Коваленттік және химиялық байланыс және оның қасиеттері. коваленттік байланыс. Қарапайым заттардың құрылымы – бейметалдар

коваленттік байланыс - химиялық байланысваленттік электрон бұлттарының жұбының әлеуметтенуі нәтижесінде түзілген. Байланысты қамтамасыз ететін электрондар деп аталады ортақ электронды жұп.

Қасиетті коваленттік байланыс : бағыттылық, қанықтылық, полярлық, поляризациялық – химиялық және анықтау физикалық қасиеттерібайланыстар.

Байланыстың бағыты заттардың молекулалық құрылымын және олардың молекулаларының геометриялық пішінін анықтайды. Екі байланыстың арасындағы бұрыштар байланыс бұрыштары деп аталады.

Қаныққандық – атомдардың шектелген коваленттік байланыс түзу қабілеті. Атом түзетін байланыстар саны оның сыртқы атомдық орбитальдарының санымен шектеледі.

Байланыстың полярлығы атомдардың электртерістігінің айырмашылығына байланысты электрон тығыздығының біркелкі бөлінбеуіне байланысты. Осы негізде коваленттік байланыстар полюссіз және полюсті болып бөлінеді.

Байланыстың полярлануы сыртқы әсердің әсерінен байланыс электрондарының орын ауыстыруымен көрінеді. электр өрісі, соның ішінде басқа реакцияға түсетін бөлшек. Поляризациялық электрондардың қозғалғыштығымен анықталады. Коваленттік байланыстың полярлығы мен полярлануы полярлы реагенттерге қатысты молекулалардың реактивтілігін анықтайды.

Иондық байланыс.

Байланыстың иондық түрі қасиеттері бойынша күрт ерекшеленетін атомдар арасында ғана мүмкін болады. Элементтердің қасиеттерінің күрт айырмашылығы металл атомының валенттілік электрондарын толығымен жоғалтуына, ал металл емес атомның оларды қосуына әкеледі. электростатикалық тартылыс күштерінің әсерінен молекулалар мен кристалдық торда оң және теріс зарядталған иондар түзіледі. Мұндай байланыс иондық деп аталады.

Мысалы, газ фазасында NaCL молекуласының түзілуі.

Қарым-қатынастың спецификалық емес түрлері.

металл байланысы - салыстырмалы бос электрондардың болуына байланысты химиялық байланыс. Ол таза металдарға да, олардың қорытпаларына да, интерметалл қосылыстарына да тән.

Металлдың байланысу механизмі: Оң металл иондары кристалдық тордың барлық түйіндерінде орналасқан. Олардың арасында газ молекулалары сияқты валенттік электрондар иондардың түзілуі кезінде атомдардан ажырап, кездейсоқ қозғалады. Бұл электрондар цемент рөлін атқарады, оң иондарды біріктіреді; әйтпесе тор иондар арасындағы итеруші күштердің әсерінен ыдырайтын еді. Сонымен қатар электрондар да кристалдық тордың ішіндегі иондармен ұсталады және одан шыға алмайды. Байланыс күштері локализацияланбаған және бағытталмаған. Сондықтан көп жағдайда жоғары координациялық сандар пайда болады (мысалы, 12 немесе 8).

Басқа қасиеттері: Еркін қозғалатын электрондар жоғары электр және жылу өткізгіштігін тудырады. Металлдық байланысы бар заттар көбінесе беріктік пен икемділікті біріктіреді, өйткені атомдар бір-біріне қатысты орын ауыстырған кезде байланыстар үзілмейді.

Ван дер Ваальс күштері - энергиясы 0,8 - 8,16 кДж/моль молекулааралық әрекеттесу күштері. Бұл термин бастапқыда барлық осындай күштерді білдірді қазіргі ғылымол әдетте молекулалардың поляризациясынан және дипольдердің пайда болуынан туындайтын күштерге қолданылады. 1869 жылы Дж.Д.ван дер Ваальс ашқан.

Ван-дер-Ваальс күштеріне дипольдар арасындағы (тұрақты және индукциялық) әсерлесулер жатады. Атауы осы күштер нақты газдың Ван-дер-Ваальс күй теңдеуіндегі ішкі қысымды түзетудің себебі болып табылатындығынан шыққан. Бұл әрекеттесулер негізінен биологиялық макромолекулалардың кеңістіктік құрылымын қалыптастыруға жауапты күштерді анықтайды.

Коваленттік байланыстың маңызды сандық сипаттамалары болып табылады байланыстыру энергиясы, оның ұзындығыЖәне дипольдік момент.

Байланыс энергиясы- оның түзілуі кезінде бөлінетін немесе екі байланысқан атомды бөлуге қажетті энергия. Байланыс энергиясы оның беріктігін сипаттайды.

Сілтеме ұзындығыбайланысқан атомдардың орталықтары арасындағы қашықтық. Ұзындығы неғұрлым қысқа болса, химиялық байланыс соғұрлым күшті болады.

Дипольдік моментбайланыс (μ) — байланыс полярлығын сипаттайтын векторлық шама (дебилермен өлшенген). Dнемесе кулондық метрлер: 1 D= 3,4 10 -30 C м).

Вектордың ұзындығы байланыс ұзындығының көбейтіндісіне тең л тиімді заряд үшін q Электронның тығыздығы ығысу кезінде атомдар алады: | μ | = л · q .Дипольдік момент векторы оң зарядтан теріс зарядқа бағытталған. Барлық байланыстардың дипольдік моменттерін векторлық қосу арқылы молекуланың дипольдік моменті алынады.
Облигациялардың сипаттамаларына олардың көптігі әсер етеді:

коваленттік байланыс(атомдық байланыс, гомеополярлық байланыс) – валентті электрон бұлттарының жұбының қабаттасуы (әлеуметтенуі) нәтижесінде түзілетін химиялық байланыс. Байланысты қамтамасыз ететін электрондық бұлттар (электрондар) деп аталады ортақ электронды жұп.

Коваленттік байланыс терминін алғаш рет лауреат енгізді Нобель сыйлығыИрвинг Лангмюр 1919 ж. Бұл термин электрондары бос болатын металлдық байланысқа немесе атомдардың біреуі электрон беріп, катионға айналатын иондық байланысқа қарағанда, электрондардың ортақ иеленуіне байланысты химиялық байланысты, ал басқа атом электронды қабылдап, анионға айналды.

Кейінірек (1927 ж.) Ф.Лондон мен В.Гейтлер сутегі молекуласының мысалын қолдана отырып, кванттық механика тұрғысынан коваленттік байланыстың алғашқы сипаттамасын берді.

М.Борнның толқындық функциясының статистикалық интерпретациясын ескере отырып, байланыстырушы электрондарды табудың ықтималдық тығыздығы молекуланың ядролары арасындағы кеңістікте шоғырланған (1-сурет). Электрондық жұптардың тебілуі теориясында бұл жұптардың геометриялық өлшемдері қарастырылады. Сонымен, әрбір периодтың элементтері үшін электронды жұптың белгілі бір орташа радиусы (Å) болады:

неонға дейінгі элементтер үшін 0,6; аргонға дейінгі элементтер үшін 0,75; Криптонға дейінгі элементтер үшін 0,75 және ксенонға дейінгі элементтер үшін 0,8.

Коваленттік байланыстың тән қасиеттері – бағыттылық, қанықтылық, полярлық, полярлану – қосылыстардың химиялық және физикалық қасиеттерін анықтайды.

Қарым-қатынас бағыты анықталады молекулалық құрылымзаттар және олардың молекулаларының геометриялық пішіні. Екі байланыстың арасындағы бұрыштар байланыс бұрыштары деп аталады.

Қаныққандық – атомдардың шектелген коваленттік байланыс түзу қабілеті. Атом түзетін байланыстар саны оның сыртқы атомдық орбитальдарының санымен шектеледі.

Байланыстың полярлығы атомдардың электртерістігінің айырмашылығына байланысты электрон тығыздығының біркелкі бөлінбеуіне байланысты. Осы негізде коваленттік байланыстар полюссіз және полярлы болып бөлінеді (полярсыз – екі атомды молекула бірдей атомдардан тұрады (H 2, Cl 2, N 2) және әрбір атомның электронды бұлттары осыларға қатысты симметриялы түрде таралады. атомдар;полярлы - екі атомды молекула әртүрлі химиялық элементтердің атомдарынан тұрады және жалпы электрон бұлты атомдардың біріне қарай жылжиды, осылайша молекуладағы электр зарядының таралуында ассиметрияны қалыптастырады, молекуланың дипольдік моментін тудырады) .

Байланыстың поляризациялануы сыртқы электр өрісінің, соның ішінде басқа реакцияға түсетін бөлшектің әсерінен байланыс электрондарының орын ауыстыруымен көрінеді. Поляризациялық электрондардың қозғалғыштығымен анықталады. Коваленттік байланыстың полярлығы мен полярлануы полярлы реагенттерге қатысты молекулалардың реактивтілігін анықтайды.

Дегенмен, екі рет Нобель сыйлығының лауреаты Л.Полинг «кейбір молекулаларда ортақ жұптың орнына бір немесе үш электронның есебінен коваленттік байланыс бар» деп атап көрсетті. H 2 + молекулалық сутегі ионында бір электронды химиялық байланыс жүзеге асады.

Молекулярлық сутегі ионының H 2 + құрамында екі протон және бір электрон бар. Молекулалық жүйенің жалғыз электроны екі протонның электростатикалық тебілуін өтейді және оларды 1,06 Å (химиялық байланыстың ұзындығы H 2 +) қашықтықта ұстайды. Молекулалық жүйенің электронды бұлтының электрон тығыздығының центрі Бор радиусы α 0 =0,53 Å бойынша екі протоннан бірдей қашықтықта және молекулалық сутегі ионының H 2 + симметрия центрі болып табылады.

9- сұрақ) Коваленттік байланыстың түзілу жолдары. Мысалдар келтіріңіз.

Коваленттік байланыстың түзілу әдістері

Коваленттік байланысты құрудың екі негізгі жолы бар *.

1) Байланысты құрайтын электронды жұп қозбаған атомдарда болатын жұпталмаған электрондардың арқасында пайда болуы мүмкін.

Бірақ коваленттік байланыстардың саны жұпталмаған электрондар санынан көп болуы мүмкін. Мысалы, қозбаған күйде (негізгі күй деп те аталады) көміртек атомында екі жұпталмаған электрон бар, бірақ ол төрт коваленттік байланыс түзетін қосылыстармен сипатталады. Бұл атомның қозуының нәтижесінде мүмкін болады. Бұл жағдайда s-электрондардың бірі p-ішкі деңгейге өтеді:

Құрылған коваленттік байланыстар санының ұлғаюы атомның қозуына жұмсалған энергиядан көбірек энергияның бөлінуімен бірге жүреді. Атомның валенттілігі жұпталмаған электрондар санына байланысты болғандықтан, қозу валенттіліктің жоғарылауына әкеледі. Азот, оттегі, фтор атомдарында жұпталмаған электрондар саны көбеймейді, өйткені екінші деңгейде бос орбитальдар * жоқ, ал электрондардың үшінші кванттық деңгейге қозғалысы қосымша байланыстардың пайда болуы кезінде бөлінетін энергиядан әлдеқайда көп энергияны қажет етеді. Осылайша, атом қозған кезде электронның бос орбитальдарға ауысуы тек бір энергетикалық деңгейде ғана мүмкін болады.

3 период элементтері – фосфор, күкірт, хлор – топ санына тең валенттілік көрсете алады. Бұған 3s және 3p электрондарының 3d ішкі деңгейдегі бос орбитальдарға ауысуымен атомдарды қозу арқылы қол жеткізіледі:

P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1(валенттілік 5)

S* 1s 2 2s 2 2p 6 3с 1 3п 3 3д 2(валенттілік 6)

Cl* 1s 2 2s 2 2p 6 3с 1 3п 3 3д 3(валенттілік 7)

Жоғарыда электрондық формулалар* қозған атомдар, ішкі деңгейлер * тек жұптаспаған электрондар бар асты сызылған. Хлор атомының мысалын қолдана отырып, валенттілік айнымалы болуы мүмкін екенін көрсету оңай:

Хлордан айырмашылығы, F атомының валенттілігі тұрақты және 1-ге тең, өйткені валенттілік (екінші) энергетикалық деңгейде d-төменгі деңгейлі орбитальдар және басқа бос орбитальдар жоқ.

2) Коваленттік байланыстар атомның сыртқы электрондық қабатында болатын жұпталған электрондар есебінен түзілуі мүмкін. Бұл жағдайда екінші атомның сыртқы қабатында бос орбиталь болуы керек. Мысалы, аммиак молекуласынан аммоний ионының және сутегі ионының түзілуін мына схемамен көрсетуге болады:

Коваленттік байланыс * түзу үшін өзінің электрон жұбын қамтамасыз ететін атомды донор, ал бос орбиталь беретін атомды акцептор деп атайды. Осылай түзілген коваленттік байланыс донор-акцепторлық байланыс деп аталады. Аммоний катионында бұл байланыс бірінші әдіспен түзілген басқа үш коваленттік байланысқа өзінің қасиеттері бойынша абсолютті сәйкес келеді, сондықтан «донор-акцептор» термині байланыстың қандай да бір ерекше түрін білдірмейді, тек оның түзілу әдісін білдіреді.

10-сұрақ) Қышқылдық-негіздік әрекеттесу – бейтараптандыру реакциялары. Қышқылдық және негіздік тұздар. Мысалдар келтір.

NaOH + HCl = NaCl + H2O - бейтараптандыру реакциясы
NaOH + H2SO4 \u003d NaHSO4 + H2O - натрий сутегі сульфатының қышқыл тұзының түзілуі, қышқыл тұздары басқа негіздік қышқылдарды түзе алады, мысалы H3PO4 2 NaH2PO4 қышқыл тұзын түзе алады. Na2HPO4. -қышқыл тұздары – қышқылдағы сутек катиондарының толық емес орын ауыстыруының өнімі.
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O - ортаңғы тұз
Al(OH)3 + 2HCl = Cl2 + 2H2O - алюминий гидроксохлориді - негіздік тұз
Al(OH)3 + HCl = Cl + H2O - алюминий дигидроксохлориді
Негіздік тұз – бұл негіздің гидроксил топтарының қышқыл қалдығының аниондарымен толық емес алмасуының өнімі.

Қышқылдар мен негіздердің теориялары- қышқылдар мен негіздердің табиғаты мен қасиеттерін сипаттайтын іргелі физика-химиялық түсініктер жиынтығы. Олардың барлығы қышқылдар мен негіздердің анықтамаларын енгізеді - бір-бірімен әрекеттесетін заттардың екі класы. Теорияның міндеті қышқыл мен негіз арасындағы реакция өнімдерін және оның пайда болу мүмкіндігін болжау, ол үшін қышқыл мен негіздің беріктігінің сандық сипаттамалары қолданылады. Теориялар арасындағы айырмашылықтар қышқылдар мен негіздердің анықтамаларында, олардың беріктік сипаттамаларында және нәтижесінде олардың арасындағы реакция өнімдерін болжау ережелерінде жатыр. Олардың барлығының аумақтары ішінара қиылысатын өздерінің қолдану аймағы бар.

Қышқыл-негіз әрекеттесуі табиғатта өте кең таралған және ғылыми және өндірістік тәжірибеде кеңінен қолданылады. Қышқылдар мен негіздер туралы теориялық түсініктер бар маңыздылығыхимияның барлық концептуалды жүйелерінің қалыптасуында және барлық негізгі химиялық пәндердегі көптеген теориялық концепциялардың дамуына жан-жақты әсер етеді.

негізделген қазіргі заманғы теорияқышқылдар мен негіздер, судағы және сусыз электролит ерітінділерінің химиясы, сусыз ортадағы рН-метрия, гомо- және гетерогенді қышқыл-негіз катализі, қышқылдық функциялары теориясы және басқалары сияқты химия ғылымының салалары болды. дамыған.

11- сұрақ) Иондық байланыс, оның қасиеттері, мысалдар келтір.

Иондық байланыс коваленттік байланысқа қарағанда қанықпайды.
Иондық байланыстардың беріктігі.
Молекулаларында иондық байланыстары бар заттардың қайнау және балқу температуралары жоғары болады.

Иондық байланыс- электртерістігінің айырмашылығы үлкен (Полинг шкаласы бойынша > 1,5) атомдар арасында түзілетін өте күшті химиялық байланыс, бұл кезде ортақ электрон жұбы электртерістігі жоғары атомға толығымен өтеді.Бұл қарама-қарсы зарядталған денелер ретінде иондардың тартылуы. . Мысал ретінде «иондылық дәрежесі» 97% болатын CsF қосылысын келтіруге болады. Натрий хлориді NaCl мысалында түзілу әдісін қарастырайық. Натрий және хлор атомдарының электрондық конфигурациясын келесідей көрсетуге болады: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Бұл энергия деңгейі толық емес атомдар. Әлбетте, оларды аяқтау үшін натрий атомына жеті қосқаннан гөрі бір электроннан бас тарту оңай, ал хлор атомы жетіден бас тартқаннан гөрі бір электрон қосу оңайырақ. Химиялық әрекеттесу кезінде натрий атомы бір электроннан толығымен бас тартады, ал хлор атомы оны қабылдайды. Схемалық түрде оны былай жазуға болады: Na. - l e -> Na + натрий ионы, екінші энергетикалық деңгейге байланысты тұрақты сегіз электронды 1s2 2s2 2p6 қабық. :Cl + 1e --> .Cl - хлор ионы, тұрақты сегіз электронды қабат. Na+ және Cl- иондары арасында электростатикалық тартылыс күштері пайда болады, нәтижесінде қосылыс түзіледі. Иондық байланыс коваленттік полярлық байланыстың поляризациясының төтенше жағдайы болып табылады. Типтік металл және бейметал арасында қалыптасады. Бұл жағдайда металдан электрондар бейметалға толығымен өтеді. иондар түзіледі.

Егер электртерістігінің айырмашылығы өте үлкен атомдар арасында химиялық байланыс түзілсе (Полинг бойынша ЭО > 1,7), онда жалпы электрон пара толығымен ЭО үлкен атомға ауысады. Нәтижесінде қарама-қарсы зарядталған иондардың қосылысы түзіледі:

Түзілген иондар арасында электростатикалық тартылыс болады, оны иондық байланыс деп атайды. Керісінше, мұндай көрініс ыңғайлы. Шын мәнінде, атомдар арасындағы иондық байланыс оның таза түрінде еш жерде немесе еш жерде дерлік жүзеге асырылмайды; әдетте, шын мәнінде, байланыс ішінара иондық және ішінара ковалентті болады. Сонымен қатар күрделі молекулалық иондардың байланысын көбінесе таза иондық деп санауға болады. Химиялық байланыстың басқа түрлерінен иондық байланыстардың ең маңызды айырмашылығы – бағытсыздығы және қанықпауы. Сондықтан иондық байланыс нәтижесінде пайда болған кристалдар сәйкес иондардың әртүрлі тығыз қаптамаларына қарай тартылады.

тәнмұндай қосылыстардың полярлы еріткіштерде (суда, қышқылдарда және т.б.) жақсы ерігіштігі болып табылады. Бұл молекуланың зарядталған бөліктеріне байланысты. Бұл жағдайда еріткіштің дипольдері молекуланың зарядталған ұштарына тартылады да, броундық қозғалыс нәтижесінде олар заттың молекуласын бөліктерге «тартып», қайта бірігуін болдырмай қоршайды. Нәтижесінде еріткіштің дипольдерімен қоршалған иондар пайда болады.

Мұндай қосылыстар еріген кезде, әдетте, энергия бөлінеді, өйткені түзілген еріткіш-иондық байланыстардың жалпы энергиясы анион-катиондық байланыс энергиясынан үлкен болады. Ерекшеліктер азот қышқылының (нитраттар) көптеген тұздары болып табылады, олар еріген кезде жылуды сіңіреді (ерітінділер салқын). Соңғы факт физикалық химияда қарастырылатын заңдар негізінде түсіндіріледі.

мысалдар: (MgS, K2CO3), негіздер (LiOH, Ca(OH)2), негіздік оксидтер (BaO, Na2O)
тор түрі – металл

12) Ерітінділердегі алмасу реакциялары. Мысалдар келтіріңіз.

Іс жүзінде қайтымсыз реакциялартепе-теңдік реакция өнімдерінің түзілуіне қарай қатты ығысады.

Көбінесе бастапқы және арасында әлсіз электролиттер немесе нашар еритін қосылыстар болатын процестер бар соңғы өнімдерреакциялар. Мысалы,

HCN(p) + CH 3 COO - (p)↔ CH 3 COOH(p) + CN - (p) (1), ΔG˚=43кДж

NH 4 OH (p) + H + (p) ↔ H 2 O (l) + NH 4 + (p) (2) ΔG˚= -84 кДж

теңдеулердің сол және оң жағында әлсіз электролиттер бар.

Бұл жағдайларда қайтымды процестің тепе-теңдігі төменгі Кдиссокпен заттың түзілуіне қарай ығысады.

(1) реакциясында тепе-теңдік солға ығысады K HCN = 4,9 10 -10< K CH 3 COOH = 1,8 · 10 -5 , в реакции (2) – сильно сдвинуто вправо (K H 2 O =1,8 · 10 -16 < K NH 4 OH = 1,8 · 10 -5).

Реакция теңдеуіндегі процестердің мысалдары аз еритін заттар сол және оң жақтан енеді, ретінде қызмет ете алады:

AgCl(k)↓ + NaI(p) ↔ AgI↓(k) + NaCl(p) (1) ΔG˚= - 54кДж

BaCO 3 ↓(k) + Na 2 SO 4 (p) ↔ BaSO 4 ↓(k) + Na 2 CO 3 (p) (2) ΔG˚≈ 0

Тепе-теңдік аз еритін қосылыстың түзілуіне қарай ығысады. (1) реакциясында тепе-теңдік оңға ығысады, өйткені PRAGI=1,1 10 -16< ПРAgCl =1,8·

10 -10. (2) реакциясында тепе-теңдік BaSO 4-ке сәл ғана ығысады

(PR BaCO 3 \u003d 4,9 10 -9 > PR BaSO 4 \u003d 1,08 10 -10).

Теңдеуінде бір жағынан нашар еритін қосылыс, екінші жағынан әлсіз электролит болатын процестер бар. Осылайша, жүйедегі тепе-теңдік

AgCN(k)↓ + H + (p) ↔ HCN(p) + Ag + (p) ΔG˚= - 46кДж

айтарлықтай оңға ығысқан, өйткені CN - ион аз еритін AgCN затының молекуласына қарағанда HCN өте әлсіз электролит молекуласымен күштірек байланысады. Сондықтан AgCN тұнбасы азот қышқылын қосқанда ериді.

Коваленттік байланыс көршілес екі атомға ортақ орналасқан әлеуметтенген валенттік электрондар арқылы жүзеге асады байланыстырушы орбиталь(2.2.1 тарауын қараңыз). Сонымен қатар, элементар заттар жағдайында атомдардың әрқайсысы байланысқа валенттік электрондардың бірдей санын «береді» және тордағы ең жақын көрші атомдардың байланыс электрондары есебінен оның толық толтырылуы үшін валенттік қабатын аяқтайды. . Осы мүлікпен қанықтыруковаленттік байланыс, біз сутегі молекуласының мысалында кездестік. Оның салдары Юм-Ротери белгілеген ереже болып табылады. Оның ойынша, негізінен коваленттік байланыс жүзеге асырылатын элементар заттардың кристалдары үшін координациялық сан арасында келесі қатынас орындалады. Зжәне топ нөмірі Нэлемент қайда орналасқан:

З k = 8 − Н. Элементар жартылай өткізгіштердің құрылымы (бастапқы байланыс - коваленттік) осы қарапайым ережемен және коваленттік байланыстың бағытымен беріледі.

Коваленттік байланыстың бағыты кристалдағы электронды тығыздықтың таралуымен анықталады, оны, мысалы, рентгендік мәліметтерді пайдалана отырып орнатуға болады. Олар коваленттік байланысы бар кристалдарда валенттік электрондардың электронды тығыздығы кеңістікте айтарлықтай біркелкі таралмағанын көрсетеді. Көршілес екі атом үшін ең қысқа бағыттарда электрон тығыздығы басқа бағыттарға қарағанда жоғары болады. Бұл валенттік электрондар кеңістікте локализацияланған және «электрондық көпірлер» түзетінін білдіреді, яғни коваленттік байланыстың айқын бағытталған кейіпкер. Коваленттік байланыстың түзілу кезіндегі электрон тығыздығының таралу сипаты өзара әрекеттесетін атомдардың нақты электрондық құрылымына байланысты.

Коваленттік химиялық байланыс химиялық байланыстың басқа түрлеріне қарағанда локализацияланған сипатқа ие болғандықтан, ол тек байланыс энергиясымен анықталып қоймайды, сонымен қатар геометриялық сипаттамаларға да ие болады. Коваленттік байланыстың геометриялық сипаттамалары оның ұзындығы мен молекуладағы немесе кристалдағы байланыстар арасындағы бұрыштар болып табылады. коваленттік ұзындық

химиялық байланыскристалдағы коваленттік байланыс арқылы біріктірілген атомдар ядроларының арасындағы қашықтық деп аталады. Ол өзара әрекеттесетін атомдардың мөлшеріне және олардың электрон бұлттарының қабаттасу дәрежесіне байланысты. Байланыстың ұзындығы мен байланыстар арасындағы бұрыштар молекулалық спектроскопия, рентгендік дифракция және басқа әдістерді қолдану арқылы тәжірибе жүзінде анықталады.

Алмазда химиялық байланыстың түзілу мысалын пайдаланып коваленттік байланыстың бағыттылық қасиетін қарастырайық.9 Бұл жағдайда бағытталған валенттілік теориясының мазмұнын құрайтын ережелерді басшылыққа аламыз.

1. Бір коваленттік байланыс әртүрлі атомдарға жататын спиндері қарама-қарсы екі электронның әрекеттесуінен түзіледі.

2. Коваленттік байланыстың бағыты берілген валенттік электронның орбитальдары көрші атомға жататын онымен жұпталған басқа валенттік электронның орбитальдарымен максималды дәрежеде қабаттасатын бағытқа сәйкес болуы керек.

Кейбір жағдайларда байланыс түзуге қатысатын валенттік электрондардың орбитальдарының пішіні шамалы өзгеретінін, ал кейбір жағдайларда күрт өзгеретінін есте ұстаған жөн. Соңғы жағдайда аралас, деп аталады гибридті орбитальдар.

Көміртек атомдарынан тұратын алмазда ковалентті химиялық байланыс жүзеге асатыны белгілі. Қозбаған күйдегі көміртегі атомының валенттік қабықшасының электрондық конфигурациясы – 2 с 22б 2. 1-де с-орбитальдар және 2 с-орбитальдар спиндері антипараллельді екі жұп электрон. Екі 2 б- химиялық байланыстың түзілуіне қатыса алатын бір электрон орналасқан орбитальдар. Бұл 2 б-орбитальдар

олардың арасында 90° бұрыш жасайды. Осылайша, оның қосылыстарындағы көміртек екі валентті болуы керек және байланыстар түзеді, олардың арасында тік бұрыш болады.

Алайда, тәжірибелік мәліметтер көрсеткендей, оның қосылыстарының көпшілігінде көміртегі төрт валентті және барлық төрт көміртегі байланыстары бірдей күшті және бір-біріне қатысты бірдей бағдарға ие.

дос: байланыстар арасындағы бұрыш 109◦28∗. Бұл жағдай екі кезеңде болатын орбитальдардың будандастыруымен түсіндіріледі. Біріншіден, көміртегі атомы негізгі күйден қозған күйге өтеді, онда электрондардың біреуі 2 толтырылған. с 2-орбиталь барады

9 Сутегі молекуласындағы коваленттік байланыс электрон тығыздығының сфералық симметриялы таралуына байланысты бағыттылық қасиетіне ие емес. с-мемлекеттер.

Күріш. 2.10. Гибридизация схемасы сЖәне б- электронды бұлттар және кеңістіктік бағдарлау sp 3 гибрид.

бос 2 б-орбиталық. Содан кейін төрт толқындық функцияның «араласуы» және төрт жаңа бірдей толқындық функцияның қалыптасуы бар, олар бірде-біреуі емес. с-, жоқ б-функциялар. Бұл гибрид sp 3-функциялар. Олар эквивалентті және суретте көрсетілген бағдарға ие. 2.10. Осылайша, алынған күйде алмаздағы көміртегі атомында төрт жұпталмаған электрон бар. Алмасу бұлттарының максималды тығыздығының бағыттары суреттен көрініп тұрғандай. 2.12, текшенің кеңістіктік диагональдары бойымен шоғырланған<111>. Төрт көршісі бар атом дұрыс тетраэдр құрайды, ал тетраэдрлер жиынтығынан «шексіз коваленттік молекула» құрастырылған.

Химиялық байланыстың беріктігі валенттік электрон орбитальдарының қабаттасу дәрежесіне байланысты: қабаттасу неғұрлым көп болса, байланыс соғұрлым күшті болады. Есептеулер көрсеткендей, гибридті жағдайда байланыстырушы атомдардың электрондық қабаттарының қабаттасуы sp 3-орбитальдар гибридті емес жағдайға қарағанда айтарлықтай көп болып шығады сЖәне б-орбитальдар. Гибридтенген күйлер гибридтелмеген күйлерге қарағанда атомдағы электрондардың жоғары энергиясына сәйкес келсе де, байланыс түзілген жағдайда кристалдың жалпы энергиясы төмен болып шығады. sp 3-гибридтер; сондықтан будандастыру энергетикалық жағынан қолайлы болып шығады.

Коваленттік байланыстың түзілуіне қатыса алады с-, б-, гЖәне f-орбитальдар. Егер будандастыру байланыс түзілу кезінде жүрсе, онда қанша және қандай орбиталар будандастырылғанына байланысты олар ажыратады. sp-, sp 2-, дсп 2-, sp 3i г 2sp 3-гибридті орбитальдар (2.11-сурет).

Осылайша, коваленттік кристалдардың құрылымы химиялық байланыстың толық қанығуы үшін қажетті жақын көршілердің санын және толқынды талдау арқылы анықтауға болатын химиялық байланыстың бағытын беретін Юм-Ротери ережесімен анықталады. функциялары

Күріш. 2.11. Кеңістіктік бағдарлау sp-, sp 2 -, дсп 2 -, sp 3 және г 2 sp 3-гибридті орбитальдар.

таспа электрондары немесе эксперименталды түрде. Коваленттік байланыс энергиясының сипаттамалық мәні шамамен 5–7 эВ. Жартылай өткізгішті материалдарда келесілер бар жалпы үлгілербайланыс энергиясы өзгерген кезде қасиеттердің өзгеруінде. Атомдар арасындағы байланыс энергиясының жоғарылауымен кристалдық тордың периоды азаяды, балқу температурасы және жолақ саңылауы артады.

Көпшілігі тән қасиеттерХимиялық байланыстың төрт түрінің бірі басым түрде жүзеге асырылатын қарапайым кристалдар кестеде келтірілген. 2.2.

2.2-кесте. Төрт топтың қасиеттері қатты заттар, атомаралық байланыстардың түрлері бойынша ерекшеленеді.

Атомаралық байланыстың түрі

Сипаттамалық және байланыс энергиясы

Жан-жақты және қанықпаған, күшті байланыс; Бір жұп иондарға 5–7 эВ.

бағытталған

және бай, күшті байланыс; Бір атомға 5–7 эВ.

Көп бағытты және қанықпаған байланыс; жақын

Бір атомға 3,5 эВ.

Бағытсыз және қанықпаған, әлсіз, қысқа диапазонды

қосылу; ≈0,1 эВ

Иондық ковалентті металл Ван дер-Ваальс

Құрылымдық қасиеттері

Ірі аниондар тығыз орналасқан құрылымдар түзеді, олардың бос жерлерінде катиондар орналасады ( З k = 8, 6, 4 және 3).

Бос торлы қаптамалары бар құрылымдар (мысалы, З k = 4) және төмен тығыздық.

З k = 12 және 8) және жоғары тығыздық.

Тығыз орамы бар ықшам кристалдық құрылымдар ( З k = 12) және жоғары тығыздық.

Жылу қасиеттері

Салыстырмалы түрде жоғары балқу нүктелері. Төмен кеңейту коэффициенті.

жоғары балқу нүктелері. Төмен кеңейту коэффициенті.

Әртүрлі балқу температуралары.

Төмен балқу нүктелері. Жоғары кеңейту коэффициенті.

Электрлік қасиеттері

Оқшаулағыштар. Өткізгіштік негізінен иондық сипатқа ие және температура жоғарылаған сайын артады.

Өткізгіштіктің электронды түрі (тасымалдаушының екі түрі). Өткізгіштіктің температураға активтену тәуелділігі.

Өткізгіштер. Өткізгіштіктің негізгі түрі электронды. Өткізгіштік температура жоғарылаған сайын төмендейді.

Оқшаулағыштар.

Оптикалық қасиеттер

Төмен жиіліктен жұтылу шетіне дейін электромагниттік сәулеленуге мөлдір. Әдетте спектрдің көрінетін аймағында мөлдір.

Төмен жиіліктен жұтылу шетіне дейінгі электромагниттік сәулелену үшін мөлдір.

Ең төменгі жиіліктерден ультракүлгін аймақтың ортасына дейінгі электромагниттік толқындар үшін мөлдір емес; жарықты жақсы көрсетеді.

Төмен жиіліктен алыс ультракүлгін аймаққа дейінгі электромагниттік сәулеленуге мөлдір.

Иондық ковалентті металл Ван дер-Ваальс

Жолақ құрылымы

аймақ бөлінген

келесі бос өткізу жолағынан кең жолақ арқылы ( Мысалы> 2–3 эВ).

Толық толтырылған жоғарғы валенттілік

аймақ бөлінген

келесі бос өткізгіштік жолақтан жолақ аралығына дейін Мысалы< 2–3 эВ.

Өткізгіштік жолағы жартылай толтырылған.

Толық толтырылған жоғарғы валенттілік

аймақ бөлінген

келесі бос өткізгіштік жолағынан өте кең диапазонға дейін.

коваленттік байланыс

Химиялық байланыстың сипаттамасы. Гибридизация.

№3 ДӘРІС. Химиялық байланыс және молекулалардың құрылысы. Валенттілік.

Біраз ғана химиялық элементтерВ табиғи жағдайлармонотомдық күйде болады (мысалы, инертті газдар). Басқа элементтердің бос атомдары неғұрлым күрделі жүйелерді - тұрақты электрондық конфигурациялары бар молекулаларды құрайды. Бұл құбылыс химиялық байланыстың түзілуі деп аталады.

химиялық байланыс - бұл екі немесе одан да көп атомдардың әрекеттесуі, нәтижесінде химиялық тұрақты екі немесе көп атомды жүйе түзіледі. Химиялық байланыстың түзілуі жүйенің жалпы энергиясының азаюымен бірге жүреді.

Химиялық байланыс теориясы электрондық өзара әрекеттесу туралы идеяларға негізделген. Электрондардың ең тұрақты (күшті) топтары инертті газдар атомдарының аяқталған сыртқы электрондық қабаттары болып табылады (гелий үшін екі электрон және басқа асыл газдар үшін сегіз электрон). Барлық басқа элементтердің толық емес сыртқы электрондық қабаттары тұрақсыз және мұндай атомдар басқа атомдармен қосылғанда олардың электрондық қабықшалары қайта реттеледі. Химиялық байланыс валенттік электрондар арқылы түзіледі, бірақ әртүрлі жолдармен жүзеге асырылады.

Валенттілік химиялық байланыстардың түзілуіне қатысатын электрондар деп аталады, негізінен бұл соңғы немесе соңғы энергетикалық деңгейдегі электрондар.

Химиялық байланыстың бірнеше түрі бар: иондық, металдық, коваленттік және сутегі.

Коваленттік байланыстың ең қарапайым мысалы - сутегі молекуласының түзілуі. Сутегі атомдары бар электронды қабықбір жұпталмаған s-электроннан, яғни. деңгейді аяқтау үшін бір электрон жетіспейді. Сутегі атомдары бір-біріне белгілі бір қашықтыққа жақындағанда, антипараллель спиндері бар электрондар түзілумен әрекеттеседі. жалпыэлектронды жұп. Ортақ электронды жұп s-орбитальдардың ішінара қабаттасуы нәтижесінде түзіледі және бұл жағдайда ең үлкен тығыздық қабаттасатын орбитальдар аймағында жасалады.

Атомдардың ортақ электронды жұптар арқылы байланысуы деп аталады ковалентті.

Коваленттік байланысы бар молекуланы екі формула түрінде жазуға болады: электронды (электрон нүктемен белгіленген) және құрылымдық (ортақ электрондар жұбы жолақпен белгіленген).

1. Сілтеме ұзындығы атомдар ядроларының арасындағы қашықтық. nm-де көрсетілген. Химиялық байланыс неғұрлым күшті болса, оның ұзындығы неғұрлым қысқа болса. Дегенмен, байланыс беріктігінің өлшемі оның энергиясы болып табылады.

2. Байланыс энергиясы - бұл химиялық байланыстың түзілуі кезінде бөлінетін энергия мөлшері, демек, бұл байланысты бұзуға жұмсалатын жұмыс. кДж/мольмен өрнектеледі. Байланыстың энергиясы байланыс ұзындығының азаюымен артады.

3. астында қанықтыру атомдардың коваленттік байланыстың шектеулі санын түзу қабілетін түсіну. Мысалы, бір жұпталмаған электроны бар сутегі атомы бір байланыс түзе алады, ал қозған көміртегі атомы төрттен көп емес байланыс түзе алады. Байланыстардың қанығуына байланысты молекулалар белгілі бір құрамға ие болады. Дегенмен, қаныққан коваленттік байланыстардың өзінде донор-акцепторлық механизмге сәйкес күрделірек молекулалар түзілуі мүмкін.

4. көптік атомдар арасындағы ортақ электронды жұптардың санымен анықталады, яғни. химиялық байланыстардың саны. Қарастырылып отырған сутегі молекуласында, сондай-ақ фтор мен хлор молекулаларында атомдар арасындағы байланыс бір электрон жұбының арқасында жүзеге асады, мұндай байланыс деп аталады. бойдақ. Оттегі молекуласында қос, ал азот молекуласында - үштік.

Сонымен қатар, коваленттік байланыс екі түрлі болуы мүмкін:

1) Егер электрон бұлттары атомдардың ядроларын қосатын түзу бағытында (яғни. байланыс осьтері ), мұндай коваленттік байланыс деп аталады сигма байланысы . Коваленттік сигма байланыстары орбитальдардың қабаттасуы арқылы түзіледі: s-s (сутегі молекуласы), s-p (хлорсутек) және p-p (хлор молекуласы).

2) Егер байланыс осіне перпендикуляр бағытталған р-орбитальдар қабаттасып жатса, байланыс осінің екі жағында екі қабаттасу аймағы пайда болады және мұндай байланыс деп аталады. пи байланысы .

Пи байланысының энергиясы сигмадан аз болғанымен, қос және одан да көп үштік байланыстардың жалпы энергиясы жалғыздан жоғары.

5. Полярлық байланыстар ортақ электрон жұбының орналасуымен анықталады, егер ол кеңістікте екі атомның ядроларына қатысты симметриялы түрде таралса, онда мұндай коваленттік байланыс деп аталады. полярлы емес . Мысал ретінде бір элемент атомдарынан тұратын екі атомды молекулалар, яғни. қарапайым заттар.

Жағдайда полярлық коваленттік байланыс , молекула әртүрлі элементтердің атомдарымен түзіледі және байланыстың электронды бұлты, бұл жағдайда салыстырмалы электртерістігі жоғары атомға ығысады. Мысалы, HCl молекуласының түзілуі кезінде ортақ электрон жұбы хлор атомына ығысады, өйткені оның ЭО көп болады.

EO- бұл элементтер атомдарының өздеріне ортақ электронды жұптарды тарту қабілеті. ЭО элементінен артық атом тиімді теріс d- зарядын, ал екінші атом тиімді d+ зарядын алады. Нәтижесінде, бар диполь. Байланыстың полярлығының өлшемі болып табылады электрлік дипольдік момент .

6. Бағдарлауковаленттік байланыс молекулалардың кеңістіктік құрылымын анықтайды, яғни. олардың геометриялық пішіні. Бағыттылық сандық түрде анықталады валенттік бұрыш химиялық байланыстар арасындағы бұрыш. Көп валентті атомдар түзетін коваленттік байланыстар әрқашан кеңістіктік бағдарға ие болады.

Коваленттік байланыс - бірдей немесе ұқсас электртерістілік мәндерімен әрекеттесу кезінде пайда болатын химиялық байланыстың ең көп таралған түрі.

Коваленттік байланыс - ортақ электрон жұптарын пайдаланатын атомдар арасындағы байланыс.

Электрон ашылғаннан бері химиялық байланыстың электрондық теориясын жасауға көптеген талпыныстар жасалды. Ең табыстысы Льюистің (1916) еңбектері болды, ол байланыс түзілуін екі атомға ортақ электрон жұптарының пайда болуының салдары ретінде қарастыруды ұсынды. Ол үшін әрбір атом электрондардың бірдей санын қамтамасыз етеді және инертті газдардың сыртқы электрондық конфигурациясына тән электрондардың октетімен немесе дублетімен қоршауға тырысады. Графикалық түрде Льюис әдісі бойынша жұпталмаған электрондар есебінен коваленттік байланыстың түзілуі атомның сыртқы электрондарын көрсететін нүктелер арқылы бейнеленген.

Льюис теориясы бойынша коваленттік байланыстың түзілуі

Коваленттік байланыстың түзілу механизмі

Коваленттік байланыстың негізгі белгісі химиялық байланысқан екі атомға да жататын ортақ электрон жұбының болуы болып табылады, өйткені екі ядроның әсер ету өрісінде екі электронның болуы әрбір электронның өрісте болуына қарағанда энергетикалық жағынан қолайлырақ. өз ядросы. Ортақ электрондық жұп байланыстардың пайда болуы әртүрлі механизмдер арқылы, көбінесе алмасу арқылы, кейде донор-акцептор арқылы болуы мүмкін.

Коваленттік байланыстың түзілуінің алмасу механизмі принципі бойынша өзара әрекеттесетін атомдардың әрқайсысы байланыс түзу үшін антипараллель спиндері бар электрондардың бірдей санын береді. Мысалыға:

Донор-акцепторлық механизм бойынша екі электронды байланыс әртүрлі бөлшектердің әрекеттесуі кезінде пайда болады. Олардың бірі – донор A:бөлінбеген электрон жұбы бар (яғни біреуі тек бір атомға жатады), ал екіншісі акцептор болып табылады. INбос орбиталы бар.

Екі электронды байланысты қамтамасыз ететін бөлшекті (бөлінбеген электрондар жұбы) донор деп атайды, ал осы электрон жұбын қабылдайтын бос орбитальді бөлшекті акцептор деп атайды.

Бір атомның екі электронды бұлты мен екінші атомның бос орбиталының әсерінен коваленттік байланыстың түзілу механизмі донор-акцепторлық механизм деп аталады.

Донор-акцепторлық байланыс басқаша жартылай полярлы деп аталады, өйткені донор атомында ішінара тиімді оң заряд δ+ пайда болады (оның бөлінбеген электрон жұбының одан ауытқуына байланысты), ал жартылай тиімді теріс заряд δ- донор атомында пайда болады. акцепторлық атом (донордың бөлінбеген электрон жұбының оның бағытында ығысуының болуына байланысты).

Қарапайым электронды жұп донорының мысалы ретінде Н ионын келтіруге болады. — , онда бөлінбеген электрон жұбы бар. Орталық атомында бос орбиталь бар (диаграммада бос кванттық ұяшық ретінде көрсетілген) молекулаға теріс гидрид ионының қосылуы нәтижесінде, мысалы, ВН 3 , ВН 4 комплексті ион түзіледі. — теріс зарядпен (Н — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4] -):

Электрон жұбының акцепторы сутегі ионы немесе жай протон Н+ болып табылады. Оның орталық атомында бөлінбеген электрон жұбы бар молекулаға, мысалы, NH 3-ке қосылуы да NH 4+ күрделі ионының түзілуіне әкеледі, бірақ оң зарядты:

Валенттік байланыс әдісі

Бірінші коваленттік байланыстың кванттық механикалық теориясыГейтлер мен Лондон (1927 жылы) сутегі молекуласын сипаттау үшін құрылды, содан кейін Полинг көп атомды молекулаларға қолданды. Бұл теория деп аталады валенттік байланыс әдісі, оның негізгі түйіндерін төмендегідей қорытындылауға болады:

• молекуладағы атомдардың әрбір жұбы өзара әрекеттесетін атомдардың электронды орбитальдары қабаттасатын бір немесе бірнеше ортақ электрондық жұптармен бірге ұсталады;
• байланыс күші электронды орбитальдардың қабаттасу дәрежесіне байланысты;
• коваленттік байланыстың түзілу шарты электрон спиндерінің қарсы бағыты болып табылады; осыған байланысты ядроаралық кеңістікте ең жоғары электрон тығыздығы бар жалпыланған электронды орбиталь пайда болады, ол оң зарядталған ядролардың бір-біріне тартылуын қамтамасыз етеді және жүйенің жалпы энергиясының төмендеуімен бірге жүреді.

Атомдық орбитальдардың гибридтенуі

Кеңістікте пішіні және бағыты әртүрлі s-, p- немесе d-орбитальдардың электрондары коваленттік байланыс түзуге қатысатынына қарамастан, көптеген қосылыстарда бұл байланыстар эквивалентті болады. Бұл құбылысты түсіндіру үшін « будандастыру» ұғымы енгізілді.

Гибридтену – энергиялары ұқсас орбитальдардың электрон тығыздықтары қайта бөлінетін, нәтижесінде олар эквивалентке айналатын пішіні мен энергиясы бойынша орбитальдарды араластыру және туралау процесі.

Гибридизация теориясының негізгі ережелері:

1. Гибридтеу кезінде бастапқы пішініжәне орбитальдар өзара өзгереді, ал жаңа, будандастырылған орбитальдар пайда болады, бірақ бірдей энергия және бірдей пішінде, дұрыс емес сегіздік фигураға ұқсайды.
2. Гибридтенген орбитальдар саны будандастыруға қатысатын шығыс орбитальдар санына тең.
3. Гибридтенуге энергиялары ұқсас орбитальдар (сыртқы энергетикалық деңгейдің s- және p-орбитальдары және сыртқы немесе алдын ала деңгейлердің d-орбитальдары) қатыса алады.
4. Гибридтелген орбитальдар химиялық байланыстың түзілу бағытында ұзартылған және сондықтан көрші атомның орбитальдарымен жақсы қабаттасуын қамтамасыз етеді, нәтижесінде электрондар есебінен түзілген жеке гибридті емес орбитальдарға қарағанда күштірек болады.
5. Неғұрлым күшті байланыстардың пайда болуына және молекуладағы электрон тығыздығының симметриялы таралуына байланысты гибридизация процесіне қажетті энергия шығынын өтейтін энергияның жоғарылауы алынады.
6. Гибридтелген орбитальдар кеңістікте бір-бірінен барынша өзара бөлінуін қамтамасыз ететіндей бағытталуы керек; бұл жағдайда итеру энергиясы ең аз болады.
7. Гибридтену түрі шығу орбитальдарының түрі мен санымен анықталады және байланыс бұрышының өлшемін, сондай-ақ молекулалардың кеңістіктік конфигурациясын өзгертеді.

Молекулалардың (немесе молекулалардың жеке фрагменттерінің) түзілуі кезінде гибридизацияның келесі түрлері жиі кездеседі:

sp-гибридтелген орбитальдардың электрондарының қатысуымен түзілетін байланыстар да 180 0 бұрышта орналасады, бұл молекуланың сызықтық пішініне әкеледі. Гибридтенудің бұл түрі екінші топтағы элементтердің галогенидтерінде (Be, Zn, Cd, Hg) байқалады, олардың валенттік күйдегі атомдары жұпталмаған s- және р-электрондары бар. Сызықтық пішін басқа элементтердің (0=C=0,HC≡CH) молекулаларына да тән, оларда sp-гибридтелген атомдар байланыс түзеді.

Гибридизацияның бұл түрі қозған күйдегі атомдары сыртқы электрондық құрылым ns 1 np 2 , мұндағы n - элемент орналасқан периодтың саны. Сонымен, ВF 3 , BCl 3 , AlF 3 және басқаларының молекулаларында орталық атомның sp 2 - гибридтелген орбитальдары есебінен байланыстар түзіледі.

Орталық атомның гибридтелген орбитальдарын 109 0 28` бұрышқа орналастыру молекулалардың тетраэдрлік пішінін тудырады. Бұл төрт валентті көміртегі CH 4 , CCl 4 , C 2 H 6 және басқа алкандардың қаныққан қосылыстары үшін өте тән. Орталық атомның валенттік орбитальдарының sp 3 гибридтенуіне байланысты тетраэдрлік құрылымы бар басқа элементтердің қосылыстарына мысал ретінде иондарды келтіруге болады: BH 4 - , BF 4 - , PO 4 3- , SO 4 2- , FeCl 4 - .

Гибридизацияның бұл түрі көбінесе металл емес галогенидтерде кездеседі. Мысал ретінде фосфор атомы (P ... 3s 2 3p 3) түзілу кезінде алдымен қозған күйге (P ... 3s 1 3p 3 3d 1) өтеді, содан кейін фосфор хлоридінің PCl 5 құрылымын мысалға келтіруге болады. s 1 p 3 d-гибридтенуден өтеді - бес бір электронды орбиталь эквивалентке айналады және олардың ұзартылған ұштары ментальды тригональды бипирамиданың бұрыштарына бағытталады. Бұл PCl 5 молекуласының пішінін анықтайды, ол бес s 1 p 3 d-гибридтелген орбитальдар бес хлор атомының 3p орбитальдарымен қабаттасқанда пайда болады.

1. sp - будандастыру. Бір s-i бір р-орбитальмен қосылса, 180 0 бұрышта симметриялы орналасқан екі sp-гибридтенген орбитальдар пайда болады.
2. sp 2 - будандастыру. Бір s- және екі p-орбитальдардың қосындысы 120 0 бұрышта орналасқан sp 2 -гибридтелген байланыстардың түзілуіне әкеледі, сондықтан молекула дұрыс үшбұрыш пішінін алады.
3. sp 3 - будандастыру. Төрт орбитальдардың бірігуі – бір s- және үш p – sp 3 – будандастыруға әкеледі, онда төрт будандастырылған орбиталь кеңістікте симметриялы түрде тетраэдрдің төрт төбесіне, яғни 109 0 28` бұрышқа бағытталған.
4. sp 3 d - будандастыру. Бір s-, үш p- және бір d-орбитальдардың қосындысы sp 3 d-гибридтенуді береді, бұл бес sp 3 d-гибридтенген орбитальдардың тригональды бипирамиданың төбелеріне кеңістіктік бағдарын анықтайды.
5. Гибридизацияның басқа түрлері. sp 3 d 2 будандастыру жағдайында алты sp 3 d 2 гибридтенген орбиталь октаэдр шыңдарына қарай бағытталған. Жеті орбитальдардың бесбұрышты бипирамида шыңдарына бағдарлануы молекуланың немесе кешеннің орталық атомының валенттік орбитальдарының sp 3 d 3 будандастыруына (немесе кейде sp 3 d 2 f) сәйкес келеді.

Атомдық орбитальды будандастыру әдісі геометриялық құрылымды түсіндіреді үлкен санмолекулалар, дегенмен, эксперименттік деректерге сәйкес, байланыс бұрыштарының сәл өзгеше мәндері бар молекулалар жиі байқалады. Мысалы, CH 4, NH 3 және H 2 O молекулаларында орталық атомдар sp 3 гибридтенген күйде болады, сондықтан олардағы байланыс бұрыштары тетраэдрлік (~ 109,5 0) тең болады деп күтуге болады. СН 4 молекуласындағы байланыс бұрышы шын мәнінде 109,5 0 болатыны тәжірибе жүзінде анықталды. Бірақ NH 3 және H 2 O молекулаларында байланыс бұрышының мәні тетраэдрліктен ауытқиды: ол NH 3 молекуласында 107,3 ​​0 және H 2 O молекуласында 104,5 0. Мұндай ауытқулар болуымен түсіндіріледі. азот пен оттегі атомдарында бөлінбеген электрон жұбы. Құрамында бөлінбеген жұп электрондары бар екі электронды орбиталь тығыздығы жоғарылауына байланысты бір электронды валентті орбитальдарды итереді, бұл байланыс бұрышының төмендеуіне әкеледі. NH 3 молекуласындағы азот атомында төрт sp 3 гибридтенген орбитальдардың үш бір электронды орбиталь үш Н атомымен байланыс түзеді, ал төртінші орбитальда бөлінбеген жұп электрондар болады.

Тетраэдр төбелеріне бағытталған sp 3 - гибридтелген орбитальдардың біреуін алып жатқан байланыспаған электрон жұбы бір электронды орбитальдарды итереді, азот атомын қоршап тұрған электрон тығыздығының ассиметриялы таралуын тудырады және нәтижесінде байланысты қысады. бұрышы 107,3 ​​0. N атомының бөлінбеген электрон жұбының әрекеті нәтижесінде байланыс бұрышының 109,5 0-ден 107 0-ге дейін төмендеуінің ұқсас көрінісі NCl 3 молекуласында да байқалады.

H 2 O молекуласындағы оттегі атомында төрт sp 3 гибридтелген орбитальда екі бір электронды және екі екі электронды орбиталь болады. Бір электронды гибридтелген орбитальдар екі Н атомымен екі байланыс түзуге қатысады, ал екі екі электронды жұп бөлінбей қалады, яғни тек Н атомына жатады.Бұл О атомының айналасындағы электрон тығыздығының таралу ассиметриясын арттырады және тетраэдрмен салыстырғанда байланыс бұрышын 104,5 0 дейін төмендетеді.

Демек, орталық атомның байланыспаған электрон жұптарының саны және олардың гибридтелген орбитальдарда орналасуы молекулалардың геометриялық конфигурациясына әсер етеді.

Коваленттік байланыстың сипаттамасы

Коваленттік байланыстың өзіндік ерекшеліктерін немесе сипаттамаларын анықтайтын белгілі бір қасиеттер жиынтығы бар. Оларға «байланыс энергиясы» және «байланыс ұзындығы» қарастырылған сипаттамаларға қосымша мыналар жатады: байланыс бұрышы, қанықтығы, бағыттылығы, полярлығы және т.б.

1. Валенттік бұрыш- бұл іргелес байланыс осьтерінің арасындағы бұрыш (яғни, молекуладағы химиялық байланысқан атомдардың ядролары арқылы жүргізілген шартты сызықтар). Байланыс бұрышының мәні орбитальдардың табиғатына, орталық атомның гибридтену түріне, байланыс түзуге қатыспайтын бөлінбеген электрон жұптарының әсеріне байланысты.

2. Қанықтылық. Атомдардың коваленттік байланыстар түзу қабілеті бар, олар біріншіден, қозбаған атомның жұпталмаған электрондарына байланысты алмасу механизмі бойынша және оның қозуы нәтижесінде пайда болатын жұптаспаған электрондар есебінен, екіншіден, сәйкес донор-акцепторлық механизм. Дегенмен, атом құра алатын байланыстардың жалпы саны шектеулі.

Қаныққандық – элемент атомының басқа атомдармен коваленттік байланыстардың белгілі, шектеулі санын құрау қабілеті.

Сонымен, сыртқы энергетикалық деңгейде төрт орбитальдан тұратын екінші период (бір s- және үш p-) саны төрттен аспайтын байланыстар құрайды. Басқа периодтағы элементтердің атомдары бар үлкен сансыртқы деңгейдегі орбитальдар көбірек байланыс түзе алады.

3. Бағдарлау. Әдіс бойынша атомдар арасындағы химиялық байланыс орбитальдардың қабаттасуынан болады, s-орбитальдарды қоспағанда, олар кеңістікте белгілі бір бағдарға ие болады, бұл коваленттік байланыстың бағытына әкеледі.

Коваленттік байланыстың бағдарлануы деп валенттік орбитальдардың кеңістіктік бағдарлануымен анықталатын және олардың максималды қабаттасуын қамтамасыз ететін атомдар арасындағы электрон тығыздығының осындай орналасуын айтады.

Өйткені электрон орбитальдары бар әртүрлі формаларжәне кеңістікте әртүрлі бағдарланса, онда олардың өзара қабаттасуы жүзеге асуы мүмкін әртүрлі жолдар. Осыған байланысты σ-, π- және δ- байланыстар ажыратылады.

Сигма байланысы (σ байланыс) электрон орбитальдарының қабаттасуы, онда электрондардың максималды тығыздығы екі ядроны қосатын ойша сызық бойына шоғырланған.

Сигма байланысы екі s электрон, бір s және бір p электрон, екі p электрон немесе екі d электрон арқылы түзілуі мүмкін. Мұндай σ-байланыс бір-бірін қабаттасатын электрон орбитальдарының бір аймағының болуымен сипатталады, ол әрқашан жалғыз, яғни бір ғана электрон жұбымен түзіледі.

«Таза» орбитальдардың және будандастырылған орбитальдардың кеңістіктік бағдарлануының алуан түрлі формалары орбитальдардың байланыс осінде қабаттасуы мүмкіндігіне әрқашан мүмкіндік бермейді. Валенттік орбитальдардың қабаттасуы байланыс осінің екі жағында да болуы мүмкін – «бүйірлік» қабаттасу деп аталады, ол көбінесе π байланыстардың түзілуі кезінде пайда болады.

Pi-байланыс (π-байланыс) – электрондардың максималды тығыздығы атомдар ядроларын қосатын сызықтың екі жағында (яғни, байланыс осінен) шоғырланған электрон орбитальдарының қабаттасуы.

Пи байланысы екі параллель р орбитальдарының, екі d орбитальдарының немесе осьтері байланыс осімен сәйкес келмейтін орбитальдардың басқа комбинацияларының әрекеттесуінен түзілуі мүмкін.

4. Көптік.Бұл сипаттама атомдарды байланыстыратын ортақ электронды жұптардың санымен анықталады. Көптіктегі коваленттік байланыс бір (жай), қос және үштік болуы мүмкін. Бір ортақ электрон жұбын қолданатын екі атом арасындағы байланыс дара байланыс (қарапайым), екі электронды жұп – қос байланыс, үш электронды жұп – үштік байланыс деп аталады. Сонымен, H 2 сутегі молекуласында атомдар бір байланыспен (H-H), оттегі молекуласында O 2 - қос (B \u003d O), N 2 азот молекуласында - үштік (N≡N) байланысады. Облигациялардың көптігі ерекше маңызға ие органикалық қосылыстар- көмірсутектер және олардың туындылары: этанда C 2 H 6 С атомдары арасында бір байланыс (C-C), этиленде C 2 H 4 - қос (C \u003d C) ацетиленде C 2 H 2 - үштік (C ≡ C) ) (C≡C).

Байланыстың көптігі энергияға әсер етеді: еселік өскен сайын оның күші артады. Көбейтіндінің артуы ядроаралық қашықтықтың (байланыс ұзындығының) азаюына және байланыс энергиясының ұлғаюына әкеледі.

5. Полярлық және поляризациялық. Коваленттік байланыстың электрон тығыздығы ядроаралық кеңістікте әртүрлі орналасуы мүмкін.

Полярлық – коваленттік байланыстың қасиеті, ол электрон тығыздығының байланысқан атомдарға қатысты ядроаралық кеңістікте орналасуымен анықталады.

Ядроаралық кеңістікте электрон тығыздығының орналасуына байланысты полюсті және полюссіз коваленттік байланыстар ажыратылады. Полярлы емес байланыс деп ортақ электрон бұлты байланысқан атомдардың ядроларына қатысты симметриялы орналасқан және екі атомға да бірдей жататын байланыстарды айтады.

Байланыстың мұндай түрі бар молекулалар полярлы емес немесе гомонуклеарлық деп аталады (яғни, бір элемент атомдары кіретіндер). Полярлы емес байланыс, әдетте, гомонуклеарлы молекулаларда (H 2, Cl 2, N 2 және т. Полярлық (немесе гетерополярлы) байланыс – жалпы электрон бұлты симметриялы емес және атомдардың біріне ауысатын байланыс.

Полярлық байланысы бар молекулалар полярлық немесе гетеронуклеарлық деп аталады. Полярлық байланысы бар молекулаларда жалпыланған электрондар жұбы электртерістігі жоғары атомға қарай ығысады. Нәтижесінде осы атомда тиімді деп аталатын белгілі бір ішінара теріс заряд (δ-) пайда болады, ал электртерістігі төмен атомның шамасы бірдей, бірақ таңбасы (δ+) бойынша қарама-қарсы жартылай оң заряд болады. Мысалы, хлорсутек HCl молекуласындағы сутегі атомының эффективті заряды δH=+0,17, хлор атомында δCl=-0,17 абсолют электрон заряды болатыны тәжірибе жүзінде анықталды.

Полярлық коваленттік байланыстың электрон тығыздығы қай бағытта ығысатынын анықтау үшін екі атомның электрондарын салыстыру қажет. Электртерістігін арттыру үшін ең көп таралған химиялық элементтер келесі ретпен орналасады:

Полярлы молекулалар деп аталады дипольдер - ядролардың оң зарядтарының және электрондардың теріс зарядтарының ауырлық орталықтары сәйкес келмейтін жүйелер.

Диполь – шамалары тең және таңбалары қарама-қарсы, бір-бірінен біршама қашықтықта орналасқан екі нүктелік электр зарядтарының жиынтығы болып табылатын жүйе.

Тарту орталықтары арасындағы қашықтық диполь ұзындығы деп аталады және l әрпімен белгіленеді. Молекуланың (немесе байланыстың) полярлығы сандық жағынан μ дипольдік моментпен сипатталады, ол екі атомды молекула жағдайында диполь ұзындығы мен электрон зарядының шамасының көбейтіндісіне тең: μ=el.

SI өлшем бірліктерінде дипольдік момент [C × m] (кулондық метр) арқылы өлшенеді, бірақ олар көбінесе жүйеден тыс [D] (дебай) бірлігін пайдаланады: 1D = 3,33 10 -30 C × м. коваленттік молекулалардың дипольдік моменттері 0-4 D, ал иондық - 4-11D шегінде өзгереді. Диполь ұзындығы неғұрлым ұзақ болса, молекула соғұрлым полярлы болады.

Молекуладағы бірлескен электронды бұлт басқа молекуланың немесе ионның өрісін қоса алғанда, сыртқы электр өрісімен ығыстырылуы мүмкін.

Поляризацияланғыштық – сыртқы электр өрісінің, соның ішінде басқа бөлшектің күш өрісінің әсерінен байланысты құрайтын электрондардың орын ауыстыруы нәтижесінде байланыстың полярлығының өзгеруі.

Молекуланың поляризацияланғыштығы электрондардың қозғалғыштығына байланысты, ол неғұрлым күшті болса, соғұрлым ядролардан қашықтық үлкен болады. Сонымен қатар, поляризациялық электр өрісінің бағытына және электронды бұлттардың деформациялану қабілетіне байланысты. Әсерінен сыртқы өрісполярлы емес молекулалар полярлы болады, ал полюстілері одан да полюсті болады, яғни молекулаларда диполь индукцияланады, ол редукцияланған немесе индукцияланған диполь деп аталады.

Тұрақтылардан айырмашылығы, индукцияланған дипольдер тек сыртқы электр өрісінің әсерінен пайда болады. Поляризация байланыстың поляризациялануын ғана емес, сонымен бірге оның үзілуін де тудыруы мүмкін, онда байланыстырушы электрон жұбының атомдардың біріне ауысуы жүреді және теріс және оң зарядталған иондар түзіледі.

Коваленттік байланыстың полярлығы мен полярлануы полярлы реагенттерге қатысты молекулалардың реактивтілігін анықтайды.

Коваленттік байланысы бар қосылыстардың қасиеттері

Коваленттік байланыстары бар заттар екі тең емес топқа бөлінеді: молекулалық және атомдық (немесе молекулалық емес), олар молекулалық заттардан әлдеқайда аз.

Қалыпты жағдайда молекулалық қосылыстар әртүрлі агрегаттық күйде болуы мүмкін: газдар (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), ұшқыш сұйықтықтар (Br 2, H 2 O, C 2) түрінде. H 5 OH ) немесе қатты кристалды заттар, олардың көпшілігі, тіпті өте аз қыздырғанда, тез еріп, оңай сублимациялануға қабілетті (S 8, P 4, I 2, қант C 12 H 22 O 11, «құрғақ мұз» СО 2).

Молекулалық заттардың төмен балқу, сублимация және қайнау температуралары кристалдардағы молекулааралық әсерлесудің өте әлсіз күштерімен түсіндіріледі. Сондықтан молекулалық кристалдар жоғары беріктікпен, қаттылықпен және электр өткізгіштікпен (мұз немесе қант) сипатталмайды. Сонымен қатар, полярлы молекулалары бар заттардың балқу және қайнау температуралары полярлы емес молекулаларға қарағанда жоғары болады. Олардың кейбіреулері басқа полярлы еріткіштерде ериді. Ал полярлы емес молекулалары бар заттар, керісінше, полярсыз еріткіштерде (бензол, төрт хлорлы көміртек) жақсы ериді. Сонымен, молекулалары полярлы емес йод полярлы суда ерімейді, полярсыз CCl 4 және төмен полярлы спиртте ериді.

Коваленттік байланыстары бар молекулалық емес (атомдық) заттар (алмас, графит, кремний Si, кварц SiO 2, карборунд SiC және т.б.) қабаттасқан құрылымы бар графиттен басқасы өте күшті кристалдар түзеді. Мысалы, алмаздың кристалдық торы - бұл әр sp 3 гибридтелген көміртек атомы көршілес төрт С атомымен σ байланыстары арқылы байланысқан тұрақты үш өлшемді шеңбер. Шын мәнінде, бүкіл алмаз кристалы бір үлкен және өте күшті молекула. Радиоэлектроникада және электронды техникада кеңінен қолданылатын кремний кристалдары Si, құрылымы ұқсас. Егер алмаздағы С атомдарының жартысын кристалдың жақтау құрылымын бұзбай Si атомдарымен алмастырсақ, абразивті материал ретінде қолданылатын өте қатты зат – карборунд – кремний карбиді SiC – кристалын аламыз. Ал егер кремнийдің кристалдық торындағы әрбір екі Si атомының арасына О атомы енгізілсе, онда SiO 2 кварцының кристалдық құрылымы түзіледі - сонымен қатар өте қатты зат, оның әртүрлілігі абразивті материал ретінде де қолданылады.

Алмаз, кремний, кварц және құрылымы бойынша ұқсас кристалдар атомдық кристалдар болып табылады, олар орасан зор «супермолекулалар», сондықтан олар құрылымдық формулалартолық емес, тек жеке фрагмент ретінде бейнелеуге болады, мысалы:

Өзара химиялық байланыс арқылы байланысқан бір немесе екі элемент атомдарынан тұратын молекулалық емес (атомдық) кристалдар отқа төзімді заттарға жатады. Балқу температурасының жоғары болуы атомдық кристалдардың балқуы кезінде күшті химиялық байланыстарды үзу үшін молекулалық заттар сияқты әлсіз молекулааралық әрекеттесу емес, көп энергияны жұмсау қажеттілігінен туындайды. Дәл осы себепті көптеген атомдық кристалдар қыздырылғанда балқымайды, бірақ ыдырайды немесе бірден бу күйіне (сублимация) өтеді, мысалы, графит 3700 oС сублимацияланады.

Коваленттік байланысы бар молекулалық емес заттар суда және басқа еріткіштерде ерімейді, олардың көпшілігі өткізбейді. электр тоғы(электр өткізгіштікке тән графиттен және жартылай өткізгіштерден – кремний, германий және т.б. қоспағанда).