Kimyasal bağ: tanımın tanımı, türleri, sınıflandırılması ve özellikleri. Kimyasal bağ türleri Atomlar arasında oluşan kimyasal bağın türü şu şekilde belirlenir:

Bir maddenin en küçük parçacığı, kimyasal bağların veya kimyasal bağların etki ettiği atomların etkileşimi sonucu oluşan bir moleküldür. Kimyasal bağ doktrini teorik kimyanın temelidir. İki (bazen daha fazla) atom etkileşime girdiğinde kimyasal bir bağ oluşur. Bağ oluşumu enerjinin açığa çıkmasıyla oluşur.

Kimyasal bağ, tek tek atomları moleküllere, iyonlara, kristallere bağlayan bir etkileşimdir.

Kimyasal bağ doğada birdir: elektrostatik kökenlidir. Ancak çeşitli kimyasal bileşiklerde kimyasal bağ farklı bir tiptedir; en önemli kimyasal bağ türleri kovalent (polar olmayan, polar), iyonik, metaliktir. Bu tür bağların çeşitleri verici-alıcı, hidrojen, vs.'dir. Metal atomları arasında metalik bir bağ oluşur.

Ortak veya paylaşılan bir çift veya birkaç elektron çiftinin oluşturulmasıyla gerçekleştirilen kimyasal bağa kovalent denir. Her atom, ortak bir elektron çiftinin oluşumuna bir elektron katkıda bulunur, yani. "eşit payla" iştirak eder (Lewis, 1916). Aşağıda H2, F2, NH3 ve CH4 moleküllerinde kimyasal bağların oluşumu için şemalar verilmiştir. Farklı atomlara ait elektronlar, farklı sembollerle gösterilir.

Kimyasal bağların oluşumunun bir sonucu olarak, moleküldeki atomların her biri kararlı bir iki ve sekiz elektron konfigürasyonuna sahiptir.

Kovalent bir bağ oluştuğunda, atomların elektron bulutları, bir enerji kazanımının eşlik ettiği bir moleküler elektron bulutunun oluşumuyla örtüşür. Moleküler elektron bulutu, her iki çekirdeğin merkezleri arasında bulunur ve atomik elektron bulutunun yoğunluğuna kıyasla daha yüksek bir elektron yoğunluğuna sahiptir.

Kovalent bir bağın uygulanması, yalnızca farklı atomlara ait eşleşmemiş elektronların antiparalel dönüşleri durumunda mümkündür. Paralel elektron dönüşleri ile atomlar çekilmez, itilir: kovalent bağ oluşmaz. Oluşumu ortak bir elektron çifti ile ilişkilendirilen kimyasal bir bağı tanımlama yöntemine değerlik bağları yöntemi (MVB) denir.

AIM'nin ana hükümleri

Bir kovalent kimyasal bağ, zıt yönlü dönüşlere sahip iki elektron tarafından oluşturulur ve bu elektron çifti iki atoma aittir.

Kovalent bağ ne kadar güçlüyse, etkileşen elektron bulutları o kadar fazla üst üste biner.

Yapısal formülleri yazarken, bağı belirleyen elektron çiftleri genellikle çizgilerle gösterilir (paylaşılan elektronları gösteren noktalar yerine).

Kimyasal bağın enerji özelliği büyük önem taşır. Kimyasal bir bağ oluştuğunda, sistemin (molekül) toplam enerjisi, kurucu parçaların (atomların) enerjisinden daha azdır, yani. ЕAB<ЕА+ЕB.

Değerlik, bir kimyasal elementin atomunun, başka bir elementin belirli sayıda atomunu tutturma veya değiştirme özelliğidir. Bu açıdan bakıldığında, bir atomun değeri en kolay şekilde kendisiyle kimyasal bağlar oluşturan hidrojen atomlarının sayısı veya bu elementin bir atomu ile değiştirilen hidrojen atomlarının sayısı ile belirlenir.

Atomun kuantum mekaniği kavramlarının gelişmesiyle birlikte, kimyasal bağların oluşumuna katılan eşleşmemiş elektronların sayısı ile valans belirlenmeye başlandı. Eşlenmemiş elektronlara ek olarak, bir atomun değerliği ayrıca değerlik elektron katmanının boş ve tamamen dolu yörüngelerinin sayısına da bağlıdır.

Bağlanma enerjisi, bir molekül atomlardan oluştuğunda açığa çıkan enerjidir. Bağlanma enerjisi genellikle kJ / mol (veya kcal / mol) olarak ifade edilir. Bu, kimyasal bir bağın en önemli özelliklerinden biridir. Daha az enerji içeren sistem daha kararlıdır. Örneğin, hidrojen atomlarının bir moleküle dönüşme eğiliminde olduğu bilinmektedir. Bu, H2 moleküllerinden oluşan bir sistemin, aynı sayıda H atomundan oluşan, ancak moleküller halinde birleştirilmeyen bir sistemden daha az enerji içerdiği anlamına gelir.

İncir. 2.1 İki hidrojen atomlu bir sistemin potansiyel enerjisi E'nin nükleer mesafe r'ye bağımlılığı: 1 - kimyasal bir bağ oluşumu sırasında; 2 - eğitimi olmadan.

Şekil 2.1, etkileşen hidrojen atomları için enerji eğrisini göstermektedir. Atomların yaklaşımına, daha büyük olacak olan enerji salınımı eşlik eder, elektron bulutları o kadar çok üst üste biner. Bununla birlikte, normal koşullar altında, Coulomb itmesi nedeniyle, iki atomun çekirdeklerinin füzyonunu sağlamak imkansızdır. Bu, belirli bir mesafede atomları çekmek yerine itilmelerinin gerçekleşeceği anlamına gelir. Böylece, enerji eğrisindeki minimuma karşılık gelen r0 atomları arasındaki mesafe, kimyasal bağın uzunluğuna (eğri 1) karşılık gelecektir. Etkileşen hidrojen atomlarının elektronlarının dönüşleri aynıysa, itilmeleri meydana gelecektir (2. eğri). Çeşitli atomlar için bağlanma enerjisi 170–420 kJ / mol (40–100 kcal / mol) aralığında değişir.

Bir elektronun daha yüksek bir enerji alt düzeyine veya düzeyine geçiş süreci (yani, daha önce bahsedilen uyarma veya eşleşmeme işlemi) enerji tüketimini gerektirir. Kimyasal bir bağ oluştuğunda enerji açığa çıkar. Kimyasal bir bağın kararlı olabilmesi için, atomun enerjisinin uyarılmaya bağlı olarak artmasının, oluşan kimyasal bağın enerjisinden daha az olması gerekir. Başka bir deyişle, atomların uyarılması için enerji tüketiminin, bir bağ oluşumundan kaynaklanan enerji açığa çıkmasıyla telafi edilmesi gerekir.

Kimyasal bağ, bağ enerjisine ek olarak uzunluk, çeşitlilik ve polarite ile karakterize edilir. İkiden fazla atomdan oluşan bir molekül için, bağlar arasındaki açıların değerleri ve bir bütün olarak molekülün polaritesi önemlidir.

Bir bağın çokluğu, iki atomu birbirine bağlayan elektron çiftlerinin sayısı ile belirlenir. Dolayısıyla, Н3С - СН3 etanında karbon atomları arasındaki bağ tek, etilen içinde Н2С \u003d СН2 - çift, asetilen НСССН - üçlü. Bağ çokluğu arttıkça bağ enerjisi artar: C - C bağ enerjisi 339 kJ / mol, C \u003d C - 611 kJ / mol ve CºC - 833 kJ / mol'dür.

Atomlar arasındaki kimyasal bağ, elektron bulutlarının üst üste binmesinden kaynaklanır. Atom çekirdeğini bağlayan çizgi boyunca örtüşme meydana gelirse, böyle bir bağa sigma bağı (σ bağı) denir. İki s-elektronu, s- ve p-elektronları, iki px-elektronları, s ve d elektronları tarafından oluşturulabilir (örneğin):

Bir elektron çifti tarafından gerçekleştirilen kimyasal bağa tekli denir. Tek bir bağ her zaman bir σ-bağıdır. Tip s orbitalleri yalnızca σ-bağları oluşturabilir.

İki atom arasındaki bağ, birden fazla çift elektron tarafından gerçekleştirilebilir. Böyle bir ilişkiye çoklu denir. Çoklu bağ oluşumunun bir örneği, bir nitrojen molekülüdür. Bir nitrojen molekülünde, px-orbitalleri bir σ-bağı oluşturur. Bir bağ pz orbitalleri tarafından oluşturulduğunda, iki bölge görünür
örtüşmeler - x ekseninin üstünde ve altında:

Böyle bir bağa pi bağı (π bağı) denir. İki atom arasında bir bond-bağının ortaya çıkması, ancak zaten bir σ-bağı ile bağlandıklarında ortaya çıkar. Azot molekülündeki ikinci π-bağı, atomların py-orbitalleri tarafından oluşturulur. Π-bağları oluştuğunda, elektron bulutları σ-bağları durumunda olduğundan daha az örtüşür. Sonuç olarak, π-bağları genellikle aynı atomik orbitallerin oluşturduğu σ-bağlarından daha az güçlüdür.

p-orbitalleri hem σ- hem de bond-bağları oluşturabilir; çoklu bağlarda, bunlardan biri zorunlu olarak bir σ-bağıdır :.

Dolayısıyla, bir nitrojen molekülünde üç bağdan biri σ-bağı ve ikisi a-bağıdır.

Bağ uzunluğu, bağlı atomların çekirdekleri arasındaki mesafedir. Çeşitli bileşiklerdeki bağ uzunlukları nanometrenin onda biri kadardır. Çeşitlilik arttıkça bağ uzunlukları azalır: bağ uzunlukları N - N, N \u003d N ve NºN 0.145'e eşittir; 0.125 ve 0.109 nm (10-9 m) ve C-C, C \u003d C ve C \u003d C bağlarının uzunlukları sırasıyla 0.154; 0.134 ve 0.120 nm.

1 atomun elektronegatifliği (EO) aynıysa, farklı atomlar arasında saf bir kovalent bağ kendini gösterebilir. Bu moleküller elektrosimetriktir, yani. Pozitif çekirdek yüklerinin ve elektronların negatif yüklerinin "ağırlık merkezleri" bir noktada çakışır, bu nedenle bunlara polar olmayan denir.

Bağlanan atomlar farklı EO'ya sahipse, aralarında bulunan elektron bulutu, daha yüksek EO'lu atoma daha yakın simetrik bir konumdan kayar:

Elektron bulutunun yer değiştirmesine polarizasyon denir. Tek taraflı polarizasyon sonucunda moleküldeki pozitif ve negatif yüklerin ağırlık merkezleri bir noktada çakışmaz, aralarında belirli bir mesafe (l) oluşur. Bu tür moleküllere polar veya dipoller denir ve içlerindeki atomlar arasındaki bağa polar denir.

Polar bağ, hafif bir tek yönlü polarizasyona uğramış bir tür kovalent bağdır. Bir moleküldeki pozitif ve negatif yüklerin "ağırlık merkezleri" arasındaki mesafeye dipol uzunluğu denir. Doğal olarak, polarizasyon ne kadar büyükse, dipol uzunluğu o kadar uzun ve moleküllerin polaritesi o kadar büyük olur. Moleküllerin polaritesini tahmin etmek için, genellikle temel elektrik yükünün (e) değerinin dipolün (l) uzunluğuyla çarpımı olan sabit bir dipol momenti (Мр) kullanılır, yani. ...

Dipol momentleri D debyes ile ölçülür (D \u003d 10-18 el. St Units × cm, çünkü temel yük 4.810-10 el. Birimlerdir ve dipolün uzunluğu ortalama olarak iki atom çekirdeği arasındaki mesafeye eşittir. yani 10-8 cm) veya kulometreler (C × m) (1 D \u003d 3,33 10-30 C × m) (elektron yükü 1,6 10-19 C, yükler arasındaki mesafeyle çarpılır, örneğin 0,1 nm, sonra Mp \u003d 1,6 10-19 × 1 × 10-10 \u003d 1,6 10-29 Cm). Moleküllerin sabit dipol momentleri sıfır ile 10 D arasında değerlere sahiptir.

Polar olmayan moleküllerde, l \u003d 0 ve Mp \u003d 0, yani dipol momentleri yoktur. Polar moleküllerde Mp\u003e 0 ve 3.5 - 4.0 D değerlerine ulaşır.

EO'da çok büyük bir farkla, atomlar net bir tek taraflı polarizasyona sahiptir: bağın elektron bulutu en yüksek EO'ya sahip atoma doğru en fazla yer değiştirir, atomlar zıt yüklü iyonlara geçer ve bir iyonik molekül ortaya çıkar:

Kovalent bağ iyonik hale gelir. Moleküllerin elektroasimetrisi artar, dipol uzunluğu artar ve dipol momenti 10 D'ye çıkar.

Karmaşık bir molekülün toplam dipol momenti, tek tek bağların dipol momentlerinin vektör toplamına eşit kabul edilebilir. Dipol momentinin genellikle dipolün pozitif ucundan negatif olana yönlendirildiği kabul edilir.

Bağın polaritesi, atomların göreceli EO'su kullanılarak tahmin edilebilir. Atomların göreceli EO'su arasındaki fark ne kadar büyükse, polarite o kadar belirgindir: DEO \u003d 0 - polar olmayan kovalent bağ; DEO \u003d 0-2 - polar kovalent bağ; DEO \u003d 2 - iyonik bağ. Bağlar% 100 iyonik olmadığından, bir bağın iyoniklik derecesi hakkında konuşmak daha doğrudur. CsF bileşiğinde bile, bağ yalnızca% 89 oranında iyoniktir.

Elektronların atomdan atoma transferinden kaynaklanan kimyasal bağa iyonik, kimyasal bileşiklerin karşılık gelen moleküllerine iyonik denir. Katı haldeki iyonik bileşikler, bir iyonik kristal kafes ile karakterize edilir. Erimiş ve çözünmüş durumda, bir elektrik akımı iletirler, yüksek bir erime ve kaynama noktasına ve önemli bir dipol momentine sahiptirler.

Aynı elemente sahip herhangi bir dönemin elementlerinin bileşiklerini düşünürsek, o zaman periyodun başından sonuna doğru hareket ettikçe, bağın ağırlıklı olarak iyonik yapısı kovalent olarak değişir. Örneğin, 2. periyot LiF, BeF2, CF4, NF3, OF2, F2 florürlerinde, lityum florürden gelen bağın iyonisite derecesi kademeli olarak zayıflar ve flor molekülündeki tipik bir kovalent bağ ile değiştirilir.

Bu nedenle, kimyasal bağın doğası aynıdır: kovalent polar ve iyonik bağların oluşum mekanizmasında temel bir fark yoktur. Bu tür iletişimler, yalnızca molekülün elektron bulutunun polarizasyon derecesinde farklılık gösterir. Ortaya çıkan moleküller, dipollerin uzunlukları ve sabit dipol momentlerinin değerleri bakımından farklılık gösterir. Kimyada, dipol momentinin değeri çok büyüktür. Kural olarak, dipol momenti ne kadar büyükse, moleküllerin reaktivitesi o kadar yüksek olur.

Kimyasal bağ oluşum mekanizmaları

Değerlik bağları yönteminde, kimyasal bir bağ oluşumunun değişim ve verici-alıcı mekanizmaları ayırt edilir.

Değişim mekanizması. Kimyasal bir bağ oluşumu için değişim mekanizması, bir elektronun her atomdan bir elektron çifti oluşumuna katıldığı durumları içerir.

H2, Li2, Na2 moleküllerinde, atomların eşleşmemiş s-elektronları nedeniyle bağlar oluşur. F2 ve Cl2 moleküllerinde - eşleşmemiş p-elektronları nedeniyle. HF ve HCl moleküllerinde bağlar, hidrojenin s-elektronları ve halojenlerin p-elektronları tarafından oluşturulur.

Değişim mekanizması ile bileşik oluşumunun bir özelliği, atomun hiç değil, sınırlı sayıda bağ oluşturduğunu gösteren doygunluktur. Özellikle sayıları, eşleşmemiş değerlik elektronlarının sayısına bağlıdır.

N ve H kuantum hücrelerinden nitrojen atomunun 3

eşleşmemiş elektron ve hidrojen atomu birdir. Doygunluk ilkesi, kararlı bileşiğin NH3 olması gerektiğini ve NH2, NH veya NH4 olmadığını belirtir. Bununla birlikte, NO, NO2, ClO2 gibi tek sayıda elektron içeren moleküller vardır. Hepsi artan reaktivite ile karakterizedir.

Kimyasal reaksiyonların belirli aşamalarında, radikal adı verilen, örneğin H, NH2, O, CH3 gibi doymamış değerlikli doymamış gruplar da oluşabilir. Radikallerin reaktiviteleri çok yüksektir ve bu nedenle ömürleri genellikle kısadır.

Donör-alıcı mekanizması

Valans doymuş bileşiklerin amonyak NH3 ve bor triflorür BF3'ün reaksiyona göre birbirleriyle reaksiyona girdiği bilinmektedir.

NH3 + BF3 \u003d NH3BF3 + 171.4 kJ / mol.

Bu reaksiyonun mekanizmasını düşünelim:

Görülebileceği gibi, dört bor orbitalinden üçünün dolu olduğu ve birinin boş olduğu görülüyor. Dört nitrojen orbitalinin tamamı amonyak molekülünde bulunur, bunlardan üçü - nitrojen ve hidrojenin elektronları tarafından değişim mekanizmasıyla ve biri, her ikisi de elektronları nitrojene ait olan bir elektron çifti içerir. Böyle bir elektron çifti, yalnız elektron çifti olarak adlandırılır. H3N · BF3 bileşiğinin oluşumu, yalnız elektron amonyak çiftinin bor florürün boş yörüngesini işgal etmesi nedeniyle oluşur. Bu durumda sistemin potansiyel enerjisi azalır ve eşdeğer miktarda enerji açığa çıkar. Böyle bir oluşum mekanizmasına verici-alıcı, verici denir - bir bağ oluşturmak için elektron çiftinden vazgeçen bir atom (bu durumda, bir nitrojen atomu); ve boş bir yörünge sağlarken bir elektron çiftini kabul eden atom, alıcı (bu durumda bir bor atomu) olarak adlandırılır. Bir verici-alıcı bağı, bir tür kovalent bağdır.

H3N · BF3 bileşiğinde nitrojen ve bor dört değerlidir. Azot atomu, ek bir kimyasal bağ oluşturmak için bir yalın elektron çifti kullanılmasının bir sonucu olarak değerini 3'ten 4'e çıkarır. Bor atomu, değerlik elektronik düzeyinde serbest bir yörüngenin varlığından dolayı valansı arttırır. Bu nedenle, elementlerin değeri yalnızca eşleşmemiş elektronların sayısı ile değil, aynı zamanda değerlik elektronik düzeyinde yalnız elektron çiftlerinin ve serbest orbitallerin varlığı ile de belirlenir.

Verici-alıcı mekanizma tarafından kimyasal bir bağ oluşumunun daha basit bir durumu, amonyağın bir hidrojen iyonu ile reaksiyonudur:

... Elektron çifti alıcısının rolü, hidrojen iyonunun boş yörüngesi tarafından oynanır. NH4 + amonyum iyonunda, nitrojen atomu dört değerlidir.

Bağların yönü ve atomik orbitallerin hibridizasyonu

İkiden fazla atomdan oluşan bir molekülün önemli bir özelliği geometrik konfigürasyonudur. Kimyasal bağların oluşumunda yer alan atomik orbitallerin karşılıklı düzenlenmesi ile belirlenir.

Elektron bulutlarının örtüşmesi ancak elektron bulutlarının belirli bir karşılıklı yönelimi ile mümkündür; bu durumda, üst üste binme bölgesi, etkileşen atomlara göre belirli bir yönde bulunur.

İyonik bir bağ oluştuğunda, iyonun elektrik alanı küresel simetriye sahiptir ve bu nedenle iyonik bağın yönlülüğü ve doygunluğu yoktur.

c.h. \u003d 6 c.h. \u003d 6

Su molekülündeki bağlar arasındaki açı 104,5 derecedir. Büyüklüğü kuantum mekaniği kavramları temelinde açıklanabilir. Oksijen atomunun elektronik devresi 2s22p4. Eşleştirilmemiş iki p-orbital birbirine 90 ° 'lik bir açıyla yerleştirilmiştir - hidrojen atomlarının s-orbitallerinin elektron bulutlarının bir oksijen atomunun p-orbitalleriyle maksimum örtüşmesi, bağların bir 90 ° 'lik açı. Bir su molekülünde O - H bağı kutupsaldır. Etkili pozitif yük, hidrojen atomunda δ + ve oksijen atomunda δ-'dir. Bu nedenle, bağlar arasındaki açının 104,5 ° 'ye yükselmesi, hidrojen atomlarının etkili pozitif yüklerinin yanı sıra elektron bulutlarının itilmesiyle açıklanır.

Sülfürün elektronegatifliği, oksijenin EO'sundan önemli ölçüde daha azdır. Bu nedenle, H2S'deki H – S bağının polaritesi Н2О'daki Н - О bağının polaritesinden daha azdır ve H - S bağının uzunluğu (0.133 nm) Н - О'dan (0.56 nm) daha uzundur. ve bağlar arasındaki açı dik bir açıya yaklaşır. H2S için 92o ve H2Se için 91o'dir.

Aynı nedenlerden dolayı, amonyak molekülü piramidal bir yapıya sahiptir ve H - N - H değerlik bağları arasındaki açı, doğrudan olandan daha büyüktür (107.3®). NH3'ten PH3'e, AsH3 ve SbH3'e giderken, bağlar arasındaki açılar sırasıyla 93.3 °; 91.8 ° ve 91.3 °.

Atomik orbitallerin hibridizasyonu

Uyarılmış bir berilyum atomu 2s12p1 konfigürasyonuna, uyarılmış bir boron atomu 2s12p2 konfigürasyonuna ve uyarılmış bir karbon atomu 2s12p3 konfigürasyonuna sahiptir. Bu nedenle, farklı atomik orbitallerin kimyasal bağların oluşumuna katılabileceğini varsayabiliriz. Örneğin, BeCl2, BeCl3, CCl4 gibi bileşiklerde eşit olmayan bağ kuvveti ve yönü olmalıdır ve p-orbitallerinden gelen σ-bağları s-orbitallerden gelen bağlardan daha güçlü olmalıdır, çünkü p-orbitaller için üst üste binme için daha uygun koşullar vardır. Bununla birlikte, deneyimler, farklı değerlik orbitallerine (s, p, d) sahip merkezi atomlar içeren moleküllerde tüm bağların eşdeğer olduğunu göstermektedir. Açıklama Slater ve Pauling tarafından yapıldı. Enerjide çok farklı olmayan farklı yörüngelerin karşılık gelen sayıda hibrit yörünge oluşturduğu sonucuna vardılar. Hibrit (karışık) orbitaller, farklı atomik orbitallerden oluşur. Hibrit orbitallerin sayısı, hibridizasyonda yer alan atomik orbitallerin sayısına eşittir. Hibrit orbitaller, elektron bulutu şekli ve enerjisi bakımından aynıdır. Atomik orbitallerle karşılaştırıldığında, kimyasal bağların oluşumu yönünde daha uzundurlar ve bu nedenle elektron bulutlarının daha iyi örtüşmesine neden olurlar.

Atomik orbitallerin hibridizasyonu enerji harcamasını gerektirir; bu nedenle, izole bir atomdaki hibrit orbitaller kararsızdır ve saf AO'lara dönüşme eğilimindedir. Kimyasal bağlar oluştuğunda, hibrit orbitaller stabilize edilir. Hibrit yörüngelerin oluşturduğu daha güçlü bağlar nedeniyle sistemden daha fazla enerji açığa çıkar ve bu nedenle sistem daha kararlı hale gelir.

sp-hibridizasyonu örneğin Be, Zn, Co ve Hg (II) halojenürlerinin oluşumu sırasında gerçekleşir. Değerlik durumunda, tüm metal halojenürler, karşılık gelen enerji seviyesinde s ve p-eşleşmemiş elektronlar içerir. Bir molekül oluştuğunda, bir s- ve bir p-orbitali, 180 ° 'lik bir açıda iki hibrid sp-orbital oluşturur.

Deneysel veriler, tüm Be, Zn, Cd ve Hg (II) halojenürlerin doğrusal olduğunu ve her iki bağın da aynı uzunluğa sahip olduğunu göstermektedir.

sp2 hibridizasyonu. Bir s-orbital ve iki p-orbitalin hibridizasyonunun bir sonucu olarak, aynı düzlemde 120 ° 'lik bir açıyla bulunan üç hibrid sp2-orbital oluşur.

sp3 hibridizasyonu, karbon bileşiklerinin karakteristiğidir. Bir s-orbital ve üç p-orbitalin hibridizasyonunun bir sonucu olarak, 109.5 ° orbitaller arasında bir açı ile tetrahedronun köşelerine yönlendirilen dört hibrid sp3-orbital oluşur.

Hibridizasyon, karbon atomunun bileşiklerdeki diğer atomlarla tam eşdeğerliğinde, örneğin CH4, CCl4, C (CH3) 4, vb. Şeklinde kendini gösterir.

Hibridizasyon sadece s ve p'yi değil, aynı zamanda d ve f orbitallerini de içerebilir.

Sp3d2 hibridizasyonu ile 6 eşdeğer bulut oluşur. Gibi bileşiklerde görülür.

Hibridizasyon kavramı, moleküllerin başka türlü açıklanamayan bu tür yapısal özelliklerinin anlaşılmasını mümkün kılar.

Atomik orbitallerin (AO) hibridizasyonu, elektron bulutunun diğer atomlarla bağ oluşumu yönünde yer değiştirmesine yol açar. Sonuç olarak, hibrit orbitallerin üst üste binen bölgeleri, saf orbitallerden daha büyük olur ve bağ kuvveti artar.

İyonların ve moleküllerin polarize edilebilirliği ve polarize edici etkisi

Bir elektrik alanında, bir iyon veya bir molekül deforme olur, yani. içlerinde çekirdek ve elektronların göreceli bir yer değiştirmesi vardır. İyonların ve moleküllerin bu şekil değiştirebilirliğine polarize edilebilirlik denir. Dış tabakanın elektronları atomda en az kuvvetli olarak bağlandığından, her şeyden önce yer değiştirirler.

Anyonların polarize edilebilirliği, kural olarak, katyonların polarize edilebilirliğinden çok daha yüksektir.

Aynı elektron kabuğu yapısı ile, örneğin serilerde pozitif yük arttıkça iyonun polarize edilebilirliği azalır:

Elektronik analogların iyonları için, polarize edilebilirlik, elektronik katmanların sayısındaki artışla artar, örneğin: veya.

Moleküllerin polarize edilebilirliği, içlerinde bulunan atomların polarize edilebilirliği, geometrik konfigürasyon, bağların sayısı ve çokluğu, vb. Tarafından belirlenir. Göreli polarize edilebilirlik hakkındaki sonuç, yalnızca bir atomda farklılık gösteren benzer şekilde yapılandırılmış moleküller için mümkündür. Bu durumda, moleküllerin polarize edilebilirliğindeki fark, atomların polarize edilebilirliğindeki fark ile değerlendirilebilir.

Bir elektrik alanı hem yüklü bir elektrot hem de bir iyon tarafından oluşturulabilir. Böylece iyonun kendisi diğer iyonlar veya moleküller üzerinde polarize edici bir etkiye (polarizasyon) sahip olabilir. Bir iyonun polarizasyon etkisi, yükündeki artış ve yarıçapındaki azalma ile artar.

Anyonların polarize edici etkisi, kural olarak, katyonların polarize edici etkisinden çok daha azdır. Bu, anyonların katyonlara kıyasla büyük olmasından kaynaklanmaktadır.

Moleküller, polar olduklarında polarize olurlar; polarizasyon etkisi ne kadar yüksekse, molekülün dipol momenti o kadar büyüktür.

Polarize etme yeteneği arka arkaya artar, çünkü yarıçaplar artar ve iyonun yarattığı elektrik alanı azalır.

Hidrojen bağı

Hidrojen bağı, özel bir kimyasal bağ türüdür. F, O, N gibi güçlü elektronegatif metal olmayan hidrojen bileşiklerinin anormal derecede yüksek kaynama noktalarına sahip olduğu bilinmektedir. Н2Тe - H2Se - H2S serisinde kaynama noktası düzenli olarak azalırsa, H2S'den Н2О'ya geçerken bu sıcaklıktaki artışa keskin bir sıçrama olur. Hidrohalik asit serilerinde de aynı tablo görülmektedir. Bu, H2O molekülleri, HF molekülleri arasında belirli bir etkileşimin varlığını gösterir. Bu tür bir etkileşim, moleküllerin birbirinden ayrılmasını engellemelidir, yani. uçuculuğunu azaltır ve sonuç olarak karşılık gelen maddelerin kaynama noktasını arttırır. EO'daki büyük fark nedeniyle, H - F, H - O, H - N kimyasal bağları güçlü bir şekilde polarize edilmiştir. Bu nedenle, hidrojen atomu pozitif bir etkin yüke (δ +) sahiptir ve F, O ve N atomları fazla elektron yoğunluğuna sahiptir ve negatif yüklüdürler (d-). Coulomb çekiciliği nedeniyle, bir molekülün pozitif yüklü bir hidrojen atomu, başka bir molekülün elektronegatif bir atomu ile etkileşime girer. Bundan dolayı, moleküller birbirlerine çekilir (koyu noktalar, hidrojen bağlarını gösterir).

Bir hidrojen bağı, iki bağlı parçacığın (moleküller veya iyonlar) birinin parçası olan bir hidrojen atomunun oluşturduğu bir bağ olarak adlandırılır. Bir hidrojen bağının enerjisi (21-29 kJ / mol veya 5-7 kcal / mol), geleneksel bir kimyasal bağın enerjisinden yaklaşık 10 kat daha azdır. Bununla birlikte, hidrojen bağı, dimerik moleküllerin (Н2О) 2, (HF) 2 ve formik asidin çiftler halinde var olmasına neden olur.

HF, HO, HN, HCl, HS atomlarının bir dizi kombinasyonunda, hidrojen bağının enerjisi azalır. Ayrıca, artan sıcaklıkla azalır, bu nedenle, buhar halindeki maddeler, yalnızca önemsiz bir ölçüde hidrojen bağı sergiler; sıvı ve katı haldeki maddelerin özelliğidir. Su, buz, sıvı amonyak, organik asitler, alkoller ve fenoller gibi maddeler dimerler, trimerler ve polimerlerle ilişkilendirilir. Dimerler, sıvı halde en kararlı olanlardır.

Moleküller arası etkileşimler

Daha önce atomlardan molekül oluşumunu belirleyen bağları düşündük. Bununla birlikte, moleküller arasında da etkileşim vardır. Gazların yoğunlaşmasının ve sıvılara ve katılara dönüşmelerinin nedeni budur. Moleküller arası etkileşim kuvvetlerinin ilk formülasyonu 1871'de Van der Waals tarafından verildi. Bu nedenle, onlara van der Waals kuvvetleri denir. Moleküller arası etkileşim kuvvetleri yönelimsel, endüktif ve dağıtıcı olarak alt gruplara ayrılabilir.

Dipollerin zıt uçlarının elektrostatik etkileşimi nedeniyle, polar moleküller, bazı moleküllerin dipollerinin negatif uçları pozitife dönecek şekilde boşlukla yönlendirilir.

diğer moleküllerin dipollerinin uçları (oryantasyonel moleküller arası etkileşim).

Bu etkileşimin enerjisi, iki dipolün elektrostatik çekimi ile belirlenir. Dipol ne kadar büyükse, moleküller arası çekim o kadar güçlüdür (Н2О, HCl).

Moleküllerin ısıl hareketi, moleküllerin karşılıklı yönelimlerini engeller, bu nedenle artan sıcaklıkla yönelim etkisi zayıflar. Polar moleküllü maddelerde indüksiyon etkileşimi de gözlenir, ancak aynı zamanda genellikle oryantasyonel olandan çok daha zayıftır.

Polar bir molekül, bitişik bir molekülün polaritesini artırabilir. Başka bir deyişle, bir molekülün dipolünün etkisi altında, başka bir molekülün dipolü artabilir ve polar olmayan bir molekül polar hale gelebilir:

b

Başka bir molekül veya iyonun polarizasyonunun bir sonucu olarak ortaya çıkan dipol momentine indüklenmiş dipol momenti ve fenomenin kendisine indüksiyon denir. Bu nedenle, oryantasyon etkileşimi her zaman moleküllerin endüktif etkileşimi üzerine yerleştirilmelidir.

Polar olmayan moleküller durumunda (örneğin, H2, N2 veya soy gaz atomları), yönlendirme ve indüksiyon etkileşimi yoktur. Ancak hidrojen, nitrojen ve asal gazların yandığı bilinmektedir. Bu gerçekleri açıklamak için Londra, moleküller arası etkileşimlerin dağılım kuvvetleri kavramını tanıttı. Bu kuvvetler, yapılarına bakılmaksızın herhangi bir atom ve molekül arasında etkileşime girer. Büyük bir atom grubunda uyum içinde ortaya çıkan anlık dipol momentlerinden kaynaklanırlar:

Zamanın herhangi bir anında, dipollerin yönü farklı olabilir. Bununla birlikte, koordineli oluşumları, sıvıların ve katıların oluşumuna yol açan zayıf etkileşim kuvvetleri sağlar. Özellikle asal gazların düşük sıcaklıklarda sıvı hale geçmesine neden olur.

Dolayısıyla moleküller arasında etkiyen kuvvetler arasında en küçük bileşen dağılım etkileşimidir. Polaritesi az olan veya hiç olmayan moleküller arasında (CH4, H2, HI), etki kuvvetleri esas olarak dağıtıcı olanlardır. Moleküllerin içsel dipol momenti ne kadar büyükse, aralarındaki etkileşim yönelim kuvvetleri o kadar büyük olur.

Aynı türden bir dizi maddede, bu maddelerin moleküllerini oluşturan atomların boyutundaki artışla dispersiyon etkileşimi artar. Örneğin, HCl'de, dağılım kuvvetleri toplam moleküller arası etkileşimin% 81'ini oluşturur, HBr için bu değer% 95'tir ve HI -% 99,5'tir.

Moleküler orbital (MO) yönteminde kimyasal bağın tanımı

VS yöntemi kimyagerler tarafından yaygın olarak kullanılmaktadır. Bu yöntemde, büyük ve karmaşık bir molekülün ayrı iki merkezli ve iki elektronlu bağlardan oluştuğu kabul edilir. Kimyasal bir bağa neden olan elektronların iki atom arasında lokalize olduğu (bulunduğu) varsayılır. VS yöntemi çoğu moleküle başarıyla uygulanabilir. Bununla birlikte, bu yöntemin uygulanamadığı veya sonuçları deneyle çelişen birkaç molekül vardır.

Bazı durumlarda, kimyasal bir bağ oluşumundaki belirleyici rolün elektron çiftleri tarafından değil, tek tek elektronlar tarafından oynandığı bulundu. Bir iyonun varlığı, bir elektron kullanan kimyasal bir bağ olasılığını gösterir. Bu iyon oluştuğunda bir hidrojen atomundan ve bir hidrojen iyonundan 255 kJ (61 kcal) enerji açığa çıkar. Bu nedenle iyondaki kimyasal bağ oldukça güçlüdür.

Bir oksijen molekülündeki kimyasal bağı VS yöntemiyle tanımlamaya çalışırsak, ilk olarak bunun çift (σ- ve p-bağları) olması gerektiği ve ikinci olarak bir oksijen molekülünde tüm elektronların olması gerektiği sonucuna varırız. eşleştirilmiş, yani .e. O2 molekülü diyamanyetik olmalıdır. [Diamanyetik maddelerde atomların sabit bir manyetik momenti yoktur ve madde manyetik alanın dışına itilir. Paramanyetik madde, atomları veya molekülleri manyetik bir momente sahip olandır ve manyetik bir alana çekilme özelliğine sahiptir]. Deneysel veriler, oksijen molekülündeki bağın aslında enerjinin iki katı olduğunu, ancak molekülün diyamanyetik değil paramanyetik olduğunu gösteriyor. İki eşleşmemiş elektrona sahiptir. VS yöntemi, bu gerçeği açıklamak için güçsüzdür.

Kimyasal bağların kuantum mekanik muamelesi için en iyi yöntem şu anda moleküler orbital (MO) yöntemi olarak kabul edilmektedir. Bununla birlikte, VS yönteminden çok daha karmaşıktır ve ikincisi kadar açıklayıcı değildir.

MO yöntemi, bir molekülün tüm elektronlarının moleküler orbitallerde olduğunu kabul eder. Bir molekülde, bir elektron, karşılık gelen dalga fonksiyonu ψ tarafından tanımlanan belirli bir MO'dadır.

MO Türleri. Bir atomun elektronu yaklaşırken başka bir atomun etki alanına düştüğünde, hareketin doğası ve dolayısıyla elektronun dalga fonksiyonu değişir. Ortaya çıkan molekülde, dalga fonksiyonları veya elektronların orbitalleri bilinmemektedir. MO tipini bilinen AO ile belirlemenin birkaç yolu vardır. Çoğu zaman, MO'lar, atomik orbitallerin (LCAO) doğrusal bir kombinasyonu ile elde edilir. Pauli ilkesi, Gund kuralı, en az enerji ilkesi MO yöntemi için de geçerlidir.

İncir. 2.2 Atomik orbitallerden bağlanan ve bağlanan moleküler orbitallerin oluşumu.

En basit grafik biçiminde MO, LCAO gibi, dalga fonksiyonlarının eklenmesi veya çıkarılmasıyla elde edilebilir. Şekil 2.2, ilk AO'dan bağlanma ve gevşetici MO'ların oluşumunu gösterir.

Karşılık gelen AO'ların enerjileri büyüklük olarak birbirine yakınsa ve AO'lar bağ ekseni etrafında aynı simetriye sahipse AO'lar MO'lar oluşturabilir.

Hidrojen 1'lerin dalga fonksiyonları veya orbitalleri iki doğrusal kombinasyon verebilir - biri eklerken, diğeri çıkarırken (Şekil 2.2).

Dalga fonksiyonları eklendiğinde, örtüşme bölgesinde elektron bulutunun yoğunluğu ψ2 ile orantılı olarak büyür, atom çekirdeği arasında aşırı bir negatif yük oluşur ve atom çekirdeği ona çekilir. Hidrojen atomlarının dalga fonksiyonlarının eklenmesiyle elde edilen MO'ya bağlanma denir.

Dalga fonksiyonları çıkarılırsa, atomların çekirdekleri arasındaki bölgede elektron bulutunun yoğunluğu sıfıra eşit olur, elektron bulutu atomlar arasında bulunan bölgeden "dışarı itilir". Ortaya çıkan MO atomları bağlayamaz ve buna antibonlama denir.

Hidrojenin s-orbitalleri sadece bir σ-bağı oluşturduğundan, elde edilen MO'lar σcv ve σp ile gösterilir. 1s atomik orbitalleri tarafından oluşturulan MO'lar, σcv1s ve σp1s ile gösterilir.

Bağlayıcı bir MO'da, elektronların potansiyel (ve toplam) enerjisi, bir AO'dan daha azdır ve bir antibonding MO'da daha yüksektir. Mutlak değerde, antibonding orbitallerinde elektronların enerjisindeki artış, bağ orbitallerindeki enerjideki azalmadan biraz daha fazladır. Bağlama orbitallerindeki bir elektron, atomlar arasında bir bağ sağlar, bir molekülü stabilize eder ve bir antikor yörüngesindeki bir elektron, bir molekülü istikrarsızlaştırır, yani. atomlar arasındaki bağ zayıflıyor. Erazr. \u003e Esv.

MO'lar ayrıca aynı simetriye sahip 2p orbitallerinden oluşur: x ekseni boyunca yer alan 2p orbitallerinden σ orbitallerinin bağlanması ve antibonlanması. Σcv2p ve σp2p olarak adlandırılırlar. Bağlanma ve gevşetme p-orbitalleri 2pz-orbitallerden oluşur. Sırasıyla πсв2рz, πp2pz olarak adlandırılırlar. Πcv2py ve πр2py-orbitalleri benzer şekilde oluşturulur.

MO dolduruluyor. MO'ların elektronlarla doldurulması, artan yörünge enerjisi sırasına göre gerçekleşir. MO'lar aynı enerjiye sahipse (orw veya πр orbitalleri), bu durumda doldurma Hund kuralına göre gerçekleşir, böylece molekülün dönme momenti en büyüktür. Her MO, atomik olan gibi, iki elektron barındırabilir. Belirtildiği gibi, atomların veya moleküllerin manyetik özellikleri, eşleşmemiş elektronların varlığına bağlıdır: bir molekülde eşleşmemiş elektronlar varsa, o zaman paramanyetiktir, değilse, diyamanyetiktir.

Bir iyon düşünün.

Diyagramdan, tek elektronun σc - MO boyunca yer aldığı görülebilir. Bağlanma enerjisi 255 kJ / mol ve bağ uzunluğu 0.106 nm olan stabil bir bileşik oluşturulur. Moleküler iyon paramanyetiktir. VS yönteminde olduğu gibi iletişim çokluğunun elektronik çiftlerin sayısı ile belirlendiğini varsayarsak, o zaman iletişim çokluğu ½'ye eşittir. Eğitim sürecini şu şekilde yazabilirsiniz:

Bu gösterim, 1s AO'dan oluşan MO'da σc üzerinde bir elektron olduğu anlamına gelir.

Sıradan bir hidrojen molekülü, σcv1s yörüngesinde zıt dönüşlere sahip iki elektron içerir: H2'deki bağlanma enerjisi - 435 kJ / mol'den daha yüksektir ve bağ uzunluğu (0.074 nm) daha kısadır. H2 molekülünde tek bir bağ vardır, molekül diyamanyetiktir.

İncir. 2.3. İki hidrojen atomlu sistemde AO ve MO'nun enerji diyagramı.

Moleküler iyon (+ He + ® He + 2 [(sb1s) 2 (sp1s) 1]) zaten σres.1s yörüngesinde bir elektrona sahiptir. Bağ enerjisi - 238 kJ / mol (azaltılmış H2 ile karşılaştırıldığında) ve bağ uzunluğu (0.108 us) - arttı. Bağın çokluğu ½'dir (bağın çokluğu, bağ ve antibonding orbitallerindeki elektron sayısındaki farkın yarısına eşittir).

Varsayımsal bir He2 molekülü, σcv1s yörüngesinde iki elektrona ve σp1s yörüngesinde iki elektrona sahip olacaktır. Antikonlama yörüngesindeki bir elektron, elektronun bağ yörüngesi üzerindeki bağlanma etkisini yok ettiğinden, He2 molekülü var olamaz. VS yöntemi aynı sonuca götürür.

Moleküllerin oluşumu sırasında MO'nun elektronlarla doldurulma sırası II. Periyot elementlerine göre aşağıda gösterilmiştir. Şemalara göre, B2 ve O2 molekülleri paramanyetik iken, Be2 molekülü var olamaz.

II. Dönem elementlerinin atomlarından molekül oluşumu şu şekilde yazılabilir (K - dahili elektronik katmanlar):

Moleküllerin ve MMO'ların fiziksel özellikleri

Bağlanan ve gevşeyen MO'ların varlığı, moleküllerin fiziksel özellikleriyle doğrulanır. MO yöntemi, atomlardan bir molekül oluşumu sırasında moleküldeki elektronların bağ orbitallerine düşmesi durumunda, moleküllerin iyonlaşma potansiyellerinin atomların iyonlaşma potansiyellerinden daha büyük olması gerektiğini ve eğer elektronlar, antibonding orbitallerine düşer ve bunun tersi de geçerlidir.

Dolayısıyla, hidrojen ve nitrojen moleküllerinin iyonlaşma potansiyelleri (sırasıyla 1485 ve 1500 kJ / mol), hidrojen ve nitrojen atomlarının iyonlaşma potansiyellerinden (1310 ve 1390 kJ / mol) ve oksijen ve iyonizasyon potansiyellerinden daha yüksektir. flor molekülleri (gevşeyen orbitaller) - 1170 ve 1523 kJ / mol - karşılık gelen atomlardan daha az - 1310 ve 1670 kJ / mol. Moleküllerin iyonlaşması sırasında, bağlanma yörüngesinden (H2 ve N2) bir elektron çıkarılırsa bağ kuvveti azalır ve bağlanma yörüngesinden (O2 ve F2) bir elektron çıkarılırsa artar.

Farklı atomlara sahip iki atomlu moleküller

Farklı atomlara (NO, CO) sahip moleküller için MO'lar, başlangıç \u200b\u200batomları iyonizasyon potansiyellerinin değerlerinde çok fazla farklılık göstermiyorsa, benzer bir şekilde oluşturulur. Örneğin bir CO molekülü için bizde:

Oksijen atomunun AO enerjileri, karşılık gelen karbon orbitallerinin (1080 kJ / mol) enerjilerinin altında yer alır, çekirdeğe daha yakın yerleştirilirler. Dış katmanlardaki ilk atomlarda bulunan 10 elektron, bağlanan sb2s- ve antibonding sp2s-orbitallerini ve bağ ve pcw2py, z-orbitallerini doldurur. CO molekülü, N2 molekülü ile izoelektronik hale gelir. CO molekülündeki atomların bağlanma enerjisi (1105 kJ / mol), nitrojen molekülünden (940 kJ / mol) bile daha yüksektir. C - O bağ uzunluğu 0.113 nm'dir.

Molekül YOK

antibonding yörüngesinde bir elektrona sahiptir. Sonuç olarak, NO'nun (680 kJ / mol) bağlanma enerjisi, N2 veya CO'nunkinden daha düşüktür. NO molekülünden bir elektronun uzaklaştırılması (NO + oluşumu ile iyonlaşma) atomların bağlanma enerjisini 1050–1080 kJ / mol'e çıkarır.

Bir hidrojen florür HF molekülünde MO oluşumunu düşünelim. Florinin iyonlaşma potansiyeli (17.4 eV veya 1670 kJ / mol) hidrojenden (13.6 eV veya 1310 kJ / mol) daha yüksek olduğundan, florin 2p-orbitalleri hidrojenin 1s-orbitalinden daha düşük bir enerjiye sahiptir. Enerjilerdeki büyük fark nedeniyle, hidrojen atomunun 1s yörüngesi ve flor atomunun 2s yörüngesi etkileşmez. Böylece, florin 2s orbitali, HF'deki MO enerjisini değiştirmeden olur. Bu tür orbitallere bağlanmayan orbitaller denir. Florinin 2py ve 2pz orbitalleri, bağ ekseni etrafındaki simetri farkından dolayı hidrojenin 1s orbitaliyle etkileşime giremez. Ayrıca bağlayıcı olmayan MO'lar haline gelirler. Bağlanma ve gevşetici MO'lar, hidrojenin 1s-yörüngesinden ve florinin 2px-yörüngesinden oluşur. Hidrojen ve flor atomları, 560 kJ / mol enerjili iki elektronlu bir bağ ile bağlanır.

Referans listesi

Glinka N.L. Genel Kimya. - M .: Kimya, 1978. - S. 111-153.

Shimanovich I.E., Pavlovich M.L., Tikavy V.F., Malashko P.M. Formüllerde genel kimya, tanımlar, şemalar. - Minsk: Universitetskae, 1996. - S. 51-77.

Vorobiev V.K., Eliseev S.Yu., Vrublevsky A.V. Kimyada pratik ve bağımsız çalışma. - Minsk: UP "Donarit", 2005. - S. 21-30.

Şekil 1. Elementlerin yörünge yarıçapı (r a) ve tek elektronlu kimyasal bağın uzunluğu (d)

En basit tek elektronlu kimyasal bağ, tek bir değerlik elektronu tarafından oluşturulur. Bir elektronun iki pozitif yüklü iyonu tek bir bütünde tutabildiği ortaya çıktı. Tek elektronlu çiftlemede, pozitif yüklü parçacıkların Coulomb itme kuvvetleri, bu parçacıkların negatif yüklü bir elektrona karşı Coulomb çekim kuvvetleri tarafından telafi edilir. Değerlik elektronu, molekülün iki çekirdeğinde ortak hale gelir.

Bu tür kimyasal bileşiklerin örnekleri moleküler iyonlardır: H 2 +, Li 2 +, Na 2 +, K 2 +, Rb 2 +, Cs 2 +:

Heteronükleer iki atomlu moleküllerde bir polar kovalent bağ ortaya çıkar (Şekil 3). Kutupsal bir kimyasal bağdaki bağ elektron çifti, daha yüksek birinci iyonizasyon potansiyeline sahip atoma yakındır.

Polar moleküllerin uzamsal yapısını karakterize eden atom çekirdeği arasındaki d mesafesi, yaklaşık olarak karşılık gelen atomların kovalent yarıçaplarının toplamı olarak düşünülebilir.

Bazı polar maddelerin karakterizasyonu

Bağlayıcı elektron çiftinin polar molekülün çekirdeklerinden birine kayması, bir elektrik dipolünün (elektrodinamik) ortaya çıkmasına neden olur (Şekil 4).

Pozitif ve negatif yüklerin ağırlık merkezleri arasındaki mesafeye dipol uzunluğu denir. Bir molekülün polaritesi, bir bağın polaritesi gibi, dipol uzunluğu l'nin elektronik yük değeri ile çarpımı olan dipol momentinin μ büyüklüğü ile tahmin edilir:

Çoklu kovalent bağlar

Çoklu kovalent bağlar, çift ve üçlü kimyasal bağlar içeren doymamış organik bileşiklerle temsil edilir. Doymamış bileşiklerin doğasını tanımlamak için L. Pauling, sigma ve π-bağları, atomik orbitallerin hibridizasyonu kavramlarını tanıtıyor.

Pauling'in iki S ve iki p elektronu için hibridizasyonu, kimyasal bağların yönünü, özellikle metanın tetrahedral konfigürasyonunu açıklamayı mümkün kıldı. Etilenin yapısını açıklamak için, bir p-elektronunun π-bağı adı verilen ek bir bağ oluşturmak için bir karbon atomunun dört eşdeğer Sp 3 elektronundan izole edilmesi gerekir. Bu durumda, kalan üç Sp2-hibrit orbital, düzlemde 120 ° 'lik bir açıyla yerleştirilir ve örneğin düzlemsel bir etilen molekülü gibi temel bağlar oluşturur (Şekil 5).

Pauling'in yeni teorisinde, tüm bağ elektronları, molekülün çekirdeklerini bağlayan çizgiden eşit ve eşit uzaklıkta hale geldi. Pauling'in bükülmüş kimyasal bağ teorisi, elektronların Coulomb elektron korelasyonu olan M. Born dalga fonksiyonunun istatistiksel yorumunu hesaba kattı. Fiziksel bir anlam ortaya çıktı - kimyasal bağın doğası tamamen çekirdeklerin ve elektronların elektriksel etkileşimi tarafından belirlenir. Ne kadar çok bağ elektronu olursa, çekirdek arası mesafe o kadar kısa ve karbon atomları arasındaki kimyasal bağ o kadar güçlü olur.

Üç merkezli kimyasal bağ

Kimyasal bağ kavramının daha da geliştirilmesi, iki elektronlu üç merkezli bağlar teorisini ve bazı daha fazla bor hidrürünün (borohidritlerin) yapısını tahmin etmeyi mümkün kılan bir topolojik teori geliştiren Amerikalı fizikokimyacı W.Lipscomb tarafından verildi. .

Üç merkezli bir kimyasal bağdaki bir elektron çifti, üç atom çekirdeği için ortak hale gelir. Üç merkezli kimyasal bağın en basit temsilinde - moleküler hidrojen iyonu H 3 +, elektron çifti tek bir bütünde üç protonu tutar (Şekil 6).

Şekil 7 Diboran

Boranların iki elektronlu üç merkezli bağları olan "köprü" hidrojen atomları ile varlığı, kanonik değerlik doktrinini ihlal etti. Daha önce standart bir tek değerlikli element olarak kabul edilen hidrojen atomunun, iki bor atomuyla aynı bağlarla bağlandığı ve resmen iki değerlikli bir element haline geldiği ortaya çıktı. W. Lipscomb'un boranların yapısını deşifre etme çalışmaları, kimyasal bağ anlayışını genişletti. Nobel Komitesi, William Nunn Lipscomb'a boranların (borohidritler) yapısının incelenmesi için 1976 Kimya Ödülü'nü verdi ve kimyasal bağların sorunlarını açıklığa kavuşturdu.

Çok merkezli kimyasal bağ

Şekil 8 Ferrocene molekülü

Şekil 9 Dibenzen krom

Şekil 10 Uranosen

Ferosen molekülündeki on (C-Fe) bağın tümü eşdeğerdir, Fe-c çekirdekler arası mesafe 2.04 Å'dur. Bir ferosen molekülündeki tüm karbon atomları yapısal ve kimyasal olarak eşdeğerdir, her bir C-C bağının uzunluğu 1.40 - 1.41 A'dır (karşılaştırma için, benzende, C-C bağının uzunluğu 1.39 A'dır). Demir atomunun etrafında 36 elektronlu bir kabuk belirir.

Kimyasal bağ dinamikleri

Kimyasal bağ oldukça dinamik. Böylece, metal buharlaşması sırasında bir faz geçişi sırasında bir metal bağı kovalent bir bağa dönüştürülür. Bir metalin katı halden buhar haline geçişi büyük miktarlarda enerji gerektirir.

Buharlarda, bu metaller pratik olarak homonükleer iki atomlu moleküllerden ve serbest atomlardan oluşur. Metal buharlarının yoğunlaşması üzerine, kovalent bağ metalik bir bağa dönüşür.

Tipik bir iyonik bağa sahip tuzların, örneğin alkali metal florürlerin buharlaşması, iyonik bağın yok olmasına ve bir polar kovalent bağa sahip heteronükleer diatomik moleküllerin oluşumuna yol açar. Bu durumda, köprü bağları olan dimerik moleküllerin oluşumu gerçekleşir.

Alkali metal florürlerin moleküllerinde ve dimerlerinde kimyasal bağın karakterizasyonu.

Alkali metal florürlerin buharlarının yoğunlaşması sırasında, polar kovalent bağ, tuzun karşılık gelen kristal kafesinin oluşumu ile iyonik bir bağa dönüştürülür.

Kovalentten metalik bağa geçiş mekanizması

Şekil 11. Elektron çiftinin yörünge yarıçapı r e ile kovalent kimyasal bağın uzunluğu arasındaki oran d

Şekil 12 İki atomlu moleküllerin dipollerinin yönelimi ve alkali metal buharlarının yoğunlaşması sırasında kümenin çarpık oktahedral bir parçasının oluşumu

Şekil 13 Alkali metal kristallerinde çekirdeklerin hacim merkezli kübik düzenlemesi ve bir bağlantı bağlantısı

Dağınık çekim (Londra kuvvetleri), atomlar arası etkileşimi ve alkali metal atomlarından homonükleer diatomik moleküllerin oluşumunu belirler.

Kovalent bir metal-metal bağının oluşumu, etkileşen atomların elektron kabuklarının deformasyonu ile ilişkilidir - değerlik elektronları, elektron yoğunluğu, ortaya çıkan molekülün atom çekirdeği arasındaki boşlukta yoğunlaşan bir bağ elektron çifti oluşturur. Alkali metallerin homonükleer iki atomlu moleküllerinin karakteristik bir özelliği, uzun bir kovalent bağ uzunluğu (bir hidrojen molekülündeki bağ uzunluğunun 3.6-5.8 katı) ve bunun kırılma enerjisinin düşük olmasıdır.

Re ve d arasındaki belirtilen oran, moleküldeki elektrik yüklerinin eşit olmayan dağılımını belirler - bağlanan elektron çiftinin negatif elektrik yükü, molekülün orta kısmında yoğunlaşır ve iki atom çekirdeğinin pozitif elektrik yükleri, molekülün uçları.

Elektrik yüklerinin eşit olmayan dağılımı, yönelimsel kuvvetler (van der Waals kuvvetleri) nedeniyle moleküllerin etkileşimi için koşullar yaratır. Alkali metal molekülleri, çevrede zıt elektrik yüklerinin ortaya çıkacağı şekilde kendilerini yönlendirme eğilimindedir. Sonuç olarak, moleküller arasında çekici kuvvetler hareket eder. İkincisinin varlığı nedeniyle, alkali metal molekülleri yaklaşır ve az çok sıkı bir şekilde bir araya gelir. Aynı zamanda, komşu moleküllerin daha yakın kutuplarının etkisi altında her birinin bir miktar deformasyonu meydana gelir (Şekil 12).

Aslında, alkali metal moleküllerinin dört pozitif yüklü atom çekirdeğinin elektrik alanına düşen ilk diatomik molekülün bağlayıcı elektronları, atomun yörünge yarıçapından kopar ve serbest kalır.

Bu durumda, bağ elektron çifti, altı katyonlu sistem için bile yaygın hale gelir. Metal kristal kafesin inşası, kümelenme aşamasında başlar. Alkali metallerin kristal kafesinde, çarpık düzleştirilmiş oktahedron şeklindeki bağlantı bağlantısının yapısı açıkça ifade edilir - yüksekliği ve tabanının kenarları sabitin değerine eşit olan kare bir bipiramit öteleme kafesi aw (Şekil 13).

Bir alkali metal kristalinin öteleme kafes sabitinin a w değeri, bir alkali metal molekülünün kovalent bağının uzunluğunu önemli ölçüde aşar; bu nedenle, genellikle metaldeki elektronların serbest durumda olduğu kabul edilir:

Bir metaldeki serbest elektronların özellikleriyle ilişkili matematiksel yapı genellikle, elektronların bulunduğu geometrik bir yer olarak kabul edilmesi gereken "Fermi yüzeyi" ile tanımlanır ve bir metalin ana özelliğini sağlayan - bir elektrik akımını iletmek için.

Alkali metallerin buharlarının yoğunlaşma sürecini, örneğin hidrojen gibi gazların yoğunlaşma süreciyle karşılaştırırken, metalin özelliklerinde karakteristik bir özellik ortaya çıkar. Dolayısıyla, hidrojenin yoğunlaşması sırasında zayıf moleküller arası etkileşimler ortaya çıkarsa, o zaman metal buharlarının yoğunlaşması sırasında, kimyasal reaksiyonların karakteristik işlemleri meydana gelir. Metal buharının yoğunlaşması birkaç aşamada gerçekleşir ve aşağıdaki işlemle tanımlanabilir: serbest atom → kovalent bağa sahip diatomik molekül → metal küme → metal bağ ile kompakt metal.

Alkali metal halojenür moleküllerinin etkileşimine dimerizasyonları eşlik eder. Bir dimerik molekül, bir elektrik dört kutuplu olarak görülebilir (Şekil 15). Şu anda, alkali metal halojenürlerin dimerlerinin temel özellikleri (kimyasal bağ uzunlukları ve bağ açıları) bilinmektedir.

Alkali metal halojenürlerin (E 2 X 2) (gaz fazı) dimerlerinde kimyasal bağ uzunluğu ve bağ açıları.

E 2 X 2	X \u003d F		X \u003d Cl		X \u003d Br		X \u003d I
	d EF, Å		d ECl, Å		d EBr, Å		d EI, Å
Li 2X 2	1,75	105	2,23	108	2,35	110	2,54	116
Na 2 X 2	2,08	95	2,54	105	2,69	108	2,91	111
K 2 X 2	2,35	88	2,86	98	3,02	101	3,26	104
Cs 2 X 2	2,56	79	3,11	91	3,29	94	3,54	94

Yoğunlaşma sürecinde, oryantasyon kuvvetlerinin etkisi artar, moleküller arası etkileşime kümelerin oluşumu ve ardından bir katı eşlik eder. Alkali metal halojenürler, basit bir kübik ve gövde merkezli kübik kafese sahip kristaller oluşturur.

Alkali metal halojenürler için kristal kafes tipi ve öteleme kafes sabiti.

Kristalizasyon sürecinde, atomlar arası mesafede daha fazla artış meydana gelir ve bir elektronun bir alkali metal atomunun yörünge yarıçapından ayrılmasına ve karşılık gelen iyonların oluşumu ile bir elektronun bir halojen atomuna aktarılmasına yol açar. İyonların kuvvet alanları uzayda her yöne eşit olarak dağılmıştır. Bu bağlamda, alkali metallerin kristallerinde, iyonik bağı (Na + Cl -) niteliksel olarak temsil etmek için alışılmış olduğu gibi, her bir iyonun kuvvet alanı zıt işaretli bir iyonla hiçbir şekilde koordine olmaz.

İyonik bileşiklerin kristallerinde, Na + Cl - ve Cs + Cl - gibi basit iki iyonik molekül kavramı anlamını yitirir, çünkü alkali metal iyonu altı klor iyonuna (bir sodyum klorür kristalinde) ve sekize bağlıdır. klor iyonları (bir sezyum klorür kristalinde, kristallerdeki interiyonik mesafeler eşit mesafelidir.

Notlar

1. İnorganik Kimya El Kitabı. İnorganik maddelerin sabitleri. - M .: "Kimya", 1987. - S. 124. - 320 s.
2. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. İnorganik Kimya El Kitabı. İnorganik maddelerin sabitleri. - M .: "Kimya", 1987. - S. 132-136. - 320 p.
3. Gankin V.Yu., Gankin Yu.V. Kimyasal bir bağ nasıl oluşur ve kimyasal reaksiyonlar nasıl ilerler. - M .: "Border" yayın grubu, 2007. - 320 s. - ISBN 978-5-94691296-9
4. B.V. Nekrasov Genel kimya kursu. - M .: Goskhimizdat, 1962. - S. 88. - 976 s.
5. Pauling L. Kimyasal bağın doğası / Ya.K. Syrkin tarafından düzenlenmiştir. - Şerit. İngilizceden M.E. Dyatkina. - M.-L .: Goskhimizdat, 1947. - 440 s.
6. Teorik organik kimya / ed. R.H. Freidlina. - Şerit. İngilizceden Yu.G. Bundel. - M .: Ed. yabancı edebiyat, 1963. - 365 s.
7. Lemenovsky D.A., Levitsky M.M. Rus kimya dergisi (D.I. Mendeleev'in adını taşıyan Rus Kimya Derneği dergisi). - 2000. - T. XLIV, sayı 6. - S. 63-86.
8. Kimyasal ansiklopedik sözlük / Ch. ed. I.L. Knunyants. - M: Sov. ansiklopedi, 1983. - S. 607. - 792 s.
9. B.V. Nekrasov Genel kimya kursu. - M .: Goskhimizdat, 1962. - S. 679. - 976 s.
10. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. İnorganik Kimya El Kitabı. İnorganik maddelerin sabitleri. - M .: "Kimya", 1987. - S. 155-161. - 320 p.
11. Gillespie R. Moleküllerin geometrisi / başına. İngilizceden E.Z. Zasorin ve V.S. Mastryukov, ed. YA Pentina. - M .: "Mir", 1975. - S. 49. - 278 s.
12. Kimyacının El Kitabı. - 2. baskı, Rev. ve Ekle. - L.-M .: GNTI Kimyasal Literatür, 1962. - T. 1. - S. 402-513. - 1072 s.
13. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. İnorganik Kimya El Kitabı. İnorganik maddelerin sabitleri .. - M .: "Kimya", 1987. - S. 132-136. - 320 p.
14. Ziman J. Metallerdeki elektronlar (Fermi yüzeyleri teorisine giriş). Fizik bilimlerindeki gelişmeler .. - 1962. - V.78, sayı 2. - 291 s.

Ayrıca bakınız

• Kimyasal bağ - Büyük Sovyet Ansiklopedisi'nden makale
• Kimyasal bağ - Chemport.ru
• Kimyasal bağ - Fiziksel Ansiklopedi

Kimyasal bağ kavramı, bir bilim olarak kimyanın çeşitli alanlarında küçük bir öneme sahip değildir. Bunun nedeni, tek tek atomların moleküller halinde birleşebilmesi, her türlü maddeyi oluşturması ve bu da kimyasal araştırmanın konusu olmasından kaynaklanmaktadır.

Atom ve molekül çeşitliliği, aralarında çeşitli bağ türlerinin ortaya çıkmasıyla ilişkilidir. Farklı molekül sınıfları, elektron dağılımının kendi özellikleri ve dolayısıyla kendi bağ türleri ile karakterize edilir.

Temel konseptler

Kimyasal bağ atomların daha karmaşık bir yapıya (moleküller, iyonlar, radikaller) ve agregalara (kristaller, camlar vb.) sahip kararlı parçacıkların oluşumu ile bağlanmasına yol açan bir dizi etkileşim denir. Bu etkileşimlerin doğası elektrikseldir ve yaklaşan atomlarda değerlik elektronlarının dağılımı sırasında ortaya çıkarlar.

Değer kabul edildi bir atomun diğer atomlarla belirli sayıda bağ kurma yeteneğini adlandırır. İyonik bileşiklerde, bağışlanan veya bağlanan elektronların sayısı değerlik değeri olarak alınır. Kovalent bileşiklerde, ortak elektron çiftlerinin sayısına eşittir.

Altında oksidasyon durumu şartlı olarak anlaşılır tüm polar kovalent bağlar iyonik olsaydı bir atom üzerinde olabilecek yük.

İletişimin çokluğu denir dikkate alınan atomlar arasındaki paylaşılan elektron çiftlerinin sayısı.

Çeşitli kimya dallarında ele alınan bağlar iki tür kimyasal bağa ayrılabilir: yeni maddelerin oluşumuna yol açanlar (molekül içi) , ve moleküller arasında ortaya çıkanlar (moleküller arası).

Temel iletişim özellikleri

İletişim enerjisiyle moleküldeki tüm mevcut bağları kırmak için gerekli olan enerjiye denir. Aynı zamanda bir bağ oluşumu sırasında açığa çıkan enerjidir.

İletişim uzunluğu "Çekme" ve itme kuvvetlerinin dengelendiği bir moleküldeki bitişik atom çekirdekleri arasındaki mesafeyi ifade eder.

Atomların kimyasal bağının bu iki özelliği, gücünün bir ölçüsüdür: uzunluk ne kadar kısa ve enerji ne kadar büyükse, bağ o kadar güçlüdür.

Değerlik açısı atomların çekirdeklerinden bağ yönünde geçen temsil edilen çizgiler arasındaki açıyı çağırmak gelenekseldir.

İlişki Tanımlama Yöntemleri

En yaygın olanı, kuantum mekaniğinden ödünç alınan kimyasal bağı açıklamaya yönelik iki yaklaşımdır:

Moleküler yörünge yöntemi. Bir molekülü, her bir elektronun diğer tüm elektronların ve çekirdeklerin etki alanında hareket ettiği bir elektron ve atom çekirdeği koleksiyonu olarak görür. Molekülün yörünge yapısı vardır ve tüm elektronları bu yörüngeler boyunca dağılmıştır. Ayrıca, bu yönteme MO LCAO adı verilir ve "moleküler orbital - doğrusal kombinasyon" anlamına gelir.

Değerlik bağları yöntemi. Bir molekülü, iki merkezi moleküler orbitalden oluşan bir sistem olarak temsil eder. Dahası, her biri moleküldeki iki bitişik atom arasındaki bir bağa karşılık gelir. Yöntem aşağıdaki hükümlere dayanmaktadır:

1. Kimyasal bir bağ oluşumu, dikkate alınan iki atom arasında yer alan zıt dönüşlere sahip bir çift elektron tarafından gerçekleştirilir. Oluşan elektron çifti eşit olarak iki atoma aittir.
2. Bir veya başka bir atomun oluşturduğu bağların sayısı, yerdeki ve uyarılmış hallerdeki eşleşmemiş elektronların sayısına eşittir.
3. Elektronik çiftler bir bağ oluşumunda yer almazlarsa, bunlara yalnız çiftler denir.

Elektronegatiflik

Bileşen atomlarının elektronegatiflik değerlerindeki farklılığa dayanarak maddelerdeki kimyasal bağın türünü belirlemek mümkündür. Altında elektronegatiflik Atomların, bağın polarizasyonuna yol açan ortak elektron çiftlerini (elektron bulutu) çekme yeteneğini anlar.

Kimyasal elementlerin elektronegatiflik değerlerini belirlemenin çeşitli yolları vardır. Bununla birlikte, en çok kullanılan, 1932'de L. Pauling tarafından önerilen termodinamik verilere dayanan ölçektir.

Atomların elektronegatifliklerindeki fark ne kadar önemliyse, iyonikliği o kadar çok ortaya çıkar. Aksine, eşit veya yakın elektronegatiflik değerleri, bağın kovalent yapısını gösterir. Başka bir deyişle, belirli bir molekülde ne tür bir kimyasal bağın gözlendiğini matematiksel olarak belirlemek mümkündür. Bunu yapmak için, ΔХ - atomların elektronegatiflikleri arasındaki farkı aşağıdaki formüle göre hesaplamanız gerekir: ΔX \u003d | X 1 -X 2 |.

• Eğer bir ΔX\u003e 1.7, o zaman bağ iyoniktir.
• Eğer bir 0.5≤ΔX≤1.7, daha sonra kovalent bağ kutupsaldır.
• Eğer bir ΔX \u003d 0 ya da ona yakınsa, bağ bir kovalent polar olmayan anlamına gelir.

İyonik bağ

İyonik bağ, iyonlar arasında veya ortak bir elektron çiftinin atomlardan biri tarafından tamamen çekilmesi nedeniyle ortaya çıkan bir bağdır. Maddelerde bu tür kimyasal bağ, elektrostatik çekim kuvvetleri tarafından gerçekleştirilir.

İyonlar, elektronların bağlanması veya salınması sonucunda atomlardan oluşan yüklü parçacıklardır. Bir atom elektronları kabul ederse, negatif bir yük alır ve bir anyon haline gelir. Atom değerlik elektronları bağışlarsa, katyon adı verilen pozitif yüklü bir parçacık haline gelir.

Tipik metallerin atomlarının tipik metal olmayan atomlarla etkileşimi ile oluşan bileşiklerin karakteristiğidir. Bu sürecin ana kısmı, atomların kararlı elektronik konfigürasyonlar elde etme arzusudur. Ve bunun için tipik metaller ve metal olmayanlar sadece 1-2 elektron vermeli veya almalıdır ki bunu kolayca yaparlar.

Bir molekülde iyonik bir kimyasal bağ oluşum mekanizması, geleneksel olarak sodyum ve klorin etkileşimi örneğinde ele alınır. Alkali metal atomları, bir halojen atomunun çektiği bir elektronu kolayca bağışlar. Sonuç, elektrostatik çekim ile bir arada tutulan bir Na + katyonu ve bir Cl - anyonudur.

İdeal bir iyonik bağ yoktur. Genellikle iyonik olarak adlandırılan bu tür bileşiklerde bile, elektronların atomdan atoma son geçişi gerçekleşmez. Oluşan elektron çifti hala ortak kullanımdadır. Bu nedenle, kovalent bağın iyonlaşma derecesinden söz edilir.

İyonik bağ, birbiriyle ilişkili iki ana özellikle karakterize edilir:

• yönsüzlük, yani iyonun etrafındaki elektrik alan küre şeklindedir;
• doymamışlık, yani herhangi bir iyonun etrafına yerleştirilebilecek zıt yüklü iyonların sayısı, boyutlarına göre belirlenir.

Kovalent kimyasal bağ

Ametal olmayan atomların elektron bulutları üst üste geldiğinde, yani ortak bir elektron çifti tarafından gerçekleştirilen bağa kovalent bağ denir. Paylaşılan elektron çiftlerinin sayısı, bağın çokluğunu belirler. Böylece, hidrojen atomları tek bir H ··· H bağıyla bağlanır ve oksijen atomları bir çift bağ O :: O oluşturur.

Oluşumu için iki mekanizma vardır:

• Değiştirilebilir - her atom, ortak bir çiftin oluşumu için bir elektronu temsil eder: A · + · B \u003d A: B, bir elektronun bulunduğu dış atomik orbitaller ise bağın uygulanmasına katılır.
• Donör-alıcı - bir bağ oluşumu için atomlardan biri (verici) bir çift elektron sağlar ve ikincisi (alıcı) yerleştirilmesi için serbest bir yörünge sağlar: A +: B \u003d A: B.

Kovalent bir kimyasal bağın oluşumu sırasında örtüşen elektron bulutlarının yöntemleri de farklıdır.

1. Doğrudan. Bulut örtüşme bölgesi, söz konusu atomların çekirdeklerini birbirine bağlayan düz bir hayali çizgide uzanır. Bu durumda σ-bağları oluşur. Bu durumda ortaya çıkan kimyasal bağın türü, üst üste binen elektron bulutlarının türüne bağlıdır: s-s, s-p, p-p, s-d veya p-d σ-bağları. Bir parçacıkta (molekül veya iyon), iki komşu atom arasında yalnızca bir σ-bağı mümkündür.
2. Yanal. Atom çekirdeğini birbirine bağlayan çizginin her iki tarafında gerçekleştirilir. Bu, bir π-bağının nasıl oluştuğudur ve çeşitleri de mümkündür: p-p, p-d, d-d. Σ-bağı dışında, π-bağı asla oluşmaz; çoklu (çift ve üçlü) bağ içeren moleküllerde olabilir.

Kovalent bağ özellikleri

Bileşiklerin kimyasal ve fiziksel özelliklerini belirleyen onlardır. Maddelerdeki herhangi bir kimyasal bağın temel özellikleri, yönlülüğü, polaritesi ve polarize edilebilirliğinin yanı sıra doygunluktur.

Yön bağlantı, maddelerin moleküler yapısının özelliklerine ve moleküllerinin geometrik şekline bağlıdır. Bunun özü, elektron bulutlarının en iyi örtüşmesinin uzayda belirli bir yönelimle mümkün olmasıdır. Σ- ve π-bağlarının oluşumunun varyantları yukarıda zaten ele alınmıştır.

Altında doyma Atomların bir molekülde belirli sayıda kimyasal bağ kurma yeteneğini anlar. Her atom için kovalent bağların sayısı, dış orbitallerin sayısı ile sınırlıdır.

Polarite bağ atomların elektronegatiflik değerlerindeki farklılığa bağlıdır. Atomların çekirdekleri arasındaki elektron dağılımının tekdüzeliği buna bağlıdır. Bu özellik için kovalent bir bağ polar olabilir veya polar olmayabilir.

• Ortak bir elektron çifti atomların her birine eşit olarak aitse ve çekirdeklerinden aynı uzaklıkta bulunuyorsa, kovalent bağ polar değildir.
• Ortak elektron çifti, atomlardan birinin çekirdeğine kaydırılırsa, kovalent bir polar kimyasal bağ oluşur.

Polarize edilebilirlik başka bir parçacığa ait olabilen, aynı moleküldeki komşu bağlara veya elektromanyetik alanların dış kaynaklarından gelebilecek harici bir elektrik alanının etkisi altında bağ elektronlarının yer değiştirmesi ile ifade edilir. Dolayısıyla, etkileri altındaki bir kovalent bağ, kutupluluğunu değiştirebilir.

Orbitallerin hibridizasyonu, kimyasal bir bağın uygulanması sırasında şekillerinde meydana gelen bir değişiklik olarak anlaşılır. En etkili örtüşmeyi sağlamak için bu gereklidir. Aşağıdaki hibridizasyon türleri vardır:

• sp 3. Bir s- ve üç p-orbitali, aynı şekle sahip dört "hibrit" orbital oluşturur. Dıştan, 109 ° eksenleri arasında bir açı ile bir tetrahedronu andırır.
• sp 2. Bir s- ve iki p-orbitali, 120 ° eksenleri arasında bir açı ile düz bir üçgen oluşturur.
• sp. Bir s- ve bir p-orbital, eksenleri arasında 180 ° 'lik bir açı ile iki "hibrit" orbital oluşturur.

Metal atomlarının yapısının bir özelliği, oldukça büyük bir yarıçap ve dış orbitallerde az sayıda elektronun varlığıdır. Sonuç olarak, bu tür kimyasal elementlerde, çekirdek ve değerlik elektronları arasındaki bağ nispeten zayıftır ve kolayca kırılır.

Metal bir bağ, yer değiştirmiş elektronların yardımıyla gerçekleştirilen metallerin atomları-iyonları arasında böyle bir etkileşim olarak adlandırılır.

Metal parçacıklarda, değerlik elektronları dış orbitalleri kolayca terk edebilir ve üzerlerindeki boş yerleri işgal edebilir. Böylece, farklı zamanlarda aynı parçacık bir atom ve bir iyon olabilir. Onlardan ayrılan elektronlar, kristal kafesin hacmi boyunca serbestçe hareket eder ve kimyasal bir bağ gerçekleştirir.

Bu tür bağ, iyonik ve kovalent ile benzerliklere sahiptir. İyonik bağa gelince, bir metalik bağın varlığı için iyonlara ihtiyaç vardır. Ancak ilk durumda elektrostatik etkileşimin uygulanması için katyonlar ve anyonlara ihtiyaç duyulursa, ikincisinde negatif yüklü parçacıkların rolü elektronlar tarafından oynanır. Metalik bir bağı kovalent bir bağla karşılaştırırsak, her ikisinin de oluşumu için ortak elektronlar gerekir. Bununla birlikte, kutupsal bir kimyasal bağdan farklı olarak, iki atom arasında lokalize değildirler, ancak kristal kafesteki tüm metal parçacıklara aittirler.

Hemen hemen tüm metallerin özel nitelikleri metal bağından kaynaklanmaktadır:

• plastisite, bir elektron gazı tarafından tutulan kristal kafes içindeki atom katmanlarının yer değiştirmesi olasılığı nedeniyle mevcuttur;
• ışık ışınlarının elektronlardan yansıması nedeniyle gözlenen metalik parlaklık (toz halinde kristal kafes yoktur ve bu nedenle bunun boyunca hareket eden elektronlar);
• bir yüklü parçacık akışı tarafından gerçekleştirilen elektriksel iletkenlik ve bu durumda, küçük elektronlar büyük metal iyonları arasında serbestçe hareket eder;
• ısıl iletkenlik, elektronların ısıyı transfer etme kabiliyetinden dolayı gözlemlenir.

Bu tür kimyasal bağ bazen kovalent ve moleküller arası etkileşimler arasında bir ara ürün olarak adlandırılır. Bir hidrojen atomu, güçlü elektronegatif elementlerden (fosfor, oksijen, klor, nitrojen gibi) biriyle bir bağa sahipse, hidrojen adı verilen ek bir bağ oluşturabilir.

Yukarıda ele alınan tüm bağ türlerinden çok daha zayıftır (enerji 40 kJ / molü geçmez), ancak ihmal edilemez. Bu nedenle diyagramdaki hidrojen kimyasal bağı noktalı bir çizgiye benziyor.

Eşzamanlı verici-alıcı elektrostatik etkileşim nedeniyle bir hidrojen bağı oluşumu mümkündür. Elektronegatiflik değerlerinde büyük bir fark, O, N, F ve diğerlerinin atomlarında aşırı elektron yoğunluğunun ortaya çıkmasına ve bunun yanı sıra hidrojen atomundaki eksikliğine yol açar. Bu tür atomlar arasında kimyasal bağ olmaması durumunda, yeterince yakın olduklarında çekim kuvvetleri harekete geçer. Bu durumda proton, elektron çiftinin alıcısı, ikinci atom ise verici.

Hem bitişik moleküller arasında, örneğin su, karboksilik asitler, alkoller, amonyak ve örneğin salisilik asit gibi bir molekül içinde bir hidrojen bağı oluşabilir.

Su molekülleri arasında bir hidrojen bağının varlığı, bir takım benzersiz fiziksel özelliklerini açıklar:

• Isı kapasitesi, dielektrik sabiti, kaynama ve erime noktalarının hesaplamalara göre değerleri, moleküllerin bağlılığı ve moleküller arası hidrojeni kırmak için enerji harcama ihtiyacı ile açıklanan gerçek değerlerden önemli ölçüde daha düşük olmalıdır. tahviller.
• Diğer maddelerden farklı olarak, suyun hacmi azalan sıcaklıkla artar. Bunun nedeni, moleküllerin buzun kristal yapısında belirli bir pozisyonda bulunması ve hidrojen bağının uzunluğu kadar birbirinden uzaklaşmasıdır.

Bu bağ, canlı organizmalar için özel bir rol oynar, çünkü özel yapısı ve dolayısıyla özellikleri protein moleküllerindeki varlığı ile belirlenir. Ek olarak, DNA'nın çift sarmalını oluşturan nükleik asitler de hidrojen bağları ile bağlanır.

Kristal bağlar

Katıların ezici çoğunluğu kristal bir kafese sahiptir - onları oluşturan parçacıkların özel bir karşılıklı düzenlemesi. Bu durumda, üç boyutlu bir periyodiklik gözlemlenir ve hayali çizgilerle birbirine bağlanan düğümlerde atomlar, moleküller veya iyonlar bulunur. Bu parçacıkların doğasına ve aralarındaki bağlara bağlı olarak tüm kristal yapılar atomik, moleküler, iyonik ve metalik olmak üzere ikiye ayrılır.

İyonik kristal kafesin yerleri katyonlar ve anyonlardır. Dahası, her biri, yalnızca zıt yüklere sahip, kesin olarak tanımlanmış sayıda iyonla çevrilidir. Tipik bir örnek sodyum klorürdür (NaCl). Kırılmaları için çok fazla enerjiye ihtiyaç duyduklarından, yüksek erime noktalarına ve sertliğe sahip olma eğilimindedirler.

Moleküler kristal kafesin bölgelerinde, kovalent bir bağ tarafından oluşturulan madde molekülleri bulunur (örneğin, I 2). Zayıf bir van der Waals etkileşimi ile birbirlerine bağlanırlar ve bu nedenle böyle bir yapının yok edilmesi kolaydır. Bu tür bileşikler düşük kaynama ve erime noktalarına sahiptir.

Atomik kristal kafes, yüksek valans değerlerine sahip kimyasal elementlerin atomlarından oluşur. Güçlü kovalent bağlarla bağlanırlar, bu da maddelerin yüksek kaynama noktaları, erime noktaları ve büyük sertliklerle ayırt edildiği anlamına gelir. Bir örnek bir elmastır.

Bu nedenle, kimyasal maddelerde bulunan her tür bağ, parçacıkların moleküller ve maddelerdeki etkileşiminin inceliklerini açıklayan kendi özelliklerine sahiptir. Bağlantıların özellikleri bunlara bağlıdır. Çevrede meydana gelen tüm süreçleri belirlerler.

Kovalent kimyasal bağ, çeşitleri ve oluşum mekanizmaları. Kovalent bir bağın karakterizasyonu (polarite ve bağ enerjisi). İyonik bağ. Metalik bağ. Hidrojen bağı

Kimyasal bağ doktrini, tüm teorik kimyanın temelidir.

Kimyasal bağ, onları moleküllere, iyonlara, radikallere, kristallere bağlayan atomların etkileşimi olarak anlaşılır.

Dört tür kimyasal bağ vardır: iyonik, kovalent, metalik ve hidrojen.

Kimyasal bağların türlere ayrılması koşulludur, çünkü hepsi belirli bir birlik ile karakterize edilir.

İyonik bağ, kovalent polar bağın sınırlayıcı durumu olarak düşünülebilir.

Metalik bağ, atomların kovalent etkileşimini, paylaşılan elektronların yardımıyla ve bu elektronlar ile metal iyonları arasındaki elektrostatik çekimle birleştirir.

Maddelerde, genellikle sınırlayıcı kimyasal bağlar (veya saf kimyasal bağlar) yoktur.

Örneğin, lityum florür $ LiF $ iyonik bileşikler olarak anılır. Aslında, içindeki bağ% 80 $ iyonik ve% 20 $ kovalenttir. Bu nedenle, kimyasal bir bağın polarite (iyonlaşma) derecesi hakkında konuşmak daha doğrudur.

Hidrojen halojenürleri $ HF - HCl - HBr - HI - HАt $ serisinde, halojen ve hidrojen atomlarının elektronegatiflik değerlerindeki fark azaldığı için bağ polaritesi azalır ve hidrojen astatta bağ neredeyse olur. polar olmayan $ (EO (H) \u003d 2.1; EO (At) \u003d 2.2) $.

Aynı maddede farklı türde bağlar bulunabilir, örneğin:

1. bazlarda: hidroksil gruplarındaki oksijen ve hidrojen atomları arasında, bağ polar kovalenttir ve metal ile hidroksil grubu arasında iyoniktir;
2. oksijen içeren asitlerin tuzlarında: metal olmayan atom ile asit kalıntısının oksijeni arasında - kovalent polar ve metal ile asit kalıntısı arasında - iyonik;
3. amonyumda, metilamonyum tuzlarında, vb .: nitrojen ve hidrojen atomları arasında - kovalent polar ve amonyum veya metilamonyum iyonları ile asidik bir kalıntı arasında - iyonik;
4. metal peroksitlerde (örneğin, $ Na_2O_2 $), oksijen atomları arasındaki bağ kovalent polar değildir ve metal ile oksijen arasında iyoniktir vb.

Farklı bağlantı türleri birbirine girebilir:

- kovalent bileşiklerin sudaki elektrolitik ayrışması sırasında, kovalent polar bağ iyonik bir bağa dönüşür;

- metallerin buharlaşması sırasında, metal bağ kovalent polar olmayan, vb.'ye dönüşür.

Her tür ve türde kimyasal bağın birliğinin nedeni, özdeş kimyasal yapılarıdır - elektron-nükleer etkileşimi. Her durumda kimyasal bir bağ oluşumu, enerjinin salınmasıyla birlikte atomların elektron-nükleer etkileşiminin sonucudur.

Kovalent bağ oluşturma yöntemleri. Kovalent bağ özellikleri: bağ uzunluğu ve enerjisi

Kovalent bir kimyasal bağ, ortak elektron çiftlerinin oluşumu nedeniyle atomlar arasında oluşan bir bağdır.

Böyle bir bağın oluşum mekanizması, değişim ve verici-alıcı olabilir.

BEN. Değişim mekanizması atomlar eşleşmemiş elektronları birleştirerek ortak elektron çiftleri oluşturduğunda etki eder.

1) H_2 $ - hidrojen:

Bağ, hidrojen atomlarının $ s $ -elektronları tarafından ortak bir elektron çiftinin oluşması nedeniyle ortaya çıkar ($ s $ -orbitallerin örtüşmesi):

2) $ HCl $ - hidrojen klorür:

Tahvil, $ s- $ ve $ p- $ elektronlarından (örtüşen $ s-p- $ orbitalleri) ortak bir elektron çifti oluşumu nedeniyle ortaya çıkar:

3) $ Cl_2 $: bir klor molekülünde, eşleşmemiş $ p- $ elektronlarından dolayı kovalent bir bağ oluşur ($ p-p- $ orbitallerinin üst üste gelmesi):

4) $ N_2 $: nitrojen molekülünde, atomlar arasında üç ortak elektron çifti oluşur:

II. Donör-alıcı mekanizması $ NH_4 ^ + $ amonyum iyonu örneğini kullanarak bir kovalent bağ oluşumunu düşünelim.

Vericinin bir elektron çifti vardır, alıcının bu çiftin işgal edebileceği serbest bir yörüngesi vardır. Amonyum iyonunda, hidrojen atomlu dört bağın tümü kovalenttir: üçü, azot atomu tarafından ortak elektron çiftlerinin ve hidrojen atomlarının değişim mekanizması tarafından, biri - verici-alıcı mekanizması tarafından oluşturulması nedeniyle oluşturulmuştur.

Kovalent bağlar, elektron orbitallerinin üst üste binme şekline ve bağlı atomlardan birine doğru yer değiştirmelerine göre sınıflandırılabilir.

Elektron orbitallerinin bağ çizgisi boyunca üst üste binmesi sonucu oluşan kimyasal bağlara $ σ $ denir. -bağlantılar (sigma-bağlantıları)... Sigma bağı çok güçlü.

$ p- $ Orbitaller, yanal örtüşme nedeniyle kovalent bir bağ oluşturarak iki bölgede üst üste gelebilir:

İletişim hattı dışındaki elektron orbitallerinin "yanal" örtüşmesi sonucu oluşan kimyasal bağlar, yani E. iki alanda $ π $ olarak adlandırılır -bağlantıları (pi-bağları).

Tarafından önyargı derecesi ortak elektron çiftleri tarafından bağlanan atomlardan birine, kovalent bir bağ olabilir kutup ve polar olmayan.

Aynı elektronegatifliğe sahip atomlar arasında oluşan kovalent bir kimyasal bağ denir. polar olmayan. Elektron çiftleri atomların hiçbirine yer değiştirmez, çünkü atomlar aynı EO'ya sahiptir - değerlik elektronlarını diğer atomlardan uzaklaştırma özelliği. Örneğin:

şunlar. kovalent polar olmayan bir bağ yoluyla, basit metal olmayan maddelerin molekülleri oluşur. Elektronegatiflikleri farklı olan elementlerin atomları arasındaki kovalent kimyasal bağ denir. kutup.

Kovalent bağ uzunluğu ve enerjisi.

Karakteristik kovalent bağ özellikleri - uzunluğu ve enerjisi. Bağlantı uzunluğu Atomların çekirdekleri arasındaki mesafedir. Uzunluğu ne kadar kısa olursa, kimyasal bağ o kadar güçlüdür. Bununla birlikte, bir bağ gücü ölçüsü bağ enerjisi, bağı kırmak için gereken enerji miktarına göre belirlenir. Genellikle kJ / mol cinsinden ölçülür. Dolayısıyla, deneysel verilere göre, $ H_2, Cl_2 $ ve $ N_2 $ moleküllerinin bağ uzunlukları sırasıyla 0,074 $, 0,198 $ ve 0,109 $ nm ve bağlanma enerjileri 436 $, 242 $ ve Sırasıyla 946 $ kJ / mol.

Jonah. İyonik bağ

İki atomun "buluştuğunu" düşünelim: grup I'in bir metal atomu ve grup VII'nin metal olmayan bir atomu. Metal atomunun dış enerji seviyesinde tek bir elektronu vardır ve metal olmayan atom, dış seviyesinin tamamlanabilmesi için sadece bir elektrondan yoksundur.

İlk atom, çekirdekten uzakta olan ve ona zayıf bir şekilde bağlı olan ikincisine elektronunu kolayca verecek ve ikincisi ona dış elektronik seviyesinde boş bir alan verecektir.

Daha sonra negatif yüklerinden birinden mahrum kalan atom, pozitif yüklü bir partikül haline gelecek ve ikincisi, alınan elektron nedeniyle negatif yüklü bir partiküle dönüşecektir. Bu tür parçacıklara iyonlar.

İyonlar arasında oluşan kimyasal bağa iyonik denir.

İyi bilinen sodyum klorür bileşiği (sofra tuzu) örneğini kullanarak bu bağın oluşumunu düşünelim:

Atomları iyonlara dönüştürme süreci şemada gösterilmiştir:

Atomların iyonlara bu dönüşümü her zaman tipik metallerin ve tipik metal olmayanların atomları etkileştiğinde gerçekleşir.

Örneğin kalsiyum ve klor atomları arasında bir iyonik bağ oluşumunu kaydederken bir akıl yürütme algoritması (dizisi) düşünün:

Atom veya molekül sayısını gösteren sayılara denir katsayılarve bir moleküldeki atom veya iyon sayısını gösteren sayılara endeksler.

Metalik bağ

Metal elementlerin atomlarının birbirleriyle nasıl etkileşime girdiğini öğrenelim. Metaller genellikle izole edilmiş atomlar olarak değil, bir yığın, külçe veya metal ürün şeklinde var olurlar. Metal atomlarını tek bir hacimde tutan nedir?

Dış seviyedeki çoğu metalin atomları az sayıda elektron içerir - 1, 2, 3 $. Bu elektronlar kolaylıkla parçalanır ve atomlar pozitif iyonlara dönüştürülür. Ayrılmış elektronlar bir iyondan diğerine geçerek onları tek bir bütün halinde birleştirir. İyonlarla birleşen bu elektronlar geçici olarak atomlar oluştururlar, sonra tekrar kırılırlar ve başka bir iyonla birleşirler vb. Sonuç olarak, metalin büyük bir bölümünde atomlar sürekli olarak iyonlara dönüştürülür ve bunun tersi de geçerlidir.

Paylaşılan elektronlar aracılığıyla iyonlar arasındaki metallerdeki bağa metalik denir.

Şekil şematik olarak bir sodyum metal parçasının yapısını göstermektedir.

Bu durumda, az sayıda paylaşılan elektron, çok sayıda iyon ve atomu bağlar.

Metalik bağ, dış elektronların paylaşımına dayandığından, kovalent bağa bir miktar benzerlik gösterir. Bununla birlikte, kovalent bir bağla, yalnızca iki komşu atomun dış eşleşmemiş elektronları toplumsallaşırken, bir metal bağ ile tüm atomlar bu elektronların toplumsallaşmasında yer alır. Bu nedenle kovalent bağa sahip kristaller kırılgandır, metal bağı olan kristaller ise genellikle sünek, elektriksel olarak iletken ve metalik bir parlaklığa sahiptir.

Metalik bağ hem saf metaller hem de çeşitli metallerin karışımları için karakteristiktir - katı ve sıvı haldeki alaşımlar.

Hidrojen bağı

Bir molekülün (veya bir kısmının) pozitif olarak polarize edilmiş hidrojen atomları ile yalnız elektron çiftlerine ($ F, O, N $ ve daha az sıklıkla $ S $ ve $ Cl $) sahip güçlü elektronegatif elementlerin negatif polarize atomları arasındaki kimyasal bağ, diğer molekül (veya parçalarına) hidrojen denir.

Hidrojen bağının mekanizması kısmen elektrostatik ve kısmen verici-alıcıdır.

Moleküller arası hidrojen bağlarına örnekler:

Böyle bir bağın varlığında, düşük moleküler ağırlıklı maddeler bile normal koşullar altında sıvılar (alkol, su) veya kolaylıkla sıvılaştırılmış gazlar (amonyak, hidrojen florür) olabilir.

Hidrojen bağı olan maddeler moleküler kristal kafeslere sahiptir.

Moleküler ve moleküler olmayan yapıya sahip maddeler. Kristal kafes tipi. Maddelerin özelliklerinin bileşimlerine ve yapılarına bağlılığı

Maddelerin moleküler ve moleküler olmayan yapısı

Kimyasal etkileşimlere giren tek tek atomlar veya moleküller değil, maddelerdir. Belirli koşullar altındaki bir madde, üç kümelenme durumundan birinde olabilir: katı, sıvı veya gaz. Bir maddenin özellikleri, onu oluşturan parçacıklar - moleküller, atomlar veya iyonlar - arasındaki kimyasal bağın doğasına da bağlıdır. Bağ türüne göre moleküler ve moleküler olmayan yapıdaki maddeler ayırt edilir.

Moleküllerden oluşan maddelere moleküler maddeler... Bu tür maddelerdeki moleküller arasındaki bağlar çok zayıftır, bir molekül içindeki atomlar arasında olduğundan çok daha zayıftır ve nispeten düşük sıcaklıklarda bile kırılırlar - madde bir sıvıya ve sonra bir gaza (iyot süblimasyonu) dönüşür. Moleküllerden oluşan maddelerin erime ve kaynama noktaları artan moleküler ağırlık ile artar.

Moleküler maddeler, atomik yapıya sahip maddeleri ($ C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W $) içerir, aralarında metaller ve metal olmayanlar vardır.

Alkali metallerin fiziksel özelliklerini düşünün. Atomlar arasındaki nispeten düşük bağ kuvveti, düşük mekanik mukavemete neden olur: alkali metaller yumuşaktır, bıçakla kolayca kesilebilir.

Atomların büyük boyutu, düşük yoğunlukta alkali metallere yol açar: lityum, sodyum ve potasyum sudan bile daha hafiftir. Alkali metaller grubunda, elementin sıra sayısı arttıkça kaynama ve erime noktaları azalır, çünkü atomların boyutu artar ve bağlar zayıflar.

Maddelere moleküler olmayan yapılar iyonik bileşikleri içerir. Metal olmayan çoğu metal bileşiği böyle bir yapıya sahiptir: tüm tuzlar ($ NaCl, K_2SO_4 $), bazı hidritler ($ LiH $) ve oksitler ($ CaO, MgO, FeO $), bazlar ($ NaOH, KOH $). İyonik (moleküler olmayan) maddeler yüksek erime ve kaynama noktalarına sahiptir.

Kristal kafesler

Bildiğiniz gibi bir madde, üç kümelenme halinde var olabilir: gaz, sıvı ve katı.

Katılar: şekilsiz ve kristal.

Kimyasal bağların özelliklerinin katıların özelliklerini nasıl etkilediğini düşünelim. Katılar ikiye ayrılır kristalve amorf.

Amorf maddelerin net bir erime noktası yoktur - ısıtıldıklarında yavaş yavaş yumuşarlar ve sıvı bir duruma dönüşürler. Amorf bir durumda, örneğin, hamuru ve çeşitli reçineler vardır.

Kristalin maddeler, oluştukları parçacıkların atomlar, moleküller ve iyonlar - uzayda kesin olarak tanımlanmış noktalarda doğru düzenlenmesiyle karakterize edilir. Bu noktalar düz çizgilerle birleştirildiğinde, kristal kafes adı verilen bir uzaysal çerçeve oluşur. Kristal parçacıkların bulunduğu noktalara kafes noktaları denir.

Kristal kafes bölgelerinde bulunan parçacıkların türüne ve aralarındaki bağın niteliğine bağlı olarak, dört tür kristal kafes ayırt edilir: iyonik, atomik, moleküler ve metal.

İyonik kristal kafesler.

İyonik İyonların bulunduğu düğümlerde kristal kafesler olarak adlandırılır. Hem basit iyonlar $ Na ^ (+), Cl ^ (-) $ hem de karmaşık iyonlar $ SO_4 ^ (2−), OH ^ - $ ile ilişkilendirilebilen iyonik bağa sahip maddelerden oluşurlar. Sonuç olarak, metallerin tuzları, bazı oksitleri ve hidroksitleri iyonik kristal kafeslere sahiptir. Örneğin, bir sodyum klorür kristali, küp şeklinde bir kafes oluşturan, dönüşümlü pozitif $ Na ^ + $ ve negatif $ Cl ^ - $ iyonlarından oluşur. Böyle bir kristaldeki iyonlar arasındaki bağlar çok kararlıdır. Bu nedenle, iyonik bir kafesi olan maddeler, nispeten yüksek bir sertlik ve mukavemet ile ayırt edilirler, ateşe dayanıklıdırlar ve uçucu değildirler.

Atomik kristal kafesler.

Atomik Tek tek atomların bulunduğu düğümlerde kristal kafesler olarak adlandırılır. Bu tür kafeslerde atomlar çok güçlü kovalent bağlarla birbirine bağlanır. Bu tür kristal kafesi olan maddelere bir örnek, karbonun allotropik modifikasyonlarından biri olan elmastır.

Atomik kristal kafesi olan çoğu madde çok yüksek erime noktalarına sahiptir (örneğin, elmas için 3500 ° C $ 'ın üzerindedir), güçlü ve katıdırlar, pratikte çözünmezler.

Moleküler kristal kafesler.

Moleküler moleküllerin bulunduğu düğümlerde kristal kafesler olarak adlandırılır. Bu moleküllerdeki kimyasal bağlar hem polar ($ HCl, H_2O $) hem de polar olmayan ($ N_2, O_2 $) olabilir. Moleküllerin içindeki atomların çok güçlü kovalent bağlarla bağlı olmasına rağmen, moleküller arasında zayıf moleküller arası çekim kuvvetleri hareket eder. Bu nedenle, moleküler kristal kafesli maddeler düşük sertliğe, düşük erime noktalarına sahiptir ve uçucudur. Katı organik bileşiklerin çoğu moleküler kristal kafeslere (naftalin, glikoz, şeker) sahiptir.

Metal kristal kafesler.

Metalik bağa sahip maddeler metalik kristal kafeslere sahiptir. Bu tür kafeslerin bölgelerinde atomlar ve iyonlar vardır (metal atomlarının kolayca dönüştürüldüğü atomlar veya iyonlar, dış elektronlarını "genel kullanım için" bağışlarlar). Metallerin bu iç yapısı, karakteristik fiziksel özelliklerini belirler: işlenebilirlik, plastiklik, elektriksel ve termal iletkenlik, karakteristik metalik parlaklık.

Tüm kimyasal bileşikler, kimyasal bir bağın oluşmasıyla oluşur. Ve bağlantı parçacıklarının türüne bağlı olarak, birkaç tür ayırt edilir. En temel - kovalent polar, kovalent non-polar, metalik ve iyoniktir. Bugün iyonik hakkında konuşacağız.

Temas halinde

İyon nedir

İki atom arasında oluşur - kural olarak, aralarındaki elektronegatiflik farkının çok büyük olması şartıyla. Atomların ve iyonların elektronegatifliği, Yoklama ölçeği kullanılarak değerlendirilir.

Bu nedenle, bileşiklerin özelliklerini doğru bir şekilde değerlendirmek için iyonisite kavramı tanıtıldı. Bu özellik, belirli bir bağın iyonik yüzdesini belirlemenizi sağlar.

En yüksek iyonisiteye sahip bileşik, yaklaşık% 97 olan sezyum florürdür. İyonik bağ karakteristiktir D.I.'nin birinci ve ikinci gruplarında bulunan metal atomlarının oluşturduğu maddeler için. Mendeleev ve aynı tablonun altıncı ve yedinci gruplarında yer alan metal olmayan atomlar.

Not!İlişkinin yalnızca iyonik olduğu hiçbir bileşik olmadığını belirtmekte fayda var. Şu anda keşfedilen elementler için,% 100 iyonik bir bileşik elde etmek için elektronegatiflikte bu kadar büyük bir fark elde etmek imkansızdır. Bu nedenle, iyonik bağın tanımı tamamen doğru değildir, çünkü kısmi iyonik etkileşime sahip bileşikler aslında dikkate alınır.

Böyle bir fenomen gerçekten yoksa neden bu terimi ortaya attılar? Gerçek şu ki, bu yaklaşım tuzların, oksitlerin ve diğer maddelerin özelliklerindeki birçok nüansın açıklanmasına yardımcı oldu. Örneğin, neden suda çok çözünürler ve çözümler elektrik akımı iletebilir... Bu başka bir bakış açısıyla açıklanamaz.

Oluşum mekanizması

İyonik bir bağ oluşumu ancak iki koşul sağlandığında mümkündür: Reaksiyona katılan metal atomu son enerji seviyesindeki elektronları kolayca bağışlayabiliyorsa ve metal olmayan atom bu elektronları kabul edebiliyorsa. Metal atomları doğası gereği indirgeyici maddelerdir, yani yapabilirler elektron bağışlamak.

Bunun nedeni, metaldeki son enerji seviyesinde bir ila üç elektron olabileceği ve parçacığın kendisinin yarıçapının oldukça büyük olmasıdır. Bu nedenle çekirdeğin elektronlarla son seviyedeki etkileşim kuvveti o kadar küçüktür ki onu kolayca terk edebilirler. Metal olmayanlarda durum tamamen farklıdır. Onlar sahip küçük yarıçapve son seviyedeki kendi elektronlarının sayısı üç ila yedi arasında olabilir.

Ve bunlar ve pozitif çekirdek arasındaki etkileşim yeterince güçlüdür, ancak herhangi bir atom enerji seviyesini tamamlamaya çalışır, bu nedenle metal olmayan atomlar eksik elektronları almaya çalışır.

Ve iki atom karşılaştığında - bir metal ve bir metal olmayan, elektronların bir metal atomundan metal olmayan bir atoma geçişi olur ve bir kimyasal etkileşim oluşur.

Bağlantı şeması

Şekil, iyonik bağ oluşumunun nasıl gerçekleştiğini açıkça göstermektedir. Başlangıçta nötr yüklü sodyum ve klor atomları vardır.

İlki, son enerji seviyesinde bir elektrona, ikinci yediye sahiptir. Daha sonra sodyumdan klora bir elektron geçişi ve iki iyon oluşumu. Bir madde oluşturmak için birbirleriyle birleşen. İyon nedir? İyon, içinde yüklü bir parçacıktır. proton sayısı elektron sayısına eşit değildir.

Kovalent türden farklılıklar

İyonik bağın özgüllüğü nedeniyle yönü yoktur. Bunun nedeni, bir iyonun elektrik alanının bir küre olması, aynı yasaya uyarak bir yönde eşit olarak azalması veya artmasıdır.

Çakışan elektron bulutlarının oluşturduğu kovalentten farklı olarak.

İkinci fark şudur: kovalent bağ doymuş... Bunun anlamı ne? Etkileşime katılabilecek elektronik bulutların sayısı sınırlıdır.

İyonik alanda ise elektrik alanın küresel bir şekle sahip olması nedeniyle sınırsız sayıda iyonla birleşebilmektedir. Bu, doymamış diyebileceğimiz anlamına gelir.

Ayrıca birkaç özellik ile de karakterize edilebilir:

1. Bağ enerjisi nicel bir özelliktir ve onu kırmak için harcanması gereken enerji miktarına bağlıdır. İki kritere bağlıdır - bağ uzunluğu ve iyon yüküeğitimine katılıyor. Bağ ne kadar güçlü, uzunluğu o kadar kısa ve onu oluşturan iyonların yükü o kadar büyüktür.
2. Uzunluk - bu kriter önceki paragrafta zaten belirtilmişti. Yalnızca bileşiğin oluşumunda rol oynayan parçacıkların yarıçapına bağlıdır. Atomların yarıçapı şu şekilde değişir: Artan seri numarası ile periyot içinde azalır ve grupta artar.

İyonik bağlara sahip maddeler

Önemli sayıda kimyasal bileşiğin karakteristiğidir. Bu, iyi bilinen sofra tuzu da dahil olmak üzere tüm tuzların çoğudur. Doğrudan olduğu tüm bağlantılarda bulunur. metal ve metal olmayanlar arasındaki temas... İyonik olarak bağlanmış maddelere bazı örnekler:

• sodyum ve potasyum klorürler,
• sezyum florür,
• magnezyum oksit.

Aynı zamanda karmaşık bileşiklerde de kendini gösterebilir.

Örneğin magnezyum sülfat.

İyonik ve kovalent bağa sahip bir maddenin formülü şu şekildedir:

Oksijen ve magnezyum iyonları arasında bir iyonik bağ oluşacaktır, ancak kükürt ve kovalent bir polar olan kullanılarak zaten birbirine bağlanmıştır.

Buradan iyonik bağların karmaşık kimyasal bileşiklerin özelliği olduğu sonucuna varabiliriz.

Kimyada iyonik bağ nedir

Kimyasal bağ türleri - iyonik, kovalent, metalik

Çıktı

Özellikler doğrudan cihaza bağlıdır kristal kafes... Bu nedenle, bir iyonik bağa sahip tüm bileşikler, su ve diğer polar çözücüler içinde kolaylıkla çözünür, iletkendir ve dielektriktir. Aynı zamanda, oldukça dayanıklı ve kırılgandırlar. Bu maddelerin özellikleri genellikle elektrikli cihazların tasarımında kullanılır.