Կովալենտային քիմիական կապ. Քիմիական կապի տեսակները՝ կովալենտային կապ։ Քիմիական կապերի տեսակները Նյութերի միջև կապերի քիմ

Կովալենտային քիմիական կապը, դրա տեսակները և ձևավորման մեխանիզմները: Կովալենտային կապերի բնութագրերը (բևեռականություն և կապի էներգիա): Իոնային կապ. Մետաղական միացում. Ջրածնային կապ

Վարդապետություն քիմիական կապկազմում է ողջ տեսական քիմիայի հիմքը։

Քիմիական կապը հասկացվում է որպես ատոմների փոխազդեցություն, որը կապում է դրանք մոլեկուլների, իոնների, ռադիկալների և բյուրեղների մեջ:

Քիմիական կապերի չորս տեսակ կա՝ իոնային, կովալենտ, մետաղական և ջրածին։

Քիմիական կապերի բաժանումը տեսակների պայմանական է, քանի որ դրանք բոլորն էլ բնութագրվում են որոշակի միասնությամբ։

Իոնային կապը կարելի է համարել որպես բևեռային կովալենտ կապի ծայրահեղ դեպք։

Մետաղական կապը միավորում է ատոմների կովալենտային փոխազդեցությունը՝ օգտագործելով ընդհանուր էլեկտրոններ և այս էլեկտրոնների և մետաղական իոնների միջև էլեկտրաստատիկ ներգրավումը։

Նյութերին հաճախ բացակայում են քիմիական կապի (կամ մաքուր քիմիական կապի) սահմանափակող դեպքերը:

Օրինակ, լիթիումի ֆտորիդը $LiF$ դասակարգվում է որպես իոնային միացություն։ Փաստորեն, դրա կապը $80%$ իոնային է և $20%$ կովալենտ: Ուստի ավելի ճիշտ է, ակնհայտորեն, խոսել քիմիական կապի բևեռականության (իոնականության) աստիճանի մասին։

Ջրածնի հալոգենիդների շարքում $HF—HCl—HBr—HI—HAt$ կապի բևեռականության աստիճանը նվազում է, քանի որ հալոգենի և ջրածնի ատոմների էլեկտրաբացասականության արժեքների տարբերությունը նվազում է, իսկ աստատին ջրածնում կապը դառնում է գրեթե ոչ բևեռ։ $(EO(H) = 2.1; EO(At) = 2.2)$:

Միևնույն նյութերում կարելի է գտնել տարբեր տեսակի կապեր, օրինակ.

1. հիդրոքսո խմբերում թթվածնի և ջրածնի ատոմների միջև կապը բևեռային կովալենտ է, իսկ մետաղի և հիդրոքսո խմբի միջև՝ իոնային.
2. թթվածին պարունակող թթուների աղերում՝ ոչ մետաղի ատոմի և թթվային մնացորդի թթվածնի միջև՝ կովալենտ բևեռային, իսկ մետաղի և թթվային մնացորդի միջև՝ իոնային;
3. ամոնիումի, մեթիլամոնիումի աղերում և այլն՝ ազոտի և ջրածնի ատոմների միջև՝ կովալենտ բևեռային, իսկ ամոնիումի կամ մեթիլամոնիումի իոնների և թթվային մնացորդի միջև՝ իոնային;
4. մետաղների պերօքսիդներում (օրինակ՝ $Na_2O_2$), թթվածնի ատոմների միջև կապը կովալենտային ոչ բևեռ է, իսկ մետաղի և թթվածնի միջև՝ իոնային և այլն։

Տարբեր տեսակի կապերը կարող են փոխակերպվել միմյանց.

— ջրի մեջ կովալենտային միացությունների էլեկտրոլիտիկ տարանջատման ժամանակ կովալենտային բևեռային կապը վերածվում է իոնային կապի.

- երբ մետաղները գոլորշիանում են, մետաղական կապը վերածվում է ոչ բևեռային կովալենտային կապի և այլն:

Քիմիական կապերի բոլոր տեսակների և տեսակների միասնության պատճառը դրանց նույնականությունն է քիմիական բնույթ- էլեկտրոն-միջուկային փոխազդեցություն. Քիմիական կապի առաջացումը ամեն դեպքում ատոմների էլեկտրոն-միջուկային փոխազդեցության արդյունք է, որն ուղեկցվում է էներգիայի արտազատմամբ։

Կովալենտային կապերի ձևավորման մեթոդներ. Կովալենտային կապի բնութագրերը՝ կապի երկարությունը և էներգիան

Կովալենտային քիմիական կապը կապ է, որը ձևավորվում է ատոմների միջև՝ ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերի ձևավորման միջոցով։

Նման կապի ձևավորման մեխանիզմը կարող է լինել փոխանակում կամ դոնոր-ընդունող։

Ի. Փոխանակման մեխանիզմգործում է, երբ ատոմները կազմում են ընդհանուր էլեկտրոնային զույգեր՝ միացնելով չզույգված էլեկտրոնները:

1) $H_2$ - ջրածին:

Կապն առաջանում է ջրածնի ատոմների $s$-էլեկտրոնների (համընկնող $s$-օրբիտալների) կողմից ընդհանուր էլեկտրոնային զույգի ձևավորման պատճառով.

2) $HCl$ - ջրածնի քլորիդ.

Կապն առաջանում է $s-$ և $p-$էլեկտրոնների ընդհանուր էլեկտրոնային զույգի ձևավորման պատճառով (համընկնող $s-p-$օրբիտալներ).

3) $Cl_2$. քլորի մոլեկուլում կովալենտային կապ է ձևավորվում չզույգված $p-$էլեկտրոնների պատճառով (համընկնող $p-p-$օրբիտալներ).

4) $N_2$. ազոտի մոլեկուլում ատոմների միջև ձևավորվում են երեք ընդհանուր էլեկտրոնային զույգ.

II. Դոնոր-ընդունող մեխանիզմԴիտարկենք կովալենտային կապի ձևավորումը՝ օգտագործելով ամոնիումի իոնի $NH_4^+$ օրինակը։

Դոնորն ունի էլեկտրոնային զույգ, ընդունողը՝ դատարկ ուղեծիր, որը կարող է զբաղեցնել այս զույգը։ Ամոնիումի իոնում ջրածնի ատոմների հետ բոլոր չորս կապերը կովալենտ են. երեքը ձևավորվել են ազոտի ատոմի և ջրածնի ատոմների ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերի ստեղծման շնորհիվ՝ ըստ փոխանակման մեխանիզմի, մեկը՝ դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմի միջոցով։

Կովալենտային կապերը կարելի է դասակարգել էլեկտրոնային ուղեծրերի համընկնման եղանակով, ինչպես նաև դրանց տեղաշարժով դեպի կապված ատոմներից մեկը։

Պարտատոմսերի գծի երկայնքով էլեկտրոնային ուղեծրերի համընկնման արդյունքում առաջացած քիմիական կապերը կոչվում են $σ$ - պարտատոմսեր (սիգմա պարտատոմսեր). Սիգմա կապը շատ ամուր է:

$p-$օրբիտալները կարող են համընկնել երկու շրջաններում՝ ձևավորելով կովալենտային կապ՝ կողային համընկնման պատճառով.

Քիմիական կապեր, որոնք ձևավորվել են հաղորդակցության գծից դուրս էլեկտրոնային ուղեծրերի «կողային» համընկնման արդյունքում, այսինքն. երկու ոլորտներում կոչվում են $π$ -պարտատոմսեր (pi-bonds).

Ըստ տեղաշարժի աստիճանըկիսում են էլեկտրոնային զույգերը ատոմներից մեկի հետ, որը նրանք կապում են, կարող է լինել կովալենտային կապ բևեռայինԵվ ոչ բևեռային.

Նույն էլեկտրաբացասականությամբ ատոմների միջև ձևավորված կովալենտային քիմիական կապը կոչվում է ոչ բևեռային.Էլեկտրոնների զույգերը չեն տեղափոխվում ատոմներից որևէ մեկին, քանի որ ատոմներն ունեն նույն EO-ն՝ այլ ատոմներից վալենտային էլեկտրոններ ներգրավելու հատկություն։ Օրինակ:

դրանք. Պարզ ոչ մետաղական նյութերի մոլեկուլները ձևավորվում են կովալենտային ոչ բևեռային կապերի միջոցով։ Կովալենտային քիմիական կապն այն տարրերի ատոմների միջև, որոնց էլեկտրաբացասականությունը տարբերվում է, կոչվում է բևեռային.

Կովալենտային կապերի երկարությունը և էներգիան:

Բնութագրական կովալենտային կապի հատկությունները- դրա երկարությունը և էներգիան: Հղման երկարությունըատոմների միջուկների միջև եղած հեռավորությունն է։ Որքան կարճ է քիմիական կապի երկարությունը, այնքան ավելի ամուր է այն: Այնուամենայնիվ, կապի ուժի չափանիշն է կապող էներգիա, որը որոշվում է կապը խզելու համար պահանջվող էներգիայի քանակով։ Այն սովորաբար չափվում է կՋ/մոլով: Այսպիսով, ըստ փորձարարական տվյալների, $H_2, Cl_2$ և $N_2$ մոլեկուլների կապի երկարությունները համապատասխանաբար կազմում են $0,074, 0,198$ և $0,109$ նմ, իսկ կապի էներգիաները՝ համապատասխանաբար $436, 242$ և $946$ կՋ/մոլ։

Իոններ. Իոնային կապ

Պատկերացնենք, որ երկու ատոմ «հանդիպում» են՝ I խմբի մետաղի ատոմը և VII խմբի ոչ մետաղի ատոմը։ Մետաղական ատոմն իր արտաքին էներգիայի մակարդակում ունի մեկ էլեկտրոն, մինչդեռ ոչ մետաղական ատոմին ընդամենը մեկ էլեկտրոն է պակասում, որպեսզի արտաքին մակարդակը ամբողջական լինի:

Առաջին ատոմը հեշտությամբ կտա երկրորդին իր էլեկտրոնը, որը հեռու է միջուկից և թույլ կապված է դրան, իսկ երկրորդը նրան ազատ տեղ կապահովի իր արտաքին էլեկտրոնային մակարդակում։

Այնուհետև ատոմը, զրկված լինելով իր բացասական լիցքերից մեկից, կդառնա դրական լիցքավորված մասնիկ, իսկ երկրորդը կվերածվի բացասական լիցքավորված մասնիկի՝ առաջացած էլեկտրոնի շնորհիվ։ Նման մասնիկները կոչվում են իոններ.

Իոնների միջև առաջացող քիմիական կապը կոչվում է իոնային:

Դիտարկենք այս կապի ձևավորումը՝ օգտագործելով նատրիումի քլորիդի հայտնի միացության օրինակը (սեղանի աղ).

Ատոմները իոնների վերածելու գործընթացը ներկայացված է գծապատկերում.

Ատոմների այս փոխակերպումը իոնների միշտ տեղի է ունենում տիպիկ մետաղների և բնորոշ ոչ մետաղների ատոմների փոխազդեցության ժամանակ։

Դիտարկենք տրամաբանության ալգորիթմը (հաջորդականությունը) իոնային կապի ձևավորումը գրանցելիս, օրինակ՝ կալցիումի և քլորի ատոմների միջև.

Այն թվերը, որոնք ցույց են տալիս ատոմների կամ մոլեկուլների թիվը, կոչվում են գործակիցները, և մոլեկուլում ատոմների կամ իոնների թիվը ցույց տվող թվերը կոչվում են ցուցանիշները։

Մետաղական միացում

Եկեք ծանոթանանք, թե ինչպես են մետաղական տարրերի ատոմները փոխազդում միմյանց հետ։ Մետաղները սովորաբար գոյություն չունեն որպես մեկուսացված ատոմներ, այլ կտորի, ձուլակտորի կամ մետաղական արտադրանքի տեսքով։ Ի՞նչն է մետաղի ատոմները պահում մեկ ծավալում:

Արտաքին մակարդակում մետաղների մեծ մասի ատոմները չեն պարունակում մեծ թիվէլեկտրոններ - $1, 2, 3$: Այս էլեկտրոնները հեշտությամբ հանվում են, և ատոմները դառնում են դրական իոններ: Անջատված էլեկտրոնները շարժվում են մի իոնից մյուսը՝ կապելով դրանք մեկ ամբողջության մեջ։ Կապվելով իոնների հետ՝ այս էլեկտրոնները ժամանակավորապես ձևավորում են ատոմներ, այնուհետև նորից անջատվում և միանում մեկ այլ իոնի հետ և այլն։ Հետևաբար, մետաղի ծավալում ատոմները շարունակաբար վերածվում են իոնների և հակառակը։

Մետաղների կապը իոնների միջև ընդհանուր էլեկտրոնների միջոցով կոչվում է մետաղական:

Նկարը սխեմատիկորեն ցույց է տալիս նատրիումի մետաղի բեկորի կառուցվածքը:

Այս դեպքում փոքր քանակությամբ ընդհանուր էլեկտրոններ կապում են մեծ թվով իոններ և ատոմներ:

Մետաղական կապը որոշ նմանություններ ունի կովալենտային կապի հետ, քանի որ այն հիմնված է արտաքին էլեկտրոնների փոխանակման վրա: Այնուամենայնիվ, կովալենտային կապի դեպքում միայն երկու հարևան ատոմների արտաքին չզույգված էլեկտրոնները կիսվում են, մինչդեռ մետաղական կապով բոլոր ատոմները մասնակցում են այդ էլեկտրոնների կիսմանը: Այդ իսկ պատճառով կովալենտային կապով բյուրեղները փխրուն են, իսկ մետաղական կապով, որպես կանոն, ճկուն են, էլեկտրահաղորդիչ և ունեն մետաղական փայլ։

Մետաղական կապը բնորոշ է ինչպես մաքուր մետաղներին, այնպես էլ տարբեր մետաղների խառնուրդներին՝ համաձուլվածքներին պինդ և հեղուկ վիճակում:

Ջրածնային կապ

Քիմիական կապ մեկ մոլեկուլի (կամ դրա մի մասի) դրական բևեռացված ջրածնի ատոմների և մեկ այլ մոլեկուլի միայնակ էլեկտրոնային զույգերով ($F, O, N$ և ավելի հազվադեպ $S$ և $Cl$) խիստ էլեկտրաբացասական տարրերի բացասական բևեռացված ատոմների միջև։ (կամ դրա մի մասը) կոչվում է ջրածին:

Ջրածնային կապի առաջացման մեխանիզմը մասամբ էլեկտրաստատիկ, մասամբ դոնոր-ընդունիչ բնույթ ունի։

Միջմոլեկուլային ջրածնային կապի օրինակներ.

Նման կապի առկայության դեպքում նույնիսկ ցածր մոլեկուլային նյութերը նորմալ պայմաններում կարող են լինել հեղուկներ (ալկոհոլ, ջուր) կամ հեշտությամբ հեղուկացող գազեր (ամոնիակ, ֆտորաջրածին):

Ջրածնային կապերով նյութերը ունեն մոլեկուլային բյուրեղային ցանցեր։

Մոլեկուլային և ոչ մոլեկուլային կառուցվածքի նյութեր. Բյուրեղյա ցանցի տեսակը. Նյութերի հատկությունների կախվածությունը դրանց կազմից և կառուցվածքից

Նյութերի մոլեկուլային և ոչ մոլեկուլային կառուցվածքը

IN քիմիական փոխազդեցություններՄտնում են ոչ թե առանձին ատոմներ կամ մոլեկուլներ, այլ նյութեր։ Տվյալ պայմաններում նյութը կարող է լինել ագրեգացման երեք վիճակներից մեկում՝ պինդ, հեղուկ կամ գազային: Նյութի հատկությունները կախված են նաև այն կազմող մասնիկների՝ մոլեկուլների, ատոմների կամ իոնների միջև քիմիական կապի բնույթից։ Կախված կապի տեսակից տարբերում են մոլեկուլային և ոչ մոլեկուլային կառուցվածքի նյութեր։

Մոլեկուլներից կազմված նյութերը կոչվում են մոլեկուլային նյութեր. Նման նյութերի մոլեկուլների միջև կապերը շատ թույլ են, շատ ավելի թույլ, քան մոլեկուլի ներսում գտնվող ատոմների միջև, և նույնիսկ համեմատաբար ցածր ջերմաստիճանում դրանք կոտրվում են. նյութը վերածվում է հեղուկի, այնուհետև գազի (յոդի սուբլիմացիա): Մոլեկուլներից բաղկացած նյութերի հալման և եռման կետերը մեծանում են մոլեկուլային քաշի ավելացման հետ։

Մոլեկուլային նյութերի թվում են ատոմային կառուցվածք ունեցող նյութերը ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), որոնց թվում կան մետաղներ և ոչ մետաղներ։

Դիտարկենք ալկալիական մետաղների ֆիզիկական հատկությունները։ Ատոմների միջև կապի համեմատաբար ցածր ուժն առաջացնում է ցածր մեխանիկական ուժ. ալկալիական մետաղները փափուկ են և հեշտությամբ կտրվում են դանակով:

Մեծ ատոմային չափերը հանգեցնում են ալկալային մետաղների ցածր խտության. լիթիումը, նատրիումը և կալիումը նույնիսկ ավելի թեթև են, քան ջուրը: Ալկալիական մետաղների խմբում եռման և հալման կետերը նվազում են տարրի ատոմային թվի աճով, քանի որ. Ատոմների չափերը մեծանում են, իսկ կապերը թուլանում են:

Նյութերին ոչ մոլեկուլայինկառուցվածքները ներառում են իոնային միացություններ: Ոչ մետաղների հետ մետաղների միացությունների մեծ մասն ունի այս կառուցվածքը՝ բոլոր աղերը ($NaCl, K_2SO_4$), որոշ հիդրիդներ ($LiH$) և օքսիդներ ($CaO, MgO, FeO$), հիմքեր ($NaOH, KOH$): Իոնային (ոչ մոլեկուլային) նյութերն ունեն բարձր հալման և եռման ջերմաստիճան։

Բյուրեղյա վանդակաճաղեր

Նյութը, ինչպես հայտնի է, կարող է գոյություն ունենալ ագրեգացման երեք վիճակում՝ գազային, հեղուկ և պինդ:

Պինդ նյութերամորֆ և բյուրեղային:

Եկեք դիտարկենք, թե ինչպես են քիմիական կապերի բնութագրիչները ազդում պինդ մարմինների հատկությունների վրա: Պինդները բաժանվում են բյուրեղայինԵվ ամորֆ.

Ամորֆ նյութերը չունեն հստակ հալման կետ, տաքանալիս աստիճանաբար փափկում են և վերածվում հեղուկ վիճակի։ Օրինակ՝ պլաստիլինն ու տարբեր խեժերը ամորֆ վիճակում են։

Բյուրեղային նյութերը բնութագրվում են այն մասնիկների ճիշտ դասավորությամբ, որոնցից կազմված են՝ ատոմներ, մոլեկուլներ և իոններ՝ տիեզերքի խիստ սահմանված կետերում: Երբ այս կետերը միացված են ուղիղ գծերով, ձևավորվում է տարածական շրջանակ, որը կոչվում է բյուրեղյա վանդակ: Այն կետերը, որտեղ գտնվում են բյուրեղային մասնիկները, կոչվում են վանդակավոր հանգույցներ:

Կախված բյուրեղային ցանցի հանգույցներում տեղակայված մասնիկների տեսակից և դրանց միջև կապի բնույթից՝ առանձնանում են բյուրեղային ցանցերի չորս տեսակ. իոնային, ատոմային, մոլեկուլայինԵվ մետաղական.

Իոնային բյուրեղյա վանդակաճաղեր:

Իոնականկոչվում են բյուրեղյա վանդակներ, որոնց հանգույցներում կան իոններ։ Դրանք ձևավորվում են իոնային կապերով նյութերով, որոնք կարող են կապել ինչպես պարզ իոններ $Na^(+), Cl^(-)$, այնպես էլ բարդ $SO_4^(2−), OH^-$։ Հետևաբար, աղերը և մետաղների որոշ օքսիդներ և հիդրօքսիդներ ունեն իոնային բյուրեղային ցանցեր։ Օրինակ՝ նատրիումի քլորիդի բյուրեղը բաղկացած է փոփոխվող դրական $Na^+$ և բացասական $Cl^-$ իոններից՝ ձևավորելով խորանարդաձև վանդակ։ Նման բյուրեղում իոնների միջև կապերը շատ կայուն են: Հետևաբար, իոնային ցանց ունեցող նյութերը բնութագրվում են համեմատաբար բարձր կարծրությամբ և ամրությամբ, դրանք հրակայուն են և չցնդող։

Ատոմային բյուրեղյա վանդակներ.

Ատոմայինկոչվում են բյուրեղյա վանդակներ, որոնց հանգույցներում կան առանձին ատոմներ։ Նման ցանցերում ատոմները միմյանց հետ կապված են շատ ուժեղ կովալենտային կապերով։ Այս տեսակի բյուրեղային ցանցերով նյութերի օրինակ է ադամանդը՝ ածխածնի ալոտրոպ մոդիֆիկացիաներից մեկը։

Ատոմային բյուրեղային ցանց ունեցող նյութերի մեծ մասն ունեն շատ բարձր հալման կետ (օրինակ, ադամանդի համար այն 3500°C-ից բարձր է), դրանք ամուր են և կարծր և գործնականում անլուծելի:

Մոլեկուլային բյուրեղյա ցանցեր.

Մոլեկուլայինկոչվում են բյուրեղյա ցանցեր, որոնց հանգույցներում գտնվում են մոլեկուլները։ Այս մոլեկուլների քիմիական կապերը կարող են լինել և՛ բևեռային ($HCl, H_2O$), և՛ ոչ բևեռային ($N_2, O_2$): Չնայած այն հանգամանքին, որ մոլեկուլների ներսում ատոմները կապված են շատ ուժեղ կովալենտային կապերով, ձգողականության թույլ միջմոլեկուլային ուժերը գործում են հենց մոլեկուլների միջև: Հետևաբար, մոլեկուլային բյուրեղյա վանդակավոր նյութերն ունեն ցածր կարծրություն, ցածր հալման կետ և ցնդող են։ Պինդ օրգանական միացությունների մեծ մասը ունեն մոլեկուլային բյուրեղային ցանցեր (նաֆտալին, գլյուկոզա, շաքար):

Մետաղական բյուրեղյա վանդակաճաղեր։

Մետաղական կապեր ունեցող նյութերն ունեն մետաղական բյուրեղյա վանդակներ։ Նման ցանցերի տեղամասերում կան ատոմներ և իոններ (կամ ատոմներ կամ իոններ, որոնց մեջ մետաղի ատոմները հեշտությամբ փոխակերպվում են՝ թողնելով իրենց արտաքին էլեկտրոնները «ընդհանուր օգտագործման համար»): Մետաղների այս ներքին կառուցվածքը որոշում է նրանց բնորոշ ֆիզիկական հատկությունները՝ ճկունություն, ճկունություն, էլեկտրական և ջերմային հաղորդունակություն, բնորոշ մետաղական փայլ:

Նյութի ամենափոքր մասնիկը ատոմների փոխազդեցության արդյունքում առաջացած մոլեկուլ է, որի միջև գործում են քիմիական կամ քիմիական կապեր։ Քիմիական կապի ուսմունքը կազմում է տեսական քիմիայի հիմքը։ Քիմիական կապն առաջանում է, երբ փոխազդում են երկու (երբեմն ավելի) ատոմներ։ Կապի ձևավորումը տեղի է ունենում էներգիայի արտանետմամբ:

Քիմիական կապը փոխազդեցություն է, որը կապում է առանձին ատոմները մոլեկուլների, իոնների և բյուրեղների մեջ:

Քիմիական կապն իր բնույթով միատեսակ է՝ էլեկտրաստատիկ ծագում ունի։ Բայց տարբեր քիմիական միացություններում քիմիական կապը տարբեր տեսակի է. Քիմիական կապերի կարևորագույն տեսակներն են կովալենտային (ոչ բևեռային, բևեռային), իոնային և մետաղական։ Այս տեսակի կապերի տեսակներն են դոնոր-ընդունիչ, ջրածին և այլն: Մետաղական ատոմների միջև առաջանում է մետաղական կապ:

Քիմիական կապը, որն իրականացվում է ընդհանուր կամ ընդհանուր, զույգ կամ մի քանի զույգ էլեկտրոնների ձևավորման միջոցով, կոչվում է կովալենտ: Յուրաքանչյուր ատոմ նպաստում է մեկ էլեկտրոնի մեկ ընդհանուր զույգ էլեկտրոնների ձևավորմանը, այսինքն. մասնակցում է «հավասար մասնաբաժինով» (Լյուիս, 1916): Ստորև ներկայացված են H2, F2, NH3 և CH4 մոլեկուլներում քիմիական կապերի առաջացման դիագրամներ: Տարբեր ատոմներին պատկանող էլեկտրոնները ներկայացված են տարբեր նշաններով։

Քիմիական կապերի առաջացման արդյունքում մոլեկուլի ատոմներից յուրաքանչյուրն ունի երկու և ութ էլեկտրոնների կայուն կոնֆիգուրացիա։

Երբ կովալենտային կապ է առաջանում, ատոմների էլեկտրոնային ամպերը համընկնում են՝ ձևավորելով մոլեկուլային էլեկտրոնային ամպ, որն ուղեկցվում է էներգիայի ավելացմամբ։ Մոլեկուլային էլեկտրոնային ամպը գտնվում է երկու միջուկների կենտրոնների միջև և ունի էլեկտրոնային խտության բարձրացում՝ համեմատած ատոմային էլեկտրոնային ամպի խտության հետ։

Կովալենտային կապի իրականացումը հնարավոր է միայն տարբեր ատոմներին պատկանող չզույգված էլեկտրոնների հակազուգահեռ սպինների դեպքում։ Զուգահեռ էլեկտրոնների սպինների դեպքում ատոմները չեն ձգում, այլ վանում են. կովալենտային կապ չի առաջանում: Քիմիական կապի նկարագրության մեթոդը, որի առաջացումը կապված է ընդհանուր էլեկտրոնային զույգի հետ, կոչվում է վալենտային կապի մեթոդ (VBC):

MBC-ի հիմնական դրույթները

Կովալենտային քիմիական կապը ձևավորվում է հակադիր սպիններով երկու էլեկտրոնների կողմից, և այս էլեկտրոնային զույգը պատկանում է երկու ատոմների։

Որքան փոխազդող էլեկտրոնային ամպերը համընկնում են, այնքան ուժեղ է կովալենտային կապը:

Կառուցվածքային բանաձևեր գրելիս կապը որոշող էլեկտրոնային զույգերը հաճախ պատկերվում են գծիկներով (կետերի փոխարեն, որոնք ներկայացնում են ընդհանուր էլեկտրոնները):

Քիմիական կապի էներգետիկ բնութագրերը կարևոր են: Երբ առաջանում է քիմիական կապ, համակարգի (մոլեկուլի) ընդհանուր էներգիան էներգիայից փոքր է բաղադրիչները(ատոմներ), այսինքն. EAB<ЕА+ЕB.

Վալենտությունը քիմիական տարրի ատոմի հատկությունն է՝ կցել կամ փոխարինել մեկ այլ տարրի որոշակի թվով ատոմներ։ Այս տեսանկյունից ատոմի վալենտությունը ամենահեշտ որոշվում է նրա հետ քիմիական կապեր կազմող ջրածնի ատոմների քանակով կամ այս տարրի ատոմով փոխարինված ջրածնի ատոմների քանակով։

Ատոմի քվանտային մեխանիկական հասկացությունների մշակմամբ, վալենտությունը սկսեց որոշվել չզույգված էլեկտրոնների քանակով, որոնք ներգրավված են քիմիական կապերի ձևավորման մեջ: Բացի չզույգացված էլեկտրոններից, ատոմի վալենտականությունը կախված է նաև վալենտային էլեկտրոնային շերտի դատարկ և ամբողջությամբ լցված ուղեծրերի քանակից։

Կապող էներգիան այն էներգիան է, որն ազատվում է, երբ ատոմներից մոլեկուլ է ձևավորվում: Կապի էներգիան սովորաբար արտահայտվում է կՋ/մոլով (կամ կկալ/մոլով): Սա քիմիական կապի ամենակարևոր բնութագրիչներից մեկն է: Ավելի քիչ էներգիա պարունակող համակարգը ավելի կայուն է։ Հայտնի է, օրինակ, որ ջրածնի ատոմները հակված են միավորվել մոլեկուլի մեջ։ Սա նշանակում է, որ H2 մոլեկուլներից բաղկացած համակարգը պարունակում է ավելի քիչ էներգիա, քան միևնույն թվով H ատոմներից բաղկացած, բայց մոլեկուլների մեջ չմիացված համակարգը։

Բրինձ. 2.1 Ջրածնի երկու ատոմներից բաղկացած համակարգի E պոտենցիալ էներգիայի կախվածությունը միջմիջուկային հեռավորությունից r. 1 - քիմիական կապի ձևավորման ժամանակ. 2 – առանց նրա կրթության:

Նկար 2.1-ում ներկայացված է ջրածնի փոխազդող ատոմներին բնորոշ էներգիայի կորը: Ատոմների մոտեցումն ուղեկցվում է էներգիայի արտազատմամբ, որն ավելի մեծ կլինի, որքան ավելի շատ համընկնեն էլեկտրոնային ամպերը։ Սակայն նորմալ պայմաններում Կուլոնյան վանման պատճառով անհնար է հասնել երկու ատոմների միջուկների միաձուլմանը։ Սա նշանակում է, որ ինչ-որ հեռավորության վրա, ատոմների ձգողականության փոխարեն, տեղի կունենա նրանց վանումը։ Այսպիսով, r0 ատոմների միջև հեռավորությունը, որը համապատասխանում է էներգիայի կորի նվազագույնին, կհամապատասխանի քիմիական կապի երկարությանը (կոր 1): Եթե ​​փոխազդող ջրածնի ատոմների էլեկտրոնային սպինները նույնն են, ապա տեղի կունենա դրանց վանում (կոր 2): Տարբեր ատոմների համար կապող էներգիան տատանվում է 170–420 կՋ/մոլ (40–100 կկալ/մոլ) սահմաններում։

Ավելի բարձր էներգիայի ենթամակարդակ կամ մակարդակի էլեկտրոնների անցման գործընթացը (այսինքն՝ գրգռման կամ գոլորշիացման գործընթացը, որը քննարկվել է ավելի վաղ) պահանջում է էներգիա։ Երբ ձևավորվում է քիմիական կապ, էներգիան ազատվում է: Որպեսզի քիմիական կապը կայուն լինի, անհրաժեշտ է, որ գրգռման պատճառով ատոմային էներգիայի ավելացումը պակաս լինի առաջացող քիմիական կապի էներգիայից։ Այսինքն՝ անհրաժեշտ է, որ ատոմների գրգռման վրա ծախսվող էներգիան փոխհատուցվի կապի առաջացման պատճառով էներգիայի արտազատմամբ։

Քիմիական կապը, բացի կապի էներգիայից, բնութագրվում է երկարությամբ, բազմակիությամբ և բևեռականությամբ: Երկու ատոմից բաղկացած մոլեկուլի համար կապերի միջև անկյունները և մոլեկուլի բևեռականությունը, որպես ամբողջություն, նշանակալի են:

Կապի բազմակիությունը որոշվում է երկու ատոմ միացնող էլեկտրոնային զույգերի քանակով։ Այսպիսով, էթանի H3C–CH3 կապը ածխածնի ատոմների միջև մեկ է, էթիլենում՝ H2C=CH2՝ կրկնակի, ացետիլենում՝ HCºCH՝ եռակի։ Պարտատոմսերի բազմապատկման մեծացման հետ կապի էներգիան մեծանում է. C–C կապի էներգիան 339 կՋ/մոլ է, C=C - 611 կՋ/մոլ և CºC - 833 կՋ/մոլ:

Ատոմների միջև քիմիական կապն առաջանում է էլեկտրոնային ամպերի համընկնման հետևանքով: Եթե ​​համընկնումը տեղի է ունենում ատոմային միջուկները միացնող գծի երկայնքով, ապա նման կապը կոչվում է սիգմա կապ (σ կապ): Այն կարող է ձևավորվել երկու s-էլեկտրոններով, s- և p-էլեկտրոններով, երկու px-էլեկտրոններով, s և d էլեկտրոններով (օրինակ).

Քիմիական կապը, որն իրականացվում է մեկ էլեկտրոնային զույգով, կոչվում է մեկ կապ: Մեկ կապը միշտ σ կապ է: s տիպի օրբիտալները կարող են միայն σ կապեր ձևավորել:

Երկու ատոմների միջև կապը կարող է իրականացվել մեկից ավելի զույգ էլեկտրոնների միջոցով: Այս հարաբերությունը կոչվում է բազմակի: Բազմակի կապի ձևավորման օրինակ է ազոտի մոլեկուլը։ Ազոտի մոլեկուլում px ուղեծրերը կազմում են մեկ σ կապ: Երբ կապը ձևավորվում է pz օրբիտալներով, առաջանում են երկու շրջան
համընկնումներ – x առանցքի վերևում և ներքևում.

Նման կապը կոչվում է pi կապ (π կապ): Երկու ատոմների միջև π կապի ձևավորումը տեղի է ունենում միայն այն ժամանակ, երբ դրանք արդեն միացված են σ կապով: Ազոտի մոլեկուլում երկրորդ π կապը ձևավորվում է ատոմների py ուղեծրերով։ Երբ π կապեր են ձևավորվում, էլեկտրոնային ամպերն ավելի քիչ են համընկնում, քան σ կապերի դեպքում։ Արդյունքում, π կապերն ընդհանուր առմամբ ավելի քիչ ամուր են, քան σ կապերը, որոնք ձևավորվում են նույն ատոմային ուղեծրերով։

p ուղեծրերը կարող են ձևավորել և σ և π կապեր; բազմակի կապերում դրանցից մեկն անպայման σ-կապ է.

Այսպիսով, ազոտի մոլեկուլի երեք կապերից մեկը σ կապ է, իսկ երկուսը՝ π։

Կապի երկարությունը կապակցված ատոմների միջուկների միջև եղած հեռավորությունն է: Տարբեր միացություններում կապի երկարությունը նանոմետրի տասներորդն է: Քանի որ բազմապատկությունը մեծանում է, կապերի երկարությունները նվազում են. N–N, N=N և NºN կապի երկարությունները հավասար են 0,145; 0,125 և 0,109 նմ (10-9 մ), իսկ C-C, C=C և CºC կապերի երկարությունները համապատասխանաբար 0,154 են; 0,134 և 0,120 նմ:

Տարբեր ատոմների միջև մաքուր կովալենտային կապ կարող է առաջանալ, եթե ատոմների էլեկտրաբացասականությունը (EO)1 նույնն է։ Նման մոլեկուլները էլեկտրասիմետրիկ են, այսինքն. Միջուկների դրական լիցքերի և էլեկտրոնների բացասական լիցքերի «ծանրության կենտրոնները» մի կետում համընկնում են, այդ իսկ պատճառով դրանք կոչվում են ոչ բևեռ։

Եթե ​​միացնող ատոմներն ունեն տարբեր EO, ապա նրանց միջև տեղակայված էլեկտրոնային ամպը սիմետրիկ դիրքից տեղափոխվում է ավելի բարձր EO ունեցող ատոմին.

Էլեկտրոնային ամպի տեղաշարժը կոչվում է բևեռացում։ Միակողմանի բևեռացման արդյունքում մոլեկուլում դրական և բացասական լիցքերի ծանրության կենտրոնները մի կետում չեն համընկնում, և դրանց միջև առաջանում է որոշակի հեռավորություն (l): Այդպիսի մոլեկուլները կոչվում են բևեռային կամ դիպոլներ, իսկ դրանցում գտնվող ատոմների միջև կապը կոչվում է բևեռային։

Բևեռային կապը կովալենտ կապի տեսակ է, որը ենթարկվել է թեթև միակողմանի բևեռացման: Մոլեկուլում դրական և բացասական լիցքերի «ծանրության կենտրոնների» միջև հեռավորությունը կոչվում է դիպոլի երկարություն։ Բնականաբար, որքան մեծ է բևեռացումը, այնքան մեծ է դիպոլի երկարությունը և մոլեկուլների բևեռականությունը: Մոլեկուլների բևեռականությունը գնահատելու համար նրանք սովորաբար օգտագործում են մշտական ​​դիպոլային մոմենտը (Mp), որը տարրական էլեկտրական լիցքի արժեքի (e) և դիպոլի երկարության (l) արժեքի արտադրյալն է, այսինքն. .

Դիպոլի մոմենտները չափվում են դեբայներով D (D = 10-18 էլեկտրական միավոր × սմ, քանի որ տարրական լիցքը 4,810-10 էլեկտրական միավոր է, իսկ դիպոլի երկարությունը միջինում հավասար է երկու ատոմային միջուկների միջև եղած հեռավորությանը, այսինքն՝ 10-8 սմ։ ) կամ կուլոմետրեր (C×m) (1 D = 3,33·10-30 C×m) (էլեկտրոնի լիցքը 1,6·10-19 C բազմապատկած լիցքերի միջև հեռավորության վրա, օրինակ՝ 0,1 նմ, ապա Mr = 1,6 10-19 × 1 × 10-10 = 1,6 10-29 C մ): Մոլեկուլների մշտական ​​դիպոլային մոմենտները տատանվում են զրոյից մինչև 10 Դ։

Ոչ բևեռային մոլեկուլների համար l = 0 և Мр = 0, այսինքն. նրանք չունեն դիպոլային պահ։ Բևեռային մոլեկուլների համար Мр > 0 և հասնում է 3,5 – 4,0 Դ արժեքների:

Ատոմների միջև EO-ի շատ մեծ տարբերությամբ կա հստակ միակողմանի բևեռացում. կապի էլեկտրոնային ամպը հնարավորինս տեղաշարժվում է դեպի ամենաբարձր EO ունեցող ատոմը, ատոմները վերածվում են հակառակ լիցքավորված իոնների և իոնային մոլեկուլի: հայտնվում է:

Կովալենտային կապը դառնում է իոնային։ Մոլեկուլների էլեկտրական անհամաչափությունը մեծանում է, դիպոլի երկարությունը մեծանում է, իսկ դիպոլային մոմենտը մեծանում է մինչև 10 Դ։

Բարդ մոլեկուլի ընդհանուր դիպոլային մոմենտը կարելի է հավասար համարել առանձին կապերի դիպոլային մոմենտների վեկտորային գումարին։ Դիպոլի մոմենտը սովորաբար համարվում է, որ ուղղված է դիպոլի դրական ծայրից դեպի բացասական:

Կապի բևեռականությունը կարելի է կանխատեսել՝ օգտագործելով ատոմների հարաբերական ԷՕ: Որքան մեծ է տարբերությունը ատոմների հարաբերական EO-ների միջև, այնքան ավելի ընդգծված է բևեռականությունը. DEO = 0 – ոչ բևեռային կովալենտային կապ; DEO = 0 – 2 – բևեռային կովալենտային կապ; DEO = 2 - իոնային կապ: Ավելի ճիշտ է խոսել կապի իոնականության աստիճանի մասին, քանի որ կապերը 100% իոնային չեն։ Նույնիսկ CsF միացության մեջ կապը միայն 89% իոնային է:

Քիմիական կապը, որն առաջանում է էլեկտրոնների ատոմից ատոմ փոխանցման արդյունքում, կոչվում է իոնային, իսկ համապատասխան մոլեկուլները. քիմիական միացություններ- իոնային. Պինդ վիճակում իոնային միացությունները բնութագրվում են իոնային բյուրեղային ցանցով։ Հալած և լուծարված վիճակում անցկացնում են էլեկտրական հոսանք, ունեն հալման և եռման բարձր կետեր և զգալի դիպոլային մոմենտ։

Եթե ​​դիտարկենք միևնույն տարրով ցանկացած ժամանակաշրջանի տարրերի միացություններ, ապա ժամանակաշրջանի սկզբից մինչև վերջ շարժվելուն պես կապի գերակշռող իոնային բնույթը փոխվում է կովալենտի։ Օրինակ, LiF, BeF2, CF4, NF3, OF2, F2 2-րդ շրջանի ֆտորիդներում լիթիումի ֆտորիդից կապի իոնականության աստիճանը աստիճանաբար թուլանում է և փոխարինվում է ֆտորի մոլեկուլում բնորոշ կովալենտային կապով։

Այսպիսով, քիմիական կապի բնույթը նույնն է՝ բևեռային կովալենտային և իոնային կապերի առաջացման մեխանիզմում հիմնարար տարբերություն չկա։ Այս տեսակի կապերը տարբերվում են միայն մոլեկուլի էլեկտրոնային ամպի բևեռացման աստիճանով։ Ստացված մոլեկուլները տարբերվում են դիպոլների երկարությամբ և մշտական ​​դիպոլային մոմենտների արժեքներով։ Քիմիայում դիպոլային պահը շատ կարևոր է։ Որպես ընդհանուր կանոն, որքան մեծ է դիպոլային մոմենտը, այնքան բարձր է մոլեկուլների ռեակտիվությունը։

Քիմիական կապերի ձևավորման մեխանիզմներ

Վալենտային կապի մեթոդը տարբերակում է քիմիական կապի ձևավորման փոխանակման և դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմները:

Փոխանակման մեխանիզմ. Քիմիական կապի առաջացման փոխանակման մեխանիզմը ներառում է դեպքեր, երբ յուրաքանչյուր ատոմից մեկ էլեկտրոն մասնակցում է էլեկտրոնային զույգի առաջացմանը։

H2, Li2, Na2 մոլեկուլներում կապեր են առաջանում ատոմների չզույգված s-էլեկտրոնների շնորհիվ։ F2 և Cl2 մոլեկուլներում՝ չզույգված p-էլեկտրոնների պատճառով։ HF և HCl մոլեկուլներում կապեր են ձևավորվում ջրածնի s-էլեկտրոններով և հալոգենների p-էլեկտրոններով։

Փոխանակման մեխանիզմով միացությունների առաջացման առանձնահատկությունը հագեցվածությունն է, որը ցույց է տալիս, որ ատոմը ձևավորում է ոչ թե որևէ, այլ սահմանափակ թվով կապեր։ Նրանց թիվը, մասնավորապես, կախված է չզույգված վալենտային էլեկտրոնների քանակից։

N և H քվանտային բջիջներից կարող ենք տեսնել, որ ազոտի ատոմն ունի 3

չզույգված էլեկտրոններ, իսկ ջրածնի ատոմն ունի մեկ: Հագեցվածության սկզբունքը ցույց է տալիս, որ կայուն միացությունը պետք է լինի NH3, այլ ոչ թե NH2, NH կամ NH4: Այնուամենայնիվ, կան կենտ թվով էլեկտրոններ պարունակող մոլեկուլներ, օրինակ՝ NO, NO2, ClO2։ Նրանց բոլորը բնութագրվում են ռեակտիվության բարձրացմամբ:

Որոշակի փուլերում քիմիական ռեակցիաներԿարող են ձևավորվել նաև վալենտորեն չհագեցած խմբեր, որոնք կոչվում են ռադիկալներ, օրինակ՝ H, NH2, O, CH3։ Ռադիկալների ռեակտիվությունը շատ բարձր է, և, հետևաբար, նրանց կյանքի տևողությունը սովորաբար կարճ է:

Դոնոր-ընդունող մեխանիզմ

Հայտնի է, որ վալենտային հագեցված միացությունները ամոնիակ NH3 և բորի տրիֆտորիդ BF3 փոխազդում են միմյանց հետ՝ ըստ ռեակցիայի.

NH3 + BF3 = NH3BF3 + 171,4 կՋ/մոլ:

Դիտարկենք այս ռեակցիայի մեխանիզմը.

Երևում է, որ չորս բորի ուղեծրերից երեքը զբաղված են, իսկ մեկը մնում է թափուր։ Ամոնիակի մոլեկուլում ազոտի բոլոր չորս ուղեծրերը զբաղված են, նրանցից երեքը զբաղված են ազոտի և ջրածնի էլեկտրոնների հետ փոխանակման մեխանիզմով, իսկ մեկը պարունակում է էլեկտրոնային զույգ, որոնցից երկուսն էլ պատկանում են ազոտին։ Նման էլեկտրոնային զույգը կոչվում է միայնակ էլեկտրոնային զույգ: H3N · BF3 միացության առաջացումը տեղի է ունենում այն ​​պատճառով, որ ամոնիակի միայնակ էլեկտրոնային զույգը զբաղեցնում է բորի ֆտորիդի դատարկ ուղեծիրը: Այս դեպքում համակարգի պոտենցիալ էներգիան նվազում է, և արտանետվում է համարժեք էներգիա։ Նման ձևավորման մեխանիզմը կոչվում է դոնոր-ընդունիչ; դոնորն այն ատոմն է, որը նվիրաբերում է իր էլեկտրոնային զույգը՝ կապ ստեղծելու համար. այս դեպքումազոտի ատոմ); իսկ այն ատոմը, որը, ապահովելով դատարկ ուղեծիր, ընդունում է էլեկտրոնային զույգ, կոչվում է ակցեպտոր (այս դեպքում՝ բորի ատոմ)։ Դոնոր-ընդունիչ կապը կովալենտային կապի տեսակ է։

H3N · BF3 միացությունում ազոտը և բորը քառավալենտ են: Ազոտի ատոմը մեծացնում է իր վալենտությունը 3-ից 4-ի` լրացուցիչ քիմիական կապ ստեղծելու համար միայնակ զույգ էլեկտրոնների օգտագործման արդյունքում: Բորի ատոմը մեծացնում է իր վալենտությունը վալենտային էլեկտրոնային մակարդակում ազատ ուղեծրի առկայության պատճառով։ Այսպիսով, տարրերի վալենտությունը որոշվում է ոչ միայն չզույգված էլեկտրոնների քանակով, այլ նաև վալենտային էլեկտրոնային մակարդակում միայնակ էլեկտրոնային զույգերի և ազատ ուղեծրերի առկայությամբ։

Դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմով քիմիական կապի ձևավորման ավելի պարզ դեպք է ամոնիակի արձագանքը ջրածնի իոնի հետ.

. Էլեկտրոնային զույգ ընդունողի դերը խաղում է ջրածնի իոնի դատարկ ուղեծիրը։ Ամոնիումի իոն NH4+-ում ազոտի ատոմը քառավալենտ է։

Կապերի ուղղորդվածություն և ատոմային ուղեծրերի հիբրիդացում

Երկու ատոմից բաղկացած մոլեկուլի կարևոր հատկանիշը նրա երկրաչափական կոնֆիգուրացիան է։ Որոշված ​​է հարաբերական դիրքատոմային ուղեծրեր, որոնք մասնակցում են քիմիական կապերի ձևավորմանը:

Էլեկտրոնային ամպերի համընկնումը հնարավոր է միայն էլեկտրոնային ամպերի որոշակի հարաբերական կողմնորոշմամբ. այս դեպքում համընկնման շրջանը գտնվում է փոխազդող ատոմների նկատմամբ որոշակի ուղղությամբ:

Երբ իոնային կապ է ձևավորվում, իոնի էլեկտրական դաշտն ունի գնդաձև համաչափություն և հետևաբար իոնային կապը ուղղորդված և հագեցված չէ:

կ.չ. = 6 կ.ժ. = 6

Ջրի մոլեկուլում կապերի միջև անկյունը 104,5° է։ Դրա մեծությունը կարելի է բացատրել քվանտային մեխանիկական հասկացությունների հիման վրա։ Թթվածնի ատոմի էլեկտրոնային դիագրամ 2s22p4. Երկու չզույգված p-օրբիտալներ գտնվում են միմյանց նկատմամբ 90° անկյան տակ. ջրածնի ատոմների s-օրբիտալների էլեկտրոնային ամպերի առավելագույն համընկնումը թթվածնի ատոմի p-ուղիղների հետ տեղի կունենա, եթե կապերը գտնվում են 90 անկյան տակ: °. Ջրի մոլեկուլում O–H կապը բևեռային է։ Ջրածնի ատոմի արդյունավետ դրական լիցքը δ+ է, թթվածնի ատոմի վրա՝ δ-։ Ուստի կապերի միջև անկյան աճը մինչև 104,5° բացատրվում է ջրածնի ատոմների, ինչպես նաև էլեկտրոնային ամպերի արդյունավետ դրական լիցքերի վանմամբ։

Ծծմբի էլեկտրաբացասականությունը զգալիորեն պակաս է թթվածնի EO-ից: Հետևաբար, H–S կապի բևեռականությունը H2S-ում փոքր է, քան H–O կապի բևեռականությունը H2O–ում, իսկ H–S կապի երկարությունը (0,133 նմ) ավելի մեծ է, քան H–O (0,56 նմ) և կապերի միջև անկյունը մոտենում է ուղիղ անկյան: H2S-ի համար այն 92o է, իսկ H2Se-ի համար՝ 91o:

Նույն պատճառներով ամոնիակի մոլեկուլն ունի բրգաձեւ կառուցվածք, և H–N–H վալենտային կապերի միջև անկյունը մեծ է ուղիղ գծից (107,3°)։ NH3-ից PH3, AsH3 և SbH3 տեղափոխելիս կապերի միջև անկյունները համապատասխանաբար 93,3° են; 91.8o և 91.3o:

Ատոմային ուղեծրերի հիբրիդացում

Հուզված բերիլիումի ատոմն ունի 2s12p1 կոնֆիգուրացիա, գրգռված բորի ատոմը՝ 2s12p2, իսկ գրգռված ածխածնի ատոմը՝ 2s12p3: Ուստի կարելի է ենթադրել, որ քիմիական կապերի առաջացմանը կարող են մասնակցել ոչ նույն, այլ տարբեր ատոմային ուղեծրերը։ Օրինակ, այնպիսի միացություններում, ինչպիսիք են BeCl2, BeCl3, CCl4, պետք է լինեն անհավասար ամրության և ուղղության կապեր, իսկ p-օրբիտալներից σ-կապերը պետք է ավելի ամուր լինեն, քան s-օրբիտալներից, քանի որ. p-օրբիտալների համար ավելի բարենպաստ պայմաններ կան համընկնման համար: Այնուամենայնիվ, փորձը ցույց է տալիս, որ տարբեր վալենտային ուղեծրերով (s, p, d) կենտրոնական ատոմներ պարունակող մոլեկուլներում բոլոր կապերը համարժեք են։ Սրա բացատրությունը տվել են Սլեյթերն ու Փոլինգը։ Նրանք եզրակացրեցին, որ տարբեր ուղեծրեր, որոնք շատ չեն տարբերվում էներգիայով, կազմում են համապատասխան թվով հիբրիդային ուղեծրեր։ Հիբրիդային (խառը) օրբիտալները առաջանում են տարբեր ատոմային ուղեծրերից։ Հիբրիդային օրբիտալների թիվը հավասար է հիբրիդացման մեջ ներգրավված ատոմային օրբիտալների թվին։ Հիբրիդային ուղեծրերը նույնական են էլեկտրոնային ամպի ձևով և էներգիայով: Ատոմային ուղեծրերի համեմատ՝ դրանք ավելի երկարաձգված են քիմիական կապերի ձևավորման ուղղությամբ և, հետևաբար, ապահովում են էլեկտրոնային ամպերի ավելի լավ համընկնումը։

Ատոմային ուղեծրերի հիբրիդացումը պահանջում է էներգիա, ուստի մեկուսացված ատոմի հիբրիդային ուղեծրերը անկայուն են և հակված են վերածվել մաքուր AO-ների: Երբ առաջանում են քիմիական կապեր, հիբրիդային օրբիտալները կայունանում են։ Հիբրիդային օրբիտալների կողմից ձևավորված ավելի ամուր կապերի շնորհիվ ավելի շատ էներգիա է ազատվում համակարգից և, հետևաբար, համակարգը դառնում է ավելի կայուն:

sp-հիբրիդացումը տեղի է ունենում, օրինակ, Be, Zn, Co և Hg (II) հալոգենիդների առաջացման ժամանակ։ Վալենտային վիճակում բոլոր մետաղների հալոգենիդները պարունակում են s և p չզույգված էլեկտրոններ համապատասխան էներգիայի մակարդակով։ Երբ ձևավորվում է մոլեկուլ, մեկ s և մեկ p ուղեծրը կազմում են երկու հիբրիդ sp ուղեծրեր 180° անկյան տակ։

Փորձարարական տվյալները ցույց են տալիս, որ Be, Zn, Cd և Hg(II) հալոգենիդները բոլորը գծային են, և երկու կապերն էլ նույն երկարության են:

sp2 հիբրիդացում. Մեկ s-ուղեծրի և երկու p-օրբիտալների հիբրիդացման արդյունքում ձևավորվում են երեք հիբրիդ sp2 ուղեծրեր, որոնք գտնվում են նույն հարթությունում՝ միմյանց նկատմամբ 120° անկյան տակ։

Ածխածնի միացություններին բնորոշ է sp3 հիբրիդացումը։ Մեկ s-ուղեծրի և երեք p-օրբիտալների հիբրիդացման արդյունքում ձևավորվում են չորս հիբրիդ sp3 ուղեծրեր՝ ուղղված 109,5° ուղեծրերի միջև անկյուն ունեցող քառանիստի գագաթներին։

Հիբրիդացումը դրսևորվում է միացություններում ածխածնի ատոմի այլ ատոմների հետ կապերի ամբողջական համարժեքությամբ, օրինակ՝ CH4, CCl4, C(CH3)4 և այլն։

Հիբրիդացումը կարող է ներառել ոչ միայն s- և p-օրբիտալներ, այլև d- և f-օրբիտալներ:

sp3d2 հիբրիդացումով առաջանում են 6 հավասար ամպեր։ Այն նկատվում է այնպիսի միացություններում, ինչպիսիք են.

Հիբրիդացման մասին գաղափարները հնարավորություն են տալիս հասկանալ մոլեկուլների այնպիսի կառուցվածքային առանձնահատկությունները, որոնք այլ կերպ չեն կարող բացատրվել։

Ատոմային ուղեծրերի հիբրիդացումը (AO) հանգեցնում է էլեկտրոնային ամպի տեղաշարժին այլ ատոմների հետ կապեր ստեղծելու ուղղությամբ։ Արդյունքում, հիբրիդային օրբիտալների համընկնման տարածքները պարզվում են, որ ավելի մեծ են, քան մաքուր օրբիտալների համար, և կապի ամրությունը մեծանում է:

Իոնների և մոլեկուլների բևեռացման և բևեռացման ազդեցությունը

Էլեկտրական դաշտում իոնը կամ մոլեկուլը դեֆորմացվում է, այսինքն. դրանցում առկա է միջուկների և էլեկտրոնների հարաբերական տեղաշարժ։ Իոնների և մոլեկուլների այս դեֆորմացիան կոչվում է բևեռացում: Քանի որ արտաքին շերտի էլեկտրոնները ամենաքիչ սերտորեն կապված են ատոմում, նրանք առաջին հերթին զգում են տեղաշարժը:

Անիոնների բևեռացումը, որպես կանոն, զգալիորեն ավելի բարձր է, քան կատիոնների բևեռացումը։

Նույն կառուցվածքով էլեկտրոնային թաղանթներԻոնի բևեռայնությունը նվազում է, քանի որ դրական լիցքը մեծանում է, օրինակ, շարքում.

Էլեկտրոնային անալոգների իոնների համար բևեռացումն աճում է էլեկտրոնային շերտերի քանակի աճով, օրինակ՝ կամ.

Մոլեկուլների բևեռայնությունը որոշվում է դրանց բաղկացուցիչ ատոմների բևեռացման, երկրաչափական կոնֆիգուրացիայից, կապերի քանակից և բազմակարծությունից և այլն: Հարաբերական բևեռացման մասին եզրակացությունը հնարավոր է միայն նմանատիպ կառուցված մոլեկուլների համար, որոնք տարբերվում են մեկ ատոմում: Այս դեպքում մոլեկուլների բևեռացման տարբերության մասին կարելի է դատել ատոմների բևեռացման տարբերությամբ։

Էլեկտրական դաշտը կարող է ստեղծվել կամ լիցքավորված էլեկտրոդի կամ իոնի միջոցով: Այսպիսով, իոնն ինքնին կարող է բևեռացնող ազդեցություն ունենալ (բևեռացում) այլ իոնների կամ մոլեկուլների վրա։ Իոնի բևեռացման ազդեցությունը մեծանում է լիցքի ավելացման և շառավիղի նվազման հետ:

Անիոնների բևեռացման ազդեցությունը, որպես կանոն, շատ ավելի քիչ է, քան կատիոնների բևեռացնող ազդեցությունը։ Դա բացատրվում է կատիոնների համեմատ անիոնների մեծ չափերով։

Մոլեկուլները բևեռացնող ազդեցություն ունեն, եթե դրանք բևեռային են. Որքան մեծ է մոլեկուլի դիպոլային պահը, այնքան մեծ է բևեռացման էֆեկտը:

Բևեռացման ունակությունը մեծանում է շարքում, քանի որ շառավիղները մեծանում են, իսկ իոնի ստեղծած էլեկտրական դաշտը նվազում է։

Ջրածնային կապ

Ջրածնային կապն է հատուկ տեսակքիմիական կապ. Հայտնի է, որ բարձր էլեկտրաբացասական ոչ մետաղներով ջրածնային միացությունները, ինչպիսիք են F, O, N, ունեն աննորմալ բարձր եռման կետ։ Եթե ​​H2Te – H2Se – H2S սերիայում բնականաբար նվազում է եռման կետը, ապա H2S-ից H2O տեղափոխվելիս կտրուկ թռիչք է տեղի ունենում դեպի այս ջերմաստիճանի բարձրացում։ Նույն պատկերն է նկատվում հիդրոհալաթթուների շարքում։ Սա ցույց է տալիս H2O մոլեկուլների և HF մոլեկուլների միջև հատուկ փոխազդեցության առկայությունը: Նման փոխազդեցությունը պետք է դժվարացնի մոլեկուլների բաժանումը միմյանցից, այսինքն. նվազեցնել դրանց անկայունությունը և, հետևաբար, բարձրացնել համապատասխան նյութերի եռման կետը: EO-ի մեծ տարբերության պատճառով H–F, H–O, H–N քիմիական կապերը խիստ բևեռացված են։ Հետևաբար, ջրածնի ատոմն ունի դրական արդյունավետ լիցք (δ+), իսկ F, O և N ատոմներն ունեն էլեկտրոնի խտության ավելցուկ և բացասական լիցքավորված են (d-): Կուլոնյան ձգողության շնորհիվ մի մոլեկուլի դրական լիցքավորված ջրածնի ատոմը փոխազդում է մեկ այլ մոլեկուլի էլեկտրաբացասական ատոմի հետ։ Դրա շնորհիվ մոլեկուլները ձգվում են միմյանց (հաստ կետերը ցույց են տալիս ջրածնային կապերը)։

Ջրածնային կապը կապ է, որը ձևավորվում է ջրածնի ատոմի միջոցով, որը հանդիսանում է երկու կապված մասնիկներից մեկի (մոլեկուլների կամ իոնների) մաս: Ջրածնային կապի էներգիան (21–29 կՋ/մոլ կամ 5–7 կկալ/մոլ) մոտավորապես 10 անգամ պակաս է սովորական քիմիական կապի էներգիայից։ Այդուհանդերձ, ջրածնային կապը որոշում է երկմեկ մոլեկուլների (H2O)2, (HF)2 և մածուցիկ թթվի գոյությունը զույգերով։

HF, HO, HN, HCl, HS ատոմների մի շարք համակցություններում ջրածնային կապի էներգիան նվազում է։ Այն նաև նվազում է ջերմաստիճանի բարձրացման հետ, ուստի գոլորշի վիճակում գտնվող նյութերը ջրածնային կապ են ցուցաբերում միայն փոքր չափով. այն բնորոշ է հեղուկ և պինդ վիճակում գտնվող նյութերին։ Նյութերը, ինչպիսիք են ջուրը, սառույցը, հեղուկ ամոնիակը, օրգանական թթուները, սպիրտները և ֆենոլները, կապված են դիմերների, տրիմերների և պոլիմերների մեջ: Հեղուկ վիճակում դիմերներն ամենակայունն են։

Միջմոլեկուլային փոխազդեցություններ

Նախկինում դիտարկվում էին այն կապերը, որոնք որոշում են ատոմներից մոլեկուլների առաջացումը։ Այնուամենայնիվ, կա նաև փոխազդեցություն մոլեկուլների միջև: Այն առաջացնում է գազերի խտացում և վերածվում հեղուկների և պինդ մարմինների: Միջմոլեկուլային փոխազդեցության ուժերի առաջին ձևակերպումը տրվել է 1871 թվականին Վան դեր Վալսի կողմից։ Հետեւաբար, դրանք կոչվում են վան դեր Վալսի ուժեր: Միջմոլեկուլային փոխազդեցության ուժերը կարելի է բաժանել կողմնորոշիչ, ինդուկտիվ և ցրված:

Բևեռային մոլեկուլները, դիպոլների հակառակ ծայրերի էլեկտրաստատիկ փոխազդեցության շնորհիվ, կողմնորոշվում են տարածության մեջ այնպես, որ որոշ մոլեկուլների դիպոլների բացասական ծայրերը վերածվում են դրականի։

այլ մոլեկուլների դիպոլների ծայրերը (կողմնորոշիչ միջմոլեկուլային փոխազդեցություն):

Նման փոխազդեցության էներգիան որոշվում է երկու դիպոլների էլեկտրաստատիկ ձգողականությամբ։ Որքան մեծ է դիպոլը, այնքան ուժեղ է միջմոլեկուլային ձգողականությունը (H2O, HCl):

Մոլեկուլների ջերմային շարժումը խանգարում է մոլեկուլների փոխադարձ կողմնորոշմանը, հետևաբար ջերմաստիճանի բարձրացման հետ թուլանում է կողմնորոշման էֆեկտը։ Ինդուկտիվ փոխազդեցությունը նկատվում է նաև բևեռային մոլեկուլներով նյութերի մեջ, սակայն այն սովորաբար շատ ավելի թույլ է, քան կողմնորոշիչ փոխազդեցությունը։

Բևեռային մոլեկուլը կարող է մեծացնել հարևան մոլեկուլի բևեռականությունը: Այլ կերպ ասած, մի մոլեկուլի դիպոլի ազդեցության տակ մեկ այլ մոլեկուլի դիպոլը կարող է մեծանալ, իսկ ոչ բևեռային մոլեկուլը կարող է դառնալ բևեռ.

բ

Մեկ այլ մոլեկուլի կամ իոնի կողմից բևեռացումից առաջացող դիպոլային մոմենտը կոչվում է ինդուկտացված դիպոլային մոմենտ, իսկ ինքնին երևույթը կոչվում է ինդուկցիա։ Այսպիսով, կողմնորոշիչ փոխազդեցությունը միշտ պետք է դրվի մոլեկուլների ինդուկտիվ փոխազդեցության վրա:

Ոչ բևեռային մոլեկուլների (օրինակ՝ H2, N2 կամ ազնիվ գազի ատոմների) դեպքում չկա կողմնորոշիչ և ինդուկտիվ փոխազդեցություն։ Այնուամենայնիվ, հայտնի է, որ այրվում են ջրածինը, ազոտը և ազնիվ գազերը: Այս փաստերը բացատրելու համար Լոնդոնը ներկայացրեց միջմոլեկուլային փոխազդեցության դիսպերսիոն ուժերի հայեցակարգը։ Այս ուժերը փոխազդում են ցանկացած ատոմների և մոլեկուլների միջև՝ անկախ դրանց կառուցվածքից։ Դրանք առաջանում են ակնթարթային դիպոլային պահերով, որոնք տեղի են ունենում ատոմների մեծ խմբի միջև համատեղ.

Ժամանակի ցանկացած պահի դիպոլների ուղղությունը կարող է տարբեր լինել։ Այնուամենայնիվ, դրանց համակարգված առաջացումը ապահովում է փոխազդեցության թույլ ուժեր, որոնք հանգեցնում են հեղուկի և պինդ նյութեր. Մասնավորապես, այն ցածր ջերմաստիճաններում առաջացնում է ազնիվ գազերի անցում հեղուկ վիճակի։

Այսպիսով, մոլեկուլների միջև գործող ուժերի միջև ամենափոքր բաղադրիչը դիսպերսիոն փոխազդեցությունն է։ Փոքր կամ առանց բևեռականություն ունեցող մոլեկուլների միջև (CH4, H2, HI) գործող ուժերը հիմնականում ցրված են: Որքան մեծ է մոլեկուլների ներքին դիպոլային մոմենտը, այնքան մեծ են նրանց միջև փոխազդեցության կողմնորոշիչ ուժերը։

Նույն տիպի մի շարք նյութերում դիսպերսիոն փոխազդեցությունը մեծանում է այդ նյութերի մոլեկուլները կազմող ատոմների չափերի մեծացմամբ: Օրինակ, HCl-ում ցրման ուժերը կազմում են ընդհանուր միջմոլեկուլային փոխազդեցության 81%-ը, HBr-ի համար այս արժեքը կազմում է 95%, իսկ HI-ի համար՝ 99,5%:

Քիմիական կապերի նկարագրությունը մոլեկուլային ուղեծրային (MO) մեթոդով

BC մեթոդը լայնորեն կիրառվում է քիմիկոսների կողմից։ Այս մեթոդում մեծ և բարդ մոլեկուլը դիտվում է որպես առանձին երկկենտրոն և երկու էլեկտրոն կապերից բաղկացած: Ընդունված է, որ քիմիական կապի համար պատասխանատու էլեկտրոնները տեղայնացված են (գտնվում են) երկու ատոմների միջև։ BC մեթոդը կարող է հաջողությամբ կիրառվել մոլեկուլների մեծ մասի համար: Այնուամենայնիվ, կան մի շարք մոլեկուլներ, որոնց նկատմամբ այս մեթոդը կիրառելի չէ կամ դրա եզրակացությունները հակասում են փորձին:

Հաստատվել է, որ մի շարք դեպքերում քիմիական կապի առաջացման մեջ որոշիչ դեր են խաղում ոչ թե էլեկտրոնային զույգերը, այլ առանձին էլեկտրոնները։ Մեկ էլեկտրոնի օգտագործմամբ քիմիական կապի հնարավորությունը նշվում է իոնի առկայությամբ: Երբ այս իոնը ձևավորվում է ջրածնի ատոմից և ջրածնի իոնից, ազատվում է 255 կՋ (61 կկալ) էներգիա։ Այսպիսով, քիմիական կապը իոնում բավականին ամուր է։

Եթե ​​փորձենք նկարագրել քիմիական կապը թթվածնի մոլեկուլում՝ օգտագործելով BC մեթոդը, ապա կգանք այն եզրակացության, որ նախ այն պետք է լինի կրկնակի (σ- և p-կապեր), և երկրորդ՝ թթվածնի մոլեկուլում բոլոր էլեկտրոնները պետք է. լինել զույգ, այսինքն. O2 մոլեկուլը պետք է լինի դիամագնիսական: [Դիամագնիսական նյութերում ատոմները մշտական ​​մագնիսական մոմենտ չունեն, և նյութը դուրս է մղվում մագնիսական դաշտից։ Պարամագնիսական այն նյութն է, որի ատոմները կամ մոլեկուլներն ունեն մագնիսական մոմենտ, և այն ունի մագնիսական դաշտի մեջ ներքաշվելու հատկություն]: Փորձարարական տվյալները ցույց են տալիս, որ թթվածնի մոլեկուլում կապի էներգիան իսկապես կրկնակի է, բայց մոլեկուլը դիամագնիսական չէ, այլ պարամագնիսական։ Այն ունի երկու չզույգված էլեկտրոն։ BC մեթոդն անզոր է բացատրել այս փաստը։

Քիմիական կապի քվանտային մեխանիկական մեկնաբանման լավագույն մեթոդը ներկայումս համարվում է մոլեկուլային ուղեծրային (MO) մեթոդը։ Այնուամենայնիվ, նա շատ է ավելի բարդ, քան մեթոդը BC-ն այնքան տեսողական չէ, որքան վերջինը:

MO մեթոդը մոլեկուլի բոլոր էլեկտրոնները համարում է մոլեկուլային օրբիտալներում։ Մոլեկուլում էլեկտրոնը գտնվում է որոշակի MO-ում, որը նկարագրվում է համապատասխան ալիքի ψ ֆունկցիայով:

MO-ի տեսակները. Երբ մի ատոմի էլեկտրոնը մոտենալուն պես ընկնում է մեկ այլ ատոմի գործողության ոլորտ, փոխվում է շարժման բնույթը և հետևաբար էլեկտրոնի ալիքային ֆունկցիան։ Ստացված մոլեկուլում էլեկտրոնների ալիքային ֆունկցիաները կամ ուղեծրերը անհայտ են։ Հայտնի AO-ների հիման վրա MO-ի տեսակը որոշելու մի քանի եղանակ կա: Ամենից հաճախ MO-ները ստացվում են ատոմային ուղեծրերի գծային համադրությամբ (LCAO): Պաուլիի սկզբունքը, Հունդի կանոնը և նվազագույն էներգիայի սկզբունքը նույնպես վավեր են MO մեթոդի համար։

Բրինձ. 2.2 Ատոմային օրբիտալներից կապող և հակակապակցված մոլեկուլային օրբիտալների ձևավորում:

Իր ամենապարզ գրաֆիկական ձևով MO-ները, ինչպես և LCAO-ն, կարելի է ստանալ ալիքային ֆունկցիաներ ավելացնելով կամ հանելով։ Նկար 2.2-ում ներկայացված է սկզբնական AO-ից կապող և հակակապակցող MO-ների ձևավորումը:

AO-ները կարող են ձևավորել MO-ներ, եթե համապատասխան AO-ների էներգիաները արժեքով մոտ են, և AO-ները ունեն նույն համաչափությունը կապի առանցքի նկատմամբ:

Ջրածնի 1-ի ալիքային ֆունկցիաները կամ ուղեծրերը կարող են տալ երկու գծային համակցություններ՝ մեկը գումարելիս, մյուսը՝ հանելիս (նկ. 2.2):

Երբ ալիքային ֆունկցիաները գումարվում են, համընկնման շրջանում էլեկտրոնային ամպի խտությունը, որը համամասն է ψ2-ին, մեծանում է, ատոմային միջուկների միջև ավելորդ բացասական լիցք է առաջանում, և ատոմային միջուկները ձգվում են դեպի այն։ Ջրածնի ատոմների ալիքային ֆունկցիաները ավելացնելով ստացված MO կոչվում է կապող MO:

Եթե ​​ալիքի ֆունկցիաները հանվում են, ապա ատոմային միջուկների միջև ընկած հատվածում էլեկտրոնային ամպի խտությունը դառնում է զրո, էլեկտրոնային ամպը «դուրս է մղվում» ատոմների միջև գտնվող շրջանից։ Ստացված MO-ն չի կարող կապել ատոմներին և կոչվում է հակակապակցվածություն:

Քանի որ ջրածնի s-օրբիտալները կազմում են միայն σ կապ, արդյունքում ստացված MO-ները նշանակվում են σcв և σр: 1s-ատոմային ուղեծրերով ձևավորված MO-ները նշանակված են σcв1s և σр1s:

Միացման MO-ում էլեկտրոնների պոտենցիալ (և ընդհանուր) էներգիան ավելի քիչ է ստացվում, քան AO-ում, իսկ հակակապակցման MO-ում այն ​​ավելի մեծ է: Բացարձակ արժեքով հակակապակցման ուղեծրերում էլեկտրոնների էներգիայի աճը որոշ չափով ավելի մեծ է, քան կապող օրբիտալներում էներգիայի նվազումը։ Կապող ուղեծրում տեղակայված էլեկտրոնն ապահովում է ատոմների միջև կապը՝ կայունացնելով մոլեկուլը, իսկ հակակապակցման ուղեծրի էլեկտրոնը ապակայունացնում է մոլեկուլը, այսինքն. ատոմների միջև կապը թուլանում է. Երազր. > Էսվ.

MO-ները նույնպես ձևավորվում են նույն համաչափության 2p ուղեծրերից՝ կապող և հակակապակցող σ ուղեծրերից՝ x առանցքի երկայնքով տեղակայված 2p ուղեծրերից։ Դրանք նշանակված են σcв2р և ср2р։ Կապող և հակակապակցող p օրբիտալները ձևավորվում են 2pz օրբիտալներից։ Դրանք համապատասխանաբար նշանակված են πсв2рz, πp2pz: Նմանապես ձևավորվում են πsv2py և πр2у ուղեծրերը։

Լրացնելով MO. MO-ների էլեկտրոններով լիցքավորումը տեղի է ունենում ուղեծրի էներգիայի ավելացման կարգով։ Եթե ​​MO-ներն ունեն նույն էներգիան (πst կամ πp ուղեծրեր), ապա լիցքավորումը տեղի է ունենում Հունդի կանոնի համաձայն, այնպես որ մոլեկուլի պտույտի պահը ամենամեծն է: Յուրաքանչյուր MO, ինչպես ատոմայինը, կարող է տեղավորել երկու էլեկտրոն: Ինչպես նշվեց, ատոմների կամ մոլեկուլների մագնիսական հատկությունները կախված են չզույգված էլեկտրոնների առկայությունից. եթե մոլեկուլն ունի չզույգված էլեկտրոններ, ապա այն պարամագնիսական է, եթե ոչ՝ դիամագնիսական։

Դիտարկենք իոնը:

Դիագրամից պարզ է դառնում, որ միակ էլեկտրոնը գտնվում է σcв - MO երկայնքով: Ձևավորվում է կայուն միացություն 255 կՋ/մոլ կապող էներգիայով և 0,106 նմ կապի երկարությամբ։ Մոլեկուլային իոնը պարամագնիսական է։ Եթե ​​ենթադրենք, որ կապի բազմապատկությունը, ինչպես BC մեթոդում, որոշվում է էլեկտրոնային զույգերի քանակով, ապա կապի բազմապատկությունը ին հավասար է ½-ի: Ձևավորման գործընթացը կարելի է գրել հետևյալ կերպ.

Այս գրառումը նշանակում է, որ σc MO-ում կա մեկ էլեկտրոն, որը ձևավորվել է 1s AO-ից:

Սովորական ջրածնի մոլեկուլը σcв1s ուղեծրում արդեն պարունակում է երկու էլեկտրոն՝ հակառակ սպիններով. H2-ում կապի էներգիան ավելի մեծ է, քան H2-ում՝ 435 կՋ/մոլ, իսկ կապի երկարությունը (0,074 նմ) ավելի կարճ է։ H2 մոլեկուլը պարունակում է մեկ կապ, իսկ մոլեկուլը դիամագնիսական է:

Բրինձ. 2.3. AO-ի և MO-ի էներգիայի դիագրամը ջրածնի երկու ատոմներից բաղկացած համակարգում:

Մոլեկուլային իոնը (+He+ ® He+2[(sсв1s)2(sр1s)1]) արդեն ունի մեկ էլեկտրոն σ լիցքաթափման 1s ուղեծրում։ Կապի էներգիան 238 կՋ/մոլ է (H2-ի համեմատ կրճատված), իսկ կապի երկարությունը (0,108 նմ) ավելացել է։ Կապի բազմապատկությունը ½ է (կապերի բազմակիությունը հավասար է կապի և հակակապակցման ուղեծրերում էլեկտրոնների թվի տարբերության կեսին):

Հիպոթետիկ He2 մոլեկուլը կունենա երկու էլեկտրոն σcв1s ուղեծրում և երկու էլեկտրոն σр1s ուղեծրում։ Քանի որ հակակապակցման ուղեծրի մեկ էլեկտրոնը ոչնչացնում է էլեկտրոնի կապող ազդեցությունը կապող ուղեծրում, He2 մոլեկուլը չի ​​կարող գոյություն ունենալ: BC մեթոդը հանգեցնում է նույն եզրակացության.

Երկրորդ ժամանակաշրջանի տարրերով մոլեկուլների ձևավորման ժամանակ MO-ները էլեկտրոններով լցված հաջորդականությունը ներկայացված է ստորև։ Դիագրամների համաձայն՝ B2 և O2 մոլեկուլները պարամագնիսական են, իսկ Be2 մոլեկուլը չի ​​կարող գոյություն ունենալ։

II շրջանի տարրերի ատոմներից մոլեկուլների առաջացումը կարելի է գրել հետևյալ կերպ (K - ներքին էլեկտրոնային շերտեր).

Մոլեկուլների և ՄՄՕ-ների ֆիզիկական հատկությունները

Հաստատված է կապող և թուլացնող MO-ների առկայությունը ֆիզիկական հատկություններմոլեկուլները. MO մեթոդը թույլ է տալիս կանխատեսել, որ եթե ատոմներից մոլեկուլի ձևավորման ժամանակ մոլեկուլի էլեկտրոնները ընկնում են կապող ուղեծրերի մեջ, ապա մոլեկուլների իոնացման պոտենցիալները պետք է ավելի մեծ լինեն, քան ատոմների իոնացման պոտենցիալները, և եթե էլեկտրոնները. ընկնում են հակակապակցման ուղեծրերի մեջ, ապա հակառակը:

Այսպիսով, ջրածնի և ազոտի մոլեկուլների (կապող ուղեծրերի) իոնացման պոտենցիալները՝ համապատասխանաբար 1485 և 1500 կՋ/մոլ, ավելի մեծ են, քան ջրածնի և ազոտի ատոմների իոնացման պոտենցիալները՝ 1310 և 1390 կՋ/մոլ, և թթվածնի իոնացման պոտենցիալները։ ֆտորի մոլեկուլները (հակակցման օրբիտալներ) - 1170 և 1523 կՋ/մոլ պակաս են համապատասխան ատոմներից՝ 1310 և 1670 կՋ/մոլ։ Երբ մոլեկուլները իոնացվում են, կապի ուժը նվազում է, եթե էլեկտրոնը հեռացվում է կապող ուղեծրից (H2 և N2), և մեծանում է, եթե էլեկտրոնը հեռացվում է հակակապային ուղեծրից (O2 և F2):

Տարբեր ատոմներով երկատոմիական մոլեկուլներ

Տարբեր ատոմներով (NO, CO) մոլեկուլների MO-ները կառուցվում են նույն կերպ, եթե սկզբնական ատոմները շատ չեն տարբերվում իոնացման պոտենցիալ արժեքներով: CO մոլեկուլի համար, օրինակ, մենք ունենք.

Թթվածնի ատոմի AO էներգիաները ավելի ցածր են, քան համապատասխան ածխածնային օրբիտալների էներգիաները (1080 կՋ/մոլ), դրանք գտնվում են միջուկին ավելի մոտ։ Արտաքին շերտերի սկզբնական ատոմներում առկա 10 էլեկտրոնները լրացնում են կապող scb2s և antibonding sp2s օրբիտալները և կապող և pscb2ry,z օրբիտալները: CO մոլեկուլը պարզվում է, որ իզոէլեկտրոնային է N2 մոլեկուլի հետ։ CO մոլեկուլում ատոմների կապի էներգիան (1105 կՋ/մոլ) նույնիսկ ավելի մեծ է, քան ազոտի մոլեկուլում (940 կՋ/մոլ): C–O կապի երկարությունը 0,113 նմ է։

ՈՉ մոլեկուլ

ունի մեկ էլեկտրոն հակակապակցման ուղեծրում: Արդյունքում, NO-ի կապակցման էներգիան (680 կՋ/մոլ) ավելի ցածր է, քան N2-ը կամ CO-ն: NO մոլեկուլից էլեկտրոնի հեռացումը (իոնացումը՝ առաջացնելով NO+) ատոմների միացման էներգիան մեծացնում է մինչև 1050–1080 կՋ/մոլ։

Դիտարկենք MO-ի առաջացումը ջրածնի ֆտորիդի HF մոլեկուլում: Քանի որ ֆտորի իոնացման պոտենցիալը (17,4 էՎ կամ 1670 կՋ/մոլ) ավելի մեծ է, քան ջրածինը (13,6 էՎ կամ 1310 կՋ/մոլ), ֆտորի 2p օրբիտալներն ունեն ավելի ցածր էներգիա, քան ջրածնի 1s ուղեծրը։ Էներգիայի մեծ տարբերության պատճառով ջրածնի ատոմի 1s ուղեծրը և ֆտորի ատոմի 2s ուղեծրը չեն փոխազդում։ Այսպիսով, ֆտորի 2s ուղեծրը դառնում է առանց HF-ում MO-ի էներգիան փոխելու: Նման ուղեծրերը կոչվում են ոչ կապող օրբիտալներ։ Ֆտորի 2py և 2рz ուղեծրերը նույնպես չեն կարող փոխազդել ջրածնի 1s ուղեծրի հետ կապի առանցքի նկատմամբ համաչափության տարբերության պատճառով։ Նրանք նաև դառնում են ոչ պարտադիր MO: Կապող և հակակապակցող MO-ները ձևավորվում են ջրածնի 1s ուղեծրից և ֆտորի 2px ուղեծրից։ Ջրածնի և ֆտորի ատոմները միացված են երկէլեկտրոնային կապով՝ 560 կՋ/մոլ էներգիայով։

Մատենագիտություն

Գլինկա Ն.Լ. ընդհանուր քիմիա. – Մ.: Քիմիա, 1978. – Էջ 111-153:

Shimanovich I.E., Pavlovich M.L., Tikavyy V.F., Malashko P.M. Ընդհանուր քիմիան բանաձևերում, սահմանումներում, դիագրամներում: – Mn.: Universitetskaya, 1996. – P. 51-77:

Վորոբյով Վ.Կ., Էլիսեև Ս.Յու., Վրուբլևսկի Ա.Վ. Գործնական և ինքնուրույն աշխատանքքիմիայի մեջ։ – Մն.՝ UE “Donarit”, 2005. – P. 21-30.

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

О 2s 2 2p 4 О -1е = О +

Հնարավոր է CO-ի մոլեկուլում եռակի կապի ձևավորման ևս մեկ բացատրություն։

Ածխածնի չգրգռված ատոմն ունի 2 չզույգված էլեկտրոն, որոնք թթվածնի ատոմի 2 չզույգված էլեկտրոններով կարող են կազմել 2 ընդհանուր էլեկտրոնային զույգ (ըստ փոխանակման մեխանիզմի)։ Այնուամենայնիվ, թթվածնի ատոմում առկա 2 զույգ p-էլեկտրոնները կարող են ձևավորել եռակի քիմիական կապ, քանի որ ածխածնի ատոմն ունի մեկ չլցված բջիջ, որը կարող է ընդունել այս զույգ էլեկտրոնները:

Դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմով ձևավորվում է եռակի կապ, սլաքի ուղղությունը թթվածնի դոնորից դեպի ընդունող՝ ածխածին է։

Ինչպես N 2-ը, CO-ն ունի դիսոցման բարձր էներգիա (1069 կՋ), վատ է լուծվում ջրում և քիմիապես իներտ է: CO-ն անգույն և անհոտ գազ է, անտարբեր է, աղ չի առաջացնում և նորմալ պայմաններում չի փոխազդում թթվային ալկալիների և ջրի հետ։ Թունավոր, քանի որ փոխազդում է երկաթի հետ, որը հեմոգլոբինի մի մասն է: Երբ ջերմաստիճանը բարձրանում է կամ ճառագայթվում է, այն ցուցադրում է վերականգնող նյութի հատկություններ:

Անդորրագիր:

արդյունաբերության մեջ

CO 2 + C « 2CO

2C + O 2 ® 2CO

լաբորատորիայում: H 2 SO 4, տ

HCOOH ® CO + H 2 O;

H2SO4t

H 2 C 2 O 4 ® CO + CO 2 + H 2 O:

CO-ն արձագանքում է միայն բարձր ջերմաստիճանի դեպքում:

CO-ի մոլեկուլը թթվածնի նկատմամբ մեծ կապ ունի և այրվում է՝ առաջացնելով CO 2:

CO + 1/2O 2 = CO 2 + 282 կՋ / մոլ:

Թթվածնի նկատմամբ իր բարձր մերձեցման շնորհիվ CO-ն օգտագործվում է որպես բազմաթիվ ծանր մետաղների (Fe, Co, Pb և այլն) օքսիդների վերականգնող նյութ։

CO + Cl 2 = COCl 2 (ֆոսգեն)

CO + NH 3 ® HCN + H 2 O H – C º N

CO + H 2 O « CO 2 + H 2

CO+S®COS

Առավել մեծ հետաքրքրություն են ներկայացնում մետաղական կարբոնիլները (օգտագործվում են մաքուր մետաղներ ստանալու համար)։ Քիմիական կապը տեղի է ունենում դոնոր-ընդունող մեխանիզմի համաձայն, p-համընկնումը տեղի է ունենում ըստ dative մեխանիզմի:

5CO + Fe ® (երկաթի պենտակարբոնիլ)

Բոլոր կարբոնիլները դիամագնիսական նյութեր են, որոնք բնութագրվում են ցածր ուժով, տաքացնելիս կարբոնիլները քայքայվում են

→ 4CO + Ni (նիկել կարբոնիլ):

Ինչպես CO-ն, այնպես էլ մետաղական կարբոնիլները թունավոր են:

Քիմիական կապ CO 2 մոլեկուլում

CO 2 մոլեկուլում sp-ածխածնի ատոմների հիբրիդացում. Երկու sp-հիբրիդացված ուղեծրերը թթվածնի ատոմների հետ կազմում են 2 s-կապ, իսկ ածխածնի մնացած չհիբրիդացված p- ուղեծրերը՝ թթվածնի ատոմների երկու p- ուղեծրերի հետ, որոնք գտնվում են միմյանց ուղղահայաց հարթություններում։

O ═ C ═ O

Ճնշման տակ 60 ատմ. իսկ սենյակային ջերմաստիճանում CO 2-ը խտանում է անգույն հեղուկի: Ուժեղ սառեցման դեպքում հեղուկ CO 2-ը կարծրանում է ձյան նման սպիտակ զանգվածի մեջ, որը սուբլիմացվում է P = 1 ատմ և t = 195 K (-78 °): Սեղմված պինդ զանգվածը կոչվում է չոր սառույց, CO 2-ը չի ապահովում այրումը: Նրանում այրվում են միայն այն նյութերը, որոնք թթվածնի նկատմամբ ավելի մեծ կապ ունեն, քան ածխածինը.

2 մգ + CO 2 ® 2 MgO + C:

CO 2-ը փոխազդում է NH 3-ի հետ.

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

(կարբամիդ, միզանյութ)

2СО 2 + 2Na 2 O 2 ® 2Na 2 CO 3 +O 2

Միզանյութը քայքայվում է ջրով.

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

Ցելյուլոզը ածխաջրածին է, որը բաղկացած է b-գլյուկոզայի մնացորդներից: Այն սինթեզվում է բույսերում հետեւյալ սխեմայով

քլորոֆիլ

6CO 2 + 6H 2 O ® C 6 H 12 O 6 + 6O 2 գլյուկոզայի ֆոտոսինթեզ

CO 2-ը ստացվում է տեխնոլոգիայի միջոցով.

2NaHCO 3 ® Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2

կոքսից C + O 2 ® CO 2

Լաբորատորիայում (Kipp ապարատում).

.

Ածխաթթու և դրա աղերը

Ջրի մեջ լուծարվելով՝ ածխաթթու գազը մասամբ փոխազդում է դրա հետ՝ առաջացնելով ածխաթթու H 2 CO 3; Այս դեպքում սահմանվում են հավասարակշռություն.

K 1 = 4 × 10 -7 K 2 = 4,8 × 10 -11 – թույլ, անկայուն, թթվածին պարունակող, երկհիմն թթու: Հիդրոկարբոնատները լուծելի են H 2 O-ում: Կարբոնատները ջրում անլուծելի են, բացառությամբ ալկալիական մետաղների կարբոնատների՝ Li 2 CO 3 և (NH 4) 2 CO 3: Կարբոնաթթվի թթվային աղերը պատրաստվում են ավելցուկային CO 2-ը կարբոնատի ջրային լուծույթի մեջ անցնելով.

կամ աստիճանական (կաթիլ առ կաթիլ) ավելացումով ուժեղ թթուջրային կարբոնատային լուծույթի ավելցուկի մեջ.

Na 2 CO 3 + HNO 3 ® NaHCO 3 + NaNO 3

Ալկալիների հետ շփվելիս կամ տաքացնելիս (կալցինացում) թթվային աղերը վերածվում են միջինի.

Աղերը հիդրոլիզվում են ըստ հավասարման.

բեմադրում եմ

Ամբողջական հիդրոլիզի շնորհիվ կարբոնատները Gr 3+, Al 3+, Ti 4+, Zr 4+ և այլն չեն կարող մեկուսացվել ջրային լուծույթներից։

Գործնական նշանակությունունեն աղեր - Na 2 CO 3 (սոդա), CaCO 3 (կավիճ, մարմար, կրաքար), K 2 CO 3 (պոտաշ), NaHCO 3 (խմորի սոդա), Ca (HCO 3) 2 և Mg (HCO 3) 2 որոշում ջրի կարբոնատային կարծրություն.

Ածխածնի դիսուլֆիդ (CS 2)

Տաքացնելիս (750-1000°C) ածխածինը փոխազդում է ծծմբի հետ՝ առաջանալով ածխածնի դիսուլֆիդ,օրգանական լուծիչ (անգույն ցնդող հեղուկ, ռեակտիվ նյութ), դյուրավառ և ցնդող։

CS 2-ի գոլորշիները թունավոր են, օգտագործվում են միջատների վնասատուների դեմ ամբարների ֆումիգացիայի (ֆումիգացիայի) և անասնաբուժության մեջ՝ ձիերի ասկարիազի բուժման համար։ Տեխնոլոգիայում՝ խեժերի, ճարպերի, յոդի լուծիչ։

Մետաղների սուլֆիդներով CS 2-ը ձևավորում է թիոկարբոնաթթվի աղեր. թիոկարբոնատներ.

Այս ռեակցիան նման է գործընթացին

Թիոկարբոնատներ- դեղին բյուրեղային նյութեր. Թթուների ազդեցության դեպքում ազատ թիոկարբոնաթթու է ազատվում:

Այն ավելի կայուն է, քան H 2 CO 3-ը և ցածր ջերմաստիճաններում լուծույթից դուրս է գալիս դեղին յուղոտ հեղուկի տեսքով, որը հեշտությամբ քայքայվում է.

Ածխածնի միացություններ ազոտով (CN) 2 կամ C 2 N 2 – կին,խիստ դյուրավառ անգույն գազ. Մաքուր չոր ցիանիդը պատրաստվում է սուբլիմատը սնդիկի(II) ցիանիդով տաքացնելով։

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

Ստանալու այլ եղանակներ.

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

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

Ցիցիանինն ունի հատկություններ, որոնք նման են հալոգեններին X2 մոլեկուլային ձևով: Այսպիսով, ալկալային միջավայրում այն, ինչպես հալոգենները, անհամաչափ է.

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

Ջրածնի ցիանիդ- HCN (), կովալենտ միացություն, գազ, որը լուծվում է ջրի մեջ՝ առաջացնելով հիդրոցիանաթթու (անգույն հեղուկը և դրա աղերը չափազանց թունավոր են)։ Ստանալ:

Ջրածնի ցիանիդն արտադրվում է արդյունաբերական ճանապարհով՝ կատալիտիկ ռեակցիաների միջոցով։

2CH 4 + 3O 2 + 2NH 3 ® 2HCN + 6H 2 O:

Հիդրոցիանաթթվի աղերը՝ ցիանիդները, ենթակա են խիստ հիդրոլիզի։ CN - CO-ի մոլեկուլին իզոէլեկտրոնային իոն է և որպես լիգանդ ներառված է մեծ թվով d-տարրերի համալիրներում:

Ցիանիդով աշխատելը պահանջում է խիստ նախազգուշական միջոցներ: IN գյուղատնտեսությունօգտագործվում է հատկապես վտանգավոր միջատների դեմ պայքարելու համար:

Ցիանիդները ստացվում են.

Բացասական օքսիդացման վիճակով ածխածնի միացություններ:

1) կովալենտ (SiC carborundum) ;

2) իոնկովալենտ;

3) մետաղական կարբիդներ.

Իոնային կովալենտը քայքայվում է ջրի հետ՝ արտանետելով գազ, կախված նրանից, թե ինչպիսի գազ է արտազատվում, դրանք բաժանվում են.

մետանիդներ(CH 4 թողարկված է)

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

ացետիլենիդներ(C 2 H 2 թողարկված է)

H 2 C 2 + AgNO 3 ® Ag 2 C 2 + HNO 3

Մետաղական կարբիդները ստոյխիոմետրիկ բաղադրության միացություններ են, որոնք ձևավորվում են 4, 7, 8 խմբերի տարրերից՝ Me ատոմների ածխածնային բյուրեղային ցանցի մեջ մտցնելու միջոցով։

Սիլիցիումի քիմիա

Սիլիցիումի և ածխածնի քիմիայի տարբերությունը պայմանավորված է նրա ատոմի մեծ չափերով և 3d ուղեծրեր օգտագործելու հնարավորությամբ։ Այդ պատճառով Si – O – Si, Si – F կապերն ավելի ամուր են, քան ածխածնի կապերը:

Սիլիցիումի համար հայտնի են SiO և SiO 2 բաղադրությամբ օքսիդներ: Սիլիցիումի մոնօքսիդը գոյություն ունի միայն գազային փուլում՝ իներտ մթնոլորտում բարձր ջերմաստիճաններում. այն հեշտությամբ օքսիդանում է թթվածնով` ձևավորելով ավելի կայուն օքսիդ SiO 2:

2SiO + О 2 t ® 2SiO 2

SiO2– սիլիցիում, ունի մի քանի բյուրեղային փոփոխություններ: Ցածր ջերմաստիճանը՝ քվարց, ունի պիեզոէլեկտրական հատկություններ։ Քվարցի բնական սորտեր՝ ռոք բյուրեղյա, տոպազ, ամեթիստ։ Սիլիցիումի սորտեր - քաղկեդոն, օպալ, ագատ, ավազ:

Հայտնի է սիլիկատների (ավելի ճիշտ՝ օքսոսիլիկատների) լայն տեսականի։ Իրենց կառուցվածքում ընդհանուր օրինաչափությունԲոլորը բաղկացած են SiO 4 4- քառատետրերից, որոնք միմյանց հետ կապված են թթվածնի ատոմի միջոցով:

Tetrahedra-ի համակցությունները կարելի է միացնել շղթաներով, ժապավեններով, ցանցերով և շրջանակներով:

Կարևոր բնական սիլիկատներն են 3MgO×H 2 O×4SiO 2 տալկը, 3MgO×2H 2 O×2SiO 2 ասբեստը։

Ինչպես SiO 2-ը, սիլիկատները բնութագրվում են (ամորֆ) ապակյա վիճակով։ Վերահսկվող բյուրեղացման դեպքում հնարավոր է ձեռք բերել նուրբ բյուրեղային վիճակ՝ ապակե կերամիկա՝ բարձր ամրության նյութեր: Բնության մեջ ալյումինոսիլիկատները տարածված են՝ շրջանակային օրթոսիլիկատներ, Si-ի որոշ ատոմներ փոխարինվում են Al-ով, օրինակ՝ Na 12 [(Si,Al)O 4 ] 12:

Առավել դիմացկուն հալոգեն՝ SiF 4-ը, քայքայվում է միայն էլեկտրական լիցքաթափման ազդեցության տակ։

Hexafluorosilicic թթու (ուժով մոտ է H 2 SO 4):

(SiS 2) n – պոլիմերային նյութ, քայքայվում է ջրով.

Սիլիցիումի թթուներ.

Համապատասխան SiO 2 սիլիցիաթթուները չունեն հատուկ բաղադրություն, դրանք սովորաբար գրվում են xH 2 O ySiO 2 ձևով՝ պոլիմերային միացություններ

Հայտնի է:

H 2 SiO 3 (H 2 O × SiO 2) - մետասիլիկոն (իրականում գոյություն չունի)

H 4 SiO 4 (2H 2 O×SiO 2) – օրթոսիլիկոն (ամենապարզը իրականում գոյություն ունի միայն լուծույթում)

H 2 Si 2 O 5 (H 2 O× 2SiO 2) – դիմետասիլիկոն:

Սիլիցիումի թթուները վատ լուծվող նյութեր են, H 4 SiO 4-ը բնութագրվում է կոլոիդային վիճակով, ինչպես ածխաթթուից թույլ թթուն (Si-ն ավելի քիչ մետաղական է, քան C-ը):

Ջրային լուծույթներում տեղի է ունենում օրթոսիլիկաթթվի խտացում, որի արդյունքում առաջանում են պոլիսիլիկաթթուներ։

Սիլիկատները սիլիցիումային թթուների աղեր են, որոնք չեն լուծվում ջրում, բացառությամբ ալկալային մետաղների սիլիկատների։

Լուծվող սիլիկատները հիդրոլիզվում են ըստ հավասարման

Պոլիսիլիկ թթուների նատրիումի աղերի դոնդողանման լուծույթները կոչվում են «հեղուկ ապակի»: Լայնորեն օգտագործվում է որպես սիլիկատային սոսինձ և որպես փայտի կոնսերվանտ։

Na 2 CO 3 , CaCO 3 և SiO 2 միաձուլելով՝ ստացվում է ապակի, որը պոլիսիլիկաթթուների աղերի գերսառեցված փոխադարձ լուծույթ է։

6SiO 2 + Na 2 CO 3 + CaCO 3 ® Na 2 O × CaO × 6SiO 2 + 2CO 2 Սիլիկատը գրվում է որպես խառը օքսիդ:

Սիլիկատներն ամենաշատը օգտագործվում են շինարարության մեջ։ Սիլիկատային արտադրանքի արտադրության մեջ աշխարհում 1-ին տեղ՝ ցեմենտ, 2-րդ՝ աղյուս, 3-րդ՝ ապակի։

Շինարարական կերամիկա – երեսպատման սալիկներ, կերամիկական խողովակներ։ Սանիտարական ապրանքների արտադրության համար՝ ապակի, ճենապակյա, կավե ամանեղեն, կավե կերամիկա:

Նկ.1. Տարրերի ուղեծրային շառավիղները (r a) և մեկ էլեկտրոնային քիմիական կապի երկարությունը (d)

Ամենապարզ մեկ էլեկտրոնային քիմիական կապը ստեղծվում է մեկ վալենտային էլեկտրոնի միջոցով: Պարզվում է, որ մեկ էլեկտրոնն ունակ է միասին պահել երկու դրական լիցքավորված իոններ։ Մեկ էլեկտրոնային կապում դրական լիցքավորված մասնիկների Կուլոնյան վանող ուժերը փոխհատուցվում են այդ մասնիկների ձգողական ուժերով դեպի բացասական լիցքավորված էլեկտրոն։ Վալենտային էլեկտրոնը սովորական է դառնում մոլեկուլի երկու միջուկների համար։

Նման քիմիական միացությունների օրինակներ են մոլեկուլային իոնները՝ H 2 +, Li 2 +, Na 2 +, K 2 +, Rb 2 +, Cs 2 +:

Բևեռային կովալենտային կապերը առաջանում են հետերոնուկլեար երկատոմային մոլեկուլներում (նկ. 3): Բևեռային քիմիական կապում կապող էլեկտրոնային զույգը մոտեցվում է ատոմին՝ առաջին իոնացման ավելի բարձր պոտենցիալով:

Բնութագրող տարածական կառուցվածքըԲևեռային մոլեկուլների համար ատոմային միջուկների միջև հեռավորությունը d կարելի է մոտավորապես համարել որպես համապատասխան ատոմների կովալենտային շառավիղների գումար։

Որոշ բևեռային նյութերի բնութագրերը

Կապող էլեկտրոնային զույգի տեղաշարժը բևեռային մոլեկուլի միջուկներից մեկին հանգեցնում է էլեկտրական դիպոլի առաջացմանը (էլեկտրոդինամիկա) (նկ. 4):

Դրական և բացասական լիցքերի ծանրության կենտրոնների միջև հեռավորությունը կոչվում է դիպոլի երկարություն։ Մոլեկուլի բևեռականությունը, ինչպես նաև կապի բևեռականությունը, գնահատվում է μ դիպոլային մոմենտի արժեքով, որը l դիպոլի երկարության և էլեկտրոնային լիցքի արժեքի արտադրյալն է.

Բազմաթիվ կովալենտային կապեր

Բազմաթիվ կովալենտային կապերը ներկայացված են չհագեցած օրգանական միացություններկրկնակի և եռակի քիմիական կապեր պարունակող: Չհագեցած միացությունների բնույթը նկարագրելու համար Լ.Պոլինգը ներկայացնում է սիգմա և π կապեր, ատոմային օրբիտալների հիբրիդացում հասկացությունները։

Պոլինգի հիբրիդացումը երկու S և երկու p էլեկտրոնների համար հնարավոր դարձրեց բացատրել քիմիական կապերի ուղղորդվածությունը, մասնավորապես մեթանի քառաեզրական կոնֆիգուրացիան։ Էթիլենի կառուցվածքը բացատրելու համար ածխածնի ատոմի չորս համարժեք Sp 3 էլեկտրոններից մեկ p-էլեկտրոն պետք է մեկուսացվի՝ լրացուցիչ կապ ստեղծելու համար, որը կոչվում է π կապ։ Այս դեպքում Sp 2 մնացած երեք հիբրիդային ուղեծրերը գտնվում են հարթության մեջ 120° անկյան տակ և ձևավորում են հիմնական կապեր, օրինակ՝ հարթ էթիլենի մոլեկուլ (նկ. 5):

Պաուլինգի նոր տեսության մեջ բոլոր կապող էլեկտրոնները հավասարվեցին և հավասարվեցին մոլեկուլի միջուկները միացնող գծից։ Փոլինգի թեքված քիմիական կապի տեսությունը հաշվի է առել M. Born ալիքային ֆունկցիայի վիճակագրական մեկնաբանությունը և էլեկտրոնների Կուլոնյան էլեկտրոնային հարաբերակցությունը։ Ֆիզիկական իմաստ է առաջացել՝ քիմիական կապի բնույթն ամբողջությամբ որոշվում է միջուկների և էլեկտրոնների էլեկտրական փոխազդեցությամբ։ Որքան շատ են կապող էլեկտրոնները, այնքան փոքր է միջմիջուկային հեռավորությունը և այնքան ուժեղ է քիմիական կապը ածխածնի ատոմների միջև:

Երեք կենտրոնական քիմիական կապ

Քիմիական կապերի վերաբերյալ գաղափարների հետագա զարգացումը տրվել է ամերիկացի ֆիզիկոս քիմիկոս Վ. Լիպսքոմբի կողմից, ով մշակել է երկու էլեկտրոնային եռակենտրոն կապերի տեսությունը և տոպոլոգիական տեսությունը, որը հնարավորություն է տալիս կանխատեսել ևս բորի հիդրիդների (ջրածնի հիդրիդների) կառուցվածքը։ )

Երեք կենտրոնական քիմիական կապում գտնվող էլեկտրոնային զույգը սովորական է դառնում երեք ատոմային միջուկների համար: Երեք կենտրոնական քիմիական կապի ամենապարզ ներկայացուցիչում՝ մոլեկուլային ջրածնի իոն H 3 +, էլեկտրոնային զույգը երեք պրոտոն է պահում մեկ ամբողջության մեջ (նկ. 6):

Նկար 7. Դիբորան

Ջրածնի «կամրջող» ատոմներով իրենց երկէլեկտրոնային եռակենտրոն կապերով բորների գոյությունը խախտում էր վալենտության կանոնական ուսմունքը։ Ջրածնի ատոմը, որը նախկինում համարվում էր ստանդարտ միավալենտ տարր, պարզվեց, որ միանման կապերով կապված է բորի երկու ատոմների հետ և պաշտոնապես դարձավ երկվալենտ տարր։ W. Lipscomb-ի աշխատանքը բորների կառուցվածքի վերծանման վերաբերյալ ընդլայնեց քիմիական կապերի ըմբռնումը: Նոբելյան կոմիտեն 1976 թվականին Ուիլյամ Նան Լիպսքոմբին շնորհեց քիմիայի մրցանակ՝ «Բորանների (բորոհիդրիտների) կառուցվածքի ուսումնասիրության համար՝ պարզաբանելով քիմիական կապերի խնդիրները։

Բազմակողմանի քիմիական կապ

Նկար 8. Ֆերոցենի մոլեկուլ

Նկ. 9. Դիբենզոլ քրոմ

Նկար 10. Ուրանոցեն

Բոլոր տասը կապերը (C-Fe) ֆերոցենի մոլեկուլում համարժեք են, միջմիջուկային Fe-c հեռավորության արժեքը 2,04 Å է։ Ֆերոցենի մոլեկուլում ածխածնի բոլոր ատոմները կառուցվածքային և քիմիապես համարժեք են, յուրաքանչյուր C-C կապի երկարությունը 1,40 - 1,41 Ա է (համեմատության համար նշենք, որ բենզոլում C-C կապի երկարությունը 1,39 Å է)։ Երկաթի ատոմի շուրջ 36 էլեկտրոնից բաղկացած թաղանթ է հայտնվում։

Քիմիական կապի դինամիկան

Քիմիական կապը բավականին դինամիկ է։ Այսպիսով, մետաղական կապը գործընթացում վերածվում է կովալենտային կապի փուլային անցումերբ մետաղը գոլորշիանում է: Մետաղի անցումը պինդ վիճակից գոլորշի վիճակի պահանջում է մեծ քանակությամբ էներգիայի ծախս:

Այս մետաղները զույգերով բաղկացած են գործնականում միամիջուկային երկատոմային մոլեկուլներից և ազատ ատոմներից։ Երբ մետաղական գոլորշիները խտանում են, կովալենտային կապը վերածվում է մետաղական կապի:

Տիպիկ իոնային կապերով աղերի գոլորշիացումը, ինչպիսիք են ալկալիական մետաղների ֆտորիդները, հանգեցնում են իոնային կապի քայքայմանը և բևեռային կովալենտային կապով հետերոնուկլեար երկատոմային մոլեկուլների ձևավորմանը։ Այս դեպքում տեղի է ունենում կամրջված կապերով դիմերային մոլեկուլների առաջացում։

Ալկալիական մետաղների ֆտորիդների և դրանց դիմերների մոլեկուլներում քիմիական կապերի բնութագրերը:

Ալկալիական մետաղների ֆտորիդների գոլորշիների խտացման ժամանակ բևեռային կովալենտային կապը վերածվում է իոնային կապի՝ համապատասխան աղի բյուրեղային ցանցի առաջացմամբ։

Կովալենտային կապի մետաղական կապի անցման մեխանիզմը

Նկար 11. Էլեկտրոնային զույգի ուղեծրային շառավիղի և կովալենտային քիմիական կապի երկարության միջև կապը d

Նկ. 12. Դիատոմային մոլեկուլների դիպոլների կողմնորոշումը և կլաստերի աղավաղված ութանիստ բեկորի ձևավորումը ալկալիական մետաղների գոլորշիների խտացման ժամանակ։

Նկար 13. Միջուկների մարմնի կենտրոնացված խորանարդ դասավորությունը ալկալային մետաղների բյուրեղներում և կապող օղակում

Դիսպերսիվ ձգողականությունը (Լոնդոնի ուժերը) որոշում է միջատոմային փոխազդեցությունը և ալկալիական մետաղների ատոմներից հոմոմիջուկային երկատոմային մոլեկուլների ձևավորումը։

Մետաղ-մետաղ կովալենտային կապի ձևավորումը կապված է փոխազդող ատոմների էլեկտրոնային թաղանթների դեֆորմացիայի հետ. վալենտային էլեկտրոնները ստեղծում են կապող էլեկտրոնային զույգ, որի էլեկտրոնային խտությունը կենտրոնացած է ստացված մոլեկուլի ատոմային միջուկների միջև ընկած տարածության մեջ: Ալկալիական մետաղների համամիջուկային երկատոմային մոլեկուլների բնորոշ առանձնահատկությունն է կովալենտային կապի երկար երկարությունը (3,6-5,8 անգամ ավելի երկար, քան կապի երկարությունը ջրածնի մոլեկուլում) և դրա խզման ցածր էներգիան։

R e-ի և d-ի միջև նշված հարաբերությունը որոշում է էլեկտրական լիցքերի անհավասար բաշխումը մոլեկուլում. կապող էլեկտրոնային զույգի բացասական էլեկտրական լիցքը կենտրոնացած է մոլեկուլի միջին մասում, և երկու ատոմային միջուկների դրական էլեկտրական լիցքերը կենտրոնացած են մոլեկուլի ծայրերը.

Էլեկտրական լիցքերի անհավասար բաշխումը պայմաններ է ստեղծում մոլեկուլների փոխազդեցության համար՝ պայմանավորված կողմնորոշման ուժերի (վան դեր Վալսի ուժեր) պատճառով։ Ալկալիական մետաղների մոլեկուլները հակված են կողմնորոշվելու այնպես, որ դրանց մոտակայքում առաջանում են հակառակ էլեկտրական լիցքեր։ Արդյունքում մոլեկուլների միջև գործում են գրավիչ ուժեր։ Վերջինիս առկայության շնորհիվ ալկալիական մետաղների մոլեկուլները մոտենում են և քիչ թե շատ ամուր ձգվում իրար։ Միևնույն ժամանակ, դրանցից յուրաքանչյուրի որոշակի դեֆորմացիա տեղի է ունենում հարևան մոլեկուլների ավելի մոտ բևեռների ազդեցության տակ (նկ. 12):

Փաստորեն, սկզբնական երկատոմային մոլեկուլի կապող էլեկտրոնները, ընկնելով ալկալային մետաղի մոլեկուլների դրական լիցքավորված չորս ատոմային միջուկների էլեկտրական դաշտի մեջ, պոկվում են ատոմի ուղեծրային շառավղից և դառնում ազատ։

Այս դեպքում կապող էլեկտրոնային զույգը սովորական է դառնում վեց կատիոն ունեցող համակարգի համար։ Մետաղական բյուրեղյա վանդակի կառուցումը սկսվում է կլաստերային փուլում: IN բյուրեղյա վանդակալկալիական մետաղներ, կապող օղակի կառուցվածքը հստակ արտահայտված է՝ ունենալով աղավաղված հարթեցված ութանիստի ձև՝ քառակուսի երկբուրգ, որի բարձրությունը և հիմքի եզրերը հավասար են թարգմանական վանդակի հաստատունի արժեքին a w (նկ. 13):

Ալկալի մետաղի բյուրեղի թարգմանական ցանցի հաստատունի արժեքը a w զգալիորեն գերազանցում է ալկալային մետաղի մոլեկուլի կովալենտային կապի երկարությունը, հետևաբար, ընդհանուր առմամբ ընդունված է, որ մետաղի էլեկտրոնները գտնվում են ազատ վիճակում.

Մետաղում ազատ էլեկտրոնների հատկությունների հետ կապված մաթեմատիկական կառուցվածքը սովորաբար նույնացվում է «Ֆերմի մակերևույթի» հետ, որը պետք է դիտարկել որպես երկրաչափական տեղ, որտեղ բնակվում են էլեկտրոնները՝ ապահովելով մետաղի հիմնական հատկությունը՝ էլեկտրական հոսանք անցկացնելը:

Ալկալիական մետաղների գոլորշիների խտացման գործընթացը համեմատելիս գազերի խտացման գործընթացի հետ, օրինակ՝ ջրածնի. բնորոշ հատկանիշմետաղի հատկությունների մեջ. Այսպիսով, եթե ջրածնի խտացման ժամանակ առաջանում են թույլ միջմոլեկուլային փոխազդեցություններ, ապա մետաղի գոլորշիների խտացման ժամանակ տեղի են ունենում քիմիական ռեակցիաներին բնորոշ պրոցեսներ։ Մետաղական գոլորշիների խտացումն ինքնին տեղի է ունենում մի քանի փուլով և կարելի է նկարագրել հետևյալ գործընթացով՝ ազատ ատոմ → երկատոմ մոլեկուլ՝ կովալենտային կապով → մետաղական կլաստեր → մետաղական կապով կոմպակտ մետաղ։

Ալկալիական մետաղների հալոգենային մոլեկուլների փոխազդեցությունն ուղեկցվում է դրանց դիմերիզացմամբ։ Դիմերի մոլեկուլը կարելի է համարել էլեկտրական քառաբևեռ (նկ. 15): Ներկայումս հայտնի են ալկալային մետաղների հալոգենիդների դիմերների հիմնական բնութագրերը (քիմիական կապի երկարությունը և կապերի միջև կապի անկյունները):

Քիմիական կապի երկարությունը և կապի անկյունները ալկալիական մետաղների հալոգենիդների դիմերներում (E 2 X 2) (գազային փուլ):

E 2 X 2	X=F		X=Cl		X=Br		X=I
	dEF, Å		դ ECl, Å		դ EBr, Å		դ 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

Կոնդենսացիայի գործընթացում մեծանում է կողմնորոշիչ ուժերի ազդեցությունը, միջմոլեկուլային փոխազդեցությունն ուղեկցվում է կլաստերների, ապա պինդ նյութի առաջացմամբ։ Ալկալիական մետաղների հալոգենիդները բյուրեղներ են կազմում պարզ խորանարդ և մարմնակենտրոն խորանարդ վանդակներով:

Բյուրեղային ցանցի տեսակը և փոխարկման ցանցի հաստատունը ալկալիական մետաղների հալոգենիդների համար:

Բյուրեղացման գործընթացում տեղի է ունենում միջատոմային հեռավորության հետագա աճ, ինչը հանգեցնում է էլեկտրոնի հեռացմանը ալկալային մետաղի ատոմի ուղեծրային շառավղից և էլեկտրոնի տեղափոխմանը հալոգենի ատոմ համապատասխան իոնների ձևավորմամբ: Իոնների ուժային դաշտերը տարածության բոլոր ուղղություններով հավասարաչափ բաշխված են։ Այս առումով, ալկալիական մետաղների բյուրեղներում յուրաքանչյուր իոնի ուժային դաշտը կոորդինացվում է մեկից ավելի իոններով հակառակ նշանով, ինչպես ընդունված է որակապես ներկայացնել իոնային կապը (Na + Cl -):

Իոնային միացությունների բյուրեղներում պարզ երկու իոնային մոլեկուլների հասկացությունը, ինչպիսիք են Na + Cl - և Cs + Cl - կորցնում է իր նշանակությունը, քանի որ ալկալի մետաղի իոնը կապված է վեց քլորի իոնների հետ (նատրիումի քլորիդի բյուրեղում) և ութի հետ: քլորի իոններ (ցեզիումի քլորիդի բյուրեղներում: Այնուամենայնիվ, բյուրեղներում բոլոր միջիոնային հեռավորությունները հավասար են:

Նշումներ

1. Անօրգանական քիմիայի ձեռնարկ. Անօրգանական նյութերի հաստատունները. - Մ.: «Քիմիա», 1987. - P. 124. - 320 p.
2. Լիդին Ռ.Ա., Անդրեևա Լ.Լ., Մոլոչկո Վ.Ա.Անօրգանական քիմիայի ձեռնարկ. Անօրգանական նյութերի հաստատունները. - Մ.: «Քիմիա», 1987. - էջ 132-136: - 320 վ.
3. Gankin V.Yu., Gankin Yu.V.Ինչպես է առաջանում քիմիական կապը և տեղի են ունենում քիմիական ռեակցիաներ: - Մ.: Հրատարակչական խումբ «Գրանիցա», 2007. - 320 էջ. - ISBN 978-5-94691296-9
4. Նեկրասով Բ.Վ.Ընդհանուր քիմիայի դասընթաց. - M.: Goskhimizdat, 1962. - P. 88. - 976 p.
5. Փոլինգ Լ.Քիմիական կապի բնույթը / խմբագրել է Y.K. Syrkin. - ըստ. անգլերենից M.E. Dyatkina. - M.-L.: Goskhimizdat, 1947. - 440 p.
6. Տեսական օրգանական քիմիա / խմբ. Ռ.Հ.Ֆրեյդլինա. - ըստ. անգլերենից Յու.Գ.Բունդելա. - Մ.: Հրատարակչություն: արտասահմանյան գրականություն, 1963. - 365 с.
7. Լեմենովսկի Դ.Ա., Լևիցկի Մ.Մ. Russian Chemical Journal (Ռուսական քիմիական ընկերության ամսագիր Դ.Ի. Մենդելեևի անունով): - 2000. - T. XLIV, թողարկում 6: - P. 63-86.
8. Քիմիական հանրագիտարանային բառարան / գլ. խմբ. Ի.Լ.Կնունյանց. - Մ.: Սով. հանրագիտարան, 1983. - P. 607. - 792 p.
9. Նեկրասով Բ.Վ.Ընդհանուր քիմիայի դասընթաց. - M.: Goskhimizdat, 1962. - P. 679. - 976 p.
10. Լիդին Ռ.Ա., Անդրեևա Լ.Լ., Մոլոչկո Վ.Ա.Անօրգանական քիմիայի ձեռնարկ. Անօրգանական նյութերի հաստատունները. - Մ.: «Քիմիա», 1987. - Էջ 155-161: - 320 վ.
11. Գիլեսպի Ռ.Մոլեկուլների երկրաչափություն / տրանս. անգլերենից Է.Զ. Զասորինան և Վ.Ս. Մաստրյուկովա, խմբ. Յու.Ա Պենտինա. - M.: “Mir”, 1975. - P. 49. - 278 p.
12. Քիմիկոս ձեռնարկ. - 2-րդ հրատ., վերանայված: և լրացուցիչ - Լ.-Մ.: Քիմիական գրականության պետական ​​գիտատեխնիկական ինստիտուտ, 1962. - T. 1. - P. 402-513: - 1072 pp.
13. Լիդին Ռ.Ա., Անդրեևա Լ.Լ., Մոլոչկո Վ.Ա.Անօրգանական քիմիայի ձեռնարկ. Անօրգանական նյութերի հաստատուններ.. - Մ.: «Քիմիա», 1987. - Է. 132-136. - 320 վ.
14. Զիման Ջ.Էլեկտրոնները մետաղներում (ներածություն Ֆերմիի մակերեսների տեսությանը). Ֆիզիկական գիտությունների առաջընթաց.. - 1962. - Թ. 78, թողարկում 2։ - 291 էջ.

տես նաեւ

• Քիմիական կապ- հոդված Մեծ Սովետական ​​Հանրագիտարանից
• Քիմիական կապ- Chemport.ru
• Քիմիական կապ- Ֆիզիկական հանրագիտարան

Որի շնորհիվ առաջանում են անօրգանական և օրգանական նյութերի մոլեկուլներ։ Քիմիական կապն առաջանում է էլեկտրական դաշտերի փոխազդեցության միջոցով, որոնք ստեղծվում են ատոմների միջուկների և էլեկտրոնների կողմից: Հետեւաբար, կովալենտային քիմիական կապի առաջացումը կապված է էլեկտրական բնույթի հետ։

Ինչ է կապը

Այս տերմինը վերաբերում է երկու կամ ավելի ատոմների գործողության արդյունքին, որոնք հանգեցնում են ուժեղ բազմատոմային համակարգի ձևավորմանը։ Քիմիական կապերի հիմնական տեսակներն առաջանում են, երբ արձագանքող ատոմների էներգիան նվազում է։ Կապի ձևավորման գործընթացում ատոմները փորձում են լրացնել իրենց էլեկտրոնային թաղանթը:

Հաղորդակցության տեսակները

Քիմիայում կան կապերի մի քանի տեսակներ՝ իոնային, կովալենտային, մետաղական։ Կովալենտային քիմիական կապերն ունեն երկու տեսակ՝ բևեռային և ոչ բևեռային։

Ո՞րն է դրա ստեղծման մեխանիզմը: Կովալենտային ոչ բևեռային քիմիական կապ է ձևավորվում միանման ոչ մետաղների ատոմների միջև, որոնք ունեն նույն էլեկտրաբացասականությունը։ Այս դեպքում առաջանում են ընդհանուր էլեկտրոնային զույգեր։

Ոչ բևեռային կապ

Ոչ բևեռային կովալենտային քիմիական կապ ունեցող մոլեկուլների օրինակներ են հալոգենները, ջրածինը, ազոտը և թթվածինը:

Այս կապն առաջին անգամ հայտնաբերել է 1916 թվականին ամերիկացի քիմիկոս Լյուիսը։ Սկզբում նա առաջ քաշեց մի վարկած, և այն հաստատվեց միայն փորձնական հաստատումից հետո։

Կովալենտային քիմիական կապը կապված է էլեկտրաբացասականության հետ։ Ոչ մետաղների համար այն ունի բարձր արժեք։ Ատոմների քիմիական փոխազդեցության ժամանակ էլեկտրոնների տեղափոխումը մի ատոմից մյուսը միշտ չէ, որ հնարավոր է լինում, արդյունքում դրանք միավորվում են։ Ատոմների միջև առաջանում է իսկական կովալենտային քիմիական կապ։ Սովորական դպրոցի ուսումնական ծրագրի 8-րդ դասարանը ենթադրում է հաղորդակցության մի քանի տեսակների մանրամասն քննություն:

Նյութերը, որոնք ունեն այս տեսակի կապ նորմալ պայմաններում, հեղուկներն են, գազերը, ինչպես նաև պինդները, որոնք ունեն ցածր հալման ջերմաստիճան:

Կովալենտային կապի տեսակները

Եկեք ավելի մանրամասն նայենք այս հարցին: Որո՞նք են քիմիական կապերի տեսակները: Կովալենտային կապերը գոյություն ունեն փոխանակման և դոնոր-ընդունող տարբերակներով:

Առաջին տեսակը բնութագրվում է յուրաքանչյուր ատոմի կողմից մեկ չզույգված էլեկտրոնի նվիրաբերմամբ՝ ընդհանուր էլեկտրոնային կապի ձևավորման համար։

Ընդհանուր կապի մեջ միավորված էլեկտրոնները պետք է ունենան հակառակ պտույտներ: Որպես այս տեսակի կովալենտային կապի օրինակ, դիտարկենք ջրածինը: Երբ նրա ատոմները մոտենում են, նրանց էլեկտրոնային ամպերը թափանցում են միմյանց մեջ, ինչը գիտության մեջ կոչվում է էլեկտրոնային ամպերի համընկնում։ Արդյունքում միջուկների միջև էլեկտրոնային խտությունը մեծանում է, իսկ համակարգի էներգիան նվազում է։

Նվազագույն հեռավորության վրա ջրածնի միջուկները վանում են միմյանց, ինչի արդյունքում ստացվում է որոշակի օպտիմալ հեռավորություն:

Կովալենտային կապի դոնոր-ընդունիչ տեսակի դեպքում մեկ մասնիկն ունի էլեկտրոններ և կոչվում է դոնոր։ Երկրորդ մասնիկն ունի ազատ բջիջ, որի մեջ կտեղակայվեն զույգ էլեկտրոններ։

Բևեռային մոլեկուլներ

Ինչպե՞ս են ձևավորվում կովալենտ բևեռային քիմիական կապերը: Դրանք առաջանում են այն իրավիճակներում, երբ կապվող ոչ մետաղների ատոմներն ունեն տարբեր էլեկտրաբացասականություն։ Նման դեպքերում ընդհանուր էլեկտրոնները տեղադրվում են ավելի մոտ այն ատոմին, որի էլեկտրաբացասականության արժեքը ավելի բարձր է։ Որպես կովալենտ բևեռային կապի օրինակ՝ մենք կարող ենք դիտարկել կապերը, որոնք առաջանում են ջրածնի բրոմի մոլեկուլում։ Այստեղ հանրային էլեկտրոնները, որոնք պատասխանատու են կովալենտային կապի ձևավորման համար, ավելի մոտ են բրոմին, քան ջրածնին։ Այս երեւույթի պատճառն այն է, որ բրոմն ավելի բարձր էլեկտրաբացասականություն ունի, քան ջրածինը։

Կովալենտային կապերի որոշման մեթոդներ

Ինչպե՞ս սահմանել կովալենտ բևեռային քիմիական կապերը: Դա անելու համար անհրաժեշտ է իմանալ մոլեկուլների բաղադրությունը: Եթե ​​այն պարունակում է տարբեր տարրերի ատոմներ, ապա մոլեկուլում կա բևեռային կովալենտային կապ։ Ոչ բևեռային մոլեկուլները պարունակում են մեկ քիմիական տարրի ատոմներ: Առաջադրանքների թվում, որոնք առաջարկվում են որպես դպրոցական քիմիայի դասընթացի մաս, կան այնպիսիք, որոնք ներառում են կապի տեսակի նույնականացում: Այս տեսակի առաջադրանքները ներառված են 9-րդ դասարանի քիմիայի ավարտական ​​ատեստավորման առաջադրանքներում, ինչպես նաև 11-րդ դասարանի քիմիայի միասնական պետական ​​քննության թեստերում:

Իոնային կապ

Ո՞րն է տարբերությունը կովալենտային և իոնային քիմիական կապերի միջև: Եթե ​​կովալենտային կապը բնորոշ է ոչ մետաղներին, ապա իոնային կապ է ձևավորվում ատոմների միջև, որոնք ունեն էլեկտրաբացասականության զգալի տարբերություններ։ Օրինակ, սա բնորոշ է PS-ի հիմնական ենթախմբերի առաջին և երկրորդ խմբերի տարրերի միացություններին (ալկալիական և հողալկալիական մետաղներ) և պարբերական համակարգի հիմնական ենթախմբերի 6-րդ և 7-րդ խմբերի տարրերին (քալկոգեններ և հալոգեններ): )

Այն առաջանում է հակառակ լիցքերով իոնների էլեկտրաստատիկ ձգման արդյունքում։

Իոնային կապի առանձնահատկությունները

Քանի որ հակառակ լիցքավորված իոնների ուժային դաշտերը հավասարապես բաշխված են բոլոր ուղղություններով, նրանցից յուրաքանչյուրն ունակ է գրավելու հակառակ նշանի մասնիկներ։ Սա բնութագրում է իոնային կապի ոչ ուղղորդվածությունը:

Հակառակ նշաններով երկու իոնների փոխազդեցությունը չի ենթադրում առանձին ուժային դաշտերի ամբողջական փոխադարձ փոխհատուցում։ Սա օգնում է պահպանել այլ ուղղություններով իոններ ներգրավելու ունակությունը, հետևաբար, նկատվում է իոնային կապի չհագեցում։

Իոնային միացության մեջ յուրաքանչյուր իոն կարող է դեպի իրեն գրավել հակառակ նշանի մի շարք այլ իոններ՝ ձևավորելու իոնային բնույթի բյուրեղային ցանց։ Նման բյուրեղում մոլեկուլներ չկան։ Յուրաքանչյուր իոն շրջապատված է մի նյութով տարբեր նշանի իոնների որոշակի քանակով:

Մետաղական միացում

Քիմիական կապի այս տեսակն ունի որոշակի անհատական ​​հատկանիշներ: Մետաղներն ունեն վալենտային օրբիտալների ավելցուկ և էլեկտրոնների պակաս։

Երբ առանձին ատոմները միավորվում են, նրանց վալենտային ուղեծրերը համընկնում են, ինչը հեշտացնում է էլեկտրոնների ազատ տեղաշարժը մի ուղեծրից մյուսը՝ ստեղծելով կապ բոլոր մետաղների ատոմների միջև։ Այս ազատ էլեկտրոնները մետաղական կապի հիմնական հատկանիշն են: Այն չունի հագեցվածություն և ուղղորդում, քանի որ վալենտային էլեկտրոնները բաշխված են բյուրեղի վրա հավասարաչափ: Մետաղներում ազատ էլեկտրոնների առկայությունը բացատրում է դրանց որոշ ֆիզիկական հատկություններ՝ մետաղական փայլ, ճկունություն, ճկունություն, ջերմահաղորդականություն, անթափանցիկություն։

Կովալենտային կապի տեսակը

Այն առաջանում է ջրածնի ատոմի և բարձր էլեկտրաբացասականություն ունեցող տարրի միջև։ Կան ներմոլեկուլային ջրածնային կապեր։ Կովալենտային կապի այս տեսակը ամենաթույլն է, այն առաջանում է էլեկտրաստատիկ ուժերի ազդեցությամբ։ Ջրածնի ատոմն ունի փոքր շառավիղ, և երբ այս մեկ էլեկտրոնը տեղահանվում է կամ հեռանում, ջրածինը դառնում է դրական իոն՝ ազդելով բարձր էլեկտրաբացասականությամբ ատոմի վրա։

Կովալենտային կապի բնորոշ հատկություններից են՝ հագեցվածությունը, ուղղորդվածությունը, բևեռայնությունը, բևեռականությունը։ Այս ցուցանիշներից յուրաքանչյուրն ունի որոշակի նշանակություն ձևավորվող միացության համար: Օրինակ՝ ուղղորդությունը որոշվում է մոլեկուլի երկրաչափական ձևով։