Молекулын бүтцийн бодисууд нь тусламжтайгаар үүсдэг тусгай төрөлхарилцаа холбоо. Ковалент холбоомолекул дахь туйл ба туйл биш, мөн атом гэж нэрлэдэг. Энэ нэр нь Латин "co" - "хамтдаа" ба "vales" - "хүчтэй байх" гэсэн үгнээс гаралтай. Нэгдлүүдийг үүсгэх энэ аргын хувьд хоёр атомын хооронд хос электрон хуваагддаг.

Туйлт ба туйлт бус ковалент холбоо гэж юу вэ? Хэрэв ийм байдлаар шинэ нэгдэл үүссэн болэлектрон хосуудын нийгэмшүүлэх.Ихэвчлэн ийм бодисууд нь молекулын бүтэцтэй байдаг: H 2, O 3, HCl, HF, CH 4.

Атомууд нь ийм байдлаар холбогдсон молекул бус бодисууд бас байдаг. Эдгээр нь атомын талстууд юм: алмаз, цахиурын давхар исэл, цахиурын карбид. Тэдгээрийн дотор бөөмс бүр өөр дөрвөнтэй холбогдож, маш хүчтэй болор үүсдэг. Молекулын бүтэцтэй талстууд нь ихэвчлэн тийм ч хүчтэй байдаггүй.

Нэгдлүүдийг үүсгэх энэ аргын шинж чанарууд:

• олон талт байдал;
• чиглэл;
• туйлшралын зэрэг;
• туйлшрах чадвар;
• хослох.

Үржүүлэх гэдэг нь хуваалцсан электрон хосуудын тоо юм. Нэгээс гурав хүртэл байж болно. Хүчилтөрөгч нь бүрхүүлээ дүүргэх хангалттай электронгүй тул давхар болно. Азотын N2 молекулд энэ нь гурав дахин их байдаг.

Туйлшрах чадвар - ковалент туйлшрал ба туйлшгүй холбоо үүсэх боломж. Түүнээс гадна энэ нь илүү их эсвэл бага туйлтай, ионтой ойрхон эсвэл эсрэгээр байж болно - энэ нь туйлшралын зэрэг юм.

Чиглэл гэдэг нь атомууд хоорондоо аль болох их электрон нягт байхаар холбогддог гэсэн үг юм. p эсвэл d орбиталууд холбогдсон үед чиглэлийн талаар ярих нь утга учиртай. S-орбиталууд нь бөмбөрцөг хэлбэртэй тэгш хэмтэй тул бүх чиглэлүүд нь тэнцүү байна. P-орбиталуудад туйлт бус эсвэл туйлтай ковалент холбоо нь тэдгээрийн тэнхлэгийн дагуу чиглэгддэг тул хоёр "найм" нь оройн хэсэгт давхцдаг. Энэ бол σ бонд юм. Мөн бага хүчтэй π бонд байдаг. p-орбиталуудын хувьд молекулын тэнхлэгийн гадна талд "найман" орбиталууд нь хажуу талуудаар давхцдаг. Давхар эсвэл гурвалсан тохиолдолд p орбиталууд нь нэг σ холбоог үүсгэдэг, үлдсэн хэсэг нь π төрлийн байна.

Коньюгаци гэдэг нь молекулыг илүү тогтвортой болгодог анхны болон үржвэрийн ээлжлэн солигдох явдал юм. Энэ шинж чанар нь нарийн төвөгтэй органик нэгдлүүдийн онцлог шинж юм.

Химийн холбоо үүсэх төрөл, арга

Туйлшрал

Чухал!Бидний өмнө туйлшралгүй ковалент эсвэл туйлт холбоо бүхий бодисууд байгаа эсэхийг хэрхэн тодорхойлох вэ? Энэ нь маш энгийн: эхнийх нь ижил атомуудын хооронд үргэлж тохиолддог, хоёр дахь нь - тэгш бус электрон сөрөг шинж чанартай өөр өөр атомуудын хооронд байдаг.

Ковалентын туйлт бус бондын жишээ - энгийн бодисууд:

• устөрөгч H 2;
• азот N2;
• хүчилтөрөгч O 2;
• хлор Cl2.

Ковалентын туйлт бус холбоо үүсэх схемээс харахад атомууд электрон хосыг нэгтгэснээр гаднах бүрхүүлийг 8 эсвэл 2 электроноор нөхөх хандлагатай байдаг. Жишээлбэл, фтор нь найман электрон бүрхүүлээс нэг электрон дутмаг байдаг. Хуваалцсан электрон хос үүссэний дараа түүнийг дүүргэх болно. Коваленттай бодисын нийтлэг томъёо туйлт бус холбоо- хоёр атомт молекул.

Polar ихэвчлэн зөвхөн холбогддог:

• H 2 O;
• CH4.

Гэхдээ AlCl 3 гэх мэт үл хамаарах зүйлүүд байдаг. Хөнгөн цагаан нь амфотерийн шинж чанартай байдаг, өөрөөр хэлбэл зарим нэгдлүүдэд энэ нь метал шиг, заримд нь метал бус шиг ажилладаг. Энэ нэгдлийн электрон сөрөг байдлын ялгаа бага тул хөнгөн цагаан нь хлортой ионы төрлөөр биш ийм байдлаар нэгддэг.

Энэ тохиолдолд молекул нь өөр өөр элементүүдээр үүсгэгддэг боловч электрон сөрөг чанарын ялгаа нь ионы бүтэцтэй бодисуудтай адил электрон нэг атомаас нөгөөд бүрэн шилждэг тул тийм ч их биш юм.

Энэ төрлийн ковалент бүтцийг бий болгох схемүүд нь электроны нягтрал нь илүү электрон сөрөг атом руу шилждэг, өөрөөр хэлбэл хуваалцсан электрон хос нь тэдгээрийн аль нэгэнд нь хоёр дахь нь илүү ойрхон байгааг харуулж байна. Молекулын хэсгүүд нь Грекийн дельта үсгээр тэмдэглэгдсэн цэнэгийг олж авдаг. Жишээлбэл, устөрөгчийн хлоридын хувьд хлор нь сөрөг, устөрөгч нь эерэг цэнэгтэй болдог. Цэнэг нь ионтой адил бүхэлдээ биш хэсэгчилсэн байх болно.

Чухал!Бондын туйлшралыг молекулын туйлшралтай андуурч болохгүй. Жишээлбэл, метан CH4-д атомууд нь туйлшралтай, харин молекул нь туйлшралгүй байдаг.

Ашигтай видео: туйлт ба туйлшралгүй ковалент холбоо

Боловсролын механизм

Шинэ бодис үүсэх нь солилцоо эсвэл донор хүлээн авагч механизмаар дамжин үүсч болно.Энэ тохиолдолд атомын орбиталуудыг нэгтгэдэг. Нэг буюу хэд хэдэн молекул орбитал үүсдэг. Тэдгээр нь хоёр атомыг хамардаг гэдгээрээ ялгаатай. Атомын электронтой адил энэ нь хоёроос илүүгүй электрон агуулж болох бөгөөд тэдгээрийн спин нь бас өөр өөр чиглэлд байх ёстой.

Ямар механизмтай холбоотой болохыг хэрхэн тодорхойлох вэ? Үүнийг гаднах тойрог замд байгаа электронуудын тоогоор хийж болно.

Солилцоо

Энэ тохиолдолд молекулын тойрог замд электрон хос нь хоёр хосгүй электроноос үүсдэг бөгөөд тус бүр нь өөрийн атомд хамаардаг. Тэд тус бүр өөрийн гаднах электрон бүрхүүлээ дүүргэж, найм, хоёр электроноор тогтвортой байлгахыг хичээдэг. Ийм байдлаар туйлшралгүй бүтэцтэй бодисууд ихэвчлэн үүсдэг.

Жишээлбэл, авч үзье давсны хүчил HCl. Устөрөгчтэй гадаад түвшиннэг электрон. Хлор нь долоон ширхэгтэй. Үүний тулд ковалент бүтэц үүсэх диаграммыг зурсны дараа тэдгээрийн гаднах бүрхүүлийг дүүргэхийн тулд тус бүрт нэг электрон дутагдаж байгааг харах болно. Электрон хосыг өөр хоорондоо хуваалцсанаар тэд гаднах бүрхүүлийг дуусгах боломжтой болно. Устөрөгч, хүчилтөрөгч, хлор, азот болон бусад металл бус энгийн бодисуудын хоёр атомт молекулыг үүсгэхэд ижил зарчмыг ашигладаг.

Боловсролын механизм

Хандивлагч-хүлээн авагч

Хоёр дахь тохиолдолд электрон хоёулаа дан хос бөгөөд нэг атомд (донор) харьяалагддаг. Нөгөө (хүлээн авагч) нь хоосон тойрог замтай.

Ийм байдлаар үүссэн ковалент туйлын холбоо бүхий бодисын томъёо, жишээлбэл, аммонийн ион NH 4 +. Энэ нь хоосон тойрог замтай устөрөгчийн ион ба нэг "нэмэлт" электрон агуулсан аммиак NH3-аас үүсдэг. Аммиакийн электрон хос нь нийгэмшсэн.

Гибридизаци

Орбиталуудын хооронд электрон хос хуваагдах үед янз бүрийн хэлбэрүүджишээлбэл, s ба p, эрлийз электрон үүл sp үүснэ. Ийм тойрог замууд илүү их давхцдаг тул тэд илүү нягт холбогддог.

Метан ба аммиакийн молекулууд ийм бүтэцтэй байдаг. CH 4 метан молекулд р-орбиталд гурван холбоо, s-д нэг холбоо үүсэх ёстой. Үүний оронд тойрог зам нь гурван p орбиталтай эрлийзжсэнээр сунасан дусал хэлбэртэй гурван sp3 эрлийз орбитал үүсдэг. Энэ нь 2s ба 2p электронууд ижил энергитэй байдаг тул өөр атомтай нэгдэх үед хоорондоо харилцан үйлчилдэг. Дараа нь эрлийз тойрог зам үүсч болно. Үүссэн молекул нь тетраэдр хэлбэртэй бөгөөд оройн хэсэгт нь устөрөгч байрладаг.

Гибридизацитай бодисын бусад жишээ:

• ацетилен;
• бензол;
• алмаз;
• ус.

Нүүрстөрөгч нь sp3 эрлийзжилтээр тодорхойлогддог тул органик нэгдлүүдэд ихэвчлэн олддог.

Ашигтай видео: туйлын ковалент холбоо

Дүгнэлт

Молекулын бүтэцтэй бодисын шинж чанар нь туйлт эсвэл туйлт бус ковалент холбоо юм. Нэг элементийн атомууд туйлшралгүй, өөр өөр элементийн атомууд туйлшралтай, гэхдээ бага зэрэг өөр электрон сөрөг шинж чанартай байдаг. Ихэвчлэн металл бус элементүүдийг ийм байдлаар холбодог боловч хөнгөн цагаан гэх мэт үл хамаарах зүйлүүд байдаг.

Цагаан будаа. 2.1.Атомоос молекул үүсэх нь дагалддаг валентын орбиталуудын электронуудын дахин хуваарилалтболон хүргэдэг эрчим хүч олж авах,Учир нь молекулуудын энерги нь харилцан үйлчлэлцдэггүй атомуудын энергиээс бага болж хувирдаг. Зураг дээр устөрөгчийн атомуудын хооронд туйлшралгүй ковалент химийн холбоо үүсэх диаграммыг үзүүлэв.

§2 Химийн холбоо

Хэвийн нөхцөлд молекулын төлөв нь атомын төлөвөөс илүү тогтвортой байдаг (Зураг 2.1). Атомоос молекул үүсэх нь валентын тойрог замд электронуудын дахин хуваарилалт дагалдаж, энерги нэмэгдэхэд хүргэдэг, учир нь молекулуудын энерги нь харилцан үйлчлэлцдэггүй атомуудын энергиэс бага байдаг.(Хавсралт 3). Молекул дахь атомуудыг барьж буй хүчийг хамтдаа нэрлэдэг химийн холбоо.

Атомуудын хоорондох химийн холбоо нь валентын электронуудаар явагддаг бөгөөд цахилгаан шинж чанартай байдаг . Химийн бондын дөрвөн үндсэн төрөл байдаг. ковалент,ион,металлТэгээд устөрөгч.

1 ковалент холбоо

Электрон хосоор явагддаг химийн холбоог атом эсвэл ковалент гэж нэрлэдэг . Ковалентын холбоо бүхий нэгдлүүдийг атом эсвэл ковалент гэж нэрлэдэг .

Ковалентын холбоо үүсэх үед харилцан үйлчлэгч атомуудын электрон үүлний давхцал үүсч, энерги ялгардаг (Зураг 2.1). Энэ тохиолдолд эерэг цэнэгтэй атомын цөмүүдийн хооронд сөрөг цэнэгийн нягтрал ихтэй үүл гарч ирнэ. Кулоны хүчний үйлчлэлээс ялгаатай цэнэгүүдийн хоорондох таталцлын хүчний нөлөөгөөр сөрөг цэнэгийн нягтын өсөлт нь цөмүүдийг нэгтгэхэд тусалдаг.

Ковалент холбоо нь атомын гаднах бүрхүүлийн хосгүй электронуудаар үүсдэг . Энэ тохиолдолд эсрэг талын спинтэй электронууд үүсдэг электрон хос(Зураг 2.2), харилцан үйлчлэлцдэг атомуудад нийтлэг байдаг. Хэрэв атомуудын хооронд нэг ковалент холбоо (нэг нийтлэг электрон хос) үүссэн бол түүнийг дан, давхар, давхар гэх мэт гэж нэрлэдэг.

Эрчим хүч нь химийн бондын бат бөх байдлын хэмжүүр юм. Э sv нь холбоог таслахад зарцуулсан (бие даасан атомуудаас нэгдэл үүсгэх үед энерги нэмэгдэх). Энэ энергийг ихэвчлэн 1 моль тутамд хэмждэг. бодисуудба моль тутамд киложоуль (кДж∙моль –1)-ээр илэрхийлэгдэнэ. Нэг ковалент бондын энерги нь 200–2000 кЖмоль –1-ийн мужид оршдог.

Цагаан будаа. 2.2.Ковалент холбоо нь хамгийн их ерөнхий үзэлсолилцооны механизмаар дамжуулан электрон хосыг хуваалцсаны улмаас үүссэн химийн холбоо (А), харилцан үйлчлэлцэж буй атом бүр нэг электроныг нийлүүлэх үед буюу донор хүлээн авагч механизмаар дамжуулан (б), электрон хосыг нийтлэг хэрэглээнд зориулж нэг атом (донор) өөр атом руу (хүлээн авагч) шилжүүлэх үед.

Ковалент холбоо нь шинж чанартай байдаг ханасан байдал ба анхаарлаа төвлөрүүл . Ковалентын бондын ханалт гэдэг нь атомуудын хөршүүдтэйгээ хосгүй валентын электронуудын тоогоор тодорхойлогддог хязгаарлагдмал тооны холбоо үүсгэх чадварыг ойлгодог. Ковалентын бондын чиглэл нь атомуудыг бие биедээ ойртуулах хүч нь атомын цөмүүдийг холбосон шулуун шугамын дагуу чиглэгдэж байгааг харуулдаг. Үүнээс гадна, ковалент холбоо нь туйл ба туйлтгүй байж болно .

тохиолдолд туйлшралгүйКовалентын холбоонд нийтлэг хос электроноос үүссэн электрон үүл нь хоёр атомын цөмтэй харьцангуй тэгш хэмтэй орон зайд тархдаг. Энгийн бодисын атомуудын хооронд, жишээлбэл, хоёр атомт молекул үүсгэдэг хийн ижил атомуудын хооронд (O 2, H 2, N 2, Cl 2 гэх мэт) туйлт бус ковалент холбоо үүсдэг.

тохиолдолд туйлКовалентын холбоонд электрон үүл нь атомуудын аль нэг рүү шилждэг. Атомуудын хооронд туйлын ковалент холбоо үүсэх нь нарийн төвөгтэй бодисын онцлог шинж юм. Жишээлбэл, дэгдэмхий органик бус нэгдлүүдийн молекулууд: HCl, H 2 O, NH 3 гэх мэт.

Ковалентын холбоо үүсэх үед нийт электрон үүлний аль нэг атом руу шилжих зэрэг (бондын туйлшралын зэрэг ) гол төлөв атомын цөмийн цэнэг ба харилцан үйлчлэгч атомуудын радиусаар тодорхойлогддог .

Атомын цөмийн цэнэг их байх тусам электрон үүлсийг илүү хүчтэй татдаг. Үүний зэрэгцээ атомын радиус том байх тусам атомын цөмийн ойролцоо гаднах электронууд сул байдаг. Эдгээр хоёр хүчин зүйлийн нийлмэл нөлөө нь өөр өөр атомуудын ковалент холболтын үүлийг өөрсөд рүүгээ "татах" чадвараар илэрхийлэгддэг.

Молекул дахь атомын электронуудыг өөртөө татах чадварыг электрон сөрөг чанар гэж нэрлэдэг. . Тиймээс электрон сөрөг чанар нь атомын ковалент холбоог туйлшруулах чадварыг тодорхойлдог. Атомын электрон сөрөг чанар их байх тусам ковалент бондын электрон үүл түүн рүү илүү хүчтэй шилждэг. .

Цахилгаан сөрөг чанарыг тодорхойлох хэд хэдэн аргыг санал болгосон. Энэ тохиолдолд хамгийн тодорхой физик утга нь электрон сөрөг чанарыг тодорхойлсон Америкийн химич Роберт С.Мулликений санал болгосон арга юм.  атомын энергийн нийлбэрийн тал хувьтай тэнцэнэ Э дэлектроны хамаарал ба энерги Э биатомын иончлол:

. (2.1)

Ионжуулалтын энергиАтом гэдэг нь электроныг түүнээс "урагдуулах" болон түүнийг хязгааргүй зайд зайлуулахын тулд зарцуулах ёстой энерги юм. Иончлолын энергийг атомын фотоионжуулалт эсвэл атомыг цахилгаан талбарт хурдасгасан электроноор бөмбөгдөх замаар тодорхойлно. Атомыг ионжуулахад хангалттай фотон буюу электрон энергийн хамгийн бага утгыг иончлох энерги гэнэ. Э би. Энэ энергийг ихэвчлэн электрон вольтоор (eV) илэрхийлдэг: 1 эВ = 1.610 –19 Ж.

Атомууд гаднах электронуудаа өгөхөд хамгийн их бэлэн байдаг металлууд, гаднах бүрхүүл дээр цөөн тооны хосгүй электрон (1, 2 эсвэл 3) агуулдаг. Эдгээр атомууд нь хамгийн бага иончлолын энергитэй байдаг. Тиймээс иончлолын энергийн хэмжээ нь элементийн их эсвэл бага "металл" -ын хэмжүүр болж чаддаг: иончлолын энерги бага байх тусам илүү тод илэрдэг. металлшинж чанаруудэлемент.

Д.И.Менделеевийн элементүүдийн үечилсэн системийн ижил дэд бүлэгт элементийн атомын тоо нэмэгдэх тусам түүний иончлолын энерги буурч байна (Хүснэгт 2.1), энэ нь атомын радиус нэмэгдсэнтэй холбоотой (Хүснэгт 1.2). , улмаар гадаад электронуудын цөмтэй холбоо суларч байна. Ижил үеийн элементүүдийн хувьд иончлолын энерги нь атомын тоо нэмэгдэх тусам нэмэгддэг. Энэ нь атомын радиус багасч, цөмийн цэнэг нэмэгдсэнтэй холбоотой.

Эрчим хүч Э д, чөлөөт атомд электрон нэмэгдэхэд ялгардаг электрон хамаарал(мөн eV-ээр илэрхийлсэн). Цэнэглэгдсэн электрон зарим саармаг атомд наалдсан үед энерги ялгардаг (шингээхээс илүү) нь байгаль дээрх хамгийн тогтвортой атомууд нь гаднах бүрхүүлээр дүүрсэн атомууд байдагтай холбон тайлбарладаг. Тиймээс эдгээр бүрхүүлүүд нь "бага зэрэг дүүргэгдээгүй" атомуудын хувьд (өөрөөр хэлбэл дүүргэхээс өмнө 1, 2 эсвэл 3 электрон байхгүй) электронуудыг өөртөө нэгтгэж, сөрөг цэнэгтэй ион 1 болж хувирах нь эрч хүчтэй байдаг. Ийм атомуудад жишээлбэл, галоген атомууд (Хүснэгт 2.1) - Д.И.Менделеевийн үечилсэн системийн долдугаар бүлгийн (үндсэн дэд бүлэг) элементүүд орно. Металлын атомуудын электрон хамаарал нь ихэвчлэн тэг эсвэл сөрөг байдаг, i.e. Атом дотор байлгахын тулд нэмэлт электронуудыг хавсаргах нь эрч хүчний хувьд тааламжгүй байдаг. Төмөр бус атомуудын электрон хамаарал нь үргэлж эерэг байдаг бөгөөд их байх тусам металл бус нь үелэх систем дэх язгуур (инерт) хийтэй ойр байдаг. Энэ нь нэмэгдэж байгааг харуулж байна металл бус шинж чанаруудхугацаа дуусах дөхөж байхад.

Дээр дурдсан бүх зүйлээс харахад атомуудын цахилгаан сөрөг чанар (2.1) үе бүрийн элементүүдийн хувьд зүүнээс баруун тийш нэмэгдэж, Менделеевийн үечилсэн бүлгийн нэг бүлгийн элементүүдийн хувьд дээрээс доош чиглэлд буурч байгаа нь тодорхой байна. систем. Гэсэн хэдий ч атомуудын хоорондын ковалент бондын туйлшралын зэргийг тодорхойлохын тулд цахилгаан сөрөг байдлын үнэмлэхүй утга биш, харин холбоог бүрдүүлэгч атомуудын электрон сөрөг байдлын харьцаа чухал гэдгийг ойлгоход хэцүү биш юм. Тийм ч учраас практикт харьцангуй цахилгаан сөрөг утгыг ашигладаг(Хүснэгт 2.1), литийн цахилгаан сөрөг чанарыг нэгдмэл байдлаар авна.

Ковалент химийн бондын туйлшралыг тодорхойлохын тулд атомуудын харьцангуй цахилгаан сөрөг байдлын ялгааг ашигладаг.. Ерөнхийдөө А ба В атомуудын хоорондын холбоог цэвэр ковалент гэж үздэг бол |  А – Б|0.5.

Ковалент, ион, металл зэрэг нь химийн үндсэн гурван төрлийн холбоо юм.

талаар илүү ихийг мэдэцгээе ковалент химийн холбоо. Үүний үүсэх механизмыг авч үзье. Устөрөгчийн молекул үүсэхийг жишээ болгон авч үзье.

1s электроноос үүссэн бөмбөрцөг тэгш хэмтэй үүл нь чөлөөт устөрөгчийн атомын цөмийг хүрээлдэг. Атомууд тодорхой зайд ойртох үед тэдгээрийн тойрог замууд хэсэгчлэн давхцдаг (зураг харна уу). Үүний үр дүнд хоёр цөмийн төвүүдийн хооронд молекулын хоёр электрон үүл үүсдэг бөгөөд энэ нь бөөм хоорондын зайд хамгийн их электрон нягттай байдаг. Сөрөг цэнэгийн нягтрал нэмэгдэхийн хэрээр молекулын үүл ба бөөм хоорондын таталцлын хүч хүчтэй нэмэгддэг.

Тиймээс бид ковалент холбоо нь атомуудын электрон үүлсийг давхцуулж, энерги ялгарах замаар үүсдэг болохыг бид харж байна. Хэрэв хүрэхээс өмнө ойртож буй атомуудын цөм хоорондын зай 0.106 нм бол электрон үүл давхцсаны дараа 0.074 нм болно. Электрон орбиталуудын давхцал их байх тусам химийн холбоо илүү хүчтэй болно.

Ковалентдуудсан электрон хосоор явагддаг химийн холбоо. Ковалентын холбоо бүхий нэгдлүүдийг нэрлэдэг гомеополярэсвэл атомын.

Байдаг хоёр төрлийн ковалент холбоо: туйлТэгээд туйлшралгүй.

Туйлшгүй хувьд Ковалентын холбоонд нийтлэг хос электроноос үүссэн электрон үүл нь хоёр атомын цөмтэй харьцуулахад тэгш хэмтэй тархсан байдаг. Жишээ нь нэг элементээс бүрдэх хоёр атомт молекулууд юм: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 болон бусад, электрон хос нь хоёр атомд адилхан хамаарна.

Туйл дээр Ковалентын холбоонд электрон үүл харьцангуй өндөр электрон сөрөг шинж чанартай атом руу шилждэг. Жишээлбэл, H 2 S, HCl, H 2 O болон бусад дэгдэмхий органик бус нэгдлүүдийн молекулууд.

HCl молекул үүсэхийг дараах байдлаар илэрхийлж болно.

Учир нь хлорын атомын харьцангуй цахилгаан сөрөг чанар (2.83) нь устөрөгчийн атомаас (2.1) их байвал электрон хос хлорын атом руу шилждэг.

Ковалентын холбоо үүсэх солилцооны механизмаас гадна давхцлын улмаас бас байдаг хандивлагч-хүлээн авагчтүүний үүсэх механизм. Энэ нь нэг атомын (донор) хоёр электрон үүл, нөгөө атомын (хүлээн авагч) чөлөөт тойрог замын улмаас ковалент холбоо үүсэх механизм юм. Аммиакийн молекул дахь азотын атом нь хоёр электрон үүлтэй байдаг аммонийн NH 4+ үүсэх механизмын жишээг авч үзье.

Устөрөгчийн ион нь чөлөөт 1s тойрог замтай тул үүнийг гэж тэмдэглэе.

Аммонийн ион үүсэх явцад азотын хоёр электрон үүл нь азот ба устөрөгчийн атомуудад нийтлэг болж, молекулын электрон үүл болж хувирдаг гэсэн үг юм. Үүний үр дүнд дөрөв дэх ковалент холбоо үүснэ. Аммони үүсэх үйл явцыг та дараах диаграмаар төсөөлж болно.

Устөрөгчийн ионы цэнэг бүх атомуудын хооронд тархаж, азотод хамаарах хоёр электрон үүл нь устөрөгчтэй хуваагдана.

Асуулт хэвээр байна уу? Та гэрийн даалгавраа хэрхэн хийхээ мэдэхгүй байна уу?
Багшаас тусламж авахын тулд бүртгүүлнэ үү.
Эхний хичээл үнэ төлбөргүй!

вэб сайт, материалыг бүрэн эсвэл хэсэгчлэн хуулахдаа эх сурвалжийн холбоосыг оруулах шаардлагатай.

Иончлолын энерги (IE), PEI ба тогтвортой молекулуудын найрлага - тэдгээрийн бодит үнэ цэнэ, харьцуулалт - чөлөөт атом ба молекулуудад холбогдсон атомуудын талаархи мэдээлэл нь атомууд ковалент холболтын механизмаар молекулуудыг хэрхэн үүсгэдэгийг ойлгох боломжийг олгодог.

КОВАЛЕНТИЙН БОНД- (Латин "co" хамтдаа ба "vales" хүчнээс) (гомеополяр холбоо), эдгээр атомуудад хамаарах электронуудыг хуваалцах үед үүсдэг хоёр атомын химийн холбоо. Энгийн хийн молекул дахь атомууд нь ковалент холбоогоор холбогддог. Нэг электрон хос хосолсон холбоог нэг холбоо гэж нэрлэдэг; Мөн давхар, гурвалсан бондууд байдаг.

Хэрэв бид өгөгдсөн атомын гаднах бүрхүүл дэх электронуудын тоо болон түүний цөмийн цэнэгийг мэддэг бол атом үүсгэж болох ковалент химийн бондын тоог тодорхойлохын тулд дүрмээ хэрхэн ашиглаж болохыг олж мэдэхийн тулд хэд хэдэн жишээг харцгаая. Цөмийн цэнэг болон гаднах бүрхүүл дэх электронуудын тоог туршилтаар тодорхойлж, элементүүдийн хүснэгтэд оруулсан болно.

Ковалент бондын боломжит тооны тооцоо

Жишээлбэл, натри үүсгэж болох ковалент бондын тоог тоолъё ( На),хөнгөн цагаан (Аль),фосфор (P),ба хлор ( Cl). натри ( На)болон хөнгөн цагаан ( Аль)гадна бүрхүүлд тус тус 1 ба 3 электрон байх ба эхний дүрмийн дагуу (ковалентын холбоо үүсэх механизмд гаднах бүрхүүлд нэг электрон ашигладаг) тэдгээр нь дараахь зүйлийг үүсгэж болно: натри (Үгүй)- 1 ба хөнгөн цагаан ( Аль)- 3 ковалент холбоо. Бонд үүссэний дараа натрийн гаднах бүрхүүл дэх электронуудын тоо ( На)болон хөнгөн цагаан ( Аль) 2 ба 6-тай тэнцүү; өөрөөр хэлбэл, бага дээд хэмжээ(8) эдгээр атомуудын хувьд. Фосфор ( P)ба хлор ( Cl)гадна бүрхүүл дээр тус тус 5 ба 7 электронтой бөгөөд дээр дурдсан хуулийн хоёр дахь хуулийн дагуу 5 ба 7 ковалент холбоо үүсгэж болно. Дөрөвдүгээр хуульд заасны дагуу ковалент холбоо үүсэхэд эдгээр атомын гаднах бүрхүүлийн электронуудын тоо 1-ээр нэмэгддэг.Зургаадугаар хуулийн дагуу ковалент холбоо үүсэхэд гаднах бүрхүүлийн электронуудын тоо 1-ээр нэмэгддэг. холбогдсон атомын тоо 8-аас их байж болохгүй. Өөрөөр хэлбэл, фосфор ( P)зөвхөн 3 холбоо (8-5 = 3) үүсгэж чаддаг бол хлор ( Cl)зөвхөн нэгийг үүсгэж болно (8-7 = 1).

Жишээ:Шинжилгээнд үндэслэн бид тодорхой бодис нь натрийн атомуудаас бүрддэг болохыг олж мэдсэн (Үгүй)ба хлор ( Cl). Ковалентын холбоо үүсэх механизмын зүй тогтлыг мэдэхийн тулд бид натри ( На) зөвхөн 1 ковалент холбоо үүсгэж болно. Тиймээс бид натрийн атом бүрийг ( На)хлорын атомтай холбогдсон ( Cl)Энэ бодис дахь ковалент холбоогоор дамжуулан, мөн энэ бодис нь атомын молекулуудаас бүрддэг NaCl. Энэ молекулын бүтцийн томъёо: Na-Cl.Энд зураас (-) нь ковалент холбоог илэрхийлнэ. Энэ молекулын электрон томъёог дараах байдлаар харуулж болно.
. .
Na:Cl:
. .
Электрон томъёоны дагуу натрийн атомын гаднах бүрхүүлд ( На)В NaCl 2 электрон байдаг ба хлорын атомын гаднах бүрхүүлд ( Cl) 8 электрон байдаг. Энэ томъёонд натрийн атомуудын хоорондох электронууд (цэгүүд) На)Тэгээд хлор (Cl)холбох электронууд юм. Хлорын PEI-ээс хойш ( Cl) 13 эВ, натрийн хувьд тэнцүү байна (Үгүй)энэ нь 5.14 эВ-тэй тэнцүү, хос электронууд атомтай илүү ойр байдаг. Clатомаас илүү На. Хэрэв молекулыг бүрдүүлэгч атомуудын иончлох энерги маш өөр бол үүссэн холбоо нь туйлковалент холбоо.

Өөр нэг тохиолдлыг авч үзье. Шинжилгээнд үндэслэн бид тодорхой бодис нь хөнгөн цагаан атомуудаас бүрддэг болохыг олж мэдсэн ( Аль)ба хлорын атомууд ( Cl). хөнгөн цагаан ( Аль)гадна бүрхүүлд 3 электрон байдаг; Ингэснээр 3 ковалент химийн холбоо үүсгэж болно хлор (Cl), өмнөх тохиолдлын адил зөвхөн 1 холбоо үүсгэж болно. Энэ бодисыг дараах байдлаар үзүүлэв AlCl3, түүний цахим томьёог дараах байдлаар дүрсэлж болно.

Зураг 3.1. Цахим томъёоAlCl 3

Бүтцийн томьёо нь:
Cl - Al - Cl
Cl

Энэ цахим томъёолол үүнийг харуулж байна AlCl3хлорын атомын гаднах бүрхүүл дээр ( Cl) 8 электрон байдаг бол хөнгөн цагааны атомын гадна бүрхүүл ( Аль)тэдгээрийн 6 нь ковалент холбоо үүсэх механизмын дагуу холболтын электрон хоёулаа (атом бүрээс нэг) холбогдсон атомуудын гаднах бүрхүүлд очдог.

Олон тооны ковалент холбоо

Гаднах бүрхүүлдээ нэгээс олон электронтой атомууд хоорондоо нэг биш, хэд хэдэн ковалент холбоо үүсгэж болно. Ийм холболтыг олон гэж нэрлэдэг (илүү ихэвчлэн олон тоо) холболтууд. Ийм бондын жишээ бол азотын молекулуудын холбоо юм ( Н= Н) ба хүчилтөрөгч ( O=O).

Ганц атомууд нэгдэх үед үүссэн холбоог гэнэ гомоатомын ковалент холбоо, eХэрэв атомууд өөр байвал холбоог нэрлэдэг гетероатом ковалент холбоо[Грек хэлний "homo" ба "hetero" угтвар нь ижил, өөр гэсэн утгатай].

Хосолсон атом бүхий молекул үнэндээ ямар байдгийг төсөөлцгөөе. Хосолсон атом бүхий хамгийн энгийн молекул бол устөрөгчийн молекул юм.

Лекцийн тойм:

1. Ковалентын бондын тухай ойлголт.

2. Цахилгаан сөрөг чанар.

3. Туйлт ба туйл биш ковалент холбоо.

Ковалент холбоо нь холбогдсон атомуудын бүрхүүлд гарч ирдэг электрон хосуудын улмаас үүсдэг.

Энэ нь ижил элементийн атомуудаар үүсгэгдэж болох ба дараа нь туйлшралгүй; жишээлбэл, ийм ковалент холбоо нь нэг элементийн хийн H 2, O 2, N 2, Cl 2 гэх мэт молекулуудад байдаг.

Атомоор ковалент холбоо үүсч болно өөр өөр элементүүд, химийн шинж чанараараа төстэй, дараа нь туйлширсан; жишээ нь H 2 O, NF 3, CO 2 молекулуудад ийм ковалент холбоо байдаг.

Цахилгаан сөрөг байдлын тухай ойлголтыг нэвтрүүлэх шаардлагатай.

Цахилгаан сөрөг чанар нь атомын чадвар юм химийн элементхимийн холбоо үүсэхэд оролцдог нийтлэг электрон хосуудыг татах.

цахилгаан сөрөг байдлын цуврал

Илүү их цахилгаан сөрөг нөлөөтэй элементүүд нь бага цахилгаан сөрөг утгатай элементүүдээс хуваалцсан электронуудыг татах болно.

Ковалент холбоог дүрслэн харуулах зорилгоор химийн томъёоцэгүүдийг ашигладаг (цэг бүр валентийн электронтой, бар нь нийтлэг электрон хостой тохирдог).

Жишээ.Cl 2 молекул дахь холбоог дараах байдлаар дүрсэлж болно.

Ийм томъёо нь тэнцүү байна. Ковалентын холбоо нь орон зайн чиглэлтэй байдаг. Атомуудын ковалент холболтын үр дүнд атомуудын хатуу тодорхойлогдсон геометрийн зохион байгуулалттай молекулууд эсвэл атомын болор сүлжээнүүд үүсдэг. Бодис бүр өөрийн гэсэн бүтэцтэй байдаг.

Борын онолын үүднээс авч үзвэл ковалент холбоо үүсэх нь атомууд өөрсдийн гаднах давхаргыг октет болгон хувиргах хандлагатай (8 хүртэлх электроныг бүрэн дүүргэх) гэж тайлбарладаг , электрон хоёулаа хуваагдана.
Жишээ. Хлорын молекул үүсэх.

Цэгүүд нь электронуудыг илэрхийлдэг. Зохицуулахдаа та дүрмийг баримтлах хэрэгтэй: электронуудыг тодорхой дарааллаар байрлуулна - зүүн, дээд, баруун, доод, нэг нэгээр нь, дараа нь нэг нэгээр нь, хосгүй электронуудыг нэмж, холбоо үүсгэхэд оролцоно.

Хослогдоогүй хоёр электроноос үүссэн шинэ электрон хос нь хлорын хоёр атомд нийтлэг болдог. Электрон үүлсийг давхцуулж ковалент холбоо үүсгэх хэд хэдэн арга байдаг.

σ бонд нь π бондоос хамаагүй хүчтэй бөгөөд π холбоо нь зөвхөн σ бондтой байж болно.

Поляр ковалент холбоо нь янз бүрийн цахилгаан сөрөг утгатай атомуудын хооронд үүсдэг.

Устөрөгчөөс хлор руу электрон шилжсэний улмаас хлорын атом хэсэгчлэн сөрөг, устөрөгчийн атом хэсэгчлэн эерэг цэнэгтэй байна.

Туйлт ба туйлшгүй ковалент холбоо

Хэрэв хоёр атомт молекул нь нэг элементийн атомуудаас бүрддэг бол электрон үүл нь атомын цөмтэй харьцуулахад тэгш хэмтэй орон зайд тархдаг. Ийм ковалент холбоог туйлшралгүй гэж нэрлэдэг. Хэрэв өөр өөр элементийн атомуудын хооронд ковалент холбоо үүссэн бол нийтлэг электрон үүл нь аль нэг атом руу шилждэг. Энэ тохиолдолд ковалент холбоо нь туйлшралтай байдаг. Электрон сөрөг чанарыг атомын электрон хосыг татах чадварыг үнэлэхэд ашигладаг.

Туйлын ковалент холбоо үүссэний үр дүнд илүү цахилгаан сөрөг атом хэсэгчилсэн сөрөг цэнэг, бага цахилгаан сөрөг цэнэгтэй атом хэсэгчилсэн эерэг цэнэгийг олж авдаг. Эдгээр цэнэгийг ихэвчлэн молекул дахь атомуудын үр дүнтэй цэнэг гэж нэрлэдэг. Тэд бутархай утгатай байж болно. Жишээлбэл, HCl молекулын үр дүнтэй цэнэг 0.17e (энд e нь электроны цэнэг. Электроны цэнэг 1.602.10 -19 С):

Бие биенээсээ тодорхой зайд байрласан тэмдэгт цэнэгийн хувьд тэнцүү боловч эсрэг тэсрэг хоёр системийг цахилгаан диполь гэнэ. Мэдээжийн хэрэг, туйлын молекул нь микроскопийн диполь юм. Хэдийгээр дипольын нийт цэнэг тэг боловч түүнийг тойрсон орон зайд хүч нь диполь момент m-тэй пропорциональ цахилгаан орон бий.

SI системд диполь моментийг см-ээр хэмждэг боловч туйлын молекулуудын хувьд ихэвчлэн Дебайг хэмжилтийн нэгж болгон ашигладаг (нэгжийг П.Дэбийн нэрээр нэрлэсэн):

1 D = 3.33×10 –30 C×m

Диполь момент нь молекулын туйлшралын тоон хэмжүүр болдог. Олон атомт молекулуудын хувьд диполь момент нь химийн бондын диполь моментуудын вектор нийлбэр юм. Тиймээс, хэрэв молекул тэгш хэмтэй бол түүний холбоо тус бүр нь мэдэгдэхүйц диполь моменттэй байсан ч энэ нь туйлт биш байж болно. Жишээлбэл, хавтгай BF 3 молекул эсвэл шугаман BeCl 2 молекулд бондын диполь моментуудын нийлбэр тэг байна:

Үүний нэгэн адил тетраэдр молекулууд CH 4 ба CBr 4 нь тэг диполь моменттэй байдаг. Гэсэн хэдий ч, жишээлбэл, BF 2 Cl молекул дахь тэгш хэмийн зөрчил нь тэгээс ялгаатай диполь момент үүсгэдэг.

Туйлт ковалент бондын хязгаарлах тохиолдол нь ионы холбоо. Энэ нь электрон сөрөг чанар нь мэдэгдэхүйц ялгаатай атомуудаас үүсдэг. Ионы холбоо үүсэхэд бараг бүрэн шилжилтэлектрон хосыг атомын аль нэгэнд холбож, эерэг ба сөрөг ионууд үүсч, цахилгаан статик хүчээр бие биендээ ойртдог. Өгөгдсөн ион руу электростатик таталцал нь чиглэлээс үл хамааран эсрэг тэмдгийн аль ч ион дээр үйлчилдэг тул ковалент холбооноос ялгаатай нь ионы холбоо нь тодорхойлогддог. чиглэл дутагдалтайТэгээд ханаагүй байдал. Хамгийн тод ионы холбоо бүхий молекулууд нь ердийн металл ба ердийн металл бус (NaCl, CsF гэх мэт) атомуудаас үүсдэг. атомуудын цахилгаан сөрөг байдлын ялгаа их байх үед.