Kovalenttisidos

Kokeneet kirjoittajat eivät ole vielä tarkistaneet sivun nykyistä versiota, ja se voi poiketa merkittävästi 21. joulukuuta 2021 tarkistetusta versiosta . tarkastukset vaativat 8 muokkausta .

Kovalenttinen sidos ( lat. co - "yhdessä" ja vales - "jolla on voima") - kemiallinen sidos, joka muodostuu valenssiparin (joka sijaitsee atomin ulkokuorella ) päällekkäisyydestä (sosialisaatiosta ) elektronipilvet . Elektronipilviä (elektroneja), jotka tarjoavat viestintää, kutsutaan yhteiseksi elektronipariksi .

Kovalenttinen sidos sisältää monenlaisia vuorovaikutuksia, mukaan lukien σ-sidos , π-sidos , metallisidos , banaanisidos ja kahden elektronin kolmikeskuksen sidos [1] [2] .

Kun otetaan huomioon M. Bornin tilastollinen tulkinta aaltofunktiosta , sitoutuvien elektronien löytämisen todennäköisyystiheys on keskittynyt molekyylin ytimien väliseen tilaan (kuvio 1). Elektroniparien hylkimisteoriassa otetaan huomioon näiden parien geometriset mitat. Joten kunkin jakson alkuaineille on olemassa tietty elektroniparin keskimääräinen säde ( Å ): 0,6 elementeille neoniin asti; 0,75 elementeille argoniin asti; 0,75 alkuaineille kryptoniin asti ja 0,8 elementeille ksenoniin asti [3] .

Kovalenttisen sidoksen tunnusomaiset ominaisuudet

Kovalenttiselle sidokselle ominaiset ominaisuudet - suuntaus, kylläisyys, polariteetti, polarisoituvuus - määräävät yhdisteiden kemialliset ja fysikaaliset ominaisuudet.

Sidosen suunta johtuu aineen molekyylirakenteesta ja niiden molekyylin geometrisestä muodosta.

Kahden sidoksen välisiä kulmia kutsutaan sidoskulmiksi.

Kyllästyvyys tarkoittaa atomien kykyä muodostaa rajoitettu määrä kovalenttisia sidoksia. Atomin muodostamien sidosten lukumäärää rajoittaa sen ulompien atomiorbitaalien lukumäärä .

Sidosen polariteetti johtuu elektronitiheyden epätasaisesta jakautumisesta atomien elektronegatiivisuuden eroista johtuen.

Tämän perusteella kovalenttiset sidokset jaetaan ei-polaarisiin ja polaarisiin (ei-polaarisiin - kaksiatomimolekyyli koostuu identtisistä atomeista (H 2 , Cl 2 , N 2 ) ja kunkin atomin elektronipilvet ovat jakautuneet symmetrisesti näiden suhteen. atomit; polaarinen - kaksiatominen molekyyli koostuu erilaisten kemiallisten alkuaineiden atomeista ja yleinen elektronipilvi siirtyy kohti yhtä atomeista muodostaen siten epäsymmetrian sähkövarauksen jakautumisessa molekyylissä, jolloin syntyy molekyylin dipolimomentti ) .

Sidosen polarisoituvuus ilmaistaan sidoselektronien siirtymisessä ulkoisen sähkökentän, mukaan lukien toisen reagoivan hiukkasen, vaikutuksesta. Polarisoituvuus määräytyy elektronien liikkuvuuden perusteella . Kovalenttisten sidosten polariteetti ja polarisoituvuus määräävät molekyylien reaktiivisuuden polaarisiin reagensseihin nähden.

Elektronit ovat liikkuvampia, mitä kauempana ne ovat ytimistä.

Kuitenkin kahdesti Nobel-palkinnon voittaja L. Pauling huomautti, että "joissakin molekyyleissä on kovalenttisia sidoksia yhdestä tai kolmesta elektronista yhteisen parin sijaan" [4] . Yksielektroninen kemiallinen sidos toteutuu molekyylivetyionissa H 2 + .

Molekyylivetyioni H 2 + sisältää kaksi protonia ja yhden elektronin. Molekyylijärjestelmän yksi elektroni kompensoi kahden protonin sähköstaattista hylkimistä ja pitää ne 1,06 Å:n etäisyydellä ( kemiallisen sidoksen pituus H 2 + ). Molekyylijärjestelmän elektronipilven elektronitiheyden keskus on yhtä kaukana molemmista protoneista Bohrin säteellä α 0 =0,53 A ja on molekyylivetyionin H 2 + symmetriakeskus .

Termin historia

Termin "kovalenttinen sidos" esitti ensimmäisen kerran Nobel-palkinnon voittaja Irving Langmuir vuonna 1919 [5] [4] . Termi tarkoitti kemiallista sidosta , joka johtuu elektronien yhteisestä hallussapidosta , toisin kuin metallisidos , jossa elektronit olivat vapaita, tai ionisidoksesta , jossa yksi atomeista luovutti elektronin ja muuttui kationiksi . ja toinen atomi hyväksyi elektronin ja muuttui anioniksi .

Myöhemmin (1927) F. London ja W. Heitler antoivat vetymolekyylin esimerkkiä käyttäen ensimmäisen kuvauksen kovalenttisesta sidoksesta kvanttimekaniikan näkökulmasta .

Viestintäkasvatus

Kovalenttinen sidos muodostuu kahden atomin välisestä elektroniparista, ja näiden elektronien on sijaittava kahdella vakaalla kiertoradalla, yksi kustakin atomista [6] .

A + B → A: B

Sosialisaation seurauksena elektronit muodostavat täytetyn energiatason. Sidos muodostuu, jos niiden kokonaisenergia tällä tasolla on pienempi kuin alkutilassa (ja energiaero ei ole muuta kuin sidoksen energia ).

Molekyyliorbitaalien teorian mukaan kahden atomiorbitaalin päällekkäisyys johtaa yksinkertaisimmassa tapauksessa kahden molekyyliorbitaalin (MO) muodostumiseen: sitoutuvaan MO ja antisidomiseen (löystymiseen) . Jaetut elektronit sijaitsevat alhaisempaa energiaa sitovalla MO:lla.

Sidosen muodostuminen atomien rekombinaation aikana

Atomit ja vapaat radikaalit ovat alttiita rekombinaatiolle - kovalenttisen sidoksen muodostumiselle kahden parittoman elektronin, jotka kuuluvat eri hiukkasiin, sosiaalistumisen kautta.

{\displaystyle {\mathsf {H+H\rightarrow H_{2))))

{\displaystyle {\mathsf {CH_{3}\cdot +CH_{3}\cdot \rightarrow CH_{3}{\text{-}}CH_{3))))

Sidoksen muodostumiseen rekombinaation aikana liittyy energian vapautumista. Joten vetyatomien vuorovaikutuksen aikana vapautuu energiaa 436 kJ / mol. Tätä vaikutusta käytetään atomivetyhitsaustekniikassa. Vetyvirta johdetaan sähkökaaren läpi, jossa syntyy vetyatomivirta. Sitten atomit yhdistetään uudelleen metallipinnalle, joka on sijoitettu lyhyen matkan päässä kaaresta. Tällä tavalla metalli voidaan kuumentaa yli 3500 °C. "Atomien vedyn liekin" suuri etu on lämmityksen tasaisuus, mikä mahdollistaa erittäin ohuiden metalliosien hitsauksen [7] .

Ei-kovalenttisten atomien ja molekyylien välisten vuorovaikutusten mekanismi pysyi kuitenkin tuntemattomana pitkään. Vasta vuonna 1930 F. London esitteli dispersion vetovoiman - hetkellisten ja indusoitujen (indusoitujen) dipolien välisen vuorovaikutuksen. Tällä hetkellä atomien ja molekyylien vaihtelevien sähködipolien välisestä vuorovaikutuksesta johtuvia houkuttelevia voimia kutsutaan dispersio- tai Lontoon voimiksi .

Tällaisen vuorovaikutuksen energia on suoraan verrannollinen elektronisen polarisoituvuuden α neliöön ja kääntäen verrannollinen kahden atomin tai molekyylin väliseen etäisyyteen kuudenteen potenssiin [8] .

Sidosmuodostus luovuttaja-akseptorimekanismilla

Homogeenisen kovalenttisen sidoksen muodostumismekanismin lisäksi on olemassa heterogeeninen mekanismi - vastakkaisesti varautuneiden ionien vuorovaikutus - protoni H + ja negatiivinen vetyioni H - , jota kutsutaan hydridi-ioniksi :

{\displaystyle {\mathsf {H^{+}+H^{-}\rightarrow H_{2))))

Kun ionit lähestyvät, hydridi-ionin kahden elektronin pilvi (elektronipari) vetää puoleensa protonia ja tulee lopulta yhteiseksi molemmille vetyytimille, eli se muuttuu sitovaksi elektronipariksi. Hiukkasta, joka toimittaa elektroniparin, kutsutaan luovuttajaksi, ja hiukkasta, joka vastaanottaa tämän elektroniparin, kutsutaan vastaanottajaksi. Tällaista kovalenttisen sidoksen muodostumismekanismia kutsutaan luovuttaja-akseptoriksi [9] .

Vetymolekyylin ytimien välinen elektronitiheysjakauma on muodostumismekanismista riippumatta sama, joten luovuttaja-akseptori-mekanismilla saatua kemiallista sidosta on väärin kutsua luovuttaja-akseptori-sidokseksi.

Elektroniparin luovuttajana toimivat hydridi-ionin lisäksi alkuaineen jaksollisen järjestelmän ryhmien V-VII pääalaryhmien alkuaineiden yhdisteet alkuaineen alimmassa hapetustilassa. Joten jopa Johannes Brönsted totesi, että protonia ei ole liuoksessa vapaassa muodossa, vaan vedessä se muodostaa oksoniumkationin :

{\mathsf {H^{+}+H_{2}O\rightarrow H_{3}O^{+))}

Protoni hyökkää vesimolekyylin yksinäistä elektroniparia vastaan ja muodostaa stabiilin kationin, joka esiintyy happojen vesiliuoksissa [10] .

Samoin protoni kiinnittyy ammoniakkimolekyyliin muodostaen monimutkaisen ammoniumkationin :

{\displaystyle {\mathsf {NH_{3}+H^{+}\rightarrow NH_{4}^{+))))

Tällä tavalla (kovalenttisen sidoksen muodostuksen luovuttaja-akseptorimekanismin mukaan) saadaan suuri luokka oniumyhdisteitä , joihin kuuluvat ammonium , oksonium, fosfonium, sulfonium ja muut yhdisteet [11] .

Vetymolekyyli voi toimia elektroniparin luovuttajana, joka joutuessaan kosketuksiin protonin kanssa johtaa molekyylivetyionin H 3 + muodostumiseen :

{\displaystyle {\mathsf {H_{2}+H^{+}\rightarrow H_{3}^{+))))

Molekyylivetyionin H 3 + sitova elektronipari kuuluu samanaikaisesti kolmeen protoniin.

Kovalenttisten sidosten tyypit

Kovalenttisia kemiallisia sidoksia on kahdenlaisia, jotka eroavat muodostumismekanismiltaan:

1. Yksinkertainen kovalenttinen sidos . Sen muodostumista varten jokainen atomi tarjoaa yhden parittoman elektronin. Kun muodostuu yksinkertainen kovalenttinen sidos, atomien muodolliset varaukset pysyvät muuttumattomina.

Jos yksinkertaisen kovalenttisen sidoksen muodostavat atomit ovat samat, niin molekyylin atomien todelliset varaukset ovat myös samat, koska sidoksen muodostavat atomit omistavat tasaisesti jaetun elektroniparin. Tällaista sidosta kutsutaan ei-polaariseksi kovalenttiseksi sidokseksi . Monilla yksinkertaisilla aineilla on tällainen sidos , esimerkiksi: O 2 , N 2 , Cl 2 .
Jos atomit ovat erilaisia, niin sosiaalistetun elektroniparin omistusasteen määrää atomien elektronegatiivisuuden ero . Atomi, jolla on suurempi elektronegatiivisuus, vetää sidoselektroniparin puoleensa voimakkaammin, ja sen todellinen varaus muuttuu negatiiviseksi. Atomi, jolla on pienempi elektronegatiivisuus, saa vastaavasti saman positiivisen varauksen. Jos yhdiste muodostuu kahden eri epämetallin välille , niin tällaista yhdistettä kutsutaan kovalenttiseksi polaariseksi sidokseksi .

2. Lahjoittajan ja vastaanottajan välinen sidos . Tämän tyyppisen kovalenttisen sidoksen muodostamiseksi molemmat elektronit tarjoavat toinen atomeista - luovuttaja . Toista atomeista, jotka osallistuvat sidoksen muodostumiseen, kutsutaan akseptoriksi . Syntyneessä molekyylissä luovuttajan muodollinen varaus kasvaa yhdellä, kun taas vastaanottajan muodollinen varaus pienenee yhdellä.

Puolipolaarista (puolipolaarista) sidosta voidaan pitää polaarisena luovuttaja-akseptorisidoksena. Tämäntyyppinen kovalenttinen sidos muodostuu atomin, jolla on jakamaton elektronipari ( typpi , fosfori , rikki , halogeenit jne.) ja atomin, jossa on kaksi paritonta elektronia ( happi , rikki ), välille. Semipolaarisen sidoksen muodostuminen etenee kahdessa vaiheessa:

1. Yhden elektronin siirto atomista, jossa on jakamaton elektronipari, atomiin, jossa on kaksi paritonta elektronia. Tämän seurauksena atomi, jolla on jakamaton elektronipari, muuttuu radikaalikationiksi (positiivisesti varautunut hiukkanen, jossa on pariton elektroni), ja atomi, jossa on kaksi paritonta elektronia, radikaalianioniksi (negatiivisesti varautunut hiukkanen, jossa on pariton elektroni). 2. Parittomia elektroneja (kuten yksinkertaisen kovalenttisen sidoksen tapauksessa).

Kun puolipolaarinen sidos muodostuu, atomi, jolla on jakamaton elektronipari, lisää muodollista varaustaan yhdellä ja atomi, jossa on kaksi paritonta elektronia, vähentää muodollista varaustaan yhdellä.

σ-sidos ja π-sidos

Sigma (σ)- , pi (π)-sidokset - likimääräinen kuvaus eri yhdisteiden molekyyleissä olevien kovalenttisten sidosten tyypeistä, σ-sidokselle on ominaista se, että elektronipilven tiheys on suurin yhdistävällä akselilla atomien ytimet. Kun -sidos muodostuu, tapahtuu niin sanottu lateraalinen elektronipilvien päällekkäisyys ja elektronipilven tiheys on maksimi "yläpuolella" ja "alapuolella" σ-sidoksen tason. Otetaan esimerkiksi eteeni , asetyleeni ja bentseeni . $\pi$

Etyleenimolekyylissä C 2 H 4 on kaksoissidos CH 2 \u003d CH 2 , sen elektroninen kaava on: H: C:: C: H. Kaikkien eteeniatomien ytimet sijaitsevat samassa tasossa. Jokaisen hiiliatomin kolme elektronipilveä muodostavat kolme kovalenttista sidosta muiden atomien kanssa samassa tasossa (niiden väliset kulmat ovat noin 120°). Hiiliatomin neljännen valenssielektronin pilvi sijaitsee molekyylin tason ylä- ja alapuolella. Sellaiset molempien hiiliatomien elektronipilvet, jotka ovat osittain päällekkäin molekyylin tason ylä- ja alapuolella, muodostavat toisen sidoksen hiiliatomien välille. Ensimmäistä, vahvempaa kovalenttista sidosta hiiliatomien välillä kutsutaan σ-sidokseksi; toista, vähemmän vahvaa kovalenttista sidosta kutsutaan sidokseksi. $\pi$

Lineaarisessa asetyleenimolekyylissä

Н—С≡СН (Н : С ::: С : Н)

hiili- ja vetyatomien välillä on σ-sidoksia, yksi σ-sidos kahden hiiliatomin välillä ja kaksi σ-sidosta samojen hiiliatomien välillä. Kaksi -sidosta sijaitsee σ-sidoksen vaikutusalueen yläpuolella kahdessa keskenään kohtisuorassa tasossa. $\pi$ $\pi$

Syklisen C6H6 - bentseenimolekyylin kaikki kuusi hiiliatomia ovat samassa tasossa. σ-sidokset toimivat hiiliatomien välillä renkaan tasossa; samat sidokset ovat olemassa jokaiselle hiiliatomille vetyatomien kanssa. Jokainen hiiliatomi käyttää kolme elektronia näiden sidosten muodostamiseen. Hiiliatomien neljännen valenssielektronin pilvet, joiden muoto on kahdeksan, sijaitsevat kohtisuorassa bentseenimolekyylin tasoon nähden. Jokainen tällainen pilvi limittyy samalla tavalla viereisten hiiliatomien elektronipilvien kanssa. Bentseenimolekyylissä ei muodostu kolmea erillistä -sidosta, vaan kuuden elektronin yksielektronijärjestelmä, joka on yhteinen kaikille hiiliatomeille. Bentseenimolekyylin hiiliatomien väliset sidokset ovat täsmälleen samat. $\pi$ $\pi$

Esimerkkejä aineista, joissa on kovalenttinen sidos

Yksinkertainen kovalenttinen sidos yhdistää atomeja yksinkertaisten kaasujen (H 2 , Cl 2 jne.) ja yhdisteiden (H 2 O, NH 3 , CH 4 , CO 2 , HCl jne.) molekyyleissä . Yhdisteet, joissa on luovuttaja-akseptorisidos - ammonium NH 4 + , tetrafluoriboraattianioni BF 4 - ja muut Yhdisteet, joissa on semipolaarinen sidos - typpioksiduuli N 2 O, O - -PCl 3 + .

Kiteet, joissa on kovalenttinen sidos, ovat dielektrisiä tai puolijohteita . Tyypillisiä esimerkkejä atomikiteistä (atomit, jotka liittyvät toisiinsa kovalenttisilla (atomi)sidoksilla) ovat timantti , germanium ja pii .

Katso myös

Muistiinpanot

↑ Maaliskuu, Jerry. Kehittynyt orgaaninen kemia: reaktiot, mekanismit ja rakenne . - John Wiley & Sons , 1992. - ISBN 0-471-60180-2 .
↑ Gary L. Miessler; Donald Arthur Tarr. Epäorgaaninen kemia (neopr.) . - Prentice Hall , 2004. - ISBN 0-13-035471-6 .
↑ Gillespie R. Molekyylien geometria. - M . : "Mir", 1975. - S. 49. - 278 s.
↑ 1 2 L. Pauling. Kemiallisen sidoksen luonne. - M. - L .: Kemiallisen kirjallisuuden kustantamo, 1947. - S. 16. - 440 s.
↑ I. Langmuir. American Chemical Societyn lehti. - 1919. - T. 41. - 868 s.
↑ Pauling.L., Pauling P. Chemistry. - "Mir", 1978. - S. 129. - 684 s.
↑ Nekrasov B.V. Yleisen kemian kurssi. - 14. - M . : toim. kemiallinen kirjallisuus, 1962. - S. 110. - 976 s.
↑ Daniels F., Alberti R. Fysikaalinen kemia. - M . : "Mir", 1978. - S. 453. - 646 s.
↑ Akhmetov N. S. Epäorgaaninen kemia. - toim. 2. versio ja muita .. - M . : Higher School, 1975. - S. 60. - 672 s.
↑ Kemiallinen tietosanakirja / Ch. toim. I. L. Knunyants. - M . : Sov. tietosanakirja, 1983. - S. 132 . — 792 s.
↑ Oniumyhdisteet IUPAC Gold Book . Haettu 20. elokuuta 2012. Arkistoitu alkuperäisestä 15. marraskuuta 2016. (määrätön)

Kirjallisuus

"Chemical Encyclopedic Dictionary", M., "Soviet Encyclopedia", 1983, s. 264.

Sanakirjat ja tietosanakirjat	Suuri tanskalainen Hienoa norjalaista Suuri Neuvostoliitto (1 painos) Britannica (verkossa)

kemiallinen sidos

Molekyyliensisäinen
vuorovaikutus

kovalenttisidos

yksittäinen sidos	Polar ei-polaarinen
Moninkertainen sidos	σ sidos π-sidos δ bond φ-sidos Kaksoissidos kolmoissidos Neljänkertainen joukkovelkakirja Viisi linkkiä Vaihteiston liitäntä
Koordinoiva linkki	Luovuttajan ja vastaanottajan vuorovaikutus Semipolaarinen liitäntä
muu	Yksittäinen elektronisidos 3c-2e Aromaattinen

muu

Ionisidos
metallinen liitos
Kohtisuora paramagneettinen kytkentä

Molekyylien
välinen vuorovaikutus