"Kimyoviy bog'lanish" - Ekul = Uresh ionidagi g'arazlarni yo'q qilish energiyasi. MO usulining asosiy tamoyillari. Tipi perekrittya atomik AT. s va s pz va pz px va px atom orbitallarini birlashtirib, MOlarni bog'lash va kengaytirish. H?C? C?H. ? - ta'minot koeffitsienti. Qef =. Ao. Kimyoviy bog'lanishning asosiy nazariyalari.
"Kimyoviy bog'lanish turlari" - Ion bog'langan nutqlar ion kristalli zarrachalarni hosil qiladi. Atom. Elektromanfiylik. 18-sonli shahar ta'lim muassasasi litseyi kimyo o'qituvchisi Kalinina L.A. Ioni. Masalan: Na1+ va Cl1-, Li1+ va F1- Na1+ + Cl1- = Na(:Cl:). Bu sodir bo'lganda, ion manfiy zaryadlanadi. Atom ramkasi yuqori qiymatga ega.
"Mendelev hayoti" - 18 liniya D.I. Mendelev Tobolsk gimnaziyasini tamomlagan. 1850 yil 9 sentyabrdan 1855 yil 20 sentyabrgacha Bosh pedagogika institutida soat boshlandi. "Agar siz nomlarni bilmasangiz, o'lasiz va nutqlarni o'rganasiz" K. Liney. D.I.Mendelevning hayoti va faoliyati. Ivan Pavlovich Mendelev (1783 - 1847), uzoq vaqt otasi. Davriy qonunga muvofiq.
"Kimyoviy havolaga qarang" - H3N. Al2O3. Budova nutqi." H2S. MgO. H2. Cu. Mg S.CS2. I.Nutq formulalarini yozing: 1.K.M.S. bilan. 2.s K.P.S. 3. z I.S. K.M.S. NaF. C.K.P.S. Iltimos, kimyoviy bog'lovchi turiga e'tibor bering. Qaysi molekulalar sxemani ifodalaydi: A A?
"Mendeleev" - Dobereynerning elementlar triadasi. G'oziy. Pratsya. Hayot - bu ilmiy jasorat. Elementlarning davriy tizimi (uzun shakl). Nyulendning "Oktavalar qonuni" Ilmiy faoliyat. Rozchini. Hayotning yangi bosqichi. Mendelev elementlar tizimining yana bir versiyasi. L. Meyer tomonidan elementlar jadvalining bir qismi. Davriy qonunga muvofiq (1869).
"Mendelev hayoti va faoliyati" - Ivan Pavlovich Mendelev (1783 - 1847), qadimgi ota. 1834 yil, 27-asr (6-yil) – D.I.Mendeleyev Sibir yaqinidagi Tobolsk shahri yaqinida tugʻilgan. 1907 yil, 20 sichnya (2 shiddatli) D. I. Mendelev yurak falajidan vafot etdi. D.I. Menedeleva (Pivdenno-Qozog'iston viloyati, Chimkent viloyati). Providence. 1849 yil 18 iyunda D.I.Mendelev Tobolsk gimnaziyasini tugatdi.
Kimyoviy bog'lanishning yagona nazariyasi mavjud emas, kimyoviy bog'lanish kovalent (universal bog'lanish turi), ion (kovalent bog'lanishning maxsus turi), metall va suvga bo'linadi.
Kovalent bog'lanish
Kovalent bog'lanishning shakllanishi uchta mexanizm orqali mumkin: almashinuv, donor-akseptor va dativ (Lyuis).
Jidno almashinuv mexanizmi Kovalent bog'lanishning yoritilishi uglerod elektron juftlarining kuchayishi bilan bog'liq. Bunday holda, inert gazning qobig'iga pragne atomi qo'shilmasligi kerak. joriy energiya oqimining tugallanishini teskari qilish uchun. Almashinuv tipidagi kimyoviy bog`ning hosil bo`lishi Lyuis formulalari bilan ifodalanadi, bu formulalarda atomning valentlik elektroni nuqtalar bilan ifodalanadi (1-rasm).
Kichik 1 HCl molekulasidagi kovalent bog'lanishning almashinuv mexanizmi orqali mustahkamlanishi
Budian atomi va kvant mexanikasi nazariyasining rivojlanishi bilan elektron orbitallarning bir-birining ustiga chiqishi sifatida kovalent bog'lanish paydo bo'ldi (2-rasm).
Kichik 2. Elektron khmarlarning raxunok qayta egriligi uchun kovalent boglanishni yaratish.
Atom orbitallarining bir-birining ustiga chiqishi qanchalik katta bo'lsa, bog'lanish qanchalik katta bo'lsa, bog'lanish shunchalik kichik va energiya katta bo'ladi. Kovalent bog'lanishlar turli orbitallarni kesish orqali hosil bo'lishi mumkin. s-s, s-p orbitallarning, shuningdek d-d, p-p, d-p orbitallarning barrel kuraklari bilan qoplanishi natijasida bogʻlanish hosil boʻladi. 2 atomning yadrolarini tutashtiruvchi chiziqqa perpendikulyar bog'lar hosil bo'ladi. Yaratilgan bitta va bitta bog'lar alkenlar, alkadienlar va boshqalar sinfining organik birikmalariga xos bo'lgan ko'p (subbog'langan) kovalent bog'lanishni hosil qiladi.
Kovalent bog'lanishni mustahkamlash donor-akseptor mexanizmi Keling, ammoniy kationining uchini ko'rib chiqaylik:
NH 3 + H + = NH 4 +
7 N 1s 2 2s 2 2p 3
Azot atomida erkin boʻlinmagan elektron juft (elektronlar molekula oʻrtasidagi kimyoviy bogʻlanishda qatnashmaydi), kation esa elektronlarning donor va akseptori boʻlgan erkin orbitalga ega va hokazo. Hechqisi yoʻq.
Xlor molekulasi misolida kovalent bog'lanish hosil bo'lishining dativ mexanizmini ko'rib chiqamiz.
17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
Xlor atomida taqsimlanmagan juft elektronlar va bo'sh orbitallar mavjud bo'lib, ular ham donorning, ham qabul qiluvchining kuchini ochib berishi mumkin. Shuning uchun xlor molekulasi hosil bo'lganda, bir xlor atomi donor, ikkinchisi esa qabul qiluvchi rolini bajaradi.
Golovnimi kovalent bog'lanish xususiyatlari e: toʻyinganlik (toʻyinganlik bogʻlanishlari atom oʻzining valentlik sigʻimi imkon qadar koʻproq elektron olganida hosil boʻladi; toʻyinmagan bogʻlanishlar atomning valentlik salohiyatidan kamroq qoʻshilgan elektronlar sonida hosil boʻladi); to'g'rilik (bu qiymat molekula geometriyasi va "valentlik aloqasi" tushunchasi - bog'lanishlar orasidagi bog'lanish bilan bog'liq).
Ionli havola
Sof ionli bog'lanish bilan bog'liqlik yo'q, lekin biz atomlarning bunday kimyoviy bog'lanishini tushunishni xohlaymiz, bunda atomning elektron kuchi ion elektron kuchining atomga to'liq o'tishi va ko'proq salbiy bo'lishi uchun yaratilgan. element. Ion bog'lanish faqat turli zaryadlangan ionlar - kationlar va anionlar ishtirokida yuzaga keladigan elektronegativ va elektropozitiv elementlarning atomlari o'rtasida sodir bo'lishi mumkin.
VIZNACHENNYA
Ion atomga elektron qoʻshilishi va birlashishi natijasida hosil boʻlgan elektr zaryadli zarralar deyiladi.
Elektronni metallar va metall bo'lmaganlar atomlariga o'tkazishda ular yadro hosil bo'lgunga qadar elektron qobig'ining barqaror konfiguratsiyasini hosil qilishlari kerak. Metall bo'lmagan atom o'z yadrosi atrofida oldinga siljuvchi inert gazning qobig'ini, metall atomi esa rivojlangan inert gazning qobig'ini hosil qiladi (3-rasm).
Kichik 3. Natriy xloridning ko‘t molekulasi bilan ionli bog‘lanishning mustahkamlanishi.
Sof ionli aloqa paydo bo'lgan molekulalar bug'ga o'xshash nutq holatida birlashadi. Ion bog'lanish yanada kuchliroq bo'lib, bog'lanish yuqori erish nuqtasiga ega. Kovalent ion bog'lanish o'rniga to'g'rilik va to'yinganlik xarakterli emas, chunki ionlar tomonidan yaratilgan elektr maydoni, ammo sferik simmetriya doirasidagi barcha ionlarga tegishli.
Metall jiringlash bilan
Metall aloqa faqat metallarda - metall atomlarini bitta panjarada birlashtirgan o'zaro ta'sir orqali amalga oshiriladi. Yorug'likda bog'lanish valentlik elektronlari va metall atomlarining bir qismini oladi, bu barcha majburiyatlarga bog'liq. Metalllarda elektronlar doimo butun metall bo'ylab harakatlanadigan atomlardan hosil bo'ladi. Elektronlardan mahrum bo'lgan metall atomlari musbat zaryadlangan ionlarga aylanadi, bu esa ularning qulab tushadigan elektronlarni qabul qilishiga to'sqinlik qiladi. Ushbu uzluksiz jarayon metallning o'rtasida "elektron gaz" deb ataladigan hosil bo'lib, metallning barcha atomlarini bir-biriga bog'laydi (4-rasm).
Metall bog'lanish yumshoq, shuning uchun metallar yuqori erish nuqtasi bilan ajralib turadi va "elektron gaz" mavjudligi metallarga egiluvchanlik va plastiklikni beradi.
Suv chaqiruvi
Suv aloqasi molekulalararo o'zaro ta'sirlardan ko'ra o'ziga xosdir, chunki Bu ayb va qadriyat nutqning kimyoviy tabiatida yotadi. U atomlar va atomlar yuqori elektronegativlikka (O, N, S) ega bo'lgan atomlar bilan bog'langan molekulalar orasida hosil bo'ladi. Suv bog'lanishining aybdori ikkita sababga ko'ra yotadi, birinchidan, elektromanfiy atom bilan bog'langan suv atomi elektronlarga ega emas va boshqa atomlarning elektron bulutlarida osongina yo'qolishi mumkin va boshqa yo'l bilan u valentlikni o'z ichiga oladi. s-orbital, atom suvi Elektromanfiy atomdan taqsimlanmagan juft elektronni qabul qilish va u bilan donor-akseptor mexanizmi orqali bog'lanish uchun mo'ljallangan.
1. O'tloq-yer metallari tashiladi5) s-elementlargacha
6) p-elementlargacha
7) d-elementlargacha
8) f gacha - elementlar
2. Atomlar va past metallarning hozirgi energiya darajasida nechta elektron mavjud?
1) Bir 2) ikkita 3) uchta 4) chotiri
3. Kimyoviy reaksiyalarda alyuminiy atomlari ochiladi
3) Oksidlanish kuchi 2) kislota kuchi
4) 3) universal hokimiyatlar 4) asosiy organlar
4. Reaksiyadan oldin kaltsiyning xlor bilan o'zaro ta'siri keltiriladi
1) Ochilish 2) Bog'lanish 3) O'zgartirish 4) Almashish
5. Natriy gidrokarbonatning molekulyar massasi:
1) 84 2) 87 3) 85 4) 86
3. Qaysi atom muhim - kremniy uchun - va necha marta?4. Oddiy moddalarning suyuq molekulyar massalarini aniqlang: suv, nordon, xlor, mis, olmos (uglevod). Qaysi biri ikki atomli molekulalardan, qaysi biri atomlardan tashkil topganligini taxmin qiling.
5. karbonat angidrid gazining suyuq molekulyar massasini eritib yuboring CO2 sulfat kislota H2SO4 shakar C12H22O11 etil spirti C2H6O marmur CaCPO3
6. Suv peroksidida bir atom suvning bir atomiga tushadi. Suv peroksidining formulasini toping, chunki uning molekulyar og'irligi 34 ga teng. Bu aralashmadagi suv va kislotaning massa nisbati qanday?
7. Karbonat angidrid molekulasi kislota molekulasidan necha marta muhimroq?
Iltimos, yordam bering, 8-sinf o'qituvchisi.
169338 0
Har bir atomda bir xil miqdordagi elektronlar mavjud.
Kimyoviy reaktsiyalarga kirishganda, atomlar eng barqaror elektron konfiguratsiyaga erishib, elektronlarni hosil qiladi, shishiradi yoki yo'qotadi. Eng barqaror konfiguratsiya - eng past energiyaga ega bo'lgan konfiguratsiya (asli gazlar atomlarida bo'lgani kabi). Ushbu naqsh "okteta qoidasi" deb ataladi (1-rasm).
Kichik 1.
Bu qoida hamma uchun obligatsiyalar turlari. Atomlar orasidagi elektron aloqalar ularga eng oddiy kristallardan tortib jonli tizimlarni yaratuvchi katlanadigan biomolekulalargacha barqaror tuzilmalarni hosil qilish imkonini beradi. Uzluksiz nutq almashinuvi bilan kristallardan badbo'y hid ko'tariladi. Mexanizmlar orqasida ko'plab kimyoviy reaktsiyalar sodir bo'lganda elektron transfer tanadagi energiya jarayonlarida eng muhim rol o'ynaydi.
Kimyoviy bog'lanish ikki yoki undan ortiq atomlarni, ionlarni, molekulalarni yoki ularning har qanday birikmasini bir vaqtning o'zida olib tashlaydigan kuchdir..
Kimyoviy bog'lanishning tabiati universaldir: bu manfiy zaryadlangan elektronlar va musbat zaryadlangan yadrolar orasidagi elektrostatik tortishish kuchi bo'lib, u atomlarning tashqi qobiqlari elektronlarining konfiguratsiyasi bilan belgilanadi. Atomning kimyoviy aloqalar hosil qilish qobiliyati deyiladi valentlik, yoki oksidlanish bosqichi. Valentlik tushunchasi bilan bog'liq valent elektronlar- eng yuqori energiya orbitallarida joylashgan kimyoviy bog'lanishlarni hosil qiluvchi elektronlar. Ko'rinishidan, orbitallarga mos keladigan atomning tashqi qobig'i deyiladi valentlik qobig'i. Bu vaqtda kimyoviy bog'lanish mavjudligini ko'rsatishning o'zi etarli emas, lekin uning turini aniqlashtirish kerak: ion, kovalent, dipol, metall.
Birinchi turdagi ulanish -Ionna zv'azok
Lyuis va Kosselning elektron valentlik nazariyasiga o'xshab, atomlar barqaror elektron konfiguratsiyaga ikki yo'l bilan erishishlari mumkin: birinchidan, elektronlarni yo'qotish orqali, kationlar, boshqacha qilib aytganda, ularni sotib olish, aylantirish anyoni. Qahramon belgisi zaryadlaridan ionlar orasidagi elektrostatik tortishish kuchi tufayli elektron o'tkazish natijasida kimyoviy bog'lanish hosil bo'ladi, uni Kossel deb atagan. elektr valent"(hozir chaqiriladi Ionik).
Ushbu turdagi anionlar va kationlar to'ldirilgan tashqi elektron qobiqdan barqaror elektron konfiguratsiya hosil qiladi. Tipik ionli bog'lanishlar davriy tizimning T va II guruhlari kationlaridan va VI va VII guruhlardagi metall bo'lmagan elementlarning anionlaridan (16 va 17 kichik guruhlar - kichik guruh, xalkogenlarі halogenlar). Ushbu qismlardagi bog'lanishlar intensiv va yo'nalishsiz emas, shuning uchun boshqa ionlar bilan elektrostatik o'zaro ta'sir qilish imkoniyati saqlanib qoladi. Shaklda. 2 va 3 elektron uzatishning Kossel modeliga mos keladigan ion bog'lanishlarini qo'llashni ko'rsatadi.
Kichik 2.
Kichik 3. Oshxona tuzi molekulasidagi ion aloqasi (NaCl)
Bu erda tabiatdagi nutqlarning xatti-harakatlarini tushuntirish, diqqat bilan qarash, hodisalarga qarash uchun kuchning harakatlari haqida taxmin qilish tavsiya etiladi. kislotalarі asoslar.
Ushbu moddalarning suv taqsimotiga elektrolitlar kiradi. Xushbo'y hid boshqacha o'zgaradi ko'rsatkichlar. Ko'rsatkichlar mexanizmi F.V tomonidan kengaytirildi. Ostvald. Kuchsiz kislotalar va asoslarning ko'rsatkichlarini ko'rsatgandan so'ng, ularning dissotsilanmagan va dissotsilangan holatlardagi konsentratsiyasi pasayadi.
Kislotalarni neytrallash uchun almashtiring. Hamma holatlar suv yaqinida bo'linmaydi (masalan, bog'liq bo'lmagan harakatlar organik bo'lib, OH-guruh, zokrema, trietilamin N(Z 2 N 5) 3); turli bazalarni chaqiring yaylovlar.
Suvli kislotalar xarakterli reaksiyaga kirishadi:
a) metall oksidlari bilan - suyultirilgan tuz va suv bilan;
b) metallar bilan - suyultirilgan tuz va suv bilan;
v) karbonatlar bilan - erigan tuzlar bilan; Z 2 ta N 2 O.
Kislota va asoslarning kuchini bir qancha nazariyalar bilan tavsiflash mumkin. S.A. nazariyasiga muvofiq. Arrhenius, kislota va ionlarning yaratilishi bilan ajralib turadigan uretra N+ , chunki asos ionlarni hosil qiladi VIN- . Bu nazariya gidroksil guruhlarini o'z ichiga olgan organik asoslarning asosiga zarar etkazmaydi.
Uchun mavzu protonniy Bronsted va Louri nazariyasiga ko'ra, proton beradigan molekulalar yoki ionlarni birlashtirgan kislota va karbamid ( donor protonlar), asos esa protonlarni qabul qiluvchi molekulalar yoki ionlardan tashkil topgan moddadir ( qabul qiluvchilar protonlar). Suvli eritmalarda ular gidratlangan shaklda paydo bo'lishi muhim, shuning uchun ionlar gidroksoniy ko'rinishida bo'ladi. H3O+. Bu nazariya nafaqat suv va gidroksid ionlari bilan, balki ajratuvchi yoki suvsiz moddalar bilan sodir bo'ladigan reaktsiyalarni ham tavsiflaydi.
Masalan, ammiak orasidagi reaksiyalar N.H. 3 (zaif asos) va xlor gaz fazasida qattiq ammoniy xlorid hosil bo'ladi va ikkita birikmaning teng aralashmasida har doim 4 ta zarracha bo'ladi, ulardan ikkitasi kislotalar, qolgan ikkitasi esa asosdir:
Bu teng darajada muhim summa ikki juft kislota va asosdan iborat:
1)N.H. 4+ i N.H. 3
2) HClі Cl ‑
Bu erda teri juftligining kislota va asosi bir proton bilan farq qiladi. Teri kislotasi u bilan bog'liq asosga ega. Kuchli kislota zaif asosga ega, kuchsiz kislota esa kuchli asosga ega.
Bronsted-Lauri nazariyasi biosferaning hayotiyligi uchun suvning o'ziga xos rolini tushuntirishga imkon beradi. U bilan o'zaro ta'sir qiladigan moddada to'plangan suv kislota yoki asosning kuchini ochib berishi mumkin. Masalan, otik kislotaning suvdagi eritmalari bilan reaksiyalarda suv asos, suvli birikmalar bilan reaksiyalarda esa ammiak kislota hisoblanadi.
1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + SN 3 STOV- . Bu yerda oktoik kislota molekulasi suv molekulasiga proton beradi;
2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + VIN- . Bu erda ammiak molekulasi suv molekulasining protonini qabul qiladi.
Shunday qilib, suv ikkita garovni hal qilishi mumkin:
1) H2O(kislota) bu VIN- (asosiy olingan)
2) N 3 Pro+ (kislota)ta H2O(Asosiy olingan).
Birinchi bosqichda suv proton beradi, ikkinchisida esa uni qabul qiladi.
Bunday kuch deyiladi amfiprotonizm. Kislotalar va asoslar bilan reaksiyaga kirishadigan birikmalar deyiladi amfoternimik. Tirik tabiatda bunday nutqlar ko'pincha ishlatiladi. Masalan, aminokislotalar ham kislotalar, ham asoslar bilan tuzlarda mavjud. Shuning uchun peptidlar metall ionlari mavjudligi bilan osongina koordinatsiya reaktsiyalarini yaratadilar.
Ushbu naqsh ion bog'lanish kuchi bilan tavsiflanadi - yadrolardan biriga bog'langan elektronlarning tashqi tomonga harakatlanishi. Bu shuni anglatadiki, ionlar orasida elektron zichlik noldan kichik bo'lgan hudud mavjud.
Boshqa ulanish turi -kovalent zv'azok
Elektron ajratish orqali atomlar barqaror elektron konfiguratsiyalarni yaratishi mumkin.
Bunday bog'lanish elektronlar bir juft juftlashganda hosil bo'ladi terining turi atom. Bunda elektronlar va bog'lanish atomlar o'rtasida teng taqsimlanadi. Kovalent bog'lanishning uchlarini chaqirish mumkin gomonukulyarlar diatomik molekulalar H 2 , N 2 , F 2. Bu turdagi bog'lanish alotroplarda uchraydi O 2 ozon O Atomga boy molekula uchun 3 ta S 8, shuningdek heteronuklear molekulalar xlorli suv HCl, Karbonat angidrid Z 2, metan CH 4, etanol Z 2 N 5 VIN, sirka geksaflorid SF 6, asetilen Z 2 N 2. Bu molekulalarning barchasida elektronlar yashirin bo'ladi, chunki bog'lanishlar qalinlashadi va tekislanadi (4-rasm).
Biologlar uchun ikki va uch bog'lanishda bitta bog'langan atomlarning kovalent radiuslari o'zgarishi muhimdir.
Kichik 4. Cl 2 molekulasidagi kovalent bog'lanish.
Bog'larning ion va kovalent turlari boshqa turdagi kimyoviy ligamentlarning shaxsiyatsizligining ikkita chegaraviy turi bo'lib, amalda ko'proq perineal ligamentlar mavjud.
Mendelev tizimining turli davrlaridan birining qarama-qarshi uchlarida ajratilgan ikkita elementning birikmasi ion aloqalarini yaratish uchun muhimdir. Davrlar oralig'ida elementlar bir-biriga yaqinlashganda, ularning xossalarining ion xarakteri o'zgaradi va kovalent xarakteri ortadi. Masalan, davriy sistemaning chap tomonida joylashgan elementlarning galogenidlari va oksidlari muhim ionli aloqalarni hosil qiladi ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), shuningdek, stolning o'ng tomonining birlashtirilgan elementlari - kovalent ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glyukoza Z 6 H 12 Pro 6, etanol Z 2 N 5 VIN).
Kovalent bog'lanish o'ziga xos tarzda yana bir modifikatsiyaga ega.
Boy atomli ionlarda va katlanmış biologik molekulalarda elektronlar faqat hosil bo'lishi mumkin. bitta atom. Vin deb ataladi donor elektron tikish. Bir juft elektronni donor bilan taqsimlaydigan atom deyiladi qabul qiluvchi elektron tikish. Ushbu turdagi kovalent bog'lanish deyiladi muvofiqlashtirish (donor-akseptor), yoki yanadating) jiringlash(5-rasm). Ushbu turdagi bog'lanish biologiya va tibbiyot uchun eng muhim hisoblanadi va metabolizm uchun muhim bo'lgan d-elementlar kimyosi asosan koordinatsion aloqalar bilan tavsiflanadi.
Guruch. 5.
Qoida tariqasida, murakkab metall atomida elektron juftlik qabul qiluvchi rolini bajaradi; Biroq, ion va kovalent bog'lanishlarda metall atomi elektron donordir.
Kovalent bog'lanishning mohiyatini va uning xilma-xilligi - koordinatsion bog'lanishni GNga asoslangan boshqa kislotalar va asoslar nazariyasi yordamida oydinlashtirish mumkin. Lyuis. Biz Bronsted-Lowri nazariyasidan "kislota" va "asos" atamalarining ma'nosini yanada kengaytirdik. Lyuis nazariyasi murakkab ionlarning hosil bo'lish tabiatini va CS tomonidan yaratilgan nukleofil almashinish reaktsiyalarining qismini tushuntiradi.
Lyuisning fikriga ko'ra, kislota serebrovin bo'lib, u asosdan elektron juftni qabul qilib, kovalent bog'lanish hosil qiladi. Lyuis asosi - bu elektronlar berish orqali Lyuis kislotasi bilan kovalent bog'lanish hosil qiluvchi yolg'iz elektron jufti bo'lgan qatronga berilgan nom.
Lyuis nazariyasi kengayib, kislota-asos reaksiyalari bilan bir qatorda protonlar umuman ishtirok etmaydigan reaksiyalarni ham qamrab oladi. Bundan tashqari, ushbu nazariyaga ko'ra, protonning o'zi ham kislota bo'lib, elektron juftini qabul qiladigan parchalarni hosil qiladi.
Shuningdek, ushbu nazariyaga ko'ra, kationlar Lyuis kislotalari, anionlar esa Lyuis asoslaridir. Dumba tajovuzkor reaktsiyalarga olib kelishi mumkin:
Kovalent molekulalarda metall atomlaridan qabul qiluvchi atomlarga elektronlarning parchalari metall atomlaridan elektronlarni kovalent molekulalarning akseptor atomlariga to'liq o'tkazishga yo'l qo'yilmasligi ehtimoli katta. Teri ligament bilan bog'langanda, ion protegil belgisi ionlarining elektr maydonida bo'ladi, shuning uchun ular o'zaro qutblanadi va ularning membranalari deformatsiyalanadi.
Polarizatsiya ionning elektron tuzilishi, zaryadi va hajmi bilan ko'rsatilgan; Anionlar bir xil xususiyatlarga ega, ammo kationlar kamroq. Kationlarning eng yuqori polarizatsiyasi kattaroq va kichikroq o'lchamdagi kationlarda, masalan, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Kuchli polarizatsiya harakati sodir bo'lishi mumkin N+. Ionlarning qutblanish oqimi ikki tomonlama bo'lgani uchun ular yaratgan harakatlarning kuchini sezilarli darajada o'zgartiradi.
Uchinchi turdagi ulanish -dipol-dipol zv'azok
Yuqorida ko'rsatilgan bog'lanish turlarining kombinatsiyasi dipol-dipolga bo'linadi molekulalararo o'zaro munosabatlar, qo'ng'iroq ham vanderwaalsovimi .
Ushbu o'zaro ta'sirlarning kuchi molekulalarning tabiatida yotadi.
O'zaro ta'sirning uch turi mavjud: doimiy dipol - doimiy dipol ( dipol-dipol og'irlik); doimiy dipol - induksiyalangan dipol ( induksiya og'irlik); mittev dipol - induksion dipol ( tarqatuvchi London kuchlari kabi og'irlik; Kichik 6).
Kichik 6.
Dipol-dipol moment qutbli kovalent bog'langan molekulalarda mavjud ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), va bog'lanish kuchi 1-2 ga aylanadi Debaya(1D = 3,338 × 10-30 kulon metr - C × m).
Biokimyo boshqa aloqa turini ko'rsatadi - Vodnev ulanish, bu chegara tushishi dipol-dipol og'irlik. Bu aloqa suv atomi va kichik elektronegativ atom, ko'pincha kislota, ftor va azot o'rtasida amalga oshiriladi. Shunga o'xshash elektromanfiylikni ko'rsatadigan yirik atomlar bilan (masalan, xlor va oltingugurt bilan) suv aloqasi sezilarli darajada zaifroq ko'rinadi. Keyin suv bitta asosiy xususiyatga duchor bo'ladi: elektronlar chiqarilganda, uning yadrosini bog'laydigan proton yalang'och bo'lib qoladi va elektronlar tomonidan ko'rilishni to'xtatadi.
Shuning uchun atom katta dipolga aylanadi.
Suvli aloqa, van der Waals bog'idan farqli o'laroq, nafaqat molekulalararo o'zaro ta'sirlar natijasida, balki bitta molekulaning o'rtasida hosil bo'ladi. intramolekulyar suv tovushi. Biokimyoda yopishqoq bog'lanishlar muhim rol o'ynaydi, masalan, aspirallar shaklida oqsillar tuzilishini barqarorlashtirish yoki DNKning er osti spiralini yaratish uchun (7-rasm).
7-rasm.
Suv va van der Waals bog'lari sezilarli darajada zaifroq, past ion, kovalent va koordinatsiya. Molekulyar aloqalarning energiyasi Jadvalda ko'rsatilgan. 1.
1-jadval. Molekulalararo kuchlar energiyasi
Eslatma: Molekulalararo oʻzaro taʼsirlar bosqichi erish entalpiyasi va bugʻlanish (qaynatish) koʻrsatkichlari bilan oʻz aksini topadi. Ionlar molekulalarga qaraganda sezilarli darajada ko'proq energiya talab qiladi. Ionli birikmalarning erish entalpiyalari quyi molekulyar birikmalarga qaraganda ancha yuqori.
To'rtinchi ulanish turi -metall jiringlash
Molekulyar aloqalarning yana bir turi topildi - metallevium: musbat metall ionlarining erkin elektronlar bilan bog'lanishi. Biologik ob'ektlarda bunday aloqa mavjud emas.
Bog'lanish turlarini qisqacha ko'rib chiqish bitta tafsilotni ochib beradi: muhim parametr - bu metallning atomi yoki ioni - elektron donor va atom - elektron qabul qiluvchi. hajmi.
Tafsilotlarga to'xtalmasdan, atomlarning kovalent radiuslari, metallarning ion radiuslari va o'zaro ta'sir qiluvchi molekulalarning Van-der-Vaals radiuslari davriy guruhlar tizimida ularning atom soni ortishi bilan ortib borishi muhimdir. Bu qiymat bilan ion radiuslari eng kichik, van der Vaals radiuslari esa eng katta. Qoidaga ko'ra, guruh bo'ylab pastga siljishda barcha elementlarning radiusi kovalent va van-der-vaals bo'yicha ortadi.
Biologlar va shifokorlar uchun eng katta ahamiyatga ega muvofiqlashtirish(donor-akseptor) koordinatsion kimyoga ega bo'lgan bog'lanishlar.
Tibbiy bioanorganiklar. G.K. Barashkov
Ulanishning eng muhim xarakteristikalari quyidagilar bo'lishi kerak: quvvat, polarit, dipol moment, to'yinganlik, to'g'rilik, qiymat, ulanishning ko'pligi.
Dovjaning qo'ng'irog'i– molekuladagi atomlar yadrolari orasidagi bo'shliq deyiladi. Dovjina aloqasi yadrolarning kattaligi va elektron harmonikalarning bir-biriga yopishish darajasi bilan belgilanadi.
HFda bogʻlanish kuchi 0,92∙10 -10, HCl da 1,28∙10 -10 m.Kimyoviy bogʻlanish eng kichik boʻlib, uning bogʻlanishidan kichikdir.
Kutom zv'yazku (Valentniy kutom) kimyoviy bog'langan atomlar yadrolari orqali o'tadigan aniq chiziqlar orasidagi yo'l deb ataladi. ∟HOH=104 0,5; ∟H 2 S=92,2 0; ∟H 2 S e =91 0,0.
Kimyoviy bog'lovchining eng muhim xususiyati hisoblanadi energiya, Bu nimani anglatadi? m_tsníst.
Bog'lovchining mustahkamligi uning erishi uchun sarflanadigan energiya bilan tavsiflanadi, u kJ bilan o'lchanadi, 1 mol smolaga qo'shiladi.
Shuning uchun bog'lanishning juda qimmatli tabiati sublimatsiya energiyasi E subl bilan tavsiflanadi. Molekulalarning atomlarda dissotsilanish nutqi va energiyasi E dis. . Sublimatsiya energiyasi deganda moddani qattiq holatdan gazsimon holatga o'tkazish uchun sarflanadigan energiya tushuniladi. Ikki atomli molekulalar uchun bog'lanish energiyasi molekulaning ikki atomga ajralish energiyasi bilan bir xil bo'ladi.
Masalan, E dis. (shuningdek, E St.) H 2 molekulasida 435 kJ/mol ga aylanadi. F 2 molekulasi = 159 kJ/mol, N 2 molekulasi = 940 kJ/mol.
AB tipidagi ikki atomli va ko'p atomli molekulalar uchun o'rtacha bog'lanish energiyasi n
z AV n =A+nV.
Masalan, jarayonda yo'qolgan energiya
924 kJ/mol gacha.
Energiya aloqasi
E OH = = = = 462 kJ/mol.
Molekulalarning tuzilishi va Budovning nutqi haqida qisqacha ma'lumot turli usullar bilan olingan natijalarga asoslanadi. Bunday holda, ma'lumot nafaqat bog'lanish energiyasi, valentlik bo'laklari, balki nutqning boshqa kuchlari, masalan, magnit, optik, elektr, issiqlik va boshqalar.
Kelajakdagi nutq haqida eksperimental ravishda olingan ma'lumotlarning umumiyligi kvant-kimyoviy rozrunkov usullarining natijalarini to'ldiradi va mustahkamlaydi, bu kimyoviy birikmaning kvant-mexanik nazariyasi kontseptsiyasini ishlab chiqishga yordam beradi. Kimyoviy bog'lanish valent elektronlarga ega bo'lishi muhimdir. s- va p-elementlar tashqi sfera orbitallarida valent elektronlarga, d-elementlar esa tashqi sfera s-orbitallarida va oldingi sferada d-orbitallarda elektronlarga ega.
Kimyoviy bog'lovchining tabiati.
Kimyoviy bog'lanish faqat atomlar bir-biriga yaqinlashganda tizimning umumiy energiyasi (E con. + E pot.) kamaygan taqdirda hosil bo'ladi.
Keling, suvning H 2 + molekulyar ioni bilan kimyoviy bog'lanishning tabiatini ko'rib chiqaylik. (Suv molekulalari H 2 elektronlari bilan eritilganda chiqadi; gaz razryadda). Bunday oddiy molekulyar tizim uchun Shredinger tenglamasi aniqroqdir.
Suvda H 2 + bir elektron ioni ikkita yadro - protonlar maydoniga yaqinlashadi. Yadrolar orasidagi masofa 0,106 nm ga etadi, bog'lanish energiyasi (H atomlari va H+ ioniga ajralish) 255,7 kJ/mol ga aylanadi. Bu mitsnaning bir qismi.
Molekulyar ion H 2 + ikki turdagi elektrostatik kuchga ega - ikkala yadroning og'ir elektronining kuchi va yadrolar orasidagi o'tish. Kengayish kuchi H A + va H A + ning musbat zaryadlangan yadrolari o'rtasida namoyon bo'ladi, ular rasmga hujum sifatida ishlatilishi mumkin. 3. Kengayish kuchi yadrolarni bir-biridan ajratmaslikdir.
Kichik 3. Ikki yadro orasidagi tortishish kuchi (a) va tortishish kuchi (b) atom hajmi bo'yicha ular yaqin bo'lganda paydo bo'ladi.
Kuchlar manfiy zaryadlangan elektron va musbat zaryadlangan H+ va H+ yadrolari oʻrtasida harakat qiladi. Molekula shunday joylashadiki, tortishish va yaqinlashishning teng kuchlari nolga teng bo'ladi, shuning uchun yadrolarning o'zaro harakati elektronning yadrolarga tortilishi bilan qoplanishi mumkin. Bunday kompensatsiya elektronning e - yadrolarga kengayishi tufayli yuzaga keladi (3-rasm b va c). Bu erda muhim bo'lgan narsa elektronning kosmosda mavjudligi emas (uni o'lchash mumkin emas), balki elektronning kosmosda mavjudligi. Kosmosda elektron quvvatning o'sishi, mos keladigan raqam. 3.b) yadrolarning yaqinligiga mos keladi va eng avvalo, rasm. 3.c) - yadrolarni bo'lish, shuning uchun bu holda tortishish kuchi bir barrelga to'g'rilanadi va yadrolarning bo'linishi kompensatsiya qilinmaydi. Shunday qilib, agar elektron zichlik yadrolar o'rtasida taqsimlangan bo'lsa, bog'lanish maydoni va elektron qalinligi yadrolarning orqasida taqsimlangan bo'lsa, bir tekislash yoki bog'lanishga qarshi maydon mavjud.
Bog'lanish maydonidan elektron yo'qolishi bilan kimyoviy bog'lanish hosil bo'ladi. Agar elektron momiq maydondan yo'qolsa, kimyoviy bog'lanish hosil bo'lmaydi.
Bog'lanish sohasida elektron kuchning taqsimlanish xarakteriga ko'ra kimyoviy bog'lanishning uchta asosiy turi mavjud: kovalent, ion va metall. Toza ko'rinadigan bog'lanish uchun joy yo'q va bu turdagi aloqalarning kombinatsiyasi mavjud.
Ulanish turlari.
Kimyoda bog'lanishning quyidagi turlari mavjud: kovalent, ion, metall, suvli bog'lar, van-der-vaals bog'lari, donor-akseptor bog'lari, dativ bog'lar.
Kovalent bog'lanish
Kovalent bog'lanish hosil bo'lganda, atomlar bir vaqtning o'zida bitta elektronni almashadilar. Kovalent bog'ning ko't qismi Cl2 molekulasidagi kimyoviy bog'lanishdir. Lyuis (1916 y. t.) birinchi boʻlib ikkita xlor atomining bunday bogʻlanishi oʻzining tashqi elektronlaridan birini boshqa xlor atomi bilan baham koʻradi, deb taxmin qildi. Atom orbitallarini bir-biriga yopish uchun ikkita atom bir-biriga yaqinlashishi kerak. Bir juft elektron kovalent bog'lanish hosil qiladi. Bu elektronlar bitta qattiq orbitalni egallaydi va ularning orqa tomonlari teskari yo'nalishda yo'naltiriladi.
Shunday qilib, kovalent bog'lanish, asosiy spinlardan elektronlarning juftlashishi natijasida turli atomlardan elektronlarning mustahkamlanishiga olib keladi.
Kovalent bog'lanish kengroq turdagi bog'lanishdir. Kovalent aloqalar molekula va kristallarda hosil bo'lishi mumkin. Von bitta atomlar (H 2, Cl 2, olmos molekulalarida) va turli atomlar o'rtasida (H 2 O, NH 3 ... molekulalarida) sodir bo'ladi.
Kovalent bog'lanish mexanizmi
H 2 molekulasini yoritish orqali mexanizmni ko'rib chiqamiz.
H+H=H 2, ∆H=-436 kJ/mol
Erkin atomning yadrosi 1s elektron tomonidan yaratilgan sharsimon simmetrik elektron soya bilan o'tkirlashadi. Atomlarni aloqa nuqtasiga yaqinlashtirishda ularning elektronlari (orbitallari) tez-tez bir-birining ustiga chiqishi sodir bo'ladi (4-rasm).
Kichik 4. Suv molekulasida bog`lanishning hosil bo`lish mexanizmi.
Bir necha atomlar yaqinlashishi bilan yadrolar orasidagi masofa 0,106 nm ni tashkil qiladi, keyin elektron shovqin to'xtagandan so'ng yadrolar orasidagi masofa 0,074 nm ga teng bo'ladi.
Natijada, yadrolar markazlari o'rtasida molekulyar ikki elektronli massa paydo bo'ladi, bu yadrolar orasidagi bo'shliqda maksimal elektron zichlikka olib keladi. Yadrolar orasidagi manfiy zaryadning zichligi ortishi yadrolar orasidagi tortishish kuchlarining kuchli ortishiga to`g`ri keladi, bu esa ko`rinadigan energiyaga olib keladi. Kimyoviy bog'lanish muhimroqdir, chunki elektron orbitallarning bir-birining ustiga chiqishi ko'proq. Urush orqali ikki atom o'rtasidagi kimyoviy bog'lanish asil gaz atomining elektron konfiguratsiyasiga - geliyga etadi.
Elektron zararni blokirovka qilish maydonini yaratish va shunga o'xshash kovalent bog'lanishni yaratishni kvant-mexanik pozitsiyalardan tushuntiradigan ikkita usul mavjud. Ulardan biri BC (valentlik bog'lanishlar) usuli, ikkinchisi esa MO (molekulyar orbitallar) usuli deb ataladi.
Valentlik bog'lanish usuli ko'rinadigan juft atomlarning atom orbitallarining bir-birining ustiga chiqishini ochib beradi. MO usulida molekula bir butun sifatida ko'rib chiqiladi va elektron zichligi taqsimoti (elektron boshiga) butun molekula bo'ylab tarqaladi. MO 2H H 2 pozitsiyalari yadrolarning bu yadrolar orasiga aralashgan elektron changiga tarangligi bilan bog'liq.
Kovalent bog'lanish tasviri
Ulanishlar turli yo'llar bilan tasvirlangan:
1). Elektronlardan qo'shimcha yordam olish uchun siz nuqtani ko'rishingiz mumkin
Suv molekulalarining barqarorlik darajasini diagramma bilan qanday ko'rsatish mumkin
N∙ + N∙ → N: N
2). Kvadrat yadrolar (orbitallar) yordamida, bir molekulyar kvant yadrosiga qarama-qarshi spinli ikkita elektronni joylashtirish kabi
Ushbu diagramma molekulyar energiya darajasi avvalgi atom darajalariga qaraganda pastroq ekanligini ko'rsatadi, ya'ni molekulyar energiya darajasi barqarorroq, kamroq atomli.
3). Kovalent bog'lanish guruch bilan ifodalanadi
Misol uchun, N - N. Bu guruch elektron juftligini anglatadi.
Agar sharob atomlari (bir juft elektron) o'rtasida bitta kovalent bog'lanish mavjud bo'lsa, u deyiladi. yagona kattaroq bo'lsa, u ko'pdir bo'ysunuvchi(ikkita elektron tikish), uchlik(Uchta elektron tikish). Bitta havola bitta satr bilan, pastki havola ikkita bilan, uchlik havola esa uchta bilan ifodalanadi.
Atomlar orasidagi chizma ularning bir juft elektronga ega ekanligini ko'rsatadi.
Kovalent bog'lanishlarning tasnifi
s-, p-, d-bog'lar elektron signallarning to'g'ridan-to'g'ri bir-birining ustiga chiqishi bilan ajratiladi. s-bog'lanish atomlar yadrolarini bog'laydigan o'qning elektron o'qi bir-biri bilan o'zaro ta'sirlashganda sodir bo'ladi.
s-kravatni qo'llang:
Kichik 5. s-, p-, d-elektronlar orasida s bog’ hosil qilish.
Suv molekulasida s-s-xmarning bir-birining ustiga chiqishida s bog'lanishning kuchayish qismi himoyalangan.
p-bog'lanish elektronlar atomlarning yadrolarini bog'laydigan o'q bo'ylab ikkala tomondan bir-biriga yopishganda sodir bo'ladi.
Kichik 6. p-, d-elektronlar orasidagi p-bog'lanishning hosil bo'lishi.
d-bog'lanish ikkita d-elektron element parallel tekisliklarda kesishganda sodir bo'ladi. d-bog'lar kichikroq, p-bog'lar pastroq, p-bog'lar esa s-bog'lardan kichikroq.
Kovalent bog'lanish kuchi
A). Polarlik.
Kovalent bog'lanishning ikki turi mavjud: qutbsiz va qutbli.
Qutbsiz kovalent bog'lanish holatida yashirin juft elektronlar tomonidan yaratilgan elektron soya fazoda atom yadrolari bo'ylab simmetrik tarzda taqsimlanadi. Masalan, bir element atomlaridan tashkil topgan diatomik molekulalar: H 2, Cl 2, 2, N 2, F 2. Elektron bug'ining hidi esa ikkala atomga ham tegishli.
Qutbli bog'lanish holatida bog'lanishni hal qiladigan elektron zichligi kattaroq elektronga ega bo'lgan atomga o'tadi.
Misollar molekulalar: HCl, H 2 Pro, H 2 S, N 2 S, NH 3 va boshqalar. Keling, bosqichma-bosqich diagramma bilan ifodalanishi mumkin bo'lgan HCl molekulasining yaratilishini ko'rib chiqaylik.
Elektron jufti xlor atomi bilan almashtiriladi, chunki Xlor atomining ko'rinadigan elektr manfiyligi (2.83) suv atominikidan (2.1) katta.
b). Intensivlik.
Cheklangan miqdordagi kovalent bog'lanishda ishtirok etuvchi atomlar soni kovalent bog'lanishning to'yinganligi deyiladi. Kovalent aloqalarning mavjudligi kimyoviy o'zaro ta'sir elektronning tashqi energiya sathidan bir qismini olishi bilan belgilanadi, shuning uchun bir qator elektronlar almashinadi.
V) . To'g'rilik va kovalent bog'lanishning gibridlanishi.
Kovalent bog'lanish to'g'rilik va bo'shliq bilan tavsiflanadi. Bu shuni anglatadiki, elektron bulutlar qo'shiqqa o'xshash shakl yaratadi va qo'shiqning keng yo'nalishi tufayli maksimal bir-biriga mos kelishi mumkin.
Kovalent bog'lanishning to'g'riligi molekulalarning geometrik shaklini anglatadi.
Misol uchun, suv uchun u uch qismli ko'rinishga o'xshaydi.
Kichik 7. Suv molekulasining tuzilishi oddiy.
Suv molekulasi H 2 O va yadrolar orasidagi kislota orasidagi masofa 0,096 nm (96 pm) ekanligi eksperimental ravishda aniqlangan. Yadrolardan o'tadigan chiziqlarni kesib oling va 104,50 ga aylanadi. Shunday qilib, suv molekulasi noyob shaklga ega bo'lib, uni taqdim etilgan chaqaloq shaklida ko'rish mumkin.
Gibridlanish
BeCl 2 BeF 2 BeBr 2 kabi muayyan vaziyatlarni yaratishda eksperimental va nazariy tadqiqotlar (Sleyter, Pauling) tomonidan ko'rsatilgandek, molekuladagi atomning valentlik elektronlarining holati sof s-, p- bilan tavsiflanmaydi. , d-Hwil funktsiyalari, lekin chiziqli birikmalar bilan. Bunday aralash tuzilmalar gibrid orbitallar, aralashtirish jarayoni esa gibridlanish deb ataladi.
Atomning s- va p-orbitallarini aralashtirishning kvant kimyoviy tuzilishini ko'rsatish - molekula hosil bo'lishi uchun qulay jarayon. Qaysi turdagi bog'lanishlar sof s- va p-orbitallar qismida hosil bo'lganidan ko'ra ko'proq energiyaga ega ko'rinadi. Shuning uchun atomning elektron orbitallarining gibridlanishi sistema energiyasining katta pasayishiga va molekula barqarorligining oshishiga olib keladi. Gibridlangan orbital yadroning bir tomonida va boshqa tomonida kattaroq cho'zilishga ega. Shunday qilib, gibrid oltingugurtning bir-biriga yopishish sohasidagi elektron zichligi s- va p-orbitallar yaqinidagi bir-birining ustiga chiqish sohasidagi elektron zichligidan kattaroq bo'ladi, buning natijasida bog'lanishlar paydo bo'ladi. gibrid orbitallarning elektronlari tomonidan yaratilgan kattaroq ahamiyatga ega.
Gibrid tegirmonlarning bir qancha turlari mavjud. s- va p-orbitallarning gibridlanishi (s-gibridlanish deb ataladi) jarayonida bir-biridan 180 0 da ajralgan ikkita gibrid orbital paydo bo'ladi. Va bu erda chiziqli tuzilma o'rnatiladi. Bu konfiguratsiya (tuzilish) koʻpchilik oʻtloq metall galogenidlariga xosdir (masalan, BeX 2, bu yerda X=Cl, F, Br). Bu nuqtadagi harorat 1800C.
Kichik 8. sp-gibridlanish
Gibridlanishning yana bir turi sp 2-gibridlanish (bir s va ikkita p-orbitaldan yaratilgan) uchta gibrid orbitalning paydo bo'lishiga olib keladi, ular 120 0 kesim ostida birdan birga kengaytiriladi. Bu bilan molekulaning trigonal tuzilishi (yoki muntazam trikutan tuzilishi) o'rnatiladi. Bunday tuzilmalar BX 3 (X=Cl, F, Br) deb nomlanadi.
Kichik 9. sp 2 -gibridlanish.
Sp 3 gibridizatsiyasi bir s va uchta p orbitaldan yaratilgani kabi tez-tez sodir bo'ladi. Bunday holda, gibrid orbitallar tetraedrning uchlari bilan nosimmetrik tarzda fazoda yo'naltirilgan bo'lib, ular 109 0 28 "bo'shliq ostida joylashganki. Bu fazo holati tetraedral deb ataladi. Bu struktura NH 3 molekulalari uchun mos keladi , N 2 II davr elementlari haqida va ochiq maydonda siz qadam qo'ygan chaqaloqqa o'xshab ko'rishingiz mumkin
Kichik 10. Ammiak molekulasidagi bog'lanishlarni eritish uchun ko'proq joy,
hudud uchun dizaynlar.
sp 3 -gibridlanish uchun tetraedral bog'lanishlarni hosil qilish bosqich shaklida amalga oshirilishi mumkin (11-rasm):
Kichik 11. sp 3 gibridlanish jarayonida tetraedral bog'larning hosil bo'lishi.
CCl 4 molekulasining dumba qismida sp 3 - gibridlanish jarayonida tetraedral bog'larning hosil bo'lishi rasmda ko'rsatilgan. 12.
12-rasm. Sp 3 - CCl 4 molekulasining gibridlanishi jarayonida tetraedral bog'larning shakllanishi
Gibridlanish nafaqat s- va p-orbitallarda sodir bo'ladi. III va undan keyingi davrlarning stereokimyoviy elementlarini aniqlashtirish uchun gibrid orbitallarga bir vaqtning o'zida s-, p-, d-orbitallarni kiritish zarurati tug'iladi.
Kovalent bog'lanishli nutqni ko'rish mumkin:
1. organik natijalar;
2. galogen atomlari juftlari o'rtasida, shuningdek, suv, azot va kislota juft atomlari o'rtasida bog'lanishlar hosil bo'lgan qattiq va noyob birikmalar, masalan, H 2;
3. VI guruh elementlari (masalan, spiral nayzalar teluru), V guruh elementlari (masalan, mish'yak), IV guruh elementlari (olmos, kremniy, germaniy);
4. 8-N qoidasi bo'yicha tartiblangan elementlar (InSb, CdS, GaAs, CdTe kabi), agar ularning elementlari Mendelev davriy sistemasida II-VI, III-V guruhlarda joylashgan bo'lsa.
Kovalent bog'lanishga ega bo'lgan qattiq jismlarda bir xil sababga ko'ra turli xil kristalli tuzilmalar yaratilishi mumkin, bog'lanish energiyasi amalda bir xil. Masalan, ZnS ning tuzilishi kubik (rux aralashmasi) yoki olti burchakli (vurtsit) bo'lishi mumkin. Rux aldash va vurtsitda eng yaqin sussidlarning dislokatsiyasi bir xil bo'ladi va bu ikki tuzilmaning energiyalaridagi kichik farq eng yaqin bo'lgan atomlarning dislokatsiyasi bilan ko'rsatiladi. Nutqning bunday xilma-xilligi alotropiya yoki polimorfizm deb ataladi. Alotropiyaning yana bir qo'llanilishi - bu kremniy karbid bo'lib, u faqat kubikdan olti burchakligacha bo'lgan turli xil tuzilmalarning politiplariga ega. Bu ZnS, SiC va xona haroratida raqamli kristalli modifikatsiyalari.
Ionli havola
Ion bog'lanish - qahramon belgisining ionlari va zaryadlari orasidagi elektrostatik tortishish kuchi (birgalikda + va -).
Ion aloqasi haqidagi bayonot V. Kosselning g'oyalari asosida tuzilgan. Vin (1916), ikkita atom o'zaro ta'sirlashganda, ulardan biri elektronni chiqaradi, ikkinchisi esa elektron oladi, deb taxmin qildi. Shunday qilib, bir yoki bir nechta elektronning bir atomdan ikkinchisiga o'tishi natijasida ion bog'lanish hosil bo'ladi. Masalan, natriy xloridda ion bog'lanish elektronning natriy atomidan xlor atomiga o'tishi natijasida hosil bo'ladi. Ushbu ko'chirish natijasida zaryadi +1 bo'lgan natriy ioni va -1 zaryadli xlor ioni hosil bo'ladi. Hid elektrostatik kuchlar tomonidan birma-bir tortilib, barqaror molekulani eritib yuboradi. Kossel tomonidan taklif qilingan elektron uzatish modeli litiy ftorid, kaltsiy oksidi, litiy oksidi kabi birikmalarning yaratilishini tushuntirishga imkon beradi.
Eng tipik ionli birikmalar davriy sistemaning I va II guruhlariga mansub metall kationlari va VI va VII guruhlarga kiruvchi nometall elementlarning anionlaridan iborat.
Ionli bog'lanishni yaratish qulayligi oldin kirgan kationlar va anionlarning yaratilish qulayligiga bog'liq. Ionlanish energiyasi kamroq bo'lgan moddani yoritish qulayligi elektronlarni beradigan atom (elektron donor) tomonidan amalga oshiriladi va elektronlarni qabul qiluvchi atom (elektron qabul qiluvchi) elektronlarga yuqori yaqinlikka ega. Elektronga sporidlik- Atomning yaratilish dunyosida elektron qo'shiladi. Bu shunchaki bir mol atomlardan bir mol bir zaryadlangan anion hosil bo'lganda sodir bo'ladigan energiyaning o'zgarishini anglatadi. Bu "elektronga birinchi sporidlik" tushunchasi deb ataladi. Elektron bilan boshqa aloqadorlik - bu bir mol bir zaryadlangan anionlardan bir mol ikki marta zaryadlangan anion hosil bo'lganda sodir bo'ladigan energiyaning o'zgarishi. Ko'rinib turibdiki, elektronga ionlanish energiyasi va sporidlik gazga o'xshash moddalarga va gazsimon holatdagi atomlar va ionlarning xususiyatlariga o'tadi. Onaning izlari hurmat qilinadi, shuning uchun bu qismlarning aksariyati qattiq sirtga eng chidamli bo'ladi. Bu joylashuv ularning kristalli jinslarning qattiq holatidagi poydevorlari bilan izohlanadi. Bunga oziq-ovqat aybdor. Nima uchun ionlar gazsimon holatda emas, balki kristall jinslar shaklida barqarorroq? Elektr ta'minoti elektrostatik modelga asoslangan kristalli panjaraning energiya taqsimotiga asoslangan. Bunga qo'shimcha ravishda, ushbu rivojlanish ion bog'lanish nazariyasini qayta ko'rib chiqishni ham o'z ichiga oladi.
Kristalli orbitalarning energiyasini dekompressiya qilish uchun gazga o'xshash ionlarning hosil bo'lishidan kristalli orbitalarni yo'q qilishga sarflanishi kerak bo'lgan ish hajmini aniqlash kerak. Vikoristning rivojlanishini amalga oshirish uchun tortishish va olib tashlash kuchlari haqida bayonotlar mavjud. Yagona zaryadlangan ionlarning o'zaro ta'sirining potentsial energiyasining ifodasi tortishish kuchi va diffuziya energiyasidan kelib chiqadi.
E = E in + E chiqib (1).
NaCl ni ulash uchun turli belgilardagi Kulumb og'ir ionlarining energiyasi qanday olinadi, masalan, Na + va Cl -
E kiruvchi = -e 2 / 4πe 0 r (2),
Parchalar to'ldirilgan elektron qobiqdagi elektron zaryadini sferik simmetrik tarzda taqsimlaydi. Buning sababi, Pauli printsipi anion va kationning to'ldiruvchi qobiqlarini to'sib qo'yish natijasi bo'lib, ular bir-biriga yaqinlasha oladi va ajratiladi. Sintez energiyasi yadrolararo interfeys bilan tez o'zgaradi va u ikkita yaqin virus shaklida yozilishi mumkin:
E ott = A/r n (n?12) (3)
E ott = B∙exp(-r/r) (4),
de A va B – konstantalar, r-ionlar orasidagi masofa, r – parametr (doubjina xarakterlidir).
Shuni ta'kidlash kerakki, bu iboralarning ko'pchiligi yakunlanishi mumkin bo'lgan murakkab kvant mexanik jarayonni ko'rsatmaydi.
Bu formulalarning yaqinligidan qat'iy nazar, NaCl, KCl, CaO kabi ionli birikmalar molekulalarida kimyoviy bog'lanishni to'g'ri tasvirlash va aniq tasvirlash mumkin.
Ionning elektr maydoni sferik simmetriyaga ega bo'lganligi sababli (13-rasm), u holda ion bog'lanish kovalent bilan almashtirilganda to'g'rilikka ega bo'lmaydi. Ikki uzoq muddatli zaryadlangan ionlarning o'zaro ta'siri ion yadrolarining markazlarini bog'laydigan to'g'ridan-to'g'ri ulanish kuchlari bilan qoplanadi, boshqa yo'nalishlarda esa ionlarning elektr maydonlarining kompensatsiyasiga erishilmaydi. Shuning uchun boshqa ionlar bilan sezilarli o'zaro ta'sirlar mavjud. Shunday qilib, ion aloqasi to'yinganlikdan aziyat chekmaydi.
Kichik 13. Elektrostatik maydonning sferik simmetriyasi
har xil to'lovlar.
Ion bog'lanishning bilvositaligi va to'yinganligining yo'qligi natijasida energiya eng ko'p teri protil belgisi ionlarining maksimal sonini bo'shatganda ko'rinadi. Shuning uchun ion kristalining eng chiroyli shakli kristalldir. Masalan, NaCl kristalida teri kationi eng yaqin tomirlardagi oltita anionni o'z ichiga oladi.
Faqat gazga o'xshash holatda yuqori haroratlarda ion molekulalari bog'lanmagan molekulalar sifatida namoyon bo'ladi.
Bu birikmalarda koordinatsion raqam kovalent birikmalardagi kabi atomlarning elektron tuzilishining o'ziga xos xususiyatlariga bog'liq bo'lib, ionlarning kattaligi bilan aniqlanadi. Ion radiuslari 0,41 - 0,73 oralig'ida mos kelsa, ionlarning oktaedral koordinatsiyasiga yo'l qo'yilmaydi, 0,73-1,37 - kub koordinatsiyasi va boshqalar.
Shunday qilib, eng ilg'or onglarda ion tovushlari va kristalli nutqlar. Ikkilik molekulalar, masalan, NaCL, CsCl tushunchasi ularga yaqinlashmaydi. Teri kristali ko'p miqdordagi ionlardan iborat.
Chegaraviy qutbli bog' sifatida ion bog'lanishdan foydalanish mumkin, chunki atomning samarali zaryadi birga yaqin. Sof kovalent qutbsiz aloqa uchun atomlarning samarali zaryadi nolga yaqin. Haqiqiy daryolarda ion yoki kovalent bog'lanishlar kam. Ko'pincha, bog'lanishning tabiati qutbsiz kovalent va qutbli ion o'rtasida oraliqdir. Shunday qilib, bu birikmalarda kovalent bog'lanish ko'pincha ion tabiatiga ega. Chaqaloqdagi haqiqiy nutq tasvirlarida ion va kovalent bog'lanishning tabiati 14.
Kichik 14. Bog'lanishning ion va kovalent tabiati.
Bog'lanishning ion tabiatining qismi ionlik darajasi deb ataladi. Von molekuladagi atomlarning samarali zaryadlari bilan tavsiflanadi. Ionlik darajasi ularning atomlari tomonidan yaratilgan elektronegativlikdagi katta farq tufayli ortadi.
Metall aloqa
Metall atomlarida tashqi valentlik elektronlari metall bo'lmagan atomlarga qaraganda ancha zaifroq yo'qoladi. Bu shuni anglatadiki, elektronlarning qo'shni atomlar bilan bog'lanishi uzoq vaqt davomida yo'qoladi va ularning konsolidatsiyasi. Tashqi elektronlar ansambli tashkil etilmoqda. Bunday elektron tizimning asosi, ularning bir vaqtning o'zida zaryadlanishidan qat'i nazar, musbat metallni atrofdagi hududda tarqatadigan kuchlarning chiqarilishiga olib keladi. Bunday bog'lanish metallevim deb ataladi. Metallning xuddi shunday bog'lanish xususiyati nutqning qattiq va kam uchraydigan holatida uchraydi. Metall bog'lovchi kimyoviy bog'lovchi turlaridan biridir. U atom bilan bog'lanish hosil qiluvchi mahalliylashtirilgan tashqi elektronlar bilan bog'langan va shuning uchun erkin elektronlar deb ataladi (15-rasm).
Kichik 15. Metall rishta.
Quyidagi faktlar metall aloqaning mavjudligini tasdiqlaydi. Barcha metallar yuqori issiqlik o'tkazuvchanligi va yuqori elektr o'tkazuvchanligiga ega, bu esa erkin elektronlarning mavjudligini ta'minlaydi. Bundan tashqari, bu mebel ochiq rangli, ularning yorqinligi va shaffofligi, yuqori egiluvchanligi, elektr qo'llab-quvvatlash ijobiy harorat koeffitsienti qadar metallar yaxshi bükme xususiyatlariga ega.
Kristalli metall oksidlarining barqarorligini ion va kovalent kabi bog'lanish turlari bilan izohlab bo'lmaydi. Kristal panjaraning tugunlarida metall atomlari orasidagi ion aloqalari mumkin emas, parchalar bir xil zaryadga ega. Metallning kovalent dengiz mízh atomlari biroz kichik, Oskilka Kozhelki Atom Ma, 8 dan 12 gacha Hitter Susídiv va mitti yaramas yulduzlar Iz - Classy Steam Elektroniv Nevydomning Kilkistyasi.
p align="justify"> Metall konstruktsiyalar hidi atomlarning noyob taqsimotiga (yadrolararo hududlar katta) etib borishi va kristall panjaradagi teri atomiga eng yaqin tomirlar soni ko'p bo'lishi bilan tavsiflanadi. 1-jadvalda uchta turdagi metall konstruktsiyalar ko'rsatilgan.
1-jadval
Uchta eng keng metallarning strukturalarining xususiyatlari
Bachimo, teri atomi ko'p sonli aloqalarni yoritishda ishtirok etadi (masalan, 8 atom bilan). Bunday ko'p miqdordagi bog'lanishlarni (8 yoki 12 atom) bir vaqtning o'zida kosmosda lokalizatsiya qilish mumkin emas. Bog'lanish teri atomining tashqi elektronlarining kolival tuzilishining qo'shimcha rezonansi bilan o'zaro ta'sir qilishi mumkin, natijada elektron gazning erishi bilan kristalning barcha tashqi elektronlarini kollektivizatsiya qiladi. Ko'pgina metallarda metall bog'lanish hosil qilish uchun har bir teri atomidan bitta elektron olish kifoya. Tashqi qobig'ida faqat bitta elektron bo'lgan parvoz uchun ham ehtiyot bo'lishingiz kerak. Kristal Li+ ionlari panjarasiga ega (radiusi 0,068 nm), elektron gaz bilan chiqariladi.
Kichik 16. Kristalli qadoqlashning har xil turlari: a-olti burchakli tirqishli qadoqlash; b-yuz markazlashtirilgan kubikli qadoqlash; V-markazli kubikli qadoqlash.
Metall va kovalent aloqalar o'rtasida o'xshashliklar mavjud. Bu g'azabning mustahkamlangan valentlik elektronlariga asoslanganligi bilan bog'liq. Biroq, kovalent bog'lanish faqat ikkita qo'shni atomni bog'laydi va yadro elektronlari bog'langan atomlarga yaqin joylashgan. Metall bog'lanishda bir qancha atomlar mustahkamlangan valentlik elektronlarida ishtirok etadi.
Shunday qilib, metall bog'lanish tushunchasi elektron gaz bilan to'ldirilgan ionlar orasidagi katta bo'shliqlarga ega bo'lgan musbat zaryadlangan ion zarralari yig'indisi sifatida metallar hodisalari bilan uzviy bog'liq bo'lib, makroskopik darajada tizim elektr neytralligini yo'qotadi.
Kimyoviy bog'lanishning yuqorida qayd etilgan turlaridan tashqari molekulalararo bog'lanishning boshqa turlari mavjud: suvli bog'lanish, van-der-Vaals o'zaro ta'siri, donor-akseptor ta'siri.
Molekulalarning donor-akseptor o'zaro ta'siri
Bir atomning ikkita elektroni va bitta orbital o'rtasida kovalent bog'lanishning hosil bo'lish mexanizmi donor-akseptor deb ataladi. Bog'lanish uchun ishlatiladigan atom yoki qism, ikki elektronli modda donor deb ataladi. Elektron juftini qabul qiladigan erkin orbitalga ega bo'lgan atom yoki qism akseptor deb ataladi.
Molekulyar o'zaro ta'sirlarning asosiy turlari. Suv chaqiruvi
Valentlik bilan to'yingan molekulalar o'rtasida zarrachalar hajmidan oshib ketadigan masofalarda molekulalararo tortishishning elektrostatik kuchlari paydo bo'lishi mumkin. Ular van der Vaals kuchlari deb ataladi. Van der Waals o'zaro ta'siri har doim bir-biriga yaqin joylashgan atomlar o'rtasida sodir bo'ladi, lekin faqat kuchli bog'lanish mexanizmlari yo'qligida muhim rol o'ynaydi. 0,2 eV/atom xarakterli energiyaga ega bo'lgan bu zaif o'zaro ta'sir neytral atomlar va molekulalar o'rtasida sodir bo'ladi. O'zaro ta'sirning nomi Van der Vaals nazariyasi bilan bog'liq, garchi uning o'zi allaqachon gaz molekulalari orasidagi zaif o'zaro ta'sirlar o'rtasidagi bog'liqlik haqiqiy gazlarning kuchini boy tasvirlaydi, bir so'z bilan aytganda, u ideal gazga teng bo'ladi deb taxmin qilgan. Biroq, bu kuchning tabiati faqat 1930 yilda London tomonidan tushuntirilgan. Hozirgi vaqtda Van der Vaalsdan oldin o'zaro ta'sirning uch turi mavjud: orientatsiya, induksiya, dispersiya (London effekti). Van der Vaals energiyasi orientatsion, induktiv va dispersiv o'zaro ta'sirlar yig'indisi bilan aniqlanadi.
E in = E yoki + E ind + E disp (5).
Yo'naltirilgan o'zaro ta'sir (yoki dipol-dipol o'zaro ta'siri) qutbli molekulalar o'rtasida o'zini namoyon qiladi, ular yaqin bo'lganda, molekulalar tizimining potentsial energiyasi bir xil minimal bo'lishi uchun turli qutblar bilan bir-biriga aylanadi (yo'naltiriladi). Orientatsion o'zaro ta'sir energiyasi molekulalarning kattaroq dipol momenti m va ular orasidagi kichik masofa l bilan bir xil:
E yoki = -(m 1 m 2) 2 / (8p 2 ∙e 0 ∙l 6) (6),
bu erda e0 elektr to'xtamaydi.
Induktiv o'zaro ta'sir molekulalarning chiquvchi dipollar tomonidan qutblanish jarayonlari bilan bog'liq. Bu a qutbsiz molekulaning katta polarizatsiyasi va qutbli molekulaning kattaroq dipol momenti m dan muhimroqdir.
E ind = -(am 2)/ (8p 2 ∙e 0 ∙l 6) (7).
Qutbsiz molekulaning qutblanishi deformatsiya deb ataladi va qutblanish zarrachaning deformatsiyasi bilan bog'liq bo'lib, bunda m elektron zarrachalar va yadrolarning ortiqcha pozitsiyalarga siljishini tavsiflaydi.
Dispersiv o'zaro ta'sir (London effekti) hozirgi qutbliligidan qat'iy nazar har qanday molekulalarda sodir bo'ladi. Elektron chiqindilar va yadrolar zaryadlarining og'irlik markazlarini mitti ajratish natijasida mittev dipol hosil bo'ladi, bu esa boshqa qismlarda mittev dipollarini induktsiya qiladi. Mitten dipollarining oqimi yanada qulay bo'lib bormoqda. Natijada, arterial qismlar o'zaro og'irlikni his qiladi. Dispersiv o'zaro ta'sir energiyasi ionlanish energiyasi E I va molekulalarning a qutblanishida yotadi.
E disp = - (E I 1 ∙E I 2)∙ a 1 a 2 /(E I 1 +E I 2) l 6 (8).
Valentlik va molekulalararo o'zaro ta'sirlar orasidagi oraliq belgi suv bog'idir. Suv bog'ining energiyasi past, 8 - 80 kJ / mol, lekin van der Waals o'zaro ta'sir qilish energiyasidan yuqori. Suv bog'lanishi suv, spirt, kislotalar va musbat qutblangan suv atomlarining shakllanishi kabi suyuqliklarga xosdir. Ichki elektronlarning kichik o'lchamlari va ko'pligi bir xil birlikda mavjud bo'lgan suv atomiga boshqa yoki bir xil molekulalarning kovalent bog'lanmagan salbiy qutblangan atomi bilan qo'shimcha ta'sir o'tkazishga imkon beradi.
A d- - H d+…. A d- - H d+.
Keyin molekulalarning assotsiatsiyasi paydo bo'ladi. Molekulalarning assotsiatsiyasi uchuvchanlikning o'zgarishiga, qaynash nuqtasi va bug'lanish issiqligining oshishiga, yopishqoqlik va dielektrik penetratsiyasining oshishiga olib keladi.
Suv, ayniqsa, suv aloqasini yaratish uchun mos reagent bo'lib, uning molekulasining bo'laklarida ikkita suv atomi va kislota atomining ikkita bo'linmagan bug'lari mavjud. Bu molekulaning yuqori dipol momenti (m D = 1,86 D) va bir nechta suv bog'larini hosil qilish qobiliyati bilan bog'liq: ikkitasi proton donori va ikkitasi proton qabul qiluvchisi sifatida.
(N 2 Pro….N – Pro…N 2 Pro) 2 marta.
Tajribalardan ko'rinib turibdiki, uchinchi va dastlabki davrlarning bir qator suvga asoslangan yarim elementlarida molekulyar og'irlikning o'zgarishi tufayli qaynash harorati ortadi. Bu qoida suvdan oldin sovutish uchun ruxsat berilganidek, keyin qaynash harorati 100 0 C emas, balki 280 0 S. Bu ishqalanish suvda suv biriktiruvchi mavjudligini tasdiqlaydi.
Tajribalar shuni ko'rsatdiki, molekulyar assotsiatsiyalar suvda, ayniqsa qattiq suvda kamdan-kam hosil bo'ladi. Muz tarkibida tetraedral kristalli donalar mavjud. Tetraedrning markazida bitta suv molekulasi kislota atomi, bir nechta uchlarida eng yaqin suv molekulalaridan suv bog'lari bilan bog'langan suv molekulalarining atomlari joylashgan. Noyob suvlarda suv aloqalari tez-tez birlashtiriladi va uning tuzilishi bog'langan molekulalar va kuchli molekulalar o'rtasidagi dinamik muvozanatni saqlaydi.
Valentlik bog'lanish usuli
Valentlik bog'lanishlari yoki mahalliylashtirilgan elektron juftlik nazariyasi molekuladagi har bir atom juftligi bir yoki bir nechta elektron juftlari tomonidan bir vaqtning o'zida yo'q qilinadi, degan pozitsiyadan kelib chiqadi. Valentlik bog'lanishlarining bu nazariyasi ikkita atom o'rtasida lokalizatsiya qilingan kimyoviy bog'lanishga ega bo'lib, u ikki markazli va ikkita elektrondir.
Valentlik bog'lanish usuli quyidagi asosiy printsiplarga asoslanadi:
Molekuladagi har bir juft atom bir yoki bir nechta boshqa elektron juftlar tomonidan birdaniga yo'q qilinadi;
Yagona kovalent bog'lanish bog'langan atomlarning valentlik orbitallarida joylashgan antiparallel spinli ikkita elektrondan hosil bo'ladi;
Bog'lanish o'rnatilganda elektronlarning markaziy funktsiyalari uzilib, atomlar orasidagi elektron zichligi oshishiga va tizimning quyosh energiyasining o'zgarishiga olib keladi;
