"ქიმიური ბმა" - იონზე ґrates-ის განადგურების ენერგია _Ekul = Uresh. MO მეთოდის ძირითადი პრინციპები. ტიპი პეკრიტია ატომური AT. აკავშირებს და აფართოებს MO-ებს ატომური ორბიტალების s და s pz და pz px და px გაერთიანებით. H?C? C?H. ? - მიწოდების კოეფიციენტი. ქეფ =. აო. ქიმიური შებოჭვის ძირითადი თეორიები.

"ქიმიური ბმების ტიპები" - იონური ბმებით მეტყველება ქმნის იონურ კრისტალურ ნაწილაკებს. ატომი. ელექტრონეგატიურობა. მუნიციპალური საგანმანათლებლო დაწესებულება ლიცეუმის No18 ქიმიის მასწავლებელი კალინინა ლ.ა. იონი. მაგალითად: Na1+ და Cl1-, Li1+ და F1- Na1+ + Cl1- = Na(:Cl:). როგორც ხდება, იონი უარყოფითად დამუხტულია. ატომური ჩარჩო მაღალი ღირებულებაა.

"მენდელევის ცხოვრება" - 18 ლინია D.I. მენდელევმა დაამთავრა ტობოლსკის გიმნაზია. 1850 წლის 9 სექტემბერი - 1855 წლის 20 სექტემბერი, საათი დაიწყო მთავარ პედაგოგიურ ინსტიტუტში. „თუ სახელები არ იცი, მოკვდები და მეტყველებას ისწავლი“ კ.ლაინი. დ.ი.მენდელევის ცხოვრება და მოღვაწეობა. ივან პავლოვიჩ მენდელევი (1783 - 1847), დიდი ხნის მამა. პერიოდული კანონის მიხედვით.

"იხილეთ ქიმიური ბმული" - H3N. Al2O3. ბუდოვას გამოსვლა“. H2S. MgO. H2. კუ. Mg S.CS2. I.სამეტყველო ფორმულების დაწერა: 1.კ.მ.ს. 2.ს კ.პ.ს. 3. ზ ი.ს. კ.მ.ს. NaF. C.K.P.S. გთხოვთ გაითვალისწინოთ ქიმიური შემკვრელის ტიპი. რომელი მოლეკულები წარმოადგენენ სქემას: A A?

"მენდელეევი" - დობერეინერის ელემენტების ტრიადა. ღაზი. პრაცია. ცხოვრება მეცნიერული მიღწევაა. ელემენტების პერიოდული სისტემა (გრძელი ფორმა). ნიულენდის "ოქტავების კანონი" სამეცნიერო საქმიანობა. როზჩინი. ცხოვრების ახალი ეტაპი. მენდელევის ელემენტების სისტემის კიდევ ერთი ვერსია. ლ.მეიერის ელემენტების ცხრილის ნაწილი. პერიოდული კანონის მიხედვით (1869 წ.).

"მენდელევის ცხოვრება და მოღვაწეობა" - ივან პავლოვიჩ მენდელევი (1783 - 1847), ძველი მამა. 1834, 27-ე საუკუნე (მე-6 წელი) – დ.ი.მენდელეევი დაიბადა ქალაქ ტობოლსკთან, ციმბირის მახლობლად. 1907, 20 sіchnya (2 სასტიკი) D.I. მენდელევი გულის დამბლით გარდაიცვალა. დ.ი. მენედელევა (პივდენო-ყაზახეთის რეგიონი, შიმკენტის რაიონი). პროვიდენცია. 1849 წლის 18 ივნისს დ.ი.მენდელევმა დაამთავრა ტობოლსკის გიმნაზია.

ქიმიური შეკავშირების ერთი თეორია არ არსებობს; ქიმიური შეკავშირება იყოფა კოვალენტად (შეკავშირების უნივერსალური ტიპი), იონური (კოვალენტური შეკავშირების სპეციალური ტიპი), მეტალიკი და წყალი.

Კოვალენტური ბმა

კოვალენტური ბმის ფორმირება შესაძლებელია სამი მექანიზმით: გაცვლის, დონორ-აქცეპტორისა და დატივის (ლუისი).

ჟიდნო გაცვლის მექანიზმიკოვალენტური ბმის განათება გამოწვეულია ნახშირბადის ელექტრონული წყვილების გაძლიერებით. ამ შემთხვევაში, პრაგნის ატომი არ უნდა დაემატოს ინერტული აირის გარსს. მიმდინარე ენერგიის ნაკადის დასრულების შებრუნების მიზნით. გაცვლის ტიპის ქიმიური ბმის წარმოქმნა წარმოდგენილია ლუისის ფორმულებით, რომლებშიც ატომის ვალენტური ელექტრონი წარმოდგენილია წერტილებით (ნახ. 1).

Პატარა 1 კოვალენტური ბმის კონსოლიდაცია HCl მოლეკულაში გაცვლის მექანიზმის მეშვეობით

ბუდიანის ატომისა და კვანტური მექანიკის თეორიის განვითარებით, კოვალენტური ბმის წარმოქმნა ვლინდება, როგორც ელექტრონული ორბიტალების გადახურვა (ნახ. 2).

Პატარა 2. კოვალენტური ბმის შექმნა ელექტრონული ხმარების რახუნოკის ხელახალი მოსახვევისთვის.

რაც უფრო დიდია ატომური ორბიტალების გადახურვა, მით მეტია შეერთება, მით უფრო მცირეა შეერთება და მეტი ენერგია. კოვალენტური ბმები შეიძლება წარმოიქმნას სხვადასხვა ორბიტალების გადაკვეთით. s-s, s-p ორბიტალების, ასევე d-d, p-p, d-p ორბიტალების ლულის ნიჩბებთან გადაფარვის შედეგად იქმნება კავშირი. ხაზის პერპენდიკულურად, რომელიც აკავშირებს 2 ატომის ბირთვს, იქმნება ბმები. შექმნილი ერთი და ერთი ბმები ქმნიან მრავლობით (ქვედაკავშირებულ) კოვალენტურ კავშირს, რომელიც დამახასიათებელია ალკენების, ალკადიენების და სხვა კლასის ორგანული ნაერთებისთვის.

კოვალენტური კავშირის გაძლიერება დონორ-აქცეპტორი მექანიზმიმოდით შევხედოთ კათიონის ამონიუმის კონდახს:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

აზოტის ატომს აქვს ელექტრონების გაუზიარებელი წყვილი (ელექტრონები არ მონაწილეობენ მოლეკულის შუა ქიმიურ კავშირებში), ხოლო კატიონს აქვს თავისუფალი ორბიტალი, რომელიც არის ელექტრონების დონორი და მიმღები, ისევე როგორც...

მოდით გადავხედოთ კოვალენტური ბმის წარმოქმნის დატიურ მექანიზმს ქლორის მოლეკულის მაგალითის გამოყენებით.

17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

ქლორის ატომს აქვს გაუზიარებელი წყვილი ელექტრონები და ვაკანტური ორბიტალები, რომლებსაც ასევე შეუძლიათ გამოავლინონ როგორც დონორის, ასევე მიმღების ძალა. ამიტომ, როდესაც ქლორის მოლეკულა იქმნება, ერთი ქლორის ატომი მოქმედებს როგორც დონორი, ხოლო მეორე - როგორც მიმღები.

გოლოვნიმი კოვალენტური ბმის მახასიათებლებიე: გაჯერება (გაჯერების ბმები იქმნება მაშინ, როდესაც ატომი იღებს იმდენ ელექტრონს, რამდენსაც მისი ვალენტური სიმძლავრე იძლევა; არასატურაციის ბმები იქმნება, როდესაც დამატებული ელექტრონების რაოდენობა იცვლება ატომის ვალენტურ ძალებზე მეტი); სისწორე (ეს მნიშვნელობა დაკავშირებულია მოლეკულის გეომეტრიასთან და "ვალენტური ბმის" კონცეფციასთან - ობლიგაციებს შორის).

იონის ლინკი

წმინდა იონურ კავშირთან არანაირი კავშირი არ არის, მაგრამ ჩვენ გვსურს გავიგოთ ატომების ისეთი ქიმიური კავშირი, რომელშიც ატომის ელექტრონული სიძლიერე იქმნება იონური ელექტრონის სიძლიერის სრული გადასვლისთვის b ატომზე უფრო უარყოფით ელემენტზე. იონური კავშირი შეიძლება მოხდეს მხოლოდ ელექტროუარყოფითი და ელექტროდადებითი ელემენტების ატომებს შორის, რომლებიც წარმოიქმნება განსხვავებულად დამუხტული იონების - კათიონებისა და ანიონების არსებობისას.

ვიზნაჩენია

იონიელექტრულად დამუხტულ ნაწილაკებს უწოდებენ, რომლებიც წარმოიქმნება შერწყმისა და ატომში ელექტრონის დამატების გზით.

ელექტრონის ლითონებისა და არამეტალების ატომებზე გადატანისას, მათ უნდა შექმნან ელექტრონული გარსის სტაბილური კონფიგურაცია, სანამ მათი ბირთვი არ ჩამოყალიბდება. არალითონის ატომი ქმნის მოწინავე ინერტული აირის გარსს მისი ბირთვის გარშემო, ხოლო ლითონის ატომი ქმნის მოწინავე ინერტული აირის გარსს (ნახ. 3).

Პატარა 3. იონური ბმის კონსოლიდაცია ნატრიუმის ქლორიდის კონდახის მოლეკულასთან

მოლეკულები, რომლებშიც ჩნდება სუფთა იონური ბმა, იყრიან თავს ორთქლისმაგვარი მეტყველების მდგომარეობაში. იონური კავშირი კიდევ უფრო ინტენსიურია და ბმას აქვს მაღალი დნობის წერტილი. კოვალენტური იონური ბმის ნაცვლად, სისწორე და გაჯერება არ არის დამახასიათებელი, რადგან იონების მიერ შექმნილი ელექტრული ველი, თუმცა, ვრცელდება ყველა იონზე სფერული სიმეტრიის ფარგლებში.

მეტალის ტირილით

ლითონის კავშირი რეალიზდება მხოლოდ მეტალებში - ურთიერთქმედების გზით, რომელიც აერთიანებს ლითონის ატომებს ერთ გისოსში. შუქზე ბმა იღებს ლითონის ვალენტური ელექტრონებისა და ატომების ნაწილს, რაც განპირობებულია ყველა ვალდებულებით. მეტალებში ელექტრონები მუდმივად წარმოიქმნება ატომებისგან, რომლებიც მოძრაობენ მთელ მეტალზე. ელექტრონებით დაცლილი ლითონის ატომები გარდაიქმნება დადებითად დამუხტულ იონებად, რაც ხელს შეუშლის მათ ელექტრონების მიღებაში, რომლებიც იშლება. ეს უწყვეტი პროცესი წარმოიქმნება ლითონის შუაში, რასაც ეწოდება "ელექტრონული გაზი", რომელიც აკავშირებს ლითონის ყველა ატომს (ნახ. 4).

ლითონის კავშირი რბილია, ამიტომ ლითონებს ახასიათებთ დნობის მაღალი წერტილი, ხოლო „ელექტრონული გაზის“ არსებობა ლითონებს მატებს და პლასტიურობას ანიჭებს.

წყლის ზარი

წყლის კავშირი უფრო სპეციფიკურია, ვიდრე ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედება, რადგან ეს დანაშაული და ღირებულება მდგომარეობს სიტყვის ქიმიურ ბუნებაში. იგი იქმნება მოლეკულებს შორის, რომლებშიც ატომები და ატომები დაკავშირებულია ატომებთან, რომლებსაც აქვთ მაღალი ელექტრონეგატიურობა (O, N, S). წყლის კავშირის დამნაშავე მდგომარეობს ორი მიზეზის გამო, პირველ რიგში, წყლის ატომს, რომელიც დაკავშირებულია ელექტროუარყოფით ატომთან, არ აქვს ელექტრონები და შეიძლება ადვილად დაიკარგოს სხვა ატომების ელექტრონულ ღრუბლებში, და სხვაგვარად, ვალენტურობა s-ორბიტალი, წყლის ატომი შიშველი იგი შექმნილია ელექტრონეგატიური ატომიდან ელექტრონების გაუზიარებელი წყვილის მისაღებად და მასთან კავშირის შესაქმნელად დონორ-მიმღები მექანიზმის მეშვეობით.

1. მინდვრის ლითონები ტარდება

5) ს-ელემენტებამდე

6) p-ელემენტებამდე

7) დ-ელემენტებამდე

8) ვ-მდე - ელემენტები

2. რამდენი ელექტრონი არსებობს ატომებისა და დაბალი ხარისხის ლითონების მიმდინარე ენერგეტიკულ დონეზე?

1) ერთი 2) ორი 3) სამი 4) ჭოტირი

3. ქიმიურ რეაქციებში ალუმინის ატომები ვლინდება

3) ჟანგვის ძალა 2) მჟავა ძალა

4) 3) უნივერსალური ავტორიტეტები 4) ძირითადი ავტორიტეტები

4. რეაქციამდე მოყვანილია კალციუმის ქლორთან ურთიერთქმედება

1) გაშლა 2) შეერთება 3) ჩანაცვლება 4) გაცვლა

5. ნატრიუმის ბიკარბონატის მოლეკულური მასა:

1) 84 2) 87 3) 85 4) 86

3. რომელი ატომია მნიშვნელოვანი - სილიკონისთვის - და რამდენჯერ?

4. დაადგინეთ მარტივი ნივთიერებების თხევადი მოლეკულური მასები: წყალი, მაწონი, ქლორი, სპილენძი, ალმასი (ნახშირწყლები). გამოიცანით რომელი მათგანი შედგება დიატომური მოლეკულებისგან და რომელი ატომებისგან.
5. იხსნება ნახშირორჟანგის გაზის თხევადი მოლეკულური მასა CO2 გოგირდმჟავა H2SO4 შაქარი C12H22O11 ეთილის სპირტი C2H6O მარმური CaCPO3
6. წყლის პეროქსიდში ერთი ატომი ხვდება წყლის ერთ ატომში. იპოვეთ წყლის პეროქსიდის ფორმულა, რადგან ცხადია, რომ მისი მოლეკულური წონა უდრის 34. როგორია წყლისა და მჟავის მასური თანაფარდობა ამ ნარევში?
7. რამდენჯერ არის ნახშირორჟანგის მოლეკულა უფრო მნიშვნელოვანი ვიდრე მჟავის მოლეკულა?

დამეხმარე გთხოვ, გთხოვ, ნეფე, მე-8 კლასის მასწავლებელი.

169338 0

ყველა ატომს აქვს ელექტრონების იგივე რაოდენობა.

ქიმიურ რეაქციებში შესვლისას ატომები წარმოქმნიან, ადიდებენ ან კარგავენ ელექტრონებს, რაც აღწევს ყველაზე სტაბილურ ელექტრონულ კონფიგურაციას. ყველაზე სტაბილური კონფიგურაცია არის ყველაზე დაბალი ენერგიის მქონე კონფიგურაცია (როგორც კეთილშობილი აირების ატომებში). ამ ნიმუშს ეწოდება "ოქტეტის წესი" (ნახ. 1).

Პატარა 1.

ეს წესი ყველასთვისაა ობლიგაციების სახეები. ატომებს შორის ელექტრონული ბმები მათ საშუალებას აძლევს შექმნან სტაბილური სტრუქტურები, უმარტივესი კრისტალებიდან დასაკეცი ბიომოლეკულებამდე, რომლებიც ქმნიან ცოცხალ სისტემებს. კრისტალებიდან სუნი დგება უწყვეტი გამოსვლების გაცვლით. როდესაც მექანიზმების მიღმა მრავალი ქიმიური რეაქცია ხდება ელექტრონული გადარიცხვარომლებიც ყველაზე მნიშვნელოვან როლს ასრულებენ ორგანიზმში მიმდინარე ენერგეტიკულ პროცესებში.

ქიმიური ბმა არის ძალა, რომელიც შლის ორ ან მეტ ატომს, იონს, მოლეკულას ან მათ ნებისმიერ კომბინაციას ერთდროულად..

ქიმიური ბმის ბუნება უნივერსალურია: ეს არის გრავიტაციის ელექტროსტატიკური ძალა უარყოფითად დამუხტულ ელექტრონებსა და დადებითად დამუხტულ ბირთვებს შორის, რაც განისაზღვრება ატომების გარე გარსების ელექტრონების კონფიგურაციით. ატომის უნარს, შექმნას ქიმიური ბმები, ეწოდება ვალენტობა, ან ჟანგვის ეტაპი. ვალენტობასთან ასოცირდება ცნება ვალენტური ელექტრონები- ელექტრონები, რომლებიც ქმნიან ქიმიურ ბმებს, რომლებიც განლაგებულია უმაღლეს ენერგეტიკულ ორბიტალებში. როგორც ჩანს, ატომის გარე გარსი, რომელიც ჯდება ორბიტალებში, ე.წ სავალენტო გარსი. ამ დროს საკმარისი არ არის ქიმიური ბმის არსებობის მითითება, მაგრამ საჭიროა მისი ტიპის გარკვევა: იონური, კოვალენტური, დიპოლური, მეტალიკი.

პირველი ტიპის კავშირი -იონა ზვააზოკი

ლუისისა და კოსელის ელექტრონვალენტურობის თეორიის მსგავსად, ატომებს შეუძლიათ მიაღწიონ სტაბილურ ელექტრონულ კონფიგურაციას ორი გზით: პირველი, ელექტრონების დაკარგვით, გარდაქმნით. კათიონებისხვა სიტყვებით რომ ვთქვათ, მათი ყიდვა, გარდაქმნა ნებისმიერი. ელექტრონული გადაცემის შედეგად, იონებს შორის მიზიდულობის ელექტროსტატიკური ძალის გამო, მთავარი გმირის ნიშნის მუხტიდან, იქმნება ქიმიური ბმა, რომელსაც კოსელი უწოდებს. ელექტროვალენტური"(ახლა დაურეკეს იონური).

ამ ტიპის ანიონები და კათიონები ქმნიან სტაბილურ ელექტრონულ კონფიგურაციას შევსებული გარე ელექტრონული გარსიდან. ტიპიური იონური ბმები იქმნება პერიოდული სისტემის T და II ჯგუფების კათიონებისგან და არალითონური ელემენტების VI და VII ჯგუფების ანიონებისგან (16 და 17 ქვეჯგუფი - ქვეჯგუფი, ქალკოგენებიі ჰალოგენები). ბმები ამ ნაწილებში არ არის ინტენსიური და არამიმართული, ამიტომ შენარჩუნებულია ელექტროსტატიკური ურთიერთქმედების შესაძლებლობა სხვა იონებთან. ნახ. 2 და 3 გვიჩვენებს იონური ბმების გამოყენებას, რომელიც შეესაბამება კოსელის ელექტრონული გადაცემის მოდელს.

Პატარა 2.

Პატარა 3.იონური ბმა სამზარეულოს მარილის მოლეკულაში (NaCl)

აქ მიზანშეწონილია გამოიცნოთ ძალაუფლების ქმედებები, რათა ახსნათ გამოსვლების ქცევა ბუნებაში, ყურადღებით დავაკვირდეთ, დაათვალიეროთ ფენომენები. მჟავებიі ბაზები.

ამ ნივთიერებების წყლის განაწილება მოიცავს ელექტროლიტებს. სუნი სხვანაირად იცვლება ინდიკატორები. ინდიკატორების მექანიზმი გააფართოვა F.V. ოსტვალდი. მას შემდეგ, რაც აჩვენა, რომ სუსტი მჟავების და ფუძეების მაჩვენებლები, მათი კონცენტრაცია არადისოცირებულ და დისოცირებულ მდგომარეობებში მცირდება.

შემცვლელი მჟავების გასანეიტრალებლად. ყველა შემთხვევა არ იშლება წყალთან ახლოს (მაგალითად, შეუსაბამო მოქმედებები ორგანულია, ასე რომ, OH-ჯგუფი, ზოკრემა, ტრიეთილამინი N(З 2 Н 5) 3); მოვუწოდებთ სხვადასხვა ბაზებს მდელოები.

წყლის მჟავები რეაგირებენ დამახასიათებელ რეაქციაში:

ა) ლითონის ოქსიდებით - განზავებული მარილით და წყლით;

ბ) ლითონებით - განზავებული მარილით და წყლით;

გ) კარბონატებთან – გახსნილი მარილებით, ზ 2 ტა ნ 2 ო.

მჟავებისა და ფუძეების ძალა შეიძლება აღწერილი იყოს მრავალი თეორიით. თეორიის შესაბამისად S.A. არენიუსი, მჟავა და ურეთრა, რომელიც იშლება იონების წარმოქმნასთან ნ+ , რადგან ფუძე ქმნის იონებს VIN- . ეს თეორია არ აზიანებს ორგანული ბაზების საფუძველს, რომლებიც შეიცავს ჰიდროქსილის ჯგუფებს.

Ექვემდებარება პროტონიუმიბრონსტედისა და ლოურის თეორიის მიხედვით, მჟავა და შარდოვანა, რომლებიც აერთიანებენ მოლეკულებს ან იონებს, რომლებიც წარმოქმნიან პროტონებს ( დონორიპროტონები), ხოლო ფუძე არის ნივთიერება, რომელიც შედგება მოლეკულებისგან ან იონებისგან, რომლებიც იღებენ პროტონებს ( მიმღებებიპროტონები). მნიშვნელოვანია, რომ წყალხსნარებში ისინი გამოდიან ჰიდრატირებული ფორმით, ისე რომ იონები ჩნდება ჰიდროქსონიუმის სახით. H3O+. ეს თეორია აღწერს რეაქციებს არა მხოლოდ წყლისა და ჰიდროქსიდის იონებით, არამედ ისეთ რეაქციებსაც, რომლებიც წარმოიქმნება გამომშვებ აგენტთან ან არაწყლიან აგენტთან.

მაგალითად, რეაქცია ამიაკს შორის ნ.ჰ. 3 (სუსტი ფუძე) და ქლორი აირის ფაზაში იქმნება მყარი ამონიუმის ქლორიდი და ორი ნაერთის თანაბარ ნარევში ყოველთვის არის 4 ნაწილაკი, რომელთაგან ორი მჟავაა, დანარჩენი ორი კი ფუძე:

ეს თანაბრად მნიშვნელოვანი ჯამი შედგება ორი წყვილი მჟავებისა და ფუძეებისგან:

1)ნ.ჰ. 4+ ი ნ.ჰ. 3

2) HClі კლ ‑

აქ კანის წყვილის მჟავა და ფუძე განსხვავდება ერთი პროტონით. კანის მჟავას საფუძველი აქვს მასთან დაკავშირებული. ძლიერ მჟავას აქვს სუსტი ფუძე, ხოლო სუსტ მჟავას აქვს ძლიერი ფუძე.

ბრონსტედ-ლორის თეორია შესაძლებელს ხდის წყლის უნიკალური როლის ახსნას ბიოსფეროს სიცოცხლისუნარიანობაში. წყალს, რომელიც დეპონირდება ნივთიერებაში, რომელიც ურთიერთქმედებს მას, შეუძლია გამოავლინოს მჟავის ან ფუძის ძალა. მაგალითად, ოტური მჟავის წყალხსნარებთან რეაქციებში წყალი არის ფუძე, ხოლო წყალხსნარებთან რეაქციაში ამიაკი არის მჟავა.

1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + SN 3 STOV- . აქ რვამჟავას მოლეკულა წყლის მოლეკულას ჩუქნის პროტონს;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + VIN- . აქ ამიაკის მოლეკულა იღებს წყლის მოლეკულის პროტონს.

ამ გზით, წყალს შეუძლია გადაჭრას ორი ფსონი:

1) H2O(მჟავა) რომ VIN- (მიღებული საფუძველი)

2) N 3 Pro+ (მჟავა)ტა H2O(საფუძველი მიღებულია).

პირველ ფაზაში წყალი გასცემს პროტონს, მეორეში კი იღებს მას.

ამგვარ ძალაუფლებას ე.წ ამფიპროტონიზმი. ნაერთებს, რომლებიც რეაგირებენ მჟავებთან და ფუძეებთან, ეწოდება ამფოთერნიმიული. ცოცხალ ბუნებაში ასეთი გამოსვლები ხშირად გამოიყენება. მაგალითად, ამინომჟავები გვხვდება მარილებში, როგორც მჟავებთან, ასევე ფუძეებთან ერთად. ამიტომ, პეპტიდები ადვილად ქმნიან კოორდინაციის რეაქციებს ლითონის იონების არსებობით.

ამ შაბლონს ახასიათებს იონის შებოჭვის ძალა - ელექტრონების გარე მოძრაობა, რომლებიც აკავშირებენ ერთ-ერთ ბირთვს. ეს ნიშნავს, რომ იონებს შორის არის რეგიონი, სადაც ელექტრონული სიმკვრივე ნულზე ნაკლებია.

სხვა ტიპის კავშირი -კოვალენტური ზვააზოკი

ატომებს შეუძლიათ შექმნან სტაბილური ელექტრონული კონფიგურაციები ელექტრონული გამორთვის საშუალებით.

ასეთი ბმა იქმნება, როდესაც ელექტრონების წყვილი ერთდროულად წყვილდება კანის ტიპიატომი. ამ შემთხვევაში ელექტრონები და ბმა ატომებს შორის თანაბრად იყოფა. კოვალენტური ბმის კონდახები შეიძლება ეწოდოს ჰომობირთვულიდიატომიური მოლეკულები H 2 , ნ 2 , ფ 2. ამ ტიპის შეკვრა გვხვდება ალოტროპებში ო 2 ოზონი ო 3 ტანი ატომით მდიდარი მოლეკულისთვის ს 8, ასევე ჰეტერონუკლეარული მოლეკულებიქლორიანი წყალი HCl, Ნახშირორჟანგი ზ 2, მეთანი CH 4, ეთანოლი ზ 2 ნ 5 VIN, სირკა ჰექსაფტორიდი სფ 6, აცეტილენი ზ 2 ნ 2. თუმცა, ყველა ამ მოლეკულაში ელექტრონები იმალება, რადგან ბმები სქელდება და გასწორებულია (ნახ. 4).

ბიოლოგებისთვის მნიშვნელოვანია, რომ ორმაგ და სამმაგ ბმებში ატომების კოვალენტური რადიუსი იცვლება ერთი ბმის მქონე ატომებში.

Პატარა 4.კოვალენტური ბმა Cl 2 მოლეკულაში.

ლიგატების იონური და კოვალენტური ტიპები არის სხვა სახის ქიმიური ლიგატების უპიროვნების ორი მოსაზღვრე ტიპი, ხოლო პრაქტიკაში უფრო მეტია პერინეალური ლიგატები.

ორი ელემენტის კომბინაცია, რომლებიც გამოყოფილია მენდელევის სისტემის ერთ-ერთი სხვადასხვა პერიოდის საპირისპირო ბოლოებზე, მნიშვნელოვანია იონური ბმების შესაქმნელად. როდესაც ელემენტები უახლოვდებიან ერთმანეთს პერიოდებს შორის, იცვლება მათი თვისებების იონური ხასიათი და იზრდება კოვალენტური ხასიათი. მაგალითად, პერიოდული ცხრილის მარცხენა მხარეს ელემენტების ჰალოიდები და ოქსიდები ქმნიან მნიშვნელოვან იონურ ბმებს. NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), ისევე როგორც ცხრილის მარჯვენა მხარის კომბინირებული ელემენტები - კოვალენტური ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, ფენოლი C6H5OH, გლუკოზა Z 6 H 12 Pro 6, ეთანოლი Z 2 N 5 VIN).

კოვალენტურ კავშირს, თავისებურად, კიდევ ერთი მოდიფიკაცია აქვს.

მდიდარ ატომურ იონებში და დაკეცილ ბიოლოგიურ მოლეკულებში ელექტრონების წარმოქმნა შესაძლებელია მხოლოდ ერთიატომი. ვინ ჰქვია დონორიელექტრონული ფსონები. ატომი, რომელიც იზიარებს ელექტრონების ერთ წყვილს დონორთან, ეწოდება მიმღებიელექტრონული ფსონები. ამ ტიპის კოვალენტურ ბმას ე.წ კოორდინაცია (დონორი-მიმღები), ან კიდევდატივი) კინკლაობა(ნახ. 5). ამ ტიპის კავშირი ყველაზე მნიშვნელოვანია ბიოლოგიისა და მედიცინისთვის, ხოლო d- ელემენტების ქიმია, რომლებიც მნიშვნელოვანია მეტაბოლიზმისთვის, ძირითადად აღწერილია კოორდინაციის ბმულებით.

ბრინჯი. 5.

როგორც წესი, რთულ მეტალის ატომი მოქმედებს როგორც ელექტრონული წყვილის მიმღები; თუმცა, იონურ და კოვალენტურ ბმებში, ლითონის ატომი არის ელექტრონის დონორი.

კოვალენტური კავშირის არსი და მისი მრავალფეროვნება - საკოორდინაციო ბმა - შეიძლება დაზუსტდეს მჟავებისა და ფუძეების სხვა თეორიის გამოყენებით, რომელიც დაფუძნებულია GN-ზე. ლუისი. ჩვენ კიდევ უფრო გავაფართოვეთ ტერმინების „მჟავა“ და „ბაზის“ მნიშვნელობა ბრონსტედ-ლოურის თეორიიდან. ლუისის თეორია ხსნის რთული იონების შექმნის ბუნებას და ნუკლეოფილური შემცვლელი რეაქციების ნაწილს, რომლებიც იქმნება CS-ით.

ლუისის აზრით, მჟავა არის ცერებროვინი, რომელიც ქმნის კოვალენტურ კავშირს ფუძიდან ელექტრონული წყვილის მიღებით. ლუისის ფუძე ეწოდება ფისს, რომელიც შეიცავს მარტოხელა ელექტრონულ წყვილს, რომელიც ელექტრონების შემოწირულობით ქმნის კოვალენტურ კავშირს ლუისის მჟავასთან.

ლუისის თეორია ფართოვდება და მოიცავს მჟავა-ფუძის რეაქციებს, ისევე როგორც რეაქციებს, რომლებშიც პროტონები საერთოდ არ მონაწილეობენ. უფრო მეტიც, თავად პროტონი, ამ თეორიის თანახმად, ასევე არის მჟავა, რომელიც ქმნის ფრაგმენტებს, რომლებიც იღებენ ელექტრონულ წყვილს.

ასევე, ამ თეორიის თანახმად, კათიონები არის ლუის მჟავები, ხოლო ანიონები არის ლუისის ფუძეები. კონდახმა შეიძლება გამოიწვიოს შეურაცხმყოფელი რეაქციები:

უფრო სავარაუდოა, რომ ელექტრონების ფრაგმენტები ლითონის ატომებიდან მიმღებ ატომებამდე კოვალენტურ მოლეკულებში არ არის დაშვებული, რომ მთლიანად გადაიტანონ ელექტრონები ლითონის ატომებიდან კოვალენტური მოლეკულების მიმღებ ატომებში. როდესაც კანი უკავშირდება ლიგატს, იონი იმყოფება პროტეგიული ნიშნის იონების ელექტრულ ველში, ამიტომ ისინი ურთიერთ პოლარიზებულნი არიან და მათი გარსები დეფორმირებულია.

პოლარიზაციამითითებულია იონის ელექტრონული სტრუქტურით, მუხტით და ზომით; ანიონებს აქვთ იგივე თვისებები, მაგრამ კათიონებს ნაკლები აქვთ. კათიონების ყველაზე მაღალი პოლარიზება არის უფრო დიდი მუხტისა და უფრო მცირე ზომის კატიონებში, მაგალითად, in Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. შეიძლება მოხდეს ძლიერი პოლარიზებული მოქმედება ნ+. ვინაიდან იონების პოლარიზაციის შემოდინება ორმხრივია, ეს მნიშვნელოვნად ცვლის მათ მიერ შექმნილი მოქმედებების ძალას.

მესამე ტიპის კავშირი -დიპოლი-დიპოლური ზვააზოკი

ზემოთ დამუშავებული შემაკავშირებელ ტიპების კომბინაცია იყოფა დიპოლ-დიპოლად ინტერმოლეკულურიურთიერთკავშირი, ასევე დარეკვა vanderwaal'sovimi .

ამ ურთიერთქმედების ძალა მდგომარეობს მოლეკულების ბუნებაში.

არსებობს სამი სახის ურთიერთქმედება: მუდმივი დიპოლი - მუდმივი დიპოლი ( დიპოლი-დიპოლურისიმძიმე); მუდმივი დიპოლი - ინდუქციური დიპოლი ( ინდუქციასიმძიმე); მიტევ დიპოლი - ინდუქციური დიპოლი ( დისპერსიულისიმძიმე, როგორც ლონდონის ძალები; Პატარა 6).

Პატარა 6.

დიპოლ-დიპოლური მომენტი არსებობს პოლარული კოვალენტური ბმის მქონე მოლეკულებში ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), და ბმულის სიძლიერე ხდება 1-2 დებაია(1D = 3,338 × 10-30 კულონი მეტრი - C × m).

ბიოქიმია აჩვენებს სხვა ტიპის კავშირს - ვოდნევი კავშირი, რომელიც არის სასაზღვრო დაცემა დიპოლი-დიპოლურისიმძიმე. ეს კავშირი ხდება წყლის ატომსა და მცირე ელექტროუარყოფით ატომს შორის, ყველაზე ხშირად მჟავას, ფტორსა და აზოტს შორის. დიდი ატომებით, რომლებიც ავლენენ მსგავს ელექტრონეგატიურობას (მაგალითად, ქლორთან და გოგირდთან), წყლის კავშირი გაცილებით სუსტი ჩანს. შემდეგ წყალი ექვემდებარება ერთ ფუნდამენტურ თვისებას: როდესაც ელექტრონები გამოიყვანენ, რომელიც აკავშირებს მის ბირთვს - პროტონს - შიშველი ხდება და წყვეტს ელექტრონების სკრინინგს.

აქედან გამომდინარე, ატომი გარდაიქმნება დიდ დიპოლად.

წყლიანი ბმა, ვან დერ ვაალსის ბმასგან განსხვავებით, იქმნება არა მხოლოდ მოლეკულური ურთიერთქმედებით, არამედ ერთი მოლეკულის შუაში. ინტრამოლეკულურიწყლის ხმა. ბიოქიმიაში წებოვანი ბმები მნიშვნელოვან როლს თამაშობს, მაგალითად, ცილების სტრუქტურის სტაბილიზაციისთვის ასპირალების სახით, ან დნმ-ის მიწისქვეშა სპირალის შესაქმნელად (ნახ. 7).

ნახ.7.

წყლისა და ვან დერ ვაალსის ბმები მნიშვნელოვნად სუსტია, ქვედა იონური, კოვალენტური და კოორდინირებულია. ინტერმოლეკულური ბმების ენერგია ნაჩვენებია ცხრილში. 1.

ცხრილი 1.ინტერმოლეკულური ძალების ენერგია

შენიშვნა: მოლეკულათაშორისი ურთიერთქმედების სტადია აისახება დნობისა და აორთქლების (დუღილის) ენთალპიის მაჩვენებლებით. იონებს გაცილებით მეტი ენერგია სჭირდებათ, ვიდრე მოლეკულები. იონური ნაერთების დნობის ენთალპიები მნიშვნელოვნად მაღალია, ვიდრე ქვედა მოლეკულური ნაერთების.

მეოთხე ტიპის კავშირი -მეტალის ტირილი

აღმოჩენილია სხვა ტიპის ინტერმოლეკულური ბმები - მეტალევიუმი: ლითონის დადებითი იონების ბმები თავისუფალ ელექტრონებთან. ბიოლოგიურ ობიექტებს არ აქვთ ამ ტიპის კავშირი.

ობლიგაციების ტიპების მოკლე შეხედვით ჩანს ერთი დეტალი: მნიშვნელოვანი პარამეტრია ლითონის ატომი ან იონი – ელექტრონის დონორი, ხოლო ატომი – ელექტრონის მიმღები. ზომა.

დეტალების შესწავლის გარეშე, მნიშვნელოვანია, რომ ატომების კოვალენტური რადიუსი, ლითონების იონური რადიუსი და მოლეკულების ვან დერ ვაალის რადიუსი, რომლებიც ურთიერთქმედებენ, გაიზრდება პერიოდული სისტემის ჯგუფებში მათი ატომური რიცხვის მატებასთან ერთად. ამ მნიშვნელობით, იონის რადიუსი არის ყველაზე პატარა, ხოლო ვან დერ ვაალის რადიუსი ყველაზე დიდი. როგორც წესი, ჯგუფის ქვემოთ გადაადგილებისას იზრდება ყველა ელემენტის რადიუსი, როგორც კოვალენტური, ისე ვან დერ ვაალსი.

ბიოლოგებისა და ექიმებისთვის უდიდესი მნიშვნელობა აქვს კოორდინაცია(დონორ-მიმღები) კავშირები, რომლებსაც აქვთ კოორდინაციის ქიმია.

სამედიცინო ბიოორგანიკა. გ.კ. ბარაშკოვი

კავშირის ყველაზე მნიშვნელოვანი მახასიათებლები უნდა იყოს: სიმტკიცე, პოლარობა, დიპოლური მომენტი, გაჯერება, სისწორე, ღირებულება, შეერთების სიმრავლე.

დოვჟას ზარი– ეწოდება სივრცეს ატომების ბირთვებს შორის მოლეკულაში. დოვჟინას კავშირი განისაზღვრება ბირთვების ზომით და ელექტრონული ჰარმონიკის გადახურვის ხარისხით.

ბმის სიძლიერე HF-ში არის 0,92∙10 -10, HCl-ში 1,28∙10 -10 მ.ქიმიური ბმა ყველაზე პატარაა, რაც მის კავშირზე ნაკლებია.

Kutom zv'yazku (Valentny Kutom)ეწოდება გზა აშკარა ხაზებს შორის, რომლებიც გადიან ქიმიურად შეკრული ატომების ბირთვებში. ∟HOH=104 0.5; ∟H 2 S=92.2 0; ∟H 2 S e =91 0.0.

ქიმიური შემკვრელის ყველაზე მნიშვნელოვანი მახასიათებელია ენერგია, რას ნიშნავს її? m_tsnіst.

შემკვრელის მნიშვნელობა ხასიათდება ენერგიით, რომელიც იხარჯება მის დაშლაზე, რომელიც იზომება კჯ-ში, ემატება 1 მოლ ფისს.

მაშასადამე, შებოჭვის უაღრესად ღირებული ბუნება ხასიათდება სუბლიმაციის ენერგიით E subl. მოლეკულების დისოციაციის მეტყველება და ენერგია ატომებზე E dis. . სუბლიმაციის ენერგია ეხება ენერგიას, რომელიც იხარჯება ნივთიერების მყარიდან აირის მსგავს მდგომარეობაში გადაქცევაზე. დიატომური მოლეკულებისთვის, შემაკავშირებელი ენერგია იგივეა, რაც მოლეკულის ორ ატომად დაშლის ენერგია.

მაგალითად, E dis. (და ასევე, E St.) H 2 მოლეკულაში ხდება 435 კჯ/მოლი. F 2 მოლეკულა = 159 კჯ/მოლი, N 2 მოლეკულა = 940 კჯ/მოლი.

AB n ტიპის დიატომური და მრავალატომური მოლეკულებისთვის საშუალო შეკავშირების ენერგია

з АВ n =А+nВ.

მაგალითად, ენერგია, რომელიც იკარგება პროცესში

924 კჯ/მოლ-მდე.

ენერგეტიკული კავშირი

E OH = = = = 462 კჯ/მოლი.

მოლეკულების სტრუქტურისა და ბუდოვის მეტყველების შეჯამება მოჰყვება სხვადასხვა მეთოდით მიღებულ შედეგებს. ამ შემთხვევაში ინფორმაცია ეხება არა მხოლოდ ბმების ენერგიას, ვალენტურ ხვეულებს, არამედ მეტყველების სხვა ძალებს, როგორიცაა მაგნიტური, ოპტიკური, ელექტრო, თერმული და ა.შ. ში.

მომავალი მეტყველების შესახებ ექსპერიმენტულად მიღებული მონაცემების მთლიანობა შეავსებს და აერთიანებს კვანტურ-ქიმიური როზრუნკოვის მეთოდების შედეგებს, რაც ხელს შეუწყობს ქიმიური შეერთების კვანტურ-მექანიკური თეორიის კონცეფციის შემუშავებას. მნიშვნელოვანია, რომ ქიმიურ კავშირს ჰქონდეს ვალენტური ელექტრონები. s- და p-ელემენტებს აქვთ ვალენტური ელექტრონები გარე სფეროს ორბიტალებში, ხოლო d- ელემენტებს აქვთ ელექტრონები გარე სფეროს s-ორბიტალებში და d-ორბიტალები წინა სფეროში.

ქიმიური შემკვრელის ბუნება.

ქიმიური ბმა იქმნება მხოლოდ იმ შემთხვევაში, როდესაც ატომების ერთმანეთთან დაახლოებისას სისტემის მთლიანი ენერგია (E con. + E pot.) მცირდება.

მოდით შევხედოთ ქიმიური ბმის ბუნებას წყლის მოლეკულურ იონთან H 2 +. (ის გამოდის, როდესაც წყლის მოლეკულები იხსნება H 2 ელექტრონებით; აირის გამონადენში). ასეთი მარტივი მოლეკულური სისტემისთვის შრედინგერის განტოლება უფრო ზუსტია.

წყალში იონი H 2 + ერთი ელექტრონი იშლება ორი ბირთვის - პროტონის ველთან. ბირთვებს შორის მანძილი აღწევს 0,106 ნმ, შეკავშირების ენერგია (დისოციაცია H ატომებსა და H+ იონში) ხდება 255,7 კჯ/მოლი. ეს მიცნას ნაწილია.

მოლეკულურ იონს H 2 + აქვს ორი სახის ელექტროსტატიკური ძალები - ორივე ბირთვის მძიმე ელექტრონის ძალა და ბირთვებს შორის გადაცემა. გაფართოების ძალა ვლინდება H A + და H A + დადებითად დამუხტულ ბირთვებს შორის, რომლებიც შეიძლება გამოყენებულ იქნას როგორც შეტევა ნახ. 3. გაფართოების ძალა არ არის ბირთვების ერთმანეთისგან გამიჯვნა.

Პატარა 3. მიზიდულობის (a) და მიზიდულობის (b) ძალა ორ ბირთვს შორის, რომელიც წარმოიქმნება, როდესაც ისინი ახლოს არიან ატომური ზომის მიხედვით.

ძალები მოქმედებენ უარყოფითად დამუხტულ ელექტრონსა და დადებითად დამუხტულ ბირთვებს შორის H + და H +. მოლეკულა წყდება ისე, რომ მიზიდულობისა და კონვერგენციის თანაბარი ძალები ნულის ტოლია, ასე რომ ბირთვების ურთიერთმიმართება შეიძლება კომპენსირებული იყოს ბირთვებისადმი ელექტრონის მიზიდვით. ასეთი კომპენსაცია ხდება ელექტრონის e - ბირთვების გაფართოების გამო (ნახ. 3 ბ და გ). აქ მნიშვნელოვანია არა ელექტრონის ხელმისაწვდომობა სივრცეში (რომლის გაზომვა შეუძლებელია), არამედ ელექტრონის ხელმისაწვდომობა სივრცეში. ელექტრონული სიმძლავრის ზრდა სივრცეში, შესაბამისი ფიგურა. 3.ბ) შეესაბამება ბირთვების სიახლოვეს და უპირველეს ყოვლისა, ნახ. 3.გ) – ბირთვების დაყოფა, ასე რომ ამ შემთხვევაში მიზიდულობის ძალა სწორდება ერთ ლულაზე და არ ანაზღაურდება ბირთვების დაყოფა. ამრიგად, არსებობს შემაკავშირებელი არე, თუ ელექტრონული სიმკვრივე ნაწილდება ბირთვებს შორის, და ფუმფულა ან შებოჭვის საწინააღმდეგო არე, თუ ელექტრონული სისქე ნაწილდება ბირთვების უკან.

როგორც კი ელექტრონი დაიკარგება შემაკავშირებელ ზონიდან, იქმნება ქიმიური ბმა. თუ ელექტრონი იკარგება ფუმფულა უბნიდან, ქიმიური ბმა არ იქმნება.

შემაკავშირებელ სფეროში ელექტრონული სიძლიერის განაწილების ბუნებიდან გამომდინარე, არსებობს ქიმიური კავშირის სამი ძირითადი ტიპი: კოვალენტური, იონური და მეტალიკი. არ არის ადგილი სუფთა გარეგნობის ობლიგაციისთვის და არსებობს ამ ტიპის კავშირის კომბინაცია.

კავშირების ტიპები.

ქიმიაში არსებობს ბმების შემდეგი სახეობები: კოვალენტური, იონური, მეტალის, წყლიანი ბმები, ვან დერ ვაალსის ბმები, დონორ-მიმღები ბმები, დატიური ბმები.

Კოვალენტური ბმა

როდესაც კოვალენტური ბმა იქმნება, ატომები ერთდროულად ერთ ელექტრონს იზიარებენ. კოვალენტური ბმის კონდახი არის ქიმიური ბმა Cl2 მოლეკულაში. ლუისმა (ბ. 1916) პირველად ივარაუდა, რომ ქლორის ორი ატომის ასეთი ბმა იზიარებს მის ერთ-ერთ გარე ელექტრონს სხვა ქლორის ატომთან. ატომური ორბიტალების გადაფარვის მიზნით, ორი ატომი უნდა მიუახლოვდეს ერთმანეთს. ელექტრონების წყვილი ქმნის კოვალენტურ კავშირს. ეს ელექტრონები იკავებენ ერთ მჭიდრო ორბიტალს და მათი ზურგი მიმართულია საპირისპირო მიმართულებით.

ამრიგად, კოვალენტური ბმა იწვევს ელექტრონების გაძლიერებას სხვადასხვა ატომებიდან, ქვემდებარე სპინების ელექტრონების დაწყვილების შედეგად.

კოვალენტური ბმა არის ბმის უფრო ფართო ტიპი. კოვალენტური ბმები შეიძლება ჩამოყალიბდეს მოლეკულებსა და კრისტალებში. ვონი გვხვდება ცალკეულ ატომებს შორის (H 2, Cl 2, ბრილიანტების მოლეკულებში) და სხვადასხვა ატომებს შორის (H 2 O, NH 3 ... მოლეკულებში)

კოვალენტური კავშირის მექანიზმი

მოდით შევხედოთ მექანიზმს H 2 მოლეკულის განათებით.

H+H=H 2, ∆H=-436 კჯ/მოლ

თავისუფალი ატომის ბირთვი გამძაფრებულია 1s ელექტრონის მიერ შექმნილი სფერული სიმეტრიული ელექტრონული ჩრდილით. როდესაც ატომები უახლოვდებიან შეხების წერტილს, ხდება მათი ელექტრონების (ორბიტალების) ხშირი გადახურვა (ნახ. 4).

Პატარა 4. წყლის მოლეკულაში ბმის წარმოქმნის მექანიზმი.

როგორც კი რამდენიმე ატომ ახლოსაა, ბირთვებს შორის მანძილი არის 0,106 ნმ, შემდეგ ელექტრონული ხმაურის გაჩერების შემდეგ ბირთვებს შორის მანძილი ხდება 0,074 ნმ.

შედეგად, ბირთვების ცენტრებს შორის ჩნდება მოლეკულური ორელექტრონული მასა, რაც იწვევს ბირთვებს შორის სივრცეში ელექტრონის მაქსიმალურ სიმკვრივეს. ბირთვებს შორის უარყოფითი მუხტის სიმკვრივის ზრდა შეესაბამება ბირთვებს შორის გრავიტაციული ძალების ძლიერ ზრდას, რაც იწვევს ხილულ ენერგიას. ქიმიური ბმა უფრო მნიშვნელოვანია, რადგან ელექტრონის ორბიტალების მეტი გადახურვაა. ომის დროს ორ ატომს შორის ქიმიური ბმა აღწევს კეთილშობილი გაზის ატომის ელექტრონულ კონფიგურაციას - ჰელიუმს.

არსებობს ორი მეთოდი, რომელიც ხსნის ელექტრონული ზიანის ბლოკირების რეგიონის შექმნის კვანტურ-მექანიკური პოზიციიდან და მსგავსი კოვალენტური ბმის შექმნა. ერთ მათგანს BC (ვალენტური ბმების) მეთოდს უწოდებენ, მეორეს კი MO (მოლეკულური ორბიტალების) მეთოდს.

ვალენტური კავშირის მეთოდი ავლენს ხილული წყვილი ატომების ატომური ორბიტალების გადაფარვას. MO მეთოდით, მოლეკულა განიხილება მთლიანობაში და ელექტრონის სიმკვრივის განაწილება (თითო ელექტრონზე) ვრცელდება მთელ მოლეკულაზე. MO 2H H 2-ის პოზიციები დაკავშირებულია ბირთვების დაძაბულობასთან ამ ბირთვებს შორის შერეული ელექტრონული მტვრის მიმართ.

კოვალენტური ბმის გამოსახულება

ბმულები გამოსახულია სხვადასხვა გზით:

1). ელექტრონების დამატებითი დახმარებისთვის შეგიძლიათ იხილოთ წერტილი

როგორ ვაჩვენოთ წყლის მოლეკულების სტაბილურობის დონე დიაგრამით

N∙ + N∙ → N: N

2). კვადრატული ბირთვების (ორბიტალების) დახმარებით, როგორც საპირისპირო სპინების მქონე ორი ელექტრონის განლაგება ერთ მოლეკულურ კვანტურ ბირთვში.

ეს დიაგრამა აჩვენებს, რომ მოლეკულური ენერგიის დონე უფრო დაბალია, ვიდრე წინა ატომური დონეები, რაც ნიშნავს, რომ მოლეკულური ენერგიის დონე უფრო სტაბილურია, ნაკლებად ატომური.

3). კოვალენტური ბმა წარმოდგენილია ბრინჯით

მაგალითად, N - N. ეს ბრინჯი განასახიერებს ელექტრონების წყვილს.

თუ ღვინის ატომებს შორის არის ერთი კოვალენტური ბმა (ერთი წყვილი ელექტრონი), მაშინ მას ე.წ. მარტოხელათუ ის უფრო დიდია, მაშინ ის მრავლობითია დაქვემდებარებული(ორი ელექტრონული ფსონი), სამმაგი(სამი ელექტრონული ფსონი). ერთი ბმული წარმოდგენილია ერთი რიგით, ქვებმული წარმოდგენილია ორით, ხოლო სამმაგი ბმული წარმოდგენილია სამით.

ატომებს შორის ნახაზი აჩვენებს, რომ მათ აქვთ რამდენიმე ელექტრონი.

კოვალენტური ბმების კლასიფიკაცია

σ-, π-, δ-ბმები გამოყოფილია ელექტრონული სიგნალების პირდაპირი გადახურვით. σ-ბმა წარმოიქმნება, როდესაც ღერძის ელექტრონული ღერძი, რომელიც აკავშირებს ატომების ბირთვებს, ურთიერთქმედებს ერთმანეთთან.

გამოიყენეთ σ-კავშირი:

Პატარა 5. σ ბმის შექმნა s-, p-, d-ელექტრონებს შორის.

s-s-khmar-ის გადახურვისას ბ კავშირის გაძლიერების კონდახი დაცულია წყლის მოლეკულაში.

π-ბმა წარმოიქმნება, როდესაც ელექტრონები გადახურულია ორივე მხრიდან იმ ღერძის გასწვრივ, რომელიც აკავშირებს ატომების ბირთვებს.

Პატარა 6. p-ბმის წარმოქმნა p-, d-ელექტრონებს შორის.

δ-კავშირი ხდება მაშინ, როდესაც ორი d-ელექტრონული ელემენტი იკვეთება პარალელურ სიბრტყეზე. δ-ბმები უფრო მცირეა, ქვედა π-ბმები და π-ბმები უფრო მცირეა, ვიდრე σ-ბმები.

კოვალენტური ბმის ძალა

ა). პოლარობა.

არსებობს ორი სახის კოვალენტური ბმები: არაპოლარული და პოლარული.

არაპოლარული კოვალენტური ბმის შემთხვევაში, ელექტრონული ჩრდილი, რომელიც შექმნილია ელექტრონების ფარული წყვილით, სივრცეში ნაწილდება სიმეტრიულად ატომების ბირთვებზე. მაგალითებია დიატომიური მოლეკულები, რომლებიც შედგება ერთი ელემენტის ატომებისგან: H 2 , Cl 2 , 2 , N 2 , F 2 . თუმცა, ელექტრონული ორთქლის სუნი ორივე ატომს ეკუთვნის.

პოლარული ბმის შემთხვევაში, ელექტრონის სიმკვრივე, რომელიც წყვეტს კავშირს, გადაადგილდება უფრო დიდი ელექტრონეგატიურობის მქონე ატომში.

მაგალითებია მოლეკულები: HCl, H 2 Pro, H 2 S, N 2 S, NH 3 და ა.შ. მოდით, გადავხედოთ HCl მოლეკულის შექმნას, რომელიც შეიძლება წარმოდგენილი იყოს ნაბიჯ-ნაბიჯ დიაგრამით.

ელექტრონული წყვილი იცვლება ქლორის ატომით, რადგან ქლორის ატომის აშკარა ელექტრონეგატიურობა (2.83) მეტია, ვიდრე წყლის ატომისა (2.1).

ბ). ინტენსივობა.

ატომების რაოდენობას, რომლებიც ჩართულია კოვალენტური ბმის შეზღუდულ რაოდენობაში, ეწოდება კოვალენტური ბმის გაჯერება. კოვალენტური ობლიგაციების არსებობა განისაზღვრება იმით, რომ ქიმიური ურთიერთქმედება ელექტრონის ნაწილს იღებს გარე ენერგეტიკული დონეებიდან, ასე რომ ხდება ელექტრონების გაცვლა.

V) . სისწორედა კოვალენტური ბმის ჰიბრიდიზაცია.

კოვალენტური ბმა ხასიათდება სისწორითა და სივრცით. ეს ნიშნავს, რომ ელექტრონული ღრუბლები ქმნიან სიმღერის მსგავს ფორმას და მაქსიმალური გადახურვა შესაძლებელია სიმღერის ფართო ორიენტაციის გამო.

კოვალენტური ბმის სისწორე ნიშნავს მოლეკულების გეომეტრიულ ფორმას.

მაგალითად, წყლისთვის არის ტრიკუტის სახე.

Პატარა 7. წყლის მოლეკულის აგებულება მარტივია.

ექსპერიმენტულად დადგინდა, რომ მანძილი წყლის მოლეკულას H 2 O და მჟავას შორის ბირთვებს შორის არის 0,096 ნმ (96 pm). გაჭერით ხაზებს შორის, რომლებიც გაივლიან ბირთვებს და გახდებიან 104.50. ამრიგად, წყლის მოლეკულა უნიკალურ ფორმას იღებს და წარმოდგენილი ბავშვის სახით ჩანს.

ჰიბრიდიზაცია

როგორ ვაჩვენოთ ექსპერიმენტული და თეორიული კვლევა (სლეიტერი, პაულინგი) გარკვეული სიტუაციების შექმნისას, როგორიცაა BeCl 2 BeF 2 BeBr 2, ატომის ვალენტური ელექტრონების მდგომარეობა მოლეკულაში არ არის აღწერილი სუფთა s-, p-, d. -Hwil ფუნქციები, მაგრამ სხვა კომბინაციებით. ასეთ შერეულ სტრუქტურებს ჰიბრიდულ ორბიტალებს უწოდებენ, შერევის პროცესს კი ჰიბრიდიზაციას.

როგორ ვაჩვენოთ ატომის s- და p-ორბიტალების შერევის კვანტური ქიმიური სტრუქტურა - პროცესი, რომელიც ხელსაყრელია მოლეკულის წარმოქმნისთვის. რომელ ტიპს აქვს მეტი ენერგია, ვიდრე მაშინ, როდესაც ბმები იქმნება სუფთა s- და p-ორბიტალების ნაწილში. ამრიგად, ატომის ელექტრონული ორბიტალების ჰიბრიდიზაცია იწვევს სისტემის ენერგიის დიდ შემცირებას და მოლეკულის სტაბილურობის ზრდას. ჰიბრიდულ ორბიტალს აქვს უფრო დიდი დრეკადობა ბირთვის ერთ მხარეს და მეორეზე ქვემოთ. მაშასადამე, ჰიბრიდული ორბიტის გადახურვის არეალში ელექტრონის სიმკვრივე უფრო მეტი იქნება, ვიდრე ელექტრონის სიმკვრივე s- და p-ორბიტალებთან ახლოს გადახურვის არეში, რის შედეგადაც ელექტრონების მიერ შექმნილი ბმები. ჰიბრიდული ორბიტის იტალია, ხასიათდება დიდი მნიშვნელობით.

არსებობს ჰიბრიდული წისქვილების რამდენიმე სახეობა. s- და p-ორბიტალების ჰიბრიდიზაციის დროს (ე.წ. sp-ჰიბრიდიზაცია), წარმოიქმნება ორი ჰიბრიდული ორბიტალი, რომლებიც ერთმანეთისგან 180 0-ზეა დაშორებული. და აქ ჩამოყალიბებულია ხაზოვანი სტრუქტურა. ეს კონფიგურაცია (სტრუქტურა) დამახასიათებელია ბალახოვანი ლითონის ჰალოიდების უმრავლესობისთვის (მაგალითად, BeX 2, სადაც X=Cl, F, Br). ტემპერატურა ამ დროს არის 1800C.

Პატარა 8. sp-ჰიბრიდიზაცია

იგივე ტიპის გიბიდიზა, სათაურები SP 2 -gbridizatsya (წამება იგივე ძროხის p -ორბიტალებით), აძლევენ გიბიდის ორბიტალის ჯარებს, იაკი როშტაშოვი იქნება ერთიდან ერთ pіd kutu 120 0. ამით დგინდება მოლეკულის ტრიგონალური სტრუქტურა (ან რეგულარული სამკუტანური სტრუქტურა). ასეთი სტრუქტურები ცნობილია როგორც BX 3 (X=Cl, F, Br).

Პატარა 9. sp 2 -ჰიბრიდიზაცია.

Sp 3 ჰიბრიდიზაცია ხდება ისევე ხშირად, როგორც ის იქმნება ერთი s და სამი p ორბიტალებისგან. ამ შემთხვევაში, ჰიბრიდული ორბიტალები სივრცეში ორიენტირებულია სიმეტრიულად ტეტრაედრის წვეროებთან, ისე, რომ ისინი განლაგებულია 109 0 28 "სივრცის ქვეშ. ამ სივრცის პოზიციას ეწოდება ტეტრაედრული. ეს სტრუქტურა შესაფერისია NH 3 მოლეკულებისთვის, N 2. II პერიოდის ელემენტების შესახებ და.გაშლილ სივრცეში შეგიძლიათ გამოიყურებოდეთ ფეხით მოსიარულე ბავშვს

Პატარა 10. მეტი ადგილი ამიაკის მოლეკულაში ობლიგაციების დნობისთვის,

დიზაინი ტერიტორიისთვის.

ტეტრაედრული ბმების ფორმირება sp 3 -ჰიბრიდიზაციისთვის შეიძლება მოხდეს საფეხურის სახით (ნახ. 11):

Პატარა 11. ტეტრაედრული ბმების წარმოქმნა sp 3 ჰიბრიდიზაციის დროს.

ტეტრაჰედრული ბმების წარმოქმნა sp 3 - ჰიბრიდიზაციის დროს CCl 4 მოლეკულის კონდახზე ნაჩვენებია ნახ. 12.

სურ. 12. ტეტრაედრული ბმების წარმოქმნა sp 3-ის დროს - CCl 4 მოლეკულის ჰიბრიდიზაცია

ჰიბრიდიზაცია ხდება არა მხოლოდ s- და p-ორბიტალებში. III-ისა და შემდგომი პერიოდების სტერეოქიმიური ელემენტების გასარკვევად საჭიროა ჰიბრიდული ორბიტალების ერთდროულად ჩართვა s-, p-, d-ორბიტალებისთვის.

კოვალენტური ბმის მქონე მეტყველება შეგიძლიათ ნახოთ:

1. ორგანული შედეგები;

2. მყარი და იშვიათი ნაერთები, რომლებშიც წარმოიქმნება ბმები ჰალოგენის ატომების წყვილებს შორის, აგრეთვე წყლის, აზოტის და მჟავას ატომების წყვილებს შორის, მაგალითად, H 2;

3. VI ჯგუფის ელემენტები (მაგალითად, სპირალური შუბები ტელურუ), V ჯგუფის ელემენტები (მაგალითად, მიშიაკი), IV ჯგუფის ელემენტები (ბრილიანტი, სილიციუმი, გერმანიუმი);

4. ელემენტები, რომლებიც დალაგებულია 8-N წესით (როგორიცაა InSb, CdS, GaAs, CdTe), თუ მათი ელემენტები განლაგებულია მენდელევის პერიოდულ სისტემაში II-VI, III-V ჯგუფებში.

კოვალენტური ბმის მქონე მყარ სხეულებში შეიძლება შეიქმნას სხვადასხვა კრისტალური სტრუქტურა ერთიდაიგივე მიზეზის გამო, ბმის ენერგია პრაქტიკულად იგივეა. მაგალითად, ZnS-ის სტრუქტურა შეიძლება იყოს კუბური (თუთიის ნაზავი) ან ექვსკუთხა (ვურციტი). თუთიის მოტყუებასა და ვურციტში უახლოესი სუსიდების დისლოკაცია, თუმცა, იგივეა და ამ ორი სტრუქტურის ენერგიებში მცირე განსხვავებაზე მიუთითებს ატომების დისლოკაცია, რომლებიც მიჰყვებიან უახლოესებს. მეტყველების ამ მრავალფეროვნებას ეწოდება ალოტროპია ან პოლიმორფიზმი. ალოტროპიის კიდევ ერთი გამოყენება არის სილიციუმის კარბიდი, რომელსაც აქვს სხვადასხვა სტრუქტურის პოლიტიპების ფართო სპექტრი, დაწყებული წმინდა კუბურიდან ექვსკუთხედამდე. ეს არის ZnS, SiC და ოთახის ტემპერატურაზე ციფრული კრისტალური მოდიფიკაციები.

იონის ლინკი

იონური კავშირი არის გრავიტაციის ელექტროსტატიკური ძალა იონებსა და პროტაგონისტის ნიშნის მუხტს შორის (ერთად + და −).

განცხადება იონური კავშირის შესახებ ჩამოყალიბდა ვ.კოსელის იდეებზე დაყრდნობით. ვინმა ივარაუდა (1916), რომ ორი ატომის ურთიერთქმედებისას ერთი გამოსცემს, მეორე კი ელექტრონებს. ამრიგად, იონური ბმა იქმნება ერთი ან მეტი ელექტრონის ერთი ატომიდან მეორეში გადატანის შედეგად. მაგალითად, ნატრიუმის ქლორიდში იონური ბმა იქმნება ელექტრონის ნატრიუმის ატომიდან ქლორის ატომში გადატანით. ამ გადაცემის შედეგად იქმნება ნატრიუმის იონი +1 მუხტით და ქლორის იონი მუხტით -1. სუნი სათითაოდ იზიდავს ელექტროსტატიკური ძალებით, ხსნის სტაბილურ მოლეკულას. კოსელის მიერ შემოთავაზებული ელექტრონების გადაცემის მოდელი საშუალებას გვაძლევს ავხსნათ ისეთი ნაერთების შექმნა, როგორიცაა ლითიუმის ფტორიდი, კალციუმის ოქსიდი, ლითიუმის ოქსიდი.

ყველაზე ტიპიური იონური ნაერთები შედგება ლითონის კათიონებისგან, რომლებიც მიეკუთვნებიან პერიოდული სისტემის I და II ჯგუფებს და არამეტალური ელემენტების ანიონებს, რომლებიც მიეკუთვნებიან VI და VII ჯგუფებს.

იონური კავშირის შექმნის სიმარტივე დამოკიდებულია კათიონებისა და ანიონების შექმნის სიმარტივეზე, რომლებიც ადრე შედიან. ნაკლები იონიზაციის ენერგიის მქონე ნივთიერების განათების სიმარტივე ხორციელდება ატომის მიერ, რომელიც ტოვებს ელექტრონებს (ელექტრონის დონორი), ხოლო ატომს, რომელიც იღებს ელექტრონებს (ელექტრონების მიმღები) აქვს მაღალი მიდრეკილება ელექტრონების მიმართ. სპორიდულობა ელექტრონის მიმართ- ატომის შექმნის სამყაროში ემატება ელექტრონი. ეს უბრალოდ იგულისხმება, როგორც ენერგიის ცვლილება, რომელიც ხდება მაშინ, როდესაც ერთი მოლი ერთჯერადი დამუხტული ანიონები იქმნება ერთი მოლი ატომისგან. ეს არის ის, რასაც უწოდებენ "ელექტრონის პირველი სპორიობის" კონცეფციას. ელექტრონთან კიდევ ერთი კავშირი არის ენერგიის ცვლილება, რომელიც ხდება მაშინ, როდესაც ორმაგად დამუხტული ანიონების ერთი მოლი იქმნება ერთჯერადი დამუხტული ანიონებისგან. ნათელია, რომ იონიზაციის ენერგია და სპორიულობა ელექტრონს გადაეცემა აირის მსგავს ნივთიერებებზე და ატომებისა და იონების მახასიათებლებზე გაზის მსგავს მდგომარეობაში. დედის კვალი დაცულია, ამიტომ ამ ნაწილების უმეტესობა ყველაზე მდგრადია მყარი ზედაპირის მიმართ. ეს განლაგება აიხსნება მათი საფუძვლებით კრისტალური ქანების მყარ მდგომარეობაში. სწორედ საკვების ბრალია. რატომ არის იონები უფრო სტაბილური კრისტალური ქანების სახით და არა გაზის მსგავს მდგომარეობაში? ელექტრომომარაგება ეფუძნება კრისტალური მედის ენერგიის განაწილებას, ელექტროსტატიკური მოდელის საფუძველზე. გარდა ამისა, ეს განვითარება ასევე მოიცავს იონის შებოჭვის თეორიის გადახედვას.

კრისტალური ორბიტების ენერგიის დეკომპრესიისთვის საჭიროა განისაზღვროს სამუშაოს მოცულობა, რომელიც უნდა დაიხარჯოს კრისტალური ორბიტების განადგურებაზე გაზის მსგავსი იონების წარმოქმნით. ვიკორისტის განვითარების განსახორციელებლად, არსებობს განცხადებები სიმძიმის და მოცილების ძალების შესახებ. ერთჯერადი დამუხტული იონების ურთიერთქმედების პოტენციური ენერგიის გამოხატულება მოდის გრავიტაციის და დიფუზიის ენერგიიდან.

E = E in + E out (1).

როგორ არის აღებული სხვადასხვა ნიშნის კულუმბიის მძიმე იონების ენერგია, მაგალითად, Na + და Cl - NaCl-ის დასაკავშირებლად

E შემომავალი = -e 2 / 4pe 0 r (2),

ფრაგმენტები ანაწილებენ ელექტრონის მუხტს შევსებულ ელექტრონულ გარსში სფერულად სიმეტრიულად. ეს იმის გამო ხდება, რომ პაულის პრინციპი არის ანიონისა და კატიონის შევსების გარსების ბლოკირების შედეგი, რათა ისინი ერთმანეთს მიუახლოვდნენ და განცალკევდნენ. სინთეზის ენერგია სწრაფად იცვლება ბირთვული ინტერფეისით და ის შეიძლება დაიწეროს ორი ახლომდებარე ვირუსის სახით:

E ott = A/r n (n?12) (3)

E ott = B∙exp(-r/ρ) (4),

de A და B – მუდმივები, r-მანძილი იონებს შორის, ρ – პარამეტრი (დაუბჟინა დამახასიათებელია).

უნდა აღინიშნოს, რომ ამ გამოთქმებიდან ბევრი არ მიუთითებს რთულ კვანტურ მექანიკურ პროცესზე, რომელსაც შეუძლია დასრულებამდე მიგვიყვანოს.

მიუხედავად ამ ფორმულების სიახლოვისა, შესაძლებელია ზუსტად აღწეროს და ნათლად აღწეროს ქიმიური ბმა ისეთი იონური ნაერთების მოლეკულებში, როგორიცაა NaCl, KCl, CaO.

ვინაიდან იონის ელექტრულ ველს აქვს სფერული სიმეტრია (სურ. 13), მაშინ იონურ ბმას, როცა კოვალენტური ცვლის, არ აქვს სისწორე. ორი გრძელვადიანი დამუხტული იონის ურთიერთქმედება კომპენსირდება პირდაპირი კავშირის ძალებით, რომლებიც აკავშირებს იონური ბირთვების ცენტრებს; სხვა მიმართულებით, იონების ელექტრული ველების კომპენსაცია არ მიიღწევა. აქედან გამომდინარე, არსებობს მნიშვნელოვანი ურთიერთქმედება სხვა იონებთან. ამ გზით, იონური კავშირი არ განიცდის გაჯერებას.

Პატარა 13. ელექტროსტატიკური ველის სფერული სიმეტრია

სხვადასხვა გადასახადები.

იონური ბმის არაპირდაპირობისა და გაჯერების ნაკლებობის შედეგად, ენერგია ყველაზე თვალსაჩინოა, როდესაც კანი ათავისუფლებს პროტილის ნიშნის იონების მაქსიმალურ რაოდენობას. მაშასადამე, იონური კრისტალის ყველაზე ლამაზი ფორმა არის კრისტალი. მაგალითად, NaCl კრისტალში კანის კატიონი შეიცავს ექვს ანიონს უახლოეს ჭურჭელში.

მხოლოდ მაღალ ტემპერატურაზე აირის მსგავს მდგომარეობაში მყოფი იონური მოლეკულები ჩნდება როგორც არაასოცირებული მოლეკულები.

ამ ნაერთებში კოორდინაციის რიცხვი დამოკიდებულია ატომების ელექტრონული სტრუქტურის სპეციფიკაზე, როგორც კოვალენტურ ნაერთებში და განისაზღვრება იონების ზომით. როდესაც იონური რადიუსი ემთხვევა 0,41 - 0,73 დიაპაზონში, ირიდებულია იონების ოქტაედრული კოორდინაცია, 0,73-1,37 მატჩით - კუბური კოორდინაცია და ა.შ.

ამრიგად, ყველაზე მოწინავე გონებაში იონური ხმები და კრისტალური გამოსვლები. ორობითი მოლეკულების კონცეფცია, მაგალითად, NaCL, CsCl, არ უახლოვდება მათ. კანის კრისტალი შედგება იონების დიდი რაოდენობით.

იონური ბმა შეიძლება გამოყენებულ იქნას როგორც სასაზღვრო პოლარული ბმა, რადგან ატომის ეფექტური მუხტი ერთთან ახლოსაა. წმინდა კოვალენტური არაპოლარული ბმისთვის ატომების ეფექტური მუხტი ნულს უახლოვდება. რეალურ მდინარეებში არის რამდენიმე იონური ან კოვალენტური ბმა. ძირითადად, ბმის ბუნება შუალედურია არაპოლარულ კოვალენტურ და პოლარულ იონურს შორის. ასე რომ, ამ ნაერთებში კოვალენტური ბმა ხშირად იონური ხასიათისაა. იონური და კოვალენტური კავშირის ბუნება ბავშვის რეალურ მეტყველებაში 14.

Პატარა 14. ბმის იონური და კოვალენტური ბუნება.

ბმის იონური ბუნების ნაწილს იონურობის დონე ეწოდება. ვონს ახასიათებს მოლეკულაში ატომების ეფექტური მუხტები. იონურობის დონე იზრდება მათი ატომების მიერ შექმნილი ელექტრონეგატიურობის უფრო დიდი სხვაობის გამო.

ლითონის ბმული

ლითონის ატომებში გარე ვალენტური ელექტრონები იკარგება ბევრად უფრო სუსტად, ვიდრე არალითონის ატომებში. ეს ნიშნავს, რომ ელექტრონების კავშირი მეზობელ ატომებთან იკარგება ხანგრძლივი დროის განმავლობაში და მათი კონსოლიდაცია. იქმნება გარე ელექტრონების ანსამბლი. ასეთი ელექტრონული სისტემის საფუძველი იწვევს ძალების განთავისუფლებას, რომლებიც ანაწილებენ დადებით ლითონს მიმდებარე ტერიტორიაზე, მიუხედავად მათი ერთდროული მუხტისა. ასეთ ბმულს მეტალევიმი ჰქვია. ლითონისთვის დამახასიათებელი მსგავსი კავშირი გვხვდება მეტყველების მძიმე და იშვიათ მდგომარეობაში. ლითონის შემკვრელი ქიმიური შემკვრელის ერთ-ერთი სახეობაა. იგი დაკავშირებულია ლოკალიზებულ გარე ელექტრონებთან, რომლებიც ქმნიან კავშირებს ატომთან და ამიტომ უწოდებენ თავისუფალ ელექტრონებს (სურ. 15).

Პატარა 15. ლითონის რგოლი.

შემდეგი ფაქტები ადასტურებს ლითონის კავშირის არსებობას. ყველა ლითონს აქვს მაღალი თბოგამტარობა და მაღალი ელექტრული გამტარობა, რაც უზრუნველყოფს თავისუფალი ელექტრონების არსებობას. გარდა ამისა, ამ ავეჯს აქვს ლითონების კარგი ღუნვის თვისებები ღია ფერებამდე, მათი ბზინვარება და გამჭვირვალობა, მაღალი გამჭვირვალეობა, ელექტრული საყრდენის დადებითი ტემპერატურული კოეფიციენტი.

კრისტალური მეტალის ოქსიდების სტაბილურობა არ შეიძლება აიხსნას ისეთი ტიპის შეკავშირებით, როგორიცაა იონური და კოვალენტური. კრისტალური მედის კვანძებში ლითონის ატომებს შორის იონური კავშირი შეუძლებელია, ფრაგმენტები იგივე მუხტს ატარებენ. ლითონის ატომებს შორის კოვალენტური ბმა ასევე დაბალი სიმტკიცისაა, კანის ატომის ფრაგმენტები მერყეობს 8-დან 12-მდე უახლოეს ჭურჭელამდე, ხოლო ელექტრონების ასეთი რაოდენობის ფარული წყვილის კოვალენტური ბმის წარმოქმნა უცნობია.

p align="justify"> ლითონის სტრუქტურებს ახასიათებს ის ფაქტი, რომ სუნი შეიძლება მიაღწიოს ატომების იშვიათ დაშლას (ბირთვთაშორისი უბნები დიდია) და კანის ატომთან ყველაზე ახლოს მყოფი ჭურჭლების რაოდენობა ბროლის ბადეში დიდია. ცხრილი 1 გვიჩვენებს სამი ტიპის ლითონის კონსტრუქციას.

ცხრილი 1

სამი ყველაზე ფართო ლითონის სტრუქტურების მახასიათებლები

ბაჩიმო, კანის ატომი მონაწილეობს დიდი რაოდენობის ბმების განათებაში (მაგალითად, 8 ატომით). ობლიგაციების ამხელა რაოდენობა (8 ან 12 ატომი) არ შეიძლება ერთდროულად ლოკალიზდეს სივრცეში. კავშირი შეიძლება ურთიერთქმედდეს კანის ატომის გარე ელექტრონების კოლივალური სტრუქტურის დამატებით რეზონანსთან, რის შედეგადაც ბროლის ყველა გარე ელექტრონის კოლექტივიზაცია ხდება ელექტრონული გაზის დაშლით. ბევრ მეტალში, ლითონის ბმის შესაქმნელად, საკმარისია კანის თითოეული ატომიდან ერთი ელექტრონის აღება. ასევე ფრთხილად უნდა იყოთ ფრენისთვის, რომელსაც გარე გარსში მხოლოდ ერთი ელექტრონი აქვს. კრისტალს აქვს Li+ იონების ბადე (0,068 ნმ რადიუსით), რომელიც გამოიყოფა ელექტრონული გაზით.

Პატარა 16. სხვადასხვა სახის კრისტალური შეფუთვა: ა-ექვსკუთხა ჭრილი შეფუთვა; b- სახეზე ორიენტირებული კუბური შეფუთვა; V-ცენტრული კუბური შეფუთვა.

არსებობს მსგავსება ლითონისა და კოვალენტური ბმებს შორის. ეს გამოწვეულია იმით, რომ უკმაყოფილება ეფუძნება გაძლიერებულ ვალენტურ ელექტრონებს. თუმცა, კოვალენტური ბმა აკავშირებს მხოლოდ ორ მეზობელ ატომს, ხოლო ბირთვის ელექტრონები ახლოს არიან დაკავშირებულ ატომებთან. ლითონის ბმაში ატომების რაოდენობა მონაწილეობს გაძლიერებულ ვალენტურ ელექტრონებში.

ამრიგად, ლითონის ბმის კონცეფცია განუყოფლად არის დაკავშირებული ლითონების ფენომენებთან, როგორც დადებითად დამუხტული იონის ნაწილაკების ერთობლიობა, დიდი უფსკრულით სავსე იონებს შორის ელექტრონული გაზით, რომელშიც სისტემა მოკლებულია მაკროსკოპულ ელექტრულად ნეიტრალურობას.

ქიმიური შეკავშირების ზემოაღნიშნული ტიპების გარდა, არსებობს შემაკავშირებელთა სხვა სახეობებიც, რომლებიც ინტერმოლეკულურია: წყლიანი კავშირი, ვან დერ ვაალსის ურთიერთქმედება, დონორ-მიმღები ურთიერთქმედება.

მოლეკულების დონორ-მიმღები ურთიერთქმედება

ერთი ატომისა და ერთი ორბიტალის ორ ელექტრონს შორის კოვალენტური ბმის წარმოქმნის მექანიზმს ეწოდება დონორი-მიმღები. ატომს ან ნაწილს, რომელიც გამოიყენება კავშირისთვის, ორელექტრონულ ნივთიერებას, ეწოდება დონორი. თავისუფალი ორბიტალის მქონე ატომს ან ნაწილს, რომელიც იღებს ელექტრონულ წყვილს, ეწოდება მიმღები.

ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედების ძირითადი ტიპები. წყლის ზარი

ვალენტობით გაჯერებულ მოლეკულებს შორის, ნაწილაკების ზომას აღემატება დისტანციებზე, შეიძლება გამოჩნდეს ინტერმოლეკულური სიმძიმის ელექტროსტატიკური ძალები. მათ ვან დერ ვაალის ძალებს უწოდებენ. ვან დერ ვაალის ურთიერთქმედება ყოველთვის ხდება მჭიდროდ დაშორებულ ატომებს შორის, მაგრამ მნიშვნელოვან როლს თამაშობს მხოლოდ ძლიერი შემაკავშირებელი მექანიზმების არარსებობის შემთხვევაში. ეს სუსტი ურთიერთქმედება დამახასიათებელ ენერგიასთან 0,2 ევ/ატომი ხდება ნეიტრალურ ატომებსა და მოლეკულებს შორის. ურთიერთქმედების სახელწოდება დაკავშირებულია ვან დერ ვაალსის თეორიასთან, თუმცა თავად მან უკვე ივარაუდა, რომ გაზის მოლეკულებს შორის სუსტი ურთიერთქმედების ურთიერთობა ბევრად უფრო ნათლად აღწერს რეალური აირების ძალას. , ქვედა დონე გახდება იდეალური გაზი. თუმცა ამ ძალის ბუნება მხოლოდ 1930 წელს ლონდონმა ახსნა. ამჟამად, ვან დერ ვაალსამდე, არსებობს სამი სახის ურთიერთქმედება: ორიენტაცია, ინდუქცია, დისპერსია (ლონდონის ეფექტი). ვან დერ ვაალის ენერგია განისაზღვრება ორიენტაციის, ინდუქციური და დისპერსიული ურთიერთქმედებების ჯამით.

E in = E ან + E ind + E disp (5).

ორიენტაციის ურთიერთქმედება (ან დიპოლ-დიპოლური ურთიერთქმედება) ვლინდება პოლარულ მოლეკულებს შორის, რომლებიც, როდესაც ახლოს არიან, ბრუნავენ (ორიენტირებას) ერთმანეთზე სხვადასხვა პოლუსებით ისე, რომ მოლეკულების სისტემის პოტენციური ენერგია ხდება განსხვავებული წარმოსახვითი. ორიენტაციის ურთიერთქმედების ენერგია იგივეა, რაც μ მოლეკულების უფრო დიდი დიპოლური მომენტი და მათ შორის მცირე მანძილი l:

E ან = -(μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (6),

სადაც ε0 ელექტრული სტაციონარულია.

ინდუქციური ურთიერთქმედება დაკავშირებულია გამავალი დიპოლებით მოლეკულების პოლარიზაციის პროცესებთან. ეს უფრო მნიშვნელოვანია, ვიდრე α არაპოლარული მოლეკულის უფრო დიდი პოლარიზება და პოლარული მოლეკულის μ უფრო დიდი დიპოლური მომენტი.

E ind = -(αμ 2)/ (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (7).

არაპოლარული მოლეკულის პოლარიზაციას ეწოდება დეფორმაცია, ხოლო პოლარიზაცია დაკავშირებულია ნაწილაკების დეფორმაციასთან, რომელშიც μ ახასიათებს ელექტრონის ნაწილაკების და ბირთვების გადაადგილებას გადაჭარბებულ პოზიციებზე.

დისპერსიული ურთიერთქმედება (ლონდონის ეფექტი) ხდება ნებისმიერ მოლეკულაში, მიუხედავად მათი ამჟამინდელი პოლარობისა. ელექტრონული ნარჩენების და ბირთვების მუხტის სიმძიმის ცენტრების მიტევით გამოყოფის შედეგად იქმნება მიტევის დიპოლი, რომელიც იწვევს მიტევის დიპოლებს სხვა ნაწილებში. მიტენის დიპოლების ნაკადი უფრო მოსახერხებელი ხდება. შედეგად, არტერიული ნაწილები გრძნობენ ორმხრივ სიმძიმეს. დისპერსიული ურთიერთქმედების ენერგია მდგომარეობს იონიზაციის ენერგიაში E I და α მოლეკულების პოლარიზაციაში.

E disp = - (E I 1 ∙E I 2)∙ α 1 α 2 /(E I 1 +E I 2) l 6 (8).

შუალედური ნიშანი ვალენტურობასა და მოლეკულურ ურთიერთქმედებებს შორის არის წყლის კავშირი. წყლის კავშირის ენერგია დაბალია, 8 – 80 კჯ/მოლი, მაგრამ უფრო მაღალია ვიდრე ვან დერ ვაალის ურთიერთქმედების ენერგია. წყლის კავშირი დამახასიათებელია ისეთი სითხეებისთვის, როგორიცაა წყალი, ალკოჰოლი, მჟავები და დადებითად პოლარიზებული წყლის ატომების წარმონაქმნები. შიდა ელექტრონების მცირე ზომა და სიმრავლე საშუალებას აძლევს წყლის ატომს, რომელიც იმყოფება იმავე გაერთიანებულ არეალში, შევიდეს დამატებით ურთიერთქმედებაში კოვალენტურად არა შეკრულ ნეგატიურად პოლარიზებულ ატომთან. დიახ, მოლეკულები.

A δ- - H δ+…. A δ- - H δ+.

შემდეგ ხდება მოლეკულების გაერთიანება. მოლეკულების ასოციაცია იწვევს არასტაბილურობის ცვლილებას, აორთქლების დუღილისა და სითბოს მატებას, სიბლანტისა და დიელექტრიკის შეღწევადობის მატებას.

წყალი განსაკუთრებით შესაფერისი რეაგენტია წყლის კავშირის შესაქმნელად, მისი მოლეკულის ფრაგმენტები შეიცავს წყლის ორ ატომს და მჟავა ატომის ორ განუყოფელ ორთქლს. ეს გამოწვეულია მოლეკულის მაღალი დიპოლური მომენტით (μ D = 1,86 D) და რამდენიმე წყლის ბმის ფორმირების უნარით: ორი, როგორც პროტონის დონორი და ორი, როგორც პროტონის მიმღები.

(N 2 Pro….N – Pro…N 2 Pro) 2-ჯერ.

ექსპერიმენტებიდან ირკვევა, რომ მესამე და ადრეული პერიოდის წყალზე დაფუძნებულ ნახევრად ელემენტებში მოლეკულური წონის ცვლილების გამო, დუღილის წერტილი იზრდება. ვინაიდან ეს წესი ნებადართულია გაცივდეს წყლის წინ, მაშინ დუღილის ტემპერატურაა არა 100 0 C, არამედ 280 0 C. ეს შეწოვა ადასტურებს წყლის შემკვრელის არსებობას წყალში.

ექსპერიმენტებმა აჩვენა, რომ მოლეკულური ასოციაციები იშვიათად წარმოიქმნება წყალში, განსაკუთრებით მყარ წყალში. ყინული შეიცავს ოთხკუთხა კრისტალურ მარცვლებს. ტეტრაედონის ცენტრში არის ერთი წყლის მოლეკულის მჟავას ატომი, რამდენიმე წვეროზე არის წყლის მოლეკულების ატომები, რომლებიც დაკავშირებულია წყლის ობლიგაციებით უახლოეს წყლის მოლეკულებიდან. იშვიათ წყალში წყლის ბმები ხშირად გაერთიანებულია და მისი სტრუქტურა ინარჩუნებს დინამიურ ბალანსს დაკავშირებულ მოლეკულებსა და ძლიერ მოლეკულებს შორის.

ვალენტური კავშირის მეთოდი

ვალენტური ბმების ან ლოკალიზებული ელექტრონული წყვილების თეორია მომდინარეობს იმ პოზიციიდან, რომ მოლეკულაში ატომების თითოეული წყვილი ერთდროულად გამოირიცხება ერთი ან მრავალი ოკუპანტი ელექტრონული წყვილით. ვალენტური ბმების ამ თეორიას აქვს ქიმიური ბმა, რომელიც ლოკალიზებულია ორ ატომს შორის, რომელიც არის ორცენტრიანი და ორი ელექტრონული.

ვალენტური კავშირის მეთოდი ემყარება შემდეგ ძირითად პრინციპებს:

ატომების თითოეული წყვილი მოლეკულაში ერთდროულად გამოიყოფა ერთი ან რამდენიმე სხვა ელექტრონული წყვილით;

ერთ კოვალენტურ ბმას წარმოქმნის ორი ელექტრონი ანტიპარალელური სპინებით, რომლებიც განლაგებულია შეკრული ატომების ვალენტურ ორბიტალებში;

კავშირის დამყარებისას ელექტრონების ცენტრალური ფუნქციები წყდება, რაც იწვევს ატომებს შორის ელექტრონების სიმკვრივის ზრდას და სისტემის მზის ენერგიის ცვლილებას;