Etkileşimli liste. Aradığınız kelimeyi yazmaya başlayın.

BAĞLANTI

İLETİŞİM, -ve, iletişim hakkında, bağlantıda ve bağlantıda, w.

1. (vadesi dolmuş). Bir şey arasında karşılıklı bağımlılık, koşulluluk, ortaklık ilişkisi. C. teori ve pratik. Nedensel s.

2. (vadesi dolmuş). Birisi veya bir şey arasındaki yakın iletişim. Dost canlısı köy Uluslararası ilişkileri güçlendirin.

3. (bağlantıda ve bağlantıda). Aşk ilişkileri, birlikte yaşama. Lyubovnaya s. Biriyle iletişim halinde olmak.

4. pl. h. Birisiyle yakın tanışmak, destek sağlamak, himaye etmek, fayda sağlamak. Etkili çevrelerde bağlantılarınız var. Harika bağlantılar.

5. (vadesi dolmuş). Biriyle iletişimin yanı sıra iletişim kurmayı, iletişim kurmayı mümkün kılan araçlar. Kosmicheskaya köyü Hayatları.(kişiler aracılığıyla). Hava köyü Şehirlerarası telefon.

6. (vadesi dolmuş). Ulusal ekonominin bu tür iletişim araçlarıyla (posta, telgraf, telefon, radyo) ilgili bir dalı ve bu tür araçların tamamı ilgili kurumlarda yoğunlaşmıştır. İletişim hizmeti. İletişim çalışanları.

7. (bağlantılı olarak), genellikle çoğul. h.Bir bina yapısının ana elemanlarını birbirine bağlayan kısmı (özel).

Dolayı Nasıl, TV ile edat. n. bir şeyin sonucu olarak, bir şey yüzünden, bir şey tarafından şartlandırılmak. Kayma nedeniyle gecikti.

Dolayı, şu nedenle, şu gerçeğe dayanarak birlik. Doğru bilgiye ihtiyaç duyulduğu için sordum.

BAĞLANTI Nedir BAĞLANTI, Kelimenin anlamı BAĞLANTI, eş anlamlıları BAĞLANTI, köken (etimoloji) BAĞLANTI, BAĞLANTI vurgu, diğer sözlüklerdeki kelime biçimleri

+ BAĞLANTI- T.F. Efremova Rus dilinin yeni sözlüğü. Açıklayıcı ve kelime biçimlendirici

İLETİŞİM

bağlantı

Ve.

a) Birisi veya bir şey arasındaki karşılıklı ilişkiler.

b) Topluluk, karşılıklı anlayış, iç birlik.

a) Biriyle iletişim.

b) Aşk ilişkileri, birlikte yaşama.

3) Karşılıklı bağımlılık ve koşulluluk yaratan biri arasındaki ilişkiler.

4) Tutarlılık, tutarlılık, uyum (düşüncelerde, sunumda vb.).

5) Birisiyle veya bir şeyle iletişim kurma yeteneği. mesafede.

6) İletişimin uzaktan gerçekleştirildiği araçlar.

7) Uzaktan iletişim araçları (telgraf, posta, telefon, radyo) sağlayan kurumlar bütünü.

a) Bir şeyin bağlanması, sabitlenmesi.

b) Uyum, karşılıklı çekim (moleküller, atomlar, elektronlar vb.).

+ BAĞLANTI- Modern açıklayıcı sözlük ed. "Büyük Sovyet Ansiklopedisi"

İLETİŞİM

BAĞLANTI

1) çeşitli teknik araçlar kullanılarak bilgilerin iletilmesi ve alınması. Kullanılan iletişim araçlarının niteliğine göre posta (bkz. Posta) ve elektriğe (bkz. Telekomünikasyon) ayrılmıştır. 2) Ulusal ekonominin posta, telefon, telgraf, radyo iletimini ve alımını sağlayan dalı. ve diğer mesajlar. 1986'da SSCB'de 92 bin iletişim işletmesi vardı; 8,5 milyar mektup, 50,3 milyar gazete ve dergi, 248 milyon koli, 449 milyon telgraf gönderildi; genel telefon ağındaki telefon sayısı 33,0 milyona ulaştı. 60'lar SSCB'de Birleşik Otomatik İletişim Ağı (EASC) tanıtılıyor. 3) Askeri iletişim Sinyal Birliği tarafından sağlanıyor --- felsefede - uzay ve zamanda ayrılmış fenomenlerin varlığının birbirine bağımlılığı. Bağlantılar, biliş nesnelerine göre, determinizm biçimlerine göre (belirsiz, olasılıksal ve korelasyonel), güçlerine göre (katı ve parçacık), bağlantının verdiği sonucun doğasına göre (üretim bağlantısı, bağıntı bağlantısı) sınıflandırılır. eylemin yönüne göre (doğrudan ve ters), bu bağlantıyı tanımlayan süreçlerin türüne (işleyen bağlantı, geliştirme bağlantısı, kontrol bağlantısı), bağlantıya konu olan içeriğe (bağlantının sağlanmasını sağlayan bağlantı) göre. madde, enerji veya bilgi aktarımı).

+ BAĞLANTI- Rus Dilinin Küçük Akademik Sözlüğü

İLETİŞİM

bağlantı

VE, cümle iletişim hakkında, bağlantıda ve bağlantıda, Ve.

Birisi veya bir şey arasındaki karşılıklı ilişki.

Sanayi ve tarım arasındaki bağlantı. Bilim ve üretim arasındaki bağlantı. Ticari bağlantılar. Bölgeler arasındaki ekonomik bağlantılar. Aile bağları.

Karşılıklı bağımlılık, koşulluluk.

Nedensellik.

Sadece tüm bilimlerin birbiriyle yakından bağlantılı olduğunu ve bir bilimin kalıcı kazanımlarının diğerleri için sonuçsuz kalmaması gerektiğini söylemek istiyoruz.Çernişevski, Dilbilgisi notları. V. Klassovsky.

Petrov-Vodkin'in çalışmaları ile eski Rus resim gelenekleri arasındaki bağlantı açıktır.

L. Mochalov, Yeteneğin benzersizliği.

Tutarlılık, uyum, tutarlılık (düşüncelerin bağlantısında, sunumda, konuşmada).

Kafasındaki düşünceler karışıktı ve kelimelerin hiçbir bağlantısı yoktu. Puşkin, Dubrovsky.

Düşüncelerimde yeterince tutarlılık yok ve onları kağıda döktüğümde, bana her zaman aralarındaki organik bağa dair duygumu kaybetmişim gibi geliyor.Çehov, Sıkıcı bir hikaye.

Biriyle yakınlık, iç birlik.

Aralarında kelimelerle ifade edilmeyen, yalnızca hissedilen o görünmez bağ büyüdü. Mamin-Sibiryak, Privalovsky milyonları.

Bir yazarın halkla olan kan bağını derinden hissetmesi ona güzellik ve güç verir. M. Gorki, D.N. Mamin-Sibiryak'a Mektup, 18 Ekim. 1912.

İletişim (arkadaşça veya iş), birisiyle veya bir şeyle ilişkiler.

ile iletişiminizi sürdürün Edebiyat dünyasında bağlantılar kurun.

(Ivan Ivanovich ve Ivan Nikiforovich) tüm bağlarını kopardılar, oysa daha önce en ayrılmaz arkadaşlar olarak biliniyorlardı! Gogol, İvan İvanoviç'in İvan Nikiforoviç ile nasıl kavga ettiğinin hikayesi.

Drozdov'un devrimci örgütlerden biriyle bağlantıları kuruldu ve tutuklamalar yapıldı. M. Gorky, Bir kahramanın hikayesi.

Aşk ilişkisi; birlikte yaşama.

(Matvey) burjuva bir kadınla ilişkiye girdi ve ondan bir çocuğu oldu.Çehov, Cinayet.

(Sophia:) Sadakatsizliğimi söylemeye ne hakkın var?.. Onlarca ilişkin oldu. M. Gorki, Son.

|| pl. H.(bağlantılar, -ey).

Destek ve himaye sağlayabilecek etkili kişilerle yakın tanışma.

Good B. üvey babasına bir ev bulmaya karar verdi. Zaten harika bağlantıları vardı ve hemen zavallı yoldaşına sorup tavsiye etmeye başladı. Dostoyevski, Netochka Nezvanova.

Rahmetli mühendis babamın bağlantıları sayesinde Mihaylovski Okuluna kaydoldum. Pertsov, Otobiyografiden.

İletişim, birisiyle veya bir şeyle iletişim. çeşitli araçlar kullanarak.

Komutan, kabinde bir konuşma tüpü kullanarak köprüyle ve telefonla geminin herhangi bir departmanıyla iletişim kurabiliyordu. Novikov-Priboy, Kaptan 1. Sıra.

Morozka, savaş sırasında müfrezelerle iletişim kurmakla görevlendirilen süvariler arasındaydı. Fadeev, Yenilgi.

Artık tek bir iletişim yolu kalmıştı; Volga üzerinden. Simonov, Günler ve Geceler.

|| Onlar.

Özel araçlar kullanarak bilgi iletmek ve almak.

5. genellikle bir tanımla.

Bilgi iletişiminin ve aktarımının gerçekleştirildiği araçlar.

Radyotelefon iletişimi. Telgraf iletişimi. Sevk görevlisi iletişimi.

Geceleri topçu alayının işaretçileri tankla telefon bağlantısı kurmayı başardılar. V. Kozhevnikov, Yedi gün.

Uzaktan teknik iletişim araçları sağlayan bir dizi kurum (telgraf, postane, telefon, radyo).

İletişim çalışanları.

|| Askeri

Askeri birlikler arasındaki iletişimi (telefon, telsiz, haberci vb. kullanarak) sağlayan hizmet.

Arkhip Khromkov istihbarat ve iletişimin başına geçti. Markov, Strogovs.

Ordu karargâhından bir irtibat subayı acil bir paketle geldi. Popovkin, Rubanyuk Ailesi.

Bağlantı, bir şeyin sabitlenmesi.

Taş ve tuğlaların kil ile yapıştırılması.

Trinity Katedrali'nde köşeleri birleştirmek için binanın duvarına demir kattı. Pilyavsky, V.P. Stasov'un Leningrad'daki Eserleri.

Uyum, karşılıklı çekim (moleküller, atomlar, elektronlar vb.).

Elektronların çekirdekle bağlantısı.

Bir şeyin parçalarını bağlayan veya sabitleyen bir cihaz. binalar veya yapılar; kelepçe.

Devasa bir dekoratif atölyeydi; tepesinde demir kirişler ve bağlarla iç içe geçmiş bir kubbe. A. N. Tolstoy, Egor Abozov mantık, tutarlılık, süreklilik, katlanabilirlik, sıra, uyum, etkileşim, bağlantı, artikülasyon, birleştirme, uyum, iletişim, iletişim araçları, ilişki, iletişim, temas, birliktelik, ilişki, ilişki, bağımlılık, bağlama, bağlar, romantizm, bağlantı halkası, birlik, nedensellik, halkla ilişkiler, tomba, yakın ilişkiler, entrika, oran, dubleks, göbek bağı, ilişki, bağlanma, din, birlikte yaşama, parataksis, bağlantı ipliği, süreklilik, yapışma, birbirine bağlılık, korelasyon, koşullanma , bağlantı, akrabalık, macun, bağ, aşk tanrısı, ilişki, sinaps, bağlam, aşk, iplik, posta, mesaj, dörtlü. Karınca. parçalanma

Bu konuyu incelemeniz sonucunda şunları öğreneceksiniz: Su molekülü neden polardır, ancak karbondioksit değildir. Bileşiklerde nitrojenin maksimum değeri nedir? Suyun neden anormal derecede yüksek erime ve kaynama noktaları var? Bu konuyu incelemeniz sonucunda şunları öğreneceksiniz: Çeşitli bileşiklerdeki kimyasal bağın doğasını (polar ve polar olmayan kovalent, iyonik, hidrojen, metalik) belirleyin. Atomik yörüngelerin hibridizasyonu hakkındaki fikirleri kullanarak elektronik yapılarının analizine dayanarak moleküllerin geometrik şeklini belirleyin. Kimyasal bağların doğası ve kristal kafes türleri hakkındaki bilgilere dayanarak maddelerin özelliklerini tahmin edin. Çalışma soruları:

5.1. Kovalent bağ

Etkileşimleri sonucunda sistemin toplam enerjisi azalırsa, iki veya daha fazla atom bir araya geldiğinde kimyasal bir bağ oluşur. Atomların dış elektron kabuklarının en kararlı elektronik konfigürasyonları, iki veya sekiz elektrondan oluşan soy gaz atomlarının konfigürasyonlarıdır. Diğer elementlerin atomlarının dış elektron kabukları bir ila yedi elektron içerir; tamamlanmamış. Bir molekül oluştuğunda, atomlar kararlı iki elektronlu veya sekiz elektronlu bir kabuk kazanma eğilimindedir. Atomların değerlik elektronları kimyasal bir bağın oluşumunda rol alır.

Kovalent, iki atom arasında, aynı anda bu iki atoma ait olan elektron çiftlerinin oluşturduğu kimyasal bir bağdır.

Kovalent bağların oluşumu için iki mekanizma vardır: değişim ve verici-alıcı.

5.1.1. Kovalent bağ oluşumunun değişim mekanizması

Değişim mekanizması Kovalent bir bağın oluşumu, farklı atomlara ait elektron bulutlarının örtüşmesi nedeniyle gerçekleştirilir. Örneğin iki hidrojen atomu birbirine yaklaştığında 1'lerin elektron yörüngeleri örtüşür. Sonuç olarak, aynı anda her iki atoma ait olan ortak bir elektron çifti ortaya çıkar. Bu durumda antiparalel spinlere sahip elektronlar tarafından kimyasal bir bağ oluşur, Şekil 2.1. 5.1.

Pirinç. 5.1. İki H atomundan hidrojen molekülünün oluşumu

5.1.2. Kovalent bağların oluşumu için donör-alıcı mekanizması

Kovalent bağ oluşumunun verici-alıcı mekanizması ile bağ, elektron çiftleri kullanılarak da oluşturulur. Ancak bu durumda bir atom (verici) elektron çiftini sağlar, diğer atom (alıcı) ise serbest yörüngesiyle bağ oluşumuna katılır. Bir donör-alıcı bağının uygulanmasına bir örnek, amonyak NH3'ün hidrojen katyonu H + ile etkileşimi sırasında amonyum iyonu NH4 + oluşumudur.

NH3 molekülünde üç elektron çifti üç N – H bağı oluşturur, nitrojen atomuna ait dördüncü elektron çifti ise yalnızdır. Bu elektron çifti, boş bir yörüngeye sahip bir hidrojen iyonu ile bir bağ oluşturabilir. Sonuç amonyum iyonu NH4+'dır, Şekil 1. 5.2.

Pirinç. 5.2. Amonyum iyonunun oluşumu sırasında donör-alıcı bağının ortaya çıkışı

NH4+ iyonunda bulunan dört kovalent N–H bağının eşdeğer olduğuna dikkat edilmelidir. Amonyum iyonunda verici-alıcı mekanizmasının oluşturduğu bağı tanımlamak imkansızdır.

5.1.3. Polar ve polar olmayan kovalent bağ

Aynı atomlar tarafından bir kovalent bağ oluşturulmuşsa, elektron çifti bu atomların çekirdekleri arasında aynı mesafede bulunur. Böyle bir kovalent bağa polar olmayan denir. Polar olmayan kovalent bağa sahip moleküllerin örnekleri H2, Cl2, O2, N2 vb.'dir.

Polar kovalent bağ durumunda, paylaşılan elektron çifti, elektronegatifliği daha yüksek olan atoma kaydırılır. Bu tür bağ farklı atomların oluşturduğu moleküllerde gerçekleşir. HCl, HBr, CO, NO, vb. moleküllerinde polar bir kovalent bağ meydana gelir. Örneğin, bir HCl molekülünde polar bir kovalent bağın oluşumu, Şekil 2'deki bir diyagramla temsil edilebilir. 5.3:

Pirinç. 5.3. HC1 molekülünde kovalent polar bağ oluşumu

Söz konusu molekülde, elektronegatifliği (2.83), hidrojen atomunun (2.1) elektronegatifliğinden daha büyük olduğundan, elektron çifti klor atomuna kaydırılır.

5.1.4. Dipol momenti ve moleküler yapı

Bir bağın polaritesinin ölçüsü onun dipol momentidir μ:

μ = e l,

Nerede e– elektron yükü, ben– pozitif ve negatif yüklerin merkezleri arasındaki mesafe.

Dipol momenti vektörel bir büyüklüktür. "Bağ dipol momenti" ve "molekül dipol momenti" kavramları yalnızca iki atomlu moleküller için örtüşür. Bir molekülün dipol momenti, tüm bağların dipol momentlerinin vektör toplamına eşittir. Dolayısıyla çok atomlu bir molekülün dipol momenti yapısına bağlıdır.

Örneğin doğrusal bir CO2 molekülünde C–O bağlarının her biri polardır. Bununla birlikte, bağların dipol momentleri birbirini iptal ettiğinden CO2 molekülü genel olarak polar değildir (Şekil 5.4). Karbondioksit molekülünün dipol momenti m = 0'dır.

Açısal H2O molekülünde polar H–O bağları 104,5 o açıda bulunur. İki H-O bağının dipol momentlerinin vektör toplamı paralelkenarın köşegeniyle ifade edilir (Şekil 5.4). Sonuç olarak su molekülünün dipol momenti m sıfıra eşit değildir.

Pirinç. 5.4. CO 2 ve H 2 O moleküllerinin dipol momentleri

5.1.5. Kovalent bağlı bileşiklerdeki elementlerin değerliği

Atomların değerliliği, diğer atomların elektronları ile ortak elektron çiftlerinin oluşumuna katılan eşleşmemiş elektronların sayısı ile belirlenir. Dış elektron katmanında eşlenmemiş bir elektrona sahip olan F2, HCl, PBr3 ve CCl4 moleküllerindeki halojen atomları tek değerlidir. Oksijen alt grubunun elemanları, dış katmanda iki eşleşmemiş elektron içerir, bu nedenle O2, H2O, H2S ve SCl2 gibi bileşiklerde bunlar iki değerlidir.

Sıradan kovalent bağlara ek olarak, moleküllerde bir verici-alıcı mekanizması yoluyla bir bağ oluşturulabildiğinden, atomların değerliliği aynı zamanda yalnız elektron çiftlerinin ve serbest elektron yörüngelerinin varlığına da bağlıdır. Değerliliğin niceliksel bir ölçüsü, belirli bir atomun diğer atomlara bağlandığı kimyasal bağların sayısıdır.

Elementlerin maksimum değeri kural olarak bulundukları grubun sayısını aşamaz. Bunun istisnası, bileşiklerdeki değeri birden büyük olan birinci grup Cu, Ag, Au'nun ikincil alt grubunun elemanlarıdır. Değerlik elektronları öncelikle dış katmanların elektronlarını içerir, ancak yan alt grupların elemanları için sondan bir önceki (ön-dış) katmanların elektronları da kimyasal bir bağın oluşumunda rol alır.

5.1.6. Normal ve uyarılmış hallerdeki elementlerin değerliği

Çoğu kimyasal elementin değeri, bu elementlerin normal veya uyarılmış durumda olmasına bağlıdır. Li atomunun elektronik konfigürasyonu: 1s 2 2s 1. Dış seviyedeki lityum atomunun eşlenmemiş bir elektronu vardır; lityum tek değerlidir. Üç değerlikli lityum elde etmek için 1s elektronunun 2p yörüngesine geçişiyle ilişkili olarak çok büyük bir enerji harcaması gerekir. Bu enerji harcaması o kadar büyüktür ki, kimyasal bağların oluşumu sırasında açığa çıkan enerji ile telafi edilemez. Bu bakımdan üç değerlikli lityum bileşiği yoktur.

Berilyum alt grubu ns 2'nin dış elektronik element katmanının konfigürasyonu. Bu, ns hücresi yörüngesindeki bu elementlerin dış elektron katmanında zıt spinlere sahip iki elektronun bulunduğu anlamına gelir. Berilyum alt grubunun elemanları eşleşmemiş elektronlar içermez, dolayısıyla normal durumdaki değerleri sıfırdır. Uyarılmış durumda, berilyum alt grubunun elemanlarının elektronik konfigürasyonu ns 1 nр 1'dir, yani. elementler iki değerlikli oldukları bileşikleri oluşturur.

Bor atomunun değerlik olasılıkları

Bor atomunun temel durumdaki elektronik konfigürasyonunu ele alalım: 1s 2 2s 2 2p 1. Temel durumdaki bor atomu bir eşleşmemiş elektron içerir (Şekil 5.5), yani. tek değerliklidir. Ancak bor, tek değerlikli bileşiklerin oluşumuyla karakterize edilmez. Bir bor atomu uyarıldığında, bir 2s elektronu 2p yörüngesine geçiş yapar (Şekil 5.5). Uyarılmış durumdaki bir bor atomunun 3 eşlenmemiş elektronu vardır ve değerliği üç olan bileşikler oluşturabilir.

Pirinç. 5.5. Bor atomunun normal ve uyarılmış hallerdeki değerlik durumları

Bir atomun bir enerji seviyesinde uyarılmış bir duruma geçişinde harcanan enerji, kural olarak, ek bağların oluşumu sırasında açığa çıkan enerji ile telafi edilenden daha fazladır.

Bor atomunda bir serbest 2p yörüngesinin varlığı nedeniyle bileşiklerdeki bor, elektron çifti alıcısı olarak görev yapan dördüncü bir kovalent bağ oluşturabilir. Şekil 5.6, BF molekülünün F – iyonu ile nasıl etkileşime girdiğini ve borun dört kovalent bağ oluşturduğu – iyonunun oluşumuyla sonuçlandığını göstermektedir.

Pirinç. 5.6. Bor atomunda dördüncü kovalent bağın oluşumu için verici-alıcı mekanizması

Azot atomunun değerlik olasılıkları

Azot atomunun elektronik yapısını ele alalım (Şekil 5.7).

Pirinç. 5.7. Azot atomunun yörüngelerindeki elektronların dağılımı

Sunulan diyagramdan nitrojenin üç eşleşmemiş elektrona sahip olduğu, üç kimyasal bağ oluşturabildiği ve değerinin üç olduğu açıktır. Azot atomunun uyarılmış duruma geçişi imkansızdır çünkü ikinci enerji seviyesi d-orbitalleri içermez. Aynı zamanda nitrojen atomu, serbest bir yörüngeye (alıcı) sahip bir atoma dış elektronlardan (2s2) oluşan yalnız bir elektron çifti sağlayabilir. Sonuç olarak, örneğin amonyum iyonunda olduğu gibi nitrojen atomunun dördüncü bir kimyasal bağı ortaya çıkar (Şekil 5.2). Böylece, bir nitrojen atomunun maksimum kovalentliği (oluşan kovalent bağların sayısı) dörttür. Bileşiklerinde nitrojen, beşinci grubun diğer elementlerinden farklı olarak beş değerli olamaz.

Fosfor, kükürt ve halojen atomlarının değerlik olasılıkları

Nitrojen, oksijen ve flor atomlarından farklı olarak üçüncü periyotta yer alan fosfor, kükürt ve klor atomları, elektronların aktarılabileceği serbest 3d hücrelere sahiptir. Bir fosfor atomu uyarıldığında (Şekil 5.8), dış elektron katmanında 5 eşleşmemiş elektron bulunur. Sonuç olarak bileşiklerde fosfor atomu yalnızca üç değerlikli değil aynı zamanda beş değerlikli de olabilir.

Pirinç. 5.8. Uyarılmış durumdaki bir fosfor atomu için değerlik elektronlarının yörüngelerdeki dağılımı

Uyarılmış durumda kükürt, iki değerliğe ek olarak dört ve altı değerliğe de sahiptir. Bu durumda 3p ve 3s elektronları sırayla eşleşir (Şekil 5.9).

Pirinç. 5.9. Uyarılmış bir durumdaki bir kükürt atomunun değerlik olasılıkları

Uyarılmış durumda, V grubunun ana alt grubunun flor hariç tüm elemanları için, önce p- ve sonra s-elektron çiftlerinin sıralı eşleşmesi mümkündür. Sonuç olarak, bu elementler üç, beş ve yedi değerlikli hale gelir (Şekil 5.10).

Pirinç. 5.10. Uyarılmış haldeki klor, brom ve iyot atomlarının değerlik olasılıkları

5.1.7. Kovalent bağın uzunluğu, enerjisi ve yönü

Kovalent bağlar tipik olarak ametal atomlar arasında oluşur. Kovalent bir bağın temel özellikleri uzunluk, enerji ve yöndür.

Kovalent bağ uzunluğu

Bir bağın uzunluğu, bağı oluşturan atomların çekirdekleri arasındaki mesafedir. Deneysel fiziksel yöntemlerle belirlenir. Bağ uzunluğu, AB molekülündeki bağ uzunluğunun A2 ve B2 moleküllerindeki bağ uzunluklarının toplamının yaklaşık yarısına eşit olduğu toplama kuralı kullanılarak tahmin edilebilir:

.

Periyodik element sisteminin alt grupları boyunca yukarıdan aşağıya doğru, atomların yarıçapları bu yönde arttığından kimyasal bağın uzunluğu artar (Tablo 5.1). Bağ çokluğu arttıkça uzunluğu azalır.

Tablo 5.1.

Bazı kimyasal bağların uzunluğu

Kimyasal bağ	Bağlantı uzunluğu, pm	Kimyasal bağ	Bağlantı uzunluğu, pm
		C – C

İletişim enerjisi

Bağ kuvvetinin bir ölçüsü bağ enerjisidir. İletişim enerjisi Bir bağı kırmak ve bu bağı oluşturan atomları birbirinden sonsuz uzaklığa uzaklaştırmak için gereken enerjiyle belirlenir. Kovalent bağ çok güçlüdür. Enerjisi birkaç on ila birkaç yüz kJ/mol arasında değişir. Örneğin bir IL3 molekülü için Ebond ≈40'tır ve N2 ve CO molekülleri için Ebond ≈1000 kJ/mol'dür.

Periyodik element sisteminin alt grupları boyunca yukarıdan aşağıya doğru, bağ uzunluğu bu yönde arttığı için kimyasal bağın enerjisi azalır (Tablo 5.1). Bağ çokluğu arttıkça enerjisi de artar (Tablo 5.2).

Tablo 5.2.

Bazı kimyasal bağların enerjileri

Kimyasal bağ	İletişim enerjisi,	Kimyasal bağ	İletişim enerjisi,
		C – C

Kovalent bağların doygunluğu ve yönlülüğü

Kovalent bir bağın en önemli özellikleri doygunluğu ve yönlülüğüdür. Doyabilirlik, atomların sınırlı sayıda kovalent bağ oluşturabilme yeteneği olarak tanımlanabilir. Böylece, bir karbon atomu yalnızca dört kovalent bağ oluşturabilir ve bir oksijen atomu iki kovalent bağ oluşturabilir. Bir atomun oluşturabileceği maksimum sıradan kovalent bağ sayısı (verici-alıcı mekanizması tarafından oluşturulan bağlar hariç), eşleşmemiş elektronların sayısına eşittir.

Kovalent bağlar uzamsal bir yönelime sahiptir, çünkü tek bir bağın oluşumu sırasında yörüngelerin örtüşmesi atom çekirdeğini birleştiren çizgi boyunca meydana gelir. Bir molekülün elektron yörüngelerinin uzaysal düzeni onun geometrisini belirler. Kimyasal bağlar arasındaki açılara bağ açıları denir.

Kovalent bir bağın doygunluğu ve yönlülüğü, bu bağı, kovalent bağın aksine doymamış ve yönsüz olan iyonik bağdan ayırır.

H 2 O ve NH 3 moleküllerinin uzaysal yapısı

H2O ve NH3 molekülleri örneğini kullanarak kovalent bağın yönünü ele alalım.

H2O molekülü bir oksijen atomu ve iki hidrojen atomundan oluşur. Oksijen atomu, birbirine dik açılarda bulunan iki yörüngeyi işgal eden iki eşleşmemiş p elektronuna sahiptir. Hidrojen atomları eşleşmemiş 1s elektronlarına sahiptir. P-elektronlarının oluşturduğu bağlar arasındaki açı, p-elektronlarının yörüngeleri arasındaki açıya yakın olmalıdır. Ancak deneysel olarak bir su molekülündeki O-H bağları arasındaki açının 104,50 olduğu bulunmuştur. Açının 90°'lik açıya göre artması, hidrojen atomları arasında etki eden itme kuvvetleriyle açıklanabilir (Şekil 1). 5.11. Böylece H 2 O molekülü açısal bir şekle sahiptir.

Yörüngeleri karşılıklı olarak üç dik yönde yer alan nitrojen atomunun üç eşleşmemiş p elektronu, NH3 molekülünün oluşumuna katılır. Bu nedenle, üç N-H bağı birbirine 90°'ye yakın açılarda yerleştirilmelidir (Şekil 5.11). NH3 molekülündeki bağlar arasındaki açının deneysel değeri 107,3°'dir. Bağlar arasındaki açılar ile teorik değerler arasındaki fark, su molekülünde olduğu gibi hidrojen atomlarının karşılıklı itmesinden kaynaklanmaktadır. Ek olarak, sunulan şemalar, iki elektronun 2s yörüngelerine kimyasal bağ oluşumuna katılma olasılığını hesaba katmamaktadır.

Pirinç. 5.11. H2O (a) ve NH3 (b) moleküllerinde kimyasal bağların oluşumu sırasında elektronik yörüngelerin örtüşmesi

BeC1 2 molekülünün oluşumunu ele alalım. Uyarılmış durumdaki bir berilyum atomunun iki eşlenmemiş elektronu vardır: 2s ve 2p. Berilyum atomunun iki bağ oluşturması gerektiği varsayılabilir: bir bağ s-elektronu tarafından oluşturulur ve bir bağ p-elektron tarafından oluşturulur. Bu bağların farklı enerjilere ve farklı uzunluklara sahip olması gerekir. Bu durumda BeCl 2 molekülü doğrusal olmamalı, açısal olmalıdır. Ancak deneyimler BeCl 2 molekülünün doğrusal bir yapıya sahip olduğunu ve içindeki her iki kimyasal bağın eşdeğer olduğunu göstermektedir. BCl3 ve CCl4 moleküllerinin yapısı göz önüne alındığında da benzer bir durum gözlenmektedir - bu moleküllerdeki tüm bağlar eşdeğerdir. BC1 3 molekülü düz bir yapıya sahiptir, CC1 4 ise tetrahedral bir yapıya sahiptir.

BeCl 2, BCl 3 ve CCl 4 gibi moleküllerin yapısını açıklamak, Pauling ve Slater(ABD) atomik yörüngelerin hibridizasyonu kavramını tanıttı. Enerjileri pek farklı olmayan birkaç atomik yörüngeyi, hibrit olarak adlandırılan aynı sayıda eşdeğer yörüngeyle değiştirmeyi önerdiler. Bu hibrit yörüngeler, doğrusal kombinasyonlarının bir sonucu olarak atomik yörüngelerden oluşur.

L. Pauling'e göre, bir katmanda farklı türde elektronlara sahip olan ve dolayısıyla enerjileri (örneğin, s ve p) çok farklı olmayan bir atom tarafından kimyasal bağlar oluştuğunda, yörüngelerin konfigürasyonunu değiştirmek mümkündür. Şekil ve enerji bakımından uyumlarının meydana geldiği farklı türlerde. Sonuç olarak, asimetrik bir şekle sahip olan ve çekirdeğin bir tarafında oldukça uzun olan hibrit yörüngeler oluşur. Bağ oluşumuna farklı türdeki elektronlar (örneğin s ve p) dahil olduğunda hibridizasyon modelinin kullanıldığını vurgulamak önemlidir.

5.1.8.2. Çeşitli atomik yörünge hibridizasyonu türleri

sp hibridizasyonu

Birinin hibridizasyonu S- ve bir R- yörüngeler ( sp- hibridizasyon)örneğin berilyum klorürün oluşumu sırasında gerçekleşir. Yukarıda gösterildiği gibi, uyarılmış durumdaki bir Be atomunun iki eşleşmemiş elektronu vardır; bunlardan biri 2s yörüngesini, diğeri ise 2p yörüngesini işgal eder. Bir kimyasal bağ oluştuğunda, bu iki farklı yörünge birbirine 180° açıyla yönlendirilmiş iki özdeş hibrit yörüngeye dönüşür (Şekil 5.12). İki hibrit yörüngenin doğrusal düzeni, birbirlerinden minimum düzeyde itilmelerine karşılık gelir. Sonuç olarak BeCl 2 molekülü doğrusal bir yapıya sahiptir - üç atomun tümü aynı çizgide bulunur.

Pirinç. 5.12. Bir BeCl 2 molekülünün oluşumu sırasında elektron yörünge örtüşmesinin şeması

Asetilen molekülünün yapısı; sigma ve pi bağları

Bir asetilen molekülünün oluşumu sırasında elektronik yörüngelerin örtüşmesini gösteren bir diyagramı ele alalım. Asetilen molekülünde her karbon atomu sp-hibrit durumdadır. İki sp-hibrit yörünge birbirine 1800 derecelik bir açıyla yerleştirilmiştir; karbon atomları arasında bir σ bağı ve hidrojen atomlarıyla iki σ bağı oluştururlar (Şekil 5.13).

Pirinç. 5.13. Bir asetilen molekülünde s-bağlarının oluşum şeması

σ bağı, atom çekirdeklerini birbirine bağlayan bir hat boyunca elektron yörüngelerinin örtüşmesi sonucu oluşan bir bağdır.

Asetilen molekülündeki her karbon atomu, σ bağlarının oluşumunda yer almayan iki p-elektronu daha içerir. Bu elektronların elektron bulutları karşılıklı olarak dik düzlemlerde bulunur ve birbirleriyle örtüşerek, hibrit olmayanların yanal örtüşmesi nedeniyle karbon atomları arasında iki π bağı daha oluşturur. R–bulutlar (Şekil 5.14).

π bağı, atom çekirdeklerini birleştiren çizginin her iki tarafındaki elektron yoğunluğunun artması sonucu oluşan kovalent bir kimyasal bağdır.

Pirinç. 5.14. Asetilen molekülünde σ - ve π - bağlarının oluşum şeması.

Böylece asetilen molekülünde karbon atomları arasında bir σ bağı ve iki π bağından oluşan üçlü bir bağ oluşur; σ -bağlar π-bağlarından daha güçlüdür.

sp2 hibridizasyonu

BCl3 molekülünün yapısı şu şekilde açıklanabilir: sp2- hibridizasyon. Dış elektron katmanında uyarılmış durumdaki bir bor atomu bir s-elektronu ve iki p-elektronu içerir; üç eşlenmemiş elektron. Bu üç elektron bulutu, üç eşdeğer hibrit yörüngeye dönüştürülebilir. Üç hibrit yörüngenin birbirinden minimum itmesi, aynı düzlemde birbirlerine 120 o açıyla konumlarına karşılık gelir (Şekil 5.15). Böylece BCl3 molekülü düz bir şekle sahiptir.

Pirinç. 5.15. BCl 3 molekülünün düz yapısı

sp 3 - hibridizasyon

Karbon atomunun değerlik yörüngeleri (s, р x, р y, р z), uzayda birbirine 109,5 o açıyla yerleştirilen ve tetrahedronun köşelerine yönlendirilen dört eşdeğer hibrit yörüngeye dönüştürülebilir. merkezinde karbon atomunun çekirdeği bulunur (Şekil 5.16).

Pirinç. 5.16. Metan molekülünün tetrahedral yapısı

5.1.8.3. Yalnız elektron çiftlerini içeren hibridizasyon

Hibridizasyon modeli, bağlanan moleküllerin yanı sıra yalnız elektron çiftleri de içeren moleküllerin yapısını açıklamak için kullanılabilir. Su ve amonyak moleküllerinde merkezi atomun (O ve N) toplam elektron çifti sayısı dörttür. Aynı zamanda, bir su molekülünde iki tane bulunur ve bir amonyak molekülünde bir yalnız elektron çifti bulunur. Bu moleküllerdeki kimyasal bağların oluşumu, yalnız elektron çiftlerinin de hibrit yörüngeleri doldurabileceği varsayılarak açıklanabilir. Yalnız elektron çiftleri, uzayda bağlananlardan çok daha fazla yer kaplar. Yalnız ve bağlı elektron çiftleri arasında meydana gelen itme sonucunda su ve amonyak moleküllerindeki bağ açıları azalarak 109,5°'nin altına iner.

Pirinç. 5.17. sp 3 – H2O (A) ve NH3 (B) moleküllerindeki yalnız elektron çiftlerini içeren hibridizasyon

5.1.8.4. Hibridizasyon tipinin belirlenmesi ve moleküllerin yapısının belirlenmesi

Hibridizasyon tipini ve dolayısıyla moleküllerin yapısını belirlemek için aşağıdaki kuralların kullanılması gerekir.

1. Yalnız elektron çiftleri içermeyen merkezi atomun hibridizasyon tipi, sigma bağlarının sayısına göre belirlenir. Bu tür iki bağ varsa, sp-hibridizasyon meydana gelir, üç - sp2 -hibridizasyon, dört - sp3 -hibridizasyon meydana gelir. Berilyum, bor, karbon, silikon atomlarının oluşturduğu moleküllerde yalnız elektron çiftleri (verici-alıcı mekanizması tarafından oluşturulan bağların yokluğunda) yoktur. ana alt grup II - IV gruplarının elemanlarında.

2. Merkezi atom yalnız elektron çiftleri içeriyorsa, hibrit yörüngelerin sayısı ve hibridizasyon türü, sigma bağlarının sayısı ve yalnız elektron çiftlerinin sayısının toplamı ile belirlenir. Yalnız elektron çiftlerini içeren hibridizasyon, nitrojen, fosfor, oksijen, kükürt atomlarından oluşan moleküllerde meydana gelir; V ve VI gruplarının ana alt gruplarının elemanları.

3. Moleküllerin geometrik şekli, merkezi atomun hibridizasyon tipine göre belirlenir (Tablo 5.3).

Tablo 5.3.

Bağ açıları, hibrit yörüngelerin sayısına ve merkezi atomun hibritleşme türüne bağlı olarak moleküllerin geometrik şekli

5.2. İyonik bağ

İyonik bağlanma, zıt yüklü iyonlar arasındaki elektrostatik çekim yoluyla gerçekleşir. Bu iyonlar elektronların bir atomdan diğerine aktarılması sonucu oluşur. Elektronegatiflikte büyük farklılıklar olan (genellikle Pauling ölçeğinde 1,7'den büyük) atomlar arasında, örneğin alkali metal ve halojen atomları arasında iyonik bir bağ oluşur.

NaCl oluşumu örneğini kullanarak iyonik bir bağın oluşumunu ele alalım. Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ve Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 atomlarının elektronik formüllerinden, dış seviyeyi tamamlamak için sodyum atomunun bir elektrondan vazgeçmesinin daha kolay olduğu açıktır. Yedi eklemektense, klor atomunun bir eklemesi yedi vermekten daha kolaydır. Kimyasal reaksiyonlarda sodyum atomu bir elektron verir ve onu klor atomu alır. Sonuç olarak, sodyum ve klor atomlarının elektronik kabukları, soy gazların kararlı elektron kabuklarına dönüştürülür (sodyum katyonunun elektronik konfigürasyonu Na + 1s 2 2s 2 2p 6'dır ve klor anyonunun elektronik konfigürasyonu Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). İyonların elektrostatik etkileşimi bir NaCl molekülünün oluşumuna yol açar.

İyonik bağların temel özellikleri ve iyonik bileşiklerin özellikleri

1. İyonik bağ güçlü bir kimyasal bağdır. Bu bağın enerjisi 300 – 700 kJ/mol civarındadır.

2. Kovalent bağdan farklı olarak iyonik bağ yönlü olmayanÇünkü bir iyon zıt işaretli iyonları herhangi bir yönde kendine çekebilir.

3. Kovalent bağdan farklı olarak iyonik bağ doymamış, çünkü zıt işaretli iyonların etkileşimi, kuvvet alanlarının karşılıklı olarak tamamen telafi edilmesine yol açmaz.

4. İyonik bağa sahip moleküllerin oluşumu sırasında elektronların tam transferi gerçekleşmez, dolayısıyla doğada yüzde yüz iyonik bağ yoktur. NaCl molekülünde kimyasal bağ yalnızca %80 iyoniktir.

5. İyonik bağa sahip bileşikler, yüksek erime ve kaynama noktalarına sahip kristal katılardır.

6. İyonik bileşiklerin çoğu suda çözünür. İyonik bileşiklerin çözeltileri ve eriyikleri elektrik akımını iletir.

5.3. Metal bağlantı

Dış enerji seviyesindeki metal atomları az sayıda değerlik elektronu içerir. Metal atomlarının iyonlaşma enerjisi düşük olduğundan değerlik elektronları bu atomlarda zayıf bir şekilde tutulur. Sonuç olarak metallerin kristal kafesinde pozitif yüklü iyonlar ve serbest elektronlar belirir. Bu durumda, metal katyonları kristal kafeslerinin düğümlerinde bulunur ve elektronlar, "elektron gazı" olarak adlandırılan pozitif merkezler alanında serbestçe hareket eder. İki katyon arasında negatif yüklü bir elektronun varlığı, her katyonun bu elektronla etkileşime girmesine neden olur. Dolayısıyla metalik bağlanma, metal kristallerindeki pozitif iyonlar arasındaki, kristal boyunca serbestçe hareket eden elektronların çekilmesiyle oluşan bağdır.

Bir metaldeki değerlik elektronları kristal boyunca eşit olarak dağıldığından, iyonik bağ gibi metalik bir bağ da yönsüz bir bağdır. Kovalent bağın aksine metalik bağ doymamış bir bağdır. Kovalent bağdan metal bağlantı Dayanıklılık açısından da farklılık gösterir. Metalik bir bağın enerjisi, kovalent bir bağın enerjisinden yaklaşık üç ila dört kat daha azdır.

Elektron gazının yüksek hareketliliği nedeniyle metaller yüksek elektriksel ve termal iletkenliğe sahiptir.

5.4. Hidrojen bağı

HF, H2O, NH3 bileşiklerinin moleküllerinde güçlü elektronegatif bir elementle (H–F, H–O, H–N) hidrojen bağları vardır. Bu tür bileşiklerin molekülleri arasında oluşabilir moleküller arası hidrojen bağları. H–O, H–N bağları içeren bazı organik moleküllerde, molekül içi hidrojen bağları.

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

Hidrojen bağları genellikle noktalarla gösterilir: H ··· F. Hidrojen bağı ne kadar güçlü olursa, ortak atomun elektronegatifliği o kadar büyük ve boyutu da o kadar küçük olur. Öncelikle flor bileşiklerinin yanı sıra oksijen, daha az ölçüde nitrojen ve daha az ölçüde klor ve kükürt için karakteristiktir. Hidrojen bağının enerjisi de buna göre değişir (Tablo 5.4).

Tablo 5.4.

Hidrojen bağı enerjilerinin ortalama değerleri

Moleküller arası ve molekül içi hidrojen bağları

Hidrojen bağları sayesinde moleküller dimerler ve daha karmaşık bileşenler halinde birleşir. Örneğin bir formik asit dimerinin oluşumu aşağıdaki diyagramla gösterilebilir (Şekil 5.18).

Pirinç. 5.18. Formik asitte moleküller arası hidrojen bağlarının oluşumu

(H 2 O) n bileşiklerinin uzun zincirleri suda görünebilir (Şekil 5.19).

Pirinç. 5.19. Moleküller arası hidrojen bağları nedeniyle sıvı suda bir ortaklar zincirinin oluşumu

Her H2O molekülü dört hidrojen bağı oluşturabilir, ancak bir HF molekülü yalnızca iki hidrojen bağı oluşturabilir.

Hidrojen bağları hem farklı moleküller arasında (moleküller arası hidrojen bağı) hem de bir molekül içinde (molekül içi hidrojen bağı) oluşabilir. Bazı organik maddeler için molekül içi bağ oluşumunun örnekleri Şekil 1'de sunulmaktadır. 5.20.

Pirinç. 5.20. Çeşitli organik bileşiklerin moleküllerinde molekül içi hidrojen bağlarının oluşumu

Hidrojen bağının maddelerin özelliklerine etkisi

Moleküller arası hidrojen bağlarının varlığının en uygun göstergesi, bir maddenin kaynama noktasıdır. Suyun daha yüksek kaynama noktası (oksijen alt grubunun (H2S, H2Se, H2Te) elementlerinin hidrojen bileşiklerine kıyasla 100 o C) hidrojen bağlarının varlığıyla açıklanır: moleküller arası yok etmek için ek enerji harcanmalıdır Sudaki hidrojen bağları.

Hidrojen bağı maddelerin yapısını ve özelliklerini önemli ölçüde etkileyebilir. Moleküller arası hidrojen bağlarının varlığı maddelerin erime ve kaynama noktalarını artırır. Molekül içi hidrojen bağının varlığı, deoksiribonükleik asit (DNA) molekülünün su içinde çift sarmal halinde katlanmasına neden olur.

Çözünürlük aynı zamanda bir bileşiğin solvent ile hidrojen bağları oluşturma yeteneğine de bağlı olduğundan hidrojen bağı çözünme proseslerinde de önemli bir rol oynar. Sonuç olarak şeker, glikoz, alkoller ve karboksilik asitler gibi OH grupları içeren maddeler genellikle suda yüksek oranda çözünür.

5.5. Kristal kafes türleri

Katılar genellikle kristal yapıya sahiptir. Kristalleri oluşturan parçacıklar (atomlar, iyonlar veya moleküller) uzayda kesin olarak tanımlanmış noktalarda bulunur ve bir kristal kafes oluşturur. Kristal kafes, belirli bir kafesin karakteristik yapısal özelliklerini koruyan temel hücrelerden oluşur. Parçacıkların bulunduğu noktalara denir kristal kafes düğümleri. Kafes bölgelerinde bulunan parçacıkların türüne ve aralarındaki bağlantının niteliğine bağlı olarak 4 tip kristal kafes ayırt edilir.

5.5.1. Atomik kristal kafes

Atomik kristal kafeslerin düğümlerinde birbirine kovalent bağlarla bağlanan atomlar vardır. Atomik kafese sahip maddeler arasında elmas, silikon, karbürler, silisitler vb. bulunur. Bir atomik kristalin yapısında tek tek molekülleri izole etmek imkansızdır; kristalin tamamı dev bir molekül olarak kabul edilir. Elmasın yapısı Şekil 2'de gösterilmektedir. 5.21. Elmas, her biri dört komşu atoma bağlı karbon atomlarından oluşur. Kovalent bağların güçlü olması nedeniyle atomik örgüye sahip tüm maddeler refrakter, sert ve düşük uçucudur. Suda az çözünürler.

Pirinç. 5.21. Elmas kristal kafes

5.5.2. Moleküler kristal kafes

Moleküler kristal kafeslerin düğümlerinde, moleküller arası zayıf kuvvetlerle birbirine bağlanan moleküller vardır. Bu nedenle, moleküler kafesli maddeler düşük sertliğe sahiptir, eriyebilir, önemli uçuculuk ile karakterize edilir, suda az çözünür ve çözeltileri kural olarak elektrik akımı iletmez. Moleküler kristal kafesi olan birçok madde bilinmektedir. Bunlar katı hidrojen, klor, karbon monoksit (IV) ve normal sıcaklıklarda gaz halinde olan diğer maddelerdir. Çoğu kristalli organik bileşiğin moleküler bir kafesi vardır.

5.5.3. İyonik kristal kafes

Düğümlerinde iyon bulunan kristal kafeslere denir. iyonik. Alkali metal halojenürler gibi iyonik bağları olan maddelerden oluşurlar. İyonik kristallerde tek tek moleküller ayırt edilemez; kristalin tamamı tek bir makromolekül olarak düşünülebilir. İyonlar arasındaki bağlar güçlüdür, bu nedenle iyonik kafese sahip maddeler düşük uçuculuğa ve yüksek erime ve kaynama noktalarına sahiptir. Sodyum klorürün kristal kafesi Şekil 2'de gösterilmektedir. 5.22.

Pirinç. 5.22. Sodyum klorürün kristal kafesi

Bu şekilde açık renkli toplar Na+ iyonları, koyu renkli toplar ise Cl – iyonlarıdır. Şekil 2'de solda. Şekil 5.22, NaCI'nin birim hücresini göstermektedir.

5.5.4. Metal kristal kafes

Katı haldeki metaller metalik kristal kafesler oluşturur. Bu tür kafeslerin bölgeleri pozitif metal iyonları içerir ve değerlik elektronları bunlar arasında serbestçe hareket eder. Elektronlar elektrostatik olarak katyonları çeker, böylece metal kafese stabilite kazandırır. Bu kafes yapısı, metallerin yüksek ısı iletkenliğini, elektriksel iletkenliğini ve plastisitesini belirler - mekanik deformasyon sırasında, onu oluşturan iyonlar bir elektron gazı bulutu içinde yüzüyor gibi göründüğünden, bağların kopması ve kristalin tahrip olması söz konusu değildir. İncirde. Şekil 5.23 sodyum kristal kafesini göstermektedir.

Pirinç. 5.23. Sodyum kristal kafes

Bağlantı türleri.

Kimyada aşağıdaki bağ türleri ayırt edilir: kovalent, iyonik, metalik, hidrojen bağı, van der Waals bağı, donör-alıcı bağı, datif bağ.

Kovalent bağ

Kovalent bağ oluştuğunda atomlar elektronları birbirleriyle paylaşırlar. Kovalent bağın bir örneği Cl2 molekülündeki kimyasal bağdır. Lewis (1916) ilk olarak böyle bir bağda iki klor atomunun her birinin dış elektronlarından birini diğer klor atomuyla paylaştığını öne sürdü. Atomik yörüngelerin örtüşmesi için iki atomun birbirine mümkün olduğunca yaklaşması gerekir. Paylaşılan bir elektron çifti kovalent bir bağ oluşturur. Bu elektronlar aynı yörüngede bulunur ve dönüşleri zıt yönlerdedir.

Böylece zıt spinli elektronların eşleşmesi sonucunda farklı atomlardan elektronların paylaşılmasıyla kovalent bağ oluşur.

Kovalent bağ yaygın bir bağ türüdür. Kovalent bağlar sadece moleküllerde değil kristallerde de oluşabilir. Aynı atomlar arasında (H2, Cl2, elmas moleküllerinde) ve farklı atomlar arasında (H2O, NH3 moleküllerinde ...) meydana gelir.

Kovalent bağ oluşumunun mekanizması

H2 molekülünün oluşumu örneğini kullanarak mekanizmayı ele alalım.

H+H=H 2, ∆H=-436 kJ/mol

Serbest bir hidrojen atomunun çekirdeği, 1s elektronunun oluşturduğu küresel simetrik bir elektron bulutu ile çevrilidir. Atomlar belirli bir mesafeye yaklaştığında elektron bulutları (orbitalleri) kısmen üst üste biner (Şekil 4).

Pirinç. 4. Hidrojen molekülünde bağ oluşum mekanizması.

Dokunmadan önce yaklaşan hidrojen atomlarının çekirdekleri arasında 0,106 nm mesafe varsa, elektron bulutları üst üste geldikten sonra bu mesafe 0,074 nm olur.

Sonuç olarak, çekirdeklerin merkezleri arasında, çekirdekler arasındaki boşlukta maksimum elektron yoğunluğuna sahip olan moleküler iki elektronlu bir bulut belirir. Çekirdekler arasındaki negatif yük yoğunluğunun artması, çekirdekler arasındaki çekim kuvvetlerinin güçlü bir şekilde artmasına neden olur ve bu da enerjinin açığa çıkmasına neden olur. Elektron yörüngelerinin örtüşmesi ne kadar büyük olursa, kimyasal bağ o kadar güçlü olur. İki hidrojen atomu arasında kimyasal bir bağ oluşması sonucunda her biri bir soy gaz atomu olan helyumun elektronik konfigürasyonuna ulaşır.

Kuantum mekaniği açısından sırasıyla elektron bulutlarının üst üste bindiği alanın oluşumunu ve kovalent bağ oluşumunu açıklayan iki yöntem vardır. Bunlardan birine BC (değerlik bağları) yöntemi, diğerine ise MO (moleküler yörüngeler) adı verilir.

Değerlik bağı yöntemi, seçilen bir atom çiftinin atomik yörüngelerinin örtüşmesini dikkate alır. MO yönteminde molekül bir bütün olarak ele alınır ve elektron yoğunluğunun (bir elektrondan) dağılımı tüm moleküle yayılır. H2'deki MO 2H konumundan, çekirdeklerin bu çekirdekler arasında bulunan elektron bulutuna çekilmesi nedeniyle bağlanır.

Kovalent bir bağın çizimi

Bağlantılar farklı şekillerde gösterilmektedir:

1). Elektronları nokta olarak kullanma

Bu durumda bir hidrojen molekülünün oluşumu diyagramda gösterilmiştir.

N∙ + N∙ → N: N

2). Bir moleküler kuantum hücresine zıt dönüşlere sahip iki elektronun yerleştirilmesi gibi kare hücrelerin (orbitallerin) kullanılması

Bu diyagram, moleküler enerji seviyesinin orijinal atomik seviyelerden daha düşük olduğunu göstermektedir, bu da maddenin moleküler durumunun atomik olandan daha kararlı olduğu anlamına gelir.

3). Kovalent bir bağ bir çizgiyle temsil edilir

Örneğin H – N. Bu çizgi bir çift elektronu simgelemektedir.

Atomlar arasında bir kovalent bağ (ortak bir elektron çifti) oluşursa buna denir. Bekar, eğer daha fazlaysa, o zaman bir kat çift(iki ortak elektron çifti), üçlü(üç ortak elektron çifti). Tek bağ bir çizgiyle, çift bağ iki çizgiyle ve üçlü bağ üç çizgiyle temsil edilir.

Atomlar arasındaki çizgi onların genelleştirilmiş bir elektron çiftine sahip olduğunu gösterir.

Kovalent bağların sınıflandırılması

Elektron bulutlarının örtüşme yönüne bağlı olarak σ-, π-, δ-bağları ayırt edilir. σ bağı, etkileşime giren atomların çekirdeklerini bağlayan eksen boyunca elektron bulutlarının üst üste gelmesiyle oluşur.

σ-bağ örnekleri:

Pirinç. 5. s-, p-, d- elektronları arasında σ bağının oluşması.

Hidrojen molekülünde s-s bulutları üst üste geldiğinde σ bağı oluşumunun bir örneği gözlemlenir.

π bağı, eksenin her iki tarafındaki elektron bulutları üst üste binerek atom çekirdeklerini birbirine bağladığında oluşur.

Pirinç. 6. p-, d- elektronları arasında π-bağının oluşumu.

δ-bağlantısı, paralel düzlemlerde bulunan iki d-elektron bulutu üst üste bindiğinde meydana gelir. δ bağı, π bağından daha az güçlüdür ve π bağı, σ bağından daha az güçlüdür.

Kovalent bağların özellikleri

A). Polarite.

İki tür kovalent bağ vardır: apolar ve polar.

Polar olmayan bir kovalent bağ durumunda, ortak bir elektron çiftinin oluşturduğu elektron bulutu, atom çekirdeğine göre uzayda simetrik olarak dağıtılır. Bir örnek, bir elementin atomlarından oluşan diatomik moleküllerdir: H2, Cl2, O2, N2, F2. Elektron çifti her iki atoma da eşit olarak aittir.

Polar bağ durumunda, bağı oluşturan elektron bulutu bağıl elektronegatifliği daha yüksek olan atoma doğru kayar.

Örnekler aşağıdaki moleküllerdir: HCl, H2O, H2S, N2S, NH3, vb. Aşağıdaki diyagramla temsil edilebilecek bir HCl molekülünün oluşumunu düşünün.

Elektron çifti klor atomuna kaydırılır, çünkü klor atomunun (2.83) bağıl elektronegatifliği hidrojen atomununkinden (2.1) daha yüksektir.

B). Doygunluk.

Atomların sınırlı sayıda kovalent bağ oluşumuna katılma yeteneğine kovalent bağın doygunluğu denir. Kovalent bağların doygunluğu, yalnızca dış enerji seviyelerindeki elektronların, yani sınırlı sayıda elektronun kimyasal etkileşimlere katılmasından kaynaklanmaktadır.

V) . Odak ve kovalent bağ hibridizasyonu.

Kovalent bir bağ, uzayda yönlülük ile karakterize edilir. Bu, elektron bulutlarının belirli bir şekle sahip olması ve belirli bir uzaysal yönelimde maksimum örtüşmelerinin mümkün olmasıyla açıklanmaktadır.

Kovalent bağın yönü moleküllerin geometrik yapısını belirler.

Örneğin su için üçgen bir şekle sahiptir.

Pirinç. 7. Bir su molekülünün uzaysal yapısı.

Bir su molekülü H2O'da hidrojen ve oksijen çekirdekleri arasındaki mesafenin 0,096 nm (96 pm) olduğu deneysel olarak tespit edilmiştir. Çekirdeklerden geçen çizgiler arasındaki açı 104,5 0'dır. Böylece su molekülü açısal bir şekle sahiptir ve yapısı sunulan şekil şeklinde ifade edilebilir.

Hibridizasyon

Deneysel ve teorik çalışmaların (Slater, Pauling) gösterdiği gibi, BeCl 2, BeF 2, BeBr 2 gibi bazı bileşiklerin oluşumu sırasında, bir moleküldeki bir atomun değerlik elektronlarının durumu, saf s- ile değil, tanımlanır. p-, d-dalga fonksiyonları, ancak bunların doğrusal kombinasyonları ile. Bu tür karışık yapılara hibrit yörüngeler, karıştırma işlemine ise hibritleşme adı verilir.

Kuantum kimyasal hesaplamalarının gösterdiği gibi, bir atomun s- ve p-orbitallerinin karıştırılması, bir molekülün oluşumu için uygun bir süreçtir. Bu durumda, saf s- ve p-orbitallerini içeren bağların oluşumundan daha fazla enerji açığa çıkar. Bu nedenle, bir atomun elektronik yörüngelerinin hibridizasyonu, sistemin enerjisinde büyük bir azalmaya ve buna bağlı olarak molekülün stabilitesinde bir artışa yol açar. Hibritleşmiş yörünge, çekirdeğin bir tarafında diğer tarafına göre daha uzundur. Bu nedenle, hibrit bulutun üst üste bindiği bölgedeki elektron yoğunluğu, s- ve p-orbitallerinin ayrı ayrı üst üste bindiği bölgedeki elektron yoğunluğundan daha büyük olacaktır, bunun sonucunda hibritin elektronları tarafından oluşturulan bağ Orbital daha fazla güç ile karakterize edilir.

Çeşitli hibrit durum türleri ortaya çıkar. S- ve p-orbitalleri hibritleştiğinde (sp-hibridizasyon olarak adlandırılır), birbirine göre 180 0 açıyla konumlanmış iki hibrit yörünge ortaya çıkar. Bu durumda doğrusal bir yapı oluşur. Bu konfigürasyon (yapı), çoğu alkalin toprak metal halojenür için bilinir (örneğin, BeX 2, burada X = Cl, F, Br), yani. Bağ açısı 180 0 C'dir.

Pirinç. 8. sp hibridizasyonu

Sp2 hibridizasyonu (bir s ve iki p yörüngesinden oluşur) adı verilen başka bir hibridizasyon türü, birbirine 120 0 açıyla yerleştirilmiş üç hibrit yörüngenin oluşumuna yol açar. Bu durumda uzayda molekülün trigonal yapısı (veya düzgün üçgen) oluşur. Bu tür yapılar BX3 (X=Cl, F, Br) bileşikleri için bilinmektedir.

Pirinç. 9. sp2 -hibridizasyon.

Bir s- ve üç p-orbitalinden oluşan sp3 hibridizasyonu daha az yaygın değildir. Bu durumda, dört yüzlünün dört köşesine simetrik olarak uzayda yönlendirilmiş, yani 109 0 28 "bir açıyla yerleştirilmiş dört hibrit yörünge oluşur. Bu uzaysal pozisyona tetrahedral denir. Bu yapı moleküller için bilinir. NH3, H2O ve genel olarak II. döneme ait elementler için uzaydaki görünümü şematik olarak aşağıdaki şekilde gösterilebilir.

Pirinç. 10. Amonyak molekülündeki bağların uzaysal düzenlenmesi,

bir düzleme yansıtıldı.

Sp3 hibridizasyonuna bağlı tetrahedral bağların oluşumu aşağıdaki gibi gösterilebilir (Şekil 11):

Pirinç. 11. Sp3 hibridizasyonu sırasında tetrahedral bağların oluşumu.

Bir CCl4 molekülü örneği kullanılarak sp3 hibridizasyonu sırasında tetrahedral bağların oluşumu Şekil 1'de gösterilmektedir. 12.

Şekil 12. Sp 3 - CCl 4 moleküllerine hibridizasyon sırasında tetrahedral bağların oluşumu

Hibritleşme yalnızca s- ve p-orbitalleriyle ilgili değildir. III ve sonraki dönemlerin stereokimyasal elementlerini açıklayabilmek için s-, p-, d-orbitallerini içeren hibrit yörüngelerin eş zamanlı olarak oluşturulmasına ihtiyaç vardır.

Kovalent bağlara sahip maddeler şunları içerir:

1. organik bileşikler;

2. halojen atomu çiftleri arasında ve ayrıca hidrojen, nitrojen ve oksijen atomu çiftleri arasında, örneğin H2 arasında bağların oluşturulduğu katı ve sıvı maddeler;

3. grup VI elemanları (örneğin, tellür spiral zincirleri), grup V elemanları (örneğin arsenik), grup IV elemanları (elmas, silikon, germanyum);

4. Kurucu elementleri periyodik tabloda II-VI, III-V gruplarında yer aldığında 8-N kuralına uyan bileşikler (InSb, CdS, GaAs, CdTe gibi).

Kovalent bağ içeren katılarda bağlanma enerjisi hemen hemen aynı olan aynı madde için farklı kristal yapılar oluşabilmektedir. Örneğin ZnS'nin yapısı kübik (çinkoblend) veya altıgen (wurtzite) olabilir. Çinko blende ve wurtzite'de en yakın komşuların dizilişi aynıdır ve bu iki yapının enerjilerindeki tek ve küçük fark, atomların en yakın olanların yanındaki dizilişiyle belirlenir. Bazı maddelerin bu yeteneğine allotropi veya polimorfizm denir. Allotropinin bir başka örneği, tamamen kübikten altıgen'e kadar farklı yapılara sahip bir dizi politipi olan silisyum karbürdür. ZnS ve SiC'nin bu sayısız kristal modifikasyonları oda sıcaklığında mevcuttur.

İyonik bağ

İyonik bağ, zıt işaretli (yani + ve -) yüklere sahip iyonlar arasındaki elektrostatik çekim kuvvetidir.

İyonik bağlanma fikri V. Kossel'in fikirlerine dayanarak oluşturuldu. (1916) iki atom etkileşime girdiğinde birinin vazgeçtiğini ve diğerinin elektron kabul ettiğini öne sürdü. Böylece bir veya daha fazla elektronun bir atomdan diğerine aktarılmasıyla iyonik bir bağ oluşur. Örneğin sodyum klorürde, bir elektronun bir sodyum atomundan bir klor atomuna aktarılmasıyla iyonik bir bağ oluşur. Bu transfer sonucunda +1 yüklü sodyum iyonu ve -1 yüklü klorür iyonu oluşur. Elektrostatik kuvvetler tarafından birbirlerine çekilerek stabil bir molekül oluştururlar. Kossel tarafından önerilen elektron transfer modeli, lityum florür, kalsiyum oksit ve lityum oksit gibi bileşiklerin oluşumunun açıklanmasına olanak sağlar.

En tipik iyonik bileşikler, periyodik sistemin I ve II gruplarına ait metal katyonlarından ve VI ve VII gruplarına ait metalik olmayan elementlerin anyonlarından oluşur.

İyonik bir bileşiğin oluşum kolaylığı, onu oluşturan katyon ve anyonların oluşum kolaylığına bağlıdır. Oluşum kolaylığı daha yüksektir, elektron veren atomun (elektron donörü) iyonlaşma enerjisi ne kadar düşükse ve elektron ekleyen atomun (elektron alıcısı) elektrona ilgisi daha yüksektir. Elektron ilgisi Bir atomun elektron kazanma yeteneğinin ölçüsüdür. Bir mol atomdan bir mol tek yüklü anyon oluştuğunda meydana gelen enerji değişimi olarak ölçülür. Bu sözde “ilk elektron ilgisi” kavramıdır. İkinci elektron ilgisi, bir mol tek yüklü anyondan bir mol çift yüklü anyon oluştuğunda meydana gelen enerji değişimidir. Bu kavramlar, yani iyonlaşma enerjisi ve elektron ilgisi, gaz halindeki maddelerle ilgilidir ve gaz halindeki atomların ve iyonların özellikleridir. Ancak çoğu iyonik bileşiğin katı halde en kararlı olduğu akılda tutulmalıdır. Bu durum, içlerinde katı halde bir kristal kafesin bulunmasıyla açıklanmaktadır. Bir soru ortaya çıktı. Sonuçta iyonik bileşikler neden gaz halinde değil de kristal kafes formunda daha kararlıdır? Bu sorunun cevabı, kristal kafesin enerjisinin elektrostatik modele göre hesaplanmasıdır. Buna ek olarak bu hesaplama aynı zamanda iyonik bağlanma teorisinin de bir testidir.

Bir kristal kafesin enerjisini hesaplamak için, gaz halindeki iyonların oluşumuyla kristal kafesi yok etmek için harcanması gereken işin belirlenmesi gerekir. Hesaplamayı gerçekleştirmek için çekme ve itme kuvvetleri fikri kullanılır. Tek yüklü iyonların etkileşiminin potansiyel enerjisinin ifadesi, çekim enerjisi ve itme enerjisinin toplanmasıyla elde edilir.

E = E giriş + E çıkış (1).

Coulomb'un zıt işaretli iyonların çekim enerjisi, NaCl bileşiği için Eat, örneğin Na + ve Cl - olarak alınır.

E gelen = -e 2 /4πε 0 r(2),

Dolu bir elektron kabuğundaki elektronik yükün dağılımı küresel olarak simetrik olduğundan. Anyon ve katyonun dolu kabukları üst üste geldiğinde Pauli ilkesine bağlı olarak oluşan itme nedeniyle iyonların yaklaşabileceği mesafe sınırlıdır. İtici enerji, nükleer mesafeyle hızla değişir ve aşağıdaki iki yaklaşık ifadeyle yazılabilir:

E ott = A/r n (n≈12) (3)

E ott = B∙exp(-r/ρ) (4),

burada A ve B sabittir, r iyonlar arasındaki mesafedir, ρ bir parametredir (karakteristik uzunluk).

Bu ifadelerin hiçbirinin itmeye yol açan karmaşık kuantum mekaniksel sürece karşılık gelmediğine dikkat edilmelidir.

Bu formüllerin yaklaşık doğasına rağmen, NaCl, KCl, CaO gibi iyonik bileşiklerin moleküllerindeki kimyasal bağın oldukça doğru bir şekilde hesaplanmasını ve buna göre tanımlanmasını mümkün kılarlar.

İyonun elektrik alanı küresel simetriye sahip olduğundan (Şekil 13), kovalent bağın aksine iyonik bağın yönlülüğü yoktur. Zıt yüklü iki iyonun etkileşimi, yalnızca iyon çekirdeklerinin merkezlerini bağlayan yöndeki itici kuvvetlerle telafi edilir; diğer yönlerde iyonların elektrik alanlarının telafisi gerçekleşmez. Bu nedenle diğer iyonlarla etkileşime girebilirler. Bu nedenle iyonik bağ doyurulamaz.

Pirinç. 13. Elektrostatik alanın küresel simetrisi

zıt yüklü yükler.

İyonik bağların yönsüzlüğü ve doymamışlığı nedeniyle, her iyonun zıt işaretteki maksimum sayıda iyonla çevrelenmesi enerji açısından en uygun olanıdır. Bu nedenle iyonik bir bileşiğin en çok tercih edilen varoluş şekli kristaldir. Örneğin bir NaCl kristalinde her katyonun en yakın komşusu olarak altı anyon vardır.

İyonik bileşikler yalnızca gaz halindeki yüksek sıcaklıklarda ilişkisiz moleküller formunda bulunur.

İyonik bileşiklerde koordinasyon sayısı, kovalent bileşiklerde olduğu gibi atomların spesifik elektronik yapısına bağlı değildir, iyonların boyutlarının oranına göre belirlenir. 0,41 - 0,73 aralığında iyonik yarıçap oranıyla, iyonların oktahedral koordinasyonu, 0,73-1,37 - kübik koordinasyon vb. oranıyla gözlenir.

Dolayısıyla normal koşullar altında iyonik bileşikler kristalli maddelerdir. İki iyonik molekül kavramı, örneğin NaCL, CsCl, onlar için geçerli değildir. Her kristal çok sayıda iyondan oluşur.

İyonik bir bağ, atomun etkin yükünün birliğe yakın olduğu sınırlayıcı bir polar bağ olarak temsil edilebilir. Tamamen kovalent polar olmayan bir bağ için atomların etkin yükü sıfırdır. Gerçek maddelerde saf iyonik ve saf kovalent bağlar nadirdir. Çoğu bileşik, polar olmayan kovalent ve polar iyonik arasında bir bağ karakterine sahiptir. Yani bu bileşiklerde kovalent bağ kısmen iyonik yapıdadır. Gerçek maddelerdeki iyonik ve kovalent bağların doğası Şekil 14'te gösterilmektedir.

Pirinç. 14. Bağın iyonik ve kovalent yapısı.

Bir bağın iyonik karakterinin oranına iyonluk derecesi denir. Bir moleküldeki atomların etkin yükleri ile karakterize edilir. İyoniklik derecesi, onu oluşturan atomların elektronegatifliklerindeki fark arttıkça artar.

Metal bağlantı

Metal atomlarında dış değerlik elektronları metal olmayan atomlara göre çok daha zayıf tutulur. Bu, elektronlar ve bireysel atomlar arasındaki bağlantının yeterince uzun bir süre boyunca kaybolmasına ve sosyalleşmesine neden olur. Sosyalleşmiş bir dış elektron topluluğu oluşur. Böyle bir elektronik sistemin varlığı, aynı isimdeki yüklere rağmen pozitif metal iyonlarını birbirine yakın tutan kuvvetlerin ortaya çıkmasına neden olur. Bu bağa metalik denir. Böyle bir bağ yalnızca metalin karakteristiğidir ve maddenin katı ve sıvı hallerinde bulunur. Metal bağı bir tür kimyasal bağdır. Atomla bağlantısını kaybeden ve bu nedenle serbest elektronlar olarak adlandırılan dış elektronların sosyalleşmesine dayanır (Şekil 15).

Pirinç. 15. Metal bağlantı.

Metalik bir bağın varlığı aşağıdaki gerçeklerle doğrulanır. Tüm metaller, serbest elektronların varlığıyla sağlanan yüksek termal iletkenliğe ve yüksek elektrik iletkenliğine sahiptir. Ek olarak, aynı durum metallerin ışık ışınımına karşı iyi yansıtıcılığını, parlaklığını ve opaklığını, yüksek sünekliğini ve elektrik direncinin pozitif sıcaklık katsayısını da belirler.

Metallerin kristal kafesinin stabilitesi iyonik ve kovalent gibi bağ türleriyle açıklanamaz. Kristal kafesin bölgelerinde bulunan metal atomları arasındaki iyonik bağ, aynı yüke sahip oldukları için imkansızdır. Her atomun en yakın 8 ila 12 komşusu olduğundan ve bu kadar çok paylaşılan elektron çiftiyle kovalent bağların oluşumu bilinmediğinden, metal atomları arasındaki kovalent bağ da olası değildir.

Metal yapılar, oldukça nadir bir atom düzenine (çekirdekler arası mesafeler büyüktür) ve kristal kafesteki her atom için çok sayıda en yakın komşuya sahip olmaları ile karakterize edilir. Tablo 1'de üç tipik metal yapı gösterilmektedir.

tablo 1

En yaygın üç metalin yapılarının özellikleri

Her atomun çok sayıda bağın (örneğin 8 atomlu) oluşumuna katıldığını görüyoruz. Bu kadar çok sayıda bağın (8 veya 12 atomlu) uzayda aynı anda konumlandırılması mümkün değildir. Bağlantı, her bir atomun dış elektronlarının titreşim hareketinin rezonansı nedeniyle gerçekleştirilmelidir, bunun sonucunda kristalin tüm dış elektronlarının kolektifleştirilmesi bir elektron gazının oluşmasıyla meydana gelir. Birçok metalde metalik bir bağ oluşturmak için her atomdan bir elektron almak yeterlidir. Dış kabuğunda yalnızca bir elektron bulunan lityum için de görülen durum tam olarak budur. Bir lityum kristali, elektron gazı ile çevrelenmiş Li + iyonlarından (0,068 nm yarıçaplı küreler) oluşan bir kafestir.

Pirinç. 16. Çeşitli kristal ambalaj türleri: a-altıgen yakın ambalaj; b - yüzey merkezli kübik paketleme; c-gövde merkezli kübik salmastra.

Metalik ve kovalent bağlar arasında benzerlikler vardır. Her iki bağ türünün de değerlik elektronlarının paylaşımına dayandığı gerçeğinde yatmaktadır. Ancak kovalent bağ yalnızca iki bitişik atomu birbirine bağlar ve paylaşılan elektronlar bağlı atomlara çok yakındır. Metalik bir bağda, değerlik elektronlarının paylaşılmasına birkaç atom katılır.

Bu nedenle, metalik bağ kavramı, makroskobik düzeyde sistem elektriksel olarak nötr kalırken, elektron gazı ile doldurulmuş iyonlar arasında büyük boşluklara sahip pozitif yüklü iyonik çekirdeklerin bir koleksiyonu olarak metaller fikri ile ayrılmaz bir şekilde bağlantılıdır.

Yukarıda tartışılan kimyasal bağ türlerine ek olarak moleküller arası başka bağ türleri de vardır: hidrojen bağı, van der Waals etkileşimi, donör-alıcı etkileşimi.

Moleküllerin verici-alıcı etkileşimi

Bir atomun iki elektronlu bulutu ve diğerinin serbest yörüngesi nedeniyle kovalent bağ oluşma mekanizmasına donör-alıcı denir. İletişim için iki elektronlu bir bulut sağlayan atom veya parçacığa donör denir. Bu elektron çiftini kabul eden serbest yörüngeye sahip bir atom veya parçacığa alıcı denir.

Moleküller arası etkileşimlerin ana türleri. Hidrojen bağı

Değerlik bakımından doymuş moleküller arasında, parçacık boyutunu aşan mesafelerde, moleküller arası çekimin elektrostatik kuvvetleri ortaya çıkabilir. Bunlara van der Waals kuvvetleri denir. Van der Waals etkileşimi her zaman yakın aralıklı atomlar arasında mevcuttur, ancak yalnızca daha güçlü bağlanma mekanizmalarının yokluğunda önemli bir rol oynar. Karakteristik enerjisi 0,2 eV/atom olan bu zayıf etkileşim, nötr atomlar arasında ve moleküller arasında meydana gelir. Etkileşimin adı van der Waals adıyla ilişkilidir, çünkü gaz molekülleri arasındaki zayıf etkileşimi hesaba katan durum denkleminin gerçek gazların özelliklerini denklemden çok daha iyi tanımladığını ilk öneren oydu. ideal bir gazın durumu. Ancak bu çekici gücün doğası ancak 1930'da Londra tarafından açıklanabildi. Şu anda, aşağıdaki üç etkileşim türü van der Waals çekimi olarak sınıflandırılmaktadır: yönelimsel, tümevarımsal ve dağıtıcı (Londra etkisi). Van der Waals çekiminin enerjisi, yönelimsel, endüktif ve dağılım etkileşimlerinin toplamı tarafından belirlenir.

E in = E veya + E ind + E disp (5).

Yönelim etkileşimi (veya dipol-dipol etkileşimi), yaklaşırken zıt kutuplarla birbirine dönen (yönlenen) polar moleküller arasında meydana gelir, böylece molekül sisteminin potansiyel enerjisi minimum düzeye düşer. μ moleküllerinin dipol momenti ne kadar büyükse ve aralarındaki l mesafesi ne kadar küçükse, oryantasyon etkileşiminin enerjisi o kadar önemlidir:

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

burada ε 0 elektrik sabitidir.

Endüktif etkileşim, moleküllerin çevreleyen dipoller tarafından polarizasyon işlemleriyle ilişkilidir. Polar olmayan bir molekülün polarize edilebilirliği α ne kadar yüksekse ve polar bir molekülün dipol momenti μ ne kadar büyükse bu daha önemlidir.

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

Polar olmayan bir molekülün polarize edilebilirliği α, parçacığın deformasyonu ile ilişkili olduğu için deformasyon olarak adlandırılır, μ ise elektron bulutunun ve çekirdeklerin önceki konumlarına göre yer değiştirmesini karakterize eder.

Dispersiyon etkileşimi (Londra etkisi), yapısı ve polaritesi ne olursa olsun herhangi bir molekülde meydana gelir. Elektron bulutu ve çekirdeklerin yüklerinin ağırlık merkezlerinin anlık uyumsuzluğu nedeniyle, diğer parçacıklarda anlık dipollere neden olan anlık bir dipol oluşur. Anlık dipollerin hareketi tutarlı hale gelir. Sonuç olarak, komşu parçacıklar karşılıklı çekim yaşarlar. Dağılma etkileşiminin enerjisi, iyonlaşma enerjisine E I ve moleküllerin α polarize edilebilirliğine bağlıdır.

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

Hidrojen bağı değerlik ve moleküller arası etkileşimler arasında bir ara maddedir. Hidrojen bağı enerjisi düşüktür (8-80 kJ/mol), ancak van der Waals etkileşim enerjisinden yüksektir. Hidrojen bağı su, alkoller ve asitler gibi sıvıların karakteristik özelliğidir ve pozitif polarize hidrojen atomundan kaynaklanır. Küçük boyutlar ve iç elektronların yokluğu, herhangi bir bileşikteki sıvıda bulunan bir hidrojen atomunun, kendisine kovalent olarak bağlanmamış başka bir molekülün veya aynı molekülün negatif polarize atomu ile ek etkileşime girmesine izin verir.

A δ- - H δ+…. A δ- - H δ+.

Yani moleküllerin birleşmesi meydana gelir. Moleküllerin birleşmesi uçuculuğun azalmasına, kaynama noktasının ve buharlaşma ısısının artmasına ve sıvıların viskozitesinin ve dielektrik sabitinin artmasına neden olur.

Su, hidrojen bağı için özellikle uygun bir maddedir çünkü molekülünde iki hidrojen atomu ve oksijen atomunda iki yalnız çift bulunur. Bu, molekülün yüksek dipol momentini (μ D = 1,86 D) ve dört hidrojen bağı oluşturma yeteneğini belirler: ikisi proton donörü ve ikisi proton alıcısı olarak.

(H 2 O….N – O…H 2 O) 2 kez.

Üçüncü ve sonraki periyotlardaki elementlerin hidrojen bileşikleri serisindeki moleküler ağırlıktaki değişiklikle kaynama noktasının arttığı deneylerden bilinmektedir. Bu model suya uygulanırsa kaynama noktası 100 0 C değil 280 0 C olmalıdır. Bu çelişki sudaki hidrojen bağının varlığını doğrulamaktadır.

Deneyler, moleküler bağların sıvıda ve özellikle katı suda oluştuğunu göstermiştir. Buzun tetrahedral bir kristal kafesi vardır. Dört yüzlünün merkezinde bir su molekülünün oksijen atomu vardır; dört köşede, en yakın komşularına hidrojen bağlarıyla bağlanan komşu moleküllerin oksijen atomları vardır. Sıvı suda hidrojen bağları kısmen yok edilir ve yapısında moleküler bileşenler ile serbest moleküller arasında dinamik bir denge vardır.

İyonik bağ

(http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm sitesinden materyaller kullanıldı)

İyonik bağlanma, zıt yüklü iyonlar arasındaki elektrostatik çekim yoluyla gerçekleşir. Bu iyonlar elektronların bir atomdan diğerine aktarılması sonucu oluşur. Elektronegatiflikte büyük farklılıklar olan (genellikle Pauling ölçeğinde 1,7'den büyük) atomlar arasında, örneğin alkali metal ve halojen atomları arasında iyonik bir bağ oluşur.

NaCl oluşumu örneğini kullanarak iyonik bir bağın oluşumunu ele alalım.

Atomların elektronik formüllerinden

Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ve

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

Görülüyor ki, dış seviyeyi tamamlamak için bir sodyum atomunun bir elektrondan vazgeçmesi yedi almaktan daha kolaydır; bir klor atomu için bir elektron kazanmak yedi almaktan daha kolaydır. Kimyasal reaksiyonlarda sodyum atomu bir elektron verir ve onu klor atomu alır. Sonuç olarak, sodyum ve klor atomlarının elektron kabukları, soy gazların kararlı elektron kabuklarına dönüştürülür (sodyum katyonunun elektronik konfigürasyonu).

Na + 1s 2 2s 2 2p 6,

ve klor anyonunun elektronik konfigürasyonu

Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).

İyonların elektrostatik etkileşimi bir NaCl molekülünün oluşumuna yol açar.

Kimyasal bağın doğası çoğunlukla maddenin toplanma durumuna ve fiziksel özelliklerine yansır. Sodyum klorür NaCl gibi iyonik bileşikler sert ve refrakterdir çünkü "+" ve "-" iyonlarının yükleri arasında güçlü elektrostatik çekim kuvvetleri vardır.

Negatif yüklü klor iyonu sadece kendi Na+ iyonunu değil, etrafındaki diğer sodyum iyonlarını da çeker. Bu, herhangi bir iyonun yakınında zıt işaretli bir iyonun değil, birkaç iyonun bulunmasına yol açar.

Sodyum klorür NaCl kristalinin yapısı.

Aslında her klor iyonunun çevresinde 6 sodyum iyonu, her sodyum iyonunun çevresinde ise 6 klorür iyonu bulunur. İyonların bu düzenli paketlenmesine iyonik kristal denir. Bir kristalde tek bir klor atomu izole edilirse, onu çevreleyen sodyum atomları arasında klorun reaksiyona girdiğini bulmak artık mümkün değildir.

Elektrostatik kuvvetlerle birbirlerine çekilen iyonlar, dış kuvvetin etkisi veya sıcaklık artışı altında konumlarını değiştirme konusunda son derece isteksizdir. Ancak sodyum klorür eritilir ve vakumda ısıtılmaya devam edilirse buharlaşarak diatomik NaCl molekülleri oluşturur. Bu, kovalent bağlanma kuvvetlerinin hiçbir zaman tamamen kapatılmadığını göstermektedir.

İyonik bağların temel özellikleri ve iyonik bileşiklerin özellikleri

1. İyonik bağ güçlü bir kimyasal bağdır. Bu bağın enerjisi 300 – 700 kJ/mol civarındadır.

2. Kovalent bağdan farklı olarak iyonik bağ yönsüzdür çünkü iyon zıt işaretli iyonları herhangi bir yönde kendine çekebilir.

3. Kovalent bir bağın aksine, iyonik bir bağ doymamıştır, çünkü zıt işaretli iyonların etkileşimi, kuvvet alanlarının karşılıklı olarak tamamen telafi edilmesine yol açmaz.

4. İyonik bağa sahip moleküllerin oluşumu sırasında elektronların tam transferi gerçekleşmez, dolayısıyla doğada yüzde yüz iyonik bağ yoktur. NaCl molekülünde kimyasal bağ yalnızca %80 iyoniktir.

5. İyonik bağa sahip bileşikler, yüksek erime ve kaynama noktalarına sahip kristal katılardır.

6. İyonik bileşiklerin çoğu suda çözünür. İyonik bileşiklerin çözeltileri ve eriyikleri elektrik akımını iletir.

Metal bağlantı

Metal kristalleri farklı şekilde yapılandırılmıştır. Bir parça sodyum metalini incelerseniz görünüşünün sofra tuzundan çok farklı olduğunu göreceksiniz. Sodyum yumuşak bir metaldir, bıçakla kolayca kesilir, çekiçle düzleştirilir, bir kapta alkol lambasında kolayca eritilebilir (erime noktası 97,8 o C). Bir sodyum kristalinde her atom sekiz benzer atomla çevrilidir.

Metalik Na'nın kristal yapısı.

Şekil küpün merkezindeki Na atomunun en yakın 8 komşusunun olduğunu göstermektedir. Ancak kristaldeki diğer atomlar için de aynı şey söylenebilir çünkü hepsi aynı. Kristal, bu şekilde gösterilen "sonsuz" tekrarlanan parçalardan oluşur.

Dış enerji seviyesindeki metal atomları az sayıda değerlik elektronu içerir. Metal atomlarının iyonlaşma enerjisi düşük olduğundan değerlik elektronları bu atomlarda zayıf bir şekilde tutulur. Sonuç olarak metallerin kristal kafesinde pozitif yüklü iyonlar ve serbest elektronlar belirir. Bu durumda, metal katyonları kristal kafesin düğümlerinde bulunur ve elektronlar pozitif merkezler alanında serbestçe hareket ederek "elektron gazı" olarak adlandırılan şeyi oluşturur.

İki katyon arasında negatif yüklü bir elektronun varlığı, her katyonun bu elektronla etkileşime girmesine neden olur.

Böylece, Metalik bağ, metal kristallerindeki pozitif iyonlar arasında, kristal boyunca serbestçe hareket eden elektronların çekilmesiyle oluşan bağdır.

Bir metaldeki değerlik elektronları kristal boyunca eşit olarak dağıldığından, iyonik bağ gibi metalik bir bağ da yönsüz bir bağdır. Kovalent bağın aksine metalik bağ doymamış bir bağdır. Bir metal bağı aynı zamanda kuvveti bakımından da bir kovalent bağdan farklıdır. Metalik bir bağın enerjisi, kovalent bir bağın enerjisinden yaklaşık üç ila dört kat daha azdır.

Elektron gazının yüksek hareketliliği nedeniyle metaller yüksek elektriksel ve termal iletkenliğe sahiptir.

Metal kristali oldukça basit görünse de aslında elektronik yapısı iyonik tuz kristallerininkinden daha karmaşıktır. Metal elemanların dış elektron kabuğunda tam teşekküllü bir "sekizli" kovalent veya iyonik bağ oluşturmak için yeterli elektron yoktur. Bu nedenle gaz halindeki metallerin çoğu tek atomlu moleküllerden (yani birbirine bağlı olmayan bireysel atomlardan) oluşur. Tipik bir örnek cıva buharıdır. Bu nedenle, metal atomları arasındaki metalik bağ yalnızca sıvı ve katı toplanma durumunda meydana gelir.

Metalik bir bağ şu şekilde tarif edilebilir: Ortaya çıkan kristaldeki bazı metal atomları değerlik elektronlarını atomlar arasındaki boşluğa vererek (sodyum için bu...3s1'dir) iyonlara dönüşür. Bir kristaldeki tüm metal atomları aynı olduğundan her birinin değerlik elektronunu kaybetme şansı eşittir.

Yani nötr ve iyonize metal atomları arasındaki elektron aktarımı enerji tüketimi olmadan gerçekleşir. Bu durumda bazı elektronlar daima atomların arasındaki boşlukta “elektron gazı” halinde bulunurlar.

Bu serbest elektronlar öncelikle metal atomlarını birbirlerine belirli bir denge mesafesinde tutarlar.

İkincisi, metallere karakteristik bir “metalik parlaklık” verirler (serbest elektronlar ışık kuantumlarıyla etkileşime girebilir).

Üçüncüsü, serbest elektronlar metallere iyi elektriksel iletkenlik sağlar. Metallerin yüksek termal iletkenliği aynı zamanda atomlar arası boşlukta serbest elektronların varlığıyla da açıklanmaktadır - enerji değişikliklerine kolayca "tepki verirler" ve kristaldeki hızlı transferine katkıda bulunurlar.

Bir metal kristalin elektronik yapısının basitleştirilmiş bir modeli.

******** Örnek olarak metal sodyumu kullanarak, metalik bağın doğasını atomik yörüngelerle ilgili fikirler açısından ele alalım. Diğer birçok metal gibi sodyum atomunun da değerlik elektronları yoktur, ancak serbest değerlik yörüngeleri vardır. Sodyumun tek 3s elektronu, serbest ve yakın enerjili komşu yörüngelerden herhangi birine hareket etme kapasitesine sahiptir. Bir kristaldeki atomlar birbirine yaklaştıkça, komşu atomların dış yörüngeleri üst üste binerek, verilen elektronların kristal boyunca serbestçe hareket etmesine izin verir.

Ancak "elektron gazı" sanıldığı kadar düzensiz değildir. Bir metal kristalindeki serbest elektronlar örtüşen yörüngelerde bulunur ve bir dereceye kadar paylaşılır, kovalent bağlara benzer bir şey oluşturur. Sodyum, potasyum, rubidyum ve diğer metalik S-elementlerin çok az ortak elektronu vardır, dolayısıyla kristalleri kırılgan ve eriyebilirdir. Değerlik elektronlarının sayısı arttıkça metallerin mukavemeti genellikle artar.

Bu nedenle metalik bağlar, atomları dış kabuklarında az sayıda değerlik elektronuna sahip olan elementler tarafından oluşturulma eğilimindedir. Metalik bağı gerçekleştiren bu değerlik elektronları o kadar çok paylaşılır ki metal kristali boyunca hareket edebilir ve metalin yüksek elektrik iletkenliğini sağlar.

NaCl kristali, iyonlar arasındaki boşlukta serbest elektron bulunmadığından elektriği iletmez. Sodyum atomları tarafından bağışlanan tüm elektronlar, klor iyonları tarafından sıkı bir şekilde tutulur. Bu, iyonik kristaller ile metal kristaller arasındaki önemli farklardan biridir.

Metalik bağlanma hakkında artık bildikleriniz çoğu metalin yüksek işlenebilirliğini (sünekliğini) açıklamaya yardımcı olur. Metal ince bir tabaka halinde düzleştirilip tel haline getirilebilir. Gerçek şu ki, bir metal kristalindeki ayrı ayrı atom katmanları birbirini nispeten kolay bir şekilde kaydırabilir: hareketli "elektron gazı", bireysel pozitif iyonların hareketini sürekli olarak yumuşatarak onları birbirlerinden korur.

Elbette sofra tuzu ile böyle bir şey yapılamaz, ancak tuz da kristal bir maddedir. İyonik kristallerde değerlik elektronları atomun çekirdeğine sıkı bir şekilde bağlıdır. Bir iyon katmanının diğerine göre kayması, aynı yüke sahip iyonları birbirine yaklaştırır ve aralarında güçlü bir itmeye neden olur, bu da kristalin tahrip olmasına neden olur (NaCl kırılgan bir maddedir).

İyonik bir kristalin katmanlarının kayması, benzer iyonlar arasında büyük itme kuvvetlerinin ortaya çıkmasına ve kristalin tahrip olmasına neden olur.

Navigasyon

• Bir maddenin niceliksel özelliklerine dayalı birleşik problemleri çözme
• Problem çözme. Maddelerin bileşiminin değişmezlik yasası. Bir maddenin “molar kütlesi” ve “kimyasal miktarı” kavramlarını kullanarak hesaplamalar