Kovalent kimyəvi bağ. Kimyəvi bağın növləri: kovalent rabitə. Kimyəvi bağların növləri Maddələr arasındakı bağlar kimya

Kovalent kimyəvi bağ, onun növləri və əmələ gəlmə mexanizmləri. Kovalent rabitələrin xüsusiyyətləri (qütblük və rabitə enerjisi). İon bağı. Metal birləşmə. Hidrogen bağı

doktrinası kimyəvi bağ bütün nəzəri kimyanın əsasını təşkil edir.

Kimyəvi bağ onları molekullara, ionlara, radikallara və kristallara bağlayan atomların qarşılıqlı təsiri kimi başa düşülür.

Dörd növ kimyəvi bağ var: ion, kovalent, metal və hidrogen.

Kimyəvi bağların növlərə bölünməsi şərtidir, çünki onların hamısı müəyyən bir birlik ilə xarakterizə olunur.

İon bağı qütb kovalent bağın ekstremal halı hesab edilə bilər.

Metal bağ, ortaq elektronlardan istifadə edərək atomların kovalent qarşılıqlı təsirini və bu elektronlar və metal ionları arasındakı elektrostatik cazibəni birləşdirir.

Maddələrdə çox vaxt kimyəvi birləşmənin (və ya təmiz kimyəvi birləşmənin) məhdudlaşdırıcı halları yoxdur.

Məsələn, litium florid $LiF$ ion birləşmələri kimi təsnif edilir. Əslində, içindəki bağ $80%$ ion və $20%$ kovalentdir. Buna görə də kimyəvi bağın polarite (ionluq) dərəcəsi haqqında danışmaq daha düzgündür.

Hidrogen halogenidləri seriyasında $HF—HCl—HBr—HI—HAt$ bağ polaritesinin dərəcəsi azalır, çünki halogen və hidrogen atomlarının elektronmənfilik dəyərlərinin fərqi azalır, astatin hidrogenində isə rabitə demək olar ki, qeyri-qütblü olur. $(EO(H) = 2.1; EO(At) = 2.2)$.

Eyni maddələrdə müxtəlif növ bağlar tapıla bilər, məsələn:

əsaslarda: hidrokso qruplarında oksigen və hidrogen atomları arasında rabitə qütb kovalent, metal və hidrokso qrupu arasında isə ion xarakterlidir;
oksigen tərkibli turşuların duzlarında: qeyri-metal atomu ilə turşu qalığının oksigeni arasında - kovalent qütblü, metal ilə turşu qalığı arasında - ionlu;
ammonium, metilamonium duzlarında və s.: azot və hidrogen atomları arasında - kovalent qütblü, ammonium və ya metilamonium ionları ilə turşu qalığı arasında - ion;
metal peroksidlərdə (məsələn, $Na_2O_2$) oksigen atomları arasındakı əlaqə kovalent qeyri-polyar, metal ilə oksigen arasında isə ionlu və s.

Müxtəlif növ əlaqələr bir-birinə çevrilə bilər:

— suda kovalent birləşmələrin elektrolitik dissosiasiyası zamanı kovalent qütb rabitəsi ion rabitəsinə çevrilir;

- metallar buxarlandıqda metal rabitəsi qeyri-qütblü kovalent rabitəyə çevrilir və s.

Kimyəvi bağların bütün növlərinin və növlərinin vəhdətinin səbəbi onların eyni olmasıdır kimyəvi təbiət— elektron-nüvə qarşılıqlı təsiri. Kimyəvi bağın yaranması istənilən halda atomların elektron-nüvə qarşılıqlı təsirinin nəticəsidir, enerjinin ayrılması ilə müşayiət olunur.

Kovalent rabitələrin yaradılması üsulları. Kovalent bağın xüsusiyyətləri: bağ uzunluğu və enerjisi

Kovalent kimyəvi bağ, ortaq elektron cütlərinin meydana gəlməsi ilə atomlar arasında yaranan bir bağdır.

Belə bir əlaqənin yaranma mexanizmi mübadilə və ya donor-akseptor ola bilər.

I. Mübadilə mexanizmi atomlar qoşalaşmamış elektronları birləşdirərək ortaq elektron cütləri əmələ gətirdikdə fəaliyyət göstərir.

1) $H_2$ - hidrogen:

Rabitə hidrogen atomlarının $s$-elektronları (üst-üstə düşən $s$-orbitalları) tərəfindən ümumi elektron cütünün əmələ gəlməsi nəticəsində yaranır:

2) $HCl$ - hidrogen xlorid:

Bağ $s-$ və $p-$elektronlardan ibarət ümumi elektron cütünün ($s-p-$orbitalları üst-üstə düşməsi) əmələ gəlməsi səbəbindən yaranır:

3) $Cl_2$: xlor molekulunda qoşalaşmamış $p-$elektronlar (üst-üstə düşən $p-p-$orbitallar) hesabına kovalent rabitə əmələ gəlir:

4) $N_2$: azot molekulunda atomlar arasında üç ümumi elektron cütü əmələ gəlir:

II. Donor-akseptor mexanizmi$NH_4^+$ ammonium ionunun nümunəsindən istifadə edərək kovalent rabitənin əmələ gəlməsini nəzərdən keçirək.

Donorda elektron cütü var, qəbuledicidə bu cütün tuta biləcəyi boş orbital var. Ammonium ionunda hidrogen atomları ilə dörd bağın hamısı kovalentdir: üçü mübadilə mexanizminə görə azot atomu və hidrogen atomları tərəfindən ümumi elektron cütlərinin yaradılması, biri donor-qəbuledici mexanizm vasitəsilə əmələ gəlmişdir.

Kovalent bağları elektron orbitallarının üst-üstə düşməsi, həmçinin bağlanmış atomlardan birinə doğru yerdəyişməsi ilə təsnif etmək olar.

Bağ xətti boyunca elektron orbitalların üst-üstə düşməsi nəticəsində əmələ gələn kimyəvi bağlara $σ$ deyilir. - istiqrazlar (siqma istiqrazları). Siqma bağı çox güclüdür.

$p-$orbitallar iki bölgədə üst-üstə düşə bilər, yanal üst-üstə düşmə səbəbindən kovalent bağ əmələ gətirir:

Rabitə xəttindən kənarda elektron orbitalların “yanal” üst-üstə düşməsi nəticəsində yaranan kimyəvi bağlar, yəni. iki sahədə $π$ adlanır -istiqrazlar (pi-istiqrazlar).

By yerdəyişmə dərəcəsi Ortaq elektron cütləri bağladıqları atomlardan birinə kovalent bağ ola bilər qütb Və qeyri-qütblü.

Eyni elektronmənfiliyə malik atomlar arasında əmələ gələn kovalent kimyəvi bağa deyilir qeyri-qütblü. Elektron cütləri atomların heç birinə keçmir, çünki atomlar eyni EO-ya malikdir - digər atomlardan valent elektronları cəlb etmək xüsusiyyəti. Misal üçün:

olanlar. sadə qeyri-metal maddələrin molekulları kovalent qeyri-qütb bağları vasitəsilə əmələ gəlir. Elektromənfiliyi fərqli olan elementlərin atomları arasında yaranan kovalent kimyəvi bağa deyilir qütb.

Kovalent bağların uzunluğu və enerjisi.

Xarakterik kovalent rabitənin xüsusiyyətləri- onun uzunluğu və enerjisi. Bağlantı uzunluğu atomların nüvələri arasındakı məsafədir. Kimyəvi bağın uzunluğu nə qədər qısa olarsa, bir o qədər güclüdür. Bununla birlikdə, əlaqənin gücünün bir ölçüsüdür bağlayıcı enerji, bir əlaqəni qırmaq üçün tələb olunan enerji miqdarı ilə müəyyən edilir. Adətən kJ/mol ilə ölçülür. Beləliklə, eksperimental məlumatlara görə, $H_2, Cl_2$ və $N_2$ molekullarının bağ uzunluqları müvafiq olaraq $0.074, 0.198$ və $0.109$ nm, rabitə enerjiləri isə müvafiq olaraq $436, 242$ və $946$ kJ/mol təşkil edir.

ionlar. İon bağı

Təsəvvür edək ki, iki atom “görüşür”: I qrup metalın atomu və VII qrupun qeyri-metal atomu. Bir metal atomunun xarici enerji səviyyəsində bir elektronu var, qeyri-metal atomun isə xarici səviyyəsinin tam olması üçün sadəcə bir elektron yoxdur.

Birinci atom ikinciyə nüvədən uzaq olan və ona zəif bağlı olan elektronunu asanlıqla verəcək, ikincisi isə onu xarici elektron səviyyəsində boş yerlə təmin edəcək.

Sonra mənfi yüklərindən birindən məhrum olan atom müsbət yüklü zərrəcikə, ikincisi isə yaranan elektron hesabına mənfi yüklü hissəcikə çevriləcək. Belə hissəciklər deyilir ionları.

İonlar arasında yaranan kimyəvi bağa ion deyilir.

Tanınmış natrium xlorid (xörək duzu) birləşməsindən istifadə edərək bu bağın əmələ gəlməsini nəzərdən keçirək:

Atomların ionlara çevrilməsi prosesi diaqramda təsvir edilmişdir:

Atomların ionlara bu cür çevrilməsi həmişə tipik metalların və tipik qeyri-metalların atomlarının qarşılıqlı təsiri zamanı baş verir.

Məsələn, kalsium və xlor atomları arasında ion bağının əmələ gəlməsini qeyd edərkən əsaslandırmanın alqoritmini (ardıcıllığını) nəzərdən keçirək:

Atomların və ya molekulların sayını göstərən nömrələr deyilir əmsallar, və molekuldakı atomların və ya ionların sayını göstərən ədədlər deyilir indekslər.

Metal birləşmə

Gəlin metal elementlərin atomlarının bir-biri ilə necə qarşılıqlı əlaqəsi ilə tanış olaq. Metallar adətən təcrid olunmuş atomlar kimi mövcud deyil, parça, külçə və ya metal məmulatı şəklində mövcuddur. Metal atomlarını bir həcmdə saxlayan nədir?

Xarici səviyyədə əksər metalların atomları yoxdur böyük rəqəm elektronlar - $1, 2, 3$. Bu elektronlar asanlıqla ayrılır və atomlar müsbət ionlara çevrilir. Ayrılan elektronlar bir iondan digərinə keçərək onları vahid bir bütövə bağlayır. Bu elektronlar ionlarla birləşərək müvəqqəti olaraq atomlar əmələ gətirir, sonra yenidən parçalanır və başqa ionla birləşir və s. Nəticədə, metalın həcmində atomlar davamlı olaraq ionlara və əksinə çevrilir.

Ortaq elektronlar vasitəsilə ionlar arasında metallardakı bağa metal deyilir.

Şəkildə natrium metal parçasının quruluşu sxematik şəkildə göstərilir.

Bu halda, az sayda ortaq elektron çox sayda ion və atomu birləşdirir.

Metal bağın kovalent rabitə ilə bəzi oxşarlıqları var, çünki o, xarici elektronların paylaşılmasına əsaslanır. Bununla birlikdə, kovalent bir əlaqə ilə yalnız iki qonşu atomun xarici qoşalaşmamış elektronları paylaşılır, metal bir əlaqə ilə isə bütün atomlar bu elektronların paylaşılmasında iştirak edir. Buna görə kovalent bağı olan kristallar kövrəkdir, lakin metal bir əlaqə ilə, bir qayda olaraq, çevik, elektrik keçirici və metal parıltı var.

Metalik birləşmə həm təmiz metallar, həm də müxtəlif metalların qarışıqları - bərk və maye hallardakı ərintilər üçün xarakterikdir.

Hidrogen bağı

Bir molekulun (və ya onun bir hissəsinin) müsbət qütbləşmiş hidrogen atomları ilə başqa bir molekulun tək elektron cütlərinə ($F, O, N$ və daha az yaygın olaraq $S$ və $Cl$) malik güclü elektronmənfi elementlərin mənfi qütbləşmiş atomları arasında kimyəvi bağ. (və ya onun hissəsi) hidrogen adlanır.

Hidrogen bağının əmələ gəlməsi mexanizmi qismən elektrostatik, qismən donor-akseptor xarakterlidir.

Molekullararası hidrogen bağı nümunələri:

Belə bir əlaqə mövcud olduqda, hətta aşağı molekulyar maddələr normal şəraitdə maye (spirt, su) və ya asanlıqla mayeləşdirilmiş qazlar (ammiak, hidrogen florid) ola bilər.

Hidrogen bağları olan maddələr molekulyar kristal qəfəslərə malikdir.

Molekulyar və qeyri-molekulyar quruluşlu maddələr. Kristal qəfəs növü. Maddələrin xassələrinin onların tərkibindən və quruluşundan asılılığı

Maddələrin molekulyar və qeyri-molekulyar quruluşu

IN kimyəvi qarşılıqlı təsirlər Daxil olan fərdi atomlar və ya molekullar deyil, maddələrdir. Verilmiş şəraitdə maddə üç birləşmə vəziyyətindən birində ola bilər: bərk, maye və ya qaz halında. Maddənin xassələri həm də onu əmələ gətirən hissəciklər - molekullar, atomlar və ya ionlar arasındakı kimyəvi əlaqənin təbiətindən asılıdır. Bağın növünə görə molekulyar və qeyri-molekulyar quruluşlu maddələr fərqləndirilir.

Molekullardan ibarət olan maddələr deyilir molekulyar maddələr. Belə maddələrdəki molekullar arasındakı bağlar çox zəifdir, molekulun içindəki atomlar arasında olduğundan xeyli zəifdir və nisbətən aşağı temperaturda belə qırılır - maddə mayeyə, sonra isə qaza çevrilir (yodun sublimasiyası). Molekullardan ibarət olan maddələrin ərimə və qaynama nöqtələri molekulyar çəkisi artdıqca artır.

Molekulyar maddələrə atom quruluşlu maddələr ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$) daxildir, onların arasında metallar və qeyri-metallar var.

Qələvi metalların fiziki xassələrini nəzərdən keçirək. Atomlar arasında nisbətən aşağı bağlanma gücü aşağı mexaniki gücə səbəb olur: qələvi metallar yumşaqdır və asanlıqla bıçaqla kəsilə bilər.

Böyük atom ölçüləri qələvi metalların aşağı sıxlığına səbəb olur: litium, natrium və kalium sudan daha yüngüldür. Qələvi metallar qrupunda elementin atom nömrəsinin artması ilə qaynama və ərimə nöqtələri azalır, çünki Atom ölçüləri artır və bağlar zəifləyir.

Maddələrə qeyri-molekulyar strukturlara ion birləşmələri daxildir. Metalların qeyri-metallarla birləşmələrinin əksəriyyəti bu quruluşa malikdir: bütün duzlar ($NaCl, K_2SO_4$), bəzi hidridlər ($LiH$) və oksidlər ($CaO, MgO, FeO$), əsaslar ($NaOH, KOH$). İonik (qeyri-molekulyar) maddələr yüksək ərimə və qaynama nöqtələrinə malikdir.

Kristal qəfəslər

Maddə, məlum olduğu kimi, üç birləşmə vəziyyətində ola bilər: qaz, maye və bərk.

Bərk maddələr: amorf və kristal.

Kimyəvi bağların xüsusiyyətlərinin bərk cisimlərin xassələrinə necə təsir etdiyini nəzərdən keçirək. Bərk maddələr bölünür kristal Və amorf.

Amorf maddələrin aydın ərimə nöqtəsi yoxdur, qızdırıldıqda tədricən yumşalır və maye vəziyyətinə keçir. Məsələn, plastilin və müxtəlif qatranlar amorf vəziyyətdədir.

Kristal maddələr onların təşkil olunduğu hissəciklərin düzgün yerləşməsi ilə xarakterizə olunur: atomlar, molekullar və ionlar - kosmosda ciddi şəkildə müəyyən edilmiş nöqtələrdə. Bu nöqtələr düz xətlərlə birləşdirildikdə kristal qəfəs adlanan məkan çərçivəsi əmələ gəlir. Kristal hissəciklərin yerləşdiyi nöqtələrə şəbəkə düyünləri deyilir.

Kristal qəfəsin qovşaqlarında yerləşən hissəciklərin növündən və onlar arasındakı əlaqənin xarakterindən asılı olaraq dörd növ kristal qəfəs fərqləndirilir: ion, atom, molekulyar Və Metal.

İon kristal qəfəslər.

İonik düyünlərində ionlar olan kristal qəfəslər adlanır. Onlar həm sadə ionları $Na^(+), Cl^(-)$, həm də kompleks $SO_4^(2−), OH^-$ bağlaya bilən ion bağları olan maddələrdən əmələ gəlir. Beləliklə, metalların duzları və bəzi oksidləri və hidroksidləri ion kristal qəfəslərə malikdirlər. Məsələn, natrium xlorid kristalı alternativ müsbət $Na^+$ və mənfi $Cl^-$ ionlarından ibarətdir və kubşəkilli qəfəs əmələ gətirir. Belə bir kristalda ionlar arasındakı bağlar çox sabitdir. Buna görə də, ion qəfəsi olan maddələr nisbətən yüksək sərtlik və möhkəmlik ilə xarakterizə olunur, odadavamlıdır və uçucu deyildir.

Atom kristal qəfəsləri.

Atom düyünlərində ayrı-ayrı atomlar olan kristal qəfəslər adlanır. Belə qəfəslərdə atomlar bir-biri ilə çox güclü kovalent bağlarla bağlanır. Bu tip kristal qəfəslərə malik maddələrə misal olaraq karbonun allotropik modifikasiyalarından biri olan almaz göstərilə bilər.

Atom kristal qəfəsli maddələrin əksəriyyəti çox yüksək ərimə nöqtələrinə malikdir (məsələn, almaz üçün 3500 ° C-dən yuxarıdır), onlar güclü və sərtdir və praktiki olaraq həll olunmur.

Molekulyar kristal qəfəslər.

Molekulyar düyünlərində molekulların yerləşdiyi kristal qəfəslər adlanır. Bu molekullardakı kimyəvi bağlar həm qütblü ($HCl, H_2O$), həm də qeyri-qütblü ($N_2, O_2$) ola bilər. Molekulların içindəki atomların çox güclü kovalent bağlarla bağlanmasına baxmayaraq, molekulların özləri arasında zəif molekullararası cazibə qüvvələri fəaliyyət göstərir. Buna görə də molekulyar kristal qəfəsləri olan maddələr aşağı sərtliyə, aşağı ərimə nöqtələrinə malikdir və uçucudur. Bərk üzvi birləşmələrin əksəriyyətində molekulyar kristal qəfəslər (naftalin, qlükoza, şəkər) olur.

Metal kristal qəfəslər.

Metal bağları olan maddələr metal kristal qəfəslərə malikdir. Belə qəfəslərin yerlərində atomlar və ionlar var (metal atomlarının asanlıqla çevrildiyi, xarici elektronlarını "ümumi istifadə üçün" verən atomlar və ya ionlar). Metalların bu daxili quruluşu onların xarakterik fiziki xüsusiyyətlərini müəyyən edir: elastiklik, çeviklik, elektrik və istilik keçiriciliyi, xarakterik metal parıltı.

Maddənin ən kiçik hissəciyi kimyəvi bağların və ya kimyəvi bağların hərəkət etdiyi atomların qarşılıqlı təsiri nəticəsində əmələ gələn molekuldur. Kimyəvi əlaqə doktrinası nəzəri kimyanın əsasını təşkil edir. Kimyəvi bağ iki (bəzən daha çox) atomun qarşılıqlı əlaqəsi zamanı yaranır. Bağın formalaşması enerjinin sərbəst buraxılması ilə baş verir.

Kimyəvi bağ fərdi atomları molekullara, ionlara və kristallara bağlayan qarşılıqlı təsirdir.

Kimyəvi bağ təbiətcə vahiddir: elektrostatik mənşəlidir. Lakin müxtəlif kimyəvi birləşmələrdə kimyəvi bağ müxtəlif növlərə malikdir; Kimyəvi bağların ən mühüm növləri kovalent (qütbsüz, qütb), ion və metaldir. Bu növ bağların növləri donor-akseptor, hidrogen və s. metal atomları arasında metal rabitə yaranır.

Ümumi və ya ortaq bir cüt və ya bir neçə cüt elektron meydana gəlməsi ilə həyata keçirilən kimyəvi bağa kovalent deyilir. Hər bir atom bir ümumi elektron cütünün meydana gəlməsinə bir elektron verir, yəni. “bərabər payda” iştirak edir (Lewis, 1916). Aşağıda H2, F2, NH3 və CH4 molekullarında kimyəvi bağların əmələ gəlməsinin diaqramları verilmişdir. Müxtəlif atomlara aid olan elektronlar müxtəlif simvollarla təmsil olunur.

Kimyəvi bağların əmələ gəlməsi nəticəsində molekuldakı atomların hər biri sabit iki və səkkiz elektronlu konfiqurasiyaya malikdir.

Kovalent rabitə yarandıqda atomların elektron buludları üst-üstə düşür və enerji artımı ilə müşayiət olunan molekulyar elektron buludu əmələ gəlir. Molekulyar elektron buludu hər iki nüvənin mərkəzləri arasında yerləşir və atom elektron buludunun sıxlığı ilə müqayisədə artan elektron sıxlığına malikdir.

Kovalent rabitənin həyata keçirilməsi yalnız müxtəlif atomlara aid olan qoşalaşmamış elektronların antiparalel spinləri halında mümkündür. Paralel elektron spinləri ilə atomlar cəlb etmir, əksinə itələyir: kovalent bağ yaranmır. Yaranması ümumi elektron cütü ilə əlaqəli olan kimyəvi bağı təsvir etmək üsuluna valent rabitə metodu (VBC) deyilir.

MBC-nin əsas müddəaları

Kovalent kimyəvi bağ əks spinli iki elektron tərəfindən əmələ gəlir və bu elektron cütü iki atoma aiddir.

Qarşılıqlı təsir göstərən elektron buludları nə qədər çox üst-üstə düşərsə, kovalent əlaqə bir o qədər güclü olar.

Struktur düsturları yazarkən, əlaqəni təyin edən elektron cütləri tez-tez tirelərlə (paylaşılan elektronları təmsil edən nöqtələr əvəzinə) təsvir olunur.

Kimyəvi bağın enerji xüsusiyyətləri vacibdir. Kimyəvi bağ yarandıqda sistemin (molekulun) ümumi enerjisi enerjidən az olur komponentlər(atomlar), yəni. EAB<ЕА+ЕB.

Valentlik kimyəvi element atomunun başqa bir elementin müəyyən sayda atomunu əlavə etmək və ya əvəz etmək xüsusiyyətidir. Bu nöqteyi-nəzərdən atomun valentliyi onunla kimyəvi bağlar yaradan hidrogen atomlarının sayı və ya bu elementin atomu ilə əvəz olunan hidrogen atomlarının sayı ilə ən asan müəyyən edilir.

Atomun kvant mexaniki anlayışlarının inkişafı ilə valentlik kimyəvi bağların yaranmasında iştirak edən qoşalaşmamış elektronların sayı ilə müəyyən edilməyə başlandı. Atomun valentliyi qoşalaşmamış elektronlarla yanaşı, valent elektron təbəqəsinin boş və tam dolu orbitallarının sayından da asılıdır.

Bağlanma enerjisi atomlardan molekul əmələ gələndə ayrılan enerjidir. Bağlanma enerjisi adətən kJ/mol (və ya kkal/mol) ilə ifadə edilir. Bu, kimyəvi bağın ən vacib xüsusiyyətlərindən biridir. Daha az enerji ehtiva edən sistem daha sabitdir. Məsələn, məlumdur ki, hidrogen atomları bir molekula birləşməyə meyllidirlər. Bu o deməkdir ki, H2 molekullarından ibarət sistem eyni sayda H atomundan ibarət olan, lakin molekullara birləşməmiş sistemdən daha az enerji ehtiva edir.

düyü. 2.1 İki hidrogen atomlu sistemin E potensial enerjisinin nüvələrarası məsafədən r asılılığı: 1 - kimyəvi rabitənin əmələ gəlməsi zamanı; 2 - təhsili olmadan.

Şəkil 2.1 qarşılıqlı təsir göstərən hidrogen atomlarının enerji əyrisini göstərir. Atomların yaxınlaşması enerjinin sərbəst buraxılması ilə müşayiət olunur ki, bu da elektron buludların üst-üstə düşməsi ilə daha çox olacaqdır. Lakin normal şəraitdə Coulomb itələməsi səbəbindən iki atomun nüvələrinin birləşməsinə nail olmaq mümkün deyil. Bu o deməkdir ki, müəyyən bir məsafədə atomların cazibəsi əvəzinə onların itməsi baş verəcəkdir. Beləliklə, enerji əyrisində minimuma uyğun gələn r0 atomları arasındakı məsafə kimyəvi bağın uzunluğuna uyğun olacaq (əyri 1). Əgər qarşılıqlı təsirdə olan hidrogen atomlarının elektron spinləri eyni olarsa, onda onların itməsi baş verəcək (əyri 2). Müxtəlif atomlar üçün bağlanma enerjisi 170-420 kJ/mol (40-100 kkal/mol) aralığında dəyişir.

Elektronun daha yüksək enerji alt səviyyəsinə və ya səviyyəsinə keçid prosesi (yəni, əvvəllər müzakirə edilən həyəcan və ya buxarlanma prosesi) enerji tələb edir. Kimyəvi bağ yarandıqda enerji ayrılır. Kimyəvi bağın dayanıqlı olması üçün oyanma nəticəsində atom enerjisindəki artımın yaranan kimyəvi bağın enerjisindən az olması lazımdır. Başqa sözlə desək, atomların həyəcanlanmasına sərf olunan enerjinin, bağ əmələ gəlməsi ilə əlaqədar enerjinin ayrılması ilə kompensasiya edilməsi zəruridir.

Kimyəvi bağ, rabitə enerjisinə əlavə olaraq, uzunluq, çoxluq və polarite ilə xarakterizə olunur. İkidən çox atomdan ibarət molekul üçün bağlar arasındakı bucaqlar və bütövlükdə molekulun polaritesi əhəmiyyətlidir.

Bağın çoxluğu iki atomu birləşdirən elektron cütlərinin sayı ilə müəyyən edilir. Beləliklə, etanda H3C–CH3-də karbon atomları arasındakı əlaqə tək, etilendə H2C=CH2 ikiqat, asetilendə HCºCH üçqatdır. Bağın çoxluğu artdıqca, rabitə enerjisi artır: C–C rabitə enerjisi 339 kJ/mol, C=C - 611 kJ/mol və CºC - 833 kJ/mol təşkil edir.

Atomlar arasında kimyəvi əlaqə elektron buludların üst-üstə düşməsi nəticəsində yaranır. Əgər üst-üstə düşmə atom nüvələrini birləşdirən xətt boyunca baş verirsə, belə bir əlaqə siqma rabitəsi (σ rabitəsi) adlanır. İki s-elektron, s- və p-elektronları, iki px-elektronları, s və d elektronları (məsələn):

Bir elektron cütü tərəfindən həyata keçirilən kimyəvi bağa tək rabitə deyilir. Tək bir istiqraz həmişə σ bağıdır. s tipli orbitallar yalnız σ rabitəsi yarada bilər.

İki atom arasındakı əlaqə birdən çox elektron cütü ilə həyata keçirilə bilər. Bu əlaqə çoxlu adlanır. Çoxlu bağın əmələ gəlməsinə misal olaraq azot molekulunu göstərmək olar. Azot molekulunda px orbitalları bir σ bağı əmələ gətirir. Bir əlaqə pz orbitalları tərəfindən əmələ gəldikdə, iki bölgə yaranır
üst-üstə düşür - x oxunun üstündə və altında:

Belə bir əlaqəyə pi bağı (π bağı) deyilir. İki atom arasında π bağının əmələ gəlməsi yalnız onlar artıq σ rabitəsi ilə bağlandıqda baş verir. Azot molekulunda ikinci π rabitəsi atomların py orbitalları ilə əmələ gəlir. π bağları əmələ gəldikdə elektron buludları σ bağlarına nisbətən daha az üst-üstə düşür. Nəticədə, π bağları eyni atom orbitallarının yaratdığı σ bağlarından ümumiyyətlə daha az güclüdür.

p orbitalları həm σ, həm də π bağları yarada bilər; çoxsaylı istiqrazlarda onlardan biri mütləq σ-bağdır: .

Beləliklə, bir azot molekulunda olan üç bağdan biri σ, ikisi isə π bağıdır.

Bağ uzunluğu bağlanmış atomların nüvələri arasındakı məsafədir. Müxtəlif birləşmələrdə rabitə uzunluqları nanometrin onda biri qədərdir. Çoxluq artdıqca, bağ uzunluqları azalır: N–N, N=N və NºN bağ uzunluqları 0,145-ə bərabərdir; 0,125 və 0,109 nm (10-9 m) və C-C, C=C və CºC bağlarının uzunluqları müvafiq olaraq 0,154; 0,134 və 0,120 nm.

Müxtəlif atomlar arasında, atomların elektronmənfiliyi (EO)1 eyni olarsa, saf kovalent rabitə yarana bilər. Belə molekullar elektrosimmetrikdir, yəni. Nüvələrin müsbət yüklərinin “ağırlıq mərkəzləri” və elektronların mənfi yükləri bir nöqtədə üst-üstə düşür, buna görə də onları qeyri-qütblü adlandırırlar.

Əgər birləşdirici atomların fərqli EO varsa, onda onların arasında yerləşən elektron buludu simmetrik mövqedən daha yüksək EO olan atoma yaxınlaşır:

Elektron buludunun yerdəyişməsinə qütbləşmə deyilir. Birtərəfli qütbləşmə nəticəsində molekulda müsbət və mənfi yüklərin ağırlıq mərkəzləri bir nöqtədə üst-üstə düşmür və onların arasında müəyyən məsafə (l) yaranır. Belə molekullara qütb və ya dipol, onların tərkibindəki atomlar arasındakı əlaqəyə isə qütb deyilir.

Qütb bağı yüngül birtərəfli qütbləşməyə məruz qalmış bir kovalent bağ növüdür. Molekulda müsbət və mənfi yüklərin “ağırlıq mərkəzləri” arasındakı məsafəyə dipol uzunluğu deyilir. Təbii ki, qütbləşmə nə qədər çox olarsa, dipolun uzunluğu bir o qədər çox olar və molekulların polaritesi bir o qədər çox olar. Molekulların polaritesini qiymətləndirmək üçün adətən elementar elektrik yükünün (e) və dipolun uzunluğunun (l) dəyərinin məhsulu olan daimi dipol momentindən (Mp) istifadə edirlər, yəni. .

Dipol momentləri debyes ilə ölçülür D (D = 10-18 elektrik vahidi × sm, çünki elementar yük 4.810-10 elektrik vahididir və dipolun uzunluğu orta hesabla iki atom nüvəsi arasındakı məsafəyə bərabərdir, yəni. 10-8 sm. ) və ya kulometrlər (C×m) (1 D = 3,33·10-30 C×m) (elektron yükü 1,6·10-19 C yüklər arasındakı məsafəyə vurulur, məsələn, 0,1 nm, onda Mr = 1,6 10-19 × 1 × 10-10 = 1,6 10-29 C m). Molekulların daimi dipol momentləri sıfırdan 10 D-ə qədər dəyişir.

Qütb olmayan molekullar üçün l = 0 və Мр = 0, yəni. onların dipol momenti yoxdur. Qütb molekulları üçün Mr > 0 və 3,5 – 4,0 D dəyərlərinə çatır.

Atomlar arasında çox böyük bir EO fərqi ilə aydın bir tərəfli qütbləşmə var: bağın elektron buludları mümkün qədər ən yüksək EO olan atoma doğru sürüşür, atomlar əks yüklü ionlara və ion molekuluna çevrilir. görünür:

Kovalent bağ ion olur. Molekulların elektrik asimmetriyası artır, dipolun uzunluğu artır və dipol momenti 10 D-ə qədər artır.

Mürəkkəb molekulun ümumi dipol momentini ayrı-ayrı bağların dipol anlarının vektor cəminə bərabər hesab etmək olar. Dipol momenti adətən dipolun müsbət ucundan mənfi tərəfə yönəldilir.

Bağ polaritesini atomların nisbi EO-dan istifadə etməklə proqnozlaşdırmaq olar. Atomların nisbi EO-ları arasında fərq nə qədər çox olarsa, qütblülük də bir o qədər aydın olur: DEO = 0 – qeyri-qütblü kovalent rabitə; DEO = 0 – 2 – qütb kovalent rabitə; DEO = 2 - ion bağı. Bağların ionluq dərəcəsi haqqında danışmaq daha düzgündür, çünki bağlar 100% ion deyil. Hətta CsF birləşməsində də əlaqə yalnız 89% iondur.

Elektronların atomdan atoma ötürülməsi nəticəsində yaranan kimyəvi bağa ion deyilir və müvafiq molekullar kimyəvi birləşmələr- ion. Bərk vəziyyətdə olan ion birləşmələri ion kristal şəbəkəsi ilə xarakterizə olunur. Ərimiş və həll olunmuş vəziyyətdə elektrik cərəyanı keçirirlər, yüksək ərimə və qaynama nöqtələrinə və əhəmiyyətli bir dipol anına malikdirlər.

Hər hansı bir dövrün elementlərinin eyni elementli birləşmələrini nəzərə alsaq, dövrün əvvəlindən sonuna doğru hərəkət etdikcə, rabitənin əsasən ion xarakteri kovalentə dəyişir. Məsələn, 2-ci dövrün flüoridlərində LiF, BeF2, CF4, NF3, OF2, F2, litium floriddən olan əlaqənin ionluq dərəcəsi tədricən zəifləyir və flüor molekulunda tipik kovalent rabitə ilə əvəz olunur.

Beləliklə, kimyəvi rabitənin təbiəti eynidir: qütb kovalent və ion rabitələrinin əmələ gəlmə mexanizmində əsaslı fərq yoxdur. Bu növ bağlar yalnız molekulun elektron buludunun qütbləşmə dərəcəsi ilə fərqlənir. Yaranan molekullar dipolların uzunluqları və daimi dipol anlarının qiymətləri ilə fərqlənir. Kimyada dipol momenti çox vacibdir. Bir qayda olaraq, dipol momenti nə qədər böyükdürsə, molekulların reaktivliyi bir o qədər yüksəkdir.

Kimyəvi bağların əmələ gəlməsi mexanizmləri

Valentlik əlaqə metodu kimyəvi rabitənin əmələ gəlməsi üçün mübadilə və donor-akseptor mexanizmlərini fərqləndirir.

Mübadilə mexanizmi. Kimyəvi bağın əmələ gəlməsi üçün mübadilə mexanizminə hər atomdan bir elektronun elektron cütünün əmələ gəlməsində iştirak etdiyi hallar daxildir.

H2, Li2, Na2 molekullarında atomların qoşalaşmamış s-elektronları hesabına bağlar əmələ gəlir. F2 və Cl2 molekullarında - qoşalaşmamış p-elektronlara görə. HF və HCl molekullarında bağlar hidrogenin s-elektronları və halogenlərin p-elektronları ilə əmələ gəlir.

Mübadilə mexanizmi ilə birləşmələrin əmələ gəlməsinin bir xüsusiyyəti doymadır ki, bu da atomun hər hansı bir deyil, məhdud sayda bağ əmələ gətirdiyini göstərir. Onların sayı, xüsusən də qoşalaşmamış valent elektronların sayından asılıdır.

N və H kvant hüceyrələrindən azot atomunun 3 olduğunu görə bilərik

qoşalaşmamış elektronlar və hidrogen atomunda bir var. Doyma prinsipi onu göstərir ki, sabit birləşmə NH2, NH və ya NH4 deyil, NH3 olmalıdır. Bununla belə, tək sayda elektron ehtiva edən molekullar var, məsələn, NO, NO2, ClO2. Onların hamısı artan reaktivlik ilə xarakterizə olunur.

Müəyyən mərhələlərdə kimyəvi reaksiyalar Valentlə doymamış qruplar da əmələ gələ bilər ki, bunlara radikallar deyilir, məsələn, H, NH2, O, CH3. Radikalların reaktivliyi çox yüksəkdir və buna görə də onların ömrü adətən qısa olur.

Donor-akseptor mexanizmi

Məlumdur ki, valentli doymuş birləşmələr ammonyak NH3 və bor trifluorid BF3 reaksiyaya uyğun olaraq bir-biri ilə reaksiya verirlər.

NH3 + BF3 = NH3BF3 + 171,4 kJ/mol.

Bu reaksiyanın mexanizmini nəzərdən keçirək:

Dörd bor orbitalından üçünün işğal altında, birinin isə boş qaldığını görmək olar. Ammonyak molekulunda dörd azot orbitalının hamısı işğal edilir, onlardan üçü azot və hidrogen elektronları ilə mübadilə mexanizmi ilə işğal edilir və birində hər iki elektron azota aid olan elektron cütü var. Belə elektron cütü tək elektron cütü adlanır. H3N · BF3 birləşməsinin əmələ gəlməsi ammiakın tək elektron cütünün bor ftoridinin boş orbitalını tutması səbəbindən baş verir. Bu zaman sistemin potensial enerjisi azalır və ekvivalent enerji ayrılır. Belə formalaşma mexanizmi donor-akseptor adlanır; donor bir bağ yaratmaq üçün elektron cütünü bağışlayan bir atomdur. bu halda azot atomu); boş orbital təmin edərək elektron cütünü qəbul edən atom isə qəbuledici adlanır (bu halda bor atomu). Donor-akseptor bağı kovalent bağın bir növüdür.

H3N · BF3 birləşməsində azot və bor tetravalentdir. Azot atomu əlavə kimyəvi bağ yaratmaq üçün tək elektron cütündən istifadə etməsi nəticəsində valentliyini 3-dən 4-ə qədər artırır. Bor atomu valent elektron səviyyəsində sərbəst orbitalın olması səbəbindən valentliyini artırır. Beləliklə, elementlərin valentliyi təkcə qoşalaşmamış elektronların sayı ilə deyil, həm də valent elektron səviyyəsində tək elektron cütlərinin və sərbəst orbitalların olması ilə müəyyən edilir.

Donor-akseptor mexanizmi ilə kimyəvi bağın meydana gəlməsinin daha sadə bir halı ammonyakın hidrogen ionu ilə reaksiyasıdır:

. Elektron cütünün qəbuledici rolunu hidrogen ionunun boş orbitalı oynayır. Ammonium ionu NH4+-da azot atomu dördvalentdir.

Bağların istiqamətliliyi və atom orbitallarının hibridləşməsi

İkidən çox atomdan ibarət molekulun mühüm xüsusiyyəti onun həndəsi konfiqurasiyasıdır. Müəyyən edilir nisbi mövqe kimyəvi bağların əmələ gəlməsində iştirak edən atom orbitalları.

Elektron buludların üst-üstə düşməsi yalnız elektron buludların müəyyən nisbi oriyentasiyası ilə mümkündür; bu zaman üst-üstə düşmə bölgəsi qarşılıqlı təsirdə olan atomlara münasibətdə müəyyən istiqamətdə yerləşir.

İon rabitəsi yarandıqda, ionun elektrik sahəsi sferik simmetriyaya malikdir və buna görə də ion rabitəsi istiqamətli və doyma qabiliyyətinə malik deyildir.

k.ç. = 6 k.h. = 6

Su molekulunda bağlar arasındakı bucaq 104,5°-dir. Onun böyüklüyünü kvant mexaniki anlayışları əsasında izah etmək olar. Oksigen atomunun elektron diaqramı 2s22p4. İki qoşalaşmamış p-orbital bir-birinə 90 ° bucaq altında yerləşir - hidrogen atomlarının s-orbitallarının elektron buludlarının oksigen atomunun p-orbitalları ilə maksimum üst-üstə düşməsi, bağlar 90 bucaq altında yerləşdiyi təqdirdə baş verəcəkdir. °. Su molekulunda O-H bağı qütbdür. Hidrogen atomunda effektiv müsbət yük δ+, oksigen atomunda - δ-dir. Buna görə də, rabitələr arasındakı bucağın 104,5 ° -ə qədər artması hidrogen atomlarının, eləcə də elektron buludlarının təsirli müsbət yüklərinin itələnməsi ilə izah olunur.

Kükürdün elektronmənfiliyi oksigenin EO-dan əhəmiyyətli dərəcədə azdır. Buna görə də, H2S-də H–S bağının polaritesi H2O-da H–O bağının polaritesindən azdır və H–S rabitəsinin uzunluğu (0.133 nm) H–O (0.56 nm) və daha böyükdür. bağlar arasındakı bucaq düz bucağa yaxınlaşır. H2S üçün 92o, H2Se üçün isə 91o-dur.

Eyni səbəblərə görə ammonyak molekulu piramidal quruluşa malikdir və H–N–H valent bağları arasındakı bucaq düz xəttdən (107.3°) böyükdür. NH3-dən PH3, AsH3 və SbH3-ə keçərkən, bağlar arasındakı bucaqlar müvafiq olaraq 93,3°-dir; 91.8o və 91.3o.

Atom orbitallarının hibridləşməsi

Həyəcanlanmış berillium atomunun konfiqurasiyası 2s12p1, həyəcanlanmış bor atomunun konfiqurasiyası 2s12p2, həyəcanlanmış karbon atomunun konfiqurasiyası 2s12p3 olur. Buna görə də güman etmək olar ki, kimyəvi bağların yaranmasında eyni deyil, fərqli atom orbitalları iştirak edə bilər. Məsələn, BeCl2, BeCl3, CCl4 kimi birləşmələrdə qeyri-bərabər gücə və istiqamətə malik rabitələr olmalıdır və p-orbitallardan σ-bağlar s-orbitallardan daha güclü olmalıdır, çünki p-orbitallar üçün üst-üstə düşmə üçün daha əlverişli şərait vardır. Lakin təcrübə göstərir ki, müxtəlif valent orbitalları (s, p, d) olan mərkəzi atomları ehtiva edən molekullarda bütün bağlar ekvivalentdir. Bunun izahını Slater və Pauling verib. Onlar belə nəticəyə gəldilər ki, enerji baxımından çox da fərqlənməyən müxtəlif orbitallar müvafiq sayda hibrid orbitallar əmələ gətirirlər. Hibrid (qarışıq) orbitallar müxtəlif atom orbitallarından əmələ gəlir. Hibrid orbitalların sayı hibridləşmədə iştirak edən atom orbitallarının sayına bərabərdir. Hibrid orbitallar elektron buludu forma və enerji baxımından eynidir. Atom orbitalları ilə müqayisədə onlar kimyəvi bağların əmələ gəlməsi istiqamətində daha uzundur və buna görə də elektron buludlarının daha yaxşı üst-üstə düşməsini təmin edirlər.

Atom orbitallarının hibridləşməsi enerji tələb edir, ona görə də təcrid olunmuş atomda hibrid orbitallar qeyri-sabitdir və təmiz AO-lara çevrilməyə meyllidirlər. Kimyəvi bağlar yarandıqda hibrid orbitallar sabitləşir. Hibrid orbitalların yaratdığı daha güclü bağlar sayəsində sistemdən daha çox enerji ayrılır və buna görə də sistem daha sabit olur.

sp-hibridləşmə, məsələn, Be, Zn, Co və Hg (II) halidlərinin əmələ gəlməsi zamanı baş verir. Valentlik vəziyyətində bütün metal halidləri müvafiq enerji səviyyəsində s və p-qoşalaşmamış elektronları ehtiva edir. Molekul əmələ gələndə bir s və bir p orbital 180° bucaq altında iki hibrid sp orbital əmələ gətirir.

Eksperimental məlumatlar göstərir ki, Be, Zn, Cd və Hg(II) halogenidləri hamısı xəttidir və hər iki bağ eyni uzunluqdadır.

sp2 hibridləşməsi. Bir s-orbital və iki p-orbitalın hibridləşməsi nəticəsində eyni müstəvidə bir-birinə 120° bucaq altında yerləşən üç hibrid sp2 orbital əmələ gəlir.

sp3 hibridləşməsi karbon birləşmələri üçün xarakterikdir. Bir s-orbital və üç p-orbitalın hibridləşməsi nəticəsində orbitallar arasında 109,5° bucaq olan tetraedrin təpələrinə doğru yönəlmiş dörd hibrid sp3 orbital əmələ gəlir.

Hibridləşmə bir karbon atomunun birləşmələrdəki digər atomlarla, məsələn, CH4, CCl4, C(CH3)4 və s.-də bağlarının tam ekvivalentliyində özünü göstərir.

Hibridləşmə təkcə s- və p-orbitalları deyil, həm də d- və f-orbitalları əhatə edə bilər.

Sp3d2 hibridləşməsi ilə 6 bərabər bulud əmələ gəlir. kimi birləşmələrdə müşahidə olunur.

Hibridləşmə ilə bağlı fikirlər molekulların başqa heç bir şəkildə izah edilə bilməyən struktur xüsusiyyətlərini başa düşməyə imkan verir.

Atom orbitallarının hibridləşməsi (AO) elektron buludunun digər atomlarla əlaqə yaratmaq istiqamətində yerdəyişməsinə səbəb olur. Nəticədə hibrid orbitalların üst-üstə düşmə sahələri təmiz orbitallardan daha böyük olur və bağlanma gücü artır.

İonların və molekulların qütbləşmə qabiliyyəti və qütbləşdirici təsiri

Elektrik sahəsində bir ion və ya molekul deformasiyaya uğrayır, yəni. onlarda nüvələrin və elektronların nisbi yerdəyişməsi var. İonların və molekulların bu deformasiyaya qütbləşmə qabiliyyəti deyilir. Xarici təbəqənin elektronları atomda ən az sıx bağlı olduğundan, ilk növbədə yerdəyişməni yaşayırlar.

Anionların qütbləşmə qabiliyyəti, bir qayda olaraq, kationların qütbləşmə qabiliyyətindən xeyli yüksəkdir.

Eyni quruluşla elektron qabıqlarİonun qütbləşmə qabiliyyəti müsbət yük artdıqca azalır, məsələn, sıra:

Elektron analoqların ionları üçün qütbləşmə qabiliyyəti elektron təbəqələrin sayının artması ilə artır, məsələn: və ya.

Molekulların qütbləşmə qabiliyyəti onları təşkil edən atomların qütbləşmə qabiliyyəti, həndəsi konfiqurasiya, bağların sayı və çoxluğu və s. ilə müəyyən edilir. Nisbi qütbləşmə haqqında nəticə yalnız bir atomda fərqlənən oxşar şəkildə qurulmuş molekullar üçün mümkündür. Bu halda, molekulların qütbləşmə qabiliyyətinin fərqi atomların qütbləşmə qabiliyyətinin fərqi ilə qiymətləndirilə bilər.

Elektrik sahəsi həm yüklənmiş elektrod, həm də ion tərəfindən yaradıla bilər. Beləliklə, ion özü digər ionlara və ya molekullara qütbləşdirici təsir (qütbləşmə) göstərə bilər. İonun qütbləşdirici təsiri onun yükü artdıqca və radius azaldıqca artır.

Anionların qütbləşdirici təsiri, bir qayda olaraq, kationların qütbləşdirici təsirindən xeyli azdır. Bu, kationlarla müqayisədə anionların böyük ölçüdə olması ilə izah olunur.

Molekullar qütbdürsə, qütbləşdirici təsir göstərir; Molekulun dipol momenti nə qədər böyükdürsə, qütbləşmə effekti bir o qədər yüksəkdir.

Serialda qütbləşmə qabiliyyəti artır, çünki radiuslar artır və ionun yaratdığı elektrik sahəsi azalır.

Hidrogen bağı

Hidrogen bağıdır xüsusi növ kimyəvi bağ. Məlumdur ki, F, O, N kimi yüksək elektronegativ qeyri-metallara malik hidrogen birləşmələri qeyri-normal yüksək qaynama nöqtələrinə malikdir. H2Te – H2Se – H2S seriyasında qaynama nöqtəsi təbii olaraq azalırsa, H2S-dən H2O-ya keçərkən bu temperaturun artmasına kəskin sıçrayış olur. Eyni mənzərə hidrohalik turşular silsiləsində də müşahidə olunur. Bu, H2O molekulları ilə HF molekulları arasında spesifik qarşılıqlı təsirin mövcudluğunu göstərir. Belə qarşılıqlı təsir molekulların bir-birindən ayrılmasını çətinləşdirməlidir, yəni. onların uçuculuğunu azaltmaq və nəticədə müvafiq maddələrin qaynama temperaturunu artırmaq. EO-dakı böyük fərqə görə, H–F, H–O, H–N kimyəvi bağları yüksək qütbləşmişdir. Buna görə də, hidrogen atomunun müsbət təsirli yükü (δ+), F, O və N atomları isə artıq elektron sıxlığına malikdir və mənfi yüklüdür (d-). Coulomb cazibəsinə görə bir molekulun müsbət yüklü hidrogen atomu digər molekulun elektronmənfi atomu ilə qarşılıqlı təsir göstərir. Bunun sayəsində molekullar bir-birinə çəkilir (qalın nöqtələr hidrogen bağlarını göstərir).

Hidrogen bağı iki bağlı hissəcikdən (molekullar və ya ionlar) birinin bir hissəsi olan bir hidrogen atomu vasitəsilə yaranan bir bağdır. Hidrogen bağının enerjisi (21-29 kJ/mol və ya 5-7 kkal/mol) adi kimyəvi rabitənin enerjisindən təxminən 10 dəfə azdır. Buna baxmayaraq, hidrogen bağı dimerik molekulların (H2O)2, (HF)2 və qarışqa turşusunun cüt-cüt varlığını təyin edir.

HF, H2O, HN, HCl, HS atomlarının bir sıra birləşmələrində hidrogen bağının enerjisi azalır. Temperaturun artması ilə də azalır, buna görə də buxar vəziyyətində olan maddələr yalnız kiçik dərəcədə hidrogen bağı nümayiş etdirir; maye və bərk halda olan maddələr üçün xarakterikdir. Su, buz, maye ammonyak, üzvi turşular, spirtlər və fenollar kimi maddələr dimerlərə, trimerlərə və polimerlərə birləşdirilir. Maye vəziyyətdə, dimerlər ən sabitdir.

Molekullararası qarşılıqlı təsirlər

Əvvəllər atomlardan molekulların əmələ gəlməsini təyin edən bağlar nəzərdən keçirilirdi. Bununla belə, molekullar arasında qarşılıqlı təsir də mövcuddur. Qazların qatılaşmasına və maye və bərk maddələrə çevrilməsinə səbəb olur. Molekullararası qarşılıqlı təsir qüvvələrinin ilk formulası 1871-ci ildə Van der Vaals tərəfindən verilmişdir. Buna görə də onlara van der Vaals qüvvələri deyilir. Molekullararası qarşılıqlı təsir qüvvələri oriyentasiya, induktiv və dispersiv olaraq bölünə bilər.

Qütb molekulları, dipolların əks uclarının elektrostatik qarşılıqlı təsirinə görə kosmosda orientasiya olunur ki, bəzi molekulların dipollarının mənfi ucları müsbətə çevrilsin.

digər molekulların dipollarının ucları (oriyentasiyalı molekullararası qarşılıqlı təsir).

Belə qarşılıqlı təsirin enerjisi iki dipolun elektrostatik cazibəsi ilə müəyyən edilir. Dipol nə qədər böyükdürsə, molekullararası cazibə bir o qədər güclüdür (H2O, HCl).

Molekulların istilik hərəkəti molekulların qarşılıqlı oriyentasiyasına mane olur, buna görə də temperaturun artması ilə oriyentasiya effekti zəifləyir. İnduktiv qarşılıqlı təsir qütb molekulları olan maddələrdə də müşahidə olunur, lakin adətən oriyentasiyalı qarşılıqlı təsirdən xeyli zəif olur.

Qütb molekulu qonşu molekulun polaritesini artıra bilər. Başqa sözlə, bir molekulun dipolunun təsiri altında digər molekulun dipolu arta bilər və qeyri-qütblü molekul qütbləşə bilər:

Başqa bir molekul və ya ion tərəfindən qütbləşmə nəticəsində yaranan dipol momenti induksiya edilmiş dipol momenti, hadisənin özü isə induksiya adlanır. Beləliklə, oriyentasiyalı qarşılıqlı əlaqə həmişə molekulların induktiv qarşılıqlı təsiri üzərində qurulmalıdır.

Qütb olmayan molekullar (məsələn, H2, N2 və ya nəcib qaz atomları) vəziyyətində oriyentasiya və induktiv qarşılıqlı əlaqə yoxdur. Bununla belə, hidrogen, azot və nəcib qazların yandırıldığı məlumdur. Bu faktları izah etmək üçün London molekullararası qarşılıqlı təsirin dispersiya qüvvələri anlayışını təqdim etdi. Bu qüvvələr quruluşundan asılı olmayaraq istənilən atom və molekullar arasında qarşılıqlı təsir göstərir. Onlara böyük bir atom qrupu arasında konsertdə baş verən ani dipol anları səbəb olur:

İstənilən vaxtda dipolların istiqaməti fərqli ola bilər. Bununla belə, onların əlaqələndirilmiş baş verməsi maye və meydana gəlməsinə səbəb olan zəif qarşılıqlı təsir qüvvələrini təmin edir bərk maddələr. Xüsusilə, aşağı temperaturda nəcib qazların maye vəziyyətinə keçməsinə səbəb olur.

Beləliklə, molekullar arasında hərəkət edən qüvvələr arasında ən kiçik komponent dispersiya qarşılıqlı təsiridir. Qütbü az olan və ya heç olmayan molekullar arasında (CH4, H2, HI) təsir edən qüvvələr əsasən dispersivdir. Molekulların daxili dipol momenti nə qədər böyükdürsə, onlar arasındakı qarşılıqlı təsirin oriyentasiya qüvvələri də bir o qədər böyük olar.

Eyni tipli bir sıra maddələrdə dispersiya qarşılıqlı təsiri bu maddələrin molekullarını təşkil edən atomların ölçülərinin artması ilə artır. Məsələn, HCl-də dispersiya qüvvələri ümumi molekullararası qarşılıqlı təsirin 81% -ni təşkil edir; HBr üçün bu dəyər 95%, HI üçün - 99,5% -dir.

Molekulyar orbital (MO) metodunda kimyəvi bağların təsviri

BC üsulu kimyaçılar tərəfindən geniş istifadə olunur. Bu üsulda böyük və mürəkkəb molekul fərdi iki mərkəzli və iki elektronlu bağlardan ibarət kimi baxılır. Kimyəvi əlaqəyə cavabdeh olan elektronların iki atom arasında lokallaşdırıldığı (yerləşdiyi) qəbul edilir. BC metodu əksər molekullara uğurla tətbiq oluna bilər. Bununla belə, bir sıra molekullar var ki, onlara bu üsul tətbiq olunmur və ya onun nəticələri təcrübə ilə ziddiyyət təşkil edir.

Müəyyən edilmişdir ki, bir sıra hallarda kimyəvi rabitənin yaranmasında həlledici rolu elektron cütləri deyil, ayrı-ayrı elektronlar oynayır. Bir elektrondan istifadə edən kimyəvi bağın mümkünlüyü bir ionun mövcudluğu ilə göstərilir. Bu ion hidrogen atomundan və hidrogen ionundan əmələ gələndə 255 kJ (61 kkal) enerji ayrılır. Beləliklə, iondakı kimyəvi bağ kifayət qədər güclüdür.

Əgər oksigen molekulunda kimyəvi bağı BC üsulu ilə təsvir etməyə çalışsaq, belə nəticəyə gələrik ki, birincisi, o, ikiqat (σ- və p- bağları), ikincisi, oksigen molekulunda bütün elektronlar olmalıdır. qoşalaşmaq, yəni. O2 molekulu diamaqnit olmalıdır. [Diamaqnit maddələrdə atomların daimi maqnit momenti yoxdur və maddə maqnit sahəsindən kənara itələnir. Paramaqnit maddə, atomları və ya molekulları maqnit momentinə malik olan və maqnit sahəsinə çəkilmək xüsusiyyətinə malik olan maddədir]. Eksperimental məlumatlar göstərir ki, oksigen molekulunda olan əlaqənin enerjisi həqiqətən ikiqatdır, lakin molekul diamaqnit deyil, paramaqnitdir. Onun iki qoşalaşmamış elektronu var. BC metodu bu həqiqəti izah etməkdə acizdir.

Kimyəvi əlaqənin kvant mexaniki təfsiri üçün ən yaxşı üsul hazırda molekulyar orbital (MO) metodu hesab olunur. Bununla belə, o, çoxdur metoddan daha mürəkkəbdir BC sonuncusu qədər vizual deyil.

MO metodu molekulun bütün elektronlarını molekulyar orbitallarda hesab edir. Molekulda elektron müvafiq dalğa funksiyası ψ ilə təsvir olunan müəyyən MO-da yerləşir.

MO növləri. Bir atomun elektronu yaxınlaşdıqda başqa bir atomun fəaliyyət sahəsinə düşdükdə, hərəkətin xarakteri və buna görə də elektronun dalğa funksiyası dəyişir. Yaranan molekulda elektronların dalğa funksiyaları və ya orbitalları məlum deyil. Məlum AO-lar əsasında MO növünü müəyyən etməyin bir neçə yolu var. Çox vaxt MO-lar atom orbitallarının (LCAO) xətti birləşməsi ilə əldə edilir. Pauli prinsipi, Hund qaydası və ən az enerji prinsipi MO metodu üçün də keçərlidir.

düyü. 2.2 Atom orbitallarından bağlanan və antibağlanan molekulyar orbitalların əmələ gəlməsi.

Ən sadə qrafik formada, LCAO kimi MO-lar dalğa funksiyalarını əlavə etmək və ya çıxmaqla əldə edilə bilər. Şəkil 2.2-də ilkin AO-dan bağlama və antibonding MO-ların əmələ gəlməsi göstərilir.

Müvafiq AO-ların enerjiləri dəyərcə yaxın olarsa və AO-lar bağ oxuna nisbətən eyni simmetriyaya malikdirsə, AO-lar MO yarada bilər.

Hidrogen 1-in dalğa funksiyaları və ya orbitalları iki xətti kombinasiya verə bilər - biri əlavə edildikdə, digəri çıxdıqda (Şəkil 2.2).

Dalğa funksiyaları toplaşdıqda, üst-üstə düşən bölgədə ψ2 ilə mütənasib olan elektron buludunun sıxlığı artır, atom nüvələri arasında artıq mənfi yük yaranır və atom nüvələri ona cəlb olunur. Hidrogen atomlarının dalğa funksiyalarını əlavə etməklə əldə edilən MO-ya bağlanma MO deyilir.

Dalğa funksiyaları çıxarılarsa, atom nüvələri arasındakı bölgədə elektron buludunun sıxlığı sıfıra bərabər olur, elektron buludu atomlar arasında yerləşən bölgədən "itələyir". Yaranan MO atomları bağlaya bilməz və antibonding adlanır.

Hidrogenin s-orbitalları yalnız σ rabitəsi əmələ gətirdiyinə görə yaranan MO-lar σcв və σр təyin olunur. 1s-atom orbitallarının əmələ gətirdiyi MO-lar σcв1s və σр1s təyin olunur.

Bağlayıcı MO-da elektronların potensial (və ümumi) enerjisi AO-dan daha az olur, anti-bağ MO-da isə daha böyük olur. Mütləq dəyərdə, antibond orbitallarında elektronların enerjisinin artması, bağlanan orbitallarda enerjinin azalmasından bir qədər böyükdür. Bağlayıcı orbitalda yerləşən elektron atomlar arasında əlaqəni təmin edir, molekulu sabitləşdirir və antibonding orbitalındakı elektron molekulu sabitləşdirir, yəni. atomlar arasındakı əlaqə zəifləyir. Erazr. > Esv.

MO-lar eyni simmetriyaya malik 2p orbitallardan da əmələ gəlir: x oxu boyunca yerləşən 2p orbitallarından σ orbitallarını birləşdirir və anti-bağlayır. Onlar σcв2р və σр2р təyin olunur. Bağlayıcı və antibonding p orbitalları 2pz orbitallarından əmələ gəlir. Onlar müvafiq olaraq πсв2рz, πp2pz təyin edilir. πsv2py və πр2у orbitalları oxşar şəkildə əmələ gəlir.

MO-nun doldurulması. MO-ların elektronlarla doldurulması orbital enerjinin artması qaydasında baş verir. Əgər MO-lar eyni enerjiyə malikdirlərsə (πst və ya πp orbitalları), onda molekulun spin momenti ən böyük olması üçün doldurma Hund qaydasına uyğun olaraq baş verir. Hər bir MO, bir atom kimi, iki elektronu yerləşdirə bilər. Qeyd edildiyi kimi, atomların və ya molekulların maqnit xassələri qoşalaşmamış elektronların mövcudluğundan asılıdır: əgər molekulda qoşalaşmamış elektronlar varsa, o, paramaqnitdir, yoxsa, diamaqnitdir.

İonu nəzərdən keçirək.

Diaqramdan aydın olur ki, yeganə elektron σcв - MO boyunca yerləşir. 255 kJ/mol bağlama enerjisi və 0,106 nm bağ uzunluğu ilə sabit birləşmə əmələ gəlir. Molekulyar ion paramaqnitdir. Əgər BC metodunda olduğu kimi bağ çoxluğunun elektron cütlərinin sayı ilə təyin olunduğunu fərz etsək, in bağ çoxluğu ½-ə bərabərdir. Formalaşma prosesi aşağıdakı kimi yazıla bilər:

Bu giriş o deməkdir ki, 1s AO-dan əmələ gələn σc MO-da bir elektron var.

Adi hidrogen molekulunda artıq σcв1s orbitalında əks spinli iki elektron var: . H2-də rabitə enerjisi H2-dən böyükdür - 435 kJ/mol, rabitə uzunluğu (0,074 nm) isə daha qısadır. H2 molekulu tək bir bağdan ibarətdir və molekul diamaqnitdir.

düyü. 2.3. İki hidrogen atomlu sistemdə AO və MO-nun enerji diaqramı.

Molekulyar ion (+He+ ® He+2[(sсв1s)2(sр1s)1]) artıq σ boşalma 1s orbitalında bir elektrona malikdir. Rabitə enerjisi 238 kJ/mol (H2 ilə müqayisədə azalıb), bağ uzunluğu (0,108 nm) artır. Bağ çoxluğu ½-dir (bağların çoxluğu bağlanma və antibond orbitallarındakı elektronların sayı fərqinin yarısına bərabərdir).

Hipotetik He2 molekulunun σcв1s orbitalında iki elektronu və σр1s orbitalında iki elektronu olacaq. Antibond orbitalındakı bir elektron əlaqə orbitalındakı elektronun bağlanma effektini məhv etdiyi üçün He2 molekulu mövcud ola bilməz. BC metodu da eyni nəticəyə gətirib çıxarır.

II dövr elementləri üzrə molekulların əmələ gəlməsi zamanı MO-ların elektronlarla doldurulma ardıcıllığı aşağıda göstərilmişdir. Diaqramlara uyğun olaraq, B2 və O2 molekulları paramaqnitdir və Be2 molekulu mövcud ola bilməz.

II dövr elementlərinin atomlarından molekulların əmələ gəlməsini aşağıdakı kimi yazmaq olar (K - daxili elektron təbəqələr):

Molekulların və MMO-ların fiziki xassələri

Bağlayıcı və gevşetici MO-ların mövcudluğu təsdiqlənir fiziki xassələri molekullar. MO metodu bizə proqnozlaşdırmağa imkan verir ki, atomlardan molekulun əmələ gəlməsi zamanı molekuldakı elektronlar əlaqə orbitallarına düşürsə, onda molekulların ionlaşma potensialı atomların ionlaşma potensialından böyük olmalıdır və əgər elektronlar antibonding orbitallara düşür, sonra isə əksinə.

Beləliklə, hidrogen və azot molekullarının (bağlayıcı orbitalların) ionlaşma potensialları - müvafiq olaraq 1485 və 1500 kJ/mol - hidrogen və azot atomlarının ionlaşma potensiallarından - 1310 və 1390 kJ/mol, oksigen və ionlaşma potensialı isə flüor molekulları (antibond orbitalları) - 1170 və 1523 kJ/mol müvafiq atomlardan azdır - 1310 və 1670 kJ/mol. Molekullar ionlaşdıqda, bir elektron bağlanan orbitaldan (H2 və N2) çıxarılarsa, bağlanma gücü azalır və bir elektron anti-bağ orbitalından (O2 və F2) çıxarıldıqda artır.

Müxtəlif atomları olan iki atomlu molekullar

Fərqli atomlara (NO, CO) malik molekullar üçün MO-lar eyni şəkildə qurulur, əgər ilkin atomlar ionlaşma potensialı dəyərlərində çox fərqlənmirsə. Məsələn, CO molekulu üçün:

Oksigen atomunun AO enerjiləri müvafiq karbon orbitallarının enerjilərindən (1080 kJ/mol) aşağıdır, onlar nüvəyə daha yaxındır. Xarici təbəqələrdəki ilkin atomlarda mövcud olan 10 elektron bağlayıcı scb2s və antibonding sp2s orbitallarını və bağlanma və pscb2ry,z orbitallarını doldurur. CO molekulunun N2 molekulu ilə izoelektron olduğu ortaya çıxır. CO molekulunda atomların bağlanma enerjisi (1105 kJ/mol) azot molekulundan (940 kJ/mol) daha böyükdür. C–O bağının uzunluğu 0,113 nm-dir.

molekul YOXDUR

antibond orbitalında bir elektron var. Nəticədə NO-nun bağlanma enerjisi (680 kJ/mol) N2 və ya CO-dan aşağı olur. NO molekulundan elektronun çıxarılması (NO+ əmələ gətirmək üçün ionlaşma) atomların bağlanma enerjisini 1050-1080 kJ/mol-a qədər artırır.

HF hidrogen ftorid molekulunda MO-nun əmələ gəlməsini nəzərdən keçirək. Flüorun ionlaşma potensialı (17,4 eV və ya 1670 kJ/mol) hidrogendən (13,6 eV və ya 1310 kJ/mol) böyük olduğundan, flüorun 2p orbitalları hidrogenin 1s orbitalından daha az enerjiyə malikdir. Enerji fərqi böyük olduğuna görə hidrogen atomunun 1s orbitalı ilə flüor atomunun 2s orbitalı qarşılıqlı təsir göstərmir. Beləliklə, flüorun 2s orbitalı HF-də MO-nun enerjisini dəyişmədən olur. Belə orbitallara bağlanmayan orbitallar deyilir. Flüorun 2py və 2рz orbitalları da bağ oxuna nisbətən simmetriya fərqinə görə hidrogenin 1s orbitalı ilə qarşılıqlı təsir göstərə bilmir. Onlar həm də məcburi olmayan MO-ya çevrilirlər. Bağlayıcı və antibonding MO-lar hidrogenin 1s orbitalından və flüorun 2px orbitalından əmələ gəlir. Hidrogen və flüor atomları enerjisi 560 kJ/mol olan iki elektron rabitəsi ilə bağlanır.

Biblioqrafiya

Glinka N.L. ümumi kimya. – M.: Kimya, 1978. – S. 111-153.

Şimanoviç İ.E., Pavloviç M.L., Tikavyy V.F., Malaşko P.M. Düsturlarda, təriflərdə, diaqramlarda ümumi kimya. – Mn.: Universitetskaya, 1996. – S. 51-77.

Vorobyov V.K., Eliseev S.Yu., Vrublevski A.V. Praktik və müstəqil iş kimya üzrə. – Mn.: UE “Donarit”, 2005. – S. 21-30.

C 2s 2 2p 2 C +1e = C -

О 2s 2 2p 4 О -1е = О +

CO molekulunda üçlü bağın meydana gəlməsinin başqa bir izahı mümkündür.

Həyəcanlanmamış karbon atomunda 2 qoşalaşmamış elektron var, onlar oksigen atomunun 2 qoşalaşmamış elektronu ilə (mübadilə mexanizminə görə) 2 ümumi elektron cütü yarada bilirlər. Bununla belə, oksigen atomunda mövcud olan 2 qoşalaşmış p-elektron üçlü kimyəvi bağ yarada bilər, çünki karbon atomunda bu cüt elektronu qəbul edə bilən bir doldurulmamış hüceyrə var.

Üçlü bağ donor-akseptor mexanizmi ilə əmələ gəlir, oxun istiqaməti oksigen donorundan qəbulediciyə - karbona doğrudur.

N 2 kimi - CO yüksək dissosiasiya enerjisinə malikdir (1069 kJ), suda zəif həll olunur və kimyəvi cəhətdən inertdir. CO rəngsiz və qoxusuz qazdır, laqeyddir, duz əmələ gətirmir və normal şəraitdə turşu qələviləri və su ilə qarşılıqlı təsir göstərmir. Zəhərlidir, çünki hemoglobinin bir hissəsi olan dəmirlə qarşılıqlı təsir göstərir. Temperatur artdıqda və ya şüalandıqda, o, reduksiyaedici xüsusiyyətini nümayiş etdirir.

Qəbz:

sənayedə

CO 2 + C « 2CO

2C + O 2 ® 2CO

laboratoriyada: H 2 SO 4, t

HCOOH ® CO + H 2 O;

H2SO4t

H 2 C 2 O 4 ® CO + CO 2 + H 2 O.

CO yalnız yüksək temperaturda reaksiya verir.

CO molekulunun oksigenə yüksək yaxınlığı var və CO 2 əmələ gətirmək üçün yanır:

CO + 1/2O 2 = CO 2 + 282 kJ/mol.

Oksigenə yüksək yaxınlığına görə CO bir çox ağır metalların (Fe, Co, Pb və s.) oksidləri üçün reduksiyaedici kimi istifadə olunur.

CO + Cl 2 = COCl 2 (fosgen)

CO + NH 3 ® HCN + H 2 O H - C º N

CO + H 2 O « CO 2 + H 2

CO+S®COS

Ən böyük maraq metal karbonillərdir (saf metalların alınması üçün istifadə olunur). Kimyəvi bağlanma donor-akseptor mexanizminə görə, p-üst-üstə düşmə isə dativ mexanizmə görə baş verir.

5CO + Fe ® (dəmir pentakarbonil)

Bütün karbonillər diamaqnit maddələrdir, aşağı gücü ilə xarakterizə olunur; qızdırıldıqda karbonillər parçalanır.

→ 4CO + Ni (nikel karbonil).

CO kimi metal karbonillər də zəhərlidir.

CO 2 molekulunda kimyəvi bağ

CO 2 molekulunda sp- karbon atomunun hibridləşməsi. İki sp-hibridləşmiş orbital oksigen atomları ilə 2 s rabitəsi, karbonun qalan hibridləşməmiş p-orbitalları isə bir-birinə perpendikulyar müstəvilərdə yerləşən oksigen atomlarının iki p-orbitalı ilə p-bağları əmələ gətirir.

O ═ C ═ O

60 atm təzyiq altında. otaq temperaturunda isə CO 2 rəngsiz maye halına gəlir. Güclü soyutma ilə, maye CO 2, P = 1 atm və t = 195 K (-78 °) temperaturda sublimasiya edərək ağ qar kimi bir kütlə halına gəlir. Sıxılmış bərk kütlə quru buz adlanır; CO 2 yanmağı dəstəkləmir. Yalnız karbondan daha çox oksigenə yaxınlığı olan maddələr orada yanır: məsələn,

2Mg + CO 2 ® 2MgO + C.

CO 2 NH 3 ilə reaksiya verir:

CO 2 + 2NH 3 = CO(NH 2) 2 + H 2 O

(karbamid, karbamid)

2СО 2 + 2Na 2 O 2 ® 2Na 2 CO 3 +O 2

Karbamid su ilə parçalanır:

CO(NH 2) 2 + 2H 2 O ® (NH 4) 2 CO 3 → 2NH 3 + CO 2

Sellüloza b-qlükoza qalıqlarından ibarət karbohidratdır. Bitkilərdə aşağıdakı sxem üzrə sintez olunur

xlorofil

6CO 2 + 6H 2 O ® C 6 H 12 O 6 + 6O 2 qlükoza fotosintezi

CO 2 texnologiyadan istifadə etməklə əldə edilir:

2NaHCO 3 ® Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2

koksdan C + O 2 ® CO 2

Laboratoriyada (Kipp aparatında):

Karbon turşusu və onun duzları

Suda həll olunan karbon qazı qismən onunla qarşılıqlı əlaqədə olur, karbon turşusu H 2 CO 3 əmələ gətirir; bu halda tarazlıqlar qurulur:

K 1 = 4 × 10 -7 K 2 = 4,8 × 10 -11 – zəif, qeyri-sabit, oksigen tərkibli, iki əsaslı turşu. Hidrokarbonatlar H 2 O-da həll olunur. Karbonatlar suda həll olunmur, qələvi metal karbonatlar, Li 2 CO 3 və (NH 4) 2 CO 3 istisna olmaqla. Karbon turşusunun turşu duzları artıq CO 2-nin karbonatın sulu məhluluna keçməsi ilə hazırlanır:

və ya tədricən (damcı-damcı) əlavə etməklə güclü turşu artıq sulu karbonat məhluluna:

Na 2 CO 3 + HNO 3 ® NaHCO 3 + NaNO 3

Qələvilər və ya qızdırma (kalsinasiya) ilə qarşılıqlı əlaqədə olduqda, turşu duzları orta duzlara çevrilir:

Duzlar tənliyə uyğun olaraq hidrolizə olunur:

mən səhnə

Tam hidroliz olduğundan karbonatlar Gr 3+, Al 3+, Ti 4+, Zr 4+ və s. sulu məhlullardan ayrıla bilməz.

Praktik əhəmiyyəti duzları var - Na 2 CO 3 (soda), CaCO 3 (təbaşir, mərmər, əhəngdaşı), K 2 CO 3 (kalium), NaHCO 3 (çörək soda), Ca (HCO 3) 2 və Mg (HCO 3) 2 müəyyən edir. suyun karbonat sərtliyi.

Karbon disulfid (CS 2)

Qızdırıldıqda (750-1000°C) karbon kükürdlə reaksiyaya girərək əmələ gəlir karbon disulfid,üzvi həlledici (rəngsiz uçucu maye, reaktiv maddə), alışan və uçucu.

CS 2 buxarları zəhərlidir, həşərat zərərvericilərinə qarşı taxıl anbarlarının fumigasiyası (fumiqasiyası) üçün, baytarlıqda isə atlarda askaridoz xəstəliyinin müalicəsi üçün istifadə olunur. Texnologiyada - qatranlar, yağlar, yod üçün həlledici.

Metal sulfidlərlə CS 2 tiokarbon turşusunun duzlarını əmələ gətirir - tiokarbonatlar.

Bu reaksiya prosesə bənzəyir

Tiokarbonatlar– sarı kristal maddələr. Turşulara məruz qaldıqda sərbəst tiokarbon turşusu ayrılır.

H 2 CO 3-dən daha sabitdir və aşağı temperaturda asanlıqla parçalanan sarı yağlı maye şəklində məhluldan ayrılır:

Karbonun azot (CN) 2 və ya C 2 N 2 ilə birləşmələri – cician, tez alışan rəngsiz qaz. Təmiz quru siyanid sublimatın civə (II) siyanidi ilə qızdırılması ilə hazırlanır.

HgCl 2 + Hg(CN) 2 ® Hg 2 Cl 2 + (С N) 2

Qəbul etməyin digər yolları:

4HCN g + O 2 2(CN) 2 +2H 2 O

2HCN g + Cl 2 (CN) 2 + 2HCl

Cicyanin molekulyar formada X2 halogenlərə oxşar xüsusiyyətlərə malikdir. Beləliklə, qələvi mühitdə, halogenlər kimi, qeyri-mütənasib olur:

(C N) 2 + 2NaOH = NaCN + NaOCN

Hidrogen siyanid- HCN (), kovalent birləşmə, suda həll olunaraq hidrosiyan turşusu əmələ gətirən qaz (rəngsiz maye və onun duzları son dərəcə zəhərlidir). Qəbul edin:

Hidrogen siyanid katalitik reaksiyalar vasitəsilə sənayedə istehsal olunur.

2CH 4 + 3O 2 + 2NH 3 ® 2HCN + 6H 2 O.

Hidrosian turşusunun duzları - siyanidlər - şiddətli hidrolizə məruz qalır. CN - CO molekuluna ion izoelektronikdir və çoxlu sayda d-element komplekslərinə liqand kimi daxil edilir.

Sianidlə işləmək ciddi ehtiyat tədbirlərini tələb edir. IN Kənd təsərrüfatı xüsusilə təhlükəli həşərat zərərvericiləri ilə mübarizə üçün istifadə olunur.

Siyanidlər əldə edilir:

Mənfi oksidləşmə vəziyyəti olan karbon birləşmələri:

1) kovalent (SiC karborundum) ;

2) ionkovalent;

3) metal karbidlər.

İon kovalent su ilə parçalanır, qaz buraxır; hansı qazın buraxılmasından asılı olaraq, onlar bölünür:

metanidlər(CH 4 buraxılır)

Al 4 C 3 + 12H 2 O ® 4Al(OH) 3 + 3CH 4

asetilenidlər(C 2 H 2 buraxılır)

H 2 C 2 + AgNO 3 ® Ag 2 C 2 + HNO 3

Metal karbidlər 4, 7, 8-ci qrupların elementləri tərəfindən karbon kristal şəbəkəsinə Me atomlarının daxil edilməsi ilə əmələ gələn stokiometrik tərkibli birləşmələrdir.

Silikon kimyası

Silikon və karbonun kimyası arasındakı fərq onun atomunun böyük ölçüsü və 3d orbitallardan istifadə imkanları ilə bağlıdır. Buna görə Si – O - Si, Si - F bağları karbondan daha güclüdür.

Silikon üçün SiO və SiO 2 tərkibli oksidlər məlumdur.Silisium monoksit inert atmosferdə yüksək temperaturda yalnız qaz fazasında mövcuddur; daha sabit oksid SiO 2 əmələ gətirmək üçün oksigenlə asanlıqla oksidləşir.

2SiO + О 2 t ® 2SiO 2

SiO2– silisium, bir neçə kristal modifikasiyaya malikdir. Aşağı temperatur - kvars, piezoelektrik xüsusiyyətlərə malikdir. Kvarsın təbii növləri: qaya kristal, topaz, ametist. Silisium növləri - kalsedon, opal, əqiq, qum.

Silikatların geniş çeşidi (daha doğrusu, oksosilikatlar) məlumdur. Onların strukturunda ümumi model: hamısı bir oksigen atomu vasitəsilə bir-birinə bağlı olan SiO 4 4- tetraedrlərdən ibarətdir.

Tetraedraların birləşmələri zəncirlərə, lentlərə, meshlərə və çərçivələrə birləşdirilə bilər.

Əhəmiyyətli təbii silikatlar 3MgO×H 2 O×4SiO 2 talk, 3MgO×2H 2 O×2SiO 2 asbestdir.

SiO 2 kimi, silikatlar da (amorf) şüşəvari vəziyyətlə xarakterizə olunur. Nəzarət olunan kristallaşma ilə incə kristal bir vəziyyət - şüşə keramika - artan gücə malik materiallar əldə etmək mümkündür. Alüminosilikatlar təbiətdə geniş yayılmışdır - çərçivə ortosilikatlar; bəzi Si atomları Al ilə əvəz olunur, məsələn, Na 12 [(Si, Al) O 4 ] 12.

Ən davamlı halid, SiF 4, yalnız elektrik boşalmasının təsiri altında parçalanır.

Heksafluorosilis turşusu (gücü H 2 SO 4-ə yaxındır).

(SiS 2) n – su ilə parçalanan polimer maddə:

Silisium turşuları.

Müvafiq SiO 2 silisik turşularının xüsusi tərkibi yoxdur, onlar adətən xH 2 O ySiO 2 - polimer birləşmələri şəklində yazılır.

Məlumdur:

H 2 SiO 3 (H 2 O × SiO 2) – metasilikon (həqiqətən mövcud deyil)

H 4 SiO 4 (2H 2 O×SiO 2) – ortosilikon (əslində yalnız məhlulda mövcud olan ən sadə)

H 2 Si 2 O 5 (H 2 O×2SiO 2) – dimetasilikon.

Silisik turşular zəif həll olunan maddələrdir; H 4 SiO 4, karbon turşusundan daha zəif bir turşu kimi kolloid vəziyyətlə xarakterizə olunur (Si C-dən daha az metaldir).

Sulu məhlullarda ortosilik turşunun kondensasiyası baş verir, nəticədə polisilik turşular əmələ gəlir.

Silikatlar, qələvi metal silikatlar istisna olmaqla, suda həll olmayan silisium turşularının duzlarıdır.

Həll olan silikatlar tənliyə uyğun olaraq hidrolizə olunur

Polisilik turşuların natrium duzlarının jele kimi məhlullarına "maye şüşə" deyilir. Silikat yapışqan kimi və ağacdan qoruyucu kimi geniş istifadə olunur.

Na 2 CO 3 , CaCO 3 və SiO 2-ni birləşdirərək polisilik turşuların duzlarının həddindən artıq soyudulmuş qarşılıqlı məhlulu olan şüşə əldə edilir.

6SiO 2 + Na 2 CO 3 + CaCO 3 ® Na 2 O × CaO × 6SiO 2 + 2CO 2 Silikat qarışıq oksid kimi yazılır.

Silikatlar ən çox tikintidə istifadə olunur. Silikat məmulatlarının istehsalında dünyada 1-ci yer - sement, 2-ci - kərpic, 3-cü - şüşə.

Tikinti keramika - üzlük plitələr, keramik borular. Sanitariya məmulatlarının istehsalı üçün - şüşə, çini, saxsı, gil keramika.

Şəkil 1. Elementlərin orbital radiusu (r a) və bir elektron kimyəvi rabitənin uzunluğu (d)

Ən sadə bir elektron kimyəvi bağ tək valent elektron tərəfindən yaradılır. Məlum oldu ki, bir elektron iki müsbət yüklü ionu bir yerdə tutmağa qadirdir. Bir elektron rabitəsində müsbət yüklü hissəciklərin Kulon itələmə qüvvələri bu hissəciklərin mənfi yüklü elektrona cəlb edilməsinin Kulon qüvvələri ilə kompensasiya edilir. Valentlik elektron molekulun iki nüvəsi üçün ümumi olur.

Belə kimyəvi birləşmələrə nümunə olaraq molekulyar ionları göstərmək olar: H 2 +, Li 2 +, Na 2 +, K 2 +, Rb 2 +, Cs 2 +:

Qütb kovalent bağlar heteronuklear diatomik molekullarda baş verir (şəkil 3). Qütblü kimyəvi bağda bağlanan elektron cütü birinci ionlaşma potensialı daha yüksək olan atoma yaxınlaşdırılır.

Xarakteristika məkan quruluşu Qütb molekulları üçün atom nüvələri arasındakı məsafə d təxminən müvafiq atomların kovalent radiuslarının cəmi kimi qəbul edilə bilər.

Bəzi qütblü maddələrin xüsusiyyətləri

Bağlayıcı elektron cütünün qütb molekulunun nüvələrindən birinə yerdəyişməsi elektrik dipolunun (elektrodinamikanın) yaranmasına səbəb olur (şək. 4).

Müsbət və mənfi yüklərin ağırlıq mərkəzləri arasındakı məsafəyə dipol uzunluğu deyilir. Molekulun polaritesi, eləcə də bağın polaritesi dipol uzunluğunun l və elektron yükün dəyərinin məhsulu olan μ dipol momentinin dəyəri ilə qiymətləndirilir:

Çoxlu kovalent bağlar

Çoxlu kovalent bağlar doymamış ilə təmsil olunur üzvi birləşmələr ikiqat və üçlü kimyəvi bağlar ehtiva edir. Doymamış birləşmələrin təbiətini təsvir etmək üçün L.Paulinq siqma və π rabitələri, atom orbitallarının hibridləşməsi anlayışlarını təqdim edir.

İki S və iki p elektron üçün Pauling hibridləşməsi kimyəvi bağların istiqamətliliyini, xüsusən də metanın tetraedral konfiqurasiyasını izah etməyə imkan verdi. Etilenin quruluşunu izah etmək üçün karbon atomunun dörd ekvivalent Sp 3 elektronundan bir p-elektronu π bağı adlanan əlavə bir əlaqə yaratmaq üçün təcrid olunmalıdır. Bu halda, qalan üç Sp 2 hibrid orbital müstəvidə 120° bucaq altında yerləşir və əsas bağları, məsələn, müstəvi etilen molekulunu əmələ gətirir (şək. 5).

Paulinqin yeni nəzəriyyəsində bütün bağlanan elektronlar molekulun nüvələrini birləşdirən xəttdən bərabər və bərabər məsafədə oldular. Polinqin əyilmiş kimyəvi rabitə nəzəriyyəsi M. Born dalğa funksiyasının statistik şərhini və elektronların Kulon elektron korrelyasiyasını nəzərə aldı. Fiziki bir məna ortaya çıxdı - kimyəvi bağın təbiəti tamamilə nüvələrin və elektronların elektrik qarşılıqlı təsiri ilə müəyyən edilir. Bağlayıcı elektronlar nə qədər çox olarsa, nüvələrarası məsafə bir o qədər kiçik olar və karbon atomları arasında kimyəvi əlaqə bir o qədər güclü olar.

Üç mərkəzli kimyəvi bağ

Kimyəvi bağlar haqqında fikirlərin sonrakı inkişafı iki elektronlu üç mərkəzli rabitələr nəzəriyyəsini və daha bir neçə bor hidridinin (hidrogen hidridlərinin) strukturunu proqnozlaşdırmağa imkan verən topoloji nəzəriyyəni inkişaf etdirən amerikalı fiziki kimyaçı V.Lipscomb tərəfindən verilmişdir. ).

Üç mərkəzli kimyəvi bağdakı elektron cütü üç atom nüvəsi üçün ümumi olur. Üç mərkəzli kimyəvi bağın ən sadə nümayəndəsində - molekulyar hidrogen ionu H 3 +, bir elektron cütü bir bütövlükdə üç proton tutur (şək. 6).

Şəkil 7. Diboran

Hidrogen atomları ilə "körpü quran" iki elektron üç mərkəzli bağları olan boranların mövcudluğu kanonik valentlik doktrinasını pozdu. Əvvəllər standart monovalent element hesab edilən hidrogen atomu iki bor atomu ilə eyni bağlarla bağlanmış və formal olaraq iki valentli elementə çevrilmişdir. U.Lipskombun boranların strukturunun deşifrə edilməsi ilə bağlı işi kimyəvi bağlar haqqında anlayışı genişləndirdi. Nobel Komitəsi Uilyam Nann Lipskomba 1976-cı il üçün Kimya Mükafatını "Kimyəvi bağların problemlərini aydınlaşdıran boranların (borhidritlərin) quruluşunu araşdırmasına görə" ifadəsi ilə verdi.

Çoxsaylı kimyəvi bağ

Şəkil 8. Ferrosen molekulu

Şəkil 9. Dibenzol xrom

Şəkil 10. Uranosen

Ferrosen molekulundakı on bağın hamısı (C-Fe) ekvivalentdir, nüvələrarası Fe-c məsafəsinin dəyəri 2,04 Å-dir. Ferrosen molekulundakı bütün karbon atomları struktur və kimyəvi cəhətdən ekvivalentdir, hər bir C-C bağının uzunluğu 1,40 - 1,41 Å (müqayisə üçün, benzolda C-C bağının uzunluğu 1,39 Å-dir). Dəmir atomunun ətrafında 36 elektronlu bir qabıq görünür.

Kimyəvi birləşmənin dinamikası

Kimyəvi bağ olduqca dinamikdir. Beləliklə, bir metal bağı prosesdə kovalent bir əlaqəyə çevrilir faza keçidi metal buxarlandıqda. Metalın bərk haldan buxar vəziyyətinə keçməsi böyük miqdarda enerji sərf etməyi tələb edir.

Cüt halında bu metallar praktiki olaraq homonuklear diatomik molekullardan və sərbəst atomlardan ibarətdir. Metal buxarı kondensasiya edildikdə, kovalent bir əlaqə metal bir əlaqəyə çevrilir.

Qələvi metal flüoridləri kimi tipik ion bağları olan duzların buxarlanması ion bağının məhvinə və qütb kovalent əlaqə ilə heteronuklear diatomik molekulların əmələ gəlməsinə səbəb olur. Bu zaman körpülü bağlarla dimerik molekulların əmələ gəlməsi baş verir.

Qələvi metal flüoridlərin və onların dimerlərinin molekullarında kimyəvi bağların xüsusiyyətləri.

Qələvi metal flüoridlərin buxarlarının kondensasiyası zamanı qütb kovalent rabitə müvafiq duz kristal şəbəkəsinin əmələ gəlməsi ilə ion bağına çevrilir.

Kovalentin metal rabitəsinə keçid mexanizmi

Şəkil 11. Elektron cütünün orbital radiusu r e ilə kovalent kimyəvi bağın uzunluğu arasındakı əlaqə d

Şəkil 12. İki atomlu molekulların dipollarının oriyentasiyası və qələvi metal buxarlarının kondensasiyası zamanı klasterin təhrif olunmuş oktaedral fraqmentinin əmələ gəlməsi.

Şəkil 13. Qələvi metalların kristallarında nüvələrin bədən mərkəzli kub düzülüşü və birləşdirici halqa

Dispersiv cazibə (London qüvvələri) atomlararası qarşılıqlı əlaqəni və qələvi metal atomlarından homonuklear diatomik molekulların əmələ gəlməsini müəyyən edir.

Metal-metal kovalent bağın formalaşması qarşılıqlı təsir göstərən atomların elektron qabıqlarının deformasiyası ilə əlaqələndirilir - valentlik elektronları elektron sıxlığı əmələ gələn molekulun atom nüvələri arasındakı boşluqda cəmlənmiş bir əlaqə elektron cütü yaradır. Qələvi metalların homonuklear diatomik molekullarının xarakterik xüsusiyyəti kovalent rabitənin uzun uzunluğu (hidrogen molekulundakı rabitə uzunluğundan 3,6-5,8 dəfə uzun) və onun qırılma enerjisinin aşağı olmasıdır.

r e və d arasında göstərilən əlaqə molekulda elektrik yüklərinin qeyri-bərabər paylanmasını müəyyən edir - birləşdirici elektron cütünün mənfi elektrik yükü molekulun orta hissəsində cəmlənir və iki atom nüvəsinin müsbət elektrik yükləri cəmləşir. molekulun ucları.

Elektrik yüklərinin qeyri-bərabər paylanması oriyentasiya qüvvələri (van der Vaals qüvvələri) hesabına molekulların qarşılıqlı təsirinə şərait yaradır. Qələvi metalların molekulları özlərini elə istiqamətləndirməyə meyllidirlər ki, onların yaxınlığında əks elektrik yükləri görünür. Nəticədə molekullar arasında cəlbedici qüvvələr hərəkət edir. Sonuncunun olması sayəsində qələvi metalların molekulları yaxınlaşır və daha az və ya çox möhkəm bir şəkildə çəkilir. Eyni zamanda, onların hər birinin müəyyən deformasiyası qonşu molekulların daha yaxın qütblərinin təsiri altında baş verir (şək. 12).

Əslində, qələvi metal molekullarının dörd müsbət yüklü atom nüvəsinin elektrik sahəsinə düşən ilk iki atomlu molekulun bağlayıcı elektronları atomun orbital radiusundan qoparılaraq sərbəst olur.

Bu halda altı kationdan ibarət sistem üçün bağlanan elektron cütü adi hala çevrilir. Metal kristal qəfəsin qurulması çoxluq mərhələsində başlayır. IN kristal qəfəs qələvi metallar, birləşdirici əlaqənin quruluşu aydın şəkildə ifadə edilir, təhrif olunmuş yastı oktaedr formasına malikdir - hündürlüyü və təməlin kənarları a w tərcümə şəbəkəsinin sabitinin dəyərinə bərabər olan kvadrat bipiramidadır (Şəkil 2). 13).

Qələvi metal kristalının tərcümə şəbəkə sabitinin a w dəyəri qələvi metal molekulunun kovalent bağının uzunluğunu əhəmiyyətli dərəcədə üstələyir, buna görə də metaldakı elektronların sərbəst vəziyyətdə olduğu ümumiyyətlə qəbul edilir:

Metaldakı sərbəst elektronların xassələri ilə əlaqəli riyazi konstruksiya adətən "Fermi səthi" ilə müəyyən edilir ki, bu da elektronların yerləşdiyi həndəsi yer kimi nəzərə alınmalı, metalın əsas xüsusiyyətini - elektrik cərəyanını keçirməyi təmin edir.

Qələvi metal buxarlarının kondensasiyası prosesini qazların, məsələn, hidrogenin kondensasiyası prosesi ilə müqayisə edərkən, xarakterik xüsusiyyət metalın xassələrində. Beləliklə, hidrogenin kondensasiyası zamanı zəif molekullararası qarşılıqlı təsirlər yaranırsa, metalın kondensasiyası zamanı kimyəvi reaksiyalar üçün xarakterik olan buxar prosesləri baş verir. Metal buxarının kondensasiyası özü bir neçə mərhələdə baş verir və aşağıdakı proseslə təsvir edilə bilər: sərbəst atom → kovalent əlaqə ilə iki atomlu molekul → metal klaster → metal bağı olan yığcam metal.

Qələvi metal halid molekullarının qarşılıqlı təsiri onların dimerləşməsi ilə müşayiət olunur. Bir dimer molekulu elektrik dördqütblü hesab edilə bilər (şəkil 15). Hal-hazırda, qələvi metal halidlərinin dimerlərinin əsas xüsusiyyətləri məlumdur (kimyəvi bağ uzunluqları və bağlar arasındakı əlaqə açıları).

Qələvi metal halidlərinin (E 2 X 2) (qaz fazası) dimerlərində kimyəvi bağ uzunluğu və əlaqə bucaqları.

E 2 X 2	X=F		X=Cl		X=Br		X=I
E 2 X 2	dEF, Å		d ECl, Å		d EBr , Å		d EI, Å
Li 2 X 2	1,75	105	2,23	108	2,35	110	2,54	116
Na 2 X 2	2,08	95	2,54	105	2,69	108	2,91	111
K 2 X 2	2,35	88	2,86	98	3,02	101	3,26	104
Cs 2 X 2	2,56	79	3,11	91	3,29	94	3,54	94

Kondensasiya prosesində oriyentasiya qüvvələrinin təsiri artır, molekullararası qarşılıqlı təsir klasterlərin, sonra isə bərk maddənin əmələ gəlməsi ilə müşayiət olunur. Qələvi metal halidləri sadə kub və bədən mərkəzli kub qəfəsləri olan kristallar əmələ gətirir.

Qələvi metal halidləri üçün kristal qəfəs növü və tərcümə qəfəs sabiti.

Kristallaşma prosesi zamanı atomlararası məsafənin daha da artması baş verir ki, bu da qələvi metal atomunun orbital radiusundan bir elektronun çıxarılmasına və müvafiq ionların əmələ gəlməsi ilə bir elektronun halogen atomuna keçməsinə səbəb olur. İonların güc sahələri kosmosda bütün istiqamətlərdə bərabər paylanmışdır. Bununla əlaqədar olaraq, qələvi metal kristallarında hər bir ionun güc sahəsi ion bağını keyfiyyətcə təmsil etmək adət olduğu kimi, əks işarəli birdən çox ion tərəfindən əlaqələndirilir (Na + Cl -).

İon birləşmələrinin kristallarında, Na + Cl - və Cs + Cl kimi sadə iki ionlu molekullar anlayışı mənasını itirir, çünki qələvi metal ionu altı xlor ionu (natrium xlorid kristalında) və səkkiz ilə əlaqələndirilir. xlor ionları (sezium xlorid kristalında. Lakin kristallarda bütün ionlararası məsafələr bərabər məsafədədir.

Qeydlər

Qeyri-üzvi kimya kitabçası. Qeyri-üzvi maddələrin sabitləri. - M.: “Kimya”, 1987. - S. 124. - 320 s.
Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Qeyri-üzvi kimya kitabçası. Qeyri-üzvi maddələrin sabitləri. - M.: “Kimya”, 1987. - S. 132-136. - 320 s.
Qankin V.Yu., Qankin Yu.V. Kimyəvi bağ necə yaranır və kimyəvi reaksiyalar baş verir. - M.: "Qranitsa" nəşriyyat qrupu, 2007. - 320 s. - ISBN 978-5-94691296-9
Nekrasov B.V.Ümumi kimya kursu. - M.: Qosximizt, 1962. - S. 88. - 976 s.
Pauling L. Kimyəvi birləşmənin təbiəti / redaktə edən Y.K. Syrkin. - başına. ingilis dilindən M.E. Dyatkina. - M.-L.: Qosximizt, 1947. - 440 s.
Nəzəri üzvi kimya / red. R.H.Freydlina. - başına. ingilis dilindən Yu.G.Bundela. - M.: Nəşriyyat. xarici ədəbiyyat, 1963. - 365 s.
Lemenovski D.A., Levitski M.M. Rus Kimya Jurnalı (D.İ.Mendeleyev adına Rusiya Kimya Cəmiyyətinin jurnalı). - 2000. - T. XLIV, buraxılış 6. - S. 63-86.
Kimyəvi ensiklopedik lüğət / ç. red. İ.L.Knunyants. - M.: Sov. ensiklopediya, 1983. - S. 607. - 792 s.
Nekrasov B.V.Ümumi kimya kursu. - M.: Qosximizt, 1962. - S. 679. - 976 s.
Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Qeyri-üzvi kimya kitabçası. Qeyri-üzvi maddələrin sabitləri. - M.: “Kimya”, 1987. - S. 155-161. - 320 s.
Gillespie R. Molekulların həndəsəsi / trans. ingilis dilindən E.Z. Zasorina və V.S. Mastryukova, red. Yu.A Pentina. - M.: “Mir”, 1975. - S. 49. - 278 s.
Kimyaçının kitabçası. - 2-ci nəşr, yenidən işlənmiş. və əlavə - L.-M.: Dövlət Elmi-Texniki Kimya Ədəbiyyatı İnstitutu, 1962. - T. 1. - S. 402-513. - 1072 səh.
Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Qeyri-üzvi kimya kitabçası. Qeyri-üzvi maddələrin sabitləri.. - M.: “Kimya”, 1987. - S. 132-136. - 320 s.
Ziman J. Metallarda elektronlar (Fermi səthləri nəzəriyyəsinə giriş). Fizika elmlərinin nailiyyətləri.. - 1962. - T. 78, 2-ci say. - 291 səh.

həmçinin bax

Kimyəvi bağ- Böyük Sovet Ensiklopediyasından məqalə
Kimyəvi bağ- Chemport.ru
Kimyəvi bağ- Fiziki Ensiklopediya

Bunun sayəsində qeyri-üzvi və üzvi maddələrin molekulları əmələ gəlir. Kimyəvi bağ atomların nüvələri və elektronları tərəfindən yaradılan elektrik sahələrinin qarşılıqlı təsiri nəticəsində yaranır. Buna görə də kovalent kimyəvi rabitənin əmələ gəlməsi elektrik təbiəti ilə bağlıdır.

Bir əlaqə nədir

Bu termin güclü poliatomik sistemin yaranmasına səbəb olan iki və ya daha çox atomun təsirinin nəticəsini ifadə edir. Kimyəvi bağların əsas növləri reaksiya verən atomların enerjisi azaldıqda əmələ gəlir. Bağ əmələ gəlməsi prosesində atomlar elektron qabığını tamamlamağa çalışırlar.

Ünsiyyət növləri

Kimyada bir neçə növ bağ var: ion, kovalent, metal. Kovalent kimyəvi bağların iki növü var: qütblü və qütbsüz.

Onun yaradılması mexanizmi nədir? Eyni elektronmənfiliyə malik eyni qeyri-metalların atomları arasında kovalent qeyri-qütblü kimyəvi bağ əmələ gəlir. Bu zaman ümumi elektron cütləri əmələ gəlir.

Qütb olmayan bağ

Qeyri-qütblü kovalent kimyəvi bağa malik olan molekullara misal olaraq halogenlər, hidrogen, azot və oksigen daxildir.

Bu əlaqə ilk dəfə 1916-cı ildə amerikalı kimyaçı Lyuis tərəfindən kəşf edilmişdir. Əvvəlcə o, bir fərziyyə irəli sürdü və bu, yalnız eksperimental təsdiqdən sonra təsdiqləndi.

Kovalent kimyəvi əlaqə elektronmənfiliklə bağlıdır. Qeyri-metallar üçün yüksək dəyərə malikdir. Atomların kimyəvi qarşılıqlı təsiri zamanı elektronların bir atomdan digərinə keçməsi həmişə mümkün olmur, nəticədə onlar birləşirlər. Atomlar arasında həqiqi kovalent kimyəvi bağ yaranır. Adi məktəb kurikulumunun 8-ci sinfi ünsiyyətin bir neçə növünün ətraflı araşdırılmasını nəzərdə tutur.

Normal şəraitdə bu cür əlaqəyə malik olan maddələr mayelər, qazlar, həmçinin ərimə nöqtəsi aşağı olan bərk maddələrdir.

Kovalent bağın növləri

Bu məsələyə daha ətraflı baxaq. Kimyəvi bağların növləri hansılardır? Kovalent bağlar mübadilə və donor-akseptor versiyalarında mövcuddur.

Birinci növ, ümumi elektron rabitənin əmələ gəlməsinə hər bir atom tərəfindən bir qoşalaşmamış elektronun verilməsi ilə xarakterizə olunur.

Ümumi bir əlaqədə birləşən elektronların əks spinləri olmalıdır. Bu tip kovalent bağa misal olaraq hidrogeni nəzərdən keçirək. Onun atomları yaxınlaşdıqda onların elektron buludları bir-birinə nüfuz edir ki, buna elmdə elektron buludların üst-üstə düşməsi deyilir. Nəticədə nüvələr arasında elektron sıxlığı artır, sistemin enerjisi isə azalır.

Minimum məsafədə hidrogen nüvələri bir-birini itələyir və nəticədə müəyyən optimal məsafə yaranır.

Kovalent bağın donor-akseptor növü vəziyyətində, bir hissəcik elektronlara malikdir və donor adlanır. İkinci hissəcik bir cüt elektronun yerləşəcəyi sərbəst hüceyrəyə malikdir.

Qütb molekulları

Kovalent qütblü kimyəvi bağlar necə əmələ gəlir? Onlar bağlanan qeyri-metal atomlarının fərqli elektronmənfiliyə malik olduğu vəziyyətlərdə yaranır. Belə hallarda ortaq elektronlar elektronmənfilik dəyəri daha yüksək olan atoma daha yaxın yerləşdirilir. Kovalent qütb bağına misal olaraq hidrogen bromid molekulunda yaranan bağları nəzərdən keçirə bilərik. Burada kovalent rabitə yaratmaqdan məsul olan ictimai elektronlar hidrogendən daha çox broma yaxındır. Bu fenomenin səbəbi bromun hidrogendən daha yüksək elektromənfiliyə malik olmasıdır.

Kovalent rabitələrin təyini üsulları

Kovalent qütblü kimyəvi bağları necə təyin etmək olar? Bunun üçün molekulların tərkibini bilmək lazımdır. Əgər onun tərkibində müxtəlif elementlərin atomları varsa, molekulda qütblü kovalent bağ var. Qütb olmayan molekullar bir kimyəvi elementin atomlarını ehtiva edir. Məktəb kimya kursunun bir hissəsi kimi təklif olunan tapşırıqlar arasında əlaqə növünün müəyyənləşdirilməsini nəzərdə tutan tapşırıqlar var. Bu tip tapşırıqlar 9-cu sinifdə kimya üzrə yekun attestasiya tapşırıqlarına, eləcə də 11-ci sinifdə kimya üzrə vahid dövlət imtahanının sınaqlarına daxil edilir.

İon bağı

Kovalent və ion kimyəvi bağlar arasındakı fərq nədir? Qeyri-metallar üçün kovalent rabitə xarakterikdirsə, elektronmənfilikdə əhəmiyyətli fərqlərə malik atomlar arasında ion rabitəsi yaranır. Məsələn, bu, PS-nin əsas alt qruplarının birinci və ikinci qrup elementlərinin birləşmələri (qələvi və qələvi torpaq metalları) və dövri cədvəlin əsas alt qruplarının 6-cı və 7-ci qruplarının elementləri (xalkogenlər və halogenlər) üçün xarakterikdir. ).

Əks yüklü ionların elektrostatik cazibəsi nəticəsində əmələ gəlir.

İon rabitəsinin xüsusiyyətləri

Əks yüklü ionların qüvvə sahələri bütün istiqamətlərdə bərabər paylandığı üçün onların hər biri əks işarəli hissəcikləri cəlb etmək qabiliyyətinə malikdir. Bu, ion bağının istiqamətsizliyini xarakterizə edir.

İki ionun əks işarələrlə qarşılıqlı təsiri fərdi güc sahələrinin tam qarşılıqlı kompensasiyası demək deyil. Bu, ionları digər istiqamətlərə cəlb etmək qabiliyyətini saxlamağa kömək edir, buna görə də ion bağının doymamışlığı müşahidə olunur.

İon birləşməsində hər bir ion ion təbiətli kristal qəfəs yaratmaq üçün əks işarəli bir sıra digərlərini özünə cəlb etmək qabiliyyətinə malikdir. Belə bir kristalda heç bir molekul yoxdur. Hər bir ion bir maddədə fərqli işarəli müəyyən sayda ionlarla əhatə olunmuşdur.

Metal birləşmə

Bu tip kimyəvi bağ müəyyən fərdi xüsusiyyətlərə malikdir. Metallarda çox sayda valent orbital və elektron çatışmazlığı var.

Ayrı-ayrı atomlar bir araya gəldikdə, onların valent orbitalları üst-üstə düşür, bu da elektronların bir orbitaldan digərinə sərbəst hərəkətini asanlaşdırır və bütün metal atomları arasında əlaqə yaradır. Bu sərbəst elektronlar metal bağın əsas xüsusiyyətidir. Valentlik elektronları kristal boyunca bərabər paylandığı üçün onun doyma və istiqamətliliyi yoxdur. Metallarda sərbəst elektronların olması onların bəzi fiziki xassələrini izah edir: metal parıltı, çeviklik, elastiklik, istilik keçiriciliyi, qeyri-şəffaflıq.

Kovalent bağın növü

Hidrogen atomu ilə yüksək elektronmənfiliyə malik element arasında əmələ gəlir. Daxili və molekullararası hidrogen bağları var. Bu tip kovalent bağ ən zəifdir, elektrostatik qüvvələrin təsiri nəticəsində yaranır. Hidrogen atomunun kiçik radiusu var və bu bir elektron yerdəyişdikdə və ya verildikdə, hidrogen yüksək elektronmənfiliyi olan atoma təsir edən müsbət iona çevrilir.

Kovalent bağın xarakterik xüsusiyyətləri arasında: doyma, istiqamətləndirmə, qütbləşmə, polarite. Bu göstəricilərin hər biri əmələ gələn birləşmə üçün özünəməxsus məna daşıyır. Məsələn, istiqamətlilik molekulun həndəsi forması ilə müəyyən edilir.