Kovalenttisidos. Kovalenttisen sidoksen ominaisuudet Mitä kovalenttisen sidoksen ominaisuuksia tiedät?
Johdanto. 3
1 Kovalenttinen sidos. Peruskonseptit. 4
2 Kovalenttisten sidosten perusominaisuudet. 6
3 Kovalenttisten sidosten tyypit. 8
4 Valenssi. 10
Johdanto
Suhteellisen pieni määrä Dmitri Ivanovitš Mendelejevin jaksollisen taulukon elementtejä - 118 - muodostaa noin 10 miljoonaa yksinkertaista ja monimutkaista ainetta. Syynä tähän ilmiöön on se, että vuorovaikutuksessa toistensa kanssa monien alkuaineiden atomit sitoutuvat toisiinsa muodostaen erilaisia kemiallisia yhdisteitä.
Voimaa, joka yhdistää kaksi tai useampia vuorovaikutuksessa olevaa atomia muodostaen molekyylejä tai muita hiukkasia, kutsutaan kemialliseksi sidokseksi.
Syynä kemiallisen sidoksen muodostumiseen on metalli- ja ei-metalliatomien halu saavuttaa vakaampi elektronirakenne vuorovaikutuksessa muiden atomien kanssa. Kemiallisen sidoksen muodostuessa sitoutuvien atomien elektronirakenteet järjestyvät merkittävästi uudelleen, minkä vuoksi monet niiden ominaisuudet yhdisteissä muuttuvat.
Sanassa "kovalenttinen" etuliite "co-" tarkoittaa "yhteistä osallistumista". Ja venäjäksi käännetty "valens" tarkoittaa voimaa, kykyä. Tässä tapauksessa tarkoitamme atomien kykyä sitoutua muihin atomiin. Yksi esimerkki kemiallisesta sidoksesta on kovalenttinen sidos.
Termi kovalenttinen sidos keksi ensimmäisen kerran Nobel-palkinnon voittaja Irving Langmuir vuonna 1919. Termi tarkoitti kemiallista sidosta, johon liittyy elektronien jakaminen, toisin kuin metallisidos, jossa elektronit olivat vapaita, tai ionisidos, jossa toinen atomeista luopui elektronista ja muuttui kationiksi ja toisesta atomiksi. hyväksyi elektronin ja muuttui anioniksi.
Myöhemmin (1927) F. London ja W. Heitler antoivat vetymolekyylin esimerkkiä käyttäen ensimmäisen kuvauksen kovalenttisesta sidoksesta kvanttimekaniikan näkökulmasta.
Kovalenttisidos. Peruskonseptit
Kun muodostuu kovalenttinen sidos, atomit yhdistävät elektroninsa ikään kuin yhteiseksi "säästöpossuksi" - molekyylikiertoradalle, joka muodostuu yksittäisten atomien atomikuorista. Tämä uusi kuori sisältää mahdollisimman täydellisen määrän elektroneja ja korvaa atomit omilla epätäydellisillä atomikuorilla.
Tarkastellaan kovalenttisen sidoksen esiintymistä esimerkkinä vetymolekyylin muodostumisesta kahdesta vetyatomista (kuva 1). Tämä prosessi on jo tyypillinen kemiallinen reaktio, koska yhdestä aineesta (atomivety) muodostuu toinen - molekyylivety. Ulkoinen merkki tämän prosessin energiahyödyistä on suuren lämmön vapautuminen.
Riisi. 1. Kovalenttisen sidoksen ilmaantuminen vetymolekyylin muodostuessa kahdesta vetyatomista.
Vetyatomien elektronikuoret (yksi s-elektroni kutakin atomia kohden) sulautuvat yhteiseksi elektronipilveksi (molekyylikiertoradalle), jossa molemmat elektronit "palvelevat" ytimiä riippumatta siitä, onko se "meidän" ydin tai "vieras".
Kun kahden vetyatomin elektronikuoret lähestyvät ja muodostavat uuden, nyt molekyylisen elektronikuoren (kuva 1), tämä uusi kuori on samanlainen kuin jalokaasuatomin heliumin valmis elektronikuori.
Valmiit kuoret, kuten muistamme, ovat vakaampia kuin epätäydelliset. Siten uuden järjestelmän - vetymolekyylin - kokonaisenergia osoittautuu paljon pienemmäksi kuin kahden sitoutumattoman vetyatomin kokonaisenergia. Ylimääräinen energia vapautuu lämmön muodossa.
Tuloksena olevassa kahden vetyatomin järjestelmässä jokaista ydintä palvelee kaksi elektronia. Uudessa (molekyyli)kuoressa ei ole enää mahdollista erottaa, mikä elektroni aiemmin kuului johonkin tai toiseen atomiin. On tapana sanoa, että elektronit ovat sosiaalistuneet. Koska molemmat ytimet kilpailevat tasaisesti elektroniparista, elektronitiheys keskittyy sekä ytimien ympärille että atomien väliseen tilaan (tämä näkyy kuvassa 2).
Riisi. 2. Toinen tapa kuvata atomi- ja molekyylikiertoradat
Kuvassa 2 pisteiden tiheys heijastaa "elektronitiheyttä", eli todennäköisyyttä löytää elektroni missä tahansa avaruuden pisteessä lähellä vetyatomien ytimiä. Voidaan nähdä, että merkittävä elektronitiheys on keskittynyt vetymolekyylin kahden ytimen väliseen tilaan.
Kovalenttinen sidos on atomien sitoutuminen yhteisillä (niiden välillä jaetuilla) elektronipareilla. Kovalenttisen sidoksen muodostaa vain atomien välissä oleva elektronipari. Sitä kutsutaan jaetuksi pariksi. Jäljellä olevia elektronipareja kutsutaan yksinäisiksi pareiksi. Ne täyttävät kuoret eivätkä osallistu sitomiseen.
Kovalenttisten sidosten perusominaisuudet
Kovalenttisen sidoksen pääominaisuudet ovat: sidoksen pituus (atomien keskusten välinen etäisyys molekyylissä); sidosenergia (energia, joka on käytettävä sidoksen katkaisemiseen); sidoksen polariteetti (elektronitiheyden epätasainen jakautuminen atomien välillä erilaisesta elektronegatiivisuudesta johtuen); polarisoituvuus (helposti, jolla sidoksen elektronitiheys pyyhkäistään pois yhdelle atomeista ulkoisten tekijöiden vaikutuksesta); suuntaavuus (kovalenttinen sidos, joka on suunnattu linjaan, joka yhdistää atomien keskustat).
Liitoksen suunnan määrää aineen molekyylirakenne ja sen molekyylin geometrinen muoto. 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, joka johtuu atomien elektronegatiivisuuden eroista. Tällä perusteella kovalenttiset sidokset jaetaan ei-polaarisiin ja polaarisiin.
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 polaarisia reagensseja kohtaan. Elektronit ovat liikkuvampia mitä kauempana ne ovat ytimistä.
Riippuen niiden atomien elektronegatiivisuudesta, joiden välille kovalenttinen sidos muodostuu, se voi olla polaarinen tai ei-polaarinen.
Jos atomien elektronegatiivisuus on sama, niin jaettu elektronipari on samalla etäisyydellä kunkin atomin ytimestä. Tällaista sidosta kutsutaan kovalenttisesti polaarittomaksi. Kun kovalenttinen sidos syntyy atomien välillä, joilla on erilainen elektronegatiivisuus, jaettu elektronipari siirtyy elektronegatiivisempaan atomiin. Tässä tapauksessa muodostuu polaarinen kovalenttinen sidos. Kaavan nuoli osoittaa kovalenttisen sidoksen polariteetin. Kreikan kirjainta b ("delta") käytetään osoittamaan atomien osavarauksia: b+ - vähentynyt, 6 - lisääntynyt elektronitiheys.
Kovalenttisen sidoksen muodostavien elektroniparien lukumäärän perusteella sidokset erotellaan yksinkertaisten - yhden elektroniparin ja moninkertaisten - kahden tai kolmen parin välillä.
Kovalenttinen sidos on karakterisoitu keskittyä avaruudessa, polariteetti, moninaisuus, energia Ja pituus.
Kuten tiedämme, elektroniradoilla (paitsi s-orbitaaleilla) on avaruudellinen suuntautuminen. Kovalenttinen sidos, joka on tulosta elektroni-ydinvuorovaikutuksista, sijaitsee tietyssä suunnassa suhteessa näiden atomien ytimiin. Jos elektronipilvet menevät päällekkäin atomiytimiä yhdistävän linjan suunnassa (eli sidosakselia pitkin), tällaista kovalenttista sidosta kutsutaan ns. s-bond(sigma bond). Esimerkiksi H2-, Cl2-, HC1-molekyyleissä atomit on yhdistetty kovalenttisella s-sidoksella. Kovalenttiset sigmasidokset muodostuvat, kun kiertoradat menevät päällekkäin: s- s (kuten H2:ssa): s - R(kuten NS1), R- R(kuten C1 2:ssa).
Kun p-orbitaalit, jotka on suunnattu kohtisuoraan sidosakseliin nähden, menevät päällekkäin, muodostuu kaksi limitysaluetta sidosakselin molemmille puolille. Tällaista kovalenttista sidosta kutsutaan p-sidokseksi (pi-sidokseksi) (kuva 6). Esimerkiksi typpimolekyylissä atomit on liitetty yhteen s-sidoksella ja kahdella p-sidoksella (kuva 7).
Riisi. 6. Kaavamainen esitys p-sidoksesta
Riisi. 7. Kaavioesitys s- ja p-sidoksista typpimolekyylissä
Kovalenttisen sidoksen suunta määrää molekyylien avaruudellisen rakenteen eli muodon. Kloorivetymolekyylillä on lineaarinen muoto: se muodostetaan käyttämällä yhtä s-sidosta (s - p-orbitaali). Vesimolekyylillä on kulmarakenne: se muodostuu kahden vetyatomin s-orbitaalin päällekkäisyydestä happiatomin kahden keskenään kohtisuorassa olevan p-orbitaalin kanssa (kuva 8). Siksi s-sidosten välisen kulman vesimolekyylissä tulisi olla 90°. Todellisuudessa kulma on 104,5°, mikä selittyy hybridisaatioilmiöllä. Ammoniakkimolekyylillä on säännöllisen pyramidin muoto, metaanimolekyylillä on tetraedrin muoto.
Riisi. 8. Vesimolekyylin rakenne
Viestinnän napaisuus määräytyy kokonaiselektronipilven jakautumisen epäsymmetrian perusteella sidosakselilla.
Jos yhteiset elektroniparit sijaitsevat symmetrisesti molempien ytimien suhteen, niin tällaista kovalenttista sidosta kutsutaan ei-polaariseksi.
Yksinkertaisten aineiden - vety H2, happi O2, typpi N2, kloori C12, fluori F2 - molekyyleissä atomit on yhdistetty ei-polaarisella kovalenttisella sidoksella.
Jos yhteiset elektroniparit siirtyvät yhteen atomeista (järjestetty epäsymmetrisesti eri atomien ytimiin nähden), niin tällaista kovalenttista sidosta kutsutaan polaariseksi.
Sidos vesi H 2 O, ammoniakki NH 3, vetykloridi HC1 molekyyleissä on polaarinen.
Monimuotoisuus Kovalenttinen sidos määräytyy atomeja yhdistävien jaettujen elektroniparien lukumäärän mukaan.
Kahden atomin välistä sidosta, jossa käytetään yhtä elektroniparia, kutsutaan yksinkertainen(sidokset H - C1, C - H, H - O jne.). Kahden atomin välistä sidosta kahdella elektroniparilla kutsutaan kaksinkertainen. Kahden atomin välistä sidosta kolmella elektroniparilla kutsutaan kolminkertaistaa.
Esimerkiksi hiiliatomien välillä havaitaan kaksoissidos eteenissä H 2 C = CH 2, kolmoissidos havaitaan typen N N, asetyleeni H - C C - H molekyyleissä.
Linkin pituus on atomiytimien välinen tasapainoetäisyys. Sidospituus ilmaistaan nanometreinä (nm). Mitä lyhyempi sidoksen pituus, sitä vahvempi kemiallinen sidos. Sidoksen vahvuuden mitta on sen energia.
Viestintäenergia vastaa yhteyden katkaisemiseen tarvittavaa työtä. Ilmoita sitoutumisenergia kilojouleina per mooli (kJ/mol); esimerkiksi vetymolekyylissä sitoutumisenergia on 435 kJ/mol. Sidosenergia kasvaa sidoksen pituuden pienentyessä (taulukko 10).
Taulukko 10. Tyyppi, pituus ja sidosenergia tiettyjen aineiden molekyyleissä
Sidosenergia kasvaa sidoskertoimen kasvaessa (taulukko 11).
Taulukko 11. Sidospituus ja energia typpiatomien ja hiiliatomien välillä
Sidosten muodostumisprosessi tapahtuu energian vapautuessa (eksoterminen prosessi), ja sidoksen katkeamiseen liittyy energian imeytyminen (endoterminen prosessi).
Molekyylipolariteetti
Molekyylipolariteetti riippuu yksittäisten sidosten polariteetista ja niiden sijainnista molekyylissä (eli molekyylien rakenteesta).
Yksinkertaisten aineiden (H 2, F 2, N 2 jne.) molekyylit, jotka muodostuvat ei-polaarisista kovalenttisista sidoksista, ei-polaarinen.
Monimutkaisten aineiden molekyylit voivat olla sekä ei-polaarisia että polaarisia. Esimerkkejä aineista, joissa on ei-polaarisia molekyylejä: hiilidioksidi CO 2, metaani CH 4, bentseeni C 6 H 6, glukoosi C 6 H 12 O 6, dimetyylieetteri C 2 H 6 O jne. Esimerkkejä aineista, joissa on polaarisia molekyylejä: rikki dioksidi SO 2, vesi H 2 O, ammoniakki NH 3, etyylialkoholi C 2 H 5 OH jne.
Ei-polaarisissa molekyyleissä elektronipilven "painopiste" osuu yhteen ytimien positiivisen varauksen "painopisteen" kanssa. Polaarisissa molekyyleissä elektronipilven "painopiste" ei ole sama kuin positiivisen varauksen "painopiste".
Esimerkiksi vetykloridimolekyylissä HC1 elektronitiheys lähellä klooriydintä on suurempi kuin lähellä vetyydintä, eli klooriatomilla on negatiivinen varaus. q = - 0,18, ja vetyatomilla on positiivinen varaus q-= + 0,18. Maksut (q) molekyylin atomeja kutsutaan .tehokas. Siksi polaarisia molekyylejä voidaan pitää sähködipolit, jossa varaukset, jotka ovat eri etumerkillä, mutta suuruudeltaan identtisiä, sijaitsevat tietyllä etäisyydellä toisistaan. Molekyylipolariteetin mitta on sähköinen dipolimomentti.
Sähköinen dipolimomentti on tehollisen varauksen ja positiivisten ja negatiivisten varausten keskusten välisen etäisyyden tulo molekyylissä. Molekyylin sähköinen dipolimomentti riippuu sen rakenteesta. Sähköisen dipolimomentin olemassaolo tai puuttuminen antaa meille mahdollisuuden arvioida molekyylin geometrista rakennetta. Esimerkiksi CO 2-molekyyli on ei-polaarinen, ja SO 2 -molekyylillä on sähköinen dipolimomentti. Tästä seuraa, että CO2-molekyylillä on lineaarinen rakenne ja S02-molekyylillä on kulmarakenne.
Aineiden ominaisuudet riippuvat molekyylien polariteetista. Aineilla, joiden molekyylit ovat polaarisia, on korkeammat kiehumis- ja sulamispisteet kuin aineilla, joiden molekyylit ovat polaarittomia. Tämä selittyy polaaristen molekyylien keskinäisellä vetovoimalla.
Elektronegatiivisuus
Kemiallisen alkuaineen atomien kykyä houkutella yhteisiä elektronipareja kutsutaan elektronegatiivisuudeksi.
Alkuaineen elektronegatiivisuus määräytyy sen ionisaatioenergian ja elektroniaffiniteetin summalla. Joidenkin alkuaineiden atomien suhteelliset elektronegatiivisuudet on esitetty taulukossa. 12.
Taulukko 12. Joidenkin alkuaineiden suhteellinen elektronegatiivisuus
| Kausi | Ryhmä | ||||||
| minä | II | III | IV | V | VI | VII | |
| H 2.1 | |||||||
| Li 0,98 | Ole 1.5 | B 2.0 | C 2.5 | N 3,07 | Noin 3.50 | F 4.0 | |
| Na 0,93 | Mg 1,2 | Al 1.6 | Si 1.9 | P 2.2 | S 2.6 | Cl 3,0 | |
| K 0,91 | Noin 1,04 | Ga 1.8 | Ge 2.0 | Kuten 2.1 | SE 2.5 | Br 2,8 | |
| Rb 0,89 | Sr 0,99 | Vuonna 1.5 | Sn 1.7 | Sb 1.8 | Ne 2.1 | minä 2.6 |
Mitä suurempi atomin elektronegatiivisuus on, sitä voimakkaammin se vetää puoleensa jaettua elektroniparia. Kun kovalenttinen sidos muodostuu kahden eri alkuaineiden atomin välille, jaetut elektroniparit siirtyvät elektronegatiivisempaan atomiin. Esimerkiksi vesimolekyylissä H 2 O yhteiset elektroniparit siirtyvät kohti happiatomia.
Atomin suhteellinen elektronegatiivisuus ei ole tiukasti vakioarvo, ja sitä käytetään vain määrittämään yhteisten elektroniparien siirtymissuunta molekyylien muodostumisen aikana
Alkuaineiden elektronegatiivisuus noudattaa jaksollista lakia. Jossain vaiheessa alkuaineiden elektronegatiivisuus kasvaa elementin atomiluvun kasvaessa. Jakson alussa on alkuaineita, joiden elektronegatiivisuus on alhainen (metallit), ja jakson lopussa on alkuaineita, joilla on suurin elektronegatiivisuus (ei-metallit) Alaryhmässä alkuaineiden elektronegatiivisuus pienenee atomiluvun kasvaessa. Jaksollisen järjestelmän elektronegatiivisin alkuaine on fluori, inertillä ei ole elektronegatiivisuutta.
Kemialliset alkuaineet voidaan järjestää kasvavaan elektronegatiivisuuteen.
Sb, Si. In, As. H, Te. R.S, Se, I, S, Br. Cl, N.O, F
elektronegatiivisuus kasvaa
Elektronegatiivisuus luonnehtii alkuaineiden ominaisuuksien eroa. Siksi sitä käytetään laadullisena ominaisuutena määritettäessä kemiallisen sidoksen luonnetta eri yhdisteissä.
Ionisidos
Kun yhdisteitä muodostuu elementeistä, jotka ovat elektronegatiivisuudeltaan hyvin erilaisia (tyypilliset metallit ja tyypilliset epämetallit), jaetut elektroniparit siirtyvät kokonaan elektronegatiivisempaan atomiin. Tuloksena, ioneja.
Esimerkiksi kun natrium palaa kloorissa, natriumatomin pariton 3s-elektroni pariutuu klooriatomin 3p-elektronin kanssa. Jaettu elektronipari on siirtynyt kokonaan klooriatomiin. Tämän seurauksena muodostuu natrium-ioni Na + ja kloridi-ioni CI -.
Varautuneita hiukkasia, joissa atomit muuttuvat elektronien katoamisen tai vahvistumisen seurauksena, kutsutaan ioneiksi.
Negatiivisen ionin varaus on yhtä suuri kuin elektronien lukumäärä, jonka atomi on lisännyt. Positiivisen ionin varaus on yhtä suuri kuin elektronien lukumäärä, jonka atomi luovutti.
Vastakkaisesti varautumattomat eivät houkuttele toisiaan.
Ioneista muodostuvia yhdisteitä kutsutaan ioneiksi. Ionien välistä sidosta kutsutaan ioniseksi.
Ioni- ja kovalenttisten sidosten välillä ei ole terävää rajaa. Ionisidosta voidaan pitää polaarisen kovalenttisen sidoksen ääritapauksena (kuva 9). Toisin kuin kovalenttiset sidokset, ionisidokset ovat suuntaamattomia
Elektronien menetysprosessia kutsutaan hapetukseksi. Elektronien lisäysprosessia kutsutaan pelkistymiseksi.
Esimerkiksi kun natrium on vuorovaikutuksessa kloorin kanssa, natriumatomi luovuttaa elektronin, hapettuu ja muodostuu natriumioni Na - e-®Na+
Kuva 9. Kaavio siirtymisestä kovalenttisesta sidoksesta ionisidokseksi
Klooriatomi saa elektronin, pelkistyy ja muodostaa kloridi-ionin Cl+ e -®Сl - .
Ryhmien I ja II pääalaryhmien metallit, kun ne yhdistetään ryhmän VII pääalaryhmän ei-metallien kanssa, muodostavat tyypillisiä ioniyhdisteitä. Esimerkiksi natriumkloridi NaCl, kaliumfluoridi KF, kalsiumkloridi CaC12.
Ioniyhdisteet ovat kiteisiä kiinteitä aineita.
Vetysidos
Vetyatomi, joka on sitoutunut erittäin elektronegatiiviseen alkuaineeseen (fluori, happi, typpi), voi muodostaa toisen sidoksen erittäin elektronegatiivisen alkuaineen toisen atomin kanssa. Esimerkiksi vesimolekyylissä vetyatomit on liitetty happiatomeihin polaarisilla kovalenttisilla sidoksilla. Jaetut elektroniparit siirtyvät happiatomia kohti. Vetyatomilla on osittainen positiivinen varaus ja happiatomilla on osittainen negatiivinen varaus. Yhden vesimolekyylin positiivisesti varautunut vetyatomi vetää puoleensa toisen vesimolekyylin negatiivisesti varautunut happiatomi. Kahden happiatomin välille muodostuu sidos käyttämällä vetyatomia. Vetyatomi sijaitsee suoralla linjalla, joka yhdistää näiden atomien ytimet
O ¾ H. . . O ¾ H. . . O ¾ H. . . O¾H
Vetysidos muodostuu polaaristen molekyylien toisiaan kohti suuntautuvien sähköstaattisten vetovoimien vuoksi, erityisesti kun ne sisältävät erittäin elektronegatiivisten alkuaineiden (F, O, N) atomeja.
Esimerkiksi HF, H2O, NH3 muodostavat vetysidoksia, mutta niiden analogit HCl, H2S, PH3 eivät muodosta.
Vetysidokset ovat epävakaita ja katkeavat melko helposti (esimerkiksi jään sulaessa ja veden kiehuessa), mutta koska näiden sidosten katkaiseminen vaatii jonkin verran energiaa, molekyylien välillä vetysidoksia sisältävien aineiden sulamis- ja kiehumislämpötilat ovat paljon korkeammat kuin vastaavien aineiden. mutta ilman vetysidoksia. Esimerkiksi:
(HF:ssä ja H20:ssa on vetysidoksia, mutta HCl:ssä ja H2S:ssä ei).
Monet orgaaniset yhdisteet muodostavat myös vetysidoksia, ja vetysidoksella on tärkeä rooli biologisissa prosesseissa.
Metalliliitäntä
Metalleilla on alhaisin ionisaatioenergia. Siksi metalleissa valenssielektronit erotetaan helposti yksittäisistä atomeista ja niistä tulee yhteisiä koko kiteelle (sosialisoitunut). Näin muodostuu positiivisia metalli-ioneja ja elektronikaasu- liikkuvien elektronien kokoelma. Metallikiteessä pieni määrä yhteisiä elektroneja sitoo suuren määrän ioneja.
Metallien kemiallista sidosta positiivisten ionien ja jaettujen elektronien välillä kutsutaan metallisidokseksi.
Metallisidos on samanlainen kuin kovalenttinen sidos. Näiden sidosten muodostuminen perustuu valenssielektronien sosiaalistumisprosesseihin. Mutta metallissa valenssielektronit ovat yhteisiä koko kiteelle, ja yhdisteissä, joissa on kovalenttinen sidos, vain kahden vierekkäisen atomin valenssielektronit ovat yhteisiä. Metallisidos on suuntaamaton, koska valenssielektronit ovat jakautuneet lähes tasaisesti koko kiteeseen.
Metallisidos on ominaista vain kiinteässä tai nestemäisessä tilassa oleville metalleille.
RATKAISUEHDOTUSOPETUS
Liittyviä tietoja.
Kyllästyvyys: molekyyleillä on tietty koostumus ja ne esiintyvät erillisinä hiukkasina, joilla on tietty rakenne johtuen kylläisyys. CH4:n hiiliatomi voi hyväksyä (päällekkäin) vain neljä vetyatomia. Tässä hiilen neljä valenssia ja neljän vetyatomin valenssit ovat tyydyttyneitä. Tämän ominaisuuden ansiosta boori on neljä tyydyttävää; viritetyssä tilassa olevalla booriatomilla on vain kolme paritonta elektronia ja yksi vapaa p-kiertorata:
5 B – 1s 2 2s 2 2p 1
5 B*2s 1 2p 2 
Kun BH 4 - ioni muodostuu, virittynyt booriatomi muodostaa 3 B-H-sidosta vaihtomekanismin mukaisesti ja neljäs sidos muodostuu booriatomin vapaan p-orbitaalin ja hydridi-ionin yksinäisen elektroniparin ansiosta ( :Hˉ).
Tässä ionissa booriatomi on akseptori ja hydridi-ioni:H on luovuttaja.
Viestinnän suunta määräytyy elektronipilvien muodon ja eri tavoilla, joilla ne menevät päällekkäin. Tyypin AA, AB, H-H, H-Cl molekyyleillä suuntaus on lineaarinen. Niissä on yksi sidos (σ-sidos) - pilvet menevät päällekkäin atomiytimiä yhdistävän suoran suunnassa.
Molekyyleillä A 2 B, joissa keskusatomi B osallistuu kahden p-elektronin kanssa kovalenttisten sidosten muodostumiseen avaruudessa 90° kulmassa, on kulmikas tai pyramidisuuntainen, kuten molekyyleissä H 2 O, NH 3.
Atomien välillä voi esiintyä moni-, kaksois- tai kolmoissidos. Typpimolekyylissä ulkokerroksen p-elektronit kussakin atomissa sijaitsevat Px-, Py-, Pz-akseleilla, yksi σ muodostuu typpiatomien väliin. -sidos pitkin atomiytimiä yhdistävää linjaa ja kaksi π-sidosta limittämällä molempien atomien Ru, Pz-pilvet, jotka on suunnattu kohtisuoraan σ-sidoksen suuntaviivaa vastaan.
Viestinnän polarisoituvuus. Molekyylien reaktiivisuuden karakterisoimiseksi on tärkeää tietää paitsi elektronitiheyden alkujakauma, myös sen polarisoituvuus. Polarisoituvuus kuvaa sidoksen kykyä tulla polaariseksi tai polaarisemmaksi molekyyleihin kohdistuvan ulkoisen sähkökentän vaikutuksesta. Polarisaation seurauksena sidoksen täydellinen repeäminen voi tapahtua sitoutuvan elektroniparin siirtyessä yhteen atomeista negatiivisten ja positiivisten ionien muodostuessa. Tämä on heterolyyttinen repeämä (ionisaatio).
Homolyyttisen pilkkomisen aikana sidoselektronipari tuhoutuu ja HCl hajoaa atomeiksi.
4.3 Atomiratojen hybridisaatio
Hybridisaatio tapahtuu atomin keskeisessä virittyneessä tilassa.
Hyvin usein atomit muodostavat sidoksia eri energiatilojen elektronien takia. Esimerkiksi viritetyssä berylliumatomissa Be* (2s 1 2р 1) ulkokerroksen yksi s- ja yksi p-elektroni osallistuvat sidoksen muodostumiseen; viritetyssä booriatomissa (2s 1 2p 2) on yksi s- ja kaksi p-elektronia. Tällöin tapahtuu niin sanottu hybridisaatio: elektronipilvien (orbitaalien) alkuperäinen muoto muuttuu keskenään ja muodostuu uuden, mutta identtisen muodon (q) pilviä (orbitaaleja). Kuvassa on näkymä hybridipilvestä, syntyy s- ja p-elektronipilvien yhdistelmästä. Hybridipilvi on ytimen toiselta puolelta pitkänomaisempi kuin toiselta puolelta.
Näin ollen s- ja p-alatason elektronit siirtyvät jollekin keskimääräistä energiaa edullisemmalle hybridialatasolle. Hybridisaatioon liittyy energianlisäys, joka johtuu vahvempien sidosten muodostumisesta ja elektronitiheyden symmetrisemmästä jakautumisesta. On sp, sp 2, sp 3, sp 3 d 1-2 hybridisaatioita: BeCl 2, BCl 3 CH 4, SF 6. sp– hybridisaatio BeCl2-molekyylin keskeisessä Be-atomissa. 4 Ole 1s 2 2s 2;
Be*1s 2 2s 1 2p 1 ; Olla* 
KaksiSP -
SP 2
(s+p)
Kaksisp
Yhden s- ja yhden p-orbitaalin yhdistelmä johtaa kahden hybridiorbitaalin muodostumiseen, jotka sijaitsevat 180°:n kulmassa; sp 2 – hybridisaatio keskeisessä viritetyssä booriatomissa.
sp 2
Kolmesp 2 - hybridiradat
TO
KolmeSP 2-
Myös molekyyleissä muodostuneet sidokset (BF 3, BCl 3, GaCl 3) sijaitsevat samassa kulmassa;
sp 3 – hybridisaatio ilmenee virittyneessä hiiliatomissa molekyyleissä (CH 4, CF 4).
Yhden s- ja kolmen p-orbitaalin yhdistelmä johtaa neljän hybridiorbitaalin (4q) muodostumiseen, jotka sijaitsevat 109 0 28′ kulmassa.
(S+P+P+P)
NeljäSP 3
sp 3
|
|
Kovalenttiset sidokset, riippuen yhteisten elektroniparien järjestelyn symmetriasta molekyylin sisällä, jaetaan kahteen tyyppiin: polaarisiin ja ei-polaarisiin.
Ei-polaarinen sidos jolle on tunnusomaista se, että molempien atomien ytimet vetivät puoleensa yhteistä elektroniparia samalla voimalla, se sijaitsee samalla etäisyydellä molempien atomien ytimistä. Ytimen positiivisten varausten ja elektronien negatiivisten varausten painopisteet kohtaavat yhdessä pisteessä, joten tällaisia molekyylejä kutsutaan ei-polaariseksi. Tämän tyyppinen kovalenttinen sidos esiintyy atomien välillä yksinkertaisten aineiden, esimerkiksi kloorin, typen, hapen, molekyyleissä.
Napainen liitäntä- yleisin viestintämuoto. Se tapahtuu yhdistämällä eri alkuaineiden atomeja. Napainen kovalenttinen sidos - jolle on tunnusomaista se, että päällekkäisten pilvien (elektroniparin) elektronitiheys gravitoituu kohti yhtä atomeista, kohti elektronegatiivisempaa atomia (ei-metallisempi alkuaine), joka on vuorovaikutuksessa elektroniparin kanssa energisemmin kuin muu, ja syrjäyttää elektronipilven itsellesi. Elektronipilven siirtymää kutsutaan polarisaatioksi. Tämän elektroniparin siirtymisen seurauksena yhteen atomeista sähkövaraukset jakautuvat molekyylissä epätasaisesti, joten molekyylin sähkövarausten painopisteet eivät kohtaa yhdessä pisteessä, ja tietty etäisyys l niiden väliin ilmestyy dipolipituus, esimerkiksi HCl-, H2O-molekyylejä kutsutaan polaariseksi tai dipoliksi. Mitä pidempi dipolin pituus, sitä polaarisempi molekyyli on. Molekyylin polariteettiasteen tai elektronien sijoittelun epäsymmetria-asteen määrittämiseen ydinkentässä käytetään dipolimomentin μ arvoa, joka on elektronin varauksen ē ja dipolin pituuden tulo.
Elektronivarauksen arvo on suuruusluokkaa 10 -10 sähköyksikköä ja dipolipituudella atomin halkaisijan suuruusluokkaa, ts. 10 -8 cm Dipolimomentti on sähködipolille kaavalla μ=е·l laskettu vektorisuure; e - tehokas lataus; l negatiivisen varauksen keskustasta positiivisen varauksen keskustaan suunnatun dipolivektorin pituus ilmaistaan arvoina luokkaa 10 -18 el.st.un.cm (10 -8 ∙10 -10. Tätä arvoa kutsutaan Debye-yksiköksi D (1 debye vastaa 10 -18 el.st.unit cm). Molekyylien pysyvien dipolimomenttien arvot ovat 0 - 10 D. Ei-polaarisilla molekyyleillä μ = 0.
Ionisidos tämä on polaarisen kovalenttisen sidoksen rajoittava tapaus, joka muodostuu elektronegatiivisuudessa suuresti eroavien alkuaineiden atomien vuorovaikutuksesta (tyypilliset metallit aktiivisten epämetallien kanssa), esimerkiksi NaCl, KBr. Metalliatomi, johtuen elektronitiheyden vetovoimasta kohti atomia, jolla on korkeampi EO, muuttuu positiivisesti varautuneeksi ioniksi (+) ja ei-metalliatomi negatiivisesti varautuneeksi ioniksi (-). Vastakkaisesti varautuneet metalli- ja ei-metalli-ionit vetäytyvät Coulombin lain mukaan sähköstaattisten voimien vaikutuksesta.
Ionisidoksen suuntaamattomuus ja tyydyttymättömyys
Ionien sähkövaraukset määräävät yhdisteiden stoikiometrisen koostumuksen, koska ionien vastakkaiset varaukset määräävät niiden vetovoiman ja hylkimisen.
Kuva 1. Kahden erilaisen ionin sähköisten voimakenttien jakautuminen
Kahden vastakkaisen merkin ionin vuorovaikutus keskenään ei voi johtaa niiden voimakenttien täydelliseen keskinäiseen kompensointiin. Tämän seurauksena ionit säilyttävät kyvyn houkutella vastakkaisen merkin ioneja muihin suuntiin, joten ionisidos on karakterisoitu tyydyttymättömyys(Kuva 1).
Ioniyhdisteiden rakenne
Puhtaasti ionisten yhdisteiden koordinaatioluku (CN) ei riipu alkuaineiden atomien elektronirakenteesta, vaan sen määrää ionien kokojen suhde, ts. säteet. Siten ionisäteiden suhteen ollessa 0,41÷0,76 tapahtuu oktaedristä koordinaatiota; suhteella 0,73÷1,37 – kuutio.
Esimerkiksi Na + -ionin säde = 0,098 nm; Cl-ionin säde – = 0,181 nm; suhde r Na + /r Cl – =0,098:0,181=0,54 – tapahtuu oktaedristä koordinaatiota (kuva 2).
Ionisäteiden Cs + = (r Cs + = 0,165 nm) ja Cl – (r Cl – = 0,181 nm) suhde on 0,91, mikä vastaa kuutiokoordinaatiota (kuva 3).
Riisi. 2. Rakennetyyppi Kuva 3. Rakenteellinen tyyppi
natriumkloridi NaCl cesiumkloridi CsCl
Tästä johtuen ioniset yhdisteet ovat kiteisiä aineita ja siksi niille yksinkertaisen kahden ionisen molekyylin (NaCl, CsCl) käsite menettää merkityksensä: kide koostuu valtavasta määrästä ioneja ja niiden kaavat voidaan kirjoittaa näin: Na n Cl n, Cs n Cl n.
Metalliliitäntä- erittäin lokalisoitumaton kemiallinen sidos. Pieni määrä elektroneja sitoo samanaikaisesti suuren määrän atomiytimiä, ja elektronit itse liikkuvat metallin kidehilassa.
Esimerkki: litiumatomilla, jonka elektroninen konfiguraatio on 1s 2 2s 2 2p 0, on neljä orbitaalia ja yksi elektroni ulkotasolla; litium kiteytyy vartalokeskeisessä hilassa. Jokaisella kidehilan atomilla on kahdeksan vierekkäistä atomia, ja litiumkiteessä vierekkäisten atomien kiertoradat menevät päällekkäin. Jokainen litiumatomi tarjoaa neljä valenssiorbitaalia 2s _ ja 2p _ _ _ ja yhden valenssielektronin sidokselle. Kaiken kaikkiaan tällaisella pakkauksella varustetussa yksittäiskiteessä on 36 orbitaalia (9·4=36) ja 8 elektronia.
Kuva 4. Atomien keskinäinen koordinaatio litiumkiteessä
Tiedetään, että metalliatomeille on ominaista alhainen ionisaatioenergia ja valenssielektronit pysyvät heikosti atomissa ja siirtyvät helposti kiertoradalta toiselle. Siten elektronit osallistuvat metallikiteen atomien välisten sidosten muodostumiseen. Elektronien liike kiteessä määritetään metallin sähkönjohtavuus. Metallisidos on voimakkaasti siirretty.
Edellä esitetyn perusteella metallia voidaan pitää tiiviisti tiivistettynä rakenteena, jossa positiivisesti varautuneita ioneja on yhdistetty toisiinsa kollektivisoitujen elektronien (elektronikaasu) avulla.
Vetysidos. Polaarisen tyyppisen yhdisteen muodostama vetyatomi ei menetä reaktiivisuuttaan, sillä sen koko on erittäin pieni, se luo korkean intensiteetin sähkökentän. Vähäinen positiivisesti polarisoitunut vetyatomi tunkeutuu syvälle viereisen negatiivisesti polarisoidun atomin elektronikuoreen muodostaen sidoksen, jota kutsutaan vetysidokseksi. Vetysidos muodostuu sähköstaattisten ja luovuttaja-akseptorivuorovaikutusten voimien vuoksi. Positiivisesti polarisoitunut vetykationi toimii akseptorina. Siten vesimolekyyli voi muodostaa neljä vetysidosta kahdesta vetyatomista ja kahdesta happiatomin sitoutumattomasta elektroniparista johtuen. Vetysidos on merkitty kolmella pisteellä. Vetysidoksella on tärkeä rooli molekyylien yhdistymisessä, kiteytymis-, liukenemis- ja kiteisten hydraattien muodostumisprosessissa.
Vesimolekyylien yhdistäminen vetysidoksella (...)
AINEIDEN KEMIALLINEN SIDOSTUS JA RAKENNE
Molekyylien, kompleksisten ionien, kiteisten, amorfisten ja muiden aineiden muodostumiseen atomeista liittyy energian lasku verrattuna vuorovaikuttamattomiin (vapaisiin) atomeihin. Tässä tapauksessa minimienergia vastaa tiettyä atomien järjestelyä suhteessa toisiinsa, mikä vastaa merkittävää elektronitiheyden uudelleenjakautumista (vuorovaikutteisten atomien elektronirakenteissa tapahtuu muutos). Voimia, jotka pitävät atomeja yhdessä molekyyleissä ja aineissa, kutsutaan yhteisesti "kemiallisiksi sidoksiksi".
Äärimmäisen yksinkertaistettujen molekyylirakenneteorioiden mukaan, jotka perustuvat vuonna 1916 ehdotettuun elektroniseen valenssiteoriaan, kemiallinen sidos syntyy elektronien uudelleenjakautumisesta valenssikiertoradalla, jolloin syntyy jalokaasuelektronikonfiguraatio (-oktetti) tai elektronirakenne, joka johtuu yhteisten elektroniparien muodostumisesta (G. Lewis) tai ionien muodostumisesta (W. Kossel). Tärkeimmät kemiallisten sidostyypit: kovalenttiset, ioniset, metalliset, vetysidokset ja molekyylien väliset sidokset.
Kovalenttisidos
Kovalenttinen sidos on yleisin kemiallinen sidostyyppi, joka syntyy elektroniparin jakamisesta, kun kukin vuorovaikutuksessa olevista atomeista toimittaa yhden elektronin.
Tarkastellaan kovalenttisen sidoksen muodostumismekanismia molekyylin esimerkin avulla.
Kun kaksi vetyatomia lähestyy toisiaan tietylle etäisyydelle, atomien elektronipilvet menevät päällekkäin ja muodostuu molekyyli. Siksi jokaisella molekyylin vetyatomilla on täydellinen rakenne. Tämän seurauksena atomiytimien väliin muodostuu maksimielektronitiheyden alue (kuva 4.1).
 |
Kuva 4.1 – Elektronipilvien päällekkäisyys vetymolekyylissä
Kovalenttinen sidos voidaan esittää seuraavasti:
a) graafisesti 
b) elektroniparien muodossa 
Hyvä esimerkki kovalenttisen sidoksen muodostumismekanismista on kuva 4.2.
Kuva 4.2 - Kaavio potentiaalienergian muutoksista riippuen vetyatomien ytimien välisestä etäisyydestä
Molekyylin vakaa tila on sellainen, kun veto- ja hylkimisvoimat tasapainottavat toisiaan. Se vastaa vähimmäispotentiaalienergiaa ja sille on tunnusomaista atomiytimien välisen tasapainoetäisyyden arvo () sekä sitoutumisenergian arvo (), joka vastaa potentiaalikäyrän minimiä.
Siten kovalenttisen sidoksen olemus on seuraava:
Sen muodostavat elektronit, joiden spinit ovat vastakkaisia;
Mitä vahvempi päällekkäisyys vuorovaikutuksessa olevien atomien elektronipilvien välillä on, sitä vahvempi sidos on.
Kovalenttisia sidoksia on kahdenlaisia.
Ei-polaarinen kovalenttinen sidos, jossa jaettu elektronipari sijaitsee avaruudessa symmetrisesti molempien atomien ytimiin nähden. Se muodostuu pääasiassa saman alkuaineen atomien tai atomien välillä, joilla on samanlaiset elektronegatiivisuusarvot 
jne.) (Kuva 4.3a). Näillä aineilla on alhaiset sulamis- ja kiehumispisteet, eivätkä ne käytännössä hajoa vedessä.
Polaarinen kovalenttinen sidos, jossa jaettu elektronipari on siirtynyt kohti elektronegatiivisempaa elementtiä. Se muodostuu atomien väliin, joilla on erilainen elektronegatiivisuus. Esimerkiksi vetykloridimolekyyli:
Mitä suurempi ero sitoutuneiden atomien EO-arvoissa on, sitä suurempi on sidoksen polariteetti.
Esimerkiksi:
Sidosen napaisuus johtuu siitä, että elektronitiheyden siirtymisen seurauksena elektronegatiivisemman alkuaineen atomiin muodostuu pysyvä dipoli: molekyylissä klooriatomiin ilmestyy ylimääräinen negatiivinen varaus, ja vetyatomiin ilmestyy yhtä suuri positiivinen varaus:
Kaavamaisesti dipoli on kuvattu seuraavasti (kuva 4.3b):
Kuva 4.3 a – ei-polaarinen kovalenttinen sidos, b – polaarinen kovalenttinen sidos, – dipolin pituus, ts. atomien ytimien välinen etäisyys molekyylissä.
Sidosen (molekyylin) polariteetin kvantitatiiviseksi karakterisoimiseksi otetaan käyttöön arvo - dipolimomentti, joka (on vektorisuure):
Elektronin varaus on yhtä suuri kuin .
Dipolimomentti mitataan kulonimetreinä tai debyeinä.
Kovalenttisen sidoksen toteuttavat jaetut valenssielektronit, jotka jakavat kaksi naapuriatomia sidoskiertorata(katso kohta 2.2.1). Lisäksi alkuaineaineiden tapauksessa kukin atomeista "lahjoaa" saman määrän valenssielektroneja sidokselle ja täydentää valenssikuorensa, kunnes se on täysin täytetty hilan lähimpien naapuriatomien sidoselektronien vuoksi. Tämän ominaisuuden kanssa kylläisyys Kovalenttisiin sidoksiin tutustuimme vetymolekyylin esimerkin avulla. Sen seuraus on Hume-Rotheryn vahvistama sääntö. Sen mukaan alkuainekiteille, joissa vallitsee kovalenttinen sidos, pätee seuraava suhde koordinaatioluvun välillä Z ja ryhmän numero N, jossa tämä elementti sijaitsee:
Z k = 8 − N. Alkuainepuolijohteiden rakenne (vallitseva sidos on kovalenttinen) määräytyy tällä yksinkertaisella empiirisellä säännöllä ja kovalenttisen sidoksen suunnalla.
Kovalenttisen sidoksen suunnan määrää kiteen elektronitiheysjakauma, joka voidaan määrittää esimerkiksi röntgentiedon avulla. Ne osoittavat, että kiteissä, joissa on kovalenttisia sidoksia, valenssielektronien elektronitiheys on jakautunut merkittävästi epätasaisesti avaruudessa. Suuissa, jotka ovat lyhimpiä kahdelle vierekkäiselle atomille, elektronitiheys on suurempi kuin muissa suunnissa. Tämä tarkoittaa, että valenssielektronit ovat ikään kuin paikantuneet avaruuteen ja muodostavat "elektronisia siltoja", eli kovalenttisella sidoksella on selvä suuntaava luonne. Elektronitiheysjakauman luonne kovalenttisen sidoksen muodostumisen aikana riippuu vuorovaikutuksessa olevien atomien erityisestä elektronirakenteesta.
Koska kovalenttisella kemiallisella sidoksella, toisin kuin muilla kemiallisilla sidoksilla, on paikallinen luonne, se ei määräydy ainoastaan sidosenergian perusteella, vaan sillä on myös geometrisia ominaisuuksia. Kovalenttisen sidoksen geometriset ominaisuudet ovat sen pituus ja molekyylin tai kiteen sidosten väliset kulmat. Kovalenttinen pituus
kemiallinen sidos on kiteen kovalenttisen sidoksen yhdistämien atomien ytimien välinen etäisyys. Se riippuu vuorovaikutuksessa olevien atomien koosta ja niiden elektronipilvien päällekkäisyyden asteesta. Sidospituus ja sidosten väliset kulmat määritetään kokeellisesti käyttämällä molekyylispektroskopiaa, röntgendiffraktiota ja muita menetelmiä.
Tarkastellaan kovalenttisen sidoksen suunnattua ominaisuutta käyttämällä esimerkkiä kemiallisen sidoksen muodostumisesta timantissa.9 Tässä tapauksessa ohjaamme sääntöjä, jotka muodostavat suunnattujen valenssien teorian sisällön.
1. Kovalenttinen yksinkertainen sidos muodostuu kahden elektronin vuorovaikutuksessa eri atomeihin kuuluvien vastakkaisten spinien kanssa.
2. Kovalenttisen sidoksen suunnan tulee vastata suuntaa, jossa tietyn valenssielektronin kiertoradat limittyvät mahdollisimman suuressa määrin sen kanssa pariksi liitetyn, naapuriatomiin kuuluvan valenssielektronin kiertoradan kanssa.
On syytä muistaa, että joissakin tapauksissa sidoksen muodostumiseen osallistuvien valenssielektronien kiertoradan muoto muuttuu hieman, ja joissain tapauksissa se muuttuu jyrkästi. Jälkimmäisessä tapauksessa sekoitettu, ns hybridiradat.
Timantissa, joka koostuu hiiliatomeista, kuten hyvin tiedetään, toteutuu kovalenttinen kemiallinen sidos. Hiiliatomin valenssikuoren elektroninen konfiguraatio virittymättömässä tilassa - 2 s 22s 2. 1 s-orbitaalit ja 2 s-orbitaalit sisältävät kaksi elektroniparia, joiden spinit ovat antirinnakkaiset. Valenssi osoittautuu kaksi 2 s-orbitaalit, joissa sijaitsee yksi elektroni, joka voi osallistua kemiallisen sidoksen muodostumiseen. Nämä 2 s- kiertoradat
muodostavat keskenään 90 asteen kulman. Siten hiilen yhdisteissään tulee olla kaksiarvoisia ja muodostaa sidoksia, joiden välillä on suora kulma.
Kuitenkin, kuten kokeelliset tiedot osoittavat, useimmissa sen yhdisteissä hiili on neliarvoista ja kaikki neljä hiilisidosta ovat yhtä vahvoja ja niillä on sama suuntaus suhteessa toisiinsa.
ystävä: sidosten välinen kulma on 109◦28∗. Tämä seikka selittyy orbitaalien hybridisaatiolla, joka tapahtuu kahdessa vaiheessa. Ensin hiiliatomi siirtyy perustilasta virittyneeseen, jossa yksi elektroneista, joilla on täytetty 2 s 2-orbitaalit menee
9 Vetymolekyylin kovalenttisella sidoksella ei ole suuntaavuuden ominaisuutta johtuen elektronitiheyden pallosymmetrisestä jakautumisesta s-valtiot.
Riisi. 2.10. Hybridisaatiosuunnitelma s Ja s-elektronipilvet ja avaruudellinen suuntautuminen sp 3-hybridit.
tyhjä 2 s- kiertoradalla. Seuraavaksi neljä aaltofunktiota "sekoitetaan" ja muodostetaan neljä uutta identtistä aaltofunktiota, jotka eivät ole kumpaakaan. s-, ei kumpikaan s-toiminnot. Nämä ovat hybridejä sp 3-toimintoa. Ne ovat vastaavia ja niillä on kuvan 1 mukainen suunta. 2.10. Siten tuloksena olevassa tilassa timantin hiiliatomilla on neljä paritonta elektronia. Vaihtopilvien maksimitiheyden suunnat, kuten kuvasta näkyy. 2.12, keskittynyt kuution avaruudellisia diagonaaleja pitkin<111>. Atomi, jolla on neljä naapuria, muodostaa säännöllisen tetraedrin, ja tetraedrien kokoelmasta muodostuu "ääretön kovalenttinen molekyyli".
Kemiallisen sidoksen vahvuus riippuu valenssielektronikiertoradan päällekkäisyyden asteesta: mitä suurempi limitys, sitä vahvempi sidos. Laskelmat osoittavat, että yhdistävien atomien elektronikuorten päällekkäisyys hybridin tapauksessa sp 3-orbitaaleja on huomattavasti enemmän kuin ei-hybridissä s Ja s- kiertoradat. Vaikka hybridisoidut tilat vastaavat suurempaa elektronien energiaa atomissa kuin ei-hybridisoidut tilat, kiteen kokonaisenergia osoittautuu kuitenkin pienemmäksi, jos sidos muodostuu sp 3-hybridit, minkä vuoksi hybridisaatio osoittautuu energeettisesti suotuisaksi.
Voi osallistua kovalenttisten sidosten muodostukseen s-, s-, d Ja f- kiertoradat. Jos hybridisaatio tapahtuu sidoksen muodostumisen aikana, ne erottavat toisistaan riippuen kuinka monta ja mitkä kiertoradat hybridisoituvat sp-, sp 2-, dsp 2-, sp 3i d 2sp 3-hybridiorbitaalit (kuva 2.11).
Siten kovalenttisten kiteiden rakenne määräytyy Hume-Rotheryn säännöllä, joka antaa lähimpien naapurien lukumäärän, joka tarvitaan kemiallisen sidoksen täydelliseen kyllästymiseen, ja kemiallisen sidoksen suunnan, joka voidaan määrittää aaltofunktioiden analyysistä.
Riisi. 2.11. Spatiaalinen suuntautuminen sp-, sp 2 -, dsp 2 -, sp 3 ja d 2 sp 3-hybridiorbitaalit.
nauhaelektroneilla tai kokeellisesti. Kovalenttisen sidoksen energian ominaisarvo on luokkaa 5–7 eV. Puolijohdemateriaaleissa voidaan havaita seuraavat yleiset kuviot ominaisuuksien muutoksissa sitoutumisenergian muuttuessa. Kun atomien välinen sitoutumisenergia kasvaa, kidehilan jakso lyhenee ja sulamislämpötila ja kaistaväli kasvavat.
Yksinkertaisten kiteiden, joissa pääasiallisesti toteutuu yksi neljästä kemiallisesta sidostyypistä, tunnusomaisimmat ominaisuudet on esitetty taulukossa. 2.2.
Taulukko 2.2. Neljän kiintoaineryhmän ominaisuudet, jotka eroavat atomien välisten sidosten tyypeistä.
Atomien välisen sidoksen tyyppi
Ominaisuudet ja sitova energia
Ohjaamaton ja tyydyttymätön, vahva yhteys; 5–7 eV ioniparia kohden.
Ohjattu
ja rikas, vahva yhteys; 5-7 eV atomia kohti.
Suuntamaton ja tyydyttymätön viestintä; lähellä
3,5 eV atomia kohti.
Ei-suuntautunut ja tyydyttymätön, heikko, lyhytvaikutteinen
yhteys; ≈0,1 eV per
Ionic kovalenttinen metalli Van der Waals
Rakenteelliset ominaisuudet
Suuret anionit muodostavat tiiviisti pakkautuneita rakenteita, joiden onteloissa kationit sijaitsevat ( Z k = 8, 6, 4 ja 3).
Rakenteet, joissa on löysä ristikkotiiviste (esim. Z k = 4) ja pieni tiheys.
Z k = 12 ja 8) ja suuri tiheys.
Kompaktit kiderakenteet erittäin tiiviillä pakkauksella ( Z k = 12) ja suuri tiheys.
Lämpöominaisuudet
Melko korkeat sulamispisteet. Matala laajenemiskerroin.
Korkeat sulamislämpötilat. Matala laajenemiskerroin.
Erilaisia sulamislämpötiloja.
Alhaiset sulamispisteet. Korkea laajenemiskerroin.
Sähköiset ominaisuudet
Eristimet. Johtokyky on luonteeltaan pääasiassa ionista ja kasvaa lämpötilan noustessa.
Sähköinen johtavuustyyppi (kaksi tyyppiä kantoaaltoja). Johtavuuden aktivointiriippuvuus lämpötilasta.
Kapellimestarit. Pääasiallinen johtavuustyyppi on elektroninen. Johtavuus heikkenee lämpötilan noustessa.
Eristimet.
Optiset ominaisuudet
Läpinäkyvä sähkömagneettiselle säteilylle matalilta taajuuksilta absorptioreunaan. Yleensä läpinäkyvä spektrin näkyvällä alueella.
Läpinäkyvä sähkömagneettiselle säteilylle matalilta taajuuksilta absorptioreunaan.
Läpinäkymätön sähkömagneettisille aalloille alhaisilta taajuuksilta keski-ultraviolettialueelle asti; heijastavat valoa hyvin.
Läpinäkyvä sähkömagneettiselle säteilylle matalilta taajuuksilta kaukaiselle ultraviolettialueelle.
Ionic kovalenttinen metalli Van der Waals
Alueen rakenne
vyöhyke on erotettu
seuraavasta tyhjästä johtavuuskaistasta leveälle kaistavälille ( Esim> 2–3 eV).
Täysin täytetty ylävalenssi
vyöhyke on erotettu
seuraavasta tyhjästä johtumiskaistasta kaistaväliin Esim< 2–3 эВ.
Johtonauha on osittain täytetty.
Täysin täytetty ylävalenssi
vyöhyke on erotettu
seuraavasta tyhjästä johtumiskaistasta erittäin laajaan kaistaväliin.