Vairākas kovalentās saites attēlo nepiesātinātās saites organiskie savienojumi satur dubultās un trīskāršās ķīmiskās saites. Lai raksturotu nepiesātināto savienojumu būtību, L. Paulings iepazīstina ar jēdzieniem sigma un π saites, hibridizācija atomu orbitāles.

Polinga hibridizācija diviem S- un diviem p-elektroniem ļāva izskaidrot ķīmisko saišu virzienu, jo īpaši metāna tetraedrisko konfigurāciju. Lai izskaidrotu etilēna struktūru, ir nepieciešams izolēt vienu p-elektronu no četriem ekvivalentiem oglekļa atoma Sp3 elektroniem, lai izveidotu papildu saiti, ko sauc par π-saiti. Šajā gadījumā trīs atlikušās Sp2 hibrīda orbitāles atrodas plaknē 120° leņķī un veido galvenās saites, piemēram, plakanu etilēna molekulu.

Acetilēna molekulas gadījumā hibridizācijā piedalās tikai viena S- un viena p-orbitāle (pēc Paulinga), un veidojas divas Sp-orbitāles, kas atrodas 180 ° leņķī un ir vērstas uz pretējām pusēm. Divas "tīras" oglekļa atomu p-orbitāles pārklājas pa pāriem savstarpēji perpendikulārās plaknēs, veidojot divas lineāras acetilēna molekulas π-saites.

L. Paulinga uzskati tika atspoguļoti viņa grāmatā “Ķīmiskās saites būtība”, kas ilgus gadus kļuva par ķīmiķa uzziņu grāmatu. 1954. gadā L. Paulings tika apbalvots Nobela prēmijaķīmijā ar formulējumu "Ķīmiskās saites būtības izpētei un pielietošanai komplekso savienojumu struktūras noteikšanā."

Tomēr atomu orbitāļu selektīvās hibridizācijas fiziskā nozīme palika neskaidra; hibridizācija bija algebriska transformācija, uz kuru nevarēja attiecināt fizisko realitāti.

Linuss Polings mēģināja uzlabot ķīmiskās saites aprakstu, novēršot orbitāļu hibridizācijas selektivitāti nepiesātināto savienojumu molekulās un izveidojot saliektas ķīmiskās saites teoriju. Savā ziņojumā simpozijā par teorētisko organiskā ķīmija, kas veltīta Kekules piemiņai (Londona, 1958. gada septembris), L. Paulings ierosināja jaunu veidu, kā aprakstīt dubultsaiti kā divu identisku izliektu ķīmisko saišu kombināciju, un trīskāršo saiti - trīs izliektas ķīmiskās saites. Par šo

Simpozijs L. Paulings kategoriski norādīja:

Iespējams, ir ķīmiķi, kuri uzskata, ka vissvarīgākais jauninājums... bija σ,π apraksta apraksts dubultai vai trīskāršajai saitei un konjugētajām sistēmām, nevis aprakstu, izmantojot liektās saites. Es uzskatu, ka σ,π apraksts ir mazāk apmierinošs nekā izliektās saites apraksts, ka šis jauninājums ir tikai pārejošs un drīz izzudīs.

Jaunajā Polinga teorijā visi saistošie elektroni kļuva vienādi un vienādā attālumā no līnijas, kas savieno molekulas kodolus. Polinga teorijā par liektu ķīmisko saiti tika ņemta vērā M. Borna viļņu funkcijas statistiskā interpretācija, elektronu Kulona elektronu korelācija. Parādījās fiziska nozīme - ķīmiskās saites raksturu pilnībā nosaka kodolu un elektronu elektriskā mijiedarbība. Jo vairāk savienojošo elektronu, jo mazāks ir starpkodolu attālums un spēcīgāka ķīmiskā saite starp oglekļa atomiem.

Trīscentru ķīmiskā saite

Tālāku ideju attīstību par ķīmisko saiti deva amerikāņu fizikālis ķīmiķis V. Lipskombs, kurš izstrādāja divu elektronu trīscentru saišu teoriju un topoloģisko teoriju, kas ļauj prognozēt vēl dažu bora hidrīdu (borhidrīdu) struktūru. ).

Elektronu pāris trīscentru ķīmiskajā saitē kļūst kopīgs trim atomu kodoliem. Vienkāršākajā trīscentru ķīmiskās saites pārstāvī - molekulārajā ūdeņraža jonā H3 + - elektronu pārī ir trīs protoni vienā veselumā.

Diborāna molekulai ir četras atsevišķas B-H kovalentās saites un divas divu elektronu trīscentru saites. Attālums starp kodoliem vienā kovalentajā B-H saitē ir 1,19 Å, savukārt līdzīgs attālums trīscentru B-H-B saitē ir 1,31 Å. Trīscentru saites B-H-B (φ) leņķis ir 830. Divu trīscentru saišu kombinācija diborāna molekulā ļauj noturēt bora atomu kodolus attālumā dB-B = 2 1,31 sin φ/2 = 1,736 Å. Saistošo ūdeņraža atomu kodoli atrodas attālumā h = 1,31 · cos φ/2 = 0,981 Å no plaknes, kurā atrodas četras atsevišķas B-H kovalentās saites.

Trīscentru saites var tikt realizētas ne tikai divu bora atomu un viena ūdeņraža atoma trīsstūrī, bet arī starp trim bora atomiem, piemēram, karkasa borhidrīdos (pentaborāns - B 5 H 9, dekaborāns - B 10 H 4 u.c. .). Šīs struktūras satur parastos (gala) un trīscentru saites (tilta) ūdeņraža atomus un bora atomu trīsstūrus.

Borānu esamība ar to divu elektronu trīscentru saitēm ar "tilta" ūdeņraža atomiem pārkāpa kanonisko valences doktrīnu. Ūdeņraža atoms, kas iepriekš tika uzskatīts par standarta vienvērtīgu elementu, izrādījās saistīts ar identiskām saitēm ar diviem bora atomiem un formāli kļuva par divvērtīgu elementu. W. Lipscomb darbs pie borānu struktūras atšifrēšanas paplašināja izpratni par ķīmisko saiti. Nobela komiteja 1976. gadā piešķīra Viljama Nunna Lipskomba balvu ķīmijā ar formulējumu "Par viņa pētījumiem par borānu (borhidrītu) struktūru, kas izskaidro ķīmisko saišu problēmas".

Daudzcentru ķīmiskā saite

1951. gadā T. Kīlijs un P. Pavsons diciklopentadienila sintēzes laikā negaidīti ieguva pilnīgi jaunu organisko-dzelzs savienojumu. Uzmanību nekavējoties piesaistīja iepriekš nezināma, ārkārtīgi stabila dzelteni oranža kristāliska dzelzs savienojuma sagatavošana.

E. Fišers un D. Vilkinsons neatkarīgi nodibināja jaunā savienojuma uzbūvi – divi ciklopentadienilgredzeni ir izvietoti paralēli, slāņos vai "sviestmaizes" veidā ar dzelzs atomu, kas atrodas starp tiem centrā (8. att. ). Nosaukumu "ferrocēns" ierosināja R. Vudvards (pareizāk sakot, viņa grupas darbinieks D. Vaitings). Tas atspoguļo dzelzs atoma un desmit oglekļa atomu (zehn - desmit) klātbūtni savienojumā.

Visas desmit saites (C-Fe) ferocēna molekulā ir līdzvērtīgas, Fe-c starpkodolu attālums ir 2,04 Å. Visi oglekļa atomi ferocēna molekulā ir strukturāli un ķīmiski līdzvērtīgi, katra garums C-C savienojumi 1,40 - 1,41 Å (salīdzinājumam, benzolā C-C saites garums ir 1,39 Å). Ap dzelzs atomu parādās 36 elektronu apvalks.

1973. gadā Ernsts Otto Fišers un Džefrijs Vilkinsons saņēma Nobela prēmiju ķīmijā par novatorisko darbu, kas neatkarīgi veikts metālorganisko, tā saukto sviestmaižu savienojumu jomā. Zviedrijas Karaliskās Zinātņu akadēmijas biedrs Indvars Lindkvists savā uzrunā laureātu prezentācijā norādīja, ka "jaunu saišu un struktūru principu atklāšana un pierādījumi, kas atrodami sviestmaižu maisījumos, ir nozīmīgs sasniegums, praktiskā nozīme ko šobrīd vēl nevar paredzēt."

Šobrīd ir iegūti daudzu metālu diciklopentadienilatvasinājumi. Pārejas metālu atvasinājumiem ir tāda pati struktūra un tādas pašas saites īpašības kā ferocēnam. Lantanīdi neveido sviestmaižu struktūru, bet gan struktūru, kas atgādina trīs staru zvaigzni [Tāpēc La, Ce, Pr, Nd atomi veido piecpadsmit centru ķīmisko saiti.

Drīz pēc ferocēna tika iegūts dibenzolhroms. Dibenzols-molibdēns un dibenzols-vanādijs tika sagatavoti pēc vienas un tās pašas shēmas. Visos šīs klases savienojumos metāla atomi satur kopā divus sešu locekļu gredzenus. Visas 12 metāla-oglekļa saites šajos savienojumos ir identiskas.

Ir arī sintezēts uranocēns [bis(ciklooktatetraēn)urāns], kurā urāna atoms satur divus astoņu locekļu gredzenus. Visas 16 urāna-oglekļa saites uranocēnā ir identiskas. Uranocēnu iegūst, UCl 4 reaģējot ar ciklooktatetraēna un kālija maisījumu tetrahidrofurānā mīnus 300 C temperatūrā.

Aplūkotajos ķīmiskās saites veidošanās piemēros piedalījās elektronu pāris. Tādu savienojumu sauc viens. Dažreiz to sauc par parasto, t.i. parasts. Šāda veida savienojumu parasti apzīmē ar vienu līniju, kas savieno mijiedarbojošo atomu simbolus.

Pārklājošie elektronu mākoņi taisnā līnijā, kas savieno divus kodolus, ved uz sigma obligācijas(o-obligācija). Viena obligācija vairumā gadījumu ir a-obligācija.

Tiek saukta saite, kas veidojas p-elektronu mākoņu sānu reģionu pārklāšanās rezultātā pi-saite(i-obligācija). Dubults un trīskāršs saites veidojas, piedaloties attiecīgi diviem un trīs elektronu pāriem. Divkāršā saite ir viena a-saite un viena i-saite, trīskāršā saite ir viena a-saite un divas i-saite.

Apspriedīsim saišu veidošanos etāna C 2 H 6 , etilēna C 2 H 4 , acetilēna C 2 H 2 un benzola C 6 H b molekulās.

Leņķi starp saitēm molekulā etāns NO. ; H (. gandrīz precīzi vienādi viens ar otru (1.18. att., a) un neatšķiras no leņķiem starp C-H saitēm metāna molekulā. Līdz ar to var pieņemt, ka oglekļa atomu ārējie elektronu apvalki atrodas $p 3 hibridizācijas stāvoklī. C 2 H 6 molekula ir diamagnētiska un tai nav elektriskā dipola momenta. Enerģija C-C savienojumi vienāds ar -335 kJ/mol. Visas C 9 H 6 molekulas saites ir a-saites.

Molekulā etilēns C 2 H 4 saites leņķi katrs ir aptuveni 120°. No tā varam secināt, ka oglekļa atoma ārējo elektronu orbitāļu $ p 2 hibridizācija (1.18. att. b). C-H saites atrodas vienā plaknē aptuveni 120° leņķos. Katram oglekļa atomam ir viena nehibrīda p-orbitāle

Rīsi. 1.18. Etāna molekulu modeļi ( a ), etilēns (b) un acetilēns (c)

turot vienu elektronu. Šīs orbitāles atrodas perpendikulāri figūras plaknei.

Saites enerģija starp oglekļa atomiem etilēna C 2 H 4 molekulā ir -592 kJ/mol. Ja oglekļa atomi būtu saistīti ar tādu pašu saiti kā etāna molekulā, tad saistīšanās enerģijas šajās molekulās būtu tuvas.

Tomēr saistīšanās enerģija starp oglekļa atomiem etānā ir 335 kJ/mol, kas ir gandrīz divas reizes mazāka nekā etilēnā. Šāda būtiska atšķirība saistīšanās enerģijās starp oglekļa atomiem etilēna un etāna molekulās ir izskaidrojama ar nehibrīdu p-orbitāļu iespējamo mijiedarbību, kas attēlā. 1.18 , b attēlots ar viļņotām līnijām. Šādā veidā izveidoto savienojumu sauc par I-savienojumu.

Etilēna molekulā C 2 H 4 ir četri S-N savienojumi, tāpat kā metāna CH 4 molekulā, ir a-saites, un saite starp oglekļa atomiem ir a-saite un p-saite, t.i. dubultsaite, un etilēna formula ir uzrakstīta kā H 2 C=CH 2 .

Acetilēna C 2 H 2 molekula ir lineāra (1.18. att., iekšā ), kas runā par labu sp hibridizācijai. Saites enerģija starp oglekļa atomiem ir -811 kJ/mol, kas liecina par vienas a-saites un divu n-saišu esamību, t.i. tā ir trīskāršā saite. Acetilēna formula ir uzrakstīta kā HC=CH.

Viens no sarežģītajiem ķīmijas jautājumiem ir noteikt saišu raksturu starp oglekļa atomiem t.s. aromātiskie savienojumi , jo īpaši C 6 H benzola molekulā (.. benzola molekula ir plakana, leņķi starp oglekļa atomu saitēm ir vienādi

Rīsi. 1.19.

a - formulas modelis: 6 - oglekļa atomu ^-orbitāles un a-saites starp oglekļa atomiem un oglekļa un ūdeņraža atomiem; iekšā- p-iedzīvotāji un l-savienojumi starp

oglekļa atomi

120°, kas ļauj pieņemt oglekļa atomu ārējo orbitāļu ^-hibridizāciju. Parasti benzola molekula ir attēlota, kā parādīts attēlā rīsi. 1.19, a.

Šķiet, ka benzolā saitei starp oglekļa atomiem jābūt garākai par C=C dubultsaiti, jo tā ir stiprāka. Tomēr benzola molekulas struktūras pētījums parāda, ka visi attālumi starp oglekļa atomiem benzola gredzens ir vienādi.

Šo molekulas iezīmi vislabāk var izskaidrot ar to, ka visu oglekļa atomu nehibrīdas p-orbitāles pārklājas ar "sānu" daļām (1.19. att. b) tāpēc visi starpkodolu attālumi starp oglekļa atomiem ir vienādi. Uz att. 1.19 iekšā parāda a-saites starp oglekļa atomiem, kas veidojas, pārklājoties sp2- hibrīda orbitāles.

Saites enerģija starp atomiem ogleklis benzola molekulā C 6 H 6 ir -505 kJ / mol, un tas liecina, ka šīs saites ir starpposma starp vienkāršās un dubultās saites. Ņemiet vērā, ka p-orbitāļu elektroni benzola molekulā pārvietojas pa slēgtu sešstūris, un viņi delokalizēts(neattiecas uz kādu konkrētu vietu).

170762 0

Katram atomam ir noteikts elektronu skaits.

Ieejot ķīmiskās reakcijās, atomi nodod, iegūst vai socializē elektronus, sasniedzot visstabilāko elektronisko konfigurāciju. Konfigurācija ar viszemāko enerģiju ir visstabilākā (tāpat kā cēlgāzes atomos). Šo modeli sauc par "okteta likumu" (1. att.).

Rīsi. viens.

Šis noteikums attiecas uz visiem savienojuma veidi. Elektroniskās saites starp atomiem ļauj tiem veidot stabilas struktūras, sākot no vienkāršākajiem kristāliem līdz sarežģītām biomolekulām, kas galu galā veido dzīvas sistēmas. No kristāliem tie atšķiras ar nepārtrauktu metabolismu. Tomēr daudzas ķīmiskās reakcijas notiek saskaņā ar mehānismiem elektroniskā pārsūtīšana, kam ir svarīga loma enerģētiskajos procesos organismā.

Ķīmiskā saite ir spēks, kas satur kopā divus vai vairākus atomus, jonus, molekulas vai jebkuru to kombināciju..

Ķīmiskās saites būtība ir universāla: tas ir elektrostatiskais pievilkšanās spēks starp negatīvi lādētiem elektroniem un pozitīvi lādētiem kodoliem, ko nosaka elektronu konfigurācija atomu ārējā apvalkā. Tiek saukta atoma spēja veidot ķīmiskās saites valence, vai oksidācijas stāvoklis. Valence ir saistīta ar jēdzienu valences elektroni- elektroni, kas veido ķīmiskās saites, tas ir, tie, kas atrodas visaugstākās enerģijas orbitālēs. Attiecīgi sauc par atoma ārējo apvalku, kas satur šīs orbitāles valences apvalks. Šobrīd nepietiek tikai norādīt ķīmiskās saites esamību, bet nepieciešams precizēt tās veidu: jonu, kovalento, dipoldipolu, metālisko.

Pirmais savienojuma veids irjonu savienojums

Saskaņā ar Lūisa un Kosela elektronisko valences teoriju atomi var sasniegt stabilu elektronisko konfigurāciju divos veidos: pirmkārt, zaudējot elektronus, kļūstot katjoni, otrkārt, tos iegūstot, pārvēršot par anjoni. Elektronu pārneses rezultātā elektrostatiskā pievilkšanās spēka dēļ starp joniem ar pretējās zīmes lādiņiem veidojas ķīmiskā saite, ko sauc par Koselu. elektrovalents(tagad sauc jonu).

Šajā gadījumā anjoni un katjoni veido stabilu elektronisku konfigurāciju ar piepildītu ārējo elektronu apvalku. Tipiski jonu saites veidojas no periodiskās sistēmas T un II grupas katjoniem un VI un VII grupas nemetālisko elementu anjoniem (attiecīgi 16 un 17 apakšgrupas, halkogēni un halogēni). Saites jonu savienojumos ir nepiesātinātas un nav virzītas, tāpēc iespēja elektrostatiskā mijiedarbība ar citiem joniem tie saglabājas. Uz att. 2. un 3. attēlā parādīti jonu saišu piemēri, kas atbilst Kosela elektronu pārneses modelim.

Rīsi. 2.

Rīsi. 3. Jonu saite nātrija hlorīda (NaCl) molekulā

Šeit ir lietderīgi atgādināt dažas īpašības, kas izskaidro vielu uzvedību dabā, jo īpaši apsvērt jēdzienu skābes un pamatojums.

Visu šo vielu ūdens šķīdumi ir elektrolīti. Viņi maina krāsu dažādos veidos. rādītājiem. Indikatoru darbības mehānismu atklāja F.V. Ostvalds. Viņš parādīja, ka indikatori ir vājas skābes vai bāzes, kuru krāsa nedisociētā un disociētā stāvoklī ir atšķirīga.

Bāzes var neitralizēt skābes. Ne visas bāzes šķīst ūdenī (piemēram, daži organiskie savienojumi, kas nesatur -OH grupas, ir nešķīstoši, jo īpaši, trietilamīns N (C2H5)3); šķīstošās bāzes sauc sārmi.

Skābju ūdens šķīdumi nonāk raksturīgās reakcijās:

a) ar metālu oksīdiem - ar sāls un ūdens veidošanos;

b) ar metāliem - ar sāls un ūdeņraža veidošanos;

c) ar karbonātiem - ar sāls veidošanos, CO 2 un H 2 O.

Skābju un bāzu īpašības apraksta vairākas teorijas. Saskaņā ar teoriju S.A. Arrhenius, skābe, ir viela, kas sadalās, veidojot jonus H+ , savukārt bāze veido jonus VIŅŠ- . Šī teorija neņem vērā esamību organiskās bāzes bez hidroksilgrupām.

Saskaņā ar protonu Bronsteda un Lourija teorijā skābe ir viela, kas satur molekulas vai jonus, kas ziedo protonus ( donoriem protoni), un bāze ir viela, kas sastāv no molekulām vai joniem, kas pieņem protonus ( pieņēmēji protoni). Ņemiet vērā, ka ūdens šķīdumos ūdeņraža joni pastāv hidratētā veidā, tas ir, ūdeņraža jonu veidā H3O+ . Šī teorija apraksta reakcijas ne tikai ar ūdeni un hidroksīda joniem, bet arī notiek bez šķīdinātāja vai ar neūdens šķīdinātāju.

Piemēram, reakcijā starp amonjaku NH 3 (vāja bāze) un ūdeņraža hlorīds gāzes fāzē veidojas ciets amonija hlorīds, un divu vielu līdzsvara maisījumā vienmēr ir 4 daļiņas, no kurām divas ir skābes, bet pārējās divas ir bāzes:

Šis līdzsvara maisījums sastāv no diviem konjugētiem skābju un bāzu pāriem:

1)NH 4+ un NH 3

2) HCl un Cl ‑

Šeit katrā konjugētajā pārī skābe un bāze atšķiras par vienu protonu. Katrai skābei ir konjugēta bāze. Stiprai skābei ir vāja konjugāta bāze, un vājai skābei ir spēcīga konjugāta bāze.

Bronsteda-Lowry teorija ļauj izskaidrot ūdens unikālo lomu biosfēras dzīvē. Ūdenim, atkarībā no vielas, kas ar to mijiedarbojas, var būt skābes vai bāzes īpašības. Piemēram, reakcijās ar ūdens šķīdumi etiķskābeūdens ir bāze, un ar amonjaka ūdens šķīdumiem tā ir skābe.

1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 SOO- . Šeit etiķskābes molekula ziedo protonu ūdens molekulai;

2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + VIŅŠ- . Šeit amonjaka molekula pieņem protonu no ūdens molekulas.

Tādējādi ūdens var veidot divus konjugētus pārus:

1) H2O(skābe) un VIŅŠ- (konjugētā bāze)

2) H3O+ (skābe) un H2O(konjugētā bāze).

Pirmajā gadījumā ūdens ziedo protonu, bet otrajā - to pieņem.

Tādu īpašumu sauc amfiprotonitāte. Tiek sauktas vielas, kas var reaģēt gan kā skābes, gan kā bāzes amfotērisks. Šādas vielas bieži sastopamas dabā. Piemēram, aminoskābes var veidot sāļus gan ar skābēm, gan ar bāzēm. Tāpēc peptīdi viegli veido koordinācijas savienojumus ar esošajiem metālu joniem.

Tādējādi jonu saites raksturīgā īpašība ir saistošu elektronu saišķa pilnīga pārvietošana uz vienu no kodoliem. Tas nozīmē, ka starp joniem ir apgabals, kurā elektronu blīvums ir gandrīz nulle.

Otrs savienojuma veids irkovalents savienojums

Atomi var veidoties stabili elektroniskās konfigurācijas daloties ar elektroniem.

Šāda saite veidojas, kad pa vienam tiek dalīts elektronu pāris. no katra atoms. Šajā gadījumā socializētās saites elektroni tiek vienmērīgi sadalīti starp atomiem. Kovalentās saites piemērs ir homonukleārais diatomisks H molekulas 2 , N 2 , F 2. Allotropiem ir tāda paša veida saite. O 2 un ozons O 3 un poliatomu molekulai S 8 un arī heteronukleārās molekulasūdeņraža hlorīds HCl, oglekļa dioksīds CO 2, metāns CH 4, etanols NO 2 H 5 VIŅŠ, sēra heksafluorīds SF 6, acetilēns NO 2 H 2. Visām šīm molekulām ir vienādi kopīgi elektroni, un to saites ir piesātinātas un virzītas vienādi (4. att.).

Biologiem ir svarīgi, lai atomu kovalentie rādiusi divkāršās un trīskāršās saitēs tiktu samazināti salīdzinājumā ar vienotu saiti.

Rīsi. četri. Kovalentā saite Cl 2 molekulā.

Jonu un kovalento saišu veidi ir divi daudzu esošo ķīmisko saišu veidu ierobežojošie gadījumi, un praksē lielākā daļa saišu ir starpposma.

Divu elementu savienojumi, kas atrodas tā paša vai dažādu Mendeļejeva sistēmas periodu pretējos galos, pārsvarā veido jonu saites. Elementiem tuvojoties viens otram noteiktā laika posmā, to savienojumu jonu raksturs samazinās, bet kovalentais raksturs palielinās. Piemēram, periodiskās tabulas kreisajā pusē esošo elementu halogenīdi un oksīdi veido galvenokārt jonu saites ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), un tie paši elementu savienojumi tabulas labajā pusē ir kovalenti ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenols C6H5OH, glikoze C6H12O6, etanols C 2 H 5 OH).

Savukārt kovalentajai saitei ir vēl viena modifikācija.

Poliatomiskos jonos un sarežģītās bioloģiskās molekulās abi elektroni var nākt tikai no viens atoms. To sauc par donors elektronu pāris. Tiek saukts atoms, kas socializē šo elektronu pāri ar donoru akceptētājs elektronu pāris. Šo kovalentās saites veidu sauc koordinācija (donors-akceptors, vaidatīvs) komunikācija(5. att.). Šis saišu veids ir vissvarīgākais bioloģijai un medicīnai, jo vielmaiņas svarīgāko d-elementu ķīmija lielā mērā ir aprakstīta ar koordinācijas saitēm.

Attēls 5.

Parasti kompleksā savienojumā metāla atoms darbojas kā elektronu pāra akceptors; gluži pretēji, jonu un kovalentajās saitēs metāla atoms ir elektronu donors.

Kovalentās saites būtību un tās dažādību - koordinācijas saiti - var noskaidrot ar citas GN piedāvātās skābju un bāzu teorijas palīdzību. Lūiss. Viņš nedaudz paplašināja terminu "skābe" un "bāze" semantisko jēdzienu saskaņā ar Bronsteda-Lowry teoriju. Lūisa teorija izskaidro komplekso jonu veidošanās būtību un vielu līdzdalību nukleofilās aizvietošanas reakcijās, tas ir, CS veidošanā.

Pēc Lūisa domām, skābe ir viela, kas spēj veidot kovalento saiti, pieņemot elektronu pāri no bāzes. Lūisa bāze ir viela, kurā ir vientuļš elektronu pāris, kas, ziedojot elektronus, veido kovalento saiti ar Lūisa skābi.

Tas ir, Lūisa teorija paplašina skābju-bāzes reakciju diapazonu arī reakcijās, kurās protoni vispār nepiedalās. Turklāt pats protons saskaņā ar šo teoriju ir arī skābe, jo tas spēj pieņemt elektronu pāri.

Tāpēc saskaņā ar šo teoriju katjoni ir Lūisa skābes un anjoni ir Lūisa bāzes. Piemēri ir šādas reakcijas:

Iepriekš tika atzīmēts, ka vielu iedalījums jonu un kovalentajās ir relatīvs, jo kovalentās molekulās nenotiek pilnīga elektronu pārnešana no metāla atomiem uz akceptora atomiem. Savienojumos ar jonu saiti katrs jons atrodas pretējās zīmes jonu elektriskajā laukā, tāpēc tie ir savstarpēji polarizēti, un to apvalki ir deformēti.

Polarizējamība nosaka jona elektroniskā struktūra, lādiņš un izmērs; tas ir augstāks anjoniem nekā katjoniem. Visaugstākā polarizējamība starp katjoniem ir lielāka lādiņa un mazāka izmēra katjoniem, piemēram Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. Piemīt spēcīga polarizējoša iedarbība H+ . Tā kā jonu polarizācijas ietekme ir divpusēja, tā būtiski maina to veidoto savienojumu īpašības.

Trešais savienojuma veids -dipols-dipols savienojums

Papildus uzskaitītajiem sakaru veidiem ir arī dipola-dipols starpmolekulārais mijiedarbības, kas pazīstamas arī kā van der Vāls .

Šīs mijiedarbības stiprums ir atkarīgs no molekulu rakstura.

Pastāv trīs mijiedarbības veidi: pastāvīgais dipols - pastāvīgais dipols ( dipols-dipols pievilcība); pastāvīgs dipola izraisīts dipols ( indukcija pievilcība); momentānais dipola izraisītais dipols ( dispersija pievilcība vai Londonas spēki; rīsi. 6).

Rīsi. 6.

Tikai molekulām ar polārām kovalentām saitēm ir dipola-dipola moments ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), un saites stiprība ir 1-2 atvadieties(1D \u003d 3,338 × 10 -30 kulonmetri - C × m).

Bioķīmijā izšķir citu saišu veidu - ūdeņradis savienojumu, kas ir ierobežojošs gadījums dipols-dipols pievilcība. Šo saiti veido pievilkšanās starp ūdeņraža atomu un mazu elektronnegatīvu atomu, visbiežāk skābekli, fluoru un slāpekli. Ar lieliem atomiem, kuriem ir līdzīga elektronegativitāte (piemēram, ar hloru un sēru), ūdeņraža saite ir daudz vājāka. Ūdeņraža atoms izceļas ar vienu būtisku pazīmi: kad saistošie elektroni tiek atvilkti, tā kodols - protons - tiek pakļauts un pārstāj būt elektronu ekrānā.

Tāpēc atoms pārvēršas par lielu dipolu.

Ūdeņraža saite, atšķirībā no van der Vāla saites, veidojas ne tikai starpmolekulāras mijiedarbības laikā, bet arī vienas molekulas ietvaros - intramolekulāriūdeņraža saite. Ūdeņraža saites spēlē nozīmīgu lomu bioķīmijā, piemēram, proteīnu struktūras stabilizēšanai a-spirāles formā vai DNS dubultspirāles veidošanā (7. att.).

7. att.

Ūdeņraža un van der Vālsa saites ir daudz vājākas nekā jonu, kovalentās un koordinācijas saites. Starpmolekulāro saišu enerģija ir norādīta tabulā. viens.

1. tabula. Starpmolekulāro spēku enerģija

Piezīme: Starpmolekulārās mijiedarbības pakāpe atspoguļo kušanas un iztvaikošanas (viršanas) entalpiju. Jonu savienojumi prasa daudz vairāk enerģijas, lai atdalītu jonus, nekā lai atdalītu molekulas. Jonu savienojumu kušanas entalpijas ir daudz augstākas nekā molekulāro savienojumu kušanas entalpijas.

Ceturtais savienojuma veids -metāliska saite

Visbeidzot, pastāv cita veida starpmolekulārās saites - metāls: metālu režģa pozitīvo jonu savienojums ar brīvajiem elektroniem. Šāda veida savienojums nenotiek bioloģiskos objektos.

No pārskats saišu veidi, tiek precizēta viena detaļa: svarīgs metāla - elektronu donora, kā arī atoma - elektronu akceptora atoma vai jona parametrs ir tā izmērs.

Neiedziļinoties detaļās, mēs atzīmējam, ka atomu kovalentais rādiuss, metālu jonu rādiuss un mijiedarbojošo molekulu van der Vālsa rādiusi palielinās, palielinoties to molekulām. sērijas numurs periodiskās sistēmas grupās. Šajā gadījumā jonu rādiusu vērtības ir mazākās, un van der Vālsa rādiusu vērtības ir vislielākās. Parasti, virzoties uz leju grupā, palielinās visu elementu rādiusi, gan kovalentie, gan van der Vāls.

Biologiem un ārstiem vissvarīgākie ir koordināciju(donors-akceptors) saites, ko aplūko koordinācijas ķīmijā.

Medicīniskie bioneorganiskie līdzekļi. G.K. Baraškovs

1. att. Elementu orbītas rādiusi (ra) un viena elektrona ķīmiskās saites garums (d)

Vienkāršāko viena elektrona ķīmisko saiti rada viens valences elektrons. Izrādās, ka viens elektrons spēj noturēt divus pozitīvi lādētus jonus vienā veselumā. Viena elektrona saitē pozitīvi lādētu daļiņu Kulona atgrūšanas spēkus kompensē Kulona spēki, kas pievelk šīs daļiņas negatīvi lādētam elektronam. Valences elektrons kļūst kopīgs diviem molekulas kodoliem.

Šādu ķīmisko savienojumu piemēri ir molekulārie joni: H2+, Li2+, Na2+, K2+, Rb2+, Cs2+:

Polārā kovalentā saite rodas heteronukleārās diatomiskās molekulās (3. att.). Saistošais elektronu pāris polārajā ķīmiskajā saitē atrodas tuvu atomam ar augstāku pirmo jonizācijas potenciālu.

Attālumu d starp atomu kodoliem, kas raksturo polāro molekulu telpisko uzbūvi, var aptuveni uzskatīt par atbilstošo atomu kovalento rādiusu summu.

Saistošā elektronu pāra nobīde uz vienu no polārās molekulas kodoliem noved pie elektriskā dipola parādīšanās (elektrodinamika) (4. att.).

Attālumu starp pozitīvo un negatīvo lādiņu smaguma centriem sauc par dipola garumu. Molekulas polaritāti, kā arī saites polaritāti novērtē pēc dipola momenta μ vērtības, kas ir dipola l garuma reizinājums ar elektroniskā lādiņa vērtību:

Vairākas kovalentās saites

Vairākas kovalentās saites attēlo nepiesātināti organiskie savienojumi, kas satur dubultās un trīskāršās ķīmiskās saites. Lai raksturotu nepiesātināto savienojumu būtību, L. Paulings iepazīstina ar jēdzieniem sigma un π saites, atomu orbitāļu hibridizācija.

Polinga hibridizācija diviem S- un diviem p-elektroniem ļāva izskaidrot ķīmisko saišu virzienu, jo īpaši metāna tetraedrisko konfigurāciju. Lai izskaidrotu etilēna struktūru, ir nepieciešams izolēt vienu p-elektronu no četriem ekvivalentiem oglekļa atoma Sp 3 elektroniem, lai izveidotu papildu saiti, ko sauc par π-saiti. Šajā gadījumā trīs atlikušās Sp 2 -hibrīda orbitāles atrodas plaknē 120° leņķī un veido galvenās saites, piemēram, plakanu etilēna molekulu (5. att.).

Jaunajā Polinga teorijā visi saistošie elektroni kļuva vienādi un vienādā attālumā no līnijas, kas savieno molekulas kodolus. Polinga teorijā par liektu ķīmisko saiti tika ņemta vērā M. Borna viļņu funkcijas statistiskā interpretācija, elektronu Kulona elektronu korelācija. Parādījās fiziska nozīme - ķīmiskās saites raksturu pilnībā nosaka kodolu un elektronu elektriskā mijiedarbība. Jo vairāk savienojošo elektronu, jo mazāks ir starpkodolu attālums un spēcīgāka ķīmiskā saite starp oglekļa atomiem.

Trīscentru ķīmiskā saite

Tālāku ideju attīstību par ķīmisko saiti deva amerikāņu fizikālis ķīmiķis V. Lipskombs, kurš izstrādāja divu elektronu trīscentru saišu teoriju un topoloģisko teoriju, kas ļauj prognozēt vēl dažu bora hidrīdu (borhidrīdu) struktūru. ).

Elektronu pāris trīscentru ķīmiskajā saitē kļūst kopīgs trim atomu kodoliem. Visvienkāršākajā trīscentru ķīmiskās saites pārstāvī - molekulārajā ūdeņraža jonā H 3 + elektronu pāris vienotā veselumā satur trīs protonus (6. att.).

7. att. Diborāns

Borānu esamība ar to divu elektronu trīscentru saitēm ar "tilta" ūdeņraža atomiem pārkāpa kanonisko valences doktrīnu. Ūdeņraža atoms, kas iepriekš tika uzskatīts par standarta vienvērtīgu elementu, izrādījās saistīts ar identiskām saitēm ar diviem bora atomiem un formāli kļuva par divvērtīgu elementu. W. Lipscomb darbs pie borānu struktūras atšifrēšanas paplašināja izpratni par ķīmisko saiti. Nobela komiteja 1976. gadā piešķīra Viljama Nunna Lipskomba balvu ķīmijā ar formulējumu "Par viņa pētījumiem par borānu (borhidrītu) struktūru, kas izskaidro ķīmisko saišu problēmas".

Daudzcentru ķīmiskā saite

8. att. Ferocēna molekula

9. att. Dibenzolhroms

10. att. Uranocēns

Visas desmit saites (C-Fe) ferocēna molekulā ir līdzvērtīgas, Fe-c starpkodolu attālums ir 2,04 Å. Visi oglekļa atomi ferocēna molekulā ir strukturāli un ķīmiski līdzvērtīgi, katras C-C saites garums ir 1,40 - 1,41 Å (salīdzinājumam, benzolā C-C saites garums ir 1,39 Å). Ap dzelzs atomu parādās 36 elektronu apvalks.

Ķīmiskās saites dinamika

Ķīmiskā saite ir diezgan dinamiska. Tādējādi metāla saite tiek pārveidota par kovalento saiti fāzes pārejas laikā metāla iztvaikošanas laikā. Metāla pārejai no cieta stāvokļa uz tvaiku ir nepieciešams liels enerģijas daudzums.

Tvaikos šie metāli praktiski sastāv no homonukleārām diatomiskām molekulām un brīviem atomiem. Kad metāla tvaiki kondensējas, kovalentā saite pārvēršas par metālisku.

Sāļu ar tipisku jonu saiti, piemēram, fluorīdu, iztvaicēšana sārmu metāli, noved pie jonu saites iznīcināšanas un heteronukleāro diatomu molekulu veidošanās ar polāro kovalento saiti. Šajā gadījumā notiek dimēru molekulu veidošanās ar savienojošām saitēm.

Ķīmiskās saites raksturojums sārmu metālu fluorīdu un to dimēru molekulās.

Sārmu metālu fluorīdu tvaiku kondensācijas laikā polārā kovalentā saite tiek pārveidota par jonu, veidojot atbilstošu sāls kristālisko režģi.

Kovalentās saites pārejas mehānisms uz metālisku saiti

11. att. Saikne starp elektronu pāra orbītas rādiusu r e un kovalentās ķīmiskās saites garumu d

12.att.Diatomu molekulu dipolu orientācija un deformēta oktaedriska klastera fragmenta veidošanās sārmu metālu tvaiku kondensācijas laikā.

13. attēls. Kodolu kubiskais izvietojums uz ķermeni sārmu metālu kristālos un saite

Izkliedētā pievilcība (Londonas spēki) izraisa starpatomu mijiedarbību un homonukleāro diatomu molekulu veidošanos no sārmu metālu atomiem.

Metāla-metāla kovalentās saites veidošanās ir saistīta ar mijiedarbojošo atomu elektronu apvalku deformāciju - valences elektroni rada saistošu elektronu pāri, kura elektronu blīvums koncentrējas telpā starp iegūtās molekulas atomu kodoliem. Sārmu metālu homonukleāro diatomu molekulu raksturīga iezīme ir lielais kovalentās saites garums (3,6-5,8 reizes lielāks par saites garumu ūdeņraža molekulā) un zemā tās pārrāvuma enerģija.

Norādītā attiecība starp re un d nosaka nevienmērīgu elektrisko lādiņu sadalījumu molekulā - molekulas vidusdaļā koncentrējas saistošā elektronu pāra negatīvais elektriskais lādiņš, bet molekulas galos - pozitīvs. elektriskie lādiņi divi atomu serdeņi.

Elektrisko lādiņu nevienmērīgais sadalījums rada apstākļus molekulu mijiedarbībai orientācijas spēku (van der Vāla spēku) ietekmē. Sārmu metālu molekulas mēdz orientēties tā, ka apkārtnē parādās pretēji elektriskie lādiņi. Rezultātā starp molekulām iedarbojas pievilcīgi spēki. Pēdējās klātbūtnes dēļ sārmu metālu molekulas tuvojas viena otrai un ir vairāk vai mazāk cieši savilktas kopā. Tajā pašā laikā katrai no tām notiek zināma deformācija blakus esošo molekulu tuvāk esošo polu ietekmē (12. att.).

Faktiski sākotnējās diatomiskās molekulas saistošie elektroni, iekrītot četru pozitīvi lādētu sārmu metālu molekulu atomu kodolu elektriskajā laukā, atraujas no atoma orbitālās rādiusa un kļūst brīvi.

Šajā gadījumā savienojošais elektronu pāris kļūst parasts pat sistēmai ar sešiem katjoniem. Metāla kristāliskā režģa uzbūve sākas klastera stadijā. Sārmu metālu kristāliskajā režģī ir skaidri izteikta savienojošās saites struktūra, kurai ir izkropļota oktaedra forma - kvadrātveida bipiramīda, kuras augstums un pamatnes malas ir vienādas ar nemainīgas translācijas vērtību. režģis a w (13. att.).

Sārmu metālu kristāla translācijas režģa konstantes a w vērtība ievērojami pārsniedz sārmu metāla molekulas kovalentās saites garumu, tāpēc ir vispārpieņemts, ka elektroni metālā atrodas brīvā stāvoklī:

Matemātiskā konstrukcija, kas saistīta ar brīvo elektronu īpašībām metālā, parasti tiek identificēta ar "Fermi virsmu", kas jāuzskata par ģeometrisku vietu, kur atrodas elektroni, nodrošinot metāla galveno īpašību - vadīt elektrisko strāvu.

Salīdzinot sārmu metālu tvaiku kondensācijas procesu ar gāzu, piemēram, ūdeņraža, kondensācijas procesu, metāla īpašībās parādās raksturīga iezīme. Tātad, ja ūdeņraža kondensācijas laikā parādās vāja starpmolekulārā mijiedarbība, tad metāla tvaiku kondensācijas laikā notiek procesi, kas raksturīgi ķīmiskās reakcijas. Pati metāla tvaiku kondensācija notiek vairākos posmos, un to var raksturot ar sekojošu procesu: brīvs atoms → divatomiskā molekula ar kovalento saiti → metāla kopa → kompakts metāls ar metāla saiti.

Sārmu metālu halogenīdu molekulu mijiedarbību pavada to dimerizācija. Dimēru molekulu var uzskatīt par elektrisko kvadrupolu (15. att.). Šobrīd ir zināmi sārmu metālu halogenīdu dimēru galvenie raksturlielumi (ķīmiskās saites garumi un saites leņķi).

Ķīmiskās saites garums un saites leņķi sārmu metālu halogenīdu (E 2 X 2) dimēros (gāzes fāze).

Kondensācijas procesā tiek pastiprināta orientācijas spēku darbība, starpmolekulāro mijiedarbību pavada kopu veidošanās un pēc tam cietviela. Sārmu metālu halogenīdi veido kristālus ar vienkāršu kubisku un ķermeni centrētu kubisko režģi.

Režģa veids un translācijas režģa konstante sārmu metālu halogenīdiem.

Kristalizācijas procesā notiek tālāks starpatomu attāluma pieaugums, kas noved pie elektrona noņemšanas no sārmu metāla atoma orbitālās rādiusa un elektrona pārejas uz halogēna atomu, veidojot atbilstošos jonus. Jonu spēka lauki telpā ir vienmērīgi sadalīti visos virzienos. Šajā sakarā sārmu metālu kristālos katra jona spēka lauks nekādā gadījumā nekoordina vienu jonu ar pretēju zīmi, jo ir pieņemts kvalitatīvi attēlot jonu saiti (Na + Cl -).

Jonu savienojumu kristālos vienkāršu divu jonu molekulu, piemēram, Na + Cl - un Cs + Cl - jēdziens zaudē nozīmi, jo sārmu metālu jons ir saistīts ar sešiem hlorīda joniem (nātrija hlorīda kristālā) un astoņiem hloru. joni (cēzija hlorīda kristālā. Šajā gadījumā visi starpjonu attālumi kristālos ir vienādā attālumā.

Piezīmes

1. Neorganiskās ķīmijas rokasgrāmata. Neorganisko vielu konstantes. - M .: "Ķīmija", 1987. - S. 124. - 320 lpp.
2. Lidins R.A., Andreeva L.L., Moločko V.A. Neorganiskās ķīmijas rokasgrāmata. Neorganisko vielu konstantes. - M .: "Ķīmija", 1987. - S. 132-136. - 320 s.
3. Gankin V.Yu., Gankin Yu.V. Kā veidojas ķīmiskās saites un kā notiek ķīmiskās reakcijas. - M .: izdevniecības grupa "Robeža", 2007. - 320 lpp. - ISBN 978-5-94691296-9
4. Nekrasovs B.V. Vispārējais ķīmijas kurss. - M .: Goshimizdat, 1962. - S. 88. - 976 lpp.
5. Polings L.Ķīmiskās saites raksturs / rediģēja Ya.K. Syrkin. - per. no angļu valodas. M. E. Djatkina. - M.-L.: Goshimizdat, 1947. - 440 lpp.
6. Teorētiskā organiskā ķīmija / red. R.Kh. Freidlina. - per. no angļu valodas. Ju.G. Bundelis. - M .: Red. ārzemju literatūra, 1963. - 365 lpp.
7. Lemenovskis D.A., Levitskis M.M. Russian Chemical Journal (D.I. Mendeļejeva vārdā nosauktās Krievijas Ķīmijas biedrības žurnāls). - 2000. - T. XLIV, 6. laidiens. - S. 63-86.
8. Ķīmiskā enciklopēdiskā vārdnīca / Ch. ed. I.L.Knunyants. - M .: Sov. Enciklopēdija, 1983. - S. 607. - 792 lpp.
9. Nekrasovs B.V. Vispārējais ķīmijas kurss. - M .: Goshimizdat, 1962. - S. 679. - 976 lpp.
10. Lidins R.A., Andreeva L.L., Moločko V.A. Neorganiskās ķīmijas rokasgrāmata. Neorganisko vielu konstantes. - M .: "Ķīmija", 1987. - S. 155-161. - 320 s.
11. Žilespijs R. Molekulu ģeometrija / per. no angļu valodas. E.Z. Zasorina un V.S. Mastrjukovs, red. Yu.A. Pentina. - M .: "Mir", 1975. - S. 49. - 278 lpp.
12. Ķīmiķa rokasgrāmata. - 2. izdevums, pārskatīts. un papildu - L.-M.: GNTI Chemical Literature, 1962. - T. 1. - S. 402-513. - 1072 lpp.
13. Lidins R.A., Andreeva L.L., Moločko V.A. Neorganiskās ķīmijas rokasgrāmata. Neorganisko vielu konstantes .. - M .: "Ķīmija", 1987. - S. 132-136. - 320 s.
14. Zīmanis Dž. Elektroni metālos (ievads Fermi virsmu teorijā). Fizisko zinātņu sasniegumi - 1962. - T. 78, 2. izdevums. - 291 lpp.

Skatīt arī

• ķīmiskā saite- raksts no Lielās padomju enciklopēdijas
• ķīmiskā saite- Chemport.ru
• ķīmiskā saite- Fiziskā enciklopēdija

Vairākas (dubultās un trīskāršās) saites

Daudzās molekulās atomi ir savienoti ar dubultām un trīskāršām saitēm:

Vairāku saišu veidošanās iespēja ir saistīta ar atomu orbitāļu ģeometriskajām īpašībām. Ūdeņraža atoms veido savu vienīgo ķīmisko saiti, piedaloties valencei 5-orbitālei, kurai ir sfēriska forma. Pārējiem atomiem, ieskaitot pat 5 bloka elementu atomus, ir valences p-orbitāles, kurām ir telpiskā orientācija pa koordinātu asīm.

Ūdeņraža molekulā ķīmisko saiti veic elektronu pāris, kura mākonis ir koncentrēts starp atomu kodoliem. Šāda veida obligācijas sauc par st-obligācijām (a - lasīt "sigma"). Tie veidojas, savstarpēji pārklājoties gan 5-, gan ir-orbitālēm (6.3. att.).

Rīsi. 63

Vēl vienam elektronu pārim starp atomiem nav vietas. Kā tad veidojas dubultās un pat trīskāršās saites? Ir iespējams pārklāt elektronu mākoņus, kas orientēti perpendikulāri asij, kas iet caur atomu centriem (6.4. att.). Ja molekulas ass ir saskaņota ar koordinātu x y tad orbitāles ir orientētas tai perpendikulāri plf un r 2 . Pāru pārklāšanās RU un 2. lpp divu atomu orbitāles rada ķīmiskās saites, kuru elektronu blīvums ir koncentrēts simetriski abās molekulas ass pusēs. Tos sauc par l-obligācijām.

Ja atomiem ir RU un/vai 2. lpp orbitālēm ir nepāra elektroni, tad veidojas viena vai divas n-saites. Tas izskaidro dubulto (a + z) un trīskāršo (a + z + z) saišu pastāvēšanas iespējamību. Vienkāršākā molekula ar dubultsaiti starp atomiem ir ogļūdeņraža molekula etilēns C 2 H 4 . Uz att. 6.5. attēlā parādīts n-saites mākonis šajā molekulā, un st-saites shematiski norādītas ar domuzīmēm. Etilēna molekula sastāv no sešiem atomiem. Droši vien lasītājiem ienāk prātā, ka dubultsaite starp atomiem ir attēlota vienkāršākā divatomiskā skābekļa molekulā (0=0). Faktiski skābekļa molekulas elektroniskā struktūra ir sarežģītāka, un tās struktūru varētu izskaidrot tikai ar molekulārās orbitālās metodes palīdzību (skatīt zemāk). Vienkāršākās molekulas ar trīskāršo saiti piemērs ir slāpeklis. Uz att. 6.6 šajā molekulā attēlo n-saites, punkti parāda nedalītos slāpekļa elektronu pārus.

Rīsi. 6.4.

Rīsi. 6.5.

Rīsi. 6.6.

Kad veidojas n-saites, palielinās molekulu stiprums. Ņemsim dažus piemērus salīdzinājumam.

Ņemot vērā iepriekš minētos piemērus, mēs varam izdarīt šādus secinājumus:

• - saites stiprība (enerģija) palielinās, palielinoties saišu daudzveidībai;
• - Izmantojot ūdeņraža, fluora un etāna piemēru, var arī pārliecināties, ka kovalentās saites stiprumu nosaka ne tikai daudzkārtība, bet arī to atomu raksturs, starp kuriem šī saite radās.

Organiskajā ķīmijā ir labi zināms, ka molekulas ar vairākām saitēm ir reaktīvākas nekā tā sauktās piesātinātās molekulas. Iemesls tam kļūst skaidrs, ņemot vērā elektronu mākoņu formu. A-saišu elektronu mākoņi ir koncentrēti starp atomu kodoliem un it kā tiek ekranēti (aizsargāti) no citu molekulu ietekmes. N-saites gadījumā elektronu mākoņus neaizsargā atomu kodoli un tie ir vieglāk pārvietoti, kad reaģējošās molekulas tuvojas viena otrai. Tas atvieglo turpmāko molekulu pārkārtošanos un transformāciju. Izņēmums starp visām molekulām ir slāpekļa molekula, kurai raksturīga gan ļoti augsta izturība, gan ārkārtīgi zema reaktivitāte. Tāpēc slāpeklis būs galvenā atmosfēras sastāvdaļa.