomi väliselektroonilises väljas olevate paariselektronide tõttu. Mõelge näiteks ammoniaagi molekuli elektroonilisele struktuurile:

Siin tähistavad punktid elektrone, mis algselt kuulusid lämmastikuaatomite hulka, ja ristid tähistavad neid, mis kuulusid vesinikuaatomite hulka. Lämmastikuaatomi kaheksast välimisest elektronist kuus moodustavad kolm kovalentset sidet ja on ühised lämmastiku- ja vesinikuaatomitele. Kuid kaks elektroni kuuluvad ainult lämmastiku hulka ja moodustavad jagamata elektronipaari. Selline elektronpaar võib osaleda ka kovalentse sideme moodustumisel teise aatomiga, kui selle aatomi välises elektronkihis on vaba orbitaal. Täitmata -orbitaal on saadaval näiteks mittevesiniku jaoks, millel üldiselt puuduvad elektronid:

Seetõttu, kui molekul interakteerub vesinikuiooniga, tekib nende vahel kovalentne side; lämmastikuaatomi üksik elektronide paar muutub kahele aatomile ühiseks, mille tulemusena moodustub ammooniumiioon:

Siin tekkis kovalentne side elektronpaari (elektronipaari) ja teise aatomi vaba orbitaali (elektronipaari aktseptor) tõttu, mis algselt kuulus ühele aatomile (elektronipaari doonor).

Seda kovalentse sideme moodustamise meetodit nimetatakse doonor-aktseptoriks. Vaadeldavas näites on elektronpaari doonoriks lämmastikuaatom ja aktseptoriks vesinikuaatom.

Kogemused on näidanud, et ammooniumiooni neli sidet on kõigis aspektides samaväärsed. Sellest järeldub, et doonor-aktseptor meetodil tekkiv side ei erine oma omadustelt kovalentsest sidemest, mis tekib interakteeruvate aatomite paaritute elektronide tõttu.

Teine näide molekulist, milles on doonor-aktseptor meetodil moodustunud sidemed, on lämmastikoksiidi molekul.

Varem kujutati selle ühendi struktuurivalemit järgmiselt:

Selle valemi järgi on keskne lämmastikuaatom ühendatud naaberaatomitega viie kovalentse sidemega, nii et selle välimises elektronkihis on kümme elektroni (viis elektronipaari). Kuid selline järeldus on vastuolus lämmastikuaatomi elektroonilise struktuuriga, kuna selle välimine L-kiht sisaldab ainult nelja orbitaali (üks s- ja kolm p-orbitaali) ja ei mahuta rohkem kui kaheksa elektroni. Seetõttu ei saa ülaltoodud struktuurivalemit õigeks pidada.

Mõelge lämmastikoksiidi elektroonilisele struktuurile ja üksikute aatomite elektrone tähistatakse vaheldumisi punktide või ristidega. Hapnikuaatom, millel on kaks paaristamata elektroni, moodustab kaks kovalentset sidet keskse lämmastikuaatomiga:

Tsentraalsesse lämmastikuaatomisse jääva paaritu elektroni tõttu moodustab viimane kovalentse sideme teise lämmastikuaatomiga:

Seega on hapnikuaatomi ja keskse lämmastikuaatomi välimised elektronkihid täidetud: siin moodustuvad stabiilsed kaheksaelektronilised konfiguratsioonid. Kuid äärmise lämmastikuaatomi välimises elektronkihis asub ainult kuus elektroni; see aatom võib seega olla mõne teise elektronpaari aktseptor. Sellega külgneval kesksel lämmastikuaatomil on jagamata elektronpaar ja see võib toimida doonorina.

See viib doonor-aktseptori meetodil teise kovalentse sideme moodustumiseni lämmastikuaatomite vahel:

Nüüd on kõigil kolmel molekuli moodustaval aatomil stabiilne kaheksaelektroniline väliskihi struktuur. Kui doonor-aktseptor meetodil moodustunud kovalentset sidet tähistatakse tavapäraselt noolega, mis osutab doonor-aatomilt aktseptor-aatomile, siis lämmastikoksiidi (I) struktuurivalemit saab esitada järgmiselt:

Seega on lämmastikoksiidis keskse lämmastikuaatomi kovalentsus neli ja äärmise üks on kaks.

Vaadeldavad näited näitavad, et aatomitel on kovalentsete sidemete moodustamiseks mitmesuguseid võimalusi. Viimast saab luua nii ergastamata aatomi paaritute elektronide arvelt kui ka paaritute elektronide arvelt, mis ilmnevad aatomi ergastamise (elektronipaaride paaritumise) tulemusena, ja lõpuks doonor-aktseptor meetod. Kuid kovalentsete sidemete koguarv, mida antud aatom võib moodustada, on piiratud. Selle määrab valentsorbitaalide koguarv, st need orbitaalid, mille kasutamine kovalentsete sidemete moodustamiseks osutub energeetiliselt soodsaks. Kvantmehaaniline arvutus näitab, et sellistesse orbitaalidesse kuuluvad välise elektronkihi s- ja p-orbitaalid ning eelmise kihi -orbitaalid; mõnel juhul, nagu nägime kloori- ja väävliaatomite näidete puhul, saab väliskihi -orbitaale kasutada ka valentsorbitaalidena.

Kõigi teise perioodi elementide aatomitel on välises elektronkihis neli orbitaali, kui eelmises kihis puuduvad -orbitaalid. Seetõttu ei mahu nende aatomite valentsorbitaalid rohkem kui kaheksa elektroni. See tähendab, et teise perioodi elementide maksimaalne kovalentsus on neli.

Kolmanda ja järgnevate perioodide elementide aatomid võivad kovalentsete sidemete moodustamiseks kasutada mitte ainult s- ja -orbitaale. Tuntud on -elementide ühendid, milles välise elektronkihi s- ja p-orbitaalid ning eelmise kihi kõik viis -orbitaali osalevad kovalentsete sidemete moodustumisel; sellistel juhtudel ulatub vastava elemendi kovalentsus üheksani.

Aatomite võimet osaleda piiratud arvu kovalentsete sidemete moodustamises nimetatakse kovalentse sideme küllastumiseks.

4. test

Teema "kovalentne side"

valik 1

1. Aatomi valents keemiline element kombinatsioonis kovalentsete sidemetega on võrdne a) elektronide arvuga sellel aatomil b) selle aatomi poolt moodustatud ühiste elektronpaaride arvuga c) selle aatomi tuuma laenguga d) selle perioodi arvuga, mille jooksul see aatom element asub

2. Süsinikdioksiidi molekuli CO 2 valemit nimetatakse

a) molekulaarvalem b) graafiline valem c) elektrooniline valem d) füüsikaline valem

3. Mitu elektroni on klooriaatomist puudu enne välise elektronkihi valmimist?

a) 1 b) 2 c) 3 d) 7

4. Süsinikuaatom on sidunud kaks hapnikuaatomit, moodustades seega neli ühist elektronide paari. Märkige selle ühendi süsiniku valentsus.

a) I b) II c) III d) IV

5. Keemiline side broomi molekulis Br 2

a) ioonne b) metalliline

c) kovalentne mittepolaarne d) kovalentne polaarne

6. Ajavahemikul leelismetallist halogeenini on aatomi elektronegatiivsus reeglina

a) ei muutu

c) väheneb

d) suureneb

a) berüllium b) naatrium

c) magneesium d) liitium

8. Elementide reas muutub (suureneb või väheneb) elementide elektronegatiivsus samamoodi kui

a) nende metallilised omadused

b) nende aatomite raadiused

c) nende mittemetallilised omadused

d) elektronide arv aatomite välistasandil

9. Milline on vastavalt lämmastiku- ja hapnikuaatomite osalaeng NO molekulis?

a) N2 b) NH3 c) H2 d) Cl2

2. variant

1. Kovalentne side on keemiline side, mis on tingitud a) ühiste elektronpaaride moodustumisest.

b) üksikute elektronpaaride moodustumine

c) vastandlaengute ioonide külgetõmbejõud

d)) metalliioonide ja vabade elektronide vastastikmõju

2. Milline on vesiniksulfiidi molekuli elektrooniline valem?

a) H 2 S b) H - S - H

c) H : : S : : H d) H : S : H

3. Mitu elektroni on fosfori aatomist puudu enne välise elektronkihi valmimist?

a) 5 b) 2 c) 3 d) 4

4. Väävliaatom ühendas kolm hapnikuaatomit, moodustades nii kuus ühist elektronide paari. Märkige väävli valents selles ühendis.

a) II b) VI c) IV d) III

5. Kovalentse mittepolaarse sidemega aine valem

a) SO 2 b) Br 2 c) H 2 O d) NaCl

6. Rühmas põhialarühmas ülalt alla aatomi elektronegatiivsus reeglina

a) ei muutu

b) esmalt suureneb, seejärel väheneb

c) väheneb

d) suureneb

7. Valige loetletud elementide hulgast kõige vähem elektronegatiivne element

a) fluor b) hapnik

c) väävel d) kloor

8. Milline on vastavalt boori ja fluori aatomite osalaeng molekulis

a) positiivne ja negatiivne

b) negatiivne ja negatiivne

c) positiivne ja positiivne

d) negatiivne ja positiivne

9. Valige polaarset kovalentset sidet sisaldav molekul

a) NH 3 b) HCl c) F 2 d) SO 3

10. Keemiline side ammoniaagi molekulis NH 3

a) iooniline

b) metallist

c) kovalentne mittepolaarne

d) kovalentne polaarne

3. võimalus 1. Reeglina moodustub kovalentne side:

a) tüüpilise metalli aatomid ja tüüpilise mittemetalli aatomid

b) metalli aatomid

c) tüüpilised metalliaatomid ja inertgaasi aatomid

d) mittemetallide aatomid

2. Kloori molekuli valem Cl : Cl nimetatakse

a) molekulaarne valem

b) graafiline valem

c) elektrooniline valem

d) füüsikaline valem

3. Mitu elektroni on hapnikuaatomist puudu enne välise elektronkihi valmimist?

a) 1 b) 2 c) 3 d) 6

4. Keemilise elemendi aatomi poolt moodustatud kovalentsete sidemete arv on

a) selle aatomi poolt moodustatud ühiste elektronpaaride arv

c) paaritud elektronide arv aatomi välistasandil

d) antud aatomiga seotud teiste aatomite arv

5. Rühmas põhialarühmas ülalt alla aatomi raadius reeglina

6. Valige loetletud elementide hulgast element, mille aatomil on suurim raadius

a) boor b) räni c) alumiinium d) süsinik

7. Kovalentse mittepolaarse sideme korral ühine elektronpaar

d) puudub

8. Milline on vastavalt hapniku ja väävli aatomite osalaeng SO 2 molekulis

b) negatiivne ja negatiivne

9. Valige mittepolaarset kovalentset sidet sisaldav molekul:

a) NH 3 b) H 2 O c) NO 2 d) H 2

10. Keemiline side pliisulfiidi PbS molekulis

a) kovalentne mittepolaarne b) kovalentne polaarne

c) ioonne d) metalliline

4. võimalus

1. Millised on molekulis kahte vesinikuaatomit hoidvad jõud?

a) keemiline b) füüsikaline

c) elektriline d) tuumaenergia

2. Veemolekuli valemit H - O - H nimetatakse

a) molekulaarne valem

b) graafiline valem

c) elektrooniline valem

d) füüsikaline valem

3. Mitu elektroni on räni aatomist puudu enne välise elektronkihi valmimist?

1) 1 b) 2 c) 3 d) 4

4. Paaritute elektronide arv boori aatomis on

1) 1 b) 2 c) 3 d) 4

5. Keemilise elemendi aatomi poolt moodustatud ühispaaride arv on

a) koguarv elektronid aatomis

b) elektronide arv aatomi välistasandil

c) paaritute elektronide arv aatomi välistasandil

d) paarunud elektronide arv aatomi välistasandil

6. Ajavahemikul leelismetallist halogeenini on aatomi raadius reeglina

a) kasvav b) väheneb

c) ei muutu d) esmalt suureneb, siis väheneb

7. Valige loetletud elementide hulgast element, mille aatomil on väikseim raadius:

1) süsinik b) fosfor c) räni d) lämmastik

8. Kovalentse polaarsideme korral ühine elektronide paar

a) nihkunud elektronegatiivsema aatomi poole

b) asub aatomituumadest võrdsel kaugusel

c) kuulub täielikult ühele aatomitest

d) puudub

9. Milline on vastavalt vesiniku ja lämmastiku aatomite osalaeng ammoniaagi molekulis NH 3?

a) positiivne ja positiivne

b) negatiivne ja negatiivne

c) positiivne ja negatiivne

d) negatiivne ja positiivne?

10. Valige polaarset kovalentset sidet sisaldav molekul

a) H 2 O b) H 2 c) O 2 d) F 2

Kodifitseerija

Võimalus

№ küsimus

1

2

3

4