P A atgrūšanās spēks. P A = P P r P S. P P pievilkšanās spēks

3.2.2. SAITES STARP ATOMIEM SAIŠU VISPĀRĪGS RAKSTUROJUMS Lai izprastu materiālu fizikālo īpašību būtību jābūt priekšstatam par spēkiem, kas darbojas starp atomiem. Aplūkosim mijiedarbību starp diviem izolētiem atomiem, kas tuvojas viens otram no pietiekami liela attāluma. Attālumā r, kas lielāks par kādu noteiktu lielumu r S, mijiedarbība starp atomiem ir niecīga (3.4 att.). Attālumu r S sauc par saites darbības rādiusu. Attālumam r samazinoties starp atomiem sāk darboties pievilkšanās spēks P P, vienlaicīgi darbojas arī atgrūšanās spēks P A. Rezultējošais spēks P R = P P P A, kuram ir pievilkšanās raksturs, liek atomiem savstarpēji tuvoties līdz attālumam r 0, kad atgrūšanās un pievilkšanās spēks līdzsvarojas ( P P = P A, P R = 0). Starp atomiem ir izveidojusies saite. Tāpēc attālumu r 0 sauc par saites garumu. P atgrūšanās P A atgrūšanās spēks P A = P P r P S pievilkšanās r 0 r S P R rezultējošais spēks P R = P P P A P P pievilkšanās spēks 3.4 att. Starpatomu spēku P atkarība no attāluma r starp atomiem 8

Lai atomus attālinātu vienu no otra (3.5 att.,b) nepieciešams pārvarēt pievilkšanās spēkus. Maksimālais pievilkšanās spēks ir P S, jeb saites spēks. Lai atomus tuvinātu, jāpārvar lieli atgrūšanās spēki (3.5 att.,c), jo atomu to orbitāles pārsedzas. P P R = 0 a r P P R < 0, pievilkšanās b r P P R > 0, atgrūšanās c r 3.5 att. Pievilkšanās un atgrūšanās spēki attālinot un tuvinot atomus 9

Svarīgs rādītājs ir atomu mijiedarbības potenciālā enerģija U. To ar mijiedarbības rezultējošo spēku P R saista izteiksme: P 0 U = P R dr r P s r 0 U du = Pdr U s r 0 3.6 att. Starpatomu spēku P un mijiedarbības potenciālās enerģijas U atkarība no attāluma r starp atomiem 10

Potenciālās enerģijas U minimums atbilst līdzsvara attālumam starp atomiem r 0. (3.6 att). Lielums U S raksturo enerģiju, kas nepieciešama lai sagrautu saiti. Tā ir saites enerģija. Darbojošos spēku izcelsme, to raksturlielumu P S, U S, r S, r 0 vērtības ir atkarīgas no mijiedarbībā esošo atomu dabas. KOVALENTĀ SAITE Praktiski visi zināmie elementi (izņemot cēlgāzes) pastāv nevis atsevišķu atomu, bet gan ķīmisku savienojumu veidā. Atomi ir vai nu saistīti savā starpā vai ar citiem atomiem. Atomiem savstarpēji tuvojoties notiek šo atomu ārējo valences elektronu orbitāļu savstarpēja pārklāšanās. Tās rezultātā izveidojas elektronu pāris, kas savā kustībā ir izkliedēts gan viena, gan otra atoma telpā. Šis kopīgais elektronu pāris saista atomus savā starpā. Starp atomiem ir izveidojusies kovalentā saite. Piemēram, kovalentās saites izveidošanās starp ūdeņraža atomiem shematiski attēlota 3.7 att. valences elektroni kovalentās saites elektronu pāris protons H atomi r 0 H 2 molekula 3.7 att. Kovalentās saites izveidošanās shēma starp ūdeņraža atomiem. 11

Aplūkosim vēl dažus kovalentās saites piemērus: H H 6 protoni 6 neitroni C H H CH 4 3.8 att. Kovalentās saites izveidošanās shēma starp oglekļa un ūdeņraža atomiem. Kā redzams no 3.8 att., ogļūdeņraža CH 4 molekula rodas oglekļa C atomam veidojot kovalentās saites ar četriem ūdeņraža H atomiem (atsevišķie kovalentās saites elektronu pāri iezīmēti ar sarkanu pārtrauktu līniju). Šo saišu veidošanai tiek izmantoti visi četri C atoma valences elektroni, kas atrodas atoma ārējā orbitālē. Rezultātā izveidojas stabils valences elektronu kopums, kurā ir astoņi elektroni. Ogļūdeņražu molekulās ar lielāku molekulmasu kovalentās saites elektronu pāris veidojas arī starp oglekļa atomiem. Ap katru no C atomiem tāpat izveidojas stabilā astoņu elektronu kopa: C H CH 3 CH 3 CH 3 CH 2 CH 3 12

Kovalentai saitei C C ir liela loma organisko polimēru sistēmās. Savukārt daudzos neorganiskos materiālos bieži sastopam kovalento saiti Si O. Aplūkosim savienojuma SiO 2 veidošanās shēmu (3.9 att). 8 protoni 8 neitroni O 14 protoni 14 neitroni Si O SiO 2 3.9 att. Kovalentās saites izveidošanās shēma starp silicija un skābekļa atomiem. Silicijs veido kovalento saiti ar diviem skābekļa atomiem. Katra skābekļa atoma divi valences elektroni (no sešiem) izveido divus kopīgus elektronu pārus ar silicija atomu. Tam tiek izmantoti visi četri Si atoma valences elektroni. Kā redzams no 3.9 att. Ap Si atomu un katru O atomu izveidojas stabilā astoņu elektronu kopa JONI. JONU SAITE Atomiem mijiedarbojoties viens no atomiem var pilnīgi piesaistīt elektronu pāri. Piemēram, nātrija Na un hlora Cl atomu mijiedarbības gadījumā (3.10 att.), Na atoms zaudē 13

savu vienīgo valences elektronu un iegūst pozitīvu lādiņu. Savukārt Cl atoms pievieno šo elektronu saviem septiņiem valences elektroniem (iegūstot stabilo astoņu elektronu kopu) un iegūst negatīvu lādiņu. Šīs lādētās daļiņas sauc par joniem un apzīmē attiecīgi kā Na un Cl Tā kā šie joni ir pretēji lādēti, starp tiem darbojas elektrostatiskie pievilkšanās spēki izveidojas jonu saite. 11 protoni 12 neitroni Na Cl 17 protoni 18 neitroni Na Cl 3.10 att. Jonu saites izveidošanās shēma starp Na un Cl atomiem. Kovalentā un jonu saites atšķiras principiāli. Atomu valences elektroni vai nu pieder abiem saitē esošiem atomiem (kovalentā saite) vai tikai vienam no tiem (jonu saite). Taču daudzu, galvenokārt neorganisku savienojumu gadījumā (arī aplūkotā NaCl gadījumā) ir sastopamas abu šo saišu veidu kombinācijas. To iespējams raksturot ar viena vai otra saišu veida īpatsvaru (3.2. tabula). 14

Jonu saišu īpatsvars dažos savienojumos 3.2. tabula Savienojums Jonu saišu īpatsvars, % CaF 2 89 MgO 73 NaCl 67 Al 2 O 3 63 SiO 2 51 SiC 12 STARPATOMU SAITES VIELĀ: KOVALENTĀ, JONU UN METALISKĀ SAITE Viela ir trijās dimensijās izkārtotu struktūrvienību: atomu, molekulu, jonu kopums. Starp šīm struktūrvienībām darbojas gan kovalentās, gan jonu saites. Tās nodrošina šo trīsdimensionālo struktūra stabilitāti. Kā piemēru trīsdimensionālam atomu izkārtojumam, kas savstarpēji saistīti ar kovalentām saitēm, aplūkosim vienu no oglekļa alotropām formām dimantu. a b c 3.11 att. Dimanta tetraedra struktūra 15

Katrs dimanta oglekļa atoms (shēmā 3.11 att.) ir kovalenti saistīts ar četriem citiem oglekļa atomiem, veidojot simetrisku tetraedra struktūru. Visu četru saišu garuma vērtības ir vienādas. Kovalenti saistītu atomu struktūru iespējams attēlot dažādi. Reālistiski ir atomus attēlot kā sfēriskus veidojumus, kuru diametrs atbilst elektronu ārējo orbitāļu diametram (3.11 a att.). Taču šajā gadījumā grūti saskatīt saišu garumu un leņķus starp saišu virzieniem. Vislabāk šie lielumi saskatāmi ja punktveida atomu ģeometriskos centrus vienkārši savieno ar taisnēm (3.11 b att.). Uzskatāmu attēlu iegūstam, ja atomus attēlojam kā neliela diametra lodītes (3.11 c att.). Lielāka kovalenti saistītu oglekļa atomu kopa, kas uzskatāmi raksturo dimanta struktūru, parādīta 3.12 att. 3.12 att. Dimanta struktūra Trīsdimensionāla nātrija hlorīda struktūra, kurā Na un Cl atomus saista jonu saite ir attēlota 3.13 att. 16

Cl Na 3.13 att. Nātrija hlorīda struktūra Metāla atomus savā starpā saista cits saites veids. Metālu atomu valences elektroni (no 1 līdz 3) nav cieši saistīti ar katru no atomiem. Tie var samērā brīvi pārvietoties metāla tilpumā (3.14 att.) Ar atomu cieši saistītiem pārējiem elektroniem un atomu kodoliem līdz ar to ir pozitīvs lādiņš (līdzīgi joniem). Šī lādiņa vērtība ir vienāda ar atoma valences elektronu lādiņa summu. Brīvo elektronu jūra ne tikai neļauj metāla atomu jonu veida daļiņām elektrostatiski atgrūsties, bet arī cieši salīmē tos kopā. Šādu saites veidu sauc par metālisko saiti. 17

3.14 att. Metāliskās saites shematisks attēlojums Atomi, kurus vielā savstarpēji saista starpatomu saites (kovalentās, jonu, metāliskās), spēj veidot noturīgas trīs dimensiju struktūras. Struktūras stabilitāti objektīvi vērtē tāds fizikāls parametrs kā vielas kušanas temperatūra. Tā raksturo to minimālo temperatūras vērtību, kurā siltuma kustības enerģija ir pietiekama, lai sagrautu starpatomu saites un izjauktu struktūru. Jo lielāka ir starpatomu saišu enerģija U s, jo lielāka vielas kušanas temperatūra T k. 18

3.3. tabula Kovalentās, jonu saišu enerģijas U s vērtības, kā arī atbilstošo vielu kušanas T kuš un viršanas T virš temperatūru vērtības. Saites tips Viela U s, kj/mol T kuš, C T virš, C KOVALENTĀ UN JONU SAITE C C dimants 348 3 550 4 827 Si Si silicijs 226 1 410 2 355 Mg O magnija oksīds (MgO) 1000 2 830 3 600 Na Cl nātrija hlorīds (NaCl) 640 801 1 413 Al O alumīnija oksīds 2 054 2 980 (Al 2 O 3 ) Si O silicija dioksīds (SiO 2 ) 458 1 728 2 950 METALISKĀ SAITE HgHg dzīvsudrabs 68 39 357 Mg Mg magnijs 651 1107 Al Al alumīnijs 324 660 2467 FeFe dzelzs 406 1534 2861 WW volframs 849 3410 5 555 3.3.3. SAITES STARP MOLEKULĀM Daudzas praktiski izmantojamas vielas sastāv no atsevišķām molekulām, starp kurām nav ne kovalento, ne metālisko, ne jonu saišu. Fakts, ka šīs vielas noteiktos apstākļos var būt cietā agregātstāvoklī un uzrādīt noteiktas stiprības īpašības liecina, ka starp vielas molekulām tomēr darbojas pietiekami stipras saites. Šīs saites sauc par starpmolekulārām saitēm. Piemēram, ūdens molekulā H 2 O ūdeņraža H un skābekļa O atomus saista kovalentās saites: H O H 19

Šķidrā agregātstāvoklī ūdens molekulas izvietojas un kustas haotiski, cietā agregātstāvoklī (ledus) savstarpēji sakārtojas. Abos gadījumos starp ūdens molekulām darbojas starpmolekulārās saites: kovalentās saites starpmolekulārās saites Noskaidrosim kādas starpmolekulāras saites mēdz būt un kā tās darbojas. Ikkatrai molekulai iespējams noteikt pozitīvā lādiņa (to veido molekulā ietilpstošo kodolu protoni) un negatīvā lādiņa (elektroni) smaguma centru. Asimetriskā molekulā šo centru ģeometriskās koordinātes nesakrīt un atrodas zināmā attālumā d, kā, piemēram, ūdens molekulas gadījumā: polāra molekula _ d pastāvīgs dipols 20

Molekulā izveidojas pastāvīgs dipols, kuru veido pozitīvi un negatīvi lādēti rajoni poli. Molekula ir polāra. Molekulas polaritāti raksturo dipolmomenta µ vērtība, kas ir lādiņa q un attāluma d reizinājums: µ = q d Simetriskā molekulā pozitīvo un negatīvo lādiņu koordinātes sakrīt, kā, piemēram metāna (CH 4 ) molekulā: H nepolāra molekula C _ Molekula ir nepolāra, tai nav pastāvīgā dipola; d = 0, µ = 0 Molekulā kovalenti saistīto atomu elektroni atrodas nemitīgā kustībā. Tās rezultātā nemitīgi mainās negatīvā lādiņa smaguma centrs. Šajā aspektā var runāt par molekulas momentāno dipolu un tam atbilstošo momentāno dipolmomentu. Tā orientācija nemitīgi mainās. Momentānā dipola ietekme vislielākā ir nepolāru molekulu gadījumā (skat. shēmu nepolārai divatomu molekulai): negatīvā lādiņa pārākums pozitīvā lādiņa pārākums δ δ momentānais dipols 21

Momentānais dipols, protams, ir arī polārām molekulām. Starpmolekulārās saites ir dipolu mijiedarbības rezultāts. Pastāv vairāki starpmolekulāro saišu veidi. Polāru molekulu pastāvīgie dipoli var savstarpēji orientēties tā, lai tuvotos šo dipolu pretēji lādētie gali. Starp tiem sāk darboties elektrostatiskas pievilkšanās spēki. Izveidojas dipolu (vai orientācijas) starpmolekulārā saite: pastāvīgais dipols I dipolu (orientācijas) saite pastāvīgais dipols II Molekula ar pastāvīgu dipolu, deformējot nepolāru molekulu var inducēt tajā dipolu. Mijiedarbojoties pastāvīgam un inducētam dipoliem izveidojas indukcijas (deformācijas) saite. Saprotams, ka indukcijas saite ir vājāka par dipola saiti, jo daļa pastāvīgā dipola enerģijas tiek novirzīta inducētā dipola izveidošanai: pastāvīgs dipols indukcijas (deformācijas) saite nav dipola inducētais dipols 22

Mijiedarbībā stājas arī momentānie dipoli: atgrūšanās momentānais dipols I momentānais dipols II pievilkšanās Momentāno dipolu orientācija telpā nemitīgi mainās un līdzās elektrostatiskās pievilkšanās spēkiem starp momentāniem dipoliem var darboties arī atgrūšanās spēki. Taču pievilkšanās spēki dominē, veidojot saites starp molekulām. Šīs saites sauc par dispersijas saitēm. Visas minētās saites: dipolu, indukcijas un dispersijas sauc arī par Van der Vālsa saitēm. Ir vēl viens starpmolekulāro saišu tips, kas pēc būtības ir dipolu (orientācijas) saišu specifisks gadījums. Šī saite veidojas starp molekulām vai atomu grupām, kurās ūdeņraža atoms ir kovalenti saistīts ar kādu elektronegatīvu (elektronus saistošu) atomu (O, N, F, S u.c.). Šīs kovalentās saites elektronu pāris stipri nobīdās elektronegatīvā atoma virzienā. Izveidojas spēcīgs dipols, kura pozitīvais pols lokalizējas ūdeņraža atoma tuvumā, bet negatīvais elektronegatīvā atoma tuvumā. Tā kā ūdeņraža atoma izmēri ir niecīgi, bet valences elektronu nobīde ir ievērojama, šāda atoma grupa spēj pietuvoties citai elektronegatīvu atomu saturošai grupai, līdz attālumiem, kas ir ievērojami mazāki, nekā pastāvot Van der Vālsa saitēm. Šādu saiti sauc par ūdeņraža saiti: 23

H N H N _ spēcīgs pastāvīgais dipols I _ spēcīgs pastāvīgais dipols II ūdeņraža saite Salīdzinot ar citām Van der Vālsa saitēm, ūdeņraža saite ir ievērojami izturīgākā. Arī starpmolekulārās saites ņem dalību trīs dimensiju struktūru veidošanā. Kā piemēru aplūkosim ūdens cietā agregātstāvokļa (ledus) struktūru. Starp ūdens molekulām var veidoties plašs starpmolekulāro saišu spektrs, ieskaitot ūdeņraža saites: 24

3.3.4. SAIŠU SAVSTARPĒJS SALĪDZINĀJUMS Visu aplūkoto starpmolekulāro saišu veidu svarīgākie rādītāji apkopoti 3.4. tabulā, salīdzinājumā ar kovalentām saitēm. Kovalento un starpmolekulāro saišu enerģijas U atkarība no attāluma r starp atomiem attēlota 3.15 att. 3.4. tabula Kovalento un starpmolekulāro saišu enerģijas U s, saites darbības rādiusa r S un saites garuma r 0 vērtības Saites tips U s, kj/mol r S, nm r 0, nm KOVALENTĀS SAITES B O 500 B N 437 Si O 374 B C 373 0,3 0,1 0,2 C C 348 C O 332 C N 276 STARPMOLEKULĀRĀS SAITES ūdeņraža saite 13 50 0,5 0,24 0,32 dipolu saite 20 indukcijas saite 2 0,5 0,3 0,5 dispersijas saites 40 25

U, kj/mol 200 100 0 0 0,2 0,4 0,6 0,8 r, nm 100 200 ūdeņraža saites starpmolekulārās (Van der Vālsa) saites 300 kovalentās saites 400 500 3.15 att. Kovalento un starpmolekulāro saišu enerģijas U atkarība no attāluma r starp atomiem Kā redzams no 3.4. tabulas un 3.15 att., kovalentās saites ir ievērojami izturīgākas un darbojas mazākos attālumos, salīdzinot ar starpmolekulārām saitēm. 26