Тодорхойлолт
Ковалентын холбоо гэдэг нь атомууд валентийн электронуудаа хуваалцсанаар үүсдэг химийн холбоо юм. Шаардлагатай нөхцөлКовалентын холбоо үүсэх нь валентийн электронууд байрладаг атомын орбиталуудын (AO) давхцах явдал юм. Хамгийн энгийн тохиолдолд, хоёр AO-ийн давхцал нь хоёр молекул орбитал (MO) үүсэхэд хүргэдэг: холбох MO ба эсрэг холбоо (эсрэг холбоо) MO. Хуваалцсан электронууд нь доод энергийн холболтын MO дээр байрладаг:
Боловсролын харилцаа холбоо
Ковалент холбоо(атомын холбоо, гомеополяр холбоо) - атом тус бүрээс нэг электроныг хуваах (электрон хуваалцах) улмаас хоёр атомын хоорондох холбоо:
A. + B. -> A: B
Энэ шалтгааны улмаас гомеополяр харилцаа нь чиглэлтэй байдаг. Бондыг гүйцэтгэдэг хос электронууд нь холбогдсон атомуудад нэгэн зэрэг хамаарна, жишээлбэл:
| .. | .. | .. | |||||||||
| : | Cl | : | Cl | : | Х | : | О | : | Х | ||
| .. | .. | .. |
Ковалентын бондын төрлүүд
Гурван төрлийн ковалент химийн холбоо байдаг бөгөөд тэдгээр нь үүсэх механизмаараа ялгаатай байдаг.
1. Энгийн ковалент холбоо. Түүний үүсэхийн тулд атом бүр нэг хосгүй электроноор хангадаг. Энгийн ковалент холбоо үүсэх үед атомуудын албан ёсны цэнэг өөрчлөгдөөгүй хэвээр байна. Хэрэв энгийн ковалент холбоо үүсгэгч атомууд ижил байвал молекул дахь атомуудын жинхэнэ цэнэг нь мөн адил байна, учир нь холбоог үүсгэгч атомууд хос электрон хосыг ижил тэнцүү эзэмшдэг тул ийм холбоог туйлт бус ковалент гэж нэрлэдэг. бонд. Хэрэв атомууд өөр бол нийтлэг хос электроныг эзэмших зэрэг нь илүү их цахилгаан сөрөг утгатай атомын электрон сөрөг байдлын ялгаагаар тодорхойлогддог. илүү их хэмжээгээрхос холболтын электроныг эзэмшдэг тул түүний жинхэнэ цэнэг нь сөрөг тэмдэгтэй, бага электрон сөрөг утгатай атом нь ижил хэмжээтэй боловч эерэг тэмдэгтэй цэнэгийг олж авдаг.
Сигма (σ)-, pi (π)-бондууд нь органик нэгдлүүдийн молекул дахь ковалент бондуудын ойролцоо тодорхойлолт юм. атомын цөм. π холбоо үүсэх үед электрон үүлний хажуугийн давхцал үүсэх ба электрон үүлний нягт нь σ бондын хавтгайгаас хамгийн их "дээд" ба "доор" байна. Жишээлбэл, этилен, ацетилен, бензолыг авна.
Этилен C 2 H 4 молекулд CH 2 = CH 2 давхар холбоо байдаг бөгөөд түүний электрон томъёо: H:C::C:H. Бүх этилен атомын цөмүүд нэг хавтгайд байрладаг. Нүүрстөрөгчийн атом бүрийн гурван электрон үүл нь нэг хавтгайд байгаа бусад атомуудтай гурван ковалент холбоо үүсгэдэг (тэдгээрийн хоорондох өнцөг нь ойролцоогоор 120 °). Нүүрстөрөгчийн атомын дөрөв дэх валентийн электроны үүл нь молекулын хавтгайн дээр ба доор байрладаг. Нүүрстөрөгчийн хоёр атомын ийм электрон үүл нь молекулын хавтгайн дээр болон доор хэсэгчлэн давхцаж, нүүрстөрөгчийн атомуудын хооронд хоёр дахь холбоог үүсгэдэг. Нүүрстөрөгчийн атомуудын хоорондох эхний, илүү хүчтэй ковалент холбоог σ бонд гэж нэрлэдэг; хоёр дахь сул ковалент холбоог π холбоо гэж нэрлэдэг.
Шугаман ацетилений молекулд
N-S≡S-N (N: S::: S: N)
нүүрстөрөгч ба устөрөгчийн атомуудын хооронд σ холбоо, хоёр нүүрстөрөгчийн атомын хооронд нэг σ холбоо, ижил нүүрстөрөгчийн атомын хооронд хоёр π холбоо байдаг. Хоёр π-бонд нь харилцан перпендикуляр хоёр хавтгайд σ-бондын үйл ажиллагааны хүрээний дээр байрладаг.
Бензолын циклик молекул C 6 H 6-ийн бүх зургаан нүүрстөрөгчийн атомууд нэг хавтгайд байрладаг. Цагирагийн хавтгай дахь нүүрстөрөгчийн атомуудын хооронд σ холбоо байдаг; Нүүрстөрөгчийн атом бүр устөрөгчийн атомуудтай ижил холбоотой байдаг. Нүүрстөрөгчийн атомууд эдгээр холбоог бий болгохын тулд гурван электрон зарцуулдаг. Найман хэлбэртэй нүүрстөрөгчийн атомын дөрөв дэх валентын электронуудын үүлнүүд нь бензолын молекулын хавтгайд перпендикуляр байрладаг. Ийм үүл бүр нь хөрш зэргэлдээх нүүрстөрөгчийн атомын электрон үүлтэй ижилхэн давхцдаг. Бензолын молекулд гурван тусдаа π холбоо үүсдэггүй, харин бүх нүүрстөрөгчийн атомд нийтлэг байдаг зургаан электроноос бүрдэх нэг π электрон систем үүсдэг. Бензолын молекул дахь нүүрстөрөгчийн атомуудын хоорондын холбоо яг ижил байна.
Ковалент холбоо нь электрон үүлний давхцлын үед үүсдэг электронуудыг хуваалцах (нийтлэг электрон хос үүсгэх) үр дүнд үүсдэг. Ковалентын холбоо үүсэхэд хоёр атомын электрон үүл орно. Ковалент бондын хоёр үндсэн төрөл байдаг.
- Нэг төрлийн металл бус атомуудын хооронд ковалент туйлт бус холбоо үүсдэг химийн элемент. Энгийн бодисууд, жишээлбэл, O 2 нь ийм холболттой байдаг; N 2; C 12.
- Төрөл бүрийн металл бус атомуудын хооронд туйлын ковалент холбоо үүсдэг.
Мөн үзнэ үү
Уран зохиол
- "Химийн нэвтэрхий толь бичиг", М., " Зөвлөлтийн нэвтэрхий толь бичиг", 1983, 264-р тал.
| Органик хими |
|---|
| Органик нэгдлүүдийн жагсаалт |
| Бүтцийн хими | |
|---|---|
| Химийн холбоо: | Үнэр | Ковалент холбоо| Ионы холбоо | Металл холболт | Устөрөгчийн холбоо | Донор-хүлээн авагчийн холбоо | Таутомеризм |
| Бүтцийн дэлгэц: | Функциональ бүлэг | Бүтцийн томъёо | Химийн томъёо | Лиганд |
| Цахим шинж чанарууд: | Цахилгаан сөрөг чанар | Электрон хамаарал | Иончлолын энерги | Диполь | Октет дүрэм |
| Стереохими: | Тэгш бус атом | Изомеризм | Тохиргоо | Хирал | Зохицуулалт |
Викимедиа сан.
- 2010 он.
Том Политехник нэвтэрхий толь бичиг ХИМИЙН ХОЛБОО, атомууд хоорондоо нийлж молекул үүсгэдэг механизм. Эсрэг цэнэгийн таталцал, эсвэл электрон солилцох замаар тогтвортой конфигурац үүсэх зэрэгт үндэслэсэн ийм холбоо хэд хэдэн төрөл байдаг.... ...
Шинжлэх ухаан, техникийн нэвтэрхий толь бичигХимийн холбоо - ХИМИЙН БОНД, атомуудын харилцан үйлчлэл, тэдгээрийн нэгдлийг молекул, талст болгон үүсгэдэг. Химийн холбоо үүсэх үед үйлчилж буй хүч нь гол төлөв цахилгаан шинж чанартай байдаг. Химийн холбоо үүсэх нь бүтцийн өөрчлөлт дагалддаг ... ...
Зурагт нэвтэрхий толь бичиг Атомуудын харилцан таталцал нь молекул, талст үүсэхэд хүргэдэг. Молекул эсвэл талст дотор хөрш атомуудын хооронд химийн бүтэц байдаг гэж хэлэх нь заншилтай байдаг. Атомын валент (үүнийг доор дэлгэрэнгүй авч үзэх болно) нь бондын тоог харуулдаг...
Зөвлөлтийн агуу нэвтэрхий толь бичигхимийн холбоо - атомуудын харилцан таталцал нь молекул, талст үүсэхэд хүргэдэг. Атомын валент нь тухайн атомын хөрш зэргэлдээх атомуудтай үүсгэсэн бондын тоог харуулдаг. "Химийн бүтэц" гэсэн нэр томъёог академич А.М.Бутлеров... ... онд нэвтрүүлсэн.Нэвтэрхий толь бичиг
металлургийн салбарт
Химийн холбоо гэдэг нь системийн нийт энергийн бууралт дагалддаг бондын бөөмсийн электрон үүлний давхцалаас үүдэлтэй атомуудын харилцан үйлчлэлийн үзэгдэл юм. “Химийн бүтэц” гэсэн нэр томъёог анх 1861 онд А.М.Бутлеров... ... Википедиа
Хими бол нэлээд төвөгтэй, бас олон янзын шинжлэх ухаан гэдэг нь нууц биш юм. Олон янз бүрийн урвал, урвалж, химийн бодис болон бусад нарийн төвөгтэй, ойлгомжгүй нэр томъёо - тэд бүгд бие биетэйгээ харилцан үйлчилдэг. Гэхдээ гол зүйл бол бид өдөр бүр химийн хичээлтэй тулгардаг, хичээл дээр багшийг сонсож, суралцах нь хамаагүй. шинэ материалэсвэл бид цай исгэдэг, энэ нь ерөнхийдөө бас байдаг химийн процесс.
гэж дүгнэж болно чи хими л мэдэх хэрэгтэй, үүнийг ойлгох, бидний ертөнц эсвэл түүний зарим хэсэг хэрхэн ажилладаг талаар мэдэх нь сонирхолтой бөгөөд үүнээс гадна ашигтай байдаг.
Одоо бид ковалент холбоо гэх нэр томъёог авч үзэх хэрэгтэй, дашрамд хэлэхэд энэ нь туйлт эсвэл туйл биш байж болно. Дашрамд хэлэхэд, "ковалент" гэдэг үг нь Латин "co" - хамтдаа, "vales" - хүч гэсэн үгнээс гаралтай.
Нэр томъёоны харагдах байдал
Үүнээс эхэлье "Ковалент" гэсэн нэр томъёог 1919 онд Ирвинг Лангмуйр анх нэвтрүүлсэн.шагналтан Нобелийн шагнал. "Ковалент" гэсэн ойлголт нь хоёр атом хоёулаа электроноо хуваалцдаг химийн холбоог илэрхийлдэг бөгөөд үүнийг хамтын эзэмшил гэж нэрлэдэг. Тиймээс энэ нь жишээлбэл, электронууд нь чөлөөтэй байдаг металлаас эсвэл нэг нь нөгөөдөө бүрэн электрон өгдөг ионыхоос ялгаатай. Энэ нь металл бус металлын хооронд үүсдэг гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй.
Дээр дурдсан зүйлс дээр үндэслэн бид энэ үйл явц ямар байгаа талаар жижиг дүгнэлт хийж болно. Энэ нь нийтлэг электрон хосууд үүссэний улмаас атомуудын хооронд үүсдэг бөгөөд эдгээр хосууд нь электронуудын гадаад болон өмнөх дэд түвшинд үүсдэг.
Жишээ нь, туйлшралтай бодисууд:
Ковалентын бондын төрлүүд
Мөн хоёр төрөл байдаг: туйлтай ба үүний дагуу туйлт бус бонд. Бид тус бүрийн онцлог шинж чанарыг тусад нь шинжлэх болно.
Ковалентын туйл - үүсэх
"Туйлт" гэсэн нэр томъёо нь юу гэсэн үг вэ?
Хоёр атом нь өөр өөр электрон сөрөг шинж чанартай байдаг тул тэдгээрийн хуваалцдаг электронууд ижил биш, харин нөгөөгөөсөө нэгд нь ойр байдаг нь ихэвчлэн тохиолддог. Жишээлбэл, ковалент бондын электронууд хлорын атомтай ойрхон байрладаг устөрөгчийн хлоридын молекул, учир нь түүний электрон сөрөг чанар нь устөрөгчөөс өндөр байдаг. Гэсэн хэдий ч бодит байдал дээр электрон таталцлын ялгаа нь устөрөгчөөс хлор руу бүрэн электрон шилжихэд хангалттай бага юм.
Үүний үр дүнд туйлшрах үед электрон нягтрал илүү электрон сөрөг рүү шилжиж, хэсэгчилсэн сөрөг цэнэг гарч ирдэг. Хариуд нь электрон сөрөг чанар багатай цөм нь үүний дагуу хэсэгчилсэн эерэг цэнэг үүсгэдэг.
Бид дүгнэж байна:цахилгаан сөрөг утгаараа ялгаатай янз бүрийн металл бусуудын хооронд туйл үүсдэг ба электронууд нь илүү их цахилгаан сөрөг шинж чанартай цөмд ойрхон байрладаг.
Электрон сөрөг чанар гэдэг нь зарим атомууд бусдаас электронуудыг татах, улмаар химийн урвал үүсгэх чадвар юм.
Ковалентын туйлын жишээ, туйлын ковалент холбоо бүхий бодисууд:
Поляр ковалент холбоо бүхий бодисын томъёо
Ковалентын туйл биш, туйл ба туйл биш хоёрын ялгаа
Эцэст нь, туйлшралгүй, энэ нь юу болохыг бид удахгүй олж мэдэх болно.
Туйлтгүй ба туйлын гол ялгаа- энэ бол тэгш хэм юм. Хэрэв туйлын бондын хувьд электронууд нэг атомтай ойрхон байрладаг байсан бол туйлшралгүй холбоонд электронууд тэгш хэмтэй, өөрөөр хэлбэл хоёуланд нь тэнцүү байрладаг.
Нэг химийн элементийн металл бус атомуудын хооронд туйлшралгүй байдаг нь анхаарал татаж байна.
Жишээлбэл, туйлт бус ковалент холбоо бүхий бодисууд:
Мөн электронуудын цуглуулгыг энгийнээр электрон үүл гэж нэрлэдэг бөгөөд үүний үндсэн дээр нийтлэг хос электрон үүсгэдэг электрон үүл нь орон зайд тэгш хэмтэй буюу хоёулангийнх нь цөмтэй харьцуулахад жигд тархсан гэж дүгнэж байна.
Ковалентын туйлт бус бондын жишээ ба ковалент туйлт бус бонд үүсгэх схем
Гэхдээ ковалент туйл ба туйлт бус хоёрыг хэрхэн ялгах талаар мэдэх нь бас ашигтай.
Ковалентын туйлт бус- эдгээр нь үргэлж ижил бодисын атомууд юм. H2. CL2.
Энэ нийтлэл дууслаа, одоо бид энэ химийн процесс гэж юу болохыг мэдэж байна, бид үүнийг хэрхэн тодорхойлох, түүний сортуудыг мэддэг, бодис үүсэх томъёог мэддэг, ерөнхийдөө бидний талаар бага зэрэг илүү ихийг мэддэг. нарийн төвөгтэй ертөнц, химийн амжилт, шинэ томьёо бий болгох.
Химийн холбоо гэдэг нь хамгийн сүүлийн электрон түвшинд байрлах электрон солилцох явцад үүсдэг бөөмс (ион эсвэл атом) -ын харилцан үйлчлэл юм. Ийм бондын хэд хэдэн төрөл байдаг: ковалент (энэ нь туйл биш ба туйлт гэж хуваагддаг) ба ион. Энэ нийтлэлд бид эхний төрлийн химийн бондын талаар илүү дэлгэрэнгүй ярих болно - ковалент. Мөн илүү нарийвчлалтайгаар, түүний туйл хэлбэрээр.
Туйлт ковалент холбоо нь хөрш атомуудын валентын электрон үүл хоорондын химийн холбоо юм. “ko-” угтвар нь in гэсэн утгатай энэ тохиолдолд"хамтдаа", "валент" гэсэн иш нь хүч чадал, чадвар гэж орчуулагддаг. Бие биетэйгээ холбогддог эдгээр хоёр электроныг электрон хос гэж нэрлэдэг.
Өгүүллэг
Энэ нэр томъёог Нобелийн шагналт химич Ирвинг Ленгрум шинжлэх ухааны үүднээс анх ашигласан. Энэ явдал 1919 онд болсон. Эрдэмтэн бүтээлдээ хоёр атомын нийтлэг электронууд ажиглагдаж буй холбоо нь металл эсвэл ионоос ялгаатай гэж тайлбарлав. Энэ нь тусдаа нэр шаарддаг гэсэн үг юм.Хожим нь аль хэдийн 1927 онд Ф.Лондон, В.Хейтлер нар устөрөгчийн молекулыг химийн болон физикийн хувьд хамгийн энгийн загвар болгон жишээ болгон авч, ковалент холбоог тодорхойлсон. Тэд энэ асуудлыг нөгөө талаас нь авч, квант механик ашиглан ажиглалтаа нотолсон.
Урвалын мөн чанар
Атомын устөрөгчийг молекулын устөрөгч болгон хувиргах үйл явц нь ердийн химийн урвал бөгөөд чанарын шинж тэмдэг нь хоёр электрон нэгдэх үед их хэмжээний дулаан ялгарах явдал юм. Энэ нь иймэрхүү харагдаж байна: хоёр гелий атом бие биедээ ойртож, тус бүр тойрог замдаа нэг электронтой байдаг. Дараа нь эдгээр хоёр үүл ойртож, хоёр электрон аль хэдийн эргэлддэг гелий бүрхүүлтэй төстэй шинэ үүл үүсгэдэг.
Дууссан электрон бүрхүүл нь бүрэн бусаас илүү тогтвортой байдаг тул тэдгээрийн энерги нь хоёр тусдаа атомынхаас хамаагүй бага байдаг. Молекул үүсэх үед илүүдэл дулааныг хүрээлэн буй орчинд тараадаг.
Ангилал
Химийн хувьд хоёр төрлийн ковалент холбоо байдаг.
- Хүчилтөрөгч, устөрөгч, азот, нүүрстөрөгч зэрэг ижил металл бус элементийн хоёр атомын хооронд үүссэн ковалент туйлт бус холбоо.
- Төрөл бүрийн металл бус атомуудын хооронд туйлын ковалент холбоо үүсдэг. Сайн жишээустөрөгчийн хлоридын молекул байж болно. Хоёр элементийн атомууд хоорондоо нэгдэх үед устөрөгчөөс ялгараагүй электрон нь хлорын атомын сүүлийн электрон түвшинд хэсэгчлэн шилждэг. Ийнхүү устөрөгчийн атом дээр эерэг цэнэг, хлорын атом дээр сөрөг цэнэг үүсдэг.
Донор-хүлээн авагчийн холбоомөн ковалент холбооны нэг төрөл юм. Энэ нь хосын нэг атом нь электроныг хоёуланг нь өгч, донор болж, хүлээн авч буй атомыг хүлээн авагч гэж үздэгт оршино. Атомуудын хооронд холбоо үүсэхэд донорын цэнэг нэгээр нэмэгдэж, хүлээн авагчийн цэнэг буурдаг.
Хагас туйлт холболт - e e-г донор хүлээн авагчийн дэд төрөл гэж үзэж болно. Зөвхөн энэ тохиолдолд атомууд нэгддэг бөгөөд тэдгээрийн нэг нь бүрэн электрон тойрог замтай (галоген, фосфор, азот), хоёр дахь нь хоёр хосгүй электрон (хүчилтөрөгч) байдаг. Холболт үүсэх нь хоёр үе шаттайгаар явагдана.
- эхлээд ганц хосоос нэг электроныг салгаж, хосгүйд нь нэмнэ;
- Үлдсэн хосгүй электродуудын нэгдэл, өөрөөр хэлбэл ковалент туйлын холбоо үүсдэг.
Үл хөдлөх хөрөнгө
Туйлын ковалент холбоо нь чиглэл, ханалт, туйлшрал, туйлшрал зэрэг өөрийн физик, химийн шинж чанартай байдаг. Тэд үүссэн молекулуудын шинж чанарыг тодорхойлдог.
Бондын чиглэл нь үүссэн бодисын ирээдүйн молекулын бүтэц, тухайлбал хоёр атом нэгдэх үед үүсэх геометрийн хэлбэрээс хамаарна.
Ханалт нь бодисын нэг атом хэдэн ковалент холбоо үүсгэж болохыг харуулдаг. Энэ тоо нь гаднах атомын орбиталуудын тоогоор хязгаарлагддаг.
Молекулын туйлшрал нь хоёр өөр электроноос үүссэн электрон үүл нь бүхэл бүтэн тойргийнхоо эргэн тойронд тэгш бус байдаг тул үүсдэг. Энэ нь тус бүрийн сөрөг цэнэгийн ялгаанаас болж үүсдэг. Чухамхүү энэ шинж чанар нь бонд нь туйлт эсвэл туйл биш эсэхийг тодорхойлдог. Нэг элементийн хоёр атомыг нэгтгэх үед электрон үүл нь тэгш хэмтэй байдаг бөгөөд энэ нь ковалент холбоо нь туйлт биш гэсэн үг юм. Хэрэв атомууд нэгдвэл өөр өөр элементүүд, дараа нь молекулын диполь момент гэж нэрлэгддэг тэгш бус электрон үүл үүсдэг.
Туйлшрах чадвар нь молекул дахь электронууд цахилгаан, соронзон орон эсвэл бусад бөөмс зэрэг гадны физик, химийн хүчин зүйлсийн нөлөөн дор хэр идэвхтэй шилждэгийг илэрхийлдэг.
Үүссэн молекулын сүүлийн хоёр шинж чанар нь түүний бусад туйлын урвалжуудтай урвалд орох чадварыг тодорхойлдог.
Сигма бонд ба пи бонд
Эдгээр холбоо үүсэх нь молекул үүсэх үед электрон үүлэн дэх электрон нягтын тархалтаас хамаарна.
Сигма холбоо нь атомын цөмүүдийг холбосон тэнхлэгийн дагуух, өөрөөр хэлбэл хэвтээ хавтгайд электронуудын өтгөн хуримтлалаар тодорхойлогддог.
Пи холбоо нь электрон үүлний огтлолцлын цэг дээр, өөрөөр хэлбэл атомын цөмийн дээр ба доор нягтардаг онцлогтой.
Томъёоны бичлэг дэх харилцааны дүрслэл
Жишээлбэл, бид хлорын атомыг авч болно. Түүний хамгийн гаднах электрон түвшин нь долоон электрон агуулдаг. Томъёонд тэдгээрийг цэг хэлбэрээр элементийн тэмдгийн эргэн тойронд гурван хос, нэг хосгүй электроноор байрлуулсан байна.
Хэрэв та хлорын молекулыг ижил аргаар бичвэл хоёр хосгүй электрон хосыг үүсгэсэн нь хоёр атомын нийтлэг гэж нэрлэгддэг. Энэ тохиолдолд тус бүр нь найман электрон хүлээн авсан.
Октет-даблет дүрэм
Туйлын ковалент холбоо хэрхэн үүсдэгийг санал болгосон химич Льюис хамт ажиллагсдынхаа дунд атомыг молекул болгон нэгтгэх үед тэдгээрийн тогтвортой байдлыг тайлбарласан дүрмийг анхлан боловсруулсан. Үүний мөн чанар нь язгуур элементийн атомуудтай төстэй электрон тохиргоог бүрдүүлэхийн тулд хангалттай тооны электронуудыг хуваалцах үед атомуудын хоорондох химийн холбоо үүсдэг.
Өөрөөр хэлбэл, молекул үүсэх үед тэдгээрийг тогтворжуулахын тулд бүх атомууд бүрэн гадаад электрон түвшинтэй байх шаардлагатай. Жишээлбэл, устөрөгчийн атомууд молекул болж нэгдэж, гелийн электрон бүрхүүлийг давтаж, хлорын атомууд электрон түвшинд аргон атомтай төстэй болдог.
Холбоосын урт
Ковалентын туйлын холбоо нь бусад зүйлсийн дотор молекулыг бүрдүүлдэг атомуудын цөмүүдийн хоорондох тодорхой зайгаар тодорхойлогддог. Тэд бие биенээсээ маш хол зайд байрладаг тул молекулын энерги хамгийн бага байдаг. Үүнд хүрэхийн тулд атомуудын электрон үүлс аль болох давхцаж байх шаардлагатай. Атомын хэмжээ болон бондын урт хоёрын хооронд шууд пропорциональ загвар байдаг. Атом хэдий чинээ том байна төдий чинээ цөм хоорондын холбоо уртасна.
Атом нь нэг биш, хэд хэдэн ковалент туйлын холбоо үүсгэсэн тохиолдолд сонголт хийх боломжтой. Дараа нь бөөмүүдийн хооронд бондын өнцөг гэж нэрлэгддэг хэсгүүд үүсдэг. Тэд ерэн зуун наян градус хүртэл байж болно. Тэд тодорхойлдог геометрийн томъёомолекулууд.
Маш ховор химийн бодисхимийн элементүүдийн бие даасан, хамааралгүй атомуудаас бүрддэг. Хэвийн нөхцөлд зөвхөн цөөн тооны язгуур хий гэж нэрлэгддэг хий нь ийм бүтэцтэй байдаг: гелий, неон, аргон, криптон, ксенон, радон. Ихэнх тохиолдолд химийн бодисууд нь тусгаарлагдсан атомуудаас тогтдоггүй, харин янз бүрийн бүлэгт нэгтгэгддэг. Атомуудын ийм холбоо нь хэд хэдэн, зуу, мянга, бүр илүү олон атомтай байж болно. Эдгээр атомуудыг ийм бүлэгт байлгадаг хүчийг нэрлэдэг Зөвлөлтийн агуу нэвтэрхий толь бичиг.
Өөрөөр хэлбэл, химийн холбоо нь бие даасан атомуудыг илүү нарийн бүтэцтэй (молекулууд, ионууд, радикалууд, талстууд гэх мэт) холбож өгдөг харилцан үйлчлэл гэж хэлж болно.
Химийн холбоо үүсэх шалтгаан нь илүү төвөгтэй бүтцийн энерги нь түүнийг бүрдүүлдэг бие даасан атомуудын нийт энергиээс бага байдагтай холбоотой юм.
Тиймээс, ялангуяа X ба Y атомуудын харилцан үйлчлэл нь XY молекулыг үүсгэдэг бол энэ бодисын молекулуудын дотоод энерги нь түүний үүссэн бие даасан атомуудын дотоод энергиээс бага байна гэсэн үг юм.
E(XY)< E(X) + E(Y)
Ийм учраас бие даасан атомуудын хооронд химийн холбоо үүсэхэд энерги ялгардаг.
Цөмтэй хамгийн бага холболтын энергитэй гадаад электрон давхаргын электронууд гэж нэрлэгддэг валент. Жишээлбэл, борын хувьд эдгээр нь 2-р энергийн түвшний электронууд юм - 2-д 2 электрон с-тойрог замууд ба 1-ээс 2 х- тойрог замууд:
Химийн холбоо үүсэх үед атом бүр нь язгуур хийн атомуудын электрон тохиргоог олж авах хандлагатай байдаг. Ингэснээр түүний гаднах электрон давхаргад 8 электрон байдаг (эхний үеийн элементүүдэд 2). Энэ үзэгдлийг октет дүрэм гэж нэрлэдэг.
Хэрэв эхэндээ ганц атомууд валентийн электроныхоо зарим хэсгийг бусад атомуудтай хуваалцдаг бол атомууд сайн хийн электрон тохиргоонд хүрэх боломжтой. Энэ тохиолдолд нийтлэг электрон хосууд үүсдэг.
Электрон хуваах зэргээс хамааран ковалент, ионы болон металлын холбоог ялгаж болно.
Ковалент холбоо
Ковалент холбоо нь ихэвчлэн металл бус элементүүдийн атомуудын хооронд үүсдэг. Хэрэв ковалент холбоо үүсгэгч металл бус атомууд өөр өөр химийн элементүүдэд хамаарах бол ийм холбоог туйлын ковалент холбоо гэж нэрлэдэг. Энэ нэрийн шалтгаан нь өөр өөр элементийн атомууд нийтлэг электрон хосыг татах өөр өөр чадвартай байдагт оршино. Мэдээжийн хэрэг, энэ нь нийтлэг электрон хосыг атомуудын аль нэг рүү шилжүүлэхэд хүргэдэг бөгөөд үүний үр дүнд үүн дээр хэсэгчилсэн сөрөг цэнэг үүсдэг. Хариуд нь нөгөө атом дээр хэсэгчилсэн эерэг цэнэг үүсдэг. Жишээлбэл, устөрөгчийн хлоридын молекул дахь электрон хос нь устөрөгчийн атомаас хлорын атом руу шилждэг.
Туйлшсан ковалент холбоо бүхий бодисын жишээ:
CCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 гэх мэт.
Ижил химийн элементийн металл бус атомуудын хооронд ковалент туйлт бус холбоо үүсдэг. Атомууд нь ижил байдаг тул хуваалцсан электронуудыг татах чадвар нь мөн адил байна. Үүнтэй холбогдуулан электрон хосын шилжилт ажиглагдахгүй.
Хоёр атом хоёулаа электроноор хангаж, нийтлэг электрон хос үүсгэх үед ковалент холбоо үүсэх дээрх механизмыг солилцоо гэж нэрлэдэг.
Мөн донор хүлээн авагч механизм байдаг.
Донор-хүлээн авагч механизмаар ковалент холбоо үүсэхэд нэг атомын дүүрсэн орбитал (хоёр электронтой), нөгөө атомын хоосон орбиталаас болж хуваалцсан электрон хос үүснэ. Ганц хос электроноор хангадаг атомыг донор, хоосон орбиталтай атомыг хүлээн авагч гэнэ. N, O, P, S гэх мэт хосолсон электронтой атомууд электрон хосын донорын үүрэг гүйцэтгэдэг.
Жишээлбэл, донор-хүлээн авагч механизмын дагуу дөрөв дэх ковалент үүсэх N-H холболтуудаммонийн катион NH 4+-д:
Туйлшралаас гадна ковалент холбоо нь эрчим хүчээр тодорхойлогддог. Бондын энерги нь атомуудын хоорондын холбоог таслахад шаардагдах хамгийн бага энерги юм.
Холбогдсон атомуудын радиус нэмэгдэх тусам холболтын энерги буурдаг. Атомын радиус нь дэд бүлгүүдийг доошлуулдаг гэдгийг бид мэддэг тул жишээлбэл, галоген-устөрөгчийн бондын бат бэх нь цувралд нэмэгддэг гэж дүгнэж болно.
Сайн уу< HBr < HCl < HF
Мөн бондын энерги нь түүний олон талт байдлаас хамаардаг - бондын олон талт байдал их байх тусам түүний энерги их байдаг. Бондын олон талт байдал гэдэг нь хоёр атомын хоорондох электрон хосуудын тоог илэрхийлдэг.
Ионы холбоо
Ионы холбоог туйлын ковалент бондын онцгой тохиолдол гэж үзэж болно. Хэрэв ковалент-туйлт холбоонд нийтлэг электрон хос нь хос атомын аль нэгэнд хэсэгчлэн шилжсэн бол ионы холбоонд атомын аль нэгэнд бараг бүрэн "өгөгдсөн" болно. Электрон (үүд)-ийг өгч буй атом эерэг цэнэг авч, болдог катион, мөн түүнээс электрон авсан атом сөрөг цэнэг авч, болдог анион.
Тиймээс, ионы холбоокатионуудын анионуудад электростатик таталцлын улмаас үүссэн холбоо юм.
Энэ төрлийн холбоо үүсэх нь ердийн металл ба ердийн металл бус атомуудын харилцан үйлчлэлийн явцад тохиолддог.
Жишээлбэл, калийн фтор. Калийн катион нь саармаг атомаас нэг электроныг салгаснаар, фторын ион нь фторын атомд нэг электрон нэмснээр үүсдэг.
Үүссэн ионуудын хооронд электростатик таталцлын хүч үүсч, ионы нэгдэл үүснэ.
Химийн холбоо үүсэхэд натрийн атомаас электронууд хлорын атом руу шилжиж, эсрэгээр цэнэглэгдсэн ионууд үүссэн бөгөөд тэдгээр нь гадаад энергийн бүрэн түвшинд хүрсэн байна.
Металлын атомаас электронууд бүрэн салдаггүй, харин ковалент холбоонд байдаг шиг зөвхөн хлорын атом руу шилждэг нь тогтоогдсон.
Металл атом агуулсан ихэнх хоёртын нэгдлүүд нь ион юм. Жишээлбэл, исэл, галоген, сульфид, нитрид.
Ионы холбоо нь энгийн катионууд ба энгийн анионуудын (F −, Cl −, S 2-), түүнчлэн энгийн катионууд ба комплекс анионуудын (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −) хооронд үүсдэг. Иймээс ионы нэгдлүүдэд давс, суурь (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH) орно.
Металл холболт
Энэ төрлийн холбоо нь металлд үүсдэг.
Бүх металлын атомууд нь гаднах электрон давхаргад атомын цөмтэй холбоогүй энерги багатай электронуудтай байдаг. Ихэнх металлын хувьд гаднах электроноо алдах үйл явц нь энергийн хувьд таатай байдаг.
Цөмтэй ийм сул харилцан үйлчлэлийн улмаас метал дахь эдгээр электронууд нь маш хөдөлгөөнтэй байдаг бөгөөд металлын талст бүрт дараах процесс тасралтгүй явагддаг.
М 0 — ne − = M n + ,
Энд M 0 нь төвийг сахисан металлын атом ба M n + ижил металлын катион юм. Доорх зурагт болж буй үйл явцын дүрслэлийг харуулав.
Өөрөөр хэлбэл электронууд металлын талстыг дайрч, нэг металлын атомаас салж, түүнээс катион үүсгэж, өөр катионтой нэгдэж, төвийг сахисан атом үүсгэдэг. Энэ үзэгдлийг "электрон салхи" гэж нэрлэдэг ба металл бус атомын талст дахь чөлөөт электронуудын цуглуулгыг "электрон хий" гэж нэрлэдэг. Металлын атомуудын хоорондын ийм төрлийн харилцан үйлчлэлийг металлын холбоо гэж нэрлэдэг.
Устөрөгчийн холбоо
Хэрэв бодис дахь устөрөгчийн атом нь өндөр цахилгаан сөрөг нөлөөтэй элементтэй (азот, хүчилтөрөгч, фтор) холбогдсон бол энэ бодис нь устөрөгчийн холбоо гэж нэрлэгддэг үзэгдлээр тодорхойлогддог.
Устөрөгчийн атом нь электрон сөрөг атомтай холбогддог тул устөрөгчийн атом дээр хэсэгчилсэн эерэг цэнэг, электрон сөрөг элементийн атом дээр хэсэгчилсэн сөрөг цэнэг үүсдэг. Үүнтэй холбогдуулан нэг молекулын хэсэгчилсэн эерэг цэнэгтэй устөрөгчийн атом ба нөгөө молекулын электрон сөрөг атомын хооронд электростатик таталцал үүсэх боломжтой болдог. Жишээлбэл, усны молекулуудын хувьд устөрөгчийн холбоо ажиглагддаг.
Устөрөгчийн холбоо нь усны хэвийн бус хайлах цэгийг тайлбарладаг. Уснаас гадна устөрөгчийн фтор, аммиак, хүчилтөрөгч агуулсан хүчил, фенол, спирт, амин зэрэг бодисуудад устөрөгчийн хүчтэй холбоо үүсдэг.
Холбогч хоёр атомд хамаарах хос электроныг ашиглан химийн холбоо үүсгэх санааг 1916 онд Америкийн физик химич Ж.Льюис илэрхийлжээ.
Молекул болон талстуудын атомуудын хооронд ковалент холбоо байдаг. Энэ нь ижил атомуудын хооронд (жишээлбэл, H2, Cl2, O2 молекулууд, алмазан талст) болон өөр өөр атомуудын хооронд (жишээлбэл, H2O ба NH3 молекулууд, SiC талстууд) хоёуланд нь тохиолддог. Органик нэгдлүүдийн молекул дахь бараг бүх холбоо нь ковалент (C-C, C-H, C-N гэх мэт) байдаг.
Ковалентын холбоо үүсэх хоёр механизм байдаг.
1) солилцоо;
2) донор хүлээн авагч.
Ковалентын холбоо үүсэх солилцооны механизмЭнэ нь холбогч атом бүр нь нийтлэг электрон хос (бонд) үүсэхэд нэг хосгүй электроноор хангадагт оршино. Харилцан үйлчилдэг атомуудын электронууд эсрэгээрээ эргэлддэг байх ёстой.
Жишээлбэл, устөрөгчийн молекул дахь ковалент холбоо үүсэхийг авч үзье. Устөрөгчийн атомууд ойртох үед тэдгээрийн электрон үүлнүүд бие биендээ нэвтэрч, үүнийг электрон үүлний давхцал гэж нэрлэдэг (Зураг 3.2), бөөм хоорондын электрон нягт нэмэгддэг. Цөмүүд бие биенээ татдаг. Үүний үр дүнд системийн энерги буурдаг. Атомууд хоорондоо маш ойртох үед бөөмийн түлхэлт нэмэгддэг. Тиймээс цөмүүдийн хооронд оновчтой зай (бондын урт l) байдаг бөгөөд энэ үед систем хамгийн бага энергитэй байдаг. Энэ төлөвт энерги ялгардаг бөгөөд үүнийг холбох энерги E St.
Цагаан будаа. 3.2. Устөрөгчийн молекул үүсэх үед электрон үүлний давхцлын диаграмм
Схемийн хувьд атомуудаас устөрөгчийн молекул үүсэхийг дараах байдлаар дүрсэлж болно (цэг нь электрон гэсэн үг, шугам нь хос электрон гэсэн үг):
N + N→N: N эсвэл N + N→N - N.
IN ерөнхий үзэлбусад бодисын AB молекулуудын хувьд:
A + B = A: B.
Ковалентын холбоо үүсэх донор-хүлээн авагч механизмНэг бөөмс болох донор нь холбоо үүсгэх электрон хосыг, хоёр дахь нь хүлээн авагч нь чөлөөт тойрог замыг төлөөлдөгт оршино.
A: + B = A: B.
донор хүлээн авагч
Аммиакийн молекул ба аммонийн ион дахь химийн холбоо үүсэх механизмыг авч үзье.
1. Боловсрол
Азотын атом нь гадна талдаа байдаг эрчим хүчний түвшинхос хосолсон ба гурван хосгүй электрон:
Дэд түвшний устөрөгчийн атом нь нэг хосгүй электронтой.
Аммиакийн молекулд азотын атомын хосгүй 2p электронууд нь 3 устөрөгчийн атомын электронтой гурван электрон хос үүсгэдэг.
.
NH 3 молекулд солилцооны механизмын дагуу 3 ковалент холбоо үүсдэг.
2. Комплекс ион үүсэх - аммонийн ион.
NH 3 + HCl = NH 4 Cl эсвэл NH 3 + H + = NH 4 +
Азотын атом нь ганц хос электронтой, өөрөөр хэлбэл нэг атомын тойрог замд эсрэг параллель спинтэй хоёр электронтой үлддэг. Устөрөгчийн ионы атомын тойрог замд электрон байхгүй (хоосон тойрог зам). Аммиакийн молекул ба устөрөгчийн ион бие биедээ ойртох үед азотын атомын ганц хос электрон ба устөрөгчийн ионы сул тойрог замын хооронд харилцан үйлчлэл үүснэ. Ганц хос электронууд нь азот ба устөрөгчийн атомуудад нийтлэг болж, донор хүлээн авагч механизмын дагуу химийн холбоо үүсдэг. Аммиакийн молекулын азотын атом нь донор, устөрөгчийн ион нь хүлээн авагч юм.
.
NH 4 + ионы хувьд бүх дөрвөн холбоо нь ижил төстэй бөгөөд ялгах боломжгүй тул ион дахь цэнэг нь бүхэл бүтэн цогцолбороор тархдаг гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй.
Үзсэн жишээнүүд нь атомын ковалент холбоо үүсгэх чадварыг зөвхөн нэг электрон төдийгүй 2 электрон үүл эсвэл чөлөөт орбитал байгаа эсэхээр тодорхойлдог болохыг харуулж байна.
Донор-хүлээн авагч механизмын дагуу бонд нь нийлмэл нэгдлүүдэд үүсдэг: - ;
2+ ;
2- гэх мэт.
Ковалент холбоо нь дараахь шинж чанартай байдаг.
- ханасан байдал;