Химийн ямар төрлийн холбоог хэрхэн тодорхойлох вэ. Химийн бондын төрлүүд

m химийн холбоог тодорхойлох;

m төрлийн химийн холбоо;

m валентын бондын арга;

m ковалент бондын үндсэн шинж чанарууд;

m ковалент холбоо үүсэх механизмууд;

м нарийн төвөгтэй нэгдлүүд;

молекулын тойрог замын м арга;

м молекул хоорондын харилцан үйлчлэл.

ХИМИЙН БОНД ТОДОРХОЙЛОЛТ

химийн холбооатомуудын хоорондын харилцан үйлчлэл гэж нэрлэгддэг бөгөөд энэ нь молекулууд эсвэл ионууд үүсэх, атомуудыг бие биенийхээ ойролцоо хүчтэй байлгахад хүргэдэг.

химийн холбооБайгаа цахим шинж чанар, өөрөөр хэлбэл, валентийн электронуудын харилцан үйлчлэлийн улмаас хийгддэг. Молекул дахь валентийн электронуудын тархалтаас хамааран дараах төрлийн холбоог ялгадаг: ион, ковалент, металл гэх мэт.Ионы холбоог шинж чанараараа эрс ялгаатай атомуудын хоорондын ковалент холбоог хязгаарлах тохиолдол гэж үзэж болно.

ХИМИЙН БОНДЫН ТӨРЛҮҮД

Ионы холбоо.

Ионы холболтын орчин үеийн онолын үндсэн заалтууд.

1.) Ионы холбоо нь бие биенээсээ шинж чанараараа эрс ялгаатай элементүүдийн харилцан үйлчлэлийн явцад үүсдэг, өөрөөр хэлбэл металл ба металл бус хооронд.

2.) Химийн холбоо үүсэх нь атомуудын тогтвортой найман электрон гадна бүрхүүлд хүрэх хүслээр тайлбарлагддаг (s 2 p 6).

Ca: 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 6 4s 2

Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3с 2 х 6

Cl: 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 5

Cl–: 1s 2 2s 2 p 6 3с 2 х 6

3.) Үүссэн эсрэг цэнэгтэй ионууд нь электростатик таталцлын улмаас бие биедээ ойрхон байрладаг.

4.) Ионы холбоо чиглээгүй.

5.) Цэвэр ионы холбоо байхгүй. Иончлолын энерги нь электроны хамаарлын энергиээс их байдаг тул электрон сөрөг чанарын ялгаа ихтэй хос атомын хувьд ч электронуудын бүрэн шилжилт явагдахгүй. Тиймээс бид бондын ионы эзлэх хувийн талаар ярьж болно. Хамгийн их бондын ион чанар нь s-элементийн фтор ба хлоридуудад тохиолддог. Тиймээс RbCl, KCl, NaCl, NaF талстуудад тус тус 99, 98, 90, 97% байна.

ковалент холбоо.

Ковалентын бондын орчин үеийн онолын үндсэн заалтууд.

1.) Шинж чанараараа ижил төстэй элементүүд, өөрөөр хэлбэл металл бус элементүүдийн хооронд ковалент холбоо үүсдэг.

2.) Элемент бүр нь холбоо үүсгэхэд 1 электрон өгдөг бөгөөд электронуудын спин нь эсрэг параллель байх ёстой.

3.) Хэрэв ковалент холбоог ижил элементийн атомууд үүсгэсэн бол энэ холбоо нь туйлшралгүй, өөрөөр хэлбэл нийтлэг электрон хос нь аль ч атом руу шилждэггүй. Хэрэв ковалент холбоо нь хоёр өөр атомаас үүссэн бол нийтлэг электрон хос хамгийн их электрон сөрөг атом руу шилждэг. туйлын ковалент холбоо.

4.) Ковалентын холбоо үүсэх үед харилцан үйлчлэлцэж буй атомуудын электрон үүлнүүд давхцаж, үүний үр дүнд атомуудын хоорондох зайд электрон нягтрал ихэссэн бүс гарч, харилцан үйлчлэлцэж буй атомуудын эерэг цэнэгтэй цөмүүдийг татан авч, ойролцоо байлгадаг. бие биенээ. Үүний үр дүнд системийн энерги буурдаг (Зураг 14). Гэсэн хэдий ч атомууд маш хүчтэй ойртох тусам цөмийн түлхэлт нэмэгддэг. Тиймээс цөмүүдийн хооронд хамгийн оновчтой зай байдаг ( холболтын урт, лЭнэ үед систем хамгийн бага энергитэй байдаг. Энэ төлөвт энерги ялгардаг бөгөөд үүнийг холбох энерги гэж нэрлэдэг - E St.

Цагаан будаа. Зураг 14. Зэрэгцээ (1) ба эсрэг параллель (2) спинтэй хоёр устөрөгчийн атомын системийн энергийн цөм хоорондын зайнаас хамаарах хамаарал (E - системийн энерги, Eb - холболтын энерги, r - зай. цөмийн хооронд, лнь бондын урт).

Ковалентын холбоог тодорхойлохын тулд хоёр аргыг ашигладаг: валентийн холбоо (BC) ба молекул тойрог замын арга (MMO).

ВАЛЕНЦИЙН БОНДЫН АРГА.

VS арга нь дараахь заалтууд дээр суурилдаг.

1. Ковалентын химийн холбоо нь эсрэг чиглэлтэй спинтэй хоёр электроноор үүсгэгдэх ба энэ электрон хос нь хоёр атомд хамаарна. Ийм хоёр электрон хоёр төвийн бондын хослолыг тусгасан цахим бүтэцмолекулуудыг нэрлэсэн валентын схемүүд.

2. Ковалентын холбоо хүчтэй байх тусам харилцан үйлчлэлцдэг электрон үүлнүүд давхцдаг.

Валентын схемийг дүрслэн харуулахын тулд дараахь аргыг ихэвчлэн ашигладаг: гаднах электрон давхаргад байрлах электронуудыг атомын химийн тэмдгийн эргэн тойронд байрлах цэгүүдээр тэмдэглэдэг. Хоёр атомын нийтлэг электронуудыг тэдгээрийн химийн тэмдгийн хооронд байрлуулсан цэгүүдээр харуулав; давхар эсвэл гурвалсан холбоог хоёр буюу гурван хос нийтлэг цэгээр тэмдэглэнэ.

N:1s2 2с 2 х 3;

C: 1s2 2с 2 х 4

Дээрх диаграммуудаас харахад хоёр атомыг холбосон электрон хос бүр нь бүтцийн томъёонд ковалент холбоог дүрсэлсэн нэг зураастай тохирч байгааг харж болно.

Тухайн элементийн атомыг бусад атомуудтай холбодог нийтлэг электрон хосуудын тоог, өөрөөр хэлбэл атомын үүсгэсэн ковалент бондын тоог гэнэ. ковалент VS аргын дагуу. Тиймээс устөрөгчийн ковалент нь 1, азот - 3 байна.

Электрон үүлний давхцлын дагуу хоёр төрлийн холбоо байдаг: s - бонд ба p - бонд.

s - атомын цөмүүдийг холбосон тэнхлэгийн дагуу хоёр электрон үүл давхцах үед холбоо үүсдэг.

Цагаан будаа. 15. s - холбоос үүсэх схем.

p - харилцан үйлчлэлцэж буй атомуудын цөмүүдийг холбосон шугамын хоёр талд электрон үүл давхцахад p - холбоо үүсдэг.

Цагаан будаа. 16. p-бонд үүсэх схем.

КОВАЛЕНТИЙН БОНДЫН ҮНДСЭН ШИНЖ.

1. Бондын урт, ℓ. Энэ нь харилцан үйлчлэгч атомуудын цөмүүдийн хоорондох хамгийн бага зай бөгөөд энэ нь системийн хамгийн тогтвортой төлөвтэй тохирч байна.

2. Бондын энерги, E min - энэ нь химийн холбоог таслах, атомуудыг харилцан үйлчлэлээс зайлуулахад зарцуулагдах эрчим хүчний хэмжээ юм.

3. Холболтын диполь момент, , m=qℓ. Диполь момент нь молекулын туйлшралын тоон хэмжүүр болдог. Туйл бус молекулын хувьд диполь момент 0, туйлт бус молекулын хувьд 0 биш. Полиатом молекулын диполь момент нь бие даасан бондын диполын векторын нийлбэртэй тэнцүү байна.

4. Ковалентын холбоо нь чиг баримжаагаар тодорхойлогддог. Ковалентын бондын чиг баримжаа нь харилцан үйлчлэгч атомуудын электрон үүлний орон зайд хамгийн их давхцах хэрэгцээ шаардлагаар тодорхойлогддог бөгөөд энэ нь хамгийн хүчтэй холбоо үүсэхэд хүргэдэг.

Эдгээр s-бондууд нь молекулын найрлагаас хамааран орон зайд хатуу чиглэгддэг тул бие биенээсээ тодорхой өнцгөөр байрлаж болно - ийм өнцгийг валентын өнцөг гэж нэрлэдэг.

Хоёр атомт молекулууд нь шугаман бүтэцтэй байдаг. Полятом молекулууд нь илүү төвөгтэй бүтэцтэй байдаг. Гидрид үүсэх жишээг ашиглан янз бүрийн молекулуудын геометрийг авч үзье.

1. VI бүлэг, үндсэн дэд бүлэг (хүчилтөрөгчөөс бусад), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te.

S 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 4

Устөрөгчийн хувьд s-AO-тай электрон нь хүхрийн хувьд 3p y ба 3p z-ийн хувьд холбоо үүсэхэд оролцдог. H 2 S молекул нь 90 0 холбоос хоорондын өнцөг бүхий хавтгай бүтэцтэй. .

Зураг 17. H 2 E молекулын бүтэц

2. Үндсэн дэд бүлгийн V бүлгийн элементүүдийн гидридүүд: PH 3, ASH 3, SbH 3.

R 1s 2 2s 2 R 6 3s 2 R 3 .

Бонд үүсэхэд оролцдог: устөрөгчийн s-AO, фосфорд - p y, p x ба p z AO.

PH 3 молекул нь гурвалжин пирамид хэлбэртэй (суурь нь гурвалжин байдаг).

Зураг 18. EN 3 молекулын бүтэц

5. Хангалттай байдалковалент холбоо гэдэг нь атом үүсгэж болох ковалент бондын тоо юм. Энэ нь хязгаарлагдмал, учир нь Элемент нь хязгаарлагдмал тооны валентийн электронтой байдаг. Өгөгдсөн атомын үндсэн болон өдөөгдсөн төлөвт үүсгэж болох ковалент бондын хамгийн их тоог түүнийг гэнэ ковалент.

Жишээ нь: устөрөгч нь нэг валент, хүчилтөрөгч нь хоёр валент, азот нь гурван валент гэх мэт.

Зарим атомууд хосолсон электронуудыг салгаснаас болж өдөөгдсөн төлөвт ковалентаа нэмэгдүүлж чаддаг.

Жишээ. 0 1s 2 байх 2с 2

Өдөөгдсөн төлөвт байгаа бериллийн атом нь 2p-AO дээр нэг валент электронтой, 2s-AO дээр нэг электронтой, өөрөөр хэлбэл ковалент нь Be 0 = 0, ковалент нь Be * = 2. Орбиталуудын харилцан үйлчлэлийн явцад эрлийзжих. тохиолддог.

Гибридизаци- энэ нь химийн харилцан үйлчлэлийн өмнө холилдсоны үр дүнд янз бүрийн AO-ийн энергийн уялдаа холбоо юм. Гибридизаци нь AO-ийн хослолыг ашиглан молекулын бүтцийг урьдчилан таамаглах боломжийг олгодог нөхцөлт арга юм. Эрлийзжүүлэлтэд энерги нь ойрхон байгаа AO-ууд оролцож болно.

Гибридизацийн төрөл бүр нь молекулуудын тодорхой геометрийн хэлбэртэй тохирдог.

Үндсэн дэд бүлгийн II бүлгийн элементүүдийн гидридийн хувьд холбоо үүсэхэд ижил хоёр sp-эрлийз орбитал оролцдог. Энэ төрлийн холбоог sp hybridization гэж нэрлэдэг.

Зураг 19. Вен 2 молекул. sp-ийн эрлийзжилт.

sp-эрлийз тойрог замууд нь тэгш бус хэлбэртэй, 180 о өнцгөөр AO-ийн сунасан хэсгүүд нь устөрөгч рүү чиглэсэн байдаг. Тиймээс BeH 2 молекул нь шугаман бүтэцтэй байдаг (Зураг).

BH 3 молекул үүсэх жишээг ашиглан үндсэн дэд бүлгийн III бүлгийн элементүүдийн гидридийн молекулуудын бүтцийг авч үзье.

B 0 1s 2 2с 2 х 1

Ковалент В 0 = 1, ковалент В* = 3.

Гурван sp-эрлийз орбитал нь s-AO ба хоёр p-AO-ийн электрон нягтыг дахин хуваарилсны үр дүнд үүсдэг бонд үүсэхэд оролцдог. Энэ төрлийн холболтыг sp 2 - гибридизаци гэж нэрлэдэг. Sp 2 - эрлийзжих үе дэх холбоосын өнцөг нь 120 0-тэй тэнцүү тул BH 3 молекул нь хавтгай гурвалжин бүтэцтэй байдаг.

Зураг 20. BH 3 молекул. sp 2 - эрлийзжүүлэх.

CH 4 молекул үүсэх жишээг ашиглан үндсэн дэд бүлгийн IV бүлгийн элементүүдийн гидридын молекулуудын бүтцийг авч үзье.

C 0 1s 2 2с 2 х 2

Коваленц C 0 \u003d 2, ковалент C * \u003d 4.

Нүүрстөрөгчийн хувьд s-AO ба гурван p-AO хоорондын электрон нягтыг дахин хуваарилсны үр дүнд үүссэн химийн холбоо үүсэхэд дөрвөн sp-эрлийз орбитал оролцдог. CH 4 молекулын хэлбэр нь тетраэдр, холболтын өнцөг нь 109 o 28` байна.

Цагаан будаа. 21. CH 4 молекул. sp 3 - эрлийзжүүлэх.

Ерөнхий дүрмийн үл хамаарах зүйл бол H 2 O ба NH 3 молекулууд юм.

Усны молекулд бондын хоорондох өнцөг нь 104.5 o байна. Энэ бүлгийн бусад элементүүдийн гидридээс ялгаатай нь ус нь онцгой шинж чанартай, туйлт, диамагнит шинж чанартай байдаг. Энэ бүхэн нь усны молекул дахь бондын төрөл sp 3 байгаатай холбон тайлбарлаж байна. Өөрөөр хэлбэл, дөрвөн sp - эрлийз орбитал нь химийн холбоо үүсэхэд оролцдог. Хоёр орбитал тус бүр нэг электрон агуулдаг бөгөөд эдгээр орбиталууд нь устөрөгчтэй харилцан үйлчилдэг, нөгөө хоёр тойрог нь хос электрон агуулдаг. Эдгээр хоёр тойрог зам байгаа нь усны өвөрмөц шинж чанарыг тайлбарладаг.

Аммиакийн молекулд бондын хоорондох өнцөг нь ойролцоогоор 107.3 o, өөрөөр хэлбэл аммиакийн молекулын хэлбэр нь тетраэдр, холболтын төрөл нь sp 3 байна. Дөрвөн эрлийз sp 3 орбитал нь азотын молекул дахь холбоо үүсэхэд оролцдог. Гурван орбитал нь тус бүр нэг электрон агуулдаг бөгөөд эдгээр орбиталууд нь устөрөгчтэй холбоотой, дөрөв дэх AO нь аммиакийн молекулын өвөрмөц байдлыг тодорхойлдог хосгүй электрон электронуудыг агуулдаг.

КОВАЛЕНТИЙН БОНД ҮҮСЭХ МЕХАНИЗМ.

MVS нь ковалент холбоо үүсэх гурван механизмыг ялгах боломжийг олгодог: солилцоо, донор хүлээн авагч, датив.

солилцооны механизм. Үүнд химийн холбоо үүсэх тохиолдлууд багтдаг бөгөөд хоёр холбогдсон атом тус бүр нэг электроныг солилцох мэт нийгэмшүүлэхэд хуваарилдаг. Хоёр атомын цөмийг холбохын тулд электронууд цөмийн хоорондын зайд байх ёстой. Молекулын энэ хэсгийг холбогч хэсэг (электрон хос молекулд үлдэх магадлал өндөр) гэж нэрлэдэг. Атом дахь хосгүй электрон солилцохын тулд атомын орбиталуудын давхцал зайлшгүй шаардлагатай (Зураг 10.11). Энэ нь ковалент химийн холбоо үүсгэх солилцооны механизмын үйлдэл юм. Цөм хоорондын тэнхлэгт ижил тэгш хэмийн шинж чанартай байвал атомын орбиталууд давхцаж болно (Зураг 10, 11, 22).

Цагаан будаа. 22. Химийн холбоо үүсэхэд хүргэдэггүй AO давхцал.

Донор-хүлээн авагч ба датив механизмууд.

Донор-хүлээн авагч механизм нь нэг атомаас дан электрон хосыг нөгөө атомын сул атомын тойрог замд шилжүүлэхтэй холбоотой юм. Жишээлбэл, ион үүсэх -:

BF 3 молекул дахь борын атом дахь хоосон p-AO нь фторын ионоос (донор) хос электроныг хүлээн авдаг. Үүссэн анион нь дөрвөн коваленттай B-F холболтуудурт ба энергийн хувьд тэнцүү байна. Анхны молекулд бүх гурван B-F холбоо нь солилцооны механизмаар үүссэн.

Гаднах бүрхүүл нь зөвхөн s- эсвэл p-электронуудаас бүрддэг атомууд нь ганц хос электронуудын донор эсвэл хүлээн авагч байж болно. d-AO дээр валентийн электронтой атомууд нэгэн зэрэг донор болон хүлээн авагчийн үүргийг гүйцэтгэдэг. Эдгээр хоёр механизмыг ялгахын тулд бонд үүсэх датив механизмын тухай ойлголтуудыг нэвтрүүлсэн.

Хамгийн энгийн жишээдатив механизмын илрэл - хоёр хлорын атомын харилцан үйлчлэл.

Хлорын молекул дахь хоёр хлорын атом нь хосгүй 3p электронуудаа нэгтгэснээр солилцооны ковалент холбоо үүсгэдэг. Үүнээс гадна Cl - 1 атом нь 3p 5 - AO дан хос электроныг Cl - 2 атом руу хоосон 3d-AO руу, Cl - 2 атом нь ижил хос электроныг 3d - AO -ийн хоосон зай руу шилжүүлдэг. Cl - 1 атом.Атом бүр нь хүлээн авагч ба донорын үүргийг нэгэн зэрэг гүйцэтгэдэг. Энэ бол болзооны механизм юм. Датив механизмын үйл ажиллагаа нь холболтын бат бөх чанарыг нэмэгдүүлдэг тул хлорын молекул нь фторын молекулаас илүү хүчтэй байдаг.

ЦОГЦ ХОЛБООТОЙ.

Донор-хүлээн авагч механизмын зарчмын дагуу химийн нарийн төвөгтэй нэгдлүүдийн асар том анги үүсдэг - нарийн төвөгтэй нэгдлүүд.

Цогцолбор нэгдлүүд гэдэг нь найрлагадаа талст хэлбэрээр болон уусмал хэлбэрээр байх чадвартай цогцолбор ионуудыг агуулсан нэгдлүүд бөгөөд үүнд донор-хүлээн авагч механизмаар үүссэн ковалент холбоогоор сөрөг цэнэгтэй ион эсвэл төвийг сахисан молекулуудтай холбоотой төв ион эсвэл атом орно.

Вернерийн дагуу нийлмэл нэгдлүүдийн бүтэц.

Нарийн төвөгтэй нэгдлүүд нь дотоод бөмбөрцөг (нийлмэл ион) ба гаднах бөмбөрцөгөөс бүрдэнэ. Дотоод бөмбөрцгийн ионуудын хоорондын холболтыг донор-хүлээн авагч механизмын дагуу гүйцэтгэдэг. Хүлээн авагчдыг комплекс үүсгэгч гэж нэрлэдэг бөгөөд тэдгээр нь ихэвчлэн сул тойрог замтай эерэг металлын ионууд (IA бүлгийн металлуудаас бусад) байж болно. Ионы цэнэг нэмэгдэж, хэмжээ нь буурах тусам цогцолбор үүсэх чадвар нэмэгддэг.

Электрон хосын доноруудыг лиганд эсвэл нэмэлт гэж нэрлэдэг. Лигандууд нь төвийг сахисан молекулууд эсвэл сөрөг цэнэгтэй ионууд юм. Лигандын тоог цогцолбор үүсгэгчийн координатын тоогоор тодорхойлдог бөгөөд энэ нь дүрмээр бол комплекс үүсгэгч ионы валентаас хоёр дахин их байдаг. Лигандууд нь нэг шүдтэй эсвэл полидентат байдаг. Лигандын нягтрал нь комплекс үүсгэгчийн координацын бөмбөрцөгт байрлах координацын талбайн тоогоор тодорхойлогддог. Жишээлбэл, F - - нэг шүдтэй лиганд, S 2 O 3 2- - хоёр шүдтэй лиганд. Дотоод бөмбөрцгийн цэнэг нь түүнийг бүрдүүлэгч ионуудын цэнэгийн алгебрийн нийлбэртэй тэнцүү байна. Хэрэв дотоод бөмбөрцөг сөрөг цэнэгтэй бол энэ нь анионик комплекс, эерэг бол катион цогцолбор юм. Катион цогцолборыг оросоор комплекс үүсгэгч ионы нэрээр, анионик цогцолборыг латинаар - гэсэн дагавар нэмсэнээр комплекс үүсгэгч гэж нэрлэдэг. цагт. Нарийн нийлмэл нэгдлийн гадна болон дотоод бөмбөрцөг хоорондын холбоо нь ион юм.

Жишээ нь: K 2 - калийн тетрагидроксозинкат, анион цогцолбор.

1. 2- - дотоод бөмбөрцөг

2. 2K+ - гаднах бөмбөрцөг

3. Zn 2+ - цогцолбор үүсгэгч

4. OH - - лигандууд

5. зохицуулалтын дугаар - 4

6. Гадна болон дотоод бөмбөрцөг хоорондын холбоо нь ион юм:

K 2 \u003d 2K + + 2-.

7. Zn 2+ ион ба гидроксил бүлгүүдийн хоорондын холбоо нь ковалент бөгөөд донор хүлээн авагч механизмаар үүсгэгддэг: OH - - донор, Zn 2+ - акцептор.

Zn 0: … 3d 10 4s 2

Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0

Нарийн төвөгтэй нэгдлүүдийн төрлүүд:

1. Аммиак - аммиакийн молекулын лигандууд.

Cl 2 - tetraamminecopper (II) хлорид. Аммиакийг комплекс үүсгэгч бодис агуулсан нэгдлүүд дээр аммиакийн үйлчлэлээр олж авдаг.

2. Гидроксо нэгдлүүд - OH - лигандууд.

Na нь натрийн тетрагидроксоалюминат юм. Гидроксо цогцолборыг амфотер шинж чанартай металлын гидроксид дээр шүлтийн илүүдэл үйлчилснээр олж авдаг.

3. Aquacomplexes - усны молекулын лигандууд.

Cl 3 нь hexaaquachromium (III) хлорид юм. Аквакомплексийг усгүй давсны устай харилцан үйлчлэлээр олж авдаг.

4. Хүчиллэг цогцолборууд - хүчлийн анионууд - Cl -, F -, CN -, SO 3 2-, I -, NO 2 -, C 2 O 4 - болон бусад.

K 4 - калийн гексацианоферрат (II). Лиганд агуулсан давсны илүүдэл нь цогцолбор үүсгэгч бодис агуулсан давстай харилцан үйлчлэлцэх замаар олж авна.

МОЛЕКУЛЫН ОРБИТАЛЫН АРГА.

MVS нь олон молекулуудын үүсэх, бүтцийг маш сайн тайлбарладаг боловч энэ арга нь бүх нийтийнх биш юм. Жишээлбэл, валентийн бондын арга нь ион оршин тогтнох талаар хангалттай тайлбар өгдөггүй. XIX сүүлзуунд нэлээд хүчтэй молекул устөрөгчийн ион оршин тогтнож байсан нь тогтоогдсон: энд бонд таслах энерги 2.65 эВ байна. Гэхдээ ионы бүтцэд зөвхөн нэг электрон ордог тул энэ тохиолдолд электрон хос үүсэх боломжгүй.

Молекулын тойрог замын арга (ММО) нь валентын бондын аргыг ашиглан тайлбарлах боломжгүй хэд хэдэн зөрчилдөөнийг тайлбарлах боломжийг олгодог.

IMO-ийн үндсэн заалтууд.

1. Хоёр атомын орбитал харилцан үйлчлэхэд хоёр молекул орбитал үүснэ. Үүний дагуу n-атомын орбиталууд харилцан үйлчлэхэд n-молекул орбиталууд үүсдэг.

2. Молекул дахь электронууд тэнцүүмолекулын бүх цөмд хамаарна.

3. Үүссэн хоёр молекул орбиталаас нэг нь анхныхаасаа бага энергитэй, нь холбогч молекул орбитал юм, нөгөөх нь анхныхаасаа өндөр энергитэй, энэ нь antibonding молекул орбитал.

4. БСУН нь эрчим хүчний диаграммыг масштабгүй ашигладаг.

5. Эрчим хүчний дэд түвшнийг электроноор дүүргэхдээ атомын орбиталтай ижил дүрмийг баримтална.

1) хамгийн бага энергийн зарчим, өөрөөр хэлбэл. бага энергитэй дэд түвшнийг эхлээд дүүргэдэг;

2) Паули зарчим: энергийн дэд түвшин бүрт эсрэг параллель спинтэй хоёроос илүү электрон байж болохгүй;

3) Хундын дүрэм: энергийн дэд түвшингүүд нь нийт эргэлтийг хамгийн их байлгахаар дүүргэдэг.

6. Харилцааны олон талт байдал. Харилцааны олон талт байдал IMO-д дараахь томъёогоор тодорхойлогддог.

Kp=0 үед холбоо үүсэхгүй.

Жишээ.

1. H 2 молекул байж болох уу?

Цагаан будаа. 23. Устөрөгчийн молекул H 2 үүсэх схем.

Дүгнэлт: Kp\u003e 0 холболтын олон талт байдлаас хойш H 2 молекул оршин тогтнох болно.

2. He 2 молекул байж чадах уу?

Цагаан будаа. 24. Гелийн молекул үүсэх схем He 2 .

Дүгнэлт: Бондын үржвэр Kp = 0 тул He 2 молекул байхгүй болно.

3. H 2 + бөөмс байж болох уу?

Цагаан будаа. 25. H 2 + бөөмс үүсэх схем.

Бондын олон талт Kp > 0 тул H 2 + бөөмс байж болно.

4. O 2 молекул байж болох уу?

Цагаан будаа. 26. O 2 молекул үүсэх схем.

O 2 молекул байдаг. 26-р зурагнаас үзэхэд хүчилтөрөгчийн молекул нь хосгүй хоёр электронтой байна. Эдгээр хоёр электроны улмаас хүчилтөрөгчийн молекул нь парамагнит шинж чанартай байдаг.

Тиймээс молекулын тойрог замын арга нь молекулуудын соронзон шинж чанарыг тайлбарладаг.

Молекул хоорондын харилцан үйлчлэл.

Бүх молекул хоорондын харилцан үйлчлэлийг хоёр бүлэгт хувааж болно. нийтийнболон тодорхой. Бүх молекулуудад түгээмэл байдаг. Эдгээр харилцан үйлчлэлийг ихэвчлэн нэрлэдэг холболт буюу ван дер Ваалсын хүч. Хэдийгээр эдгээр хүч нь сул (энерги нь найман кЖ / моль-ээс ихгүй) боловч ихэнх бодисыг хийн төлөвөөс шингэн төлөвт шилжүүлэх, хийнүүдийг гадаргуугаар шингээх шалтгаан болдог. хатуу бодисболон бусад үзэгдлүүд. Эдгээр хүчний мөн чанар нь электростатик юм.

Харилцааны гол хүчнүүд:

1). Диполь - диполь (чиг баримжаа) харилцан үйлчлэлтуйлын молекулуудын хооронд байдаг.

Баримтлалын харилцан үйлчлэл нь их байх тусам диполь моментууд их байх тусам молекулуудын хоорондох зай бага, температур бага байна. Тиймээс энэ харилцан үйлчлэлийн энерги их байх тусам бодисыг буцалгахын тулд халаах шаардлагатай температур өндөр байх болно.

2). Индуктив харилцан үйлчлэлбодис дахь туйл ба туйлтгүй молекулуудын хооронд холбоо барих үед үүсдэг. Поляр молекултай харилцан үйлчлэлийн үр дүнд туйл биш молекулд диполь үүсдэг.

Cl d + - Cl d - ... Al d + Cl d - 3

Энэхүү харилцан үйлчлэлийн энерги нь молекулуудын туйлшрал, өөрөөр хэлбэл молекулуудын нөлөөн дор диполь үүсгэх чадвар нэмэгдэх тусам нэмэгддэг. цахилгаан орон. Индуктив харилцан үйлчлэлийн энерги нь диполь-диполь харилцан үйлчлэлийн энергиээс хамаагүй бага байна.

3). Тархалтын харилцан үйлчлэл- энэ нь атом дахь электрон нягтын хэлбэлзлийн улмаас үүссэн агшин зуурын диполын улмаас туйл биш молекулуудын харилцан үйлчлэл юм.

Ижил төрлийн бодисуудын цувралд дисперсийн харилцан үйлчлэл нь эдгээр бодисын молекулыг бүрдүүлдэг атомын хэмжээ ихсэх тусам нэмэгддэг.

4) түлхэх хүчмолекулуудын электрон үүлний харилцан үйлчлэлийн үр дүнд үүсдэг ба цаашид ойртох үед гарч ирдэг.

Молекул хоорондын тусгай харилцан үйлчлэлд бүх төрлийн донор-хүлээн авагчийн харилцан үйлчлэл, өөрөөр хэлбэл нэг молекулаас нөгөөд электрон шилжихтэй холбоотой харилцан үйлчлэл орно. Үүссэн молекул хоорондын холбоо нь бүх зүйлтэй онцлог шинж чанаруудковалент холбоо: ханалт ба чиглэл.

Туйлтын бүлэг буюу молекулын нэг хэсэг болох эерэг туйлширсан устөрөгч болон өөр эсвэл ижил молекулын электрон сөрөг атомаас үүссэн химийн холбоог устөрөгчийн холбоо гэнэ. Жишээлбэл, усны молекулуудыг дараах байдлаар илэрхийлж болно.

Хатуу шугамууд нь устөрөгч ба хүчилтөрөгчийн атомуудын хоорондох усны молекулуудын доторх туйлын ковалент холбоо бөгөөд цэгүүд нь устөрөгчийн холбоог илэрхийлдэг. Устөрөгчийн холбоо үүсэх шалтгаан нь устөрөгчийн атомууд бараг л электрон бүрхүүлгүй байдаг: тэдгээрийн цорын ганц электронууд нь молекулуудын хүчилтөрөгчийн атомууд руу шилждэг. Энэ нь протонууд нь бусад катионуудаас ялгаатай нь хүчилтөрөгчийн атомын электрон бүрхүүлээс түлхэлт үзүүлэхгүйгээр хөрш молекулуудын хүчилтөрөгчийн атомын цөмд ойртох боломжийг олгодог.

Устөрөгчийн холбоо нь 10-аас 40 кЖ/моль хүртэлх холболтын энергиээр тодорхойлогддог. Гэсэн хэдий ч, энэ энерги нь үүсгэхэд хангалттай юм молекулуудын холбоотэдгээр. тэдгээрийн димер эсвэл полимертэй нэгдэх нь зарим тохиолдолд бодисын шингэн төлөвт оршдог төдийгүй уур руу шилжих үед хадгалагддаг.

Жишээлбэл, хийн фаз дахь фтор устөрөгч нь димер хэлбэрээр байдаг.

Хэцүү байдалд органик молекулуудМолекул хоорондын устөрөгчийн холбоо ба молекул доторх устөрөгчийн холбоо хоёулаа байдаг.

Молекул доторх устөрөгчийн холбоо бүхий молекулууд нь молекул хоорондын устөрөгчийн холбоонд орж чадахгүй. Иймд ийм холбоо бүхий бодисууд нь холбоо үүсгэдэггүй, илүү дэгдэмхий, молекул хоорондын устөрөгчийн холбоо үүсгэх чадвартай изомеруудаас бага зуурамтгай чанар, хайлах, буцлах температуртай байдаг.

Үүний улмаас органик бус молекулууд ба органик бодис. Атомын цөм ба электронуудын үүсгэсэн цахилгаан талбайн харилцан үйлчлэлийн явцад химийн холбоо үүсдэг. Тиймээс ковалент химийн холбоо үүсэх нь цахилгаан шинж чанартай холбоотой байдаг.

Холболт гэж юу вэ

Энэ нэр томъёо нь хоёр ба түүнээс дээш атомын үйл ажиллагааны үр дүнг хэлдэг бөгөөд энэ нь хүчтэй полиатомын систем үүсэхэд хүргэдэг. Химийн холбооны үндсэн төрлүүд нь урвалд орж буй атомуудын энерги буурах үед үүсдэг. Бонд үүсэх явцад атомууд электрон бүрхүүлээ дуусгахыг хичээдэг.

Харилцааны төрлүүд

Химийн хувьд хэд хэдэн төрлийн холбоо байдаг: ион, ковалент, металл. Ковалентын холбоо нь туйл ба туйл биш гэсэн хоёр төрөлтэй.

Үүнийг бий болгох механизм юу вэ? Ижил цахилгаан сөрөг хүчин чадалтай ижил металл бус атомуудын хооронд ковалент туйлтгүй химийн холбоо үүсдэг. Энэ тохиолдолд нийтлэг электрон хосууд үүсдэг.

туйлт бус холбоо

Туйл бус ковалент химийн холбоо бүхий молекулуудын жишээнд галоген, устөрөгч, азот, хүчилтөрөгч орно.

Энэ холбоог анх 1916 онд Америкийн химич Льюис нээжээ. Нэгдүгээрт, тэр таамаг дэвшүүлсэн бөгөөд туршилтаар батлагдсаны дараа л батлагдсан.

Ковалент химийн холбоо нь электрон сөрөг нөлөөтэй холбоотой байдаг. Металл бус металлын хувьд энэ нь байна өндөр үнэ цэнэ. Атомуудын химийн харилцан үйлчлэлийн явцад электронуудыг нэг атомаас нөгөөд шилжүүлэх нь үргэлж боломжгүй байдаг тул тэдгээр нь нэгддэг. Атомуудын хооронд жинхэнэ ковалент химийн холбоо үүсдэг. 8-р анги ердийн сургуулийн сургалтын хөтөлбөрхарилцаа холбооны хэд хэдэн төрлийг нарийвчлан авч үзэх шаардлагатай.

Хэвийн нөхцөлд ийм төрлийн холбоо бүхий бодисууд нь хайлах температур багатай шингэн, хий, хатуу бодис юм.

Ковалентын бондын төрлүүд

Илүү нарийвчлан авч үзье энэ асуудал. Химийн холбоо ямар төрлүүд байдаг вэ? Ковалентын холбоо нь донор-хүлээн авагчийн солилцоонд байдаг.

Эхний төрөл нь нийтлэг электрон холбоо үүсэхийн тулд атом тус бүр нэг хосгүй электроныг буцааснаар тодорхойлогддог.

Нийтлэг холбоонд нэгдсэн электронууд эсрэг талын спинтэй байх ёстой. Устөрөгчийг энэ төрлийн ковалент бондын жишээ болгон авч үзэж болно. Түүний атомууд бие биедээ ойртоход электрон үүлнүүд нь бие биенээ нэвтлэн нэвтэрдэг бөгөөд үүнийг шинжлэх ухаанд электрон үүлний давхцал гэж нэрлэдэг. Үүний үр дүнд цөм хоорондын электрон нягт нэмэгдэж, системийн энерги буурдаг.

Хамгийн бага зайд устөрөгчийн цөмүүд бие биенээ түлхэж, үр дүнд нь оновчтой зай бий болно.

Донор-хүлээн авагч төрлийн ковалент бондын хувьд нэг бөөм нь электронтой байдаг бөгөөд үүнийг донор гэж нэрлэдэг. Хоёр дахь бөөмс нь хос электронуудыг байрлуулах чөлөөт эстэй.

туйлын молекулууд

Туйлын ковалент холбоо хэрхэн үүсдэг вэ? Эдгээр нь металл бус атомууд өөр өөр цахилгаан сөрөг шинж чанартай байх үед үүсдэг. Ийм тохиолдолд нийгэмшсэн электронууд нь илүү өндөр цахилгаан сөрөг утгатай атомын ойролцоо байрладаг. Ковалентын туйлын бондын жишээ болгон устөрөгчийн бромидын молекулд үүсдэг холбоог авч үзэж болно. Энд ковалент холбоо үүсгэх үүрэгтэй нийтийн электронууд устөрөгчөөс илүү бромтой ойр байдаг. Энэ үзэгдлийн шалтгаан нь бром нь устөрөгчөөс өндөр цахилгаан сөрөг нөлөөтэй байдаг.

Ковалент холбоог тодорхойлох аргууд

Ковалентын туйлын химийн холбоог хэрхэн тодорхойлох вэ? Үүнийг хийхийн тулд та молекулуудын найрлагыг мэдэх хэрэгтэй. Хэрэв энэ нь өөр өөр элементийн атомуудыг агуулж байвал молекулд ковалент туйлын холбоо үүсдэг. Поляр бус молекулууд нь нэг химийн элементийн атомуудыг агуулдаг. хүрээнд санал болгож буй ажлуудын дунд сургуулийн курсхими, холболтын төрлийг тодорхойлохтой холбоотой зүйлүүд байдаг. Энэ төрлийн даалгаврууд нь даалгаварт багтсан болно эцсийн баталгаажуулалт 9-р ангид химийн хичээл, түүнчлэн нэгдсэн шалгалтанд улсын шалгалт 11-р ангид химийн чиглэлээр.

Ионы холбоо

Ковалент ба ионы химийн бондуудын хооронд ямар ялгаа байдаг вэ? Хэрэв ковалент холбоо нь металл бус шинж чанартай бол электрон сөрөг чанар нь мэдэгдэхүйц ялгаатай атомуудын хооронд ионы холбоо үүсдэг. Жишээлбэл, энэ нь үндсэн PS дэд бүлгийн эхний ба хоёрдугаар бүлгийн элементүүдийн нэгдлүүдийн хувьд ердийн зүйл юм (шүлтлэг ба шүлтлэг шороон металлууд) ба үелэх системийн үндсэн дэд бүлгүүдийн 6 ба 7-р бүлгийн элементүүд (халкоген ба галоген).

Энэ нь эсрэг цэнэгтэй ионуудын электростатик таталцлын үр дүнд үүсдэг.

Ионы бондын онцлог

Эсрэг цэнэгтэй ионуудын хүчний талбарууд бүх чиглэлд жигд тархсан тул тус бүр нь эсрэг талын бөөмсийг өөртөө татах чадвартай байдаг. Энэ нь ионы бондын чиглэлгүй байдлыг тодорхойлдог.

Эсрэг шинж тэмдэг бүхий хоёр ионы харилцан үйлчлэл нь бие даасан хүчний талбайн бүрэн харилцан нөхөн олговор гэсэн үг биш юм. Энэ нь бусад чиглэлд ионуудыг татах чадварыг хадгалахад хувь нэмэр оруулдаг тул ионы бондын ханаагүй байдал ажиглагдаж байна.

Ионы нэгдлүүдийн хувьд ион бүр нь ионы болор тор үүсгэхийн тулд эсрэг тэмдэг бүхий тодорхой тооны бусдыг татах чадвартай байдаг. Ийм болорт молекул байдаггүй. Ион бүр нь янз бүрийн тэмдгийн тодорхой тооны ионуудаар бодисоор хүрээлэгдсэн байдаг.

металл холболт

Энэ төрлийн химийн холбоо нь тодорхой шинж чанартай байдаг хувь хүний ​​онцлог. Металууд нь электроны дутагдалтай валентын орбиталуудын илүүдэлтэй байдаг.

Тусдаа атомууд бие биедээ ойртох үед тэдгээрийн валентийн орбиталууд давхцдаг бөгөөд энэ нь электронуудын нэг тойрог замаас нөгөө тойрог руу чөлөөтэй шилжихэд хувь нэмэр оруулж, бүх металлын атомуудын хооронд холболт үүсгэдэг. Эдгээр чөлөөт электронууд нь металлын холбооны гол шинж чанар юм. Валентийн электронууд талст даяар жигд тархсан байдаг тул энэ нь ханасан, чиглэлтэй байдаггүй. Металд чөлөөт электронууд байгаа нь тэдгээрийн зарим физик шинж чанаруудыг тайлбарладаг: металлын гялбаа, уян хатан чанар, уян хатан чанар, дулаан дамжуулалт, тунгалаг байдал.

Ковалентын нэг төрөл

Энэ нь устөрөгчийн атом ба цахилгаан сөрөг чанар өндөртэй элементийн хооронд үүсдэг. Молекулын доторх болон хоорондын устөрөгчийн холбоо байдаг. Энэ төрлийн ковалент холбоо нь хамгийн эмзэг бөгөөд энэ нь электростатик хүчний үйл ажиллагааны улмаас үүсдэг. Устөрөгчийн атом нь жижиг радиустай бөгөөд энэ нэг электроныг нүүлгэн шилжүүлэх эсвэл өгөх үед устөрөгч нь эерэг ион болж, их цахилгаан сөрөг хүчин чадалтай атомд үйлчилдэг.

Ковалентын бондын онцлог шинж чанаруудын дунд ханалт, чиглэл, туйлшрал, туйлшрал орно. Эдгээр үзүүлэлт бүр нь үүссэн холболтын тодорхой утгатай байдаг. Жишээлбэл, чиг баримжаа нь молекулын геометрийн хэлбэрээр тодорхойлогддог.

Бодисын хамгийн жижиг бөөмс нь атомуудын харилцан үйлчлэлийн үр дүнд үүссэн молекул бөгөөд тэдгээрийн хооронд химийн холбоо эсвэл химийн холбоо байдаг. Химийн бондын тухай сургаал нь онолын химийн үндэс суурь юм. Хоёр (заримдаа түүнээс олон) атом харилцан үйлчлэх үед химийн холбоо үүсдэг. Бонд үүсэх нь энерги ялгарах үед үүсдэг.

Химийн холбоо гэдэг нь бие даасан атомуудыг молекул, ион, талст болгон холбодог харилцан үйлчлэл юм.

Химийн холбоо нь угаасаа нэг юм: энэ нь электростатик гаралтай. Гэхдээ янз бүрийн химийн нэгдлүүдэд химийн холбоо байдаг янз бүрийн төрөл; Химийн бондын хамгийн чухал төрөл нь ковалент (туйлшгүй, туйлт), ион ба металл юм. Эдгээр төрлийн бондын сортууд нь донор-хүлээн авагч, устөрөгч гэх мэт. Металлын атомуудын хооронд металлын холбоо үүсдэг.

Нийтлэг эсвэл хуваалцсан хос эсвэл хэд хэдэн хос электрон үүсэх замаар явагддаг химийн холбоог ковалент гэж нэрлэдэг. Нэг нийтлэг хос электрон үүсэхэд атом бүр нэг электрон хувь нэмэр оруулдаг, өөрөөр хэлбэл. "тэнцүү хувь хэмжээгээр" оролцдог (Льюис, 1916). H2, F2, NH3, CH4 молекулуудад химийн холбоо үүсгэх схемүүдийг доор харуулав. Өөр өөр атомуудад хамаарах электронууд өөр өөр тэмдэгтээр тодорхойлогддог.

Химийн холбоо үүссэний үр дүнд молекул дахь атом бүр тогтвортой хоёр ба найман электрон бүтэцтэй байдаг.

Ковалентын холбоо үүсэх үед атомуудын электрон үүл нь молекулын электрон үүл үүсэхтэй давхцаж, энерги нэмэгдэхэд хүргэдэг. Молекулын электрон үүл нь хоёр цөмийн төвүүдийн хооронд байрладаг бөгөөд атомын электрон үүлний нягттай харьцуулахад электрон нягтрал ихэсдэг.

Ковалентын холбоог бий болгох нь зөвхөн өөр өөр атомуудад хамаарах хосгүй электронуудын эсрэг параллель спингийн үед л боломжтой юм. Электронуудын зэрэгцээ эргэх үед атомууд татдаггүй, харин түлхэж өгдөг: ковалент холбоо үүсдэггүй. Нийтлэг электрон хостой холбоотой химийн холбоог тайлбарлах аргыг валентийн холбоо (MVS) гэж нэрлэдэг.

AIM-ийн үндэс

Ковалентын химийн холбоо нь эсрэг чиглэлтэй спинтэй хоёр электроноос үүсдэг бөгөөд энэ электрон хос нь хоёр атомд хамаардаг.

Ковалентын холбоо хүчтэй байх тусам харилцан үйлчлэгч электрон үүлүүд давхцдаг.

Бүтцийн томьёо бичихдээ холбоог үүсгэдэг электрон хосуудыг ихэвчлэн зураасаар дүрсэлсэн байдаг (нийгэмжсэн электронуудыг төлөөлдөг цэгүүдийн оронд).

Химийн бондын энергийн шинж чанар нь чухал юм. Химийн холбоо үүсэх үед системийн (молекул) нийт энерги нь энергиэс бага байна бүрдүүлэгч хэсгүүд(атомууд), өөрөөр хэлбэл. EAB<ЕА+ЕB.

Валент гэдэг нь химийн элементийн атомын өөр элементийн тодорхой тооны атомыг хавсаргах буюу солих шинж чанар юм. Энэ үүднээс авч үзвэл атомын валентийг түүнтэй химийн холбоо үүсгэдэг устөрөгчийн атомын тоо эсвэл энэ элементийн атомаар солигдсон устөрөгчийн атомын тоогоор тодорхойлоход хамгийн хялбар байдаг.

Атомын тухай квант механикийн үзэл баримтлалыг хөгжүүлснээр валентийг химийн холбоо үүсгэхэд оролцдог хосгүй электронуудын тоогоор тодорхойлж эхлэв. Атомын валент нь хосгүй электронуудаас гадна валентын электрон давхаргын хоосон ба бүрэн дүүрэн орбиталуудын тооноос хамаарна.

Атомоос молекул үүсэх үед ялгарах энергийг холбох энерги гэнэ. Холболтын энергийг ихэвчлэн кЖ/моль (эсвэл ккал/моль)-ээр илэрхийлдэг. Энэ бол химийн бондын хамгийн чухал шинж чанаруудын нэг юм. Бага эрчим хүч агуулсан систем илүү тогтвортой байдаг. Жишээлбэл, устөрөгчийн атомууд молекул болж нэгдэх хандлагатай байдаг. Энэ нь H2 молекулуудаас бүрдэх систем нь ижил тооны H атомаас бүрдсэн системээс бага энерги агуулдаг боловч молекулуудад нэгтгэгдээгүй гэсэн үг юм.

Цагаан будаа. 2.1 Хоёр устөрөгчийн атомын системийн потенциал энерги Е-ийн цөмийн хоорондын зай r-ээс хамаарах хамаарал: 1 - химийн холбоо үүсэх үед; 2 - үүсэхгүйгээр.

Зураг 2.1-д устөрөгчийн атомуудын харилцан үйлчлэлийн энергийн муруйг харуулав. Атомын ойртоход энерги ялгарах дагалддаг бөгөөд энэ нь их байх тусам электрон үүл давхцах болно. Гэсэн хэдий ч ердийн нөхцөлд Кулоны түлхэлтийн улмаас хоёр атомын цөмийг нэгтгэх боломжгүй юм. Энэ нь тодорхой зайд атомуудыг татахын оронд тэд түлхэх болно гэсэн үг юм. Тиймээс энергийн муруй дээрх хамгийн бага утгатай тохирох атомуудын хоорондох зай r0 нь химийн бондын урттай (муруй 1) тохирно. Хэрэв харилцан үйлчлэлцэж буй устөрөгчийн атомуудын электрон эргэлт ижил байвал тэдгээр нь түлхэц болно (муруй 2). Төрөл бүрийн атомыг холбох энерги нь 170-420 кЖ/моль (40-100 ккал/моль) хооронд хэлбэлздэг.

Электроныг илүү өндөр энергийн дэд түвшин эсвэл түвшинд шилжүүлэх үйл явц (жишээлбэл, өмнө дурдсан өдөөх, сулрах үйл явц) нь эрчим хүчний зарцуулалтыг шаарддаг. Химийн холбоо үүсэхэд энерги ялгардаг. Химийн холбоо тогтвортой байхын тулд өдөөлтийн улмаас атомын энергийн өсөлт нь үүссэн химийн бондын энергиээс бага байх шаардлагатай. Өөрөөр хэлбэл, атомыг өдөөхөд зарцуулсан энерги нь холбоо үүссэнээс энерги ялгарах замаар нөхөх шаардлагатай байдаг.

Химийн холбоо нь бондын энергиээс гадна урт, олон талт, туйлшралаар тодорхойлогддог. Хоёроос дээш атомаас бүрдэх молекулын хувьд бондын хоорондох өнцөг ба молекулын туйлшрал нь бүхэлдээ чухал ач холбогдолтой.

Бондын үржвэр нь хоёр атомыг холбосон электрон хосуудын тоогоор тодорхойлогддог. Тиймээс этан H3C–CH3-д нүүрстөрөгчийн атомуудын хоорондын холбоо дан, этилэнд H2C=CH2, давхар, ацетиленд HCºCH гурав дахин байна. Бондын олон талт байдал нэмэгдэхийн хэрээр холболтын энерги нэмэгддэг: C–C бондын энерги нь 339 кЖ/моль, C=C - 611 кЖ/моль, CºC - 833 кЖ/моль.

Атомуудын хоорондох химийн холбоо нь электрон үүлний давхцалтай холбоотой юм. Хэрэв атомын цөмийг холбосон шугамын дагуу давхцаж байвал ийм холбоог сигма холбоо (σ бонд) гэж нэрлэдэг. Энэ нь хоёр s-электрон, s- ба p-электронууд, хоёр px-электронууд, s ба d электронууд (жишээлбэл):

Нэг электрон хосоор явагддаг химийн холбоог нэг холбоо гэнэ. Ганц холбоо нь үргэлж σ-бонд юм. s төрлийн орбиталууд зөвхөн σ холбоо үүсгэж болно.

Хоёр атомын холбоог нэгээс олон хос электрон гүйцэтгэж болно. Ийм холболтыг олон тооны холболт гэж нэрлэдэг. Олон тооны холбоо үүсэх жишээ бол азотын молекул юм. Азотын молекулд px орбиталууд нэг σ холбоо үүсгэдэг. Pz орбиталуудаар холбоо үүсэхэд хоёр муж үүсдэг
давхцал - x тэнхлэгээс дээш ба доор:

Ийм холболтыг пи-бонд (π-бонд) гэж нэрлэдэг. Хоёр атомын хооронд π-бонд үүсэх нь зөвхөн σ-бондоор холбогдсон үед л тохиолддог. Азотын молекул дахь хоёр дахь π-бод нь атомуудын py-орбиталуудаар үүсгэгддэг. π-бонд үүсэх үед электрон үүл нь σ-бондтой харьцуулахад бага давхцдаг. Үүний үр дүнд π бонд нь ижил атомын орбиталуудаас үүссэн σ бондоос бага бат бөх байдаг.

p-орбиталууд нь σ- ба π-бондыг хоёуланг нь үүсгэж болно; олон бондын хувьд тэдгээрийн аль нэг нь заавал σ-бонд байх ёстой: .

Иймээс азотын молекулд гурван бондоос нэг нь σ, хоёр нь π-бонд юм.

Бондын урт нь холбогдсон атомуудын цөм хоорондын зай юм. Төрөл бүрийн нэгдлүүдийн холболтын урт нь нанометрийн аравны нэг юм. Үржвэр нэмэгдэхийн хэрээр бондын урт багасна: N–N, N=N, NºN бондын урт нь 0.145; 0.125 ба 0.109 нм (10-9 м) ба C-C, C=C ба CºC холболтын урт нь 0.154; 0.134 ба 0.120 нм.

Өөр өөр атомуудын хооронд атомуудын электрон сөрөг чанар (EO)1 ижил байвал цэвэр ковалент холбоо үүсч болно. Эдгээр молекулууд нь цахилгаан тэгш хэмтэй, i.e. Цөмийн эерэг цэнэгийн "хүндийн төвүүд" ба электронуудын сөрөг цэнэгүүд нэг цэг дээр давхцдаг тул тэдгээрийг туйлшгүй гэж нэрлэдэг.

Хэрэв холбогч атомууд өөр өөр EC-тэй бол тэдгээрийн хооронд байрлах электрон үүл нь тэгш хэмийн байрлалаас өндөр EC-тэй атом руу ойртоно.

Электрон үүлний шилжилтийг туйлшрал гэж нэрлэдэг. Нэг талт туйлшралын үр дүнд молекул дахь эерэг ба сөрөг цэнэгийн хүндийн төвүүд нэг цэг дээр давхцдаггүй тул тэдгээрийн хооронд тодорхой зай (l) гарч ирдэг. Ийм молекулуудыг туйл буюу диполь гэж нэрлэдэг ба тэдгээрийн атомуудын хоорондын холбоог туйл гэж нэрлэдэг.

Туйлтын холбоо нь бага зэрэг нэг талт туйлшралд өртсөн ковалент холбоо юм. Молекул дахь эерэг ба сөрөг цэнэгийн "хүндийн төв"-ийн хоорондох зайг диполь урт гэж нэрлэдэг. Мэдээжийн хэрэг, туйлшрал их байх тусам диполийн урт, молекулуудын туйлт их байх болно. Молекулуудын туйлшралыг үнэлэхийн тулд ердийн цахилгаан цэнэг (e) ба диполь урт (l) -ийн бүтээгдэхүүн болох байнгын диполь моментийг (Mp) ихэвчлэн ашигладаг. .

Диполь моментийг диполь D (D \u003d 10-18 эл. ст. нэгж × см, учир нь энгийн цэнэг нь 4.810-10 эл. ст. нэгж, дипольын урт нь дунджаар хоёрын хоорондох зайтай тэнцүү байна. хоёр атомын цөм, өөрөөр хэлбэл 10-8 см) эсвэл кулометр (C × м) (1 D = 3.33 10-30 C × м) (электрон цэнэг 1.6 10-19 С-ийг цэнэгийн хоорондох зайгаар үржүүлсэн, жишээлбэл, 0.1 нм, дараа нь Mp = 1.6 10-19 × 1 × 10-10 = 1.6 10-29 С м). Молекулуудын байнгын диполь момент нь тэгээс 10 D хүртэлх утгатай байна.

Поляр бус молекулуудын хувьд l = 0 ба Mp = 0, өөрөөр хэлбэл. тэдэнд диполь момент байдаггүй. Туйлын молекулуудын хувьд Mp > 0 бөгөөд 3.5 - 4.0 D утгад хүрдэг.

EC-ийн маш том ялгааны үед атомууд нэг талт туйлшралтай байдаг: бондын электрон үүл нь хамгийн өндөр EC-тэй атом руу аль болох шилжиж, атомууд эсрэг цэнэгтэй ионууд руу шилжиж, ион молекул үүсдэг.

Ковалентын холбоо нь ион болдог. Молекулуудын цахилгаан тэгш бус байдал нэмэгдэж, диполийн урт нэмэгдэж, диполь момент 10 D хүртэл нэмэгддэг.

Нийлмэл молекулын нийт диполь моментийг бие даасан бондын диполь моментуудын вектор нийлбэртэй тэнцүү гэж үзэж болно. Диполь моментийг ихэвчлэн диполийн эерэг төгсгөлөөс сөрөг тал руу чиглүүлдэг гэж үздэг.

Бондын туйлшралыг атомуудын харьцангуй ЭО-г ашиглан урьдчилан таамаглаж болно. Атомуудын харьцангуй EO-ийн ялгаа их байх тусам туйлшрал нь илүү хүчтэй илэрхийлэгддэг: DEO = 0 - туйлшралгүй ковалент холбоо; DEO \u003d 0 - 2 - туйлын ковалент холбоо; DEO \u003d 2 - ионы холбоо. Бонд нь 100% ион биш тул бондын ион чанарын талаар ярих нь илүү зөв юм. CsF нэгдэлд ч гэсэн холбоо нь зөвхөн 89% ионы шинж чанартай байдаг.

Атомоос атом руу электрон шилжсэний улмаас үүсдэг химийн холбоог ион гэж нэрлэдэг ба химийн нэгдлүүдийн харгалзах молекулуудыг ион гэж нэрлэдэг. Хатуу төлөвт байгаа ионы нэгдлүүд нь ионы болор тороор тодорхойлогддог. Хайлсан болон ууссан төлөвт тэд цахилгаан гүйдэл дамжуулдаг, хайлах, буцалгах температур өндөр, диполь момент ихтэй байдаг.

Хэрэв бид аль ч үеийн элементүүдийн нэгдлүүдийг ижил элементтэй гэж үзвэл тухайн үеийн эхнээс эцэс хүртэл шилжих үед бондын зонхилох ион шинж чанар нь ковалентаар солигддог. Жишээлбэл, LiF, BeF2, CF4, NF3, OF2, F2 фторын 2-р үе шатанд литийн фторидын холбооны ионжсон байдлын зэрэг нь аажмаар суларч, фторын молекул дахь ердийн ковалент холбоогоор солигддог.

Тиймээс химийн бондын мөн чанар нь адилхан: ковалент туйл ба ионы холбоо үүсэх механизмд үндсэн ялгаа байхгүй. Эдгээр төрлийн холбоо нь зөвхөн молекулын электрон үүлний туйлшралын хэмжээгээр ялгаатай байдаг. Үүссэн молекулууд нь диполын урт ба байнгын диполь моментоор ялгаатай байдаг. Химийн хувьд диполь моментийн утга маш их байдаг. Дүрмээр бол диполь момент их байх тусам молекулуудын реактив чанар өндөр болно.

Химийн холбоо үүсэх механизм

Валентын бондын аргад химийн холбоо үүсэх солилцооны болон донор-хүлээн авагч механизмыг ялгаж үздэг.

солилцооны механизм. Химийн холбоо үүсэх солилцооны механизмд атом бүрээс нэг электрон хос хос үүсэхэд оролцдог тохиолдлууд орно.

H2, Li2, Na2 молекулуудад атомуудын хосгүй s-электронуудаас болж бонд үүсдэг. F2 ба Cl2 молекулуудад хосгүй р-электронуудын улмаас. HF ба HCl молекулуудад устөрөгчийн s-электрон, галогенийн p-электронуудаар холбоо үүсдэг.

Солилцооны механизмаар нэгдлүүд үүсэх нэг онцлог нь ханалт бөгөөд энэ нь атом нь ямар ч биш, харин хязгаарлагдмал тооны холбоо үүсгэдэг болохыг харуулж байна. Тэдний тоо, ялангуяа хосгүй валентын электронуудын тооноос хамаардаг.

N ба H квант эсүүдээс азотын атом 3-тай болохыг харж болно

хосгүй электрон, устөрөгчийн атом - нэг. Ханалтын зарчим нь тогтвортой нэгдэл нь NH2, NH, NH4 биш харин NH3 байх ёстойг харуулж байна. Гэхдээ NO, NO2, ClO2 гэх мэт сондгой тооны электрон агуулсан молекулууд байдаг. Тэд бүгд урвалын идэвхжил нэмэгдсэнээр тодорхойлогддог.

Тодорхой үе шатанд химийн урвалвалентын ханаагүй бүлгүүд үүсч болох бөгөөд тэдгээрийг радикалууд гэж нэрлэдэг, жишээлбэл, H, NH2, O, CH3. Радикалуудын реактив чанар маш өндөр тул тэдний амьдрах хугацаа ихэвчлэн богино байдаг.

Донор хүлээн авагч механизм

Валентийн ханасан нэгдлүүд аммиак NH3 ба бор трифторид BF3 нь урвалын дагуу харилцан үйлчилдэг гэдгийг мэддэг.

NH3 + BF3 = NH3BF3 + 171.4 кЖ/моль.

Энэ урвалын механизмыг авч үзье.

Дөрвөн борын тойрог замаас гурав нь эзлэгдсэн, нэг нь хоосон хэвээр байгааг харж болно. Аммиакийн молекулд бүх дөрвөн азотын орбиталууд байрладаг бөгөөд тэдгээрийн гурав нь солилцооны механизмаар азот ба устөрөгчийн электронууд бөгөөд нэг нь электрон хосыг агуулдаг бөгөөд тэдгээрийн электронууд нь азотод хамаардаг. Ийм электрон хосыг дан электрон хос гэж нэрлэдэг. H3N · BF3 нэгдэл үүсэх нь аммиакийн нэгдэлгүй электрон хос борын фторидын сул орбиталыг эзэлдэгтэй холбоотой юм. Энэ тохиолдолд системийн боломжит энерги буурч, түүнтэй тэнцэх хэмжээний энерги ялгардаг. Ийм үүсэх механизмыг донор-хүлээн авагч гэж нэрлэдэг бөгөөд донор нь холбоо үүсгэхийн тулд электрон хосоо өгдөг атом юм. Энэ тохиолдолдазотын атом); мөн хоосон орбиталаар хангаснаар электрон хосыг хүлээн авдаг атомыг хүлээн авагч (энэ тохиолдолд борын атом) гэж нэрлэдэг. Донор-хүлээн авагчийн холбоо нь ковалент бондын нэг төрөл юм.

H3N · BF3 нэгдэлд азот, бор нь дөрвөн валенттай байдаг. Нэмэлт химийн холбоо үүсгэхийн тулд дан электрон хосыг ашигласны үр дүнд азотын атом нь валентыг 3-аас 4 болгон нэмэгдүүлдэг. Борын атом нь валентын электрон түвшинд чөлөөт тойрог зам байгаа тул түүний валентыг нэмэгдүүлдэг. Тиймээс элементүүдийн валент нь хосгүй электронуудын тоогоор тодорхойлогддоггүй, мөн валентын электрон түвшинд хуваагдаагүй электрон хосууд болон чөлөөт орбиталууд байгаагаар тодорхойлогддог.

Донор-хүлээн авагч механизмаар химийн холбоо үүсэх хамгийн энгийн тохиолдол бол аммиакийн устөрөгчийн ионтой урвал юм.

. Электрон хос хүлээн авагчийн үүргийг устөрөгчийн ионы хоосон тойрог зам гүйцэтгэдэг. Аммонийн ион NH4+-д азотын атом нь дөрвөн валенттай байдаг.

Бондын чиг баримжаа ба атомын орбиталуудын эрлийзжилт

Хоёроос дээш атомаас бүрдэх молекулын чухал шинж чанар нь түүний геометрийн тохиргоо юм. Энэ нь химийн холбоо үүсэхэд оролцдог атомын орбиталуудын харилцан зохион байгуулалтаар тодорхойлогддог.

Электрон үүлний давхцал нь зөвхөн электрон үүлний тодорхой харилцан чиглэлтэй байх боломжтой; энэ тохиолдолд давхцах бүс нь харилцан үйлчилж буй атомуудтай харьцуулахад тодорхой чиглэлд байрлана.

Ионы холбоо үүсэх үед ионы цахилгаан орон нь бөмбөрцөг тэгш хэмтэй байдаг тул ионы холбоо нь чиглэлтэй, ханалтгүй байдаг.

k.h. = 6 к.цаг. = 6

Усны молекул дахь бондын хоорондох өнцөг нь 104.5 ° байна. Үүний үнэ цэнийг квант механик ойлголтын үндсэн дээр тайлбарлаж болно. Хүчилтөрөгчийн атомын электрон схем 2s22p4. Хослогдоогүй хоёр p-орбитал нь бие биенээсээ 90o өнцгөөр байрладаг - устөрөгчийн атомын s-орбиталуудын электрон үүлний хүчилтөрөгчийн атомын p-орбиталуудтай хамгийн их давхцах нь холбоо нь 90o өнцөгт байрладаг. Усны молекул дахь O-H холбоо нь туйлтай байдаг. Устөрөгчийн атом дээр үр дүнтэй эерэг цэнэг нь δ+, хүчилтөрөгчийн атом дээр - δ- байна. Тиймээс бондын хоорондох өнцгийг 104.5 ° хүртэл нэмэгдүүлэх нь устөрөгчийн атомын үр дүнтэй эерэг цэнэг, түүнчлэн электрон үүлний түлхэлтээр тайлбарлагддаг.

Хүхрийн электрон сөрөг чанар нь хүчилтөрөгчийн ЭО-оос хамаагүй бага байдаг. Иймээс H2S дахь H–S бондын туйлшрал нь H2O дахь H–O бондын туйлшралаас бага, H–S бондын урт (0.133 нм) H–O (0.56 нм) -ээс их байна. ) ба холбоосын хоорондох өнцөг нь шулуун шугамд ойртоно. H2S-ийн хувьд 92o, H2Se-ийн хувьд 91o байна.

Үүнтэй ижил шалтгааны улмаас аммиакийн молекул нь пирамид бүтэцтэй бөгөөд H-N-H валентын бондын хоорондох өнцөг нь шулуунаас (107.3o) их байна. NH3-аас PH3, AsH3 ба SbH3 руу шилжих үед бондын хоорондох өнцөг нь 93.3o байна; 91.8o ба 91.3o.

Атомын орбиталуудын эрлийзжилт

Өдөөгдсөн бериллийн атом нь 2s12p1, өдөөгдсөн борын атом нь 2s12p2, өдөөгдсөн нүүрстөрөгчийн атом нь 2s12p3 тохиргоотой. Тиймээс бид ижил биш, харин өөр өөр атомын орбиталууд химийн холбоо үүсгэхэд оролцож болно гэж бид үзэж болно. Жишээлбэл, BeCl2, BeCl3, CCl4 зэрэг нэгдлүүдийн холбоо нь хүч чадал, чиглэлийн хувьд тэнцүү биш байх ёстой бөгөөд p-орбиталуудын σ-бонд нь s-орбиталуудын холбооноос илүү хүчтэй байх ёстой. p-орбиталуудын хувьд давхцах илүү таатай нөхцөл бий. Гэсэн хэдий ч туршлагаас харахад өөр өөр валентын орбитал (s, p, d) бүхий төв атомуудыг агуулсан молекулуудад бүх холбоо нь тэнцүү байдаг. Үүний тайлбарыг Слэйтер, Полинг нар өгсөн. Тэд энергийн хувьд тийм ч их ялгаатай биш өөр өөр тойрог замууд нь тохирох тооны эрлийз тойрог замыг үүсгэдэг гэсэн дүгнэлтэд хүрсэн. Төрөл бүрийн атомын орбиталуудаас эрлийз (холимог) орбиталууд үүсдэг. Гибрид орбиталуудын тоо нь эрлийзжихэд оролцдог атомын тойрог замын тоотой тэнцүү байна. Эрлийз тойрог замууд нь электрон үүлний хэлбэр, энергийн хувьд ижил байдаг. Атомын орбиталуудтай харьцуулахад тэдгээр нь химийн холбоо үүсэх чиглэлд илүү урт байдаг тул электрон үүлний давхцал илүү сайн байдаг.

Атомын орбиталуудын эрлийзжилт нь эрчим хүч шаарддаг тул тусгаарлагдсан атом дахь эрлийз орбитал нь тогтворгүй бөгөөд цэвэр АО болж хувирах хандлагатай байдаг. Химийн холбоо үүсэх үед эрлийз орбитал тогтворждог. Эрлийз тойрог замд бий болсон илүү хүчтэй холбооноос болж системээс илүү их энерги ялгардаг тул систем илүү тогтвортой болдог.

sp эрлийзжилт нь жишээлбэл, Be, Zn, Co, Hg (II) галогенид үүсэхэд тохиолддог. Валент төлөвт бүх металл галидууд нь харгалзах энергийн түвшинд s ба p-хослогдоогүй электронуудыг агуулна. Молекул үүсэхэд нэг s- ба нэг p-орбитал нь 180o өнцгөөр хоёр эрлийз sp-орбитал үүсгэдэг.

Туршилтын өгөгдлөөс харахад бүх Be, Zn, Cd ба Hg(II) галогенууд нь шугаман бөгөөд хоёр холбоо нь ижил урттай байдаг.

sp2 эрлийзжилт. Нэг s-орбитал ба хоёр p-орбиталийг эрлийзжүүлсний үр дүнд гурван эрлийз sp2-орбитал үүсдэг бөгөөд нэг хавтгайд бие биенээсээ 120o өнцгөөр байрладаг.

sp3 эрлийзжих нь нүүрстөрөгчийн нэгдлүүдийн онцлог шинж юм. Нэг s-орбитал ба гурван p-орбиталийг эрлийзжүүлсний үр дүнд орбиталуудын хоорондох 109.5o өнцөг бүхий тетраэдрийн орой руу чиглэсэн дөрвөн эрлийз sp3-орбитал үүсдэг.

Гибридизаци нь нүүрстөрөгчийн атомын нэгдлүүдийн бусад атомуудтай, жишээлбэл, CH4, CCl4, C(CH3)4 гэх мэт хоорондоо бүрэн тэнцэх байдлаар илэрдэг.

Гибридизаци нь зөвхөн s- ба p- төдийгүй d- ба f-орбиталуудыг багтааж болно.

Sp3d2 эрлийзжүүлснээр 6 эквивалент үүл үүсдэг. зэрэг нэгдлүүдэд ажиглагддаг.

Гибридизацийн талаархи санаанууд нь молекулын бүтцийн ийм шинж чанарыг ойлгох боломжийг олгодог бөгөөд үүнийг өөр аргаар тайлбарлах боломжгүй юм.

Атомын орбиталуудын (AO) эрлийзжих нь электрон үүл нь бусад атомуудтай холбоо үүсэх чиглэлд шилжихэд хүргэдэг. Үүний үр дүнд эрлийз орбиталуудын давхцаж буй бүсүүд нь цэвэр орбиталуудынхаас том болж, холболтын хүч нэмэгддэг.

Ион ба молекулын туйлшрал ба туйлшрах нөлөө

Цахилгаан талбарт ион эсвэл молекул деформацид ордог, өөрөөр хэлбэл. тэдгээрийн дотор цөм ба электронуудын харьцангуй шилжилт байдаг. Ион ба молекулуудын ийм хэв гажилтыг туйлшрал гэж нэрлэдэг. Гаднах давхаргын электронууд атомд хамгийн бага хүчтэй холбогддог тул эхний ээлжинд шилжилт хөдөлгөөнийг мэдэрдэг.

Анионуудын туйлшрал нь дүрмээр бол катионуудаас хамаагүй өндөр байдаг.

Электрон бүрхүүлийн ижил бүтэцтэй бол эерэг цэнэг нэмэгдэх тусам ионы туйлшрал буурдаг, жишээлбэл, цувралд:

Электрон аналогийн ионуудын хувьд электрон давхаргын тоо нэмэгдэх тусам туйлшрах чадвар нэмэгддэг, жишээлбэл: эсвэл .

Молекулуудын туйлшралыг бүрдүүлэгч атомуудын туйлшрал, геометрийн тохиргоо, бондын тоо, олон талт байдал гэх мэтээр тодорхойлно. Харьцангуй туйлшралын тухай дүгнэлт нь зөвхөн нэг атомаар ялгаатай ижил төстэй бүтэцтэй молекулуудын хувьд боломжтой. Энэ тохиолдолд молекулуудын туйлшралын ялгааг атомуудын туйлшралын ялгаанаас шүүж болно.

Цахилгаан талбарыг цэнэглэгдсэн электрод болон ионоор хоёуланг нь үүсгэж болно. Тиймээс ион нь бусад ионууд эсвэл молекулуудад туйлшрах нөлөө (туйлшрал) үзүүлж чаддаг. Ионы туйлшралын нөлөө нь түүний цэнэг нэмэгдэж, радиус нь буурах тусам нэмэгддэг.

Анионуудын туйлшрах нөлөө нь дүрмээр бол катионуудынхаас хамаагүй бага байдаг. Энэ нь катионтой харьцуулахад анионууд том хэмжээтэй байдагтай холбоотой.

Молекулууд нь туйлшралтай бол туйлшрах нөлөөтэй; туйлшрах нөлөө нь өндөр байх тусам молекулын диполь момент их байна.

Цувралд туйлшрах хүч нэмэгддэг, учир нь радиус нэмэгдэж, ионы үүсгэсэн цахилгаан орон багасна.

устөрөгчийн холбоо

Устөрөгчийн холбоо нь тусгай төрлийн химийн холбоо юм. F, O, N зэрэг хүчтэй цахилгаан сөрөг нөлөө бүхий металл бус устөрөгчийн нэгдлүүд нь хэвийн бус өндөр буцлах цэгтэй байдаг нь мэдэгдэж байна. Хэрэв Н2Тe – H2Se – H2S цувралд буцлах цэг нь аяндаа буурдаг бол H2S-ээс Н2О руу шилжих үед энэ температур нэмэгдэхэд огцом үсрэлт үүсдэг. Үүнтэй ижил зураг нь гидрохалины хүчлийн цувралд ажиглагдаж байна. Энэ нь H2O молекулууд болон HF молекулуудын хооронд тодорхой харилцан үйлчлэл байгааг харуулж байна. Ийм харилцан үйлчлэл нь молекулуудыг бие биенээсээ салгахад саад болох ёстой, өөрөөр хэлбэл. тэдгээрийн дэгдэмхий чанарыг бууруулж, улмаар холбогдох бодисын буцалгах цэгийг нэмэгдүүлнэ. ER-ийн ялгаа их байдаг тул H–F, H–O, H–N химийн холбоо нь туйлшрал ихтэй байдаг. Иймээс устөрөгчийн атом нь эерэг үр дүнтэй цэнэгтэй (δ+), F, O, N атомууд нь электрон нягтын илүүдэлтэй, сөрөг цэнэгтэй (d-). Кулоны таталцлын улмаас нэг молекулын эерэг цэнэгтэй устөрөгчийн атом нь нөгөө молекулын электрон сөрөг атомтай харилцан үйлчилдэг. Үүнээс болж молекулууд бие биедээ татагддаг ( зузаан цэгүүдустөрөгчийн холбоог зааж өгсөн болно).

Устөрөгчийн холбоо гэдэг нь холбогдсон хоёр бөөмийн (молекул эсвэл ион) нэг хэсэг болох устөрөгчийн атомаас үүссэн ийм холбоо юм. Устөрөгчийн бондын энерги (21-29 кЖ/моль буюу 5-7 ккал/моль) нь энгийн химийн бондын энергиэс ойролцоогоор 10 дахин бага байдаг. Гэсэн хэдий ч устөрөгчийн холбоо нь димерийн молекулууд (Н2О)2, (HF)2 ба шоргоолжны хүчил хос хосоороо оршин тогтноход хүргэдэг.

HF, H2O, HN, HCl, HS атомуудын цуврал хослолд устөрөгчийн холбооны энерги буурдаг. Энэ нь температур нэмэгдэх тусам буурдаг тул уурын төлөвт байгаа бодисууд нь устөрөгчийн холбоог зөвхөн бага хэмжээгээр харуулдаг; Энэ нь шингэн ба хатуу төлөвт байгаа бодисын шинж чанар юм. Ус, мөс, шингэн аммиак, органик хүчил, спирт, фенол зэрэг бодисууд нь димер, тример, полимерүүдтэй холбоотой байдаг. Шингэн төлөвт димерүүд хамгийн тогтвортой байдаг.

Молекул хоорондын харилцан үйлчлэл

Өмнө нь атомуудаас молекул үүсэхэд хүргэдэг холбоог авч үзсэн. Гэсэн хэдий ч молекулуудын хооронд харилцан үйлчлэл байдаг. Энэ нь хийн конденсаци, тэдгээрийг шингэн ба хатуу биет болгон хувиргах шалтгаан болдог. Молекул хоорондын харилцан үйлчлэлийн хүчний анхны томъёоллыг 1871 онд Ван дер Ваальс өгсөн. Тиймээс тэдгээрийг ван дер Ваалсын хүч гэж нэрлэдэг. Молекул хоорондын харилцан үйлчлэлийн хүчийг чиг баримжаа, индукц, дисперс гэж хувааж болно.

Дипольуудын эсрэг талын төгсгөлүүдийн электростатик харилцан үйлчлэлийн улмаас туйлын молекулууд нь орон зайд чиглэсэн байдаг тул зарим молекулуудын диполын сөрөг төгсгөлүүд эерэг болж хувирдаг.

бусад молекулуудын диполын төгсгөлүүд (молекул хоорондын чиг баримжаа хоорондын харилцан үйлчлэл).

Ийм харилцан үйлчлэлийн энерги нь хоёр диполийн электростатик таталцлаар тодорхойлогддог. Диполь их байх тусам молекул хоорондын таталцал (H2O, HCl) илүү хүчтэй болно.

Молекулуудын дулааны хөдөлгөөн нь молекулуудын харилцан чиг баримжаа олгохоос сэргийлдэг тул температур нэмэгдэх тусам чиглүүлэх нөлөө сулардаг. Индуктив харилцан үйлчлэл нь туйлын молекул бүхий бодисуудад ажиглагддаг боловч энэ нь ихэвчлэн чиг баримжаатай харьцуулахад хамаагүй сул байдаг.

Туйл молекул нь зэргэлдээх молекулын туйлшралыг нэмэгдүүлэх боломжтой. Өөрөөр хэлбэл, нэг молекулын диполийн нөлөөгөөр нөгөө молекулын диполь нэмэгдэж, туйлшралгүй молекул туйлширч болно.

б

Өөр молекул эсвэл ионы туйлшралын үр дүнд гарч ирэх диполь моментийг индукцлагдсан диполь момент гэж нэрлэдэг бөгөөд үзэгдлийг өөрөө индукц гэж нэрлэдэг. Тиймээс чиг баримжаатай харилцан үйлчлэл нь молекулуудын индуктив харилцан үйлчлэлээр үргэлж давхцаж байх ёстой.

Туйл бус молекулуудын хувьд (жишээлбэл, H2, N2 эсвэл язгуур хийн атомууд) чиг баримжаа болон индуктив харилцан үйлчлэл байдаггүй. Гэсэн хэдий ч устөрөгч, азот, үнэт хий шатдаг гэдгийг мэддэг. Эдгээр баримтуудыг тайлбарлахын тулд Лондон молекул хоорондын харилцан үйлчлэлийн дисперсийн хүчний тухай ойлголтыг нэвтрүүлсэн. Эдгээр хүч нь бүтцээс үл хамааран аливаа атом ба молекулуудын хооронд харилцан үйлчилдэг. Эдгээр нь атомын том бүлэгт нэгдэн гарч ирэх агшин зуурын диполь моментуудаас үүдэлтэй:

болгонд Энэ мөчцаг хугацааны хувьд диполын чиглэл өөр байж болно. Гэсэн хэдий ч тэдгээрийн зохицсон байдал нь харилцан үйлчлэлийн сул хүчийг бий болгож, шингэн ба хатуу биет үүсэхэд хүргэдэг. Ялангуяа энэ нь бага температурт сайн хий нь шингэн төлөвт шилжихэд хүргэдэг.

Тиймээс молекулуудын хооронд үйлчилдэг хүчний хамгийн бага бүрэлдэхүүн хэсэг нь дисперсийн харилцан үйлчлэл юм. Бага туйлшралтай эсвэл туйлшралгүй (CH4, H2, HI) молекулуудын хооронд ажиллах хүч нь голчлон тархдаг. Молекулуудын дотоод диполь момент их байх тусам тэдгээрийн хоорондын харилцан үйлчлэлийн чиг баримжаа их байх болно.

Ижил төрлийн бодисуудын цувралд дисперсийн харилцан үйлчлэл нь эдгээр бодисын молекулыг бүрдүүлдэг атомын хэмжээ ихсэх тусам нэмэгддэг. Жишээлбэл, HCl-д дисперсийн хүч нь нийт молекул хоорондын харилцан үйлчлэлийн 81%, HBr-ийн хувьд энэ утга 95%, HI-ийн хувьд 99.5% байна.

Молекул орбитал (MO) аргын химийн бондын тодорхойлолт

VS аргыг химич нар өргөн ашигладаг. Энэ аргын хүрээнд том, нарийн төвөгтэй молекулыг тусдаа хоёр төв ба хоёр электрон холбооноос бүрддэг гэж үздэг. Химийн холбоог үүсгэдэг электронууд нь хоёр атомын хооронд байрладаг (байрлагдсан) гэж үздэг. VS аргыг ихэнх молекулуудад амжилттай хэрэглэж болно. Гэсэн хэдий ч энэ аргыг хэрэглэх боломжгүй эсвэл түүний дүгнэлт нь туршилттай зөрчилддөг хэд хэдэн молекулууд байдаг.

Хэд хэдэн тохиолдолд химийн холбоо үүсэхэд шийдвэрлэх үүрэг нь электрон хосууд биш, харин бие даасан электронууд гүйцэтгэдэг болохыг тогтоосон. Нэг электронтой химийн холбоо үүсэх боломжийг ион байгаа нь илтгэнэ. Энэ ион нь устөрөгчийн атом ба устөрөгчийн ионоос үүсэх үед 255 кЖ (61 ккал) энерги ялгардаг. Тиймээс ион дахь химийн холбоо нэлээд хүчтэй байдаг.

Хэрэв бид хүчилтөрөгчийн молекул дахь химийн холбоог VS аргаар тайлбарлахыг оролдвол, нэгдүгээрт, энэ нь давхар (σ- ба p-бонд), хоёрдугаарт, хүчилтөрөгчийн молекул дахь бүх электронууд байх ёстой гэсэн дүгнэлтэд хүрнэ. хосолсон байх, өөрөөр хэлбэл, .e. O2 молекул нь диамагнит байх ёстой. [Диа соронзон бодисуудад атомууд нь байнгын соронзон моментгүй бөгөөд бодисыг гадагшлуулдаг. соронзон орон. Атом, молекулууд нь соронзон моменттэй, соронзон орон руу татагдах шинж чанартай бодисыг парамагнит бодис гэнэ. Туршилтын мэдээллээс үзэхэд хүчилтөрөгчийн молекул дахь бондын энерги нь үнэхээр хоёр дахин их байдаг боловч молекул нь диамагнит биш, харин парамагнит юм. Энэ нь хосгүй хоёр электронтой. VS арга нь энэ баримтыг тайлбарлах чадваргүй юм.

Молекул орбитал (MO) аргыг одоогоор химийн холбоог квант механик тайлбарлах хамгийн сайн арга гэж үздэг. Гэсэн хэдий ч энэ нь VS аргаас хамаагүй илүү төвөгтэй бөгөөд сүүлийнх шиг тодорхой биш юм.

MO арга нь молекулын бүх электроныг молекулын тойрог замд байгаа гэж үздэг. Молекул дахь электрон нь тодорхой MO дээр байрладаг бөгөөд үүнийг харгалзах долгионы функц ψ-ээр тодорхойлдог.

MO төрлүүд. Нэг атомын электрон өөр атомын үйл ажиллагааны бөмбөрцөгт ойртох үед хөдөлгөөний мөн чанар, улмаар электроны долгионы функц өөрчлөгддөг. Үүссэн молекул дахь долгионы функцууд буюу электронуудын орбиталууд тодорхойгүй байна. Мэдэгдэж буй AR-аас MO-ийн төрлийг тодорхойлох хэд хэдэн арга байдаг. Ихэнхдээ MO-ийг атомын орбиталуудын (LCAO) шугаман хослолоор олж авдаг. Паули зарчим, Хундын дүрэм, хамгийн бага энергийн зарчим нь МО аргын хувьд бас хүчинтэй.

Цагаан будаа. 2.2 Атомын орбиталуудаас молекулын орбиталуудыг холбох, сулруулах.

Хамгийн энгийн график хэлбэрээр LCAO шиг MO-г долгионы функцийг нэмэх, хасах замаар олж авч болно. Зураг 2.2-т анхны АО-оос холбох, суллах МО үүсэхийг харуулав.

Хэрэв харгалзах AO-ийн энерги нь ойролцоо хэмжээтэй, AO нь бондын тэнхлэгт ижил тэгш хэмтэй байвал AO нь MO үүсгэж болно.

Устөрөгчийн 1-ийн долгионы функцууд эсвэл тойрог замууд нь хоёр шугаман хослолыг өгч болно - нэгийг нэмэх үед нөгөөг нь хасах үед (Зураг 2.2).

Долгионы функцийг нэмэх үед давхцаж буй бүсэд ψ2-тэй пропорциональ электрон үүлний нягтрал ихсэж, атомын цөмүүдийн хооронд илүүдэл сөрөг цэнэг үүсч, атомын цөмүүд түүнд татагдана. Устөрөгчийн атомын долгионы функцийг нэмснээр олж авсан MO-ийг холбох гэж нэрлэдэг.

Хэрэв долгионы функцийг хасвал атомын цөм хоорондын бүсэд электрон үүлний нягт тэгтэй тэнцүү болж, атомуудын хооронд байрлах бүсээс электрон үүл "түлхэгддэг". Үүссэн МО нь атомуудыг холбож чадахгүй бөгөөд сулрах МО гэж нэрлэгддэг.

Устөрөгчийн s-орбиталууд нь зөвхөн σ-бонд үүсгэдэг тул үүссэн MO-уудыг σcv ба σr гэж тэмдэглэнэ. 1s-атомын орбиталуудаас үүссэн МО-г σcv1s ба σр1s гэж тэмдэглэнэ.

Холболтын MO үед электронуудын потенциал (болон нийт) энерги нь AO-ээс бага, харин сулрах MO үед илүү их байдаг. Үнэмлэхүй утгын хувьд эсрэг бондын орбитал дахь электронуудын энергийн өсөлт нь холболтын орбитал дахь энергийн бууралтаас арай илүү байна. Бондын тойрог замд байрлах электрон нь атомуудын хоорондын холбоог хангаж, молекулыг тогтворжуулж, суларч буй тойрог замд байгаа электрон нь молекулыг тогтворгүй болгодог, өөрөөр хэлбэл. атомуудын хоорондын холбоо сулардаг. Эраср. > Esv.

MOs нь мөн адил тэгш хэмтэй 2p орбиталуудаас үүсдэг: x тэнхлэгийн дагуу байрлах 2p орбиталуудаас σ орбиталуудыг холбох ба эсрэг холбох. Тэдгээрийг σcv2r ба σr2r гэж тодорхойлсон. 2pz орбиталуудаас холбох ба эсрэг холбох p орбиталууд үүсдэг. Тэдгээрийг πsv2rz, πp2pz гэж тус тус тэмдэглэсэн. Үүнтэй адилаар πsv2py ба πр2py орбиталууд үүсдэг.

MO бөглөх. MO-ийг электроноор дүүргэх нь тойрог замын энергийг нэмэгдүүлэх дарааллаар явагддаг. Хэрэв МО нь ижил энергитэй (πb- эсвэл pr-орбитал) байвал молекулын эргэлтийн момент хамгийн том байхаар дүүргэх нь Хундын дүрмийн дагуу явагдана. MO бүр атомын MO шиг хоёр электроныг агуулж чаддаг. Өмнө дурьдсанчлан атом эсвэл молекулын соронзон шинж чанар нь хосгүй электронууд байгаа эсэхээс хамаардаг: хэрэв молекул нь хосгүй электронтой бол энэ нь парамагнит, үгүй ​​бол диамагнит шинж чанартай байдаг.

Ионыг авч үзье.

Цорын ганц электрон нь σcv - MO дагуу байрлаж байгааг диаграмаас харж болно. Тогтвортой нэгдэл нь 255 кЖ/моль, 0.106 нм урттай холболтын энергитэй үүсдэг. Молекулын ион нь парамагнит шинж чанартай. Хэрэв бид VS аргын нэгэн адил бондын үржвэр нь электрон хосын тоогоор тодорхойлогддог гэдгийг хүлээн зөвшөөрвөл in бондын үржвэр нь ½-тэй тэнцүү байна. Боловсролын үйл явцыг дараах байдлаар бичиж болно.

Энэ тэмдэглэгээ нь 1s AO-аас үүссэн MO тутамд нэг электрон байна гэсэн үг юм.

Энгийн устөрөгчийн молекул нь аль хэдийн σcv1s тойрог замд эсрэгээр эргэлддэг хоёр электрон агуулдаг: . H2 дахь бондын энерги нь - 435 кЖ/моль-ээс их, бондын урт (0.074 нм) богино байна. H2 молекул нь нэг холбоотой, молекул нь диамагнит юм.

Цагаан будаа. 2.3. Хоёр устөрөгчийн атомын систем дэх AO ба MO-ийн энергийн диаграм.

Молекулын ион (+He+ ® He+2[(sb1s)2(sp1s)1]) нь σ 1s орбиталд аль хэдийн нэг электронтой байна. Бондын энерги - 238 кЖ / моль (H2-тэй харьцуулахад багассан), бондын урт (0.108 us) нэмэгддэг. Бондын үржвэр нь ½ (бондын үржвэр нь холболт ба суллах орбитал дахь электронуудын тооны зөрүүний талтай тэнцүү).

Таамагласан He2 молекул нь σc1s тойрог замд хоёр электронтой, σp1s тойрог замд хоёр электронтой байна. Эсрэг холбоо орбитал дахь нэг электрон нь холбох орбитал дахь электроныг холбох үйлдлийг цуцалдаг тул He2 молекул оршин тогтнох боломжгүй. VS арга нь ижил дүгнэлтэд хүргэдэг.

II үеийн элементүүдээр молекул үүсэх үед MO-ууд электроноор дүүрэх дарааллыг доор үзүүлэв. Схемийн дагуу B2 ба O2 молекулууд парамагнит шинж чанартай бөгөөд Be2 молекул оршин тогтнох боломжгүй.

II үеийн элементүүдийн атомуудаас молекул үүсэхийг дараах байдлаар бичиж болно (K - дотоод электрон давхарга):

Молекулын физик шинж чанар, БСУН

Холбох, суллах MO-ууд байгаа нь батлагдсан физик шинж чанармолекулууд. MO арга нь атомуудаас молекул үүсэх үед молекул дахь электронууд нь холболтын орбитал руу унавал молекулуудын иончлох потенциал нь атомын иончлох потенциалаас их байх ёстойг урьдчилан харах боломжийг олгодог. электронууд сулрах тойрог замд унадаг, дараа нь эсрэгээр.

Тиймээс устөрөгч ба азотын молекулуудын иончлох потенциал (холбох орбиталууд) - 1485 ба 1500 кЖ/моль нь устөрөгч ба азотын атомуудын иончлох потенциалаас - 1310 ба 1390 кЖ/моль, хүчилтөрөгч ба иончлолын потенциалаас их байна. фторын молекулууд (орбиталуудыг сулруулж) - 1170 ба 1523 кЖ / моль - харгалзах атомуудаас бага - 1310 ба 1670 кЖ / моль. Молекулуудыг ионжуулах үед электроныг холбогч орбиталаас (H2 ба N2) салгавал холбооны бат бөх чанар буурч, сулрах орбиталаас (O2 ба F2) электроныг салгавал нэмэгддэг.

Өөр өөр атом бүхий хоёр атомт молекулууд

Анхны атомууд нь иончлолын потенциалаараа тийм ч их ялгаатай биш бол өөр өөр атом (NO, CO) бүхий молекулуудын MO-г ижил төстэй байдлаар бүтээдэг. Жишээлбэл, CO молекулын хувьд бид:

Хүчилтөрөгчийн атомын AO энерги нь харгалзах нүүрстөрөгчийн орбиталуудын энергиээс (1080 кЖ / моль) доогуур байдаг бөгөөд тэдгээр нь цөмд ойрхон байрладаг. Гаднах давхаргууд дээрх анхны атомуудад агуулагдах 10 электронууд нь sb2s- болон сулрах sp2s-орбиталууд болон холбох - ба psb2py,z-орбиталуудыг дүүргэдэг. CO молекул нь N2 молекултай изоэлектроник болж хувирдаг. CO молекул дахь атомуудын холболтын энерги (1105 кЖ/моль) нь азотын молекулаас (940 кЖ/моль) илүү их байдаг. C-O холболтын урт нь 0.113 нм.

молекул байхгүй

эсрэг бондын тойрог замд нэг электрон байдаг. Үүний үр дүнд NO (680 кЖ/моль)-ийн холболтын энерги нь N2 эсвэл CO-ээс бага байна. NO молекулаас электроныг салгаснаар (NO+ үүсэх иончлол) атомуудын холболтын энерги 1050-1080 кЖ/моль хүртэл нэмэгддэг.

Устөрөгчийн фторын HF молекулд MO үүсэхийг авч үзье. Фторын иончлох боломж (17.4 эВ буюу 1670 кЖ/моль) устөрөгчөөс (13.6 эВ буюу 1310 кЖ/моль) их байдаг тул фторын 2p орбитал нь устөрөгчийн 1s орбиталаас бага энергитэй байдаг. Их энергийн ялгаанаас болж устөрөгчийн атомын 1s орбитал, фторын атомын 2s орбитал харилцан үйлчилдэггүй. Ийнхүү фторын 2s орбитал нь HF дахь MO-ийн энергийг өөрчлөхгүйгээр болдог. Ийм тойрог замыг холбоогүй гэж нэрлэдэг. Фторын 2py- ба 2pz-орбиталууд нь бондын тэнхлэгийн тэгш хэмийн зөрүүгээс болж устөрөгчийн 1s-орбиталтай харилцан үйлчилж чадахгүй. Тэд мөн холбоогүй MO болдог. Холбох ба суллах МО нь устөрөгчийн 1s орбитал, фторын 2px орбиталаас үүсдэг. Устөрөгч ба фторын атомууд нь 560 кЖ/моль энергитэй хоёр электрон холбоогоор холбогддог.

Ном зүй

Глинка Н.Л. ерөнхий хими. - М.: Хими, 1978. - S. 111-153.

Шиманович И.Е., Павлович М.Л., Тикави В.Ф., Малашко П.М. Томьёо, тодорхойлолт, схем дэх ерөнхий хими. - Минск: Университетская, 1996. - S. 51-77.

Воробьев В.К., Елисеев С.Ю., Врублевский А.В. Практик ба бие даасан ажилхимийн чиглэлээр. - Минск: UE "Donarit", 2005. - S. 21-30.

Химийн бондын нэгдмэл онол байхгүй, нөхцөлт байдлаар химийн холбоог ковалент гэж хуваадаг. бүх нийтийн үзэл бодолхолбоо), ион (ковалентын бондын онцгой тохиолдол), металл ба устөрөгч.

ковалент холбоо

Ковалентын холбоо үүсэх нь солилцоо, донор хүлээн авагч, датив (Льюис) гэсэн гурван механизмаар боломжтой байдаг.

дагуу солилцооны механизмковалент холбоо үүсэх нь нийтлэг электрон хосуудын нийгэмшсэний улмаас үүсдэг. Энэ тохиолдолд атом бүр идэвхгүй хийн бүрхүүлийг олж авах хандлагатай байдаг, өөрөөр хэлбэл. дууссан гадаад энергийн түвшинг авах. Атомын валентийн электрон бүрийг цэгээр дүрсэлсэн Льюисийн томъёог ашиглан солилцооны төрлийн химийн холбоо үүсэхийг дүрсэлсэн болно (Зураг 1).

Цагаан будаа. 1 Солилцооны механизмаар HCl молекулд ковалент холбоо үүсэх

Атомын бүтэц, квант механикийн онолыг хөгжүүлснээр ковалент холбоо үүсэх нь электрон тойрог замын давхцал хэлбэрээр илэрхийлэгддэг (Зураг 2).

Цагаан будаа. 2. Электрон үүлний давхцлын улмаас ковалент холбоо үүсэх

Атомын орбиталуудын давхцал их байх тусам бонд илүү хүчтэй, бондын урт богино, энерги нь их байх болно. Янз бүрийн орбиталуудыг давхцуулж ковалент холбоо үүсгэж болно. Хажуугийн дэлбэнгээр s-s, s-p орбиталууд, түүнчлэн d-d, p-p, d-p орбиталууд давхцсаны үр дүнд холбоо үүсдэг. 2 атомын цөмийг холбосон шугамд перпендикуляр бол холбоо үүснэ. Нэг ба нэг бонд нь алкен, алкадиен зэрэг органик бодисын шинж чанартай олон (давхар) ковалент холбоо үүсгэх чадвартай. Нэг ба хоёр бонд нь олон (гурвалсан) ковалент холбоо үүсгэдэг. алкины ангиллын бодисууд (ацетилен).

Ковалентын холбоо үүсэх донор-хүлээн авагч механизмАммонийн катионы жишээг авч үзье.

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Азотын атом нь чөлөөт дан хос электронтой (молекул доторх химийн холбоо үүсэхэд оролцдоггүй электронууд), устөрөгчийн катион нь чөлөөт тойрог замтай тул электрон донор ба хүлээн авагч юм.

Хлорын молекулын жишээг ашиглан ковалент холбоо үүсэх датив механизмыг авч үзье.

17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Хлорын атом нь чөлөөт дан хос электрон ба сул орбиталтай байдаг тул донор ба хүлээн авагчийн шинж чанарыг харуулж чаддаг. Тиймээс хлорын молекул үүсэхэд нэг хлорын атом нь донор, нөгөө нь хүлээн авагчийн үүргийг гүйцэтгэдэг.

Үндсэн ковалент бондын шинж чанарнь: ханалт (атом нь валентийн боломжийнхоо хэрээр олон электроныг өөртөө хавсаргахад ханасан холбоо үүсдэг; хавсарсан электронуудын тоо атомын валентийн чадвараас бага байвал ханаагүй холбоо үүсдэг); чиглүүлэлт (энэ утга нь молекулын геометр ба "валентийн өнцөг" гэсэн ойлголттой холбоотой - бондын хоорондох өнцөг).

Ионы холбоо

Цэвэр ионы холбоо бүхий нэгдлүүд байдаггүй, гэхдээ энэ нь нийт электрон нягтралыг илүү цахилгаан сөрөг элементийн атом руу бүрэн шилжүүлснээр атомын тогтвортой электрон орчин үүсдэг атомуудын химийн хувьд холбогдсон төлөв гэж ойлгогддог. . Ионы холбоо нь зөвхөн эсрэг цэнэгтэй ионууд - катион ба анионуудын төлөвт байгаа электрон сөрөг ба цахилгаан эерэг элементүүдийн атомуудын хооронд л боломжтой байдаг.

ТОДОРХОЙЛОЛТ

Ионэлектроныг атомаас салгах эсвэл хавсаргах замаар үүссэн цахилгаан цэнэгтэй бөөмс гэж нэрлэдэг.

Электроныг шилжүүлэх үед металл ба металл бус атомууд нь цөмийн эргэн тойронд электрон бүрхүүлийн тогтвортой бүтцийг бий болгох хандлагатай байдаг. Металл бус атом нь цөмийн эргэн тойронд дараагийн инертийн хийн бүрхүүлийг үүсгэдэг ба металлын атом нь өмнөх инертийн хийн бүрхүүлийг үүсгэдэг (Зураг 3).

Цагаан будаа. 3. Натрийн хлоридын молекулын жишээг ашиглан ионы холбоо үүсгэх

Ионы холбоо нь цэвэр хэлбэрээр байдаг молекулууд нь бодисын уурын төлөвт байдаг. Ионы холбоо нь маш хүчтэй тул үүнтэй холбоотойгоор ийм холбоо бүхий бодисууд хайлах цэг өндөртэй байдаг. Ковалентын холбооноос ялгаатай нь ионы холбоо нь бөмбөрцөг тэгш хэмийн улмаас ионуудын үүсгэсэн цахилгаан орон нь бүх ионуудад адилхан үйлчилдэг тул чиг ба ханалтаар тодорхойлогддоггүй.

металл холбоо

Металлын холбоо нь зөвхөн металлд үүсдэг - энэ нь металлын атомуудыг нэг торонд хадгалдаг харилцан үйлчлэл юм. Бонд үүсэхэд зөвхөн түүний бүх эзлэхүүнд хамаарах металлын атомуудын валентийн электронууд оролцдог. Металлын хувьд электронууд нь металлын бүх массын дагуу хөдөлдөг атомуудаас байнга салдаг. Электронгүй металлын атомууд эерэг цэнэгтэй ион болж хувирдаг бөгөөд тэдгээр нь хөдөлж буй электронуудыг өөр рүүгээ чиглүүлдэг. Энэхүү тасралтгүй үйл явц нь метал доторх "электрон хий" гэж нэрлэгддэг бодисыг үүсгэдэг бөгөөд энэ нь бүх металлын атомуудыг хооронд нь нягт холбодог (Зураг 4).

Металлын холбоо нь хүчтэй байдаг тул металлууд нь тодорхойлогддог дулаанхайлж, "цахим хий" байгаа нь металыг уян хатан, уян хатан болгодог.

устөрөгчийн холбоо

Устөрөгчийн холбоо нь тодорхой молекул хоорондын харилцан үйлчлэл юм, учир нь үүсэх, хүч чадал нь хамаарна химийн шинж чанарбодисууд. Энэ нь устөрөгчийн атом нь өндөр цахилгаан сөрөг (O, N, S) атомтай холбогдсон молекулуудын хооронд үүсдэг. Устөрөгчийн холбоо үүсэх нь хоёр шалтгаанаас шалтгаална, нэгдүгээрт, электрон сөрөг атомтай холбоотой устөрөгчийн атом нь электронгүй бөгөөд бусад атомуудын электрон үүлэнд амархан ордог, хоёрдугаарт, валент s-орбиталтай устөрөгч байдаг. атом нь электрон сөрөг атомын ганц хос электроныг хүлээн авч, донор-хүлээн авагч механизмаар түүнтэй холбоо үүсгэх чадвартай.

Ихэнх элементүүдийн атомууд бие биетэйгээ харилцан үйлчилж чаддаг тул тусад нь байдаггүй. Энэ харилцан үйлчлэлийн үед илүү нарийн төвөгтэй хэсгүүд үүсдэг.

Химийн бондын мөн чанар нь цахилгаан цэнэгийн харилцан үйлчлэлийн хүч болох цахилгаан статик хүчний үйлчлэл юм. Электрон ба атомын цөм ийм цэнэгтэй байдаг.

Гадаад электрон түвшинд (валент электронууд) байрладаг электронууд нь цөмөөс хамгийн алслагдсан тул түүнтэй хамгийн сул харилцан үйлчлэлцдэг тул цөмөөс салж чаддаг. Тэд атомуудыг бие биетэйгээ холбох үүрэгтэй.

Химийн харилцан үйлчлэлийн төрлүүд

Химийн бондын төрлийг дараах хүснэгтээр илэрхийлж болно.

Ионы бондын шинж чанар

улмаас үүссэн химийн харилцан ионы таталцалөөр өөр цэнэгтэй байхыг ион гэж нэрлэдэг. Хэрэв холбогдсон атомууд электрон сөрөг чанар (өөрөөр хэлбэл электрон татах чадвар) мэдэгдэхүйц ялгаатай бөгөөд электрон хос илүү электрон сөрөг элемент рүү очвол энэ нь тохиолддог. Нэг атомаас нөгөөд электрон шилжилтийн үр дүн нь цэнэгтэй бөөмс - ион үүсэх явдал юм. Тэдний хооронд таталцал байдаг.

хамгийн бага цахилгаан сөрөг нөлөөтэй ердийн металлууд, хамгийн том нь ердийн металл биш юм. Иймээс ионууд нь ердийн металл ба ердийн бус металлын харилцан үйлчлэлийн үр дүнд үүсдэг.

Металлын атомууд эерэг цэнэгтэй ион (катион) болж, электронуудыг гадаад электрон түвшинд өгч, металл бусууд электроныг хүлээн авч, улмаар сөрөг цэнэгтэйионууд (анионууд).

Атомууд илүү тогтвортой энергийн төлөвт шилжиж, электрон тохиргоогоо дуусгадаг.

Ионы холбоо нь чиглэлгүй бөгөөд ханадаггүй, учир нь электростатик харилцан үйлчлэл нь бүх чиглэлд явагддаг тул ион нь эсрэг тэмдгийн ионуудыг бүх чиглэлд татаж чаддаг.

Ионуудын зохион байгуулалт нь тус бүрийн эргэн тойронд тодорхой тооны эсрэг цэнэгтэй ионууд байдаг. Ионы нэгдлүүдийн "молекул" гэсэн ойлголт утгагүй байна.

Боловсролын жишээ

Натрийн хлорид (nacl) дахь холбоо үүсэх нь электроныг Na атомаас Cl атом руу шилжүүлснээр холбогдох ионууд үүсдэг.

Na 0 - 1 e \u003d Na + (катион)

Cl 0 + 1 e \u003d Cl - (анион)

Натрийн хлоридын хувьд натрийн катионуудын эргэн тойронд зургаан хлоридын анион, хлоридын ион тус бүрийн эргэн тойронд зургаан натрийн ион байдаг.

Барийн сульфидын атомуудын хооронд харилцан үйлчлэл үүсэхэд дараах процессууд явагдана.

Ba 0 - 2 e \u003d Ba 2+

S 0 + 2 e \u003d S 2-

Ба хоёр электроноо хүхэрт өгснөөр хүхрийн анион S 2-, барийн катион Ba 2+ үүснэ.

металлын химийн холбоо

Гадаад электронуудын тоо эрчим хүчний түвшинметаллууд нь жижиг хэмжээтэй тул цөмөөс амархан салдаг. Энэ салалтын үр дүнд металлын ионууд болон чөлөөт электронууд үүсдэг. Эдгээр электронуудыг "электрон хий" гэж нэрлэдэг. Электронууд металлын эзлэхүүний туршид чөлөөтэй хөдөлж, атомуудаас байнга холбогдож, салдаг.

Металл бодисын бүтэц нь дараах байдалтай байна. болор эснь материйн гол тулгуур бөгөөд түүний зангилааны хооронд электронууд чөлөөтэй хөдөлдөг.

Дараах жишээг өгч болно.

Mg - 2e<->Mg2+

Cs-e<->Cs+

Ca-2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe3+

Ковалент: туйл ба туйл биш

Химийн харилцан үйлчлэлийн хамгийн түгээмэл төрөл бол ковалент холбоо юм. Харилцан үйлчилдэг элементүүдийн электрон сөрөг утгууд нь эрс ялгаатай байдаггүй тул үүнтэй холбоотойгоор зөвхөн нийтлэг электрон хос илүү электрон сөрөг атом руу шилждэг.

Ковалент харилцан үйлчлэл нь солилцооны механизм эсвэл донор хүлээн авагчийн механизмаар үүсдэг.

Хэрэв атом бүр гаднах электрон түвшинд хосгүй электронтой бол атомын орбиталуудын давхцал нь хоёр атомд аль хэдийн харьяалагддаг хос электронууд үүсэхэд хүргэдэг бол солилцооны механизм хэрэгждэг. Атомын аль нэг нь гаднах электрон түвшинд хос электронтой, нөгөө нь чөлөөт орбитальтай бол атомын орбиталууд давхцах үед электрон хос нийгэмжиж, донор хүлээн авагч механизмын дагуу харилцан үйлчлэл явагдана.

Ковалентын үржвэрийг дараахь байдлаар хуваана.

• энгийн эсвэл ганц;
• давхар;
• гурав дахин.

Давхарууд нь хоёр хос электроныг нэг дор нийгэмшүүлэх боломжийг олгодог бөгөөд гурвалсан нь гурван юм.

Холбоотой атомуудын хоорондох электрон нягтын (туйлшрал) хуваарилалтын дагуу ковалент холбоог дараахь байдлаар хуваана.

• туйлын бус;
• туйл.

Туйлт бус холбоог ижил атомууд, туйлшралыг өөр өөр электрон сөрөг нөлөөгөөр үүсгэнэ.

Ижил электрон сөрөг хүчин чадалтай атомуудын харилцан үйлчлэлийг туйлшралгүй холбоо гэж нэрлэдэг. Ийм молекул дахь нийтлэг хос электронууд нь аль ч атомд татагдахгүй, харин хоёуланд нь адилхан хамаарна.

Электрон сөрөг шинж чанараараа ялгаатай элементүүдийн харилцан үйлчлэл нь үүсэхэд хүргэдэг туйлын холбоо. Энэ төрлийн харилцан үйлчлэлтэй нийтлэг электрон хосууд нь илүү цахилгаан сөрөг элементээр татагддаг боловч түүнд бүрэн шилждэггүй (өөрөөр хэлбэл ион үүсэхгүй). Электрон нягтын ийм шилжилтийн үр дүнд атомууд дээр хэсэгчилсэн цэнэгүүд гарч ирдэг: илүү цахилгаан сөрөг цэнэг нь сөрөг, бага цахилгаан сөрөг цэнэг нь эерэг.

Ковалентын шинж чанар ба шинж чанарууд

Ковалент бондын үндсэн шинж чанарууд:

• Урт нь харилцан үйлчилж буй атомуудын цөм хоорондын зайгаар тодорхойлогддог.
• Туйлшрал нь электрон үүлний аль нэг атом руу шилжсэнээр тодорхойлогддог.
• Баримтлал - орон зайд чиглэсэн холбоо, үүний дагуу тодорхой геометрийн хэлбэртэй молекулуудыг бий болгох шинж чанар.
• Ханалт нь хязгаарлагдмал тооны бонд үүсгэх чадвараар тодорхойлогддог.
• Туйлшрах чадвар нь гадаад цахилгаан орны нөлөөн дор туйлшралыг өөрчлөх чадвараар тодорхойлогддог.
• Бондыг таслахад шаардагдах энерги нь түүний хүчийг тодорхойлдог.

Устөрөгч (H2), хлор (Cl2), хүчилтөрөгч (O2), азот (N2) болон бусад олон молекулууд нь ковалентын туйлшралгүй харилцан үйлчлэлийн жишээ байж болно.

H+ + H → H-H молекулнэг туйлт бус холбоотой,

O: + :O → O=O молекул нь давхар туйлтгүй,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N молекул нь гурвалсан туйлшралгүй байна.

Ковалентын бондын жишээ болгон химийн элементүүдта нүүрстөрөгчийн давхар исэл (CO2) ба нүүрстөрөгчийн дутуу исэл (CO) хий, устөрөгчийн сульфид (H2S), давсны хүчил (HCL), ус (H2O), метан (CH4), хүхрийн исэл (SO2) болон бусад олон молекулуудыг авчирч чадна.

CO2 молекул дахь нүүрстөрөгч ба хүчилтөрөгчийн атомуудын хоорондын хамаарал нь ковалент туйлтай байдаг, учир нь илүү электрон сөрөг устөрөгч нь электрон нягтралыг өөртөө татдаг. Хүчилтөрөгч нь гаднах түвшинд хоёр хосгүй электронтой байдаг бол нүүрстөрөгч нь харилцан үйлчлэл үүсгэхийн тулд дөрвөн валентийн электроныг хангаж чаддаг. Үүний үр дүнд давхар холбоо үүсч, молекул нь дараах байдалтай байна: O=C=O.

Тодорхой молекул дахь бондын төрлийг тодорхойлохын тулд түүнийг бүрдүүлэгч атомуудыг авч үзэхэд хангалттай. Энгийн бодисууд нь металууд нь металл, металлууд нь металл бус - ион, энгийн бодисуудметалл бус - ковалент туйлшралгүй, янз бүрийн металл бусаас бүрдэх молекулууд нь ковалент туйлын холбоогоор үүсдэг.