Atomlar arasında kovalent bağlar olabilir. Kovalent bağ (CC)
Her iki bağlantı atomuna ait bir çift elektron yardımıyla kimyasal bir bağ oluşturma fikri, 1916'da Amerikalı fizikçi ve kimyager J. Lewis tarafından ortaya atıldı.
Hem moleküllerde hem de kristallerde atomlar arasında kovalent bir bağ vardır. Hem aynı atomlar arasında (örneğin, bir elmas kristalinde H 2, Cl 2, O 2 moleküllerinde) hem de farklı atomlar arasında (örneğin, H 2 O ve NH 3 moleküllerinde) meydana gelir. SiC kristalleri). Organik bileşiklerin moleküllerindeki hemen hemen tüm bağlar kovalenttir (C-C, C-H, C-N, vb.).
Kovalent bağ oluşumu için iki mekanizma vardır:
1) değişim;
2) verici-kabul eden.
Kovalent bağ oluşumu için değişim mekanizmasıbağlanan atomların her birinin ortak bir elektron çifti (bağ) oluşumu için bir eşleşmemiş elektron sağlaması gerçeğinde yatmaktadır. Etkileşen atomların elektronları daha sonra zıt dönüşlere sahip olmalıdır.
Örneğin, bir hidrojen molekülünde bir kovalent bağ oluşumunu düşünün. Hidrojen atomları birbirine yaklaştığında elektron bulutları birbirinin içine girer ve buna elektron bulutlarının örtüşmesi denir (Şekil 3.2), çekirdekler arasındaki elektron yoğunluğu artar. Çekirdekler birbirini çeker. Sonuç olarak, sistemin enerjisi azalır. Çok güçlü bir atom yaklaşımıyla, çekirdeklerin itmesi artar. Bu nedenle, sistemin minimum enerjiye sahip olduğu çekirdekler (bağ uzunluğu l) arasında optimal bir mesafe vardır. Bu durumda, bağlanma enerjisi E St olarak adlandırılan enerji açığa çıkar.
Pirinç. 3.2. Bir hidrojen molekülünün oluşumu sırasında elektron bulutlarının örtüşmesini gösteren diyagram
Şematik olarak, atomlardan bir hidrojen molekülünün oluşumu aşağıdaki gibi temsil edilebilir (bir nokta bir elektron anlamına gelir, bir çizgi bir çift elektron anlamına gelir):
H + H → H: H veya H + H → H - N.
Genel olarak, diğer maddelerin AB molekülleri için:
A + B = A: B.
Kovalent bağ oluşumunun donör-alıcı mekanizmasıbir parçacığın - vericinin - bir bağ oluşumu için bir elektron çifti ve ikincisinin - bir alıcı - serbest bir yörünge sunması gerçeğinde yatmaktadır:
A: + B = A: B.
donör kabul eden
Amonyak molekülünde ve amonyum iyonunda kimyasal bağ oluşum mekanizmalarını ele alalım.
1. Eğitim
Azot atomunun dışında enerji seviyesi iki eşleştirilmiş ve üç eşlenmemiş elektron:
s - alt seviyesindeki hidrojen atomunun bir eşleşmemiş elektronu vardır.
Amonyak molekülünde, azot atomunun eşleştirilmemiş 2p - elektronları, 3 hidrojen atomunun elektronlarıyla üç elektron çifti oluşturur:
NH3 molekülünde, değişim mekanizması ile 3 kovalent bağ oluşur.
2. Bir kompleks iyonun oluşumu - bir amonyum iyonu.
NH3 + HCl = NH4Cl veya NH3 + H + = NH4 +
Azot atomunun paylaşılmamış bir elektron çifti vardır, yani bir atomik orbitalde antiparalel dönüşlere sahip iki elektron. Hidrojen iyonunun atomik yörüngesi elektron içermez (boş yörünge). Amonyak molekülü ve hidrojen iyonu birbirine yaklaştığında, azot atomunun yalnız elektron çifti ve hidrojen iyonunun boş yörüngesi etkileşir. Azot ve hidrojen atomları için ortak olmayan bir elektron çifti ortaya çıkar. Kimyasal bağ donör tarafından - alıcı mekanizma. Amonyak molekülünün nitrojen atomu verici, hidrojen iyonu ise alıcıdır:
NH4+ iyonunda dört bağın hepsinin eşdeğer ve ayırt edilemez olduğu, bu nedenle iyondaki yükün kompleks boyunca delokalize olduğu (dağıldığı) not edilmelidir.
Ele alınan örnekler, bir atomun kovalent bağ oluşturma yeteneğinin sadece bir elektrondan değil, aynı zamanda 2 elektronlu bulutlardan veya serbest orbitallerin varlığından da kaynaklandığını göstermektedir.
Verici-alıcı mekanizması ile, karmaşık bileşiklerde bağlar oluşur: -; 2+; 2- vb.
Bir kovalent bağ aşağıdaki özelliklere sahiptir:
- doyma;
- odak;
- polarite ve polarize edilebilirlik.
KS- her iki atoma ait bir elektron çifti nedeniyle gerçekleştirilen bir bağ.
COP'nin oluşumu için koşullar: Elektronegatifliği yüksek atomlar arasında oluşur. (elektronlar - atomların elektronları kendilerine çekme yeteneği).
∆Χ 2 atomun elektronegatiflik farkıdır, eğer ∆Χ≤1.4 ise bağ polardır
KS m. oluşturulan:
1 - herhangi bir metal olmayan atom arasında (çünkü tüm metal olmayan atomlar yüksek değerler elektrik), pr: HCl, elektrik değerleri tablolara göredir, H = 2.1 için, Cl = 3.1 için, - ∆Χ = 3.1-2.1 = 1≤1.4, bu bir kovalent ve polar bağdır.
2 - metal içindeyse, metal olmayan bir metal ile bir metalin atomları arasında yüksek derece oksidasyon, pr: Cr = 2.4 için CrCl6, ∆Χ = 3.1-2.4 = 0.7≤1.4 kovalent bir polar bağdır.
CS oluşum mekanizmaları:
1- değişim mekanizması- 2 atom elektron alışverişinde bulunur ve her ikisine ait olan ve "paylaşılan" olarak adlandırılan ortak bir elektron çifti oluşturur. Bir örnek, uçucuların molekülleridir. inorganik bileşikler: НСl, Н 2 О, Н 2 S, NH 3, vb. НСl molekülünün oluşumu Н + şeması ile temsil edilebilir. Cl: = H: Cl: Elektron çifti klor atomuna doğru kaydırılır, çünkü klor atomunun bağıl elektronegatifliği (2.83) hidrojen atomununkinden (2.1) daha büyüktür.
2 - donör-alıcı mekanizması: - bir atomun (verici) bir çift elektronunun başka bir atomun (alıcı) serbest yörüngesini işgal etmesi gerçeğinde yatmaktadır.Örnek olarak bir amonyum iyonunun oluşum mekanizmasını düşünün. Amonyak molekülünde, nitrojen atomunun yalnız bir çift elektronu, iki elektronlu bir bulutu vardır):
Hidrojen iyonu, □ H + olarak gösterilebilen serbest (dolu olmayan) bir 1s-yörüngesine sahiptir. Bir amonyum iyonu oluştuğunda, nitrojen ve hidrojen atomları için iki elektronlu bir nitrojen bulutu yaygın hale gelir, yani. moleküler elektron bulutuna dönüşür. Bu, dördüncü kovalent bağın ortaya çıktığı anlamına gelir. Bir amonyum iyonunun oluşumu diyagramla temsil edilebilir.
| + □ H + → |
Hidrojen iyonunun yükü ortak hale gelir (delokalize olur, yani tüm atomlar arasında dağılır) ve nitrojene ait iki elektronlu bulut (yalnız elektron çifti) hidrojen ile ortak hale gelir.
Bir kovalent bağ, polar (kompleks moleküller) ve polar değildir (basit moleküller).
Kovalent bağ özellikleri
Kovalent bağın bir takım önemli özellikleri vardır. Bunlar doygunluk ve odak içerir.
doygunluk - karakteristik özellik kovalent bağ. Atomların sınırlı sayıda kovalent bağ oluşturma yeteneğinde kendini gösterir. Bunun nedeni, bir atomun bir yörüngesinin yalnızca bir kovalent kimyasal bağ oluşumunda yer alabilmesidir. Bu özellik moleküler kimyasal bileşiklerin bileşimini belirler. Böylece, hidrojen atomları etkileşime girdiğinde, Н 3 değil, Н 2 molekülü oluşur. Üçüncü hidrojen atomu birleşemez, çünkü elektronunun dönüşü moleküldeki çift elektronlardan birinin dönüşüne paralel olacaktır. Çeşitli elementlerin atomlarında bir veya daha fazla sayıda kovalent bağ oluşturma yeteneği, maksimum eşleşmemiş değerlik elektronlarının elde edilmesiyle sınırlıdır.
Odak- bir molekülün geometrik yapısını belirleyen bir kovalent bağın özelliği. Kuplajın yönlülüğünün nedeni, elektron orbitallerinin örtüşmesinin ancak örtüşme bölgesinde en yüksek elektron yoğunluğunu sağlayan belirli bir karşılıklı yönelime sahip olmaları durumunda mümkün olması gerçeğinde yatmaktadır. Bu durumda en güçlü kimyasal bağ oluşur.
Kovalent bağ, moleküllerde ve kristallerde en sık metal olmayan atomları bağlayan bir bağdır. Bu yazıda ne tür bir kimyasal bağa kovalent denildiğinden bahsediyoruz.
Kovalent kimyasal bağ nedir?
Kovalent bir kimyasal bağ, ortak (bağ) elektron çiftlerinin oluşumu yoluyla gerçekleştirilen bir bağdır.
İki atom arasında ortak bir elektron çifti varsa, böyle bir bağa iki - çift, üç - üçlü ise tek (sıradan) denir.
Bağ genellikle atomlar arasında yatay bir çubukla gösterilir. Örneğin, bir hidrojen molekülünde tek bir bağ vardır: H-H; oksijen molekülünde bir çift bağ vardır: O = O; azot molekülünde üçlü bir bağ vardır:
Pirinç. 1. Azot molekülünde üçlü bağ.
Bağın çokluğu ne kadar yüksekse, molekül o kadar güçlüdür: üçlü bir bağın varlığı, nitrojen moleküllerinin yüksek kimyasal kararlılığını açıklar.
Kovalent bağların oluşumu ve türleri
Kovalent bağ oluşumu için iki mekanizma vardır: değişim mekanizması ve verici-alıcı mekanizması:
- değişim mekanizması... Ortak bir elektron çiftinin oluşumu için değişim mekanizmasında, iki bağlayıcı atom, her biri bir eşleşmemiş elektron sağlar. Örneğin, bir hidrojen molekülü oluştuğunda tam olarak olan budur.
Pirinç. 2. Bir hidrojen molekülünün oluşumu.
Ortak bir elektron çifti, bağlı atomların her birine aittir, yani elektron kabukları tamamlanmıştır.
- donör-alıcı mekanizması... Verici-alıcı mekanizmasında, ortak bir elektron çifti, daha elektronegatif olan bağ atomlarından biri tarafından temsil edilir. İkinci atom, ortak bir elektron çifti için serbest bir yörüngeyi temsil eder.
Pirinç. 3. Bir amonyum iyonunun oluşumu.
Amonyum iyonu NH 4+ bu şekilde oluşur. Bu pozitif yüklü iyon (katyon), amonyak gazı herhangi bir asitle etkileşime girdiğinde oluşur. Bir asit çözeltisinde, bir hidrojen ortamında hidronyum katyonu H30+ oluşturan hidrojen katyonları (protonlar) vardır. Amonyak NH 3 formülü: Molekül, bir değişim mekanizmasıyla tekli kovalent bağlarla bağlanan bir nitrojen atomu ve üç hidrojen atomundan oluşur. Azot atomu bir yalnız elektron çifti ile bırakılır. Serbest bir yörüngeye sahip olan hidrojen iyonu H + 'ya ortak bir donör olarak sağlar.
kovalent kimyasal bağ kimyasallar polar ve polar olmayan olabilir. Bir bağın dipol momenti yoktur, yani aynı elementin iki atomu aynı elektronegatiflik değerine sahipse, polariteye sahip değildir. Yani, bir hidrojen molekülünde bağ polar değildir.
Hidrojen klorür HCl molekülünde, farklı elektronegatifliğe sahip atomlar, kovalent bir tekli bağ ile bağlanır. Toplam elektron çifti, daha yüksek elektron afinitesine ve elektronegatifliğe sahip olan klora doğru kayar. Bir dipol momenti belirir, bağ polar hale gelir. Bu durumda, kısmi bir yük ayrımı meydana gelir: hidrojen atomu dipolün pozitif ucu olur ve klor atomu negatif olur.
Herhangi bir kovalent bağ aşağıdaki özelliklere sahiptir: enerji, uzunluk, çokluk, polarite, polarize edilebilirlik, doygunluk, uzayda yönlülük
Ne öğrendik?
Bir çift değerlik elektron bulutunun üst üste binmesiyle kovalent bir kimyasal bağ oluşur. Bu tip bir bağ, verici-alıcı mekanizma ile oluşturulabileceği gibi, değişim mekanizması ile de oluşturulabilir. Kovalent bağ polardır ve polar değildir ve uzayda uzunluk, çokluk, polarite ve yönlülüğün varlığı ile karakterize edilir.
Konuya göre test edin
Raporun değerlendirilmesi
Ortalama puanı: 4.2. Alınan toplam puan: 164.
Daha önce bahsedildiği gibi, uyarılmamış etkileşimli atomlarda bulunan eşleşmemiş elektronlar nedeniyle bir kovalent bağ gerçekleştiren ortak bir elektron çifti oluşturulabilir. Bu, örneğin H2, HC1, Cl2 gibi moleküllerin oluşumu sırasında olur. Burada atomların her birinin eşleşmemiş bir elektronu vardır; bu tür iki atom etkileşime girdiğinde, ortak bir elektron çifti oluşturulur - bir kovalent bağ ortaya çıkar.
Uyarılmamış bir nitrojen atomunda eşleşmemiş üç elektron vardır:
Sonuç olarak, eşleştirilmemiş elektronlar nedeniyle azot atomu üç kovalent bağ oluşumuna katılabilir. Bu, örneğin nitrojen kovalansının 3 olduğu N2 veya NH3 moleküllerinde olur.
Bununla birlikte, kovalent bağların sayısı daha fazla sayı uyarılmamış bir atomun eşleşmemiş elektronları. Bu nedenle, normal durumda, bir karbon atomunun dış elektronik katmanı, şemada gösterilen bir yapıya sahiptir:
Mevcut eşleşmemiş elektronlar nedeniyle, bir karbon atomu iki kovalent bağ oluşturabilir. Bu arada karbon, atomlarının her birinin komşu atomlara dört kovalent bağla (örneğin, CO2, CH4, vb.) bağlı olduğu bileşiklerle karakterize edilir. Bu, bir miktar enerji harcanarak atomda bulunan 2x elektronlarından birinin alt seviye 2'ye aktarılabilmesi nedeniyle mümkün görünmektedir. r sonuç olarak atom uyarılmış duruma geçer ve eşleşmemiş elektronların sayısı artar. Elektronların "buharlaşmasının" eşlik ettiği böyle bir uyarma süreci, uyarılmış durumun elementin sembolünde bir yıldızla işaretlendiği aşağıdaki şema ile temsil edilebilir:
Artık karbon atomunun dış elektron katmanında eşlenmemiş dört elektron vardır; bu nedenle, uyarılmış bir karbon atomu dört kovalent bağın oluşumuna katılabilir. Bu durumda, oluşturulan kovalent bağların sayısındaki artışa, bir atomu uyarılmış bir duruma aktarmak için harcanan enerjiden daha fazla enerjinin salınması eşlik eder.
Eşlenmemiş elektron sayısında bir artışa yol açan bir atomun uyarılması, çok büyük enerji harcamalarıyla ilişkilendirilirse, bu harcamalar yeni bağların oluşum enerjisiyle telafi edilmez; o zaman bir bütün olarak böyle bir süreç enerjik olarak elverişsiz hale gelir. Bu nedenle, oksijen ve flor atomlarının dış elektron katmanında serbest yörüngeleri yoktur:
Burada eşleşmemiş elektron sayısında bir artış ancak elektronlardan birinin bir sonraki enerji düzeyine, yani bir sonraki enerji düzeyine aktarılmasıyla mümkündür. bir eyalette 3s. Bununla birlikte, böyle bir geçiş, yeni bağlar ortaya çıktığında salınan enerji tarafından karşılanmayan çok büyük bir enerji harcaması ile ilişkilidir. Bu nedenle, eşleştirilmemiş elektronlar nedeniyle, bir oksijen atomu ikiden fazla kovalent bağ ve bir flor atomu - sadece bir tane oluşturabilir. Aslında, bu elementler oksijen için ikiye ve flor için bire eşit sabit bir kovalans ile karakterize edilir.
Üçüncü ve sonraki periyotların elementlerinin atomları, dış elektron katmanında uyarılma üzerine geçebilecekleri bir "i-alt seviyeye sahiptir. s- ve dış tabakanın p-elektronları. Bu nedenle, burada eşleşmemiş elektronların sayısını artırmak için ek olasılıklar ortaya çıkıyor. Böylece, uyarılmamış bir durumda eşleşmemiş bir elektronu olan bir klor atomu
bazı enerji pahasına üç, beş veya yedi eşleşmemiş elektron ile karakterize edilen uyarılmış durumlara (SR) dönüştürülebilir: 
Bu nedenle, flor atomunun aksine, klor atomu sadece bir değil, aynı zamanda üç, beş veya yedi kovalent bağın oluşumuna da katılabilir. Bu nedenle, klorlu asit HClO2'de klorun kovalansı üç, klorik asit HClO3 - beş ve perklorik asit HClO 4 - yedi'dir. Benzer şekilde, yine boş bir 3bCio seviyesine sahip bir kükürt atomu, dört veya altı eşleşmemiş elektronla uyarılmış durumlara geçebilir ve bu nedenle oksijende olduğu gibi sadece iki değil, aynı zamanda dört veya altı kovalent bağın oluşumuna da katılabilir. Bu, kükürtün dört (SO 2, SCI 4) veya altıya (SF 6) eşit kovalans sergilediği bileşiklerin varlığını açıklayabilir.
Çoğu durumda, kovalent bağlar, atomun dış elektron katmanında bulunan çift elektronlar nedeniyle de ortaya çıkar. Örneğin, bir amonyak molekülünün elektronik yapısını düşünün:
Burada noktalar, başlangıçta nitrojen atomuna ait olan elektronları ve çaprazlar - hidrojen atomlarına ait olanları temsil eder. Azot atomunun sekiz dış elektronundan altısı üç kovalent bağ oluşturur ve azot atomu ve hidrojen atomları için ortaktır. Ancak iki elektron sadece nitrojene aittir ve yalnız çift. Böyle bir elektron çifti, bu atomun dış elektron katmanında serbest bir yörünge varsa, başka bir atomla kovalent bir bağ oluşumuna da katılabilir. Örneğin, genellikle elektronlardan yoksun olan hidrojen iyonu H + için boş bir ls-yörüngesi mevcuttur:
Bu nedenle, NH3 molekülü bir hidrojen iyonu ile etkileşime girdiğinde, aralarında bir kovalent bağ oluşur; nitrojen atomunun yalnız elektron çifti, iki atom için ortak hale gelir ve bunun sonucunda bir iyon oluşur amonyum YU4:
Burada, kovalent bağ, başlangıçta bir atoma ait olan bir çift elektron nedeniyle ortaya çıktı. (bağışçı elektron çifti) ve başka bir atomun serbest yörüngesi (akseptör elektronik çift). Bu kovalent bağ oluşturma yöntemine denir. donör-kabul eden. Ele alınan örnekte elektron çiftinin vericisi nitrojen atomu, alıcısı ise hidrojen atomudur.
Deneyim, dört iletişim N-H amonyum iyonunda her bakımdan eşdeğerdir. Bundan, verici-alıcı yöntemiyle oluşturulan bağın, özelliklerinde, etkileşime giren atomların eşleşmemiş elektronları tarafından oluşturulan kovalent bağdan farklı olmadığı sonucuna varılır.
Verici-alıcı yöntemiyle oluşturulan bağların bulunduğu bir moleküle başka bir örnek de nitrik oksit (I) N 2 O molekülüdür.
Daha önce, bu bileşiğin yapısal formülü şu şekilde tasvir edilmişti:
Bu formüle göre, merkezi nitrojen atomu, komşu atomlara beş kovalent bağ ile bağlanır, böylece dış elektron katmanında on elektron (beş elektron çifti) bulunur. Ancak bu sonuç, nitrojen atomunun elektronik yapısıyla çelişir, çünkü dış L tabakası sadece dört orbital içerir (bir 5- ve üç p-orbital) ve sekizden fazla elektronu barındıramaz. Bu nedenle, verilen yapısal formül doğru kabul edilemez.
Nitrik oksidin (I) elektronik yapısını ele alalım ve tek tek atomların elektronları dönüşümlü olarak noktalar veya çarpılarla gösterilecektir. İki eşleşmemiş elektrona sahip oksijen atomu, merkezi nitrojen atomu ile iki kovalent bağ oluşturur:
Merkezi nitrojen atomunda kalan eşleşmemiş elektron nedeniyle, ikincisi ikinci nitrojen atomuyla kovalent bir bağ oluşturur:
Böylece oksijen atomunun ve merkezi nitrojen atomunun dış elektron katmanları doldurulur: burada kararlı sekiz elektronlu konfigürasyonlar oluşur. Ama en dıştaki nitrojen atomunun dış elektron katmanında sadece altı elektron vardır; dolayısıyla bu atom başka bir elektron çiftinin alıcısı olabilir. Bitişikteki merkezi nitrojen atomu yalnız bir elektron çiftine sahiptir ve bir donör görevi görebilir. Bu, donör-alıcı yöntemiyle azot atomları arasında başka bir kovalent bağın oluşumuna yol açar:
Şimdi, N2O molekülünü oluşturan üç atomun her biri, dış katmanın kararlı sekiz elektronlu yapısına sahiptir. Verici-alıcı yöntemiyle oluşturulan kovalent bağ, alışıldığı gibi, verici atomdan alıcı atoma yönlendirilen bir okla belirtilirse, nitrik oksidin (I) yapısal formülü aşağıdaki gibi gösterilebilir:
Böylece, nitrik oksitte (I), merkezi nitrojen atomunun kovalansı dörttür ve uç nokta ikidir.
Ele alınan örnekler, atomların kovalent bağların oluşumu için çeşitli olasılıklara sahip olduğunu göstermektedir. İkincisi, hem uyarılmamış bir atomun eşleşmemiş elektronları nedeniyle hem de bir atomun uyarılmasının (elektron çiftlerinin "eşleşmemesi") bir sonucu olarak ortaya çıkan eşleşmemiş elektronlar nedeniyle ve son olarak donör-alıcı yöntemiyle oluşturulabilir. Bununla birlikte, oluşturabilecek toplam kovalent bağ sayısı verilen atom, sınırlı. belirlenir Toplam değerlik orbitalleri, yani kovalent bağların oluşumu için kullanımı enerjisel olarak uygun olan orbitaller. Kuantum-mekanik hesaplama, bu tür yörüngelerin şunları içerdiğini gösterir: S- ve dış elektron katmanının p-orbitali ve önceki katmanın d-orbitali; bazı durumlarda klor ve kükürt atomları örneklerinde gördüğümüz gibi, dış tabakanın bf-orbitalleri de değerlik orbitalleri olarak kullanılabilir.
İkinci periyodun tüm elementlerinin atomları, önceki katmanda d-orbitallerinin yokluğunda dış elektron katmanında dört yörüngeye sahiptir. Sonuç olarak, bu atomların değerlik orbitalleri sekizden fazla elektronu barındıramaz. Bu, ikinci periyodun elemanlarının maksimum kovalansının dört olduğu anlamına gelir.
Üçüncü ve sonraki periyotların elementlerinin atomları, yalnızca kovalent bağlar oluşturmak için kullanılabilir s- ve R-, ama aynı zamanda ^ -orbitalleri. Kovalent bağların oluşumunun yer aldığı bilinen ^-elementleri bileşikleri s- ve r-dış elektron tabakasının orbitalleri ve beşinin tümü
Atomların sınırlı sayıda kovalent bağ oluşumuna katılma yeteneğine denir. doyma kovalent bağ.
- Bir verici-alıcı yöntemiyle oluşturulan bir kovalent bağ, bazen kısaca bir verici-alıcı bağı olarak anılır. Bununla birlikte, bu terim özel bir bağ türü olarak değil, yalnızca bir kovalent bağ oluşturmanın belirli bir yolu olarak anlaşılmalıdır.
Kimyasal bağ.
Farklı maddeler var farklı yapı... Bugüne kadar bilinen tüm maddelerden, yüksek kararlılıklarından dolayı sadece serbest (izole) atomlar şeklinde inert gazlar mevcuttur. elektronik yapılar... Diğer tüm maddeler (ve şu anda 10 milyondan fazla var) bağlı atomlardan oluşur.
Not: Metnin öğrenilemeyen veya anlaşılamayan kısımları italik olarak vurgulanmıştır.
Atomlardan moleküllerin oluşumu bir enerji kazanımına yol açar, çünkü normal koşullar altında moleküler durum atomik olandan daha kararlıdır.
Dış enerji seviyesindeki bir atom, bir ila sekiz elektron içerebilir. Atomun dış seviyesindeki elektronların sayısı, taşıyabileceği maksimum sayıda ise bu seviyeye denir. Tamamlandı... Tamamlanan seviyeler, büyük dayanıklılık ile karakterize edilir. Bunlar soy gaz atomlarının dış seviyeleridir: helyum dış seviyede (s 2) iki elektrona sahiptir, geri kalanların her biri sekiz elektrona sahiptir (ns 2 np 6). Diğer elementlerin atomlarının dış seviyeleri eksiktir ve kimyasal etkileşim sürecinde tamamlanırlar.
Kimyasal bağ, değerlik elektronları tarafından oluşturulur, ancak farklı şekillerde gerçekleştirilir. Üç ana kimyasal bağ türü vardır: kovalent, iyonik ve metalik.
Kovalent bağ
Bir hidrojen molekülü oluşumu örneğini kullanarak bir kovalent bağ oluşum mekanizmasını ele alalım:
H + H = H2; S = 436 kJ
Serbest bir hidrojen atomunun çekirdeği, 1 s-elektronun oluşturduğu küresel simetrik bir elektron bulutu ile çevrilidir. Atomlar belirli bir mesafeye yaklaştıklarında elektron bulutları (yörüngeleri) kısmen örtüşür.
Sonuç olarak, çekirdekler arasındaki boşlukta maksimum elektron yoğunluğuna sahip olan her iki çekirdeğin merkezleri arasında moleküler bir iki elektronlu bulut belirir; Negatif yük yoğunluğundaki bir artış, çekirdekler ve moleküler bulut arasındaki çekim kuvvetlerinde güçlü bir artışa neden olur.
Böylece, enerji salınımının eşlik ettiği atomların elektron bulutlarının üst üste binmesinin bir sonucu olarak bir kovalent bağ oluşur. Dokunmaya yakın olan hidrojen atomlarının çekirdekleri arasındaki mesafe 0.106 nm ise, elektron bulutlarının çakışmasından (H2 molekülünün oluşumu) sonra bu mesafe 0.074 nm'dir. Elektron bulutlarının en büyük örtüşmesi, iki atomun çekirdeklerini birbirine bağlayan hat boyunca meydana gelir (bu, bir σ-bağının oluşumu sırasında meydana gelir). Elektron orbitallerinin üst üste binmesi ne kadar büyük olursa, kimyasal bağ o kadar güçlü olur. İki hidrojen atomu arasında kimyasal bağ oluşmasının bir sonucu olarak, her biri asil gaz olan helyumun elektronik konfigürasyonuna ulaşır.
Kimyasal bağları farklı şekillerde göstermek gelenekseldir:
1) elementin kimyasal işaretine ayarlanmış noktalar şeklindeki elektronların yardımıyla. Daha sonra bir hidrojen molekülünün oluşumu şema ile gösterilebilir.
H ∙ + H ∙ → H: H
2) sıklıkla, özellikle organik Kimya, bir kovalent bağ, ortak bir elektron çiftini simgeleyen bir tire (vuruş) (örneğin, H-H) ile gösterilir.
Klor molekülündeki kovalent bağ, iki ortak elektron veya bir elektron çifti kullanılarak da gerçekleştirilir:
Yalnız elektron çifti, atomda 3 tane var
← Yalnız elektron çifti,
Bir molekülde 6 tane vardır.
eşlenmemiş elektron paylaşılan veya paylaşılan elektron çifti
Gördüğünüz gibi, her klor atomunun üç yalnız çifti ve bir eşleşmemiş elektronu vardır. Kimyasal bir bağın oluşumu, her atomun eşleşmemiş elektronları nedeniyle oluşur. Eşlenmemiş elektronlar, ortak bir elektron çiftine bağlanır, buna ortak bir çift de denir.
Atomlar arasında bir kovalent bağ oluşmuşsa (bir ortak elektron çifti), buna tek denir; daha fazla ise, o zaman ikili (iki ortak elektron çifti), üçlü (üç ortak elektron çifti).
Tek bir bağ bir tire (vuruş), ikili bir bağ iki ve üçlü bir bağ ile gösterilir. İki atom arasındaki çizgi, genelleştirilmiş bir elektron çiftine sahip olduklarını ve bunun sonucunda kimyasal bir bağ oluştuğunu gösterir. Bu tür tirelerin yardımıyla moleküllerin yapısal formülleri gösterilir.
Bu nedenle, bir klor molekülünde, atomlarının her biri sekiz elektrondan (s 2 p 6) tam bir dış seviyeye sahiptir ve bunlardan ikisi (bir elektron çifti) eşit olarak her iki atoma da aittir. Bir molekülün oluşumu sırasında elektron orbitallerinin üst üste binmesi Şek. 
Azot molekülünde N 2 atomlarının üç ortak elektron çifti vardır:
: N + N: →: N ::: N:
Açıktır ki, nitrojen molekülü hidrojen veya klor molekülünden daha güçlüdür, bu da kimyasal reaksiyonlarda nitrojenin önemli eylemsizliğinin nedenidir.
Elektron çiftleri tarafından gerçekleştirilen kimyasal bağa kovalent denir.
Kovalent bağ oluşum mekanizmaları.
Bir kovalent bağ sadece üst üste bindirilerek oluşturulmaz tek elektron bulutlar, bir kovalent bağ oluşumu için bir değişim mekanizmasıdır.
Değişim mekanizmasında, atomlar genel kullanım için aynı sayıda elektron sağlar.
Oluşumunun başka bir mekanizması da mümkündür - donör-alıcı. Bu durumda, kimyasal bağ nedeniyle ortaya çıkar. paylaşılmamış bir atomun elektron çifti ve Bedava başka bir atomun yörüngeleri.
Örnek olarak amonyum iyonu NH 4 + oluşum mekanizmasını ele alalım.
Amonyak HCl ile etkileşime girdiğinde, Kimyasal reaksiyon:
NH 3 + HCl = NH 4 Cl veya kısaltılmış iyonik formda: NH 3 + H + = NH 4 +
Bu durumda, amonyak molekülündeki azot atomu paylaşılmamış bir çift elektron (iki elektron Bulut):