Birleşik Devlet Sınavı kodlayıcısının konuları: Kovalent kimyasal bağ, çeşitleri ve oluşum mekanizmaları. Kovalent bağların özellikleri (polarite ve bağ enerjisi). İyonik bağ. Metal bağlantı. Hidrojen bağı

Molekül içi kimyasal bağlar

Öncelikle molekül içindeki parçacıklar arasında oluşan bağlara bakalım. Bu tür bağlantılara denir molekül içi.

Kimyasal bağ Kimyasal elementlerin atomları arasında elektrostatik bir doğa vardır ve nedeniyle oluşur dış (değerlik) elektronların etkileşimi, daha fazla veya daha az ölçüde pozitif yüklü çekirdekler tarafından tutulur bağlı atomlar

Buradaki anahtar kavram ELEKTRONEGATIVİTE. Atomlar arasındaki kimyasal bağın türünü ve bu bağın özelliklerini belirleyen budur.

bir atomun çekme (tutma) yeteneğidir harici(değerlik) elektronlar. Elektronegatiflik, dış elektronların çekirdeğe çekilme derecesine göre belirlenir ve öncelikle atomun yarıçapına ve çekirdeğin yüküne bağlıdır.

Elektronegatifliğin kesin olarak belirlenmesi zordur. L. Pauling, göreceli elektronegatifliklerin bir tablosunu derledi (diatomik moleküllerin bağ enerjilerine dayanarak). En elektronegatif element flor anlamı olan 4 .

Farklı kaynaklarda farklı ölçekler ve elektronegatiflik değerleri tabloları bulabileceğinizi unutmamak önemlidir. Kimyasal bir bağın oluşumu rol oynadığı için bu durum alarma geçirilmemelidir. atomlar ve herhangi bir sistemde yaklaşık olarak aynıdır.

A:B kimyasal bağındaki atomlardan biri elektronları daha güçlü çekerse elektron çifti ona doğru hareket eder. Daha fazla elektronegatiflik farkı atomlar, elektron çifti ne kadar fazla kayarsa.

Etkileşen atomların elektronegatiflik değerleri eşit veya yaklaşık olarak eşitse: EO(A)≈EO(B) o zaman ortak elektron çifti atomlardan herhangi birine kaymaz: C: B. Bu bağlantıya denir kovalent polar olmayan.

Etkileşen atomların elektronegatiflikleri farklıysa ancak çok fazla değilse (elektronegatiflikteki fark yaklaşık 0,4 ila 2 arasındadır: 0,4<ΔЭО<2 ), daha sonra elektron çifti atomlardan birine kaydırılır. Bu bağlantıya denir kovalent kutup .

Etkileşen atomların elektronegatiflikleri önemli ölçüde farklıysa (elektronegatiflikteki fark 2'den büyükse: ΔEO>2), daha sonra elektronlardan biri neredeyse tamamen başka bir atoma aktarılır ve oluşumla birlikte iyonlar. Bu bağlantıya denir iyonik.

Temel kimyasal bağ türleri – kovalent, iyonik Ve maden iletişim. Gelin onlara daha yakından bakalım.

Kovalent kimyasal bağ

Kovalent bağ – bu kimyasal bir bağ nedeniyle oluşmuş ortak bir elektron çiftinin oluşumu A:B . Ayrıca iki atom örtüşmek atomik yörüngeler. Kovalent bir bağ, elektronegatiflikte küçük bir fark olan atomların etkileşimi ile oluşur (genellikle iki metal olmayan arasında) veya bir elementin atomları.

Kovalent bağların temel özellikleri

• odak,
• doygunluk,
• polarite,
• polarize edilebilirlik.

Bu bağlanma özellikleri maddelerin kimyasal ve fiziksel özelliklerini etkiler.

İletişim yönü Maddelerin kimyasal yapısını ve formunu karakterize eder. İki bağ arasındaki açılara bağ açıları denir. Örneğin, bir su molekülünde H-O-H bağ açısı 104,45 o'dur, dolayısıyla su molekülü polardır ve bir metan molekülünde H-C-H bağ açısı 108 o 28' olur.

Doygunluk atomların sınırlı sayıda kovalent kimyasal bağ oluşturma yeteneğidir. Bir atomun oluşturabileceği bağ sayısına denir.

Polarite Bağlanma, farklı elektronegatifliğe sahip iki atom arasındaki elektron yoğunluğunun eşit olmayan dağılımı nedeniyle oluşur. Kovalent bağlar polar ve polar olmayan olarak ikiye ayrılır.

Polarize edilebilirlik bağlantılar bağ elektronlarının harici bir elektrik alanının etkisi altında kayma yeteneği(özellikle başka bir parçacığın elektrik alanı). Polarize edilebilirlik elektron hareketliliğine bağlıdır. Elektron çekirdeğe ne kadar uzaksa o kadar hareketlidir ve buna bağlı olarak molekül daha polarize olur.

Kovalent polar olmayan kimyasal bağ

2 tip kovalent bağ vardır; KUTUP Ve POLAR OLMAYAN .

Örnek . Hidrojen molekülü H2'nin yapısını ele alalım. Dış enerji seviyesindeki her hidrojen atomu 1 eşleşmemiş elektron taşır. Bir atomu görüntülemek için Lewis yapısını kullanırız; bu, elektronların noktalarla gösterildiği bir atomun dış enerji seviyesinin yapısının bir diyagramıdır. Lewis nokta yapısı modelleri, ikinci periyodun unsurlarıyla çalışırken oldukça faydalıdır.

H. + . H = H:H

Böylece, bir hidrojen molekülünde bir ortak elektron çifti ve bir H-H kimyasal bağı bulunur. Bu elektron çifti hidrojen atomlarından herhangi birine kaymaz çünkü Hidrojen atomları aynı elektronegatifliğe sahiptir. Bu bağlantıya denir kovalent polar olmayan .

Kovalent polar olmayan (simetrik) bağ eşit elektronegatifliğe sahip (genellikle aynı metal olmayanlar) atomlar tarafından oluşturulan ve dolayısıyla atom çekirdekleri arasında elektron yoğunluğunun düzgün bir şekilde dağıldığı kovalent bir bağdır.

Polar olmayan bağların dipol momenti 0'dır.

Örnekler: H 2 (H-H), O 2 (O=O), S 8.

Kovalent polar kimyasal bağ

Kovalent polar bağ arasında oluşan kovalent bir bağdır. farklı elektronegatifliğe sahip atomlar (genellikle çeşitli metal olmayanlar) ve karakterize edilir yer değiştirme elektron çiftinin daha elektronegatif bir atomla paylaşılması (polarizasyon).

Elektron yoğunluğu daha elektronegatif olan atoma kaydırılır - bu nedenle üzerinde kısmi bir negatif yük (δ-) belirir ve daha az elektronegatif olan atomda kısmi bir pozitif yük (δ+, delta +) belirir.

Atomların elektronegatifliği arasındaki fark ne kadar büyük olursa, o kadar yüksek olur. polarite bağlantılar ve daha fazlası dipol momenti . Komşu moleküller ve zıt işaretli yükler arasında ek çekici kuvvetler etki eder ve bu da artar. kuvvet iletişim.

Bağ polaritesi bileşiklerin fiziksel ve kimyasal özelliklerini etkiler. Reaksiyon mekanizmaları ve hatta komşu bağların reaktivitesi bağın polaritesine bağlıdır. Bağlantının polaritesi çoğu zaman belirler molekül polaritesi ve dolayısıyla kaynama noktası ve erime noktası, polar çözücülerdeki çözünürlük gibi fiziksel özellikleri doğrudan etkiler.

Örnekler: HC1, C02, NH3.

Kovalent bağ oluşum mekanizmaları

Kovalent kimyasal bağlar 2 mekanizma ile oluşabilir:

1. Değişim mekanizması Kovalent bir kimyasal bağın oluşumu, her parçacığın ortak bir elektron çifti oluşturmak için eşlenmemiş bir elektron sağlamasıdır:

A . + . B= A:B

2. Kovalent bağ oluşumu, parçacıklardan birinin yalnız bir elektron çifti sağladığı ve diğer parçacığın bu elektron çifti için boş bir yörünge sağladığı bir mekanizmadır:

A: + B= A:B

Bu durumda atomlardan biri yalnız bir elektron çifti sağlar ( bağışçı) ve diğer atom bu çift için boş bir yörünge sağlar ( akseptör). Her iki bağın oluşması sonucunda elektronların enerjisi azalır, yani. bu atomlar için faydalıdır.

Verici-alıcı mekanizması tarafından oluşturulan kovalent bir bağ farklı değil değişim mekanizması tarafından oluşturulan diğer kovalent bağların özelliklerinde. Verici-alıcı mekanizması tarafından kovalent bir bağın oluşması, dış enerji seviyesinde çok sayıda elektrona sahip (elektron vericiler) veya tersine çok az sayıda elektrona sahip (elektron alıcıları) atomlar için tipiktir. Atomların değerlik yetenekleri ilgili bölümde daha ayrıntılı olarak tartışılmaktadır.

Bir donör-alıcı mekanizması tarafından kovalent bir bağ oluşturulur:

- bir molekülde karbon monoksit CO(Moleküldeki bağ üçlüdür, değişim mekanizmasıyla 2 bağ, biri donör-alıcı mekanizmasıyla oluşur): C≡O;

-V amonyum iyonu NH 4 +, iyonlarda organik aminlerörneğin metilamonyum iyonu CH3-NH2+'da;

-V karmaşık bileşikler merkezi atom ile ligand grupları arasında bir kimyasal bağ, örneğin sodyum tetrahidroksoalüminattaki alüminyum ve hidroksit iyonları arasındaki Na bağı;

-V nitrik asit ve tuzları- nitratlar: HNO 3, NaNO 3, diğer bazı nitrojen bileşiklerinde;

- bir molekülde ozon O3.

Kovalent bağların temel özellikleri

Kovalent bağlar tipik olarak ametal atomlar arasında oluşur. Kovalent bir bağın temel özellikleri şunlardır: uzunluk, enerji, çokluk ve yönlülük.

Kimyasal bağın çokluğu

Kimyasal bağın çokluğu - Bu Bir bileşikteki iki atom arasında paylaşılan elektron çifti sayısı. Bir bağın çokluğu, molekülü oluşturan atomların değerlerinden oldukça kolay bir şekilde belirlenebilir.

Örneğin , hidrojen molekülü H2'de bağ çokluğu 1'dir, çünkü Her hidrojenin dış enerji seviyesinde yalnızca 1 eşleşmemiş elektronu vardır, dolayısıyla bir ortak elektron çifti oluşur.

O 2 oksijen molekülünde bağ çokluğu 2'dir çünkü Dış enerji seviyesindeki her atomun 2 eşleşmemiş elektronu vardır: O=O.

Azot molekülü N2'de bağ çokluğu 3'tür çünkü Her atom arasında dış enerji seviyesinde 3 eşleşmemiş elektron vardır ve atomlar 3 ortak elektron çifti N≡N oluşturur.

Kovalent bağ uzunluğu

Kimyasal bağ uzunluğu bağı oluşturan atomların çekirdek merkezleri arasındaki mesafedir. Deneysel fiziksel yöntemlerle belirlenir. Bağ uzunluğu, AB molekülündeki bağ uzunluğunun A 2 ve B 2 moleküllerindeki bağ uzunluklarının toplamının yaklaşık yarısına eşit olduğu toplama kuralı kullanılarak yaklaşık olarak tahmin edilebilir:

Kimyasal bir bağın uzunluğu kabaca tahmin edilebilir. atom yarıçapına göre bir bağ oluşturmak veya iletişim çokluğuna göre Eğer atomların yarıçapları çok farklı değilse.

Bir bağı oluşturan atomların yarıçapı arttıkça bağ uzunluğu da artar.

Örneğin

Atomlar arasındaki bağların sayısı arttıkça (atom yarıçapları farklılık göstermez veya çok az farklılık gösterir), bağ uzunluğu azalacaktır.

Örneğin . C–C, C=C, C≡C serisinde bağ uzunluğu azalır.

İletişim enerjisi

Kimyasal bir bağın kuvvetinin ölçüsü bağ enerjisidir. İletişim enerjisi Bir bağı kırmak ve bu bağı oluşturan atomları birbirinden sonsuz uzaklığa uzaklaştırmak için gereken enerjiyle belirlenir.

Kovalent bir bağ çok dayanıklı. Enerjisi birkaç on ila birkaç yüz kJ/mol arasında değişir. Bağ enerjisi ne kadar yüksek olursa, bağ kuvveti de o kadar büyük olur ve bunun tersi de geçerlidir.

Kimyasal bir bağın gücü bağ uzunluğuna, bağ polaritesine ve bağ çokluğuna bağlıdır. Kimyasal bağ ne kadar uzun olursa kırılması o kadar kolay olur ve bağ enerjisi ne kadar düşük olursa gücü de o kadar düşük olur. Kimyasal bağ ne kadar kısa olursa o kadar güçlü olur ve bağ enerjisi de o kadar büyük olur.

Örneğin HF, HCl, HBr bileşikleri serisinde soldan sağa, kimyasal bağın kuvveti azalır, Çünkü Bağlantı uzunluğu artar.

İyonik kimyasal bağ

iyonik bağ bazlı bir kimyasal bağdır İyonların elektrostatik çekimi.

iyonlar atomların elektronları kabul etmesi veya bağışlaması sürecinde oluşur. Örneğin, tüm metallerin atomları dış enerji seviyesindeki elektronları zayıf bir şekilde tutar. Bu nedenle metal atomları şu şekilde karakterize edilir: onarıcı özellikler- elektron bağışlama yeteneği.

Örnek. Sodyum atomu enerji seviyesi 3'te 1 elektron içerir. Kolayca vazgeçerek, sodyum atomu soy gaz neon Ne'nin elektron konfigürasyonuyla çok daha kararlı Na + iyonunu oluşturur. Sodyum iyonu 11 proton ve yalnızca 10 elektron içerdiğinden iyonun toplam yükü -10+11 = +1'dir:

+11Hayır) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Hayır +) 2 ) 8

Örnek. Dış enerji seviyesindeki bir klor atomu 7 elektron içerir. Kararlı bir inert argon atomu Ar konfigürasyonunu elde etmek için klorun 1 elektron kazanması gerekir. Bir elektron eklendikten sonra elektronlardan oluşan kararlı bir klor iyonu oluşur. İyonun toplam yükü -1'dir:

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Lütfen aklınızda bulundurun:

• İyonların özellikleri atomların özelliklerinden farklıdır!
• Kararlı iyonlar yalnızca atomlar, ama aynı zamanda atom grupları. Örneğin: amonyum iyonu NH4+, sülfat iyonu SO42-, vb. Bu tür iyonların oluşturduğu kimyasal bağlar da iyonik olarak kabul edilir;
• İyonik bağlar genellikle birbirleri arasında oluşur metaller Ve ametaller(metal olmayan gruplar);

Ortaya çıkan iyonlar elektriksel çekim nedeniyle çekilir: Na + Cl -, Na2 + SO42-.

Görsel olarak özetleyelim kovalent ve iyonik bağ tipleri arasındaki fark:

Metal kimyasal bağı

Metal bağlantı göreceli olarak oluşan bir bağlantıdır serbest elektronlar arasında metal iyonları, bir kristal kafes oluşturuyor.

Metal atomları genellikle dış enerji seviyesinde bulunur. bir ila üç elektron. Metal atomlarının yarıçapları kural olarak büyüktür - bu nedenle metal atomları, metal olmayanlardan farklı olarak dış elektronlarını oldukça kolay bırakırlar, yani. güçlü indirgeyici maddelerdir

Moleküller arası etkileşimler

Ayrı olarak, bir maddedeki bireysel moleküller arasında ortaya çıkan etkileşimleri dikkate almaya değer - moleküller arası etkileşimler . Moleküller arası etkileşimler, yeni kovalent bağların görünmediği nötr atomlar arasındaki bir etkileşim türüdür. Moleküller arasındaki etkileşim kuvvetleri 1869'da Van der Waals tarafından keşfedildi ve onun adını aldı. Van dar Waals kuvvetleri. Van der Waals kuvvetleri ikiye ayrılır yönlendirme, tümevarım Ve dağıtıcı . Moleküller arası etkileşimlerin enerjisi, kimyasal bağların enerjisinden çok daha azdır.

Oryantasyon çekim kuvvetleri polar moleküller arasında meydana gelir (dipol-dipol etkileşimi). Bu kuvvetler polar moleküller arasında meydana gelir. Endüktif etkileşimler polar bir molekül ile polar olmayan bir molekül arasındaki etkileşimdir. Polar olmayan bir molekül, polar olanın etkisi nedeniyle polarize olur ve bu da ek elektrostatik çekim oluşturur.

Moleküller arası etkileşimin özel bir türü hidrojen bağlarıdır. - bunlar, yüksek derecede polar kovalent bağlara sahip moleküller arasında ortaya çıkan moleküller arası (veya molekül içi) kimyasal bağlardır - H-F, H-O veya H-N. Bir molekülde bu tür bağlar varsa, o zaman moleküller arasında ek çekici kuvvetler .

Eğitim mekanizması Hidrojen bağı kısmen elektrostatik, kısmen de verici-alıcıdır. Bu durumda elektron çifti donörü, güçlü elektronegatif bir elementin (F, O, N) bir atomudur ve alıcı, bu atomlara bağlı hidrojen atomlarıdır. Hidrojen bağları şu şekilde karakterize edilir: odak uzayda ve doygunluk

Hidrojen bağları noktalarla gösterilebilir: H ··· O. Hidrojene bağlı atomun elektronegatifliği ne kadar büyükse ve boyutu ne kadar küçükse, hidrojen bağı o kadar güçlü olur. Öncelikle bağlantılar için tipiktir hidrojen ile flor , aynı zamanda oksijen ve hidrojen daha az ölçüde hidrojen ile nitrojen .

Aşağıdaki maddeler arasında hidrojen bağları oluşur:

— hidrojen florür HF(gaz, sudaki hidrojen florür çözeltisi - hidroflorik asit), su H 2 O (buhar, buz, sıvı su):

— amonyak ve organik aminlerin çözeltisi- amonyak ve su molekülleri arasında;

— O-H veya N-H bağlarının olduğu organik bileşikler: alkoller, karboksilik asitler, aminler, amino asitler, fenoller, anilin ve türevleri, proteinler, karbonhidrat çözeltileri - monosakkaritler ve disakkaritler.

Hidrojen bağı maddelerin fiziksel ve kimyasal özelliklerini etkiler. Böylece moleküller arasındaki ilave çekim, maddelerin kaynamasını zorlaştırır. Hidrojen bağına sahip maddelerin kaynama noktasında anormal bir artış görülür.

Örneğin Kural olarak, molekül ağırlığının artmasıyla birlikte maddelerin kaynama noktasında bir artış gözlenir. Ancak bazı maddelerde H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te kaynama noktalarında doğrusal bir değişiklik gözlemlemiyoruz.

Yani, suyun kaynama noktası anormal derecede yüksek - düz çizginin bize gösterdiği gibi -61 o C'den az değil, ama +100 o C'den çok daha fazlası. Bu anormallik, su molekülleri arasındaki hidrojen bağlarının varlığıyla açıklanmaktadır. Bu nedenle normal şartlarda (0-20 o C) su sıvı faz durumuna göre.

Basit (tek) bağ Biyoorganik bileşiklerdeki bağ türleri.

Parametre adı	Anlam
Makale konusu:	Basit (tek) bağ Biyoorganik bileşiklerdeki bağ türleri.
Değerlendirme listesi (tematik kategori)	Kimya

Kovalent bağ. Çoklu bağlantı. Polar olmayan bağ. Kutupsal bağlantı.

Değerlik elektronları. Hibrit (melezleştirilmiş) yörünge. Bağlantı uzunluğu

Anahtar kelimeler.

Biyoorganik bileşiklerdeki kimyasal bağların özellikleri

AROMATİKLİK

DERS 1

BAĞLI SİSTEMLER: DÖNGÜSEL VE ​​DÖNGÜSEL.

1. Biyoorganik bileşiklerdeki kimyasal bağların özellikleri. Karbon atomu yörüngelerinin hibridizasyonu.

2. Konjuge sistemlerin sınıflandırılması: döngüsel olmayan ve döngüsel.

3 Konjugasyon türleri: π, π ve π, р

4. Birleşik sistemler için stabilite kriterleri - “birleşik enerji”

5. Asiklik (siklik olmayan) konjuge sistemler, konjugasyon türleri. Ana temsilciler (alkadienler, doymamış karboksilik asitler, A vitamini, karoten, likopen).

6. Döngüsel eşlenik sistemler. Aromatiklik kriterleri. Hückel'in kuralı. Aromatik sistemlerin oluşumunda π-π-, π-ρ-konjugasyonunun rolü.

7.Karbosiklik aromatik bileşikler: (benzen, naftalin, antrasen, fenantren, fenol, anilin, benzoik asit) - yapısı, aromatik sistemin oluşumu.

8. Heterosiklik aromatik bileşikler (piridin, pirimidin, pirol, purin, imidazol, furan, tiyofen) - aromatik sistemin oluşumunun yapısı, özellikleri. Beş ve altı üyeli heteroaromatik bileşiklerin oluşumu sırasında nitrojen atomunun elektron yörüngelerinin hibridizasyonu.

9. Konjuge bağ sistemleri içeren doğal bileşikler ve aromatik bileşiklerin tıbbi ve biyolojik önemi.

Konuya hakim olmak için başlangıç ​​bilgi seviyesi (okul kimya dersi):

Elementlerin elektronik konfigürasyonları (karbon, oksijen, nitrojen, hidrojen, kükürt, halojenler), “orbital” kavramı, yörüngelerin hibridizasyonu ve 2. periyot elementlerinin yörüngelerinin uzaysal yönelimi, kimyasal bağ türleri, oluşumun özellikleri kovalent σ- ve π-bağlarının oluşumu, elementlerin periyot ve gruptaki elektronegatifliklerindeki değişiklikler, organik bileşiklerin sınıflandırılması ve isimlendirilmesinin ilkeleri.

Organik moleküller kovalent bağlarla oluşur. Ortak (paylaşılan) bir elektron çifti nedeniyle iki atom çekirdeği arasında kovalent bağlar ortaya çıkar. Bu yöntem değişim mekanizmasını ifade eder. Polar olmayan ve polar bağlar oluşur.

Polar olmayan bağlar, bağın bağlandığı iki atom arasındaki elektron yoğunluğunun simetrik bir dağılımı ile karakterize edilir.

Polar bağlar, elektron yoğunluğunun asimetrik (düzensiz) dağılımı ile karakterize edilir; daha elektronegatif bir atoma doğru kayar.

Elektronegatiflik serisi (azalan sırada oluşur)

A) elemanları: F > O > N > C1 > Br > I ~~ S > C > H

B) karbon atomu: C (sp) > C (sp 2) > C (sp 3)

İki tür kovalent bağ vardır: sigma (σ) ve pi (π).

Organik moleküllerde sigma (σ) bağları, hibrit (melezleştirilmiş) yörüngelerde bulunan elektronlar tarafından oluşturulur; elektron yoğunluğu, bağlarının geleneksel hattındaki atomlar arasında bulunur.

π Bağları (pi bağları), melezleşmemiş iki p yörüngesi üst üste bindiğinde ortaya çıkar. Ana eksenleri birbirine paralel ve σ bağ çizgisine dik olarak yerleştirilmiştir. σ ve π bağlarının kombinasyonuna çift (çoklu) bağ denir ve iki çift elektrondan oluşur. Üçlü bir bağ üç çift elektrondan oluşur - bir σ - ve iki π - bağ (biyoorganik bileşiklerde son derece nadirdir).

σ -Bağlar moleküler iskeletin oluşumunda rol oynar; bunlar temel olanlardır ve π -bağlar ek olarak düşünülebilir ancak moleküllere özel kimyasal özellikler kazandırır.

1.2. 6 C karbon atomunun yörüngelerinin hibridizasyonu

Karbon atomunun uyarılmamış durumunun elektronik konfigürasyonu

elektron dağılımı 1s 2 2s 2 2p 2 ile ifade edilir.

Dahası, çoğu inorganik maddede olduğu gibi biyoorganik bileşiklerde de karbon atomunun değeri dörttür.

2s elektronlarından birinin serbest 2p yörüngesine geçişi meydana gelir. Karbon atomunun uyarılmış durumları ortaya çıkar ve Csp3, Csp2, Csp olarak adlandırılan üç hibrit durumun oluşma olasılığını yaratır.

Hibrit bir yörünge, "saf" s, p, d yörüngelerinden farklı özelliklere sahiptir ve iki veya daha fazla türde melezleşmemiş yörüngenin "karışımıdır"..

Hibrit yörüngeler yalnızca moleküllerdeki atomların karakteristiğidir.

Hibritleşme kavramı 1931 yılında Nobel Ödülü sahibi L. Pauling tarafından ortaya atılmıştır.

Hibrit yörüngelerin uzaydaki konumlarını ele alalım.

C sp 3 --- -- -- ---

Uyarılmış durumda 4 eşdeğer hibrit yörünge oluşur. Bağların konumu düzgün bir tetrahedronun merkez açılarının yönüne karşılık gelir; herhangi iki bağ arasındaki açı 109 0 28'dir.

Alkanlar ve türevlerinde (alkoller, haloalkanlar, aminler), tüm karbon, oksijen ve nitrojen atomları aynı hibrit sp3 durumundadır. Karbon atomu dört, nitrojen atomu üç, oksijen atomu iki kovalent oluşturur σ - bağlantılar. Bu bağların etrafında molekülün parçalarının birbirine göre serbestçe dönmesi mümkündür.

Uyarılmış durumda sp 2, üç eşdeğer hibrit yörünge ortaya çıkar, üzerlerinde bulunan elektronlar üç oluşturur σ - aynı düzlemde bulunan bağlar, bağlar arasındaki açı 120 0'dır. İki komşu atomun melezleşmemiş 2p yörüngeleri oluşur π -bağlantı. Bulundukları düzleme dik olarak yerleştirilmiştir σ - bağlantılar. Bu durumda p-elektronlarının etkileşimine “yanal örtüşme” denir. Çoklu bağ, molekülün parçalarının kendi etrafında serbestçe dönmesine izin vermez. Molekül parçalarının sabit pozisyonuna, cis (cis) - ve trans (trans) - izomerleri adı verilen iki geometrik düzlemsel izomerik formun oluşumu eşlik eder. (cis- enlem- bir tarafta, trans- enlem- başından sonuna kadar).

π -bağlantı

Çift bağ ile bağlanan atomlar sp2 hibridizasyonu durumundadır ve

Alkenlerde bulunan aromatik bileşikler bir karbonil grubu oluşturur

>C=O, azometin grubu (imino grubu) -CH=N-

sp 2 ile - --- -- ---

Organik bir bileşiğin yapısal formülü Lewis yapıları kullanılarak gösterilmektedir (atomlar arasındaki her elektron çifti bir çizgi ile değiştirilir)

C 2 H 6 CH 3 - CH 3 H H

1.3. Kovalent bağların polarizasyonu

Kovalent bir polar bağ, elektron yoğunluğunun eşit olmayan bir dağılımı ile karakterize edilir. Elektron yoğunluğu değişiminin yönünü belirtmek için iki geleneksel görüntü kullanılır.

Polar σ – bağ. Elektron yoğunluğunun kayması bağ çizgisi boyunca bir okla gösterilir. Okun ucu daha elektronegatif olan atoma doğru yönlendirilir. Kısmi pozitif ve negatif yüklerin görünümü, istenilen yük işaretiyle birlikte ʼʼ bʼʼ ʼʼ deltaʼʼ harfi kullanılarak gösterilir.

b + b- b+ b + b- b + b-

CH 3 -> O<- Н СН 3 - >C1 CH3 -> NH2

metanol klorometan aminometan (metilamin)

Polar π bağı. Elektron yoğunluğu kayması, pi bağının üzerinde, yine daha elektronegatif atoma doğru yönlendirilmiş yarım daire biçimli (kavisli) bir okla gösterilir. ()

b + b- b+ b-

H 2 C = O CH3 - C === O

metanal |

CH3 propanon -2

1. A, B, C bileşiklerindeki karbon, oksijen, nitrojen atomlarının hibridizasyon tipini belirleyin. IUPAC isimlendirme kurallarını kullanarak bileşikleri adlandırın.

A. CH3-CH2 - CH2-OH B. CH2 = CH - CH2 - CH=O

B. CH 3 - N H– C 2 H 5

2. Bileşiklerde (A - D) belirtilen tüm bağların polarizasyon yönünü karakterize eden notasyonlar yapın

A. CH 3 – Br B. C 2 H 5 – O- N C. CH 3 -NH- C 2 H 5

G. C 2 H 5 – CH= O

Basit (tek) bağ Biyoorganik bileşiklerdeki bağ türleri. - kavram ve türleri. "Basit (tek) bağ. Biyoorganik bileşiklerdeki bağ türleri." kategorisinin sınıflandırılması ve özellikleri. 2017, 2018.

170762 0

Her atomun belirli sayıda elektronu vardır.

Kimyasal reaksiyonlara girerken atomlar elektron verir, kazanır veya paylaşarak en kararlı elektronik konfigürasyona ulaşır. En düşük enerjiye sahip konfigürasyonun (soy gaz atomlarında olduğu gibi) en kararlı olduğu ortaya çıkıyor. Bu modele “sekizli kural” denir (Şekil 1).

Pirinç. 1.

Bu kural herkes için geçerlidir bağlantı türleri. Atomlar arasındaki elektronik bağlantılar, en basit kristallerden en sonunda canlı sistemler oluşturan karmaşık biyomoleküllere kadar kararlı yapılar oluşturmalarına olanak tanır. Sürekli metabolizmaları nedeniyle kristallerden farklıdırlar. Aynı zamanda birçok kimyasal reaksiyon mekanizmalara göre ilerlemektedir. elektronik transfer Vücuttaki enerji süreçlerinde kritik bir rol oynayanlar.

Kimyasal bağ, iki veya daha fazla atomu, iyonu, molekülü veya bunların herhangi bir kombinasyonunu bir arada tutan kuvvettir..

Kimyasal bağın doğası evrenseldir: negatif yüklü elektronlar ile pozitif yüklü çekirdekler arasındaki, atomların dış kabuğundaki elektronların konfigürasyonuyla belirlenen elektrostatik bir çekim kuvvetidir. Bir atomun kimyasal bağ oluşturma yeteneğine denir değerlik, veya oksidasyon durumu. Kavramı değerlik elektronları- kimyasal bağlar oluşturan, yani en yüksek enerji yörüngelerinde bulunan elektronlar. Buna göre atomun bu yörüngeleri içeren dış kabuğuna denir. değerlik kabuğu. Şu anda kimyasal bir bağın varlığını belirtmek yeterli değildir, ancak türünü açıklığa kavuşturmak gerekir: iyonik, kovalent, dipol-dipol, metalik.

İlk bağlantı türüiyonik bağlantı

Lewis ve Kossel'in elektronik değerlik teorisine göre atomlar kararlı bir elektronik konfigürasyona iki şekilde ulaşabilirler: Birincisi, elektronları kaybederek, katyonlar ikincisi, onları elde etmek, dönüştürmek anyonlar. Elektron transferi sonucunda zıt işaretli yüklere sahip iyonlar arasındaki elektrostatik çekim kuvveti nedeniyle Kossel tarafından "kimyasal bağ" olarak adlandırılan bir kimyasal bağ oluşur. elektrovalent"(şimdi denir iyonik).

Bu durumda anyonlar ve katyonlar dolu bir dış elektron kabuğu ile kararlı bir elektronik konfigürasyon oluşturur. Tipik iyonik bağlar, periyodik sistemin T ve II gruplarının katyonlarından ve VI ve VII gruplarının metalik olmayan elementlerinin anyonlarından oluşur (sırasıyla 16 ve 17 alt grup, kalkojenler Ve halojenler). İyonik bileşiklerin bağları doymamış ve yönsüz olduğundan diğer iyonlarla elektrostatik etkileşim olasılığını korurlar. Şek. Şekil 2 ve 3, Kossel elektron transfer modeline karşılık gelen iyonik bağların örneklerini göstermektedir.

Pirinç. 2.

Pirinç. 3. Sofra tuzu molekülündeki iyonik bağ (NaCl)

Burada, maddelerin doğadaki davranışını açıklayan bazı özellikleri hatırlamak, özellikle de şu düşünceyi dikkate almak yerinde olacaktır: asitler Ve sebepler.

Tüm bu maddelerin sulu çözeltileri elektrolitlerdir. Farklı renk değiştiriyorlar göstergeler. Göstergelerin etki mekanizması F.V. Ostwald. Göstergelerin, rengi ayrışmamış ve ayrışmamış hallerde farklılık gösteren zayıf asitler veya bazlar olduğunu gösterdi.

Bazlar asitleri nötralize edebilir. Bazların tümü suda çözünmez (örneğin, OH grupları içermeyen bazı organik bileşikler çözünmez, özellikle trietilamin N(C2H5)3); çözünür bazlara denir alkaliler.

Asitlerin sulu çözeltileri karakteristik reaksiyonlara girer:

a) metal oksitlerle - tuz ve su oluşumuyla;

b) metallerle - tuz ve hidrojen oluşumuyla;

c) karbonatlarla - tuz oluşumuyla, CO 2 ve N 2 O.

Asitlerin ve bazların özellikleri çeşitli teorilerle açıklanmaktadır. S.A.'nın teorisine göre. Arrhenius, asit iyonlara ayrışan bir maddedir N+, baz iyon oluştururken O- . Bu teori, hidroksil grupları olmayan organik bazların varlığını hesaba katmaz.

Uyarınca proton Brønsted ve Lowry'nin teorisine göre asit, proton veren moleküller veya iyonlar içeren bir maddedir ( bağışçılar protonlar) ve baz, protonları kabul eden moleküllerden veya iyonlardan oluşan bir maddedir ( kabul edenler protonlar). Sulu çözeltilerde hidrojen iyonlarının hidratlı formda, yani hidronyum iyonları formunda bulunduğunu unutmayın. H3O+ . Bu teori, yalnızca su ve hidroksit iyonlarıyla değil, aynı zamanda bir çözücünün yokluğunda veya sulu olmayan bir çözücüyle gerçekleştirilen reaksiyonları da açıklar.

Örneğin amonyak arasındaki reaksiyonda N.H. 3 (zayıf baz) ve gaz fazında hidrojen klorür, katı amonyum klorür oluşur ve iki maddenin denge karışımında her zaman ikisi asit, diğer ikisi baz olmak üzere 4 parçacık vardır:

Bu denge karışımı iki eşlenik asit ve baz çiftinden oluşur:

1)N.H. 4+ ve N.H. 3

2) HC1 Ve Cl ‑

Burada her eşlenik çiftte asit ve baz bir proton kadar farklılık gösterir. Her asidin bir konjuge bazı vardır. Güçlü bir asidin zayıf bir konjuge bazı vardır ve zayıf bir asidin güçlü bir konjuge bazı vardır.

Brønsted-Lowry teorisi, suyun biyosferin yaşamındaki benzersiz rolünü açıklamaya yardımcı olur. Su, etkileşime girdiği maddeye bağlı olarak asit veya baz özellikleri gösterebilir. Örneğin, sulu asetik asit çözeltileri ile reaksiyonlarda su bir bazdır ve sulu amonyak çözeltileri ile reaksiyonlarda bir asittir.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Burada bir asetik asit molekülü, bir su molekülüne bir proton bağışlıyor;

2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + O- . Burada bir amonyak molekülü, bir su molekülünden bir protonu kabul eder.

Böylece su iki eşlenik çift oluşturabilir:

1) H2O(asit) ve O- (eşlenik baz)

2) H3O+ (asit) ve H2O(eşlenik baz).

İlk durumda su bir proton verir, ikincisinde ise onu kabul eder.

Bu özelliğe denir amfiprotonizm. Hem asit hem baz olarak tepkimeye girebilen maddelere denir amfoterik. Bu tür maddeler genellikle canlı doğada bulunur. Örneğin amino asitler hem asitlerle hem de bazlarla tuz oluşturabilirler. Bu nedenle peptitler, mevcut metal iyonlarıyla kolayca koordinasyon bileşikleri oluşturur.

Dolayısıyla iyonik bir bağın karakteristik özelliği, bağlanan elektronların çekirdeklerden birine tam hareketidir. Bu, iyonlar arasında elektron yoğunluğunun neredeyse sıfır olduğu bir bölge olduğu anlamına gelir.

İkinci bağlantı türü isekovalent bağlantı

Atomlar elektronları paylaşarak kararlı elektronik konfigürasyonlar oluşturabilirler.

Böyle bir bağ, bir çift elektronun teker teker paylaşılmasıyla oluşur herkesten atom. Bu durumda paylaşılan bağ elektronları atomlar arasında eşit olarak dağıtılır. Kovalent bağların örnekleri şunları içerir: homonükleer iki atomlu H molekülleri 2 , N 2 , F 2. Allotroplarda aynı tür bağlantı bulunur O 2 ve ozon O 3 ve çok atomlu bir molekül için S 8 ve ayrıca heteronükleer moleküller hidrojen klorür HC1, karbondioksit CO 2, metan CH 4, etanol İLE 2 N 5 O, kükürt heksaflorür SF 6, asetilen İLE 2 N 2. Tüm bu moleküller aynı elektronları paylaşır ve bağları aynı şekilde doyurulur ve yönlendirilir (Şekil 4).

Biyologlar için çift ve üçlü bağların, tekli bağa kıyasla daha düşük kovalent atom yarıçapına sahip olması önemlidir.

Pirinç. 4. Cl2 molekülündeki kovalent bağ.

İyonik ve kovalent bağ türleri, mevcut birçok kimyasal bağ türünün iki uç örneğidir ve pratikte bağların çoğu orta düzeydedir.

Periyodik sistemin aynı veya farklı periyotlarının zıt uçlarında bulunan iki elementin bileşikleri ağırlıklı olarak iyonik bağlar oluşturur. Elementler bir periyotta birbirine yaklaştıkça bileşiklerinin iyonik yapısı azalır ve kovalent karakter artar. Örneğin, periyodik tablonun sol tarafındaki elementlerin halojenürleri ve oksitleri ağırlıklı olarak iyonik bağlar oluşturur ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH) ve tablonun sağ tarafındaki elementlerin aynı bileşikleri kovalenttir ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glikoz C 6 H 12 Ç 6, etanol C 2 H 5 OH).

Kovalent bağın ise bir modifikasyonu daha vardır.

Çok atomlu iyonlarda ve karmaşık biyolojik moleküllerde her iki elektron da ancak bir atom. Buna denir bağışçı elektron çifti. Bu elektron çiftini bir donörle paylaşan atoma denir. akseptör elektron çifti. Bu tip kovalent bağa denir koordinasyon (bağışçı-alıcı, veyadatif) iletişim(Şekil 5). Bu tür bir bağ, biyoloji ve tıp için çok önemlidir, çünkü metabolizma için en önemli olan d-elementlerin kimyası büyük ölçüde koordinasyon bağları ile tanımlanır.

İncir. 5.

Kural olarak, karmaşık bir bileşikte metal atomu, bir elektron çiftinin alıcısı olarak hareket eder; aksine iyonik ve kovalent bağlarda metal atomu bir elektron donörüdür.

Kovalent bağın özü ve çeşitliliği - koordinasyon bağı - GN tarafından önerilen başka bir asit ve baz teorisi yardımıyla açıklığa kavuşturulabilir. Lewis. Brønsted-Lowry teorisine göre "asit" ve "baz" terimlerinin anlamsal kavramını bir miktar genişletti. Lewis'in teorisi, karmaşık iyonların oluşumunun doğasını ve maddelerin nükleofilik ikame reaksiyonlarına, yani CS oluşumuna katılımını açıklar.

Lewis'e göre asit, bir bazdan bir elektron çifti alarak kovalent bağ oluşturabilen bir maddedir. Bir Lewis bazı, elektron bağışlayarak Lewis asidi ile kovalent bir bağ oluşturan, yalnız bir elektron çiftine sahip bir maddedir.

Yani Lewis'in teorisi asit-baz reaksiyonlarının kapsamını protonların hiç katılmadığı reaksiyonlara kadar genişletiyor. Üstelik bu teoriye göre protonun kendisi de bir asittir çünkü bir elektron çiftini kabul edebilmektedir.

Dolayısıyla bu teoriye göre katyonlar Lewis asitleri, anyonlar ise Lewis bazlarıdır. Bir örnek aşağıdaki reaksiyonlar olabilir:

Yukarıda, kovalent moleküllerde metal atomlarından alıcı atomlara tam elektron transferi meydana gelmediğinden, maddelerin iyonik ve kovalent olarak bölünmesinin göreceli olduğu belirtilmişti. İyonik bağa sahip bileşiklerde her iyon, zıt işaretli iyonların elektrik alanında olduğundan karşılıklı olarak polarize olur ve kabukları deforme olur.

Polarize edilebilirlik iyonun elektronik yapısı, yükü ve boyutuna göre belirlenir; anyonlar için katyonlardan daha yüksektir. Katyonlar arasında en yüksek polarize edilebilirlik, daha büyük yüklü ve daha küçük boyutlu katyonlar içindir; örneğin, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Güçlü bir polarizasyon etkisine sahiptir N+ . İyon polarizasyonunun etkisi iki yönlü olduğundan oluşturdukları bileşiklerin özelliklerini önemli ölçüde değiştirir.

Üçüncü bağlantı türü isedipol-dipol bağlantı

Listelenen iletişim türlerine ek olarak dipol-dipol de vardır. moleküller arası etkileşimler olarak da adlandırılan van der Waals .

Bu etkileşimlerin gücü moleküllerin doğasına bağlıdır.

Üç tür etkileşim vardır: kalıcı dipol - kalıcı dipol ( dipol-dipol cazibe); kalıcı dipol - indüklenen dipol ( tümevarım cazibe); anlık dipol - indüklenen dipol ( dağıtıcı cazibe veya Londra kuvvetleri; pirinç. 6).

Pirinç. 6.

Yalnızca polar kovalent bağları olan moleküllerin dipol-dipol momenti vardır ( HCl, NH3, S02, H20, C6H5Cl) ve bağ gücü 1-2'dir Debaya(1D = 3,338 × 10‑30 coulomb metre - C × m).

Biyokimyada başka bir tür bağlantı daha vardır: hidrojen sınırlayıcı bir durum olan bağlantı dipol-dipol cazibe. Bu bağ, bir hidrojen atomu ile küçük bir elektronegatif atom (çoğunlukla oksijen, flor ve nitrojen) arasındaki çekimle oluşur. Benzer elektronegatifliğe sahip büyük atomlarda (klor ve kükürt gibi) hidrojen bağı çok daha zayıftır. Hidrojen atomu önemli bir özelliğiyle diğerlerinden ayrılır: Bağ elektronları çekildiğinde çekirdeği (proton) açığa çıkar ve artık elektronlar tarafından korunmaz.

Bu nedenle atom büyük bir dipole dönüşür.

Van der Waals bağından farklı olarak bir hidrojen bağı yalnızca moleküller arası etkileşimler sırasında değil aynı zamanda bir molekül içinde de oluşur. molekül içi hidrojen bağı. Hidrojen bağları biyokimyada önemli bir rol oynar, örneğin proteinlerin yapısını a-sarmal formunda stabilize etmek veya DNA'nın çift sarmalının oluşumu için (Şekil 7).

Şekil 7.

Hidrojen ve van der Waals bağları iyonik, kovalent ve koordinasyon bağlarından çok daha zayıftır. Moleküller arası bağların enerjisi tabloda gösterilmiştir. 1.

Tablo 1. Moleküller arası kuvvetlerin enerjisi

Not: Moleküller arası etkileşimlerin derecesi erime ve buharlaşma (kaynama) entalpisi ile yansıtılır. İyonik bileşikler, iyonları ayırmak için molekülleri ayırmaktan önemli ölçüde daha fazla enerji gerektirir. İyonik bileşiklerin erime entalpisi moleküler bileşiklerinkinden çok daha yüksektir.

Dördüncü bağlantı türü isemetal bağlantı

Son olarak başka bir tür moleküller arası bağ daha vardır: maden: metal bir kafesin pozitif iyonlarının serbest elektronlarla bağlantısı. Bu tür bir bağlantı biyolojik nesnelerde oluşmaz.

Bağ türlerinin kısa bir incelemesinden bir ayrıntı netleşir: Bir metal atomunun veya iyonunun (bir elektron vericisi) ve bir atomun (elektron alıcısı) önemli bir parametresi, onun boyut.

Ayrıntılara girmeden, periyodik sistemdeki gruplarda atom sayıları arttıkça atomların kovalent yarıçaplarının, metallerin iyonik yarıçaplarının ve etkileşen moleküllerin van der Waals yarıçaplarının arttığını not ediyoruz. Bu durumda iyon yarıçaplarının değerleri en küçük, van der Waals yarıçapları ise en büyüğüdür. Kural olarak, grupta aşağı doğru ilerledikçe hem kovalent hem de van der Waals olmak üzere tüm elementlerin yarıçapları artar.

Biyologlar ve doktorlar için en büyük öneme sahip olan koordinasyon(bağışçı-alıcı) koordinasyon kimyası tarafından dikkate alınan bağlar.

Tıbbi biyoinorganikler. G.K. Baraşkov

Atomları birbirine bağlayan kuvvetler tek bir elektriksel niteliktedir. Ancak bu kuvvetlerin oluşum ve tezahür mekanizmasındaki farklılıklar nedeniyle kimyasal bağlar farklı türde olabilir.

Ayırt etmek üç ana tipdeğerlik kimyasal bağ: kovalent, iyonik ve metalik.

Bunlara ek olarak aşağıdakiler de büyük önem ve dağılıma sahiptir: hidrojen olabilecek bağlantı değerlik Ve değersiz, Ve değersiz kimyasal bağ - m moleküller arası ( veya van der Waals), nispeten küçük moleküler birliktelikler ve devasa moleküler topluluklar (süper ve moleküller üstü nanoyapılar) oluşturur.

Kovalent kimyasal bağ (atomik, homeopolar) –

Bu gerçekleştirilen kimyasal bağ genel etkileşen atomlar için bir-üçelektron çiftleri .

Bu bağlantı iki elektron Ve iki merkezli(2 atom çekirdeğini bağlar).

Bu durumda kovalent bağ en yaygın ve en yaygın tip ikili bileşiklerde değerlik kimyasal bağı – a) arasında metal olmayan atomlar ve b) amfoterik metaller ve metal olmayan atomlar.

Örnekler: H-H (hidrojen molekülü H2'de); dört S-O bağı (SO4 2- iyonunda); üç Al-H bağı (AlH3 molekülünde); Fe-S (FeS molekülünde) vb.

Özellikler kovalent bağ - onun odak Ve doygunluk.

Odak - kovalent bir bağın en önemli özelliği,

moleküllerin ve kimyasal bileşiklerin yapısını (konfigürasyonu, geometrisini) belirler. Kovalent bağın uzaysal yönü, maddenin kimyasal ve kristal kimyasal yapısını belirler. Kovalent bağ her zaman değerlik elektronlarının atomik yörüngelerinin maksimum örtüşmesine doğru yönlendirilir Ortak bir elektron bulutunun ve en güçlü kimyasal bağın oluşmasıyla etkileşime giren atomlar. Odak farklı maddelerin moleküllerindeki ve katı kristallerindeki atomların bağlanma yönleri arasındaki açılar şeklinde ifade edilir.

Doygunluk bir mülktür kovalent bağı diğer tüm parçacık etkileşimlerinden ayıran, şu şekilde ortaya çıkan Atomların sınırlı sayıda kovalent bağ oluşturma yeteneği, çünkü her bir bağlanma elektronu çifti yalnızca oluşur değerlik zıt yönlü spinlere sahip, atomdaki sayısı sınırlı olan elektronlar değerlik, 1 – 8. Bu, kovalent bir bağ oluşturmak için aynı atomik yörüngenin iki kez kullanılmasını yasaklar (Pauli ilkesi).

Değerlik Bir atomun değerlik kimyasal bağları oluşturmak için belirli sayıda başka atomu ekleme veya değiştirme yeteneğidir.

Spin teorisine göre kovalent bağ değerlik azimli Bir atomun temel veya uyarılmış durumda sahip olduğu eşleşmemiş elektronların sayısı .

Böylece farklı elementler için belirli sayıda kovalent bağ oluşturma yeteneği almakla sınırlı atomlarının uyarılmış durumundaki maksimum eşleşmemiş elektron sayısı.

Atomun heyecanlı durumu - bu, dışarıdan alınan ek enerjiye sahip atomun durumudur, dumanı tüten bir atomik yörüngeyi işgal eden antiparalel elektronlar, yani. bu elektronlardan birinin eşleştirilmiş durumdan serbest (boş) bir yörüngeye geçişi aynısı veya kapalı enerji seviyesi.

Örneğin, şemalar doldurma S-, r-AO Ve değerlik (İÇİNDE) kalsiyum atomunda Sa çoğunlukla Ve heyecanlı durum aşağıdaki:

Şunu belirtmek gerekir ki atomlar doymuş değerlik bağları ile oluşturabilir ek kovalent bağlar bir donör-alıcı veya başka bir mekanizma tarafından (örneğin karmaşık bileşiklerde olduğu gibi).

Kovalent bağ Belkikutupsal Vekutupsal olmayan .

Kovalent bağ kutupsal olmayan , e eğer Paylaşılan değerlik elektronları eşit olarak Etkileşen atomların çekirdekleri arasında dağıtılan atomik yörüngelerin (elektron bulutları) üst üste bindiği bölge, her iki çekirdek tarafından aynı kuvvetle ve dolayısıyla maksimumla çekilir. toplam elektron yoğunluğu bunların hiçbirine karşı önyargılı değildir.

Bu tür kovalent bağ iki birebir aynı elementin atomları. Aynı atomlar arasındaki kovalent bağ ayrıca denir atomik veya homeopolar .

Kutupsal bağlantı ortaya çıkar farklı kimyasal elementlerin iki atomunun etkileşimi sırasında, eğer atomlardan biri daha büyük bir değere sahipse elektronegatiflik değerlik elektronlarını daha güçlü bir şekilde çeker ve ardından toplam elektron yoğunluğu az çok o atoma doğru kayar.

Polar bir bağda atomlardan birinin çekirdeğinde elektron bulma olasılığı diğerine göre daha yüksektir.

Polar'ın niteliksel özellikleri iletişim –

bağıl elektronegatiflik farkı (|‌‌‌‌‌‌‌‌‌∆OEO |)‌‌‌ ilgili atomlar : ne kadar büyük olursa kovalent bağ o kadar polar olur.

Polar'ın niceliksel özellikleri iletişim, onlar. bağ polaritesinin ve karmaşık molekülün ölçüsü - elektrik dipol momenti μ St. , eşit işdipol uzunluğu l başına etkin yük δ D : μ St. = δ ∙ ben D . Ölçü birimi μ St.- Debye. 1Güle güle = 3,3.10 -30 C/m.

Elektrik dipol – iki eşit ve zıt elektrik yükünden oluşan elektriksel olarak nötr bir sistemdir + δ Ve - δ .

Dipol momenti (elektrik dipol momenti μ St. ) – vektör miktarı . Genel olarak kabul edilir ki (+)'dan (-)'ye vektör yönü maçlar toplam elektron yoğunluğu bölgesinin yer değiştirme yönü ile(toplam elektron bulutu) polarize atomlar.

Karmaşık çok atomlu bir molekülün toplam dipol momenti içindeki polar bağların sayısına ve uzaysal yönüne bağlıdır. Böylece, dipol momentlerinin belirlenmesi, yalnızca moleküllerdeki bağların doğasını değil aynı zamanda uzaydaki konumlarını da değerlendirmeyi mümkün kılar; molekülün uzaysal konfigürasyonu hakkında.

Artan elektronegatiflik farkıyla | ‌‌‌‌‌‌‌‌‌∆OEO|‌‌‌ bağ oluşturan atomların elektrik dipol momenti artar.

Bir bağın dipol momentinin belirlenmesinin karmaşık ve her zaman çözülemeyen bir problem olduğu (bağların etkileşimi, bilinmeyen yön) dikkate alınmalıdır. μ St. vesaire.).

Kovalent bağları tanımlamak için kuantum mekaniksel yöntemler – açıklamak Kovalent bağ oluşum mekanizması.

W. Heitler ve F. London, German tarafından yönetilmektedir. bilim adamları (1927), hidrojen molekülü H2'de kovalent bir bağ oluşumunun enerji dengesinin hesaplanmasını mümkün kıldı çözüm: kovalent bağın doğası, diğer herhangi bir kimyasal bağ türü gibi, öylekuantum mekaniksel bir mikrosistem koşulları altında meydana gelen elektriksel etkileşim.

Kovalent bir kimyasal bağın oluşum mekanizmasını açıklamak için şunu kullanın: iki yaklaşık kuantum mekaniksel yöntem :

değerlik tahvilleri Ve moleküler yörüngeler – dışlayıcı değil, birbirini tamamlayıcı niteliktedir.

2.1. Değerlik bağı yöntemi (MVS veyalokalize elektron çiftleri ), 1927'de W. Heitler ve F. London tarafından önerildi, aşağıdakilere dayanmaktadır hükümler :

1) iki atom arasındaki kimyasal bağ, her bir çekirdeğin etrafındaki uzayın diğer bölgelerine göre daha yüksek, zıt dönüşlere sahip ortak bir elektron çiftinin ortak bir elektron yoğunluğunu oluşturmak üzere atomik yörüngelerin kısmi örtüşmesinden kaynaklanır;

2) kovalent bir bağ yalnızca antiparalel spinlere sahip elektronlar etkileşime girdiğinde oluşur yani zıt spin kuantum sayılarıyla M S = + 1/2 ;

3) Kovalent bir bağın özellikleri (enerji, uzunluk, polarite vb.) belirlenir görüş bağlantılar (σ –, π –, δ –), AO örtüşme derecesi(ne kadar büyük olursa, kimyasal bağ o kadar güçlü olur, yani bağ enerjisi o kadar yüksek ve uzunluk o kadar kısa olur), elektronegatiflik etkileşen atomlar;

4) MBC boyunca kovalent bir bağ oluşturulabilir iki şekilde (iki mekanizma) temelde farklı ama aynı sonuca sahip – etkileşen her iki atom tarafından bir çift değerlik elektronunun paylaşılması: a) Tek elektronlu atomik yörüngelerin zıt elektron dönüşleriyle örtüşmesi nedeniyle değişim, Ne zaman her atom bağ başına bir elektronun örtüşmesine katkıda bulunur - bağ polar veya polar olmayabilir, B) verici-alıcı, bir atomun iki elektronlu AO'su ve diğerinin serbest (boş) yörüngesi nedeniyle, İle kime bir atom (verici), bağlanma için eşleştirilmiş durumdaki yörüngede bir çift elektron sağlar ve diğer atom (alıcı) serbest bir yörünge sağlar. Bu durumda ortaya çıkar kutup bağlantısı.

2.2. Karmaşık (koordinasyon) bileşikler, karmaşık olan birçok moleküler iyon,(amonyum, bor tetrahidrit, vb.) bir donör-alıcı bağının varlığında oluşur - aksi takdirde bir koordinasyon bağıdır.

Örneğin, amonyum iyonu NH3 + H + = NH4 + oluşumunun reaksiyonunda amonyak molekülü NH3, bir çift elektronun donörüdür ve H + protonu alıcıdır.

BH3 + H – = BH4 reaksiyonunda, elektron çifti donörünün rolü, hidrit iyonu H – tarafından oynanır ve alıcı, içinde boş bir AO bulunan bor hidrit molekülü BH3'tür.

Kimyasal bağların çokluğu. Bağlantılar σ -, π – , δ –.

Farklı türdeki AO'ların maksimum örtüşmesi (en güçlü kimyasal bağların kurulmasıyla), enerji yüzeylerinin farklı şekli nedeniyle uzayda belirli bir yönelime sahip olduklarında elde edilir.

AO'nun türü ve örtüşme yönü belirlenir σ -, π – , δ – bağlantılar:

σ (sigma) – bağlantı – her zaman Odinar (basit) bağlantı kısmi örtüşme olduğunda ortaya çıkar bir çift S -, P X -, D - JSCeksen boyunca , çekirdeklerin bağlanması etkileşim halindeki atomlar

Tekli bağlar Her zamanöyle σ – bağlantılar.

Çoklu bağlantı – π (pi) - (Ayrıca δ (delta )–bağlantılar),çift veya üçlüler buna göre gerçekleştirilen kovalent bağlariki veyaüç çift elektronlar atomik yörüngeleri örtüştüğünde.

π (pi) - bağlantıörtüştüğünde gerçekleştirilir R sen -, P z - Ve D - JSCİle çekirdekleri bağlayan eksenin her iki tarafı atomlar, karşılıklı dik düzlemlerde ;

δ (delta )- bağlantıörtüşme olduğunda ortaya çıkar iki d-orbital bulunan paralel düzlemlerde .

En dayanıklısı σ -, π – , δ – bağlantılaröyle σ– bağı , Ancak π – üzerine bindirilmiş bağlantılar σ – bağlar daha da güçlü oluşur çoklu bağlar: ikili ve üçlü.

Herhangi çift ​​bağ oluşur bir σ – Ve bir π – bağlantılar, üçlü - itibaren birσ – Ve ikiπ – bağlantılar.

Çoğu elementin atomları birbirleriyle etkileşime girebildiklerinden ayrı ayrı mevcut değildir. Bu etkileşim daha karmaşık parçacıklar üretir.

Kimyasal bir bağın doğası, elektrik yükleri arasındaki etkileşimin kuvvetleri olan elektrostatik kuvvetlerin etkisidir. Elektronlar ve atom çekirdekleri bu tür yüklere sahiptir.

Çekirdeğe en uzak olan dış elektronik seviyelerde (değerlik elektronları) bulunan elektronlar, onunla en zayıf şekilde etkileşime girer ve bu nedenle çekirdekten kopabilirler. Atomların birbirine bağlanmasından sorumludurlar.

Kimyadaki etkileşim türleri

Kimyasal bağ türleri aşağıdaki tabloda sunulabilir:

İyonik bağın özellikleri

Nedeniyle meydana gelen kimyasal reaksiyon iyon çekimi farklı yüklere sahip olanlara iyonik denir. Bu, bağlanan atomların elektronegatiflik açısından (yani elektronları çekme yeteneği) önemli bir farklılığa sahip olması ve elektron çiftinin daha elektronegatif olan elemente gitmesi durumunda meydana gelir. Elektronların bir atomdan diğerine bu transferinin sonucu yüklü parçacıkların - iyonların oluşmasıdır. Aralarında bir çekim doğar.

En düşük elektronegatiflik indekslerine sahiptirler tipik metaller ve en büyüğü tipik metal olmayanlardır. İyonlar böylece tipik metaller ve tipik ametaller arasındaki etkileşimle oluşur.

Metal atomları pozitif yüklü iyonlar (katyonlar) haline gelerek dış elektron seviyelerine elektron verirler, ametaller ise elektronları kabul ederek negatif yüklü iyonlar (anyonlar).

Atomlar elektronik konfigürasyonlarını tamamlayarak daha kararlı bir enerji durumuna geçer.

İyonik bağ yönsüzdür ve doygun değildir, buna göre elektrostatik etkileşim her yönde meydana geldiğinden iyon zıt işaretli iyonları her yöne çekebilir.

İyonların düzeni, her birinin etrafında belirli sayıda zıt yüklü iyon bulunacak şekildedir. İyonik bileşikler için "molekül" kavramı mantıklı değil.

Eğitim örnekleri

Sodyum klorürde (nacl) bir bağın oluşumu, bir elektronun karşılık gelen iyonları oluşturmak üzere Na atomundan Cl atomuna aktarılmasından kaynaklanır:

Na 0 - 1 e = Na + (katyon)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anyon)

Sodyum klorürde, sodyum katyonlarının etrafında altı klor anyonu ve her bir klorür iyonunun etrafında altı sodyum iyonu vardır.

Baryum sülfürdeki atomlar arasında etkileşim oluştuğunda aşağıdaki işlemler meydana gelir:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba, iki elektronunu kükürde bağışlayarak kükürt anyonları S 2- ve baryum katyonları Ba 2+'nın oluşmasına neden olur.

Metal kimyasal bağı

Metallerin dış enerji seviyelerindeki elektronların sayısı azdır; çekirdekten kolayca ayrılırlar. Bu ayrılma sonucunda metal iyonları ve serbest elektronlar oluşur. Bu elektronlara "elektron gazı" denir. Elektronlar metalin hacmi boyunca serbestçe hareket eder ve sürekli olarak atomlara bağlanır ve ayrılır.

Metal maddenin yapısı şu şekildedir: kristal kafes maddenin iskeletidir ve elektronlar düğümleri arasında serbestçe hareket edebilir.

Aşağıdaki örnekler verilebilir:

Mg-2e<->Mg2+

Cs-e<->C'ler+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Kovalent: polar ve polar olmayan

En yaygın kimyasal etkileşim türü kovalent bağdır. Etkileşime giren elementlerin elektronegatiflik değerleri keskin bir şekilde farklılık göstermez; bu nedenle yalnızca ortak elektron çiftinin daha elektronegatif bir atoma kayması meydana gelir.

Kovalent etkileşimler bir değişim mekanizması veya bir verici-alıcı mekanizması tarafından oluşturulabilir.

Değişim mekanizması, atomların her birinin dış elektronik seviyelerinde eşleşmemiş elektronlara sahip olması ve atomik yörüngelerin örtüşmesinin, halihazırda her iki atoma ait olan bir çift elektronun ortaya çıkmasına yol açması durumunda gerçekleştirilir. Atomlardan birinin dış elektronik seviyede bir çift elektronu ve diğerinin serbest bir yörüngesi varsa, atomik yörüngeler örtüştüğünde, elektron çifti paylaşılır ve verici-alıcı mekanizmasına göre etkileşime girer.

Kovalent olanlar çokluğa göre ikiye ayrılır:

• basit veya tek;
• çift;
• üçlü.

Çift olanlar aynı anda iki çift elektronun ve üçlü olanların üçünün paylaşılmasını sağlar.

Bağlı atomlar arasındaki elektron yoğunluğunun (polarite) dağılımına göre, bir kovalent bağ şu şekilde ayrılır:

• kutupsal olmayan;
• kutupsal.

Polar olmayan bir bağ aynı atomlardan oluşur ve polar bir bağ farklı elektronegatifliklerden oluşur.

Benzer elektronegatifliğe sahip atomların etkileşimine apolar bağ denir. Böyle bir moleküldeki ortak elektron çifti her iki atoma da çekilmez, her ikisine de eşit derecede aittir.

Elektronegatifliği farklı olan elementlerin etkileşimi, polar bağların oluşumuna yol açar. Bu tür etkileşimde, paylaşılan elektron çiftleri daha elektronegatif olan elemente çekilir, ancak ona tamamen aktarılmaz (yani iyon oluşumu gerçekleşmez). Elektron yoğunluğundaki bu değişimin bir sonucu olarak, atomlarda kısmi yükler belirir: daha fazla elektronegatif olanın negatif yükü vardır ve daha az elektronegatif olanın pozitif yükü vardır.

Kovalanlığın özellikleri ve özellikleri

Kovalent bir bağın temel özellikleri:

• Uzunluk, etkileşen atomların çekirdekleri arasındaki mesafeye göre belirlenir.
• Polarite, elektron bulutunun atomlardan birine doğru yer değiştirmesiyle belirlenir.
• Yönlülük, uzayda yönlendirilmiş bağlar ve buna bağlı olarak belirli geometrik şekillere sahip moleküller oluşturma özelliğidir.
• Doygunluk, sınırlı sayıda bağ oluşturma yeteneği ile belirlenir.
• Polarize edilebilirlik, harici bir elektrik alanının etkisi altında polariteyi değiştirme yeteneği ile belirlenir.
• Bir bağı kırmak için gereken enerji onun gücünü belirler.

Kovalent polar olmayan etkileşimin bir örneği, hidrojen (H2), klor (Cl2), oksijen (O2), nitrojen (N2) ve diğer birçok molekül olabilir.

H· + ·H → H-H molekülünün polar olmayan tek bir bağı vardır,

O: + :O → O=O molekülü çift kutupsuzdur,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekül üçlü apolardır.

Kimyasal elementlerin kovalent bağlarının örnekleri arasında karbon dioksit (CO2) ve karbon monoksit (CO), hidrojen sülfür (H2S), hidroklorik asit (HCL), su (H2O), metan (CH4), sülfür oksit (SO2) molekülleri ve diğerleri.

CO2 molekülünde, karbon ve oksijen atomları arasındaki ilişki kovalent kutupsaldır, çünkü daha elektronegatif olan hidrojen, elektron yoğunluğunu çeker. Oksijenin dış kabuğunda iki eşleşmemiş elektron bulunurken karbon, etkileşimi oluşturmak için dört değerlik elektronu sağlayabilir. Sonuç olarak çift bağlar oluşur ve molekül şu şekilde görünür: O=C=O.

Belirli bir moleküldeki bağın türünü belirlemek için onu oluşturan atomları dikkate almak yeterlidir. Basit metal maddeler metalik bir bağ oluşturur, ametallerle metaller iyonik bir bağ oluşturur, basit ametal maddeler kovalent apolar bir bağ oluşturur ve farklı ametallerden oluşan moleküller polar kovalent bağ yoluyla oluşur.