Öğretmenler için ders
Kimyasal bir bağ (bundan sonra bağ olarak anılacaktır), iki veya daha fazla atomun etkileşimi olarak tanımlanabilir, bunun sonucunda kimyasal olarak kararlı bir çok atomlu mikro sistem (molekül, kristal, kompleks vb.) oluşur.
Bağlanma doktrini, modern kimyada merkezi bir yere sahiptir, çünkü kimya, izole edilmiş atomun bittiği ve molekülün başladığı yerde başlar. Esasında maddelerin tüm özellikleri, içindeki bağların özellikleri tarafından belirlenir. Kimyasal bağ ile atomlar arasındaki diğer etkileşim türleri arasındaki temel fark, oluşumunun, orijinal atomlara kıyasla moleküldeki elektronların durumundaki bir değişiklik tarafından belirlenmesidir.
İletişim teorisi bir dizi soruya yanıt vermelidir. Moleküller neden oluşur? Neden bazı atomlar etkileşirken diğerleri etkileşmiyor? Atomlar neden belirli oranlarda birleşir? Atomlar neden uzayda belirli bir şekilde düzenlenmiştir? Ve son olarak bağ enerjisini, uzunluğunu ve diğer niceliksel özelliklerini hesaplamak gerekir. Teorik kavramların deneysel verilere uygunluğu teorinin doğruluğu için bir kriter olarak değerlendirilmelidir.
İletişimi tanımlamanın, sorulan soruları yanıtlamanıza olanak tanıyan iki ana yöntemi vardır. Bunlar değerlik bağları (BC) ve moleküler yörüngeler (MO) yöntemleridir. İlki daha görsel ve basittir. İkincisi daha katı ve evrenseldir. Daha fazla netlik nedeniyle burada odak noktası BC yöntemi olacaktır.
Kuantum mekaniği, bağlantıyı en genel yasalara dayanarak tanımlamamıza olanak tanır. Beş tür bağ olmasına rağmen (kovalent, iyonik, metalik, hidrojen ve moleküller arası bağ), bağ doğası gereği tekdüzedir ve türleri arasındaki farklar görecelidir. İletişimin özü Coulomb etkileşiminde, karşıtların birliğinde - çekim ve itmededir. İletişimin türlere ayrılması ve onu tanımlama yöntemlerindeki farklılık, iletişimin çeşitliliğini değil, bilimin gelişiminin şu anki aşamasında bu konuda bilgi eksikliğini gösterir.
Bu derste kimyasal bağ enerjisi, kovalent bağların kuantum mekaniksel modeli, kovalent bağ oluşumunun değişim ve verici-alıcı mekanizmaları, atomik uyarılma, bağ çokluğu, atomik yörüngelerin hibridizasyonu, elementlerin elektronegatifliği ve kovalent bağ polaritesi, kavram gibi konular ele alınacaktır. Moleküler yörünge yöntemi, kristallerdeki kimyasal bağlar.
Kimyasal bağ enerjisi
En az enerji ilkesine göre bir molekülün iç enerjisi, onu oluşturan atomların iç enerjilerinin toplamına göre azalmalıdır. Bir molekülün iç enerjisi, her elektronun her çekirdekle, her elektronun diğer elektronla ve her çekirdeğin diğer çekirdekle etkileşim enerjilerinin toplamını içerir. Çekim, itmeye üstün gelmelidir.
Bir bağın en önemli özelliği onun gücünü belirleyen enerjidir. Bir bağın kuvvetinin ölçüsü, hem onu kırmak için harcanan enerji miktarı (bağ ayrışma enerjisi) hem de tüm bağlar toplandığında temel atomlardan bir molekülün oluşma enerjisini veren değer olabilir. Bir bağı kırma enerjisi her zaman pozitiftir. Bağ oluşumunun enerjisi büyüklük olarak aynıdır ancak negatif işarete sahiptir.
İki atomlu bir molekül için bağlanma enerjisi sayısal olarak molekülün atomlara ayrışma enerjisine ve molekülün atomlardan oluşma enerjisine eşittir. Örneğin bir HBr molekülündeki bağlanma enerjisi, H + Br = HBr sürecinde açığa çıkan enerji miktarına eşittir. HBr'nin bağlanma enerjisinin, gaz halindeki moleküler hidrojen ve sıvı bromdan HBr oluşumu sırasında açığa çıkan enerji miktarından daha büyük olduğu açıktır:
1/2Н 2 (g.) + 1/2Вr 2 (l.) = НBr (g.),
1/2 mol Br2'nin buharlaşma enerji değeri ve 1/2 mol H2 ve 1/2 mol Br2'nin serbest atomlara ayrışmasının enerji değeri üzerinde.
Bir hidrojen molekülü örneğini kullanarak değerlik bağı yöntemini kullanan bir kovalent bağın kuantum mekanik modeli
1927'de Alman fizikçiler W. Heitler ve F. London tarafından hidrojen molekülü için Schrödinger denklemi çözüldü. Bu, iletişim sorunlarını çözmek için kuantum mekaniğini uygulayan ilk başarılı girişimdi. Çalışmaları değerlik bağları veya değerlik şemaları (VS) yönteminin temellerini attı.
Hesaplama sonuçları, atomlar arasındaki etkileşim kuvvetlerinin (Şekil 1, a) ve sistemin enerjisinin (Şekil 1, b) hidrojen atomlarının çekirdekleri arasındaki mesafeye bağımlılığı şeklinde grafiksel olarak sunulabilir. Hidrojen atomlarından birinin çekirdeğini koordinatların başlangıç noktasına yerleştireceğiz ve ikincinin çekirdeğini apsis ekseni boyunca birinci hidrojen atomunun çekirdeğine yaklaştıracağız. Elektron dönüşleri antiparalel ise, çekici kuvvetler (bkz. Şekil 1, a, eğri I) ve itici kuvvetler (eğri II) artacaktır. Bu kuvvetlerin sonucu eğri III ile temsil edilir. İlk başta çekim kuvvetleri, daha sonra itme kuvvetleri baskın olur. Çekirdekler arasındaki mesafe r 0 = 0,074 nm'ye eşit olduğunda çekici kuvvet, itici kuvvetle dengelenir. Kuvvet dengesi sistemin minimum enerjisine (bkz. Şekil 1, b, eğri IV) ve dolayısıyla en kararlı duruma karşılık gelir. "Potansiyel kuyusunun" derinliği, mutlak sıfırdaki H2 molekülündeki E 0 H–H bağ enerjisini temsil eder. 458 kJ/mol'dür. Bununla birlikte, gerçek sıcaklıklarda bağ kırılması, 298 K'de (25 ° C) 435 kJ/mol'e eşit olan biraz daha az enerji E H–H gerektirir. H2 molekülündeki bu enerjiler arasındaki fark, hidrojen atomlarının titreşim enerjisidir (E coll = E 0 H–H – E H–H = 458 – 435 = 23 kJ/mol).
Pirinç. 1. Atomlar (a) ile sistemin enerjisi (b) arasındaki etkileşim kuvvetlerinin bağımlılığı
H2 molekülündeki atomların çekirdekleri arasındaki mesafe hakkında
Paralel spinli elektronları içeren iki hidrojen atomu birbirine yaklaştığında sistemin enerjisi sürekli olarak artar (bkz. Şekil 1, b, eğri V) ve bir bağ oluşmaz.
Böylece kuantum mekaniksel hesaplama bağlantının niceliksel bir açıklamasını sağladı. Bir çift elektronun zıt spinleri varsa, elektronlar her iki çekirdeğin alanında hareket eder. Çekirdekler arasında yüksek yoğunluklu elektron bulutu olan bir alan belirir - pozitif yüklü çekirdekleri çeken aşırı negatif yük. Kuantum mekaniği hesaplamasından BC yönteminin temelini oluşturan hükümleri takip edin:
1. Bağlantının nedeni çekirdek ve elektronların elektrostatik etkileşimidir.
2. Bağ, antiparalel spinlere sahip bir elektron çifti tarafından oluşturulur.
3. Bağ doygunluğu elektron çiftlerinin oluşumundan kaynaklanmaktadır.
4. Bağlantının gücü elektron bulutlarının örtüşme derecesi ile orantılıdır.
5. Bağlantının yönlülüğü, maksimum elektron yoğunluğu bölgesindeki elektron bulutlarının örtüşmesinden kaynaklanmaktadır.
BC yöntemini kullanarak kovalent bağ oluşumunun değişim mekanizması. Kovalent bağların yönlülüğü ve doygunluğu
BC yönteminin en önemli kavramlarından biri değerliktir. BC yönteminde değerliğin sayısal değeri, bir atomun diğer atomlarla oluşturduğu kovalent bağların sayısına göre belirlenir.
H2 molekülü için, bağ oluşmadan önce farklı atomlara ait olan antiparalel spinli bir çift elektronun bağ oluşturması için düşünülen mekanizmaya değişim denir. Yalnızca değişim mekanizması dikkate alınırsa, bir atomun değeri eşleşmemiş elektronların sayısına göre belirlenir.
H2'den daha karmaşık moleküller için hesaplama ilkeleri değişmeden kalır. Bir bağın oluşumu, bir çift elektronun zıt spinlerle, ancak aynı işaretin toplanmış dalga fonksiyonlarıyla etkileşiminden kaynaklanır. Bunun sonucu, örtüşen elektron bulutları ve çekirdeklerin büzülmesi bölgesindeki elektron yoğunluğunun artmasıdır. Örneklere bakalım.
Flor molekülünde F2 bağı, flor atomlarının 2p yörüngeleri tarafından oluşturulur:
Elektron bulutunun en yüksek yoğunluğu simetri ekseni yönünde 2p yörüngesine yakındır. Flor atomunun eşleşmemiş elektronları 2p x yörüngelerinde ise bağ x ekseni yönünde oluşur (Şekil 2). 2p y ve 2p z yörüngeleri, bağ oluşumunda yer almayan yalnız elektron çiftleri içerir (Şekil 2'de gölgelendirilmiştir). Aşağıda bu tür yörüngeleri tasvir etmeyeceğiz.
Pirinç. 2. F2 molekülünün oluşumu
Hidrojen florür molekülü HF'de bağ, hidrojen atomunun 1s yörüngesi ve flor atomunun 2p x yörüngesi tarafından oluşturulur:
Bu moleküldeki bağın yönü, flor atomunun 2 piksellik yörüngesinin yönelimi ile belirlenir (Şekil 3). Örtüşme x simetri ekseni yönünde meydana gelir. Diğer herhangi bir örtüşme seçeneği enerji açısından daha az elverişlidir.
Pirinç. 3. HF molekülünün oluşumu
Daha karmaşık d- ve f-orbitalleri aynı zamanda simetri eksenleri boyunca maksimum elektron yoğunluğunun yönleriyle de karakterize edilir.
Dolayısıyla yönsellik, kovalent bir bağın temel özelliklerinden biridir.
Bağın yönü, hidrojen sülfür molekülü H2S örneğiyle iyi bir şekilde gösterilmiştir:
Kükürt atomunun değerlik 3p yörüngelerinin simetri eksenleri karşılıklı olarak dik olduğundan, H2S molekülünün S-H bağları arasında 90°'lik bir açıya sahip bir köşe yapısına sahip olması beklenmelidir (Şekil 4). Aslında açı hesaplanana yakındır ve 92°'ye eşittir.
Pirinç. 4. H2S molekülünün oluşumu
Açıkçası, kovalent bağların sayısı, bağları oluşturan elektron çiftlerinin sayısını aşamaz. Bununla birlikte, kovalent bağın bir özelliği olarak doygunluk aynı zamanda, eğer bir atom belirli sayıda eşlenmemiş elektrona sahipse, o zaman bunların hepsinin kovalent bağ oluşumuna katılması gerektiği anlamına gelir.
Bu özellik en az enerji prensibi ile açıklanmaktadır. Oluşan her ilave bağ ile ilave enerji açığa çıkar. Bu nedenle tüm değerlik olasılıkları tam olarak gerçekleştirilir.
Gerçekte, kararlı molekül H2S'dir, gerçekleşmemiş bir bağın bulunduğu H2S değil (eşleşmemiş elektron bir nokta ile gösterilir). Eşlenmemiş elektron içeren parçacıklara serbest radikal denir. Son derece reaktiftirler ve doymuş bağlar içeren bileşikler oluşturmak üzere reaksiyona girerler.
Atomların uyarılması
Periyodik tablonun 2. ve 3. periyotlarındaki bazı elementlerin değişim mekanizmasına göre değerlik olasılıklarını ele alalım.
Dış kuantum seviyesindeki berilyum atomu iki eşleştirilmiş 2s elektronu içerir. Eşlenmemiş elektron bulunmadığından berilyumun değerliği sıfır olmalıdır. Ancak bileşiklerde iki değerlidir. Bu, iki 2s elektronundan birinin 2p alt düzeyine geçişinden oluşan atomun uyarılmasıyla açıklanabilir:
Bu durumda, 2p ve 2s alt seviyelerinin enerjileri arasındaki farka karşılık gelen uyarılma enerjisi E* harcanır.
Bir bor atomu uyarıldığında değeri 1'den 3'e çıkar:
ve karbon atomu 2'den 4'e kadardır:
İlk bakışta uyarılmanın en az enerji ilkesiyle çeliştiği görülebilir. Bununla birlikte, uyarılmanın bir sonucu olarak, enerjinin açığa çıkması nedeniyle yeni, ek bağlantılar ortaya çıkar. Eğer açığa çıkan bu ek enerji, uyarılma için harcanan enerjiden daha büyükse, en az enerji ilkesi sonuçta karşılanmış olur. Örneğin bir CH4 metan molekülünde ortalama C-H bağ enerjisi 413 kJ/mol'dür. Uyarılma için harcanan enerji E* = 402 kJ/mol'dür. İki ek bağın oluşmasından kaynaklanan enerji kazancı:
D E = E ek ışık – E* = 2,413 – 402 = 424 kJ/mol.
En az enerji ilkesine uyulmazsa, yani E add.st.< Е*, то возбуждение не происходит. Так, энергетически невыгодным оказывается возбуждение атомов элементов 2-го периода за счет перехода электронов со второго на третий квантовый уровень.
Örneğin oksijen yalnızca bu nedenle iki değerlidir. Bununla birlikte, oksijenin elektronik analoğu - kükürt - daha büyük valans kapasitesine sahiptir, çünkü üçüncü kuantum seviyesi bir 3d alt seviyesine sahiptir ve 3s, 3p ve 3d alt seviyeleri arasındaki enerji farkı, ikinci ve üçüncü kuantum seviyeleri arasındakinden kıyaslanamayacak kadar küçüktür. oksijen atomu:
Aynı nedenden dolayı, 3. periyodun elementleri - fosfor ve klor - 2. periyottaki elektronik analoglarının - nitrojen ve florin aksine - değişken değerlik sergiler. İlgili alt seviyeye uyarılma, 3. ve sonraki periyotlardaki VIIIa grubu elementlerinin kimyasal bileşiklerinin oluşumunu açıklayabilir. Dış kuantum düzeyi tamamlanmış olan helyum ve neonda (1. ve 2. periyotlar) hiçbir kimyasal bileşik bulunmamıştır ve bunlar gerçek anlamda inert olan tek gazlardır.
Kovalent bağ oluşumunun donör-alıcı mekanizması
Bir bağ oluşturan antiparalel spinlere sahip bir elektron çifti, yalnızca her iki atomdan elektronların katılımını içeren değişim mekanizmasıyla değil, aynı zamanda donör-alıcı adı verilen başka bir mekanizmayla da elde edilebilir: bir atom (donör), yalnız bir çift sağlar bağın oluşumu için elektronların sayısı ve diğeri (alıcı) boş kuantum hücresidir:
Her iki mekanizma için de sonuç aynıdır. Çoğunlukla bağ oluşumu her iki mekanizmayla da açıklanabilir. Örneğin, bir HF molekülü, yukarıda gösterildiği gibi değişim mekanizmasına göre atomlardan yalnızca gaz fazında değil (bkz. Şekil 3), aynı zamanda donöre göre H + ve F – iyonlarından sulu bir çözelti içinde de elde edilebilir. -alıcı mekanizması:
Hiç şüphe yok ki, farklı mekanizmalarla üretilen moleküller birbirinden ayırt edilemez; bağlantılar tamamen eşdeğerdir. Bu nedenle donör-alıcı etkileşimini özel bir bağ türü olarak ayırt etmek değil, bunu yalnızca kovalent bağ oluşumu için özel bir mekanizma olarak düşünmek daha doğrudur.
Bağ oluşumu mekanizmasını tam olarak donör-alıcı mekanizmasına göre vurgulamak istediklerinde, yapısal formüllerde donörden alıcıya doğru bir okla gösterilir (D)® A). Diğer durumlarda, böyle bir bağlantı izole değildir ve değişim mekanizmasında olduğu gibi bir çizgi ile gösterilir: D–A.
Reaksiyonla oluşan amonyum iyonundaki bağlar: NH3 + H+ = NH4+,
aşağıdaki şema ile ifade edilir:
NH4+'nın yapısal formülü şu şekilde temsil edilebilir:
.
Dört bağlantının tamamının deneysel olarak belirlenmiş eşdeğerliğini yansıttığı için ikinci notasyon biçimi tercih edilir.
Verici-alıcı mekanizması tarafından kimyasal bir bağın oluşması, atomların değerlik yeteneklerini genişletir: değerlik yalnızca eşleşmemiş elektronların sayısıyla değil aynı zamanda bağların oluşumunda yer alan yalnız elektron çiftlerinin ve boş kuantum hücrelerinin sayısıyla da belirlenir. . Yani verilen örnekte nitrojenin değerliği dörttür.
Verici-alıcı mekanizması, BC yöntemini kullanarak karmaşık bileşiklerdeki bağlanmayı tanımlamak için başarıyla kullanılmıştır.
İletişimin çokluğu. kum p -Bağlantılar
İki atom arasındaki bağlantı yalnızca bir tane tarafından değil aynı zamanda birkaç elektron çifti tarafından da gerçekleştirilebilir. Kovalent bağın özelliklerinden biri olan BC yöntemindeki çokluğu belirleyen, bu elektron çiftlerinin sayısıdır. Örneğin, etan molekülü C2H6'da karbon atomları arasındaki bağ tektir (tek), etilen molekülü C2H4'te çifttir ve asetilen molekülü C2H2'de üçlüdür. Bu moleküllerin bazı özellikleri tabloda verilmiştir. 1.
Tablo 1
Çokluğuna bağlı olarak C atomları arasındaki bağ parametrelerindeki değişiklikler
Tahvil çokluğu arttıkça, tahmin edileceği üzere uzunluğu kısalır. Bağ çokluğu ayrık olarak, yani tamsayı sayıda artar; bu nedenle, eğer tüm bağlar aynı olsaydı, enerji de karşılık gelen sayıda artar. Ancak tablodan da anlaşılacağı üzere. Şekil 1'de bağlanma enerjisi çokluğa göre daha yavaş artar. Sonuç olarak bağlantılar eşit değildir. Bu, yörüngelerin örtüştüğü geometrik yollardaki farklılıklarla açıklanabilir. Şimdi bu farklılıklara bakalım.
Atom çekirdeğinden geçen bir eksen boyunca elektron bulutlarının üst üste binmesiyle oluşan bağa denir. s-bağı.
Eğer s-orbital bağda yer alıyorsa, o zaman yalnızca S - bağlantı (Şekil 5, a, b, c). Yunanca s harfi Latince s ile eş anlamlı olduğundan adını buradan almıştır.
P-orbital (Şekil 5, b, d, e) ve d-orbital (Şekil 5, c, e, f) bir bağ oluşumuna katıldığında, s-tipi örtüşme yönünde meydana gelir. Enerji açısından en uygun olan, elektron bulutlarının en yüksek yoğunluğu. Bu nedenle bağlantı kurulurken her zaman ilk olarak bu yöntem uygulanır. Bu nedenle, bağlantı tek ise bu zorunludur S - bağlantı birden fazlaysa bağlantılardan biri kesinlikle s-bağlantısı.
Pirinç. 5. S-bağ örnekleri
Ancak geometrik değerlendirmelerden iki atom arasında yalnızca bir tane olabileceği açıktır. S -bağlantı. Çoklu bağlarda, ikinci ve üçüncü bağların üst üste binen elektron bulutlarından oluşan farklı bir geometrik yöntemle oluşturulması gerekir.
Atom çekirdeğinden geçen bir eksenin her iki tarafındaki elektron bulutlarının üst üste binmesiyle oluşan bağa ne ad verilir? p-bağı. Örnekler p -bağlantılar Şekil 2'de gösterilmektedir. 6. Bu tür bir örtüşme, enerji açısından daha az elverişlidir. S -tip. Elektron bulutlarının daha düşük elektron yoğunluğuna sahip çevresel kısımları tarafından gerçekleştirilir. Bağlantının çokluğunun artması, bağlantının oluşması anlamına gelir. P -Enerjisi daha düşük olan bağlar S - iletişim. Çokluktaki artışa kıyasla bağlanma enerjisindeki doğrusal olmayan artışın nedeni budur.
Pirinç. 6. p-bağ örnekleri
N2 molekülünde bağ oluşumunu ele alalım. Bilindiği gibi moleküler nitrojen kimyasal olarak oldukça inerttir. Bunun nedeni çok güçlü bir NєN üçlü bağının oluşmasıdır:
Elektron bulutlarının örtüşmesinin bir diyagramı Şekil 2'de gösterilmektedir. 7. Bağlardan biri (2рх–2рх) s tipine göre oluşur. Diğer ikisi (2рz–2рz, 2рy–2рy) p tipidir. Şekli karmaşıklaştırmamak için 2py bulutlarının üst üste binmesinin görüntüsü ayrı ayrı gösterilmiştir (Şekil 7, b). Genel resmi elde etmek için, Şekil. 7, a ve 7, b birleştirilmelidir.
İlk bakışta öyle görünebilir S -bağ, atomların yaklaşımını sınırlayarak yörüngelerin örtüşmesine izin vermez P -tip. Ancak yörüngenin görüntüsü elektron bulutunun yalnızca belirli bir kısmını (%90) içermektedir. Örtüşme, böyle bir görüntünün dışında bulunan çevresel bir bölge ile meydana gelir. Elektron bulutunun büyük bir kısmını (örneğin %95) içeren yörüngeleri hayal edersek, bunların örtüşmesi açıkça ortaya çıkar (bkz. Şekil 7a'daki kesikli çizgiler).
Pirinç. 7. N2 molekülünün oluşumu
Devam edecek
V.I.
Moskova profesörü
Devlet Açık Üniversitesi
Bağlantı uzunluğu - nükleer mesafe. Bu mesafe ne kadar kısa olursa kimyasal bağ o kadar güçlü olur. Bir bağın uzunluğu onu oluşturan atomların yarıçapına bağlıdır: atomlar ne kadar küçükse aralarındaki bağ da o kadar kısa olur. Örneğin, H-O bağ uzunluğu H-N bağ uzunluğundan daha kısadır (daha az oksijen atomu değişimi nedeniyle).
İyonik bağ, polar kovalent bağın aşırı bir örneğidir.
Metal bağlantı.
Bu tür bir bağlantının oluşmasının ön koşulu:
1) atomların dış seviyelerinde nispeten az sayıda elektronun varlığı;
2) metal atomlarının dış seviyelerinde boş (boş yörüngeler) varlığı
3) nispeten düşük iyonlaşma enerjisi.
Örnek olarak sodyum kullanarak bir metal bağının oluşumunu ele alalım. 3s alt seviyesinde bulunan sodyumun değerlik elektronu, dış katmanın boş yörüngeleri boyunca nispeten kolay bir şekilde hareket edebilir: 3p ve 3d boyunca. Bir kristal kafesin oluşması sonucu atomlar birbirine yaklaştığında, elektronların bir yörüngeden diğerine serbestçe hareket etmesi nedeniyle komşu atomların değerlik yörüngeleri örtüşür ve metal kristalin TÜM atomları arasında bir bağ oluşur.
Kristal kafesin düğümlerinde pozitif yüklü metal iyonları ve atomları vardır ve bunların arasında kristal kafes boyunca serbestçe hareket edebilen elektronlar vardır. Bu elektronlar metalin tüm atom ve iyonlarında ortak hale gelir ve "elektron gazı" olarak adlandırılır. Metal kristal kafesindeki tüm pozitif yüklü metal iyonları ile serbest elektronlar arasındaki bağlantıya denir. metal bağı.
Metalik bir bağın varlığı metallerin ve alaşımların fiziksel özelliklerini belirler: sertlik, elektriksel iletkenlik, termal iletkenlik, işlenebilirlik, süneklik, metalik parlaklık. Serbest elektronlar ısı ve elektrik taşıyabilir, dolayısıyla metalleri metal olmayanlardan ayıran temel fiziksel özelliklerin, yani yüksek elektrik ve termal iletkenliğin nedenidirler.
Hidrojen bağı.
Hidrojen bağı Hidrojen içeren moleküller ile EO değeri yüksek (oksijen, flor, nitrojen) atomlar arasında meydana gelir. H-O, H-F, H-N kovalent bağları oldukça polardır, bu nedenle hidrojen atomunda aşırı pozitif yük ve karşı kutuplarda aşırı negatif yük birikmektedir. Zıt yüklü kutuplar arasında elektrostatik çekim kuvvetleri ortaya çıkar - hidrojen bağları.
Hidrojen bağları moleküller arası veya molekül içi olabilir. Bir hidrojen bağının enerjisi, geleneksel bir kovalent bağın enerjisinden yaklaşık on kat daha azdır, ancak yine de hidrojen bağları birçok fizikokimyasal ve biyolojik süreçte önemli bir rol oynar. Özellikle DNA molekülleri, iki nükleotid zincirinin hidrojen bağlarıyla bağlandığı çift sarmallardır. Su ve hidrojen florür molekülleri arasındaki moleküller arası hidrojen bağları aşağıdaki gibi (noktalarla) gösterilebilir:
Hidrojen bağına sahip maddelerin moleküler kristal kafesleri vardır. Hidrojen bağının varlığı moleküler bağların oluşmasına ve bunun sonucunda erime ve kaynama noktalarının artmasına neden olur.
Listelenen ana kimyasal bağ türlerine ek olarak, herhangi bir molekül arasında yeni kimyasal bağların kopmasına veya oluşmasına yol açmayan evrensel etkileşim kuvvetleri de vardır. Bu etkileşimlere van der Waals kuvvetleri denir. Belirli bir maddenin (veya çeşitli maddelerin) moleküllerinin sıvı ve katı toplanma hallerinde birbirlerine olan çekiciliğini belirlerler.
Farklı kimyasal bağ türleri, farklı türdeki kristal kafeslerin (tablo) varlığını belirler.
Moleküllerden oluşan maddeler moleküler yapı. Bu maddeler tüm gazları, sıvıları ve ayrıca iyot gibi moleküler kristal kafesli katıları içerir. Atomik, iyonik veya metal kafesli katılar moleküler olmayan yapı, molekülleri yoktur.
Masa
| Kristal kafesin özelliği | Kafes tipi | |||
| Moleküler | İyonik | Nükleer | maden | |
| Kafes düğümlerindeki parçacıklar | Moleküller | Katyonlar ve anyonlar | Atomlar | Metal katyonları ve atomları |
| Parçacıklar arasındaki bağlantının doğası | Moleküller arası etkileşim kuvvetleri (hidrojen bağları dahil) | İyonik bağlar | Kovalent bağlar | Metal bağlantı |
| Bağ gücü | Zayıf | Dayanıklı | Çok dayanıklı | Çeşitli güçlü yönler |
| Maddelerin ayırt edici fiziksel özellikleri | Düşük erime veya süblimleşme, düşük sertlik, çoğu suda çözünür | Refrakter, sert, kırılgan, suda çok çözünür. Çözeltiler ve eriyikler elektrik akımını iletir | Çok refrakter, çok sert, suda hemen hemen çözünmez | Yüksek elektriksel ve termal iletkenlik, metalik parlaklık, süneklik. |
| Madde örnekleri | Basit maddeler - metal olmayanlar (katı halde): Cl 2, F2, Br2, O2, O3, P4, kükürt, iyot (silikon, elmas, grafit hariç); metal olmayan atomlardan oluşan karmaşık maddeler (amonyum tuzları hariç): su, kuru buz, asitler, metal olmayan halojenürler: PCl 3, SiF 4, CBr 4, SF 6, organik maddeler: hidrokarbonlar, alkoller, fenoller, aldehitler, vb. . | Tuzlar: sodyum klorür, baryum nitrat, vb.; alkaliler: potasyum hidroksit, kalsiyum hidroksit, amonyum tuzları: NH4Cl, NH4NO3 vb., metal oksitler, nitrürler, hidritler vb. (metallerin metal olmayan bileşikleri) | Elmas, grafit, silikon, bor, germanyum, silikon oksit (IV) - silika, SiC (karborundum), siyah fosfor (P). | Bakır, potasyum, çinko, demir ve diğer metaller |
| Maddelerin erime ve kaynama noktalarına göre karşılaştırılması. | ||||
| Moleküller arası etkileşimin zayıf kuvvetleri nedeniyle, bu tür maddeler en düşük erime ve kaynama noktalarına sahiptir. Ayrıca maddenin moleküler ağırlığı ne kadar büyük olursa, t 0 pl de o kadar yüksek olur. var. İstisnalar, molekülleri hidrojen bağları oluşturabilen maddelerdir. Örneğin HF'nin t0 pl'si HCl'den daha yüksektir. | Maddelerin t 0 pl. değeri yüksektir, ancak atomik kafese sahip maddelerden daha düşüktür. Kafes bölgelerinde bulunan iyonların yükleri ne kadar yüksek olursa ve aralarındaki mesafe ne kadar kısa olursa, maddenin erime noktası da o kadar yüksek olur. Örneğin, t 0 pl. CaF2 t 0 pl'den yüksektir. KF. | En yüksek t 0 pl değerine sahiptirler. Kafesteki atomlar arasındaki bağ ne kadar güçlü olursa, t 0 pl o kadar yüksek olur. maddeye sahiptir. Örneğin Si'nin t0 pl'si C'den daha düşüktür. | Metallerin farklı sıcaklık değerleri vardır: cıva için -37 0 C'den tungsten için 3360 0 C'ye kadar. |
Kimyasal bağ
Kimyasal parçacıkların (atomlar, moleküller, iyonlar vb.) maddeler halinde birleşmesine yol açan tüm etkileşimler, kimyasal bağlara ve moleküller arası bağlara (moleküller arası etkileşimler) ayrılır.
Kimyasal bağlar- doğrudan atomlar arasında bağlar. İyonik, kovalent ve metalik bağlar vardır.
Moleküller arası bağlar- moleküller arasındaki bağlantılar. Bunlar hidrojen bağları, iyon-dipol bağları (bu bağın oluşumu nedeniyle, örneğin iyonların bir hidrasyon kabuğunun oluşumu meydana gelir), dipol-dipol (bu bağın oluşumu nedeniyle, polar maddelerin molekülleri birleştirilir) , örneğin sıvı asetonda) vb.
iyonik bağ- Zıt yüklü iyonların elektrostatik çekimi nedeniyle oluşan kimyasal bir bağ. İkili bileşiklerde (iki elementin bileşikleri), bağlı atomların boyutları birbirinden büyük ölçüde farklı olduğunda oluşur: bazı atomlar büyük, diğerleri küçüktür - yani, bazı atomlar kolayca elektronlardan vazgeçerken diğerleri elektron kabul etme eğilimindedir. bunlar (genellikle bunlar tipik metalleri oluşturan elementlerin atomları ve tipik ametalleri oluşturan elementlerin atomlarıdır); bu tür atomların elektronegatifliği de çok farklıdır.
İyonik bağ yönsüzdür ve doyurulamaz.
Kovalent bağ- ortak bir elektron çiftinin oluşması nedeniyle oluşan kimyasal bir bağ. Aynı veya benzer yarıçapa sahip küçük atomlar arasında kovalent bir bağ oluşur. Gerekli bir koşul, her iki bağlı atomda (değişim mekanizması) eşleşmemiş elektronların veya bir atomda yalnız bir çift ve diğerinde serbest bir yörüngenin (verici-alıcı mekanizması) bulunmasıdır:
| A) | H· + ·H H:H | H-H | H2 | (paylaşılan bir çift elektron; H tek değerlidir); |
| B) | NN | N 2 | (paylaşılan üç elektron çifti; N üç değerlidir); | |
| V) | H-F | HF | (paylaşılan bir çift elektron; H ve F tek değerlidir); | |
| G) | NH4+ | (paylaşılan dört elektron çifti; N dört değerliktir) |
- Paylaşılan elektron çiftlerinin sayısına bağlı olarak kovalent bağlar ikiye ayrılır:
- basit (tek)- bir çift elektron,
- çift- iki çift elektron,
- üçlüler- üç çift elektron.
İkili ve üçlü bağlara çoklu bağ denir.
Bağlanan atomlar arasındaki elektron yoğunluğunun dağılımına göre bir kovalent bağ ikiye ayrılır: kutupsal olmayan Ve kutupsal. Aynı atomlar arasında polar olmayan bir bağ, farklı atomlar arasında ise polar bir bağ oluşur.
Elektronegatiflik- Bir maddedeki bir atomun ortak elektron çiftlerini çekme yeteneğinin ölçüsü.
Polar bağların elektron çiftleri daha elektronegatif elementlere doğru kaydırılır. Elektron çiftlerinin yer değiştirmesine bağ polarizasyonu denir. Polarizasyon sırasında oluşan kısmi (fazla) yükler + ve - ile gösterilir, örneğin: .
Elektron bulutlarının ("orbitaller") örtüşmesinin doğasına bağlı olarak, bir kovalent bağ -bağ ve -bağ olarak ikiye ayrılır.
-Elektron bulutlarının doğrudan örtüşmesi nedeniyle bir bağ oluşur (atom çekirdeğini birleştiren düz çizgi boyunca), -yanal örtüşme nedeniyle bir bağ oluşur (atom çekirdeğinin bulunduğu düzlemin her iki tarafında).
Kovalent bir bağ yönlü ve doyurulabilir olmasının yanı sıra polarize edilebilir.
Hibridizasyon modeli, kovalent bağların karşılıklı yönünü açıklamak ve tahmin etmek için kullanılır.
Atomik yörüngelerin ve elektron bulutlarının melezleşmesi- Atomik yörüngelerin enerji açısından sözde hizalanması ve bir atom kovalent bağlar oluşturduğunda elektron bulutlarının şekli.
En yaygın üç hibridizasyon türü şunlardır: sp-, sp 2 ve sp 3 -hibridizasyon. Örneğin:
sp-hibridizasyon - C2H2, BeH2, C02 moleküllerinde (doğrusal yapı);
sp 2-hibridizasyon - C2H4, C6H6, BF3 moleküllerinde (düz üçgen şekli);
sp 3-hibridizasyon - CCl 4, SiH4, CH4 moleküllerinde (dört yüzlü form); NH3 (piramidal şekil); H 2 O (açısal şekil).
Metal bağlantı- Bir metal kristalinin tüm bağlı atomlarının değerlik elektronlarının paylaşılmasıyla oluşan kimyasal bir bağ. Sonuç olarak, elektrik voltajının etkisi altında kolayca hareket eden kristalin tek bir elektron bulutu oluşur - dolayısıyla metallerin yüksek elektrik iletkenliği.
Bağlanan atomlar büyük olduğunda ve dolayısıyla elektron verme eğiliminde olduğunda metalik bir bağ oluşur. Metalik bağı olan basit maddeler metallerdir (Na, Ba, Al, Cu, Au, vb.), karmaşık maddeler ise intermetalik bileşiklerdir (AlCr 2, Ca2 Cu, Cu 5 Zn 8, vb.).
Metal bağının yönlülüğü veya doygunluğu yoktur. Ayrıca metal eriyiklerinde de korunur.
Hidrojen bağı- yüksek derecede elektronegatif bir atomdan bir çift elektronun, büyük pozitif kısmi yüke sahip bir hidrojen atomu tarafından kısmi kabulü nedeniyle oluşan moleküller arası bir bağ. Bir molekülün yalnız bir çift elektrona ve yüksek elektronegatifliğe (F, O, N) sahip bir atom içerdiği ve diğerinin, bu tür atomlardan birine oldukça polar bir bağla bağlanmış bir hidrojen atomu içerdiği durumlarda oluşur. Moleküller arası hidrojen bağlarına örnekler:
H—O—H OH 2 , H—O—H NH3 , H—O—H F—H, H—F H—F.
Molekül içi hidrojen bağları polipeptitlerin, nükleik asitlerin, proteinlerin vb. moleküllerinde bulunur.
Herhangi bir bağın kuvvetinin ölçüsü bağ enerjisidir.
İletişim enerjisi- 1 mol maddede belirli bir kimyasal bağı kırmak için gereken enerji. Ölçü birimi 1 kJ/mol'dür.
İyonik ve kovalent bağların enerjileri aynı büyüklüktedir, hidrojen bağlarının enerjisi daha düşüktür.
Kovalent bir bağın enerjisi, bağlı atomların boyutuna (bağ uzunluğu) ve bağın çokluğuna bağlıdır. Atomlar ne kadar küçükse ve bağ çeşitliliği ne kadar büyük olursa enerjisi de o kadar büyük olur.
İyonik bağ enerjisi iyonların büyüklüğüne ve yüklerine bağlıdır. İyonlar ne kadar küçükse ve yükleri ne kadar büyük olursa bağlanma enerjisi de o kadar büyük olur.
Maddenin yapısı
Yapı türüne göre tüm maddeler ayrılır moleküler Ve moleküler olmayan. Organik maddeler arasında moleküler maddeler, inorganik maddeler arasında ise moleküler olmayan maddeler çoğunluktadır.
Kimyasal bağın türüne göre maddeler kovalent bağlı maddelere, iyonik bağlı maddelere (iyonik maddeler) ve metalik bağlı maddelere (metaller) ayrılır.
Kovalent bağa sahip maddeler moleküler veya moleküler olmayabilir. Bu onların fiziksel özelliklerini önemli ölçüde etkiler.
Moleküler maddeler birbirine zayıf moleküller arası bağlarla bağlanan moleküllerden oluşur; bunlar şunları içerir: H2, O2, N2, Cl2, Br2, S8, P4 ve diğer basit maddeler; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HC1, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, organik polimerler ve diğer birçok madde. Bu maddeler yüksek mukavemete sahip değildir, erime ve kaynama noktaları düşüktür, elektriği iletmezler ve bir kısmı su veya diğer solventlerde çözünür.
Kovalent bağları olan moleküler olmayan maddeler veya atomik maddeler (elmas, grafit, Si, Si02, SiC ve diğerleri) çok güçlü kristaller oluşturur (katmanlı grafit hariç), suda ve diğer çözücülerde çözünmez, yüksek erime noktasına sahiptir ve kaynama noktaları, çoğu elektrik akımı iletmezler (elektriksel olarak iletken olan grafit ve yarı iletkenler - silikon, germanyum vb. hariç)
Tüm iyonik maddeler doğal olarak moleküler değildir. Bunlar elektrik akımını ileten katı, refrakter maddeler, çözeltiler ve eriyiklerdir. Birçoğu suda çözünür. Kristalleri karmaşık iyonlardan oluşan iyonik maddelerde kovalent bağların da bulunduğuna dikkat edilmelidir, örneğin: (Na +) 2 (S04 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-), vb. Karmaşık iyonları oluşturan atomlar kovalent bağlarla bağlanır.
Metaller (metalik bağları olan maddeler) fiziksel özellikleri bakımından çok çeşitlidir. Bunlar arasında sıvı (Hg), çok yumuşak (Na, K) ve çok sert metaller (W, Nb) bulunmaktadır.
Metallerin karakteristik fiziksel özellikleri, yüksek elektrik iletkenlikleri (yarı iletkenlerden farklı olarak artan sıcaklıkla azalır), yüksek ısı kapasitesi ve sünekliktir (saf metaller için).
Katı halde hemen hemen tüm maddeler kristallerden oluşur. Yapının türüne ve kimyasal bağın türüne bağlı olarak kristaller (“kristal kafesler”) aşağıdakilere ayrılır: atomik(kovalent bağlara sahip moleküler olmayan maddelerin kristalleri), iyonik(iyonik maddelerin kristalleri), moleküler(kovalent bağlara sahip moleküler maddelerin kristalleri) ve maden(metalik bağa sahip maddelerin kristalleri).
"Konu 10." Konulu görevler ve testler. "Kimyasal bağlanma. Maddenin yapısı."
- Kimyasal bağ türleri - Maddenin yapısı 8-9. sınıf
Dersler: 2 Ödevler: 9 Testler: 1
- Ödevler: 9 Testler: 1
Bu konu üzerinde çalıştıktan sonra şu kavramları anlamalısınız: kimyasal bağ, moleküller arası bağ, iyonik bağ, kovalent bağ, metalik bağ, hidrojen bağı, basit bağ, çift bağ, üçlü bağ, çoklu bağlar, polar olmayan bağ, polar bağ , elektronegatiflik, bağ polarizasyonu, - ve -bağ, atomik yörüngelerin hibridizasyonu, bağlanma enerjisi.
Maddelerin yapı türüne, kimyasal bağ türüne göre sınıflandırılmasını, basit ve karmaşık maddelerin özelliklerinin kimyasal bağ türüne ve "kristal kafes" türüne bağımlılığını bilmelisiniz.
Şunları yapabilmeniz gerekir: bir maddedeki kimyasal bağın tipini, hibridizasyon tipini belirlemek, bağ oluşumunun diyagramlarını çizmek, elektronegatiflik kavramını, bir dizi elektronegatifliği kullanmak; Kovalent bir bağın polaritesini belirlemek için aynı periyoda ve bir gruba ait kimyasal elementlerde elektronegatifliğin nasıl değiştiğini bilir.
İhtiyacınız olan her şeyin öğrenildiğinden emin olduktan sonra görevleri tamamlamaya devam edin. Başarılar dileriz.
Önerilen okuma:
- O. S. Gabrielyan, G. G. Lysova. Kimya 11. sınıf M., Bustard, 2002.
- G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kimya 11. sınıf M., Eğitim, 2001.
Atomlar neden birbirleriyle birleşip molekül oluşturabilir? Tamamen farklı kimyasal elementlerin atomlarını içeren maddelerin olası varlığının nedeni nedir? Bunlar modern fizik ve kimya biliminin temel kavramlarını etkileyen küresel sorulardır. Bunlar, atomların elektronik yapısının anlaşılmasıyla ve çoğu bileşik sınıfının temel temeli olan kovalent bağın özelliklerinin bilinmesiyle yanıtlanabilir. Makalemizin amacı çeşitli kimyasal bağ türlerinin oluşum mekanizmaları ve bunları moleküllerinde içeren bileşikler hakkında bilgi sahibi olmaktır.
Atomun elektronik yapısı
Yapısal elemanları olan elektriksel açıdan nötr madde parçacıkları, Güneş sisteminin yapısını yansıtan bir yapıya sahiptir. Gezegenlerin merkezi yıldızın yani Güneş'in etrafında dönmesi gibi, atomdaki elektronlar da pozitif yüklü bir çekirdeğin etrafında hareket eder. Kovalent bir bağı karakterize etmek için son enerji seviyesinde ve çekirdeğe en uzakta bulunan elektronlar önemli olacaktır. Kendi atomlarının merkezi ile bağlantıları minimum düzeyde olduğundan diğer atomların çekirdekleri tarafından kolaylıkla çekilebilirler. Molekül oluşumuna yol açan atomlar arası etkileşimlerin oluşması için bu çok önemlidir. Moleküler form neden gezegenimizdeki maddenin ana varoluş türüdür? Hadi çözelim.
Atomların temel özelliği
Elektriksel olarak nötr parçacıkların etkileşime girerek enerji kazancı sağlama yeteneği onların en önemli özelliğidir. Aslında normal koşullar altında bir maddenin moleküler durumu atomik durumundan daha kararlıdır. Modern atom-moleküler bilimin temel ilkeleri, hem moleküler oluşumun ilkelerini hem de kovalent bağların özelliklerini açıklar. Atom başına 1'den 8'e kadar elektron olabileceğini hatırlayalım; ikinci durumda katman tamamlanmış ve dolayısıyla çok kararlı olacaktır. Soy gazların atomları: argon, kripton, ksenon - D.I. Mendeleev'in sisteminde her periyodu tamamlayan atıl elementler - bu dış seviyedeki yapıya sahiptir. Buradaki istisna, son seviyede 8 değil yalnızca 2 elektronu olan helyum olacaktır. Nedeni basit: İlk periyotta atomları tek elektron katmanına sahip olan yalnızca iki element vardır. Diğer tüm kimyasal elementlerin son tamamlanmamış katmanda 1 ila 7 elektronu vardır. Birbirleriyle etkileşim sürecinde, atomlar oktete kadar elektronlarla doldurulma ve atıl elementin atomunun konfigürasyonunu eski haline getirme eğiliminde olacaktır. Bu duruma iki şekilde ulaşılabilir: kişinin kendisininkini kaybetmesi veya başkasının negatif yüklü parçacıklarını kabul etmesi. Bu etkileşim biçimleri, reaksiyona giren atomlar arasında hangi bağın (iyonik veya kovalent) oluşacağının nasıl belirleneceğini açıklar.
Kararlı bir elektronik konfigürasyonun oluşum mekanizmaları
İki basit maddenin bileşik reaksiyona girdiğini düşünelim: sodyum metali ve klor gazı. Tuz sınıfının bir maddesi oluşur - sodyum klorür. İyonik tipte bir kimyasal bağa sahiptir. Neden ve nasıl ortaya çıktı? Tekrar başlangıç maddelerinin atomlarının yapısına dönelim. Sodyumun son katmanında atomun yarıçapının büyük olması nedeniyle çekirdeğe zayıf bir şekilde bağlanan tek bir elektron vardır. Sodyum dahil tüm alkali metallerin iyonlaşma enerjisi düşüktür. Bu nedenle dış seviyedeki elektron enerji seviyesinden ayrılır, klor atomunun çekirdeği tarafından çekilir ve uzayında kalır. Bu, Cl atomunun negatif yüklü bir iyon haline gelmesi için bir emsal teşkil eder. Artık elektriksel olarak nötr parçacıklarla değil, yüklü sodyum katyonları ve klor anyonlarıyla uğraşıyoruz. Fizik kanunlarına uygun olarak aralarında elektrostatik çekim kuvvetleri ortaya çıkar ve bileşik iyonik bir kristal kafes oluşturur. Düşündüğümüz iyonik tipte bir kimyasal bağın oluşum mekanizması, kovalent bir bağın özelliklerini ve ana özelliklerini daha net bir şekilde açıklığa kavuşturmaya yardımcı olacaktır.
Ortak elektron çiftleri
Elektronegatifliği büyük ölçüde farklı olan elementlerin atomları arasında, yani metaller ve ametaller arasında iyonik bir bağ meydana gelirse, hem aynı hem de farklı metalik olmayan elementlerin atomlarının etkileşimi sırasında kovalent tip ortaya çıkar. İlk durumda, apolar hakkında, diğerinde ise kovalent bağın polar formu hakkında konuşmak gelenekseldir. Oluşumlarının mekanizması yaygındır: atomların her biri, ortak kullanım için çiftler halinde birleştirilen elektronlardan kısmen vazgeçer. Ancak elektron çiftlerinin atom çekirdeğine göre uzaysal düzenlemesi farklı olacaktır. Bu temelde, kovalent bağ türleri ayırt edilir - polar olmayan ve polar. Çoğu zaman, metalik olmayan elementlerin atomlarından oluşan kimyasal bileşiklerde, zıt dönüşlere sahip, yani çekirdekleri etrafında zıt yönlerde dönen elektronlardan oluşan çiftler vardır. Negatif yüklü parçacıkların uzaydaki hareketi, sonuçta karşılıklı örtüşmeleriyle sonuçlanan elektron bulutlarının oluşumuna yol açtığından. Bu sürecin atomlar açısından sonuçları nelerdir ve nelere yol açar?
Kovalent bağın fiziksel özellikleri
Etkileşen iki atomun merkezleri arasında yüksek yoğunluklu iki elektronlu bir bulutun ortaya çıktığı ortaya çıktı. Negatif yüklü bulutun kendisi ile atom çekirdekleri arasındaki elektrostatik çekim kuvvetleri artar. Enerjinin bir kısmı açığa çıkar ve atom merkezleri arasındaki mesafeler azalır. Örneğin, H2 molekülünün oluşumunun başlangıcında, hidrojen atomlarının çekirdekleri arasındaki mesafe, bulutların üst üste gelmesinden ve ortak bir elektron çiftinin oluşmasından sonra 1,06 A'dır - 0,74 A. Göre oluşturulan kovalent bağ örnekleri Yukarıda açıklanan mekanizma hem basit hem de karmaşık inorganik maddeler arasında bulunabilir. Başlıca ayırt edici özelliği ortak elektron çiftlerinin varlığıdır. Sonuç olarak, atomlar arasında, örneğin hidrojen arasında kovalent bir bağın ortaya çıkmasından sonra, bunların her biri, inert helyumun elektronik konfigürasyonunu kazanır ve ortaya çıkan molekül, kararlı bir yapıya sahip olur.
Molekülün uzaysal şekli
Kovalent bağın bir diğer çok önemli fiziksel özelliği yönlülüktür. Maddenin molekülünün uzaysal konfigürasyonuna bağlıdır. Örneğin, iki elektron küresel bir bulut şekliyle üst üste bindiğinde molekülün görünümü doğrusaldır (hidrojen klorür veya hidrojen bromür). S- ve p-bulutlarının melezleştiği su moleküllerinin şekli açısaldır ve çok güçlü nitrojen gazı parçacıkları piramit şeklindedir.
Basit maddelerin yapısı - ametaller
Ne tür bir bağa kovalent denildiğini, hangi özelliklere sahip olduğunu öğrendikten sonra şimdi çeşitlerini anlamanın zamanı geldi. Aynı metal olmayan atomların (klor, nitrojen, oksijen, brom vb.) atomları birbirleriyle etkileşime girerse, karşılık gelen basit maddeler oluşur. Ortak elektron çiftleri, atomların merkezlerinden aynı uzaklıkta, hareket etmeden bulunur. Polar olmayan tipte kovalent bağa sahip bileşikler aşağıdaki özelliklere sahiptir: düşük kaynama ve erime noktaları, suda çözünmezlik, dielektrik özellikler. Daha sonra, ortak elektron çiftlerinin yer değiştirmesinin meydana geldiği kovalent bağ ile hangi maddelerin karakterize edildiğini öğreneceğiz.
Elektronegatiflik ve kimyasal bağ türüne etkisi
Kimyada belirli bir elementin başka bir elementin atomundan elektronları kendine çekme özelliğine elektronegatiflik denir. L. Pauling tarafından önerilen bu parametrenin değer ölçeği, inorganik ve genel kimya ile ilgili tüm ders kitaplarında bulunabilir. En yüksek değeri - 4,1 eV - flor, daha az - diğer aktif metal olmayanlara sahiptir ve en düşük değer alkali metallerin karakteristiğidir. Elektronegatiflikleri farklı olan elementler birbirleriyle reaksiyona girerse, o zaman kaçınılmaz olarak daha aktif olan biri, daha pasif bir elementin atomunun negatif yüklü parçacıklarını çekirdeğine çekecektir. Bu nedenle, bir kovalent bağın fiziksel özellikleri doğrudan elementlerin ortak kullanım için elektron bağışlama yeteneğine bağlıdır. Bu durumda oluşan ortak çiftler artık çekirdeğe göre simetrik olarak konumlandırılmaz, ancak daha aktif elemana doğru kaydırılır.
Polar kuplajlı bağlantıların özellikleri
Moleküllerinde paylaşılan elektron çiftlerinin atom çekirdeğine göre asimetrik olduğu maddeler arasında hidrojen halojenürler, asitler, hidrojenli kalkojen bileşikleri ve asit oksitler bulunur. Bunlar sülfat ve nitrat asitleri, kükürt ve fosfor oksitleri, hidrojen sülfit vb.'dir. Örneğin, bir hidrojen klorür molekülü, eşleşmemiş hidrojen ve klor elektronları tarafından oluşturulan bir ortak elektron çifti içerir. Daha elektronegatif bir element olan Cl atomunun merkezine doğru kaydırılır. Sulu çözeltilerde polar bağlı tüm maddeler iyonlara ayrışır ve elektrik akımını iletir. Verdiğimiz bileşikler ayrıca basit metalik olmayan maddelere göre daha yüksek erime ve kaynama noktalarına sahiptir.
Kimyasal bağları kırma yöntemleri
Organik kimyada doymuş hidrokarbonlar ve halojenler radikal bir mekanizmayı takip eder. Metan ve klor karışımı, ışıkta ve normal sıcaklıklarda, klor moleküllerinin eşleşmemiş elektron taşıyan parçacıklara ayrılmaya başlayacağı şekilde reaksiyona girer. Yani ortak elektron çiftinin yok olması ve çok aktif -Cl radikallerinin oluşumu gözlenir. Metan moleküllerini, karbon ve hidrojen atomları arasındaki kovalent bağı kıracak şekilde etkileyebilirler. Aktif bir tür -H oluşur ve karbon atomunun serbest değeri bir klor radikalini kabul eder ve ilk reaksiyon ürünü klorometandır. Bu moleküler parçalanma mekanizmasına homolitik denir. Ortak elektron çifti tamamen atomlardan birine aktarılırsa, sulu çözeltilerde meydana gelen reaksiyonların özelliği olan heterolitik bir mekanizmadan söz ederler. Bu durumda polar su molekülleri, çözünebilen bileşiğin kimyasal bağlarının yok olma hızını artıracaktır.
İkili ve üçlü bağlar
Organik maddelerin ve bazı inorganik bileşiklerin büyük çoğunluğunun moleküllerinde bir değil birkaç ortak elektron çifti bulunur. Kovalent bağların çokluğu atomlar arasındaki mesafeyi azaltır ve bileşiklerin stabilitesini arttırır. Genellikle kimyasallara dayanıklı olarak adlandırılırlar. Örneğin, bir nitrojen molekülünün üç çift elektronu vardır; bunlar yapısal formülde üç çizgi ile gösterilir ve gücünü belirler. Basit nitrojen maddesi kimyasal olarak inerttir ve hidrojen, oksijen veya metaller gibi diğer bileşiklerle yalnızca ısıtıldığında veya yüksek basınç altında veya katalizörlerin varlığında reaksiyona girebilir.
Çift ve üçlü bağlar, doymamış dien hidrokarbonlar gibi organik bileşik sınıflarının yanı sıra etilen veya asetilen serisindeki maddelerde doğaldır. Çoklu bağlar temel kimyasal özellikleri belirler: kırıldıkları yerlerde meydana gelen katılma ve polimerizasyon reaksiyonları.
Yazımızda kovalent bağların genel tanımını verdik ve ana türlerini inceledik.
Elektronegatiflik, atomların kimyasal bir bağ oluştururken elektronları kendi yönlerinde değiştirme yeteneğidir. Bu kavram Amerikalı kimyager L. Pauling (1932) tarafından tanıtıldı. Elektronegatiflik, belirli bir elementin bir atomunun, bir moleküldeki ortak bir elektron çiftini çekme yeteneğini karakterize eder. Çeşitli yöntemlerle belirlenen elektronegatiflik değerleri birbirinden farklılık göstermektedir. Eğitim uygulamalarında, çoğunlukla elektronegatifliğin mutlak değerlerinden ziyade göreceli değerlerini kullanırlar. En yaygın olanı, tüm elementlerin elektronegatifliğinin, tek olarak alınan lityumun elektronegatifliğiyle karşılaştırıldığı bir ölçektir.
IA - VIA gruplarının unsurları arasında:
D-blok elemanları arasındaki elektronegatiflikteki değişim kalıpları çok daha karmaşıktır.Artan atom numarasıyla elektronegatiflik, kural olarak periyotlarda (“soldan sağa”) artar ve gruplarda azalır (“yukarıdan aşağıya”).
Bunlar şunları içerir: hidrojen, karbon, nitrojen, fosfor, oksijen, kükürt, selenyum, flor, klor, brom ve iyot. Bir dizi özelliğe göre, özel bir soy gaz grubu (helyum-radon) da ametaller olarak sınıflandırılır.Atomları yüksek elektron ilgisine ve yüksek iyonlaşma enerjisine sahip olan, yani bir elektron eklenmesine veya bir çift bağlayıcı elektronun kendi yönlerinde yer değiştirmesine eğilimli olan yüksek elektronegatifliğe sahip elementlere ametaller denir.
Metaller Periyodik Tablodaki elementlerin çoğunu içerir.
Metalleri metal olmayanlardan ayıran bu fiziksel özellikler kümesi, metallerde bulunan özel bağ türüyle açıklanmaktadır. Tüm metallerin açıkça tanımlanmış bir kristal kafesi vardır. Düğümleri atomlarla birlikte metal katyonlar içerir; Elektronlarını kaybetmiş atomlar. Bu elektronlar, elektron gazı adı verilen sosyalleşmiş bir elektron bulutu oluşturur. Bu elektronlar birçok çekirdeğin kuvvet alanındadır. Bu bağa metalik denir. Elektronların kristalin hacmi boyunca serbest hareketi, metallerin özel fiziksel özelliklerini belirler.Metaller düşük elektronegatiflik, yani düşük iyonlaşma enerjisi ve elektron ilgisi ile karakterize edilir. Metal atomları ya ametal atomlara elektron verirler ya da kendilerinden gelen bağ elektron çiftlerini karıştırırlar. Metaller karakteristik bir parlaklığa, yüksek elektrik iletkenliğine ve iyi ısı iletkenliğine sahiptir. Çoğunlukla dayanıklı ve dövülebilirdirler.
Metaller tüm d ve f elementlerini içerir. Periyodik Tablodan zihinsel olarak yalnızca s ve p elementlerinin bloklarını, yani A grubunun elemanlarını seçerseniz ve sol üst köşeden sağ alt köşeye bir köşegen çizerseniz, metalik olmayan elementlerin yerleştirildiği ortaya çıkar. bu köşegenin sağ tarafında ve metalik olanlar solda. Köşegenin bitişiğinde, açıkça metal veya metal olmayan olarak sınıflandırılamayan elementler bulunur. Bu ara elementler şunları içerir: bor, silikon, germanyum, arsenik, antimon, selenyum, polonyum ve astatin.
Kovalent ve iyonik bağlarla ilgili fikirler, maddenin yapısı hakkındaki fikirlerin geliştirilmesinde önemli bir rol oynamıştır, ancak maddenin ince yapısını incelemek için yeni fiziksel ve kimyasal yöntemlerin oluşturulması ve bunların kullanımı, kimyasal bağlanma olgusunun çok daha yaygın olduğunu göstermiştir. daha karmaşık. Şu anda herhangi bir heteroatomik bağın hem kovalent hem de iyonik olduğuna, ancak farklı oranlarda olduğuna inanılmaktadır. Böylece, heteroatomik bir bağın kovalent ve iyonik bileşenleri kavramı tanıtılmıştır. Bağ atomlarının elektronegatifliğindeki fark ne kadar büyük olursa, bağın polaritesi de o kadar büyük olur. Fark iki birimden fazla olduğunda iyonik bileşen neredeyse her zaman baskındır. İki oksidi karşılaştıralım: sodyum oksit Na20 ve klor oksit (VII) Cl207. Sodyum oksitte oksijen atomunun kısmi yükü -0,81 ve klor oksitte -0,02'dir. Bu, etkili bir şekilde Na-O bağının %81 iyonik ve %19 kovalent olduğu anlamına gelir. Cl-O bağının iyonik bileşeni yalnızca %2'dir.
Kullanılmış literatür listesi
- Popkov V. A., Puzakov S. A. Genel kimya: ders kitabı. - M .: GEOTAR-Media, 2010. - 976 s.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [İle. 35-37]
- Volkov, A.I., Zharsky, I.M. Büyük kimyasal referans kitabı / A.I. Volkov, I.M. Zharsky. - Mn .: Modern Okul, 2005. - 608, ISBN 985-6751-04-7 ile.