Ковалентын бондын шинж чанар ба параметрүүд. Ковалент химийн холбоо. Атомын орбиталуудын эрлийзжилт

ковалент холбоо - валентийн электрон үүлний хосыг нийгэмшүүлэх замаар үүссэн химийн холбоо. Холбоог хангадаг электронуудыг нэрлэдэг нийтлэг электрон хос.

Ариун ковалент холбоо : чиглүүлэлт, ханалт, туйлшрал, туйлшрал - нэгдлүүдийн химийн болон физик шинж чанарыг тодорхойлох.

Бондын чиглэл нь бодисын молекулын бүтэц, тэдгээрийн молекулын геометрийн хэлбэрийг тодорхойлдог. Хоёр холбоосын хоорондох өнцгийг бондын өнцөг гэж нэрлэдэг.

Ханалт - атомуудын хязгаарлагдмал тооны ковалент холбоо үүсгэх чадвар. Атомын үүсгэсэн бондын тоо нь түүний гаднах атомын орбиталуудын тоогоор хязгаарлагддаг.

Бондын туйлшрал нь атомуудын цахилгаан сөрөг байдлын ялгаатай байдлаас шалтгаалан электрон нягтын жигд бус хуваарилалтаас шалтгаална. Үүний үндсэн дээр ковалент холбоог туйлшралгүй ба туйлт гэж хуваадаг.

Бондын туйлшрал нь гадны цахилгаан орон, түүний дотор урвалд орж буй өөр бөөмийн нөлөөн дор бондын электронуудын шилжилтээр илэрхийлэгддэг. Туйлшрах чадварыг электронуудын хөдөлгөөнөөр тодорхойлно. Ковалентын бондын туйлшрал ба туйлшрал нь туйлын урвалжтай харьцуулахад молекулуудын реактив байдлыг тодорхойлдог.

Ионы холбоо.

Ионы төрлийн холбоо нь зөвхөн шинж чанараараа эрс ялгаатай атомуудын хооронд л боломжтой байдаг. Элементүүдийн шинж чанаруудын огцом ялгаа нь металлын атом нь валентийн электронуудаа бүрэн алдаж, металл бус атом нь тэдгээрийг нэмдэг. цахилгаан статик таталцлын хүчээр молекулууд болон болор торонд эерэг ба сөрөг цэнэгтэй ионууд үүсдэг. Ийм холбоог ион гэж нэрлэдэг.

Үүний нэг жишээ бол хийн үе шатанд NaCL молекул үүсэх явдал юм.

Харилцааны өвөрмөц бус төрлүүд.

металл холболт - харьцангуй чөлөөт электронууд байгаатай холбоотой химийн холбоо. Энэ нь цэвэр металл ба тэдгээрийн хайлш, металл хоорондын нэгдлүүдийн аль алиных нь онцлог юм.

Металл холбох механизм: Металлын эерэг ионууд нь болор торны бүх зангилаанд байрладаг. Тэдгээрийн хооронд хийн молекулууд шиг валентийн электронууд ион үүсэх явцад атомуудаас салж, санамсаргүй байдлаар хөдөлдөг. Эдгээр электронууд нь цементийн үүрэг гүйцэтгэдэг, эерэг ионуудыг хамтад нь барьж байдаг; эс бөгөөс ионуудын хоорондох түлхэх хүчний үйлчлэлээр тор нь задрах болно. Үүний зэрэгцээ электронууд нь болор торны доторх ионуудаар баригдаж, түүнийг орхиж чадахгүй. Харилцаа холбооны хүчийг нутагшуулж, чиглүүлдэггүй. Тиймээс ихэнх тохиолдолд зохицуулалтын өндөр тоо гарч ирдэг (жишээлбэл, 12 эсвэл 8).

Бусад шинж чанарууд: Чөлөөт хөдөлж буй электронууд нь өндөр цахилгаан ба дулаан дамжуулалтыг үүсгэдэг. Металл холбоо бүхий бодисууд нь ихэвчлэн хүч чадлыг уян хатан чанартай хослуулдаг, учир нь атомууд бие биентэйгээ харьцуулахад шилжсэн үед холбоо тасрахгүй.

Ван дер Ваалсын хүчин - 0.8 - 8.16 кЖ / моль энергитэй молекул хоорондын харилцан үйлчлэлийн хүч. Энэ нэр томъёо нь ийм бүх хүчийг илэрхийлдэг байсан бөгөөд орчин үеийн шинжлэх ухаанд ихэвчлэн молекулуудын туйлшрал, диполь үүсэхээс үүсдэг хүчүүдэд хэрэглэгддэг. 1869 онд Ж.Д.ван дер Ваальс нээсэн.

Ван дер Ваалсын хүч нь диполуудын хоорондын харилцан үйлчлэлийг (байнгын ба өдөөгдсөн) агуулдаг. Эдгээр хүч нь бодит хийн төлөвийн ван дер Ваальсийн тэгшитгэл дэх дотоод даралтыг засах шалтгаан болж байгаа тул нэр нь гарчээ. Эдгээр харилцан үйлчлэл нь биологийн макромолекулуудын орон зайн бүтцийг бий болгох үүрэгтэй хүчийг голчлон тодорхойлдог.

Оршил. 3

1 ковалент холбоо. Үндсэн ойлголтууд. дөрөв

2 Ковалентын холбооны үндсэн шинж чанарууд. 6

3 Ковалентын бондын төрөл. найм

4 Валент байдал. арав

Оршил

Дмитрий Иванович Менделеевийн үечилсэн систем дэх харьцангуй цөөн тооны элементүүд - 118 нь 10 сая орчим энгийн, нарийн төвөгтэй бодис үүсгэдэг. Энэ үзэгдлийн шалтгаан нь олон элементийн атомууд хоорондоо харилцан үйлчлэлцэж, өөр өөр химийн нэгдлүүдийг үүсгэдэг явдал юм.

Хоёр ба түүнээс дээш харилцан үйлчлэлцдэг атомыг молекул эсвэл бусад бөөмс болгон холбодог хүчийг химийн холбоо гэж нэрлэдэг.

Химийн холбоо үүсэх шалтгаан нь метал ба металл бус атомууд бусад атомуудтай харилцан үйлчлэлцэж илүү тогтвортой электрон бүтэцтэй болох хүсэл юм. Химийн холбоо үүсэх үед холболтын атомуудын электрон бүтэц ихээхэн өөрчлөгддөг тул нэгдлүүдийн олон шинж чанар өөрчлөгддөг.

"Ковалент" гэдэг үгэнд "co-" угтвар нь "хамтарсан оролцоо" гэсэн утгатай. Орос хэл рүү орчуулсан "валента" - хүч чадал, чадвар. Энэ тохиолдолд бид атомуудын бусад атомуудтай холбогдох чадварыг хэлнэ. Химийн бондын нэг жишээ бол ковалент холбоо юм.

Ковалентын холбоо гэдэг нэр томьёог анх 1919 онд Нобелийн шагналт Ирвинг Лангмуйр гаргажээ. Энэ нэр томъёо нь электронууд чөлөөтэй байдаг металлын холбоо, эсвэл атомуудын аль нэг нь электрон өгч, катион болдог ионы бондоос ялгаатай нь электронуудын хамтын эзэмшлийн улмаас үүссэн химийн холбоог хэлдэг. нөгөө атом нь электрон хүлээн авч анион болсон.

Хожим (1927) Ф.Лондон, В.Хейтлер нар устөрөгчийн молекулын жишээг ашиглан квант механикийн үүднээс ковалент холбоог анхлан тайлбарлав.

ковалент холбоо. Үндсэн ойлголтууд

Ковалентын холбоо үүсэх үед атомууд электронуудаа нэгтгэж, нийтлэг "гахайн банк" - бие даасан атомын атомын бүрхүүлээс үүсдэг молекулын тойрог замд нэгтгэдэг. Энэхүү шинэ бүрхүүл нь аль болох олон бүрэн электроныг агуулдаг бөгөөд атомуудыг өөрсдийн бүрэн бус атомын бүрхүүлээр орлуулдаг.

Хоёр устөрөгчийн атомаас устөрөгчийн молекул үүссэн жишээг ашиглан ковалент холбоо үүсэхийг авч үзье (Зураг 1). Энэ үйл явц нь аль хэдийн ердийн химийн урвал юм, учир нь нэг бодисоос (атомын устөрөгч) нөгөө нь молекулын устөрөгч үүсдэг. Энэ процессын эрчим хүчний үр ашгийн гадаад шинж тэмдэг нь их хэмжээний дулаан ялгаруулах явдал юм.

Цагаан будаа. 1. Хоёр устөрөгчийн атомаас устөрөгчийн молекул үүсэх үед ковалент холбоо үүсэх.

Устөрөгчийн атомуудын электрон бүрхүүлүүд (атом бүрт нэг s-электронтой) нийтлэг электрон үүл (молекулын орбитал) болж нэгдэж, энэ цөм нь "өөрийн" эсвэл "гадны" эсэхээс үл хамааран хоёр электрон цөмд "үйлчилдэг".

Хоёр устөрөгчийн атомын электрон бүрхүүлүүд ойртож, шинэ, одоо молекулын электрон бүрхүүл үүсгэх үед (Зураг 1) энэхүү шинэ бүрхүүл нь язгуур хийн атомын гелийн бүрэн электрон бүрхүүлтэй төстэй юм.

Дууссан бүрхүүлүүд нь бидний санаж байгаагаар дуусаагүй бүрхүүлээс илүү тогтвортой байдаг. Ийнхүү шинэ систем болох устөрөгчийн молекулын нийт энерги нь хоёр холбоогүй устөрөгчийн атомын нийт энергиээс хамаагүй бага болж хувирав. Илүүдэл энерги нь дулаан хэлбэрээр ялгардаг.

Хоёр устөрөгчийн атомын системд цөм тус бүрт хоёр электрон үйлчилдэг. Шинэ (молекул) бүрхүүлд электронуудын аль нь өмнө нь нэг буюу өөр атомд харьяалагддаг байсныг ялгах боломжгүй болсон. Электроныг нийгэмшүүлдэг гэж хэлдэг заншилтай. Хоёр цөм хоёулаа хос электроныг ижил хэмжээгээр шаарддаг тул электрон нягтрал нь цөмийн эргэн тойронд болон атомуудын хоорондох зайд хоёуланд нь төвлөрдөг (үүнийг 2-р зурагт үзүүлэв).

Цагаан будаа. 2. Атом ба молекулын орбиталуудыг дүрслэх өөр нэг арга

2-р зурагт цэгүүдийн нягтрал нь "электрон нягтрал"-ыг, өөрөөр хэлбэл устөрөгчийн атомын цөмийн ойролцоох орон зайн аль ч цэгээс электроныг олох магадлалыг тусгасан болно. Устөрөгчийн молекул дахь хоёр цөмийн хоорондох зайд ихээхэн хэмжээний электрон нягт төвлөрч байгааг харж болно.

Ковалент холбоо гэдэг нь нийтлэг (тэдгээрийн хооронд хуваагдсан) электрон хосуудын тусламжтайгаар атомуудыг холбох явдал юм. Ковалентын холбоо нь зөвхөн атомуудын хооронд байрлах хос электроноор үүсдэг. Үүнийг хуваагдсан хос гэж нэрлэдэг. Үлдсэн хос электроныг дан хос гэж нэрлэдэг. Тэд бүрхүүлийг дүүргэж, холбоход оролцдоггүй.

Ковалентын бондын үндсэн шинж чанарууд

Ковалентын холбооны үндсэн шинж чанарууд нь: бондын урт (молекул дахь атомуудын төвүүдийн хоорондох зай); бондын энерги (холбоог таслахад зарцуулах ёстой энерги); бондын туйлшрал (цахилгаан сөрөг нөлөөллөөс шалтгаалан атомуудын хооронд электрон нягтын жигд бус хуваарилалт); туйлшрах чадвар (гадны хүчин зүйлийн нөлөөн дор атомуудын аль нэгтэй холбоо барих электрон нягтыг арилгахад хялбар байдал); чиг баримжаа (атомын төвүүдийг холбосон шугам руу чиглэсэн ковалент холбоо).

Бондын чиглэл нь бодисын молекулын бүтэц, тэдгээрийн молекулын геометрийн хэлбэрээс шалтгаална. Хоёр холбоосын хоорондох өнцгийг бондын өнцөг гэж нэрлэдэг.

Ханалт - атомуудын хязгаарлагдмал тооны ковалент холбоо үүсгэх чадвар. Атомын үүсгэсэн бондын тоо нь түүний гаднах атомын орбиталуудын тоогоор хязгаарлагддаг.

Бондын туйлшрал нь атомуудын цахилгаан сөрөг байдлын ялгаатай байдлаас шалтгаалан электрон нягтын жигд бус хуваарилалтаас шалтгаална. Үүний үндсэн дээр ковалент холбоог туйлшралгүй ба туйлт гэж хуваадаг.

Бондын туйлшрал нь гадны цахилгаан орон, түүний дотор урвалд орж буй өөр бөөмийн нөлөөн дор бондын электронуудын шилжилтээр илэрхийлэгддэг. Туйлшрах чадварыг электронуудын хөдөлгөөнөөр тодорхойлно. Ковалентын бондын туйлшрал ба туйлшрал нь туйлын урвалжтай харьцуулахад молекулуудын реактив байдлыг тодорхойлдог. Цөмөөс хол байх тусам электронууд илүү хөдөлгөөнтэй байдаг.

Ковалентын холбоо үүссэн атомуудын цахилгаан сөрөг байдлаас хамааран энэ нь туйл ба туйл биш байж болно.

Хэрэв атомуудын электрон сөрөг чанар ижил байвал нийтлэг электрон хос атом бүрийн цөмөөс ижил зайд байна. Ийм холбоог ковалент-туйлшгүй гэж нэрлэдэг. Янз бүрийн цахилгаан сөрөг утгатай атомуудын хооронд ковалент холбоо үүсэхэд нийтлэг электрон хос илүү электрон сөрөг атом руу шилждэг. Энэ тохиолдолд ковалент туйлын холбоо үүснэ. Томъёоны сум нь ковалент холболтын туйлшралыг заана. Грекийн b ("дельта") үсгийг ашиглан атомын хэсэгчилсэн цэнэгийг тэмдэглэв: b + - буурсан, 6 - электрон нягтрал нэмэгдсэн.

Ковалентын холбоог бүрдүүлдэг электрон хосуудын тоогоор энгийн холбоог нэг хос электрон, олон тооны хоёр буюу гурван хосоор ялгадаг.

Ковалент холбоо нь ижил эсвэл ижил төстэй цахилгаан сөрөг утгатай харилцан үйлчлэлцэх үед үүсдэг химийн хамгийн түгээмэл төрлийн холбоо юм.

Ковалент холбоо нь электрон хосуудыг ашиглан атомуудын хоорондох холбоо юм.

Электроныг нээсэн цагаас хойш химийн бондын электрон онолыг боловсруулах оролдлого олон хийсэн. Хамгийн амжилттай нь Льюисийн (1916) бүтээлүүд байсан бөгөөд тэрээр холбоо үүсэхийг хоёр атомд нийтлэг электрон хосууд үүссэний үр дагавар гэж үзэхийг санал болгосон. Үүнийг хийхийн тулд атом бүр ижил тооны электроноор хангаж, инертийн хийн гадаад электрон тохиргооны шинж чанар бүхий октет эсвэл давхар электроноор өөрийгөө хүрээлэхийг оролддог. Графикаар Льюисын аргын дагуу хосгүй электронуудын улмаас ковалент холбоо үүсэхийг атомын гаднах электронуудыг харуулсан цэгүүдийг ашиглан дүрсэлсэн болно.

Льюисийн онолын дагуу ковалент холбоо үүсэх

Ковалентын холбоо үүсэх механизм

Ковалент бондын гол шинж тэмдэг нь химийн хувьд холбогдсон атомын аль алинд нь хамаарах нийтлэг электрон хос байх явдал юм, учир нь хоёр цөмийн үйл ажиллагааны талбарт хоёр электрон байх нь электрон тус бүрийн талбарт байхаас энергийн хувьд илүү таатай байдаг. өөрийн цөм. Нийтлэг электрон хос бонд үүсэх нь янз бүрийн механизмаар, ихэвчлэн солилцоо, заримдаа донор хүлээн авагчаар дамждаг.

Ковалентын холбоо үүсэх солилцооны механизмын зарчмын дагуу харилцан үйлчлэгч атом бүр ижил тооны электроныг антипараллель спинээр хангадаг. Жишээлбэл:

Ковалентын холбоо үүсэх ерөнхий схем: a) солилцооны механизмаар; б) донор-хүлээн авагч механизмын дагуу

Донор-хүлээн авагч механизмын дагуу янз бүрийн бөөмсийн харилцан үйлчлэлийн явцад хоёр электрон холбоо үүсдэг. Тэдний нэг нь донор юм ГЭХДЭЭ:Хуваалцаагүй хос электронтой (энэ нь зөвхөн нэг атомд харьяалагддаг), нөгөө нь хүлээн авагч юм. ATсул тойрог замтай.

Хоёр электрон холбоог (хуваалцаагүй хос электрон) хангадаг бөөмийг донор, энэ хос электроныг хүлээн авах чөлөөт тойрог замтай бөөмийг акцептор гэнэ.

Нэг атомын хоёр электрон үүл ба нөгөө атомын хоосон орбиталаас болж ковалент холбоо үүсэх механизмыг донор хүлээн авагч механизм гэнэ.

Донор-хүлээн авагчийн холбоог өөрөөр хагас туйлт гэж нэрлэдэг, учир нь донор атом дээр хэсэгчилсэн үр дүнтэй эерэг цэнэг δ+ үүсдэг (түүний хуваагдаагүй хос электронууд түүнээс хазайсан тул), харин хэсэгчилсэн үр дүнтэй сөрөг цэнэг δ- үүсдэг. хүлээн авагч атом (донорын хуваагдаагүй электрон хосын чиглэлд түүний чиглэлд шилжилт байгаатай холбоотой).

Энгийн электрон хос донорын жишээ бол H ион юм. — , энэ нь хуваалцаагүй электрон хостой. Төв атом нь чөлөөт тойрог замтай (диаграммд хоосон квант эс гэж заасан) молекулд сөрөг гидридийн ион нэмсний үр дүнд, жишээлбэл, ВН 3, нийлмэл цогцолбор ион ВН 4 үүсдэг. — сөрөг цэнэгтэй (Н — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4] -):

Электрон хос хүлээн авагч нь устөрөгчийн ион буюу зүгээр л протон H + юм. Төв атом нь хуваагдаагүй электрон хостой молекултай, жишээлбэл, NH 3-тэй хавсарсан нь NH 4+ цогцолбор ион үүсэхэд хүргэдэг боловч эерэг цэнэгтэй:

Валент холболтын арга

Эхлээд ковалент бондын квант механик онолУстөрөгчийн молекулыг тодорхойлох зорилгоор Хайтлер, Лондон нар (1927 онд) бүтээсэн бөгөөд дараа нь Полинг олон атомт молекулуудад хэрэглэсэн. Энэ онолыг гэж нэрлэдэг валентын бондын арга, тэдгээрийн гол санааг дараах байдлаар нэгтгэн дүгнэж болно.

• молекул дахь хос атом бүрийг нэг буюу хэд хэдэн хос электрон хосоор барьж, харилцан үйлчлэгч атомуудын электрон орбиталууд давхцдаг;
• бондын хүч нь электрон орбиталуудын давхцлын зэргээс хамаарна;
• ковалент холбоо үүсэх нөхцөл нь электрон эргэлтийн эсрэг чиглэл юм; Үүний улмаас цөмийн хоорондын орон зайд хамгийн их электрон нягтрал бүхий ерөнхий электрон тойрог зам үүсдэг бөгөөд энэ нь эерэг цэнэгтэй цөмүүдийг бие биедээ татахыг баталгаажуулж, системийн нийт энергийн бууралт дагалддаг.

Атомын орбиталуудын эрлийзжилт

Орон зайд өөр өөр хэлбэр, өөр өөр чиглэлтэй s-, p- эсвэл d-орбиталуудын электронууд ковалент холбоо үүсэхэд оролцдог ч олон нэгдлүүдэд эдгээр холбоо нь тэнцүү байдаг. Энэ үзэгдлийг тайлбарлахын тулд "эрлийзжих" гэсэн ойлголтыг нэвтрүүлсэн.

Гибридизаци гэдэг нь тойрог замуудыг хэлбэр, энергийн хувьд холих, зэрэгцүүлэх үйл явц бөгөөд ижил төстэй энергитэй орбиталуудын электрон нягтыг дахин хуваарилж, үүний үр дүнд тэдгээр нь эквивалент болдог.

Гибридизацийн онолын үндсэн заалтууд:

1. Эрлийзжих явцад анхны хэлбэр, тойрог замууд харилцан өөрчлөгддөг бол шинэ, эрлийзжүүлсэн орбиталууд үүсдэг боловч ижил энергитэй, ижил хэлбэртэй, жигд бус наймны дүрстэй төстэй байдаг.
2. Эрлийзжүүлсэн орбиталуудын тоо нь эрлийзжүүлэхэд оролцсон гаралтын орбиталуудын тоотой тэнцүү байна.
3. Эрлийзжүүлэхэд ижил төстэй энергитэй тойрог замууд (гадна энергийн түвшний s- ба p-орбиталууд ба гадаад эсвэл урьдчилсан түвшний d-орбиталууд) оролцож болно.
4. Эрлийзжүүлсэн орбиталууд нь химийн холбоо үүсэх чиглэлд илүү сунадаг тул хөрш атомын орбиталуудтай илүү сайн давхцдаг тул электронуудын улмаас үүссэн эрлийз бус орбиталуудаас илүү хүчтэй болдог.
5. Илүү бат бөх холбоо үүсч, молекул дахь электрон нягтралын тэгш хэмтэй тархалтаас болж эрлийзжих процесст шаардагдах эрчим хүчний зарцуулалтыг нөхөхөөс илүү эрчим хүчний ашиг олдог.
6. Эрлийзжүүлсэн тойрог замууд нь бие биенээсээ хамгийн их зайд тусгаарлагдахуйцаар орон зайд чиглэсэн байх ёстой; энэ тохиолдолд түлхэлтийн энерги хамгийн бага байна.
7. Гибридизацийн төрлийг гаралтын тойрог замын төрөл, тоогоор тодорхойлж, бондын өнцгийн хэмжээ, мөн молекулуудын орон зайн тохиргоог өөрчилдөг.

Эрлийзжүүлсэн орбиталуудын хэлбэр ба валентын өнцөг (орбиталуудын тэгш хэмийн тэнхлэгүүдийн хоорондох геометрийн өнцөг) эрлийзжүүлэлтийн төрлөөс хамааран: a) sp-эрлийзжүүлэх; b) sp 2 эрлийзжүүлэх; в) sp 3-ийн эрлийзжилт

Молекулууд (эсвэл молекулуудын бие даасан хэсгүүд) үүсэх явцад дараахь төрлийн эрлийзжилт ихэвчлэн тохиолддог.

Sp-ийн эрлийзжүүлэлтийн ерөнхий схем

Sp-эрлийзжүүлсэн орбиталуудын электронуудын оролцоотойгоор үүссэн холбоог мөн 180 0 өнцгөөр байрлуулсан бөгөөд энэ нь молекулын шугаман хэлбэрт хүргэдэг. Энэ төрлийн эрлийзжилт нь валентын төлөвт байгаа атомууд нь хосгүй s- ба р-электронтой хоёр дахь бүлгийн элементүүдийн галогенид (Be, Zn, Cd, Hg) ажиглагддаг. Шугаман хэлбэр нь бусад элементүүдийн молекулуудын онцлог шинж юм (0=C=0,HC≡CH), тэдгээрийн дотор sp-эрлийзжсэн атомуудаар холбоо үүсдэг.

Атомын орбиталуудын sp 2 эрлийзжүүлснээс үүдэлтэй атомын орбиталуудын sp 2 эрлийзжүүлэлтийн схем ба молекулын хавтгай гурвалжин хэлбэртэй.

Энэ төрлийн эрлийзжилт нь өдөөгдсөн төлөвт байгаа атомууд нь гадаад электрон бүтэцтэй ns 1 np 2, n нь элемент байрлах үеийн тоо юм. Тиймээс ВF 3, BCl 3, AlF 3 болон бусад молекулуудад төв атомын sp 2 эрлийзжүүлсэн орбиталуудын улмаас холбоо үүсдэг.

Атомын орбиталуудын sp 3 эрлийзжүүлэлтийн схем

Төв атомын эрлийзжүүлсэн орбиталуудыг 109 0 28` өнцгөөр байрлуулах нь молекулуудын тетраэдр хэлбэрийг үүсгэдэг. Энэ нь дөрвөн валент нүүрстөрөгчийн CH 4, CCl 4, C 2 H 6 болон бусад алкануудын ханасан нэгдлүүдийн хувьд маш ердийн зүйл юм. Төв атомын валентын орбиталуудын sp 3 эрлийзжсэний улмаас тетраэдр бүтэцтэй бусад элементүүдийн нэгдлүүдийн жишээ бол ионууд юм: BH 4 - , BF 4 - , PO 4 3- , SO 4 2- , FeCl 4 - .

sp 3d эрлийзжүүлэлтийн ерөнхий схем

Энэ төрлийн эрлийзжилт нь ихэвчлэн металл бус галогенид байдаг. Жишээ нь фосфорын хлоридын PCl 5-ийн бүтэц, үүсэх явцад фосфорын атом (P ... 3s 2 3p 3) эхлээд өдөөгдсөн төлөвт ордог (P ... 3s 1 3p 3 3d 1), дараа нь s 1 p 3 d-hybridization -д ордог - таван нэг электрон орбитал нь эквивалент болж, сунасан төгсгөлүүдээрээ оюун санааны тригональ бипирамидын булан руу чиглэнэ. Энэ нь PCl 5 молекулын хэлбэрийг тодорхойлдог бөгөөд энэ нь таван s 1 p 3 d-эрлийзжсэн орбитал нь хлорын таван атомын 3p орбиталтай давхцахад үүсдэг.

1. sp - Гибридизаци. Нэг s-i нь нэг p-орбиталтай нийлэхэд 180 0 өнцгөөр тэгш хэмтэй байрлалтай хоёр sp-эрлийзжсэн орбиталь үүсдэг.
2. sp 2 - Гибридизаци. Нэг s- ба хоёр p-орбиталуудын нэгдэл нь 120 0 өнцгөөр байрлах sp 2 - эрлийзжүүлсэн холбоо үүсэхэд хүргэдэг тул молекул нь ердийн гурвалжин хэлбэртэй байдаг.
3. sp 3 - Гибридизаци. Дөрвөн орбитал - нэг s- ба гурван p-ийн хослол нь sp 3 - эрлийзжихэд хүргэдэг бөгөөд дөрвөн эрлийзжүүлсэн орбитал нь орон зайд тетраэдрийн дөрвөн оройд, өөрөөр хэлбэл 109 0 28 ` өнцөгт тэгш хэмтэй чиглэгддэг.
4. sp 3 d - Гибридизаци. Нэг s-, гурван p- ба нэг d-орбиталуудын хослол нь sp 3 d-эрлийзжилтийг өгдөг бөгөөд энэ нь тригональ бипирамидын орой руу чиглэсэн таван sp 3 d-эрлийзжүүлсэн орбиталуудын орон зайн чиглэлийг тодорхойлдог.
5. Бусад төрлийн эрлийзжилт. sp 3 d 2 эрлийзжүүлсэн тохиолдолд зургаан sp 3 d 2 эрлийзжүүлсэн орбитал нь октаэдрийн орой руу чиглэнэ. Долоон тойрог замын таван өнцөгт бипирамидын орой руу чиглэсэн чиглэл нь молекул эсвэл цогцолборын төв атомын валентын орбиталуудын sp 3 d 3 эрлийзжилт (эсвэл заримдаа sp 3 d 2 f) -тай тохирч байна.

Атомын орбиталуудыг эрлийзжүүлэх арга нь олон тооны молекулын геометрийн бүтцийг тайлбарладаг боловч туршилтын өгөгдлөөс харахад арай өөр холбоосын өнцөг бүхий молекулууд ихэвчлэн ажиглагддаг. Жишээлбэл, CH 4, NH 3 ба H 2 O молекулуудад төв атомууд sp 3 эрлийзжсэн төлөвт байдаг тул тэдгээрийн холбоосын өнцөг нь тетраэдртэй тэнцүү байна (~ 109.5 0). CH 4 молекул дахь холбоосын өнцөг нь үнэндээ 109.5 0 гэдгийг туршилтаар тогтоосон. Гэсэн хэдий ч NH 3 ба H 2 O молекулуудад бондын өнцгийн утга нь тетраэдрийн нэгээс хазайдаг: NH 3 молекулд 107.3 0, H 2 O молекулд 104.5 0 байна.Ийм хазайлтыг дараах байдалтай холбон тайлбарладаг. азот ба хүчилтөрөгчийн атомуудад хуваагдаагүй электрон хос. Хуваалцаагүй хос электрон агуулсан хоёр электрон орбитал нь нягтрал ихэссэн тул нэг электрон валентын орбиталуудыг түлхэж, улмаар бондын өнцгийн бууралтад хүргэдэг. NH 3 молекул дахь азотын атом дээр дөрвөн sp 3 эрлийзжүүлсэн орбиталаас гурван нэг электрон орбитал нь гурван H атомтай холбоо үүсгэдэг ба дөрөв дэх орбитал нь хуваагдаагүй хос электроныг агуулдаг.

Тетраэдрийн орой руу чиглэсэн sp 3 - эрлийзжүүлсэн орбиталуудын аль нэгийг эзэлдэг холбоогүй электрон хос нь нэг электрон орбиталуудыг түлхэж, азотын атомыг тойрсон электрон нягтын тэгш бус хуваарилалтыг үүсгэдэг бөгөөд үүний үр дүнд холбоог шахдаг. өнцөг 107.3 0 . N атомын хуваагдаагүй электрон хосын үйл ажиллагааны үр дүнд бондын өнцөг 109.5 0-аас 107 0 болж буурсан ижил төстэй дүр зураг NCl 3 молекулд ажиглагдаж байна.

Молекул дахь тетраэдрээс (109.5 0) бондын өнцгийн хазайлт: a) NH3; б) NCl3

H 2 O молекул дахь хүчилтөрөгчийн атом дээр дөрвөн sp 3 эрлийзжүүлсэн орбитал нь хоёр нэг электрон, хоёр хоёр электрон орбиталтай байдаг. Нэг электрон эрлийзжсэн орбиталууд нь хоёр Н атомтай хоёр холбоо үүсэхэд оролцдог ба хоёр хос электрон хос нь хуваагдалгүй, өөрөөр хэлбэл зөвхөн Н атомд хамаардаг.Энэ нь О атомын эргэн тойронд электрон нягтын тархалтын тэгш бус байдлыг нэмэгдүүлж, тетраэдртэй харьцуулахад холбоосын өнцгийг 104.5 0 болгон бууруулна.

Үүний үр дүнд төв атомын холбоогүй электрон хосуудын тоо, тэдгээрийн эрлийзжүүлсэн орбиталь дахь байршил нь молекулуудын геометрийн тохиргоонд нөлөөлдөг.

Ковалентын бондын шинж чанар

Ковалентын холбоо нь түүний онцлог шинж чанарыг тодорхойлдог тодорхой шинж чанаруудтай байдаг. Эдгээр нь аль хэдийн "бондын энерги" болон "бондын урт" гэж үзсэн шинж чанаруудаас гадна: холбоосын өнцөг, ханасан байдал, чиглүүлэлт, туйлшрал гэх мэт.

1. Валентын өнцөг- энэ нь зэргэлдээх тэнхлэгүүдийн хоорондох өнцөг (өөрөөр хэлбэл молекул дахь химийн холбоотой атомуудын цөмөөр татсан нөхцөлт шугамууд). Бондын өнцгийн утга нь орбиталуудын шинж чанар, төв атомын эрлийзжүүлэлтийн төрөл, холбоо үүсэхэд оролцдоггүй электрон хосуудын нөлөөллөөс хамаарна.

2. Ханалт. Атомууд нь ковалент холбоо үүсгэх чадвартай бөгөөд энэ нь нэгдүгээрт, өдөөгдөөгүй атомын хосгүй электронуудын улмаас солилцооны механизмын дагуу, түүний өдөөлтийн үр дүнд үүсдэг хосгүй электронуудын улмаас үүсдэг. донор хүлээн авагч механизм. Гэсэн хэдий ч атом үүсгэж болох нийт бондын тоо хязгаарлагдмал байдаг.

Ханалт гэдэг нь элементийн атомын бусад атомуудтай тодорхой хязгаарлагдмал тооны ковалент холбоо үүсгэх чадварыг хэлнэ.

Тиймээс, гадаад энергийн түвшинд дөрвөн тойрог замтай (нэг s- ба гурван p-) хоёр дахь үе нь холбоог үүсгэдэг бөгөөд тэдгээрийн тоо дөрвөөс хэтрэхгүй. Гадаад түвшинд олон тооны тойрог зам бүхий бусад үеийн элементүүдийн атомууд илүү олон холбоо үүсгэж болно.

3. Баримтлал. Аргын дагуу атомуудын хоорондох химийн холбоо нь орбиталуудын давхцалаас үүдэлтэй бөгөөд s-орбиталаас бусад нь орон зайд тодорхой чиг баримжаатай байдаг бөгөөд энэ нь ковалент холбоог чиглүүлэхэд хүргэдэг.

Ковалентын бондын чиглэл гэдэг нь валентын орбиталуудын орон зайн чиг баримжаагаар тодорхойлогддог атомуудын хоорондох электрон нягтын ийм зохицуулалт бөгөөд тэдгээрийн хамгийн их давхцлыг баталгаажуулдаг.

Электрон тойрог замууд нь огторгуйд өөр өөр хэлбэр, өөр өөр чиглэлтэй байдаг тул тэдгээрийн харилцан давхцлыг янз бүрийн аргаар хийж болно. Үүнээс хамааран σ-, π-, δ-бондуудыг ялгадаг.

Сигма холбоо (σ бонд) нь хоёр цөмийг холбосон төсөөллийн шугамын дагуу хамгийн их электрон нягт төвлөрсөн электрон орбиталуудын давхцал юм.

Сигма холбоог хоёр s электрон, нэг s ба нэг p электрон, хоёр p электрон эсвэл хоёр d электрон үүсгэж болно. Ийм σ-бонд нь электрон орбиталуудын давхцсан нэг муж байдгаараа тодорхойлогддог бөгөөд энэ нь үргэлж ганц байдаг, өөрөөр хэлбэл зөвхөн нэг электрон хосоор үүсдэг.

"Цэвэр" орбитал ба эрлийзжүүлсэн орбиталуудын орон зайн чиг баримжааны янз бүрийн хэлбэрүүд нь холболтын тэнхлэгт тойрог замд давхцах боломжийг үргэлж зөвшөөрдөггүй. Валентын орбиталуудын давхцал нь бондын тэнхлэгийн хоёр талд тохиолдож болно - "хажуугийн" давхцал гэж нэрлэгддэг бөгөөд энэ нь ихэвчлэн π бонд үүсэх үед тохиолддог.

Пи-бонд (π-бонд) нь электрон орбиталуудын давхцал бөгөөд хамгийн их электрон нягт нь атомын цөмүүдийг холбосон шугамын хоёр талд (өөрөөр хэлбэл, бондын тэнхлэгээс) төвлөрдөг.

Хоёр зэрэгцээ p орбитал, хоёр d орбитал эсвэл тэнхлэгүүд нь холболтын тэнхлэгтэй давхцдаггүй орбиталуудын бусад хослолуудын харилцан үйлчлэлээр pi холбоо үүсч болно.

Электрон орбиталуудын хажуугийн давхцал дахь нөхцөлт А ба В атомуудын хооронд π-бонд үүсгэх схемүүд

4. Олон талт байдал.Энэ шинж чанар нь атомуудыг холбодог нийтлэг электрон хосуудын тоогоор тодорхойлогддог. Олон талт ковалент холбоо нь дан (энгийн), давхар, гурвалсан байж болно. Нэг нийтлэг электрон хосыг ашиглан хоёр атомын хоорондох холбоог нэг холбоо (энгийн), хоёр электрон хос - давхар холбоо, гурван электрон хос - гурвалсан холбоо гэж нэрлэдэг. Тиймээс, устөрөгчийн молекул H 2 дахь атомууд нь нэг холбоо (H-H), хүчилтөрөгчийн молекул O 2 - давхар (B \u003d O), азотын молекул N 2 - гурав дахин (N≡N) -ээр холбогддог. Органик нэгдлүүд - нүүрсустөрөгч ба тэдгээрийн дериватив дахь олон төрлийн холбоо нь онцгой ач холбогдолтой юм: этан C 2 H 6-д С атомуудын хооронд нэг холбоо (C-C), ацетилен дэх этилен C 2 H 4 - давхар (C \u003d C) үүсдэг. C 2 H 2 - гурвалсан (C ≡ C) (C≡C).

Бондын олон талт байдал нь энергид нөлөөлдөг: олон талт байдал нэмэгдэхийн хэрээр хүч чадал нь нэмэгддэг. Олон талт байдлын өсөлт нь цөмийн хоорондын зай (бондын урт) буурч, холболтын энерги нэмэгдэхэд хүргэдэг.

Нүүрстөрөгчийн атомуудын хоорондох олон төрлийн холбоо: a) этан H3C-CH3 дахь нэг σ-бонд; б) этилен дэх давхар σ + π-бонд H2C = CH2; в) ацетилен HC≡CH дахь гурвалсан σ+π+π-бонд

5. Туйлшрал ба туйлшрал. Ковалентын бондын электрон нягт нь цөмийн хоорондын зайд өөр өөр байрлаж болно.

Туйлшрал гэдэг нь холбогдсон атомуудтай харьцуулахад цөмийн хоорондын зай дахь электрон нягтын байршлаар тодорхойлогддог ковалент бондын шинж чанар юм.

Цөм хоорондын зай дахь электрон нягтын байршлаас хамааран туйлт ба туйлшгүй ковалент холбоог ялгадаг. Түйлшгүй холбоо гэдэг нь нийтлэг электрон үүл нь холбогдсон атомуудын цөмтэй тэгш хэмтэй байрлаж, хоёр атомд адилхан хамаарах холбоо юм.

Энэ төрлийн холбоо бүхий молекулуудыг туйлшралгүй эсвэл нэгэн төрлийн атом гэж нэрлэдэг (өөрөөр хэлбэл нэг элементийн атомуудыг агуулсан). Дүрмээр бол туйлшралгүй холбоо нь гомонуклеар молекулуудад (H 2, Cl 2, N 2 гэх мэт) эсвэл илүү ховор тохиолдолд ижил төстэй цахилгаан сөрөг утгатай элементүүдийн атомуудаас үүссэн нэгдлүүдэд, жишээлбэл, карборунд SiC зэрэгт илэрдэг. Туйлт (эсвэл гетерополяр) холбоо нь нийтлэг электрон үүл нь тэгш бус бөгөөд атомуудын аль нэгэнд шилждэг холбоо юм.

Туйлын холбоо бүхий молекулуудыг туйл буюу гетеронуклеар гэж нэрлэдэг. Туйлын холбоо бүхий молекулуудад ерөнхий электрон хос нь илүү өндөр цахилгаан сөрөг утгатай атом руу шилждэг. Үүний үр дүнд энэ атом дээр үр дүнтэй гэж нэрлэгддэг тодорхой хэсэгчилсэн сөрөг цэнэг (δ-) гарч ирэх ба бага цахилгаан сөрөг цэнэгтэй атом нь ижил хэмжээний хэсэгчилсэн эерэг цэнэгтэй боловч тэмдгээр (δ+) эсрэг байна. Тухайлбал, хлорт устөрөгчийн HCl молекул дахь устөрөгчийн атомын үр дүнтэй цэнэг δH=+0.17, хлорын атомын үнэмлэхүй электрон цэнэгийн δCl=-0.17 байх нь туршилтаар тогтоогдсон.

Туйлын ковалент бондын электрон нягт ямар чиглэлд шилжихийг тодорхойлохын тулд хоёр атомын электроныг харьцуулах шаардлагатай. Цахилгаан сөрөг чанарыг нэмэгдүүлэхийн тулд хамгийн түгээмэл химийн элементүүдийг дараах дарааллаар байрлуулна.

Туйлт молекулууд гэж нэрлэдэг диполууд - цөмийн эерэг цэнэгийн хүндийн төвүүд ба электронуудын сөрөг цэнэгийн төвүүд давхцдаггүй системүүд.

Диполь гэдэг нь бие биенээсээ тодорхой зайд байрладаг, хэмжээ нь тэнцүү, тэмдгээр нь эсрэг хоёр цэгийн цахилгаан цэнэгийн цуглуулга юм.

Таталцлын төвүүдийн хоорондох зайг диполийн урт гэж нэрлэдэг ба l үсгээр тэмдэглэнэ. Молекулын (эсвэл бондын) туйлшрал нь тоон хувьд диполь моментын μ-ээр тодорхойлогддог бөгөөд энэ нь хоёр атомт молекулын хувьд диполийн урт ба электрон цэнэгийн утгын үржвэртэй тэнцүү байна: μ=el.

SI нэгжид диполь моментыг [C × m] (Кулом метр) хэмждэг боловч ихэнхдээ тэдгээр нь системээс гадуурх нэгжийг [D] (debye) ашигладаг: 1D = 3.33 10 -30 C × м. ковалент молекулуудын диполь моментууд 0-4 D, ионы хувьд 4-11D хооронд хэлбэлздэг. Диполь урт байх тусам молекул илүү туйлтай байдаг.

Молекул дахь хамтарсан электрон үүл нь өөр молекул эсвэл ионы орон зэрэг гадны цахилгаан орон зайд шилжиж болно.

Туйлшрах чадвар гэдэг нь гадаад цахилгаан орон, түүний дотор өөр бөөмийн хүчний талбайн нөлөөгөөр холбоо үүсгэгч электронууд шилжсэний үр дүнд бондын туйлшрал өөрчлөгдөхийг хэлнэ.

Молекулын туйлшрал нь электронуудын хөдөлгөөнөөс хамаардаг бөгөөд энэ нь илүү хүчтэй байх тусам цөмөөс хол байх болно. Үүнээс гадна туйлшрах чадвар нь цахилгаан талбайн чиглэл, электрон үүлний хэв гажилтын чадвараас хамаарна. Гадны талбайн үйлчлэлээр туйлшралгүй молекулууд туйлширч, туйлын молекулууд бүр туйлширч, өөрөөр хэлбэл молекулуудад диполь үүсдэг бөгөөд үүнийг бууруулсан буюу индукцлагдсан диполь гэж нэрлэдэг.

Туйлшсан бөөмийн хүчний талбайн үйлчлэлийн дор туйлшралгүй молекулаас индукцсан (багасгасан) диполь үүсэх схем - диполь

Байнгын диполуудаас ялгаатай нь өдөөгдсөн диполууд нь зөвхөн гадаад цахилгаан орны нөлөөн дор үүсдэг. Туйлшрал нь бондын туйлшралыг төдийгүй түүний эвдрэлийг үүсгэдэг бөгөөд энэ нь атомуудын аль нэгэнд холбох электрон хос шилжиж, сөрөг ба эерэг цэнэгтэй ионууд үүсдэг.

Ковалентын бондын туйлшрал ба туйлшрал нь туйлын урвалжтай харьцуулахад молекулуудын реактив байдлыг тодорхойлдог.

Ковалент холбоо бүхий нэгдлүүдийн шинж чанарууд

Ковалентын холбоо бүхий бодисууд нь молекул ба атомын (эсвэл молекулын бус) хоёр тэгш бус бүлэгт хуваагддаг бөгөөд тэдгээр нь молекулуудаас хамаагүй бага байдаг.

Хэвийн нөхцөлд молекулын нэгдлүүд нь янз бүрийн нэгтгэх төлөвт байж болно: хий (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), дэгдэмхий шингэн (Br 2, H 2 O, C 2) хэлбэрээр. H 5 OH ) эсвэл хатуу талст бодисууд, тэдгээрийн ихэнх нь маш бага халсан ч хурдан хайлж, амархан шингэх чадвартай байдаг (S 8, P 4, I 2, элсэн чихэр C 12 H 22 O 11, "хуурай мөс" CO 2).

Молекулын бодисын хайлах, сублимация, буцлах температур бага байдаг нь талст дахь молекул хоорондын харилцан үйлчлэлийн маш сул хүчээр тайлбарлагддаг. Тийм ч учраас молекулын талстууд нь өндөр хүч чадал, хатуулаг, цахилгаан дамжуулах чанар (мөс эсвэл элсэн чихэр) -ээр тодорхойлогддоггүй. Түүгээр ч барахгүй туйлтай молекултай бодисууд хайлах болон буцлах цэгүүд нь туйл биш молекулуудтай харьцуулахад өндөр байдаг. Тэдгээрийн зарим нь бусад туйлын уусгагчид уусдаг. Мөн туйлт бус молекултай бодисууд нь эсрэгээр туйл биш уусгагчид (бензол, нүүрстөрөгчийн тетрахлорид) илүү сайн уусдаг. Тиймээс молекулууд нь туйлшралгүй иод нь туйлын усанд уусдаггүй, харин туйлшралгүй CCl 4, бага туйлттай спиртэнд уусдаг.

Ковалентын холбоо бүхий молекул бус (атом) бодисууд (алмаз, бал чулуу, цахиур Si, кварц SiO 2, карборунд SiC болон бусад) нь давхаргат бүтэцтэй бал чулууг эс тооцвол маш хүчтэй талстыг үүсгэдэг. Жишээлбэл, алмазын болор тор нь sp 3 эрлийзжүүлсэн нүүрстөрөгчийн атом бүр нь хөрш дөрвөн С атомтай σ холбоогоор холбогддог ердийн гурван хэмжээст хүрээ юм. Үнэн хэрэгтээ алмааз болор бүхэлдээ асар том, маш хүчтэй молекул юм. Радио электроник, электрон инженерчлэлд өргөн хэрэглэгддэг Silicon Crystals нь ижил төстэй бүтэцтэй. Хэрэв бид болорын хүрээний бүтцийг алдагдуулахгүйгээр алмазан дахь С атомын талыг Si атомаар солих юм бол бид зүлгүүрийн материал болгон ашигладаг маш хатуу бодис болох карборунд - цахиурын карбид SiC -ийг авна. Хэрэв цахиурын болор торны хоёр Si атомын хооронд O атомыг оруулбал кварц SiO 2-ийн болор бүтэц үүсдэг - мөн маш хатуу бодис бөгөөд олон төрлийн бодисыг зүлгүүрийн материал болгон ашигладаг.

Алмаз, цахиур, кварц болон ижил төстэй бүтэцтэй талстууд нь атомын талстууд бөгөөд тэдгээр нь асар том "супер молекулууд" тул тэдгээрийн бүтцийн томьёог бүрэн дүрслэх боломжгүй, гэхдээ зөвхөн тусдаа хэсэг болгон, жишээлбэл:

Алмаз, цахиур, кварцын талстууд

Химийн холбоогоор хоорондоо холбогдсон нэг буюу хоёр элементийн атомуудаас бүрдэх молекул бус (атом) талстууд нь галд тэсвэртэй бодисуудад хамаарна. Өндөр хайлах температур нь атомын талстыг хайлах явцад хүчтэй химийн холбоог таслахад их хэмжээний энерги зарцуулдагтай холбоотой бөгөөд молекулын бодисын нэгэн адил молекул хоорондын харилцан үйлчлэл сул биш юм. Үүнтэй ижил шалтгаанаар олон атомын талстууд халах үед хайлдаггүй, харин задардаг эсвэл тэр даруй уурын төлөвт (сублимаци) шилждэг, жишээлбэл, бал чулуу 3700 ° C-д сублимат болдог.

Ковалентын холбоо бүхий молекул бус бодисууд нь ус болон бусад уусгагчид уусдаггүй, ихэнх нь цахилгаан гүйдэл дамжуулдаггүй (цахилгаан дамжуулалттай бал чулуу, хагас дамжуулагч - цахиур, германи гэх мэт).

USE кодлогчийн сэдвүүд: Ковалентын химийн холбоо, түүний сорт, үүсэх механизм. Ковалентын бондын шинж чанар (туйлшрал ба бондын энерги). Ионы холбоо. Металл холболт. устөрөгчийн холбоо

Молекулын химийн холбоо

Эхлээд молекул доторх бөөмсийн хооронд үүсдэг холбоог авч үзье. Ийм холболтыг нэрлэдэг молекул доторх.

химийн холбоо химийн элементийн атомуудын хооронд электростатик шинж чанартай бөгөөд үүнээс болж үүсдэг гадаад (валент) электронуудын харилцан үйлчлэл, их бага хэмжээгээр эерэг цэнэгтэй цөмд хадгалагддагхолбогдсон атомууд.

Энд байгаа гол ойлголт нь ЦАХИЛГААН ГАРАГДАЛ. Тэр бол атомуудын хоорондох химийн холбоо, түүний шинж чанарыг тодорхойлдог хүн юм.

гэдэг нь атомын татах (барих) чадвар юм. гадна(валент) электронууд. Цахилгаан сөрөг чанар нь гадаад электронуудын цөмд татагдах зэргээр тодорхойлогддог бөгөөд гол төлөв атомын радиус ба цөмийн цэнэгээс хамаардаг.

Цахилгаан сөрөг чанарыг хоёрдмол утгагүй тодорхойлоход хэцүү байдаг. Л.Полинг харьцангуй цахилгаан сөрөг байдлын хүснэгтийг эмхэтгэсэн (хоёр атомын молекулуудын холболтын энерги дээр үндэслэсэн). Хамгийн электрон сөрөг элемент бол фторутга учиртай 4 .

Янз бүрийн эх сурвалжаас цахилгаан сөрөг байдлын утгын янз бүрийн масштаб, хүснэгтийг олж болно гэдгийг анхаарах нь чухал юм. Химийн холбоо үүсэх нь чухал үүрэг гүйцэтгэдэг тул үүнээс айх хэрэггүй атомууд бөгөөд энэ нь ямар ч системд ойролцоогоор ижил байдаг.

Хэрэв химийн A:B-ийн атомуудын аль нэг нь электроныг илүү хүчтэй татдаг бол электрон хос түүн рүү шилждэг. Илүү их цахилгаан сөрөг байдлын ялгааатомууд байх тусам электрон хос илүү их шилждэг.

Хэрэв харилцан үйлчлэгч атомуудын электрон сөрөг утгууд тэнцүү буюу ойролцоогоор тэнцүү байвал: EO(A)≈EO(V), тэгвэл хуваалцсан электрон хос атомуудын аль нэгэнд шилждэггүй: А: Б. Ийм холболтыг нэрлэдэг ковалент туйлшралгүй.

Хэрэв харилцан үйлчлэлцэж буй атомуудын электрон сөрөг чанар ялгаатай боловч тийм ч их биш бол (цахилгаан сөрөг байдлын ялгаа нь ойролцоогоор 0.4-2 хооронд байна: 0,4<ΔЭО<2 ), дараа нь электрон хос атомуудын аль нэгэнд шилждэг. Ийм холболтыг нэрлэдэг ковалент туйл .

Хэрэв харилцан үйлчлэлцэж буй атомуудын электрон сөрөг чанар мэдэгдэхүйц ялгаатай бол (цахилгаан сөрөг байдлын ялгаа 2-оос их байвал: ΔEO>2), дараа нь электронуудын нэг нь үүсэхтэй хамт өөр атом руу бараг бүрэн шилждэг ионууд. Ийм холболтыг нэрлэдэг ион.

Химийн бондын үндсэн төрлүүд нь - ковалент, ионболон металлхолболтууд. Тэдгээрийг илүү нарийвчлан авч үзье.

ковалент химийн холбоо

ковалент холбоо – энэ нь химийн холбоо юм үүсгэсэн нийтлэг электрон хос үүсэх A:B . Энэ тохиолдолд хоёр атом давхцахатомын орбиталууд. Ковалентын холбоо нь электрон сөрөг чанарын бага зэргийн ялгаа бүхий атомуудын харилцан үйлчлэлээр үүсдэг (дүрмээр бол, хоёр металл бус металлын хооронд) эсвэл нэг элементийн атомууд.

Ковалентын бондын үндсэн шинж чанарууд

• чиг баримжаа,
• ханасан байдал,
• туйлшрал,
• туйлшрах чадвар.

Эдгээр холболтын шинж чанарууд нь бодисын химийн болон физик шинж чанарт нөлөөлдөг.

Харилцааны чиглэл бодисын химийн бүтэц, хэлбэрийг тодорхойлдог. Хоёр холбоосын хоорондох өнцгийг бондын өнцөг гэж нэрлэдэг. Жишээлбэл, усны молекулд H-O-H бондын өнцөг 104.45 o тул усны молекул туйлтай, метан молекул дахь H-C-H холбоосын өнцөг 108 o 28 ′ байна.

Хангалттай байдал нь атомуудын хязгаарлагдмал тооны ковалент химийн холбоо үүсгэх чадвар юм. Атом үүсгэж болох бондын тоог нэрлэдэг.

Туйлшралхарилцан адилгүй электрон сөрөг хүчин чадалтай хоёр атомын хооронд электрон нягтын жигд бус хуваарилалтаас болж бонд үүсдэг. Ковалентын холбоог туйлт ба туйл биш гэж хуваадаг.

Туйлшрах чадвар холболтууд байна гадаад цахилгаан орны нөлөөгөөр бондын электронуудыг нүүлгэх чадвар(ялангуяа өөр бөөмийн цахилгаан орон). Туйлшрах чадвар нь электронуудын хөдөлгөөнөөс хамаарна. Электрон нь цөмөөс хол байх тусам илүү хөдөлгөөнтэй, үүний дагуу молекул нь туйлшрах чадвартай байдаг.

Ковалент туйлшралгүй химийн холбоо

2 төрлийн ковалент холбоо байдаг - ТУЯСболон ТУЙЛ БУС .

Жишээ . Устөрөгчийн молекулын бүтцийг авч үзье H 2 . Устөрөгчийн атом бүр гаднах энергийн түвшинд 1 хосгүй электроныг агуулдаг. Атомыг харуулахын тулд бид Льюисын бүтцийг ашигладаг - энэ нь электроныг цэгээр тэмдэглэсэн атомын гадаад энергийн түвшний бүтцийн диаграмм юм. Льюис цэгийн бүтцийн загварууд нь хоёр дахь үеийн элементүүдтэй ажиллахад сайн туслах болно.

Х. + . H=H:H

Тиймээс устөрөгчийн молекул нь нэг нийтлэг электрон хос, нэг H-H химийн холбоотой байдаг. Энэ электрон хос нь устөрөгчийн атомуудын аль нэгэнд шилждэггүй, учир нь устөрөгчийн атомын цахилгаан сөрөг чанар ижил байна. Ийм холболтыг нэрлэдэг ковалент туйлшралгүй .

Ковалентын туйл биш (тэгш хэмтэй) холбоо - энэ нь ижил цахилгаан сөрөг хүчин чадалтай (дүрмээр бол ижил металл бус) атомуудаас үүссэн ковалент холбоо бөгөөд иймээс атомын цөмүүдийн хооронд электрон нягтын жигд тархалттай байдаг.

Туйл бус бондын диполь момент 0 байна.

Жишээ: H 2 (H-H), O 2 (O=O), S 8.

Ковалент туйлын химийн холбоо

ковалент туйлын холбоо хооронд үүсэх ковалент холбоо юм өөр өөр электрон сөрөг шинж чанартай атомууд (ихэвчлэн, янз бүрийн металл бус) бөгөөд тодорхойлогддог нүүлгэн шилжүүлэлтнийтлэг электрон хос илүү электрон сөрөг атом (туйлшрал).

Электрон нягтрал нь илүү электрон сөрөг атом руу шилждэг тул үүн дээр хэсэгчилсэн сөрөг цэнэг (δ-), бага электрон сөрөг атом (δ+, дельта +) дээр хэсэгчилсэн эерэг цэнэг гарч ирдэг.

Атомуудын цахилгаан сөрөг байдлын ялгаа их байх тусам өндөр байна туйлшралхолболт ба түүнээс дээш диполь момент . Хөрш зэргэлдээх молекул ба цэнэгийн хооронд тэмдэгтийн эсрэг нэмэлт таталцлын хүч үйлчилдэг бөгөөд энэ нь нэмэгддэг. хүч чадалхолболтууд.

Бондын туйлшрал нь нэгдлүүдийн физик, химийн шинж чанарт нөлөөлдөг. Урвалын механизм, тэр ч байтугай хөрш зэргэлдээх бондын реактив байдал нь бондын туйлшралаас хамаардаг. Бондын туйлшралыг ихэвчлэн тодорхойлдог молекулын туйлшралулмаар буцлах ба хайлах цэг, туйлын уусгагч дахь уусах чадвар зэрэг физик шинж чанаруудад шууд нөлөөлдөг.

Жишээ нь: HCl, CO 2, NH 3.

Ковалентын холбоо үүсэх механизм

Ковалент химийн холбоо нь 2 механизмаар үүсч болно.

1. солилцооны механизм Ковалент химийн холбоо үүсэх нь бөөм бүр нийтлэг электрон хос үүсэхэд нэг хосгүй электроноор хангагдсаныг хэлнэ.

ГЭХДЭЭ . + . B= A:B

2. Ковалентын холбоо үүсэх нь бөөмийн нэг нь хуваагдаагүй электрон хосыг, нөгөө хэсэг нь энэ электрон хосын хоосон орбиталыг хангадаг механизм юм.

ГЭХДЭЭ: + B= A:B

Энэ тохиолдолд атомуудын аль нэг нь хуваагдаагүй электрон хосыг ( хандивлагч), нөгөө атом нь энэ хосын хувьд хоосон тойрог замыг өгдөг ( хүлээн авагч). Бонд үүссэний үр дүнд электрон энерги хоёулаа буурдаг, өөрөөр хэлбэл. Энэ нь атомуудад ашигтай.

Донор-хүлээн авагч механизмаар үүссэн ковалент холбоо, ялгаатай бишсолилцооны механизмаар бий болсон бусад ковалент бондын шинж чанараар. Донор-хүлээн авагч механизмаар ковалент холбоо үүсэх нь гадаад энергийн түвшинд олон тооны электронтой (электрон хандивлагчид) эсвэл эсрэгээр маш цөөн тооны электронтой (электрон хүлээн авагч) атомуудад ердийн зүйл юм. Атомын валентийн боломжуудыг харгалзах зүйлд илүү нарийвчлан авч үзсэн болно.

Ковалентын холбоо нь донор-хүлээн авагч механизмаар үүсдэг.

- молекулд нүүрстөрөгчийн дутуу исэл CO(молекул дахь холбоо гурав дахин, 2 холбоо нь солилцооны механизмаар, нэг нь донор-хүлээн авагч механизмаар үүсдэг): C≡O;

-д аммонийн ион NH 4+, ион дахь органик аминууджишээлбэл, метиламмонийн ион дахь CH 3 -NH 2 +;

-д нарийн төвөгтэй нэгдлүүд, төв атом ба лигандын бүлгүүдийн хоорондох химийн холбоо, жишээлбэл, натрийн тетрагидроксоалюминат дахь Na хөнгөн цагаан ба гидроксидын ионуудын хоорондох холбоо;

-д азотын хүчил ба түүний давс- нитратууд: HNO 3 , NaNO 3 , бусад зарим азотын нэгдлүүдэд;

- молекулд озонО 3.

Ковалентын бондын үндсэн шинж чанарууд

Ковалент холбоо нь дүрмээр бол металл бус атомуудын хооронд үүсдэг. Ковалентын бондын үндсэн шинж чанарууд нь урт, эрчим хүч, олон талт байдал, чиглэл.

Химийн бондын олон талт байдал

Химийн бондын олон талт байдал - энэ бол нэгдэл дэх хоёр атомын хооронд хуваалцсан электрон хосуудын тоо. Молекулыг бүрдүүлдэг атомуудын үнэ цэнийн дагуу холболтын олон талт байдлыг хялбархан тодорхойлж болно.

Жишээлбэл , устөрөгчийн молекул H 2-д бондын үржвэр нь 1, учир нь устөрөгч бүр гаднах энергийн түвшинд зөвхөн 1 хосгүй электронтой байдаг тул нэг нийтлэг электрон хос үүсдэг.

Хүчилтөрөгчийн молекул O 2-д бондын үржвэр нь 2, учир нь атом бүр гаднах энергийн түвшинд 2 хосгүй электронтой: O=O.

Азотын молекул N 2-д бондын үржвэр нь 3, учир нь атом бүрийн хооронд гаднах энергийн түвшинд 3 хосгүй электрон байх ба атомууд нь N≡N 3 нийтлэг электрон хос үүсгэдэг.

Ковалент холболтын урт

Химийн холболтын урт нь холбоо үүсгэдэг атомуудын цөмийн төвүүдийн хоорондох зай юм. Энэ нь туршилтын физик аргаар тодорхойлогддог. Нэмэлтийн дүрмийн дагуу бондын уртыг ойролцоогоор тооцоолж болно, үүний дагуу AB молекул дахь бондын урт нь A 2 ба B 2 молекул дахь бондын уртын нийлбэрийн хагастай тэнцүү байна.

Химийн бондын уртыг ойролцоогоор тооцоолж болно атомын радиусын дагуу, холбоо үүсгэх, эсвэл харилцааны олон талт байдлаас шалтгааланатомуудын радиус нь тийм ч их ялгаатай биш бол.

Бонд үүсгэгч атомуудын радиус ихсэх тусам холболтын урт нэмэгдэх болно.

Жишээлбэл

Атомуудын хоорондох олон тооны холбоо нэмэгдэх тусам (атомын радиус нь ялгаатай эсвэл бага зэрэг ялгаатай) бондын урт багасах болно.

Жишээлбэл . Цувралд: C–C, C=C, C≡C, холбоосын урт багасна.

Бондын энерги

Химийн бондын бат бөх байдлын хэмжүүр нь бондын энерги юм. Бондын энерги нь холбоог таслах, энэ холбоог үүсгэгч атомуудыг бие биенээсээ хязгааргүй зайд зайлуулахад шаардагдах эрчим хүчээр тодорхойлогддог.

Ковалентын холбоо нь маш бат бөх.Түүний энерги нь хэдэн араваас хэдэн зуун кЖ/моль хооронд хэлбэлздэг. Бондын энерги их байх тусам холболтын бат бөх байх болно, мөн эсрэгээр.

Химийн бондын бат бөх чанар нь бондын урт, бондын туйлшрал, олон талт байдлаас хамаарна. Химийн холбоо урт байх тусам тасрахад хялбар байдаг ба бондын энерги бага байх тусам түүний хүч чадал буурдаг. Химийн холбоо богино байх тусам илүү бат бөх, бондын энерги их болно.

Жишээлбэл, HF, HCl, HBr нэгдлүүдийн цувралд зүүнээс баруун тийш химийн бондын бат бэх буурдаг, учир нь бондын урт нэмэгддэг.

Ионы химийн холбоо

Ионы холбоо дээр суурилсан химийн холбоо юм ионуудын электростатик таталцал.

ионуудатомууд электрон хүлээн авах эсвэл өгөх явцад үүсдэг. Жишээлбэл, бүх металлын атомууд гадаад энергийн түвшний электронуудыг сул барьдаг. Тиймээс металлын атомууд тодорхойлогддог нөхөн сэргээх шинж чанарэлектрон хандивлах чадвар.

Жишээ. Натрийн атом нь 3-р энергийн түвшинд 1 электрон агуулдаг. Үүнийг хялбархан өгөхөд натрийн атом нь үнэт неон хийн Ne-ийн электрон бүтэцтэй илүү тогтвортой Na + ионыг үүсгэдэг. Натрийн ион нь 11 протон, ердөө 10 электрон агуулдаг тул ионы нийт цэнэг -10+11 = +1:

+11На) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 На +) 2 ) 8

Жишээ. Хлорын атом нь гаднах энергийн түвшинд 7 электронтой. Тогтвортой инерт аргон атомын Ar-ийн тохиргоог олж авахын тулд хлор нь 1 электрон хавсаргах шаардлагатай. Электроныг хавсарсны дараа электронуудаас бүрдэх тогтвортой хлорын ион үүсдэг. Ионы нийт цэнэг -1:

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Жич:

• Ионы шинж чанар нь атомын шинж чанараас ялгаатай!
• Тогтвортой ионууд нь зөвхөн үүсдэггүй атомууд, Гэхдээ бас атомын бүлгүүд. Жишээ нь: аммонийн ион NH 4 +, сульфатын ион SO 4 2- гэх мэт Ийм ионуудаас үүссэн химийн холбоог мөн ион гэж үзнэ;
• Ионы холбоо нь ихэвчлэн хооронд үүсдэг металлуудболон металл бус(металл бус бүлгүүд);

Үүссэн ионууд нь цахилгаан таталцлын улмаас татагддаг: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Нүдээр ерөнхийлье ковалент ба ионы бондын төрлүүдийн ялгаа:

металл холболт харьцангуй үүссэн харилцаа юм чөлөөт электронуудхооронд металлын ионуудболор тор үүсгэдэг.

Гадаад энергийн түвшинд металлын атомууд ихэвчлэн байдаг нэгээс гурван электрон. Металлын атомын радиус нь дүрмээр бол том байдаг тул металлын атомууд нь металл бусаас ялгаатай нь гаднах электронуудыг амархан өгдөг, өөрөөр хэлбэл. хүчтэй бууруулагч бодисууд юм.

Электрон өгснөөр металлын атомууд болдог эерэг цэнэгтэй ионууд . Салсан электронууд харьцангуй чөлөөтэй байдаг хөдөлж байнаэерэг цэнэгтэй металлын ионуудын хооронд. Эдгээр хэсгүүдийн хооронд холбоо байна, учир нь Хуваалцсан электронууд нь металлын катионуудыг давхарлан барьдаг , ингэснээр хангалттай бат бөх байдлыг бий болгодог металл болор тор . Энэ тохиолдолд электронууд санамсаргүй байдлаар тасралтгүй хөдөлдөг, i.e. шинэ саармаг атомууд, шинэ катионууд байнга гарч ирдэг.

Молекул хоорондын харилцан үйлчлэл

Бодис дахь бие даасан молекулуудын хоорондын харилцан үйлчлэлийг тусад нь авч үзэх нь зүйтэй. молекул хоорондын харилцан үйлчлэл . Молекул хоорондын харилцан үйлчлэл нь саармаг атомуудын хоорондын харилцан үйлчлэлийн нэг төрөл бөгөөд шинэ ковалент холбоо үүсдэггүй. Молекулуудын харилцан үйлчлэлийн хүчийг 1869 онд Ван дер Ваальс нээж, түүний нэрээр нэрлэжээ. Ван дар Ваалсын хүчин. Ван дер Ваалсын хүчнүүд хуваагдана чиг баримжаа, индукц болон тархалт . Молекул хоорондын харилцан үйлчлэлийн энерги нь химийн бондын энергиээс хамаагүй бага байдаг.

Таталцлын чиг баримжаа олгох хүч туйлын молекулуудын хооронд үүсдэг (диполь-диполь харилцан үйлчлэл). Эдгээр хүч нь туйлын молекулуудын хооронд үүсдэг. Индуктив харилцан үйлчлэл нь туйл ба туйл биш молекулын харилцан үйлчлэл юм. Туйл бус молекул нь туйлын үйлчлэлээс болж туйлширч, нэмэлт электростатик таталцлыг үүсгэдэг.

Молекул хоорондын харилцан үйлчлэлийн тусгай төрөл бол устөрөгчийн холбоо юм. - эдгээр нь молекулуудын хооронд үүсдэг молекул хоорондын (эсвэл молекул доторх) химийн бондууд бөгөөд тэдгээрт хүчтэй туйлт ковалент холбоо байдаг. H-F, H-O эсвэл H-N. Хэрэв молекулд ийм холбоо байгаа бол молекулуудын хооронд байх болно нэмэлт татах хүч .

Боловсролын механизм Устөрөгчийн холбоо нь зарим талаараа электростатик, хэсэгчлэн донор хүлээн авагч юм. Энэ тохиолдолд хүчтэй электрон сөрөг элементийн атом (F, O, N) нь электрон хос донорын үүргийг гүйцэтгэдэг бөгөөд эдгээр атомуудтай холбогдсон устөрөгчийн атомууд хүлээн авагчийн үүргийг гүйцэтгэдэг. Устөрөгчийн холбоо нь тодорхойлогддог чиг баримжаа орон зайд ба ханасан байдал.

Устөрөгчийн холбоог цэгээр тэмдэглэж болно: H ··· O. Устөрөгчтэй холбогдсон атомын цахилгаан сөрөг чанар их байх тусам хэмжээ нь бага байх тусам устөрөгчийн холбоо илүү хүчтэй болно. Энэ нь үндсэндээ нэгдлүүдийн шинж чанар юм устөрөгчтэй фтор , түүнчлэн устөрөгчтэй хүчилтөрөгч , бага устөрөгчтэй азот .

Дараах бодисуудын хооронд устөрөгчийн холбоо үүсдэг.

— устөрөгчийн фторид HF(хий, устөрөгчийн фторын уусмал - фторын хүчил), ус H 2 O (уур, мөс, шингэн ус):

— аммиак ба органик амины уусмал- аммиак ба усны молекулуудын хооронд;

— O-H эсвэл N-H холбоо бүхий органик нэгдлүүд: спирт, карбоксилын хүчил, амин, амин хүчил, фенол, анилин ба түүний уламжлал, уураг, нүүрс усны уусмал - моносахарид ба дисахарид.

Устөрөгчийн холбоо нь бодисын физик, химийн шинж чанарт нөлөөлдөг. Тиймээс молекулуудын хоорондох нэмэлт таталцал нь бодисыг буцалгахад хүндрэл учруулдаг. Устөрөгчийн холбоо бүхий бодисууд буцалгах цэгийн хэвийн бус өсөлтийг харуулдаг.

Жишээлбэл Дүрмээр бол молекулын жин нэмэгдэх тусам бодисын буцалгах температур нэмэгддэг. Гэсэн хэдий ч хэд хэдэн бодисоор H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 TeБид буцлах цэгийн шугаман өөрчлөлтийг ажигладаггүй.

Тухайлбал, at усны буцалгах цэг хэвийн бус өндөр байна - -61 o C-аас багагүй, шулуун шугамаас харахад илүү их, +100 o C. Энэ гажиг нь усны молекулуудын хооронд устөрөгчийн холбоо байгаагаар тайлбарлагддаг. Тиймээс хэвийн нөхцөлд (0-20 o C) ус байдаг шингэнфазын төлөвөөр.

Ковалентын холбоо нь тодорхойлогддог чиг баримжаасансарт, туйлшрал, олон талт байдал, энергиболон урт.

Бидний мэдэж байгаагаар электрон орбиталууд (s-орбиталуудаас бусад) байдаг орон зайн чиг баримжаа. Электрон-цөмийн харилцан үйлчлэлийн үр дүнд үүссэн ковалент холбоо нь эдгээр атомуудын цөмтэй харьцуулахад тодорхой чиглэлд байрладаг. Хэрэв электрон үүл нь атомын цөмүүдийг холбосон шулуун шугамын чиглэлд (жишээ нь, бондын тэнхлэгийн дагуу) давхцаж байвал ийм ковалент холбоог гэнэ. s-бонд(сигма бонд). Жишээлбэл, H 2, Cl 2, HC1 молекулуудад атомууд нь ковалент s-бондоор холбогддог. Орбиталууд давхцах үед ковалент сигма холбоо үүсдэг. с- s (H 2-ийн адил): s - Р(HC1 шиг), Р- Р(C1 2-ийн адил).

Бондын тэнхлэгт перпендикуляр чиглэсэн p-орбиталууд давхцах үед холболтын тэнхлэгийн хоёр талд давхардсан хоёр муж үүсдэг. Ийм ковалент холбоог p-бонд (пи-бонд) гэж нэрлэдэг (Зураг 6). Жишээлбэл, азотын молекул дахь атомууд нь нэг s-бонд ба хоёр p-бондоор холбогддог (Зураг 7).

Цагаан будаа. 6. p-бондын бүдүүвч дүрслэл

Цагаан будаа. 7. Азотын молекул дахь s- ба p- бондын бүдүүвч дүрслэл

Ковалентын бондын чиглэл нь молекулуудын орон зайн бүтцийг, өөрөөр хэлбэл хэлбэрийг тодорхойлдог. Устөрөгчийн хлоридын молекул нь шугаман хэлбэртэй: энэ нь нэг s-бонд (s - p-орбитал) ашиглан үүсдэг. Усны молекул нь өнцгийн бүтэцтэй: энэ нь хүчилтөрөгчийн атомын хоёр перпендикуляр p-орбиталтай хоёр устөрөгчийн атомын s-орбиталууд давхцсанаас үүсдэг (Зураг 8). Иймээс усны молекул дахь s-бондын хоорондох өнцөг нь 90 ° -тай тэнцүү байх ёстой. Үнэн хэрэгтээ өнцөг нь 104.5 ° бөгөөд үүнийг эрлийзжих үзэгдэлээр тайлбарладаг. Аммиакийн молекул нь ердийн пирамид хэлбэртэй, метан молекул нь тетраэдр хэлбэртэй байдаг.

Цагаан будаа. 8. Усны молекулын бүтэц

Харилцааны туйлшралнь бондын тэнхлэгийн дагуух нийтлэг электрон үүлний тархалтын тэгш бус байдлаар тодорхойлогддог.

Хэрэв нийтлэг электрон хосууд нь хоёр цөмтэй харьцуулахад тэгш хэмтэй байрладаг бол ийм ковалент холбоог туйл биш гэж нэрлэдэг.

Энгийн бодисын молекулуудад - устөрөгч H 2, хүчилтөрөгч O 2, азот N 2, хлор C1 2, фтор F 2, атомууд нь туйлт бус ковалент холбоогоор холбогддог.

Хэрэв нийтлэг электрон хосууд атомуудын аль нэгэнд шилжсэн бол (тэдгээр нь янз бүрийн атомын цөмтэй харьцуулахад тэгш хэмт бус байрладаг) ийм ковалент холбоог туйл гэж нэрлэдэг.

Усны H 2 O, аммиак NH 3, устөрөгчийн хлорид HC1 молекулуудын холбоо нь туйлшралтай байдаг.

олон талт байдалКовалент холбоо нь атомуудыг холбосон электрон хосуудын тоогоор тодорхойлогддог.

Нэг хос электрон ашиглан хоёр атомын хоорондох холбоог гэнэ энгийн(H - C1, C - H, H - O гэх мэт бондууд). Хоёр электрон хосыг ашиглан хоёр атомын хоорондох холбоог гэнэ давхар.Гурван электрон хосыг ашиглан хоёр атомын хоорондох холбоог гэнэ гурав дахин.

Жишээлбэл, этилен H 2 C \u003d CH 2 дахь нүүрстөрөгчийн атомуудын хооронд давхар холбоо, азотын молекул N N, ацетилен H - C C - H зэрэгт гурвалсан холбоо ажиглагддаг.

Холбоосын уртнь атомын цөм хоорондын тэнцвэрт зай юм. Бондын уртыг нанометрээр (нм) илэрхийлнэ. Бондын урт богино байх тусам химийн холбоо илүү хүчтэй болно. Бондын бат бөх чанарыг түүний эрчим хүчээр хэмждэг.

Бондын энергихолболтыг таслахад зарцуулах ёстой ажилтай тэнцүү байна. Холбох энергийг моль тутамд киложоулаар илэрхийлнэ (кЖ/моль); жишээ нь, устөрөгчийн молекул дахь холболтын энерги 435 кЖ/моль байна. Бондын энерги нь бондын урт буурах тусам нэмэгддэг (Хүснэгт 10).

Хүснэгт 10 Зарим бодисын молекул дахь бондын төрөл, урт, энерги

Бондын үржвэр нэмэгдэхийн хэрээр бондын энерги нэмэгддэг (Хүснэгт 11).

Хүснэгт 11 Азотын атомууд болон нүүрстөрөгчийн атомуудын хоорондох холболтын урт ба энерги

Бонд үүсэх үйл явц нь энерги ялгарах замаар явагддаг (экзотермик процесс),мөн холбоог таслах үйл явц - энерги шингээх замаар (эндотермик процесс).

Молекулуудын туйлшрал

Молекулуудын туйлшралбие даасан бондын туйлшрал, тэдгээрийн молекул дахь байршлаас (өөрөөр хэлбэл молекулын бүтцээс) хамаарна.

Туйл бус ковалент холбоогоор үүссэн энгийн бодисын молекулууд (H 2, F 2, N 2 гэх мэт), туйлшралгүй.

Нарийн төвөгтэй бодисуудын молекулууд нь туйлт биш ба туйлт байж болно. Туйл бус молекултай бодисын жишээ: нүүрстөрөгчийн давхар исэл CO 2, метан CH 4, бензол C 6 H 6, глюкоз C 6 H 12 O 6, диметил эфир C 2 H 6 O гэх мэт. Туйл молекултай бодисын жишээ: хүхэр. давхар исэл SO 2, ус H 2 O, аммиак NH 3, этилийн спирт C 2 H 5 OH гэх мэт.

Туйл бус молекулуудад электрон үүлний "хүндийн төв" нь цөмийн эерэг цэнэгийн "хүндийн төв"-тэй давхцдаг. Туйлын молекулуудад электрон үүлний "хүндийн төв" нь эерэг цэнэгийн "хүндийн төв"-тэй давхцдаггүй.

Жишээлбэл, HC1 устөрөгчийн хлоридын молекулд хлорын цөмийн ойролцоох электрон нягт нь устөрөгчийн цөмийн ойролцоохоос өндөр байдаг, өөрөөр хэлбэл хлорын атом нь сөрөг цэнэгтэй байдаг. q = - 0.18, устөрөгчийн атом эерэг цэнэгтэй байна q-= + 0.18. Төлбөр (q)молекул дахь атомуудыг нэрлэдэг .үр ашигтай.Иймээс туйлын молекулууд гэж үзэж болно цахилгаан диполь,Тэмдэгээрээ ялгаатай боловч хэмжээ нь тэнцүү цэнэгүүд бие биенээсээ тодорхой зайд байрладаг. Молекулуудын туйлшралын хэмжүүр нь диполийн цахилгаан момент.

Дипольын цахилгаан момент нь молекул дахь эерэг ба сөрөг цэнэгийн төвүүдийн хоорондох зайг үр дүнтэй цэнэгийн үржвэр юм.Молекул дахь диполийн цахилгаан момент нь түүний бүтцээс хамаарна. Диполийн цахилгаан момент байгаа эсвэл байхгүй байгаа нь молекулын геометрийн бүтцийг шүүх боломжтой болгодог. Жишээлбэл, CO 2 молекул нь туйлшралгүй байдаг бол SO 2 молекул нь цахилгаан диполь моменттэй байдаг. Үүнээс үзэхэд CO 2 молекул нь шугаман бүтэцтэй, SO 2 молекул нь өнцгийн бүтэцтэй байна.

Бодисын шинж чанар нь молекулуудын туйлшралаас хамаардаг. Молекулууд нь туйлтай бодисууд нь молекулууд нь туйлтгүй бодисуудаас илүү буцлах, хайлах цэгтэй байдаг. Энэ нь туйлын молекулуудын харилцан таталцлаас үүдэлтэй юм.

Цахилгаан сөрөг чанар

Химийн элементийн атомуудын нийтлэг электрон хосыг татах чадварыг цахилгаан сөрөг чанар гэж нэрлэдэг.

Элементийн электрон сөрөг чанарыг түүний иончлолын энерги ба электроны хамаарлын нийлбэрээр тодорхойлно. Зарим элементийн атомуудын харьцангуй цахилгаан сөрөг чанарыг Хүснэгтэнд үзүүлэв. 12.

Хүснэгт 12 Зарим элементийн харьцангуй цахилгаан сөрөг байдал

Хугацаа	Бүлэг
	I	II	III	IV	В	VI	VII
	H 2.1
	Li 0.98	1.5 байх	2.0-д	2.5-аас	N 3.07	3.50 орчим	F4.0
	Na 0.93	Mg 1.2	Аль 1.6	Si 1.9	P 2.2	S 2.6	Cl 3.0
	K 0.91	ойролцоогоор 1.04	Ga 1.8	Ge 2.0	2.1	Se 2.5	Br2.8
	Rb 0.89	Sr 0.99	1.5-д	sn 1.7	Sb 1.8	Эдгээр 2.1	I 2.6

Атомын цахилгаан сөрөг чанар их байх тусам нийтлэг электрон хосыг илүү хүчтэй татдаг. Өөр өөр элементийн хоёр атомын хооронд ковалент холбоо үүсэх үед хуваалцсан электрон хосууд илүү электрон сөрөг атом руу шилждэг. Жишээлбэл, H 2 O усны молекул дахь нийтлэг электрон хосууд хүчилтөрөгчийн атом руу шилждэг.

Атомын харьцангуй электрон сөрөг чанар нь хатуу тогтмол утга биш бөгөөд зөвхөн молекул үүсэх үед нийтлэг электрон хосуудын шилжилтийн чиглэлийг тодорхойлоход ашиглагддаг.

Элементүүдийн цахилгаан сөрөг байдал нь үечилсэн хуульд захирагддаг. Тухайн үед элементийн атомын тоо нэмэгдэхийн хэрээр элементүүдийн электрон сөрөг чанар нэмэгддэг. Хугацааны эхэнд цахилгаан сөрөг чанар багатай элементүүд (металлууд), хугацааны төгсгөлд хамгийн их цахилгаан сөрөг нөлөөтэй (металл бус) элементүүд байдаг.Дэд бүлэгт элементийн цахилгаан сөрөг чанар нь серийн дугаар нэмэгдэх тусам буурдаг. Үелэх системийн хамгийн цахилгаан сөрөг элемент нь фтор юм.Инертийн элементүүдэд цахилгаан сөрөг байдаг.

Химийн элементүүдийг цахилгаан сөрөг байдлын өсөлтийн дарааллаар байрлуулж болно.

Сб, Си. Б, Ас. Х, Тэ. R. C, Se, I, S, Br. Кл, Н.О, Ф

цахилгаан сөрөг чанар нэмэгддэг

Электрон сөрөг чанар нь элементүүдийн шинж чанарын ялгааг тодорхойлдог. Тиймээс янз бүрийн нэгдлүүдийн химийн бондын шинж чанарыг тодорхойлоход чанарын шинж чанар болгон ашигладаг.

Ионы холбоо

Цахилгаан сөрөг чанараараа маш өөр элементүүдээс (ердийн металл ба ердийн бус металл) нэгдлүүд үүсэх үед нийтлэг электрон хосууд бүрэн электрон сөрөг атом руу шилждэг. Үр дүнд нь, ионууд.

Жишээлбэл, хлор дахь натрийг шатаах үед натрийн атомын хосгүй 3s электрон нь хлорын атомын 3p электронтой хослоно. Хуваалцсан электрон хос нь хлорын атом руу бүрэн шилждэг. Үүний үр дүнд натрийн ион Na + ба хлоридын ион CI - үүсдэг.

Электронуудыг буцаах эсвэл нэмсний үр дүнд атомууд хувирдаг цэнэглэгдсэн бөөмсийг ион гэж нэрлэдэг.

Сөрөг ионы цэнэг нь атомын хавсаргасан электронуудын тоотой тэнцүү байна. Эерэг ионы цэнэг нь атомын өгсөн электронуудын тоотой тэнцүү байна.

Эсрэг цэнэгтэй бус бие биенээ татдаг.

Ионуудаас үүссэн нэгдлүүдийг ион гэж нэрлэдэг. Ионуудын хоорондын холбоог ион гэж нэрлэдэг.

Ионы болон ковалент бондын хооронд хурц зааг байхгүй. Ионы холбоог ковалент туйлын бондын онцгой тохиолдол гэж үзэж болно (Зураг 9). Ковалентын холбооноос ялгаатай нь ионы холбоо нь чиглэлгүй байдаг.

Электрон өгөх үйл явцыг исэлдэлт гэж нэрлэдэг. Электрон нэмэх үйл явцыг бууралт гэж нэрлэдэг.

Жишээлбэл, натри хлортой урвалд ороход натрийн атом электрон өгч, исэлдэж, натрийн ион Na үүсдэг. э-®Na +

Зураг 9. Ковалентын холбооноос кионик руу шилжих схем

Хлорын атом нь электронтой холбогдож, буурч, хлоридын ион Cl + үүсдэг. д -®Cl - .

I ба II бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн металлууд нь VII бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн металл бусуудтай нийлж ердийн ионы нэгдлүүдийг үүсгэдэг. Жишээлбэл, натрийн хлорид NaCl, калийн фторид KF, кальцийн хлорид CaCl 2.

Ионы нэгдлүүд нь хатуу талст бодис юм.

устөрөгчийн холбоо

Өндөр цахилгаан сөрөг элементтэй (фтор, хүчилтөрөгч, азот) холбогдсон устөрөгчийн атом нь өндөр электрон сөрөг элементийн өөр атомтай өөр холбоо үүсгэж болно. Жишээлбэл, усны молекул дахь устөрөгчийн атомууд нь хүчилтөрөгчийн атомуудтай туйлын ковалент холбоогоор холбогддог. Хуваалцсан электрон хосууд хүчилтөрөгчийн атом руу шилждэг. Устөрөгчийн атом нь хэсэгчилсэн эерэг цэнэгтэй, хүчилтөрөгчийн атом нь хэсэгчилсэн сөрөг цэнэгтэй байдаг. Нэг усны молекулын эерэг цэнэгтэй устөрөгчийн атом өөр нэг усны молекулын сөрөг цэнэгтэй хүчилтөрөгчийн атомд татагддаг. Хоёр хүчилтөрөгчийн атомын хооронд устөрөгчийн атомын тусламжтайгаар үүссэн холбоо байдаг. Устөрөгчийн атом нь эдгээр атомуудын цөмийг холбосон шулуун шугам дээр байрладаг

О ¾ H. . О ¾ H. . О ¾ H. . О ¾ Х

Устөрөгчийн холбоо нь туйлын молекулуудын бие биендээ электростатик таталцлын хүч, ялангуяа тэдгээр нь хүчтэй электрон сөрөг элементүүдийн (F, O, N) атомуудыг агуулсан үед үүсдэг.

Жишээлбэл, устөрөгчийн холбоо нь HF, H 2 O, NH 3 үүсгэдэг боловч тэдгээрийн аналог HCl, H 2 S, PH 3 үүсгэдэггүй.

Устөрөгчийн холбоо нь тогтворгүй бөгөөд амархан задардаг (жишээлбэл, мөс хайлж, ус буцалгах үед), гэхдээ эдгээр холбоог таслахад тодорхой хэмжээний энерги шаардагддаг тул молекулуудын хоорондох устөрөгчийн холбоо бүхий бодисын хайлах, буцлах цэгүүд нь харьцангуй өндөр байдаг. устөрөгчийн холбоогүй ижил төстэй бодисууд. Жишээлбэл:

(HF ба H 2 O-д устөрөгчийн холбоо байдаг, харин HCl ба H 2 S-д тийм биш).

Мөн олон органик нэгдлүүд нь устөрөгчийн холбоо үүсгэдэг бөгөөд устөрөгчийн холбоо нь биологийн процесст чухал үүрэг гүйцэтгэдэг.

металл холболт

Металууд хамгийн бага иончлох энергитэй байдаг. Иймээс металлын хувьд валентийн электронууд бие даасан атомуудаас амархан салж, бүх талстад нийтлэг болдог. (нийгэмшсэн).Ингэж эерэг металлын ионууд үүсдэг ба электрон хий- хөдөлгөөнт электронуудын багц.Металл болор дахь цөөн тооны хуваалцсан электронууд нь олон тооны ионуудыг холбодог.

Металлын эерэг ион ба нийгэмшсэн электронуудын хоорондох химийн холбоог металлын холбоо гэж нэрлэдэг.

Металлын холбоо нь ковалент холбоотой төстэй. Эдгээр холбоо үүсэх нь валентийн электронуудын нийгэмших үйл явц дээр суурилдаг. Гэхдээ металлд валентийн электронууд нь бүх талст дээр нийтлэг байдаг ба ковалент холбоо бүхий нэгдлүүдэд зөвхөн хоёр хөрш атомын валентийн электронууд нийтлэг байдаг. Валентын электронууд болор даяар бараг жигд тархсан тул металлын холбоо нь чиглэлгүй байдаг.

Металл холбоо нь зөвхөн хатуу эсвэл шингэн агрегацын төлөвт байгаа металлын шинж чанар юм.

ШИЙДЭЛ

Үүнтэй төстэй мэдээлэл.