Bağın ən vacib xüsusiyyətlərinə aşağıdakılar daxildir: uzunluq, polarite, dipol momenti, doyma, istiqamət, möhkəmlik və çoxluq.
Bağlantı uzunluğu– molekuldakı atomların nüvələri arasındakı məsafədir. Bağın uzunluğu nüvələrin ölçüsü və elektron buludlarının üst-üstə düşmə dərəcəsi ilə müəyyən edilir.
HF-də bağ uzunluğu 0,92∙10 -10, HCl-də – 1,28∙10 -10 m-dir.Onun uzunluğu nə qədər qısa olarsa, kimyəvi bağ bir o qədər möhkəm olar.
Bağ bucağı (Bağ bucağı) kimyəvi bağlı atomların nüvələrindən keçən xəyali xətlər arasındakı bucağa deyilir. ∟HOH=104 0 .5; ∟H 2 S=92,2 0; ∟H 2 S e =91 0 .0.
Ən vacib xüsusiyyət kimyəvi bağdır enerji, onu müəyyən edir güc.
Bağın gücü kəmiyyətcə onu qırmaq üçün sərf olunan enerji ilə xarakterizə olunur və 1 mol maddə üçün kJ ilə ölçülür.
Buna görə də, bağlanma gücü kəmiyyətcə sublimasiya enerjisi E subl ilə xarakterizə olunur. maddələr və molekulun atomlara dissosiasiya enerjisi E diss. . Sublimasiya enerjisi maddənin bərk haldan qaz halına keçməsi üçün sərf olunan enerjiyə aiddir. İki atomlu molekullar üçün bağlanma enerjisi molekulun iki atoma ayrılması enerjisinə bərabərdir.
Məsələn, E diss. (və buna görə də E St.) H 2 molekulunda 435 kJ/mol təşkil edir. F 2 molekulunda = 159 kJ/mol, N 2 molekulunda = 940 kJ/mol.
İki atomlu deyil, AB n tipli çox atomlu molekullar üçün orta bağlama enerjisi
AB n =A+nB ilə.
Məsələn, proses zamanı udulmuş enerji
924 kJ/mol-a bərabərdir.
Rabitə enerjisi
E OH = = = = 462 kJ/mol.
Alınan nəticələrə əsasən molekulların quruluşu və maddənin quruluşu haqqında nəticə çıxarılır müxtəlif üsullar. Bu zaman əldə edilən məlumatlardan təkcə bağların uzunluqları və enerjiləri, əlaqə bucaqları haqqında deyil, həm də maddənin digər xassələri, məsələn, maqnit, optik, elektrik, istilik və s.
Maddənin strukturu haqqında eksperimental olaraq əldə edilmiş məlumatların toplusu kimyəvi birləşmənin kvant mexaniki nəzəriyyəsi konsepsiyasından istifadə edən kvant kimyəvi hesablama üsullarının nəticələrini tamamlayır və ümumiləşdirir. Kimyəvi əlaqənin ilk növbədə valent elektronların vasitəçiliyi olduğuna inanılır. s- və p-elementləri üçün valent elektronlar xarici təbəqənin orbitallarının elektronları, d-elementləri üçün isə elektronlar xarici təbəqənin s-orbitalları və əvvəlki təbəqənin d-orbitallarıdır. .
Kimyəvi bağın təbiəti.
Kimyəvi əlaqə yalnız atomlar bir-birinə yaxınlaşdıqca sistemin ümumi enerjisi (E kin. + E pot.) azaldıqda yaranır.
Molekulyar hidrogen ionu H 2+ nümunəsindən istifadə edərək kimyəvi bağın təbiətini nəzərdən keçirək. (H 2 elektronları ilə hidrogen molekullarının şüalanması ilə əldə edilir; qaz boşalmasında). Belə sadə molekulyar sistem üçün Şrödinger tənliyi ən dəqiq şəkildə həll edilir.
Hidrogen ionunda H 2 + bir elektron iki nüvənin - protonların sahəsində hərəkət edir. Nüvələr arasındakı məsafə 0,106 nm, bağlanma enerjisi (H atomlarına və H + ionuna dissosiasiya) 255,7 kJ/mol-dur. Yəni hissəcik davamlıdır.
H 2 + molekulyar ionunda iki növ elektrostatik qüvvə var - elektronun hər iki nüvəyə cazibə qüvvəsi və nüvələr arasında itələmə qüvvəsi. İtirmə qüvvəsi müsbət yüklü H A + və H A + nüvələri arasında özünü göstərir ki, bu da aşağıdakı şəkil şəklində göstərilə bilər. 3. İtirmə qüvvəsi nüvələri bir-birindən uzaqlaşdırmağa meyllidir.
düyü. 3. İki nüvə arasında atomların ölçüsünə görə bir-birinə məsafədə yaxınlaşdıqda yaranan itələmə (a) və cazibə (b) qüvvəsi.
Cəlbedici qüvvələr mənfi yüklü elektron e - və müsbət yüklü H + və H + nüvələri arasında hərəkət edir. Cazibə və itələmə qüvvələrinin nəticəsi sıfır olarsa, molekul yaranır, yəni nüvələrin qarşılıqlı itməsi elektronun nüvələrə cəlb edilməsi ilə kompensasiya edilməlidir. Belə kompensasiya elektronun yerindən asılıdır e - nüvələrə nisbətən (şəkil 3 b və c). Burada nəzərdə tutulan elektronun kosmosdakı mövqeyi (müəyyən etmək mümkün olmayan) deyil, elektronun kosmosda tapılma ehtimalıdır. Kosmosda elektron sıxlığının yeri, Şəkil 1-ə uyğundur. 3.b) nüvələrin yaxınlaşmasını təşviq edir və müvafiq şək. 3.c) – nüvələrin itələnməsi, çünki bu halda cəlbedici qüvvələr bir istiqamətə yönəldilir və nüvələrin itməsi kompensasiya olunmur. Beləliklə, elektron sıxlığı nüvələr arasında paylandıqda bir bağlanma bölgəsi və elektron sıxlığı nüvələrin arxasında paylandıqda bir antibonding və ya antibonding bölgəsi var.
Bir elektron bağlanma bölgəsinə daxil olarsa, kimyəvi bir əlaqə yaranır. Elektron antibonding bölgəsinə düşərsə, kimyəvi bağ yaranmır.
Bağlayıcı bölgədə elektron sıxlığının paylanmasının təbiətindən asılı olaraq kimyəvi bağların üç əsas növü fərqlənir: kovalent, ion və metal. IN təmiz forma bu bağlar baş vermir və adətən əlaqələrdə bu bağ növlərinin kombinasiyası mövcuddur.
Əlaqələrin növləri.
Kimyada aşağıdakı növ bağlar fərqləndirilir: kovalent, ion, metal, hidrogen rabitəsi, van der Vaals rabitəsi, donor-akseptor rabitəsi, dativ rabitə.
Kovalent bağ
Kovalent bağ yarandıqda atomlar bir-biri ilə elektron paylaşırlar. Kovalent əlaqəyə misal olaraq Cl 2 molekulunda olan kimyəvi bağı göstərmək olar. Lewis (1916) ilk dəfə belə bir əlaqədə iki xlor atomunun hər birinin xarici elektronlarından birini digər xlor atomu ilə paylaşdığını irəli sürdü. Atom orbitallarının üst-üstə düşməsi üçün iki atom bir-birinə mümkün qədər yaxın olmalıdır. Ortaq bir cüt elektron kovalent bağ əmələ gətirir. Bu elektronlar eyni orbital tutur və onların spinləri əks istiqamətlərə yönəldilir.
Beləliklə, kovalent bağ, əks spinli elektronların qoşalaşması nəticəsində müxtəlif atomlardan elektronların paylaşılması ilə həyata keçirilir.
Kovalent bağlanma ümumi bağlanma növüdür. Kovalent bağlar təkcə molekullarda deyil, kristallarda da yarana bilər. Eyni atomlar (H 2, Cl 2, almaz molekullarında) və müxtəlif atomlar arasında (H 2 O, NH 3 ... molekullarında) meydana gəlir.
Kovalent rabitənin əmələ gəlməsi mexanizmi
H 2 molekulunun əmələ gəlməsi nümunəsindən istifadə edərək mexanizmi nəzərdən keçirək.
H+H=H 2, ∆H=-436 kJ/mol
Sərbəst hidrogen atomunun nüvəsi 1s elektronun yaratdığı sferik simmetrik elektron buludu ilə əhatə olunmuşdur. Atomlar müəyyən məsafəyə yaxınlaşdıqda onların elektron buludları (orbitalları) qismən üst-üstə düşür (şək. 4).
düyü. 4. Hidrogen molekulunda rabitənin əmələ gəlməsi mexanizmi.
Toxunmadan əvvəl yaxınlaşan hidrogen atomları nüvələr arasında 0,106 nm məsafəyə malikdirsə, elektron buludları üst-üstə düşdükdən sonra bu məsafə 0,074 nm-dir.
Nəticədə nüvələrin mərkəzləri arasında nüvələr arasındakı boşluqda maksimum elektron sıxlığına malik molekulyar iki elektronlu bulud yaranır. Nüvələr arasında mənfi yük sıxlığının artması nüvələr arasında cəlbedici qüvvələrin güclü artmasına səbəb olur və bu, enerjinin ayrılmasına səbəb olur. Elektron orbitallarının üst-üstə düşməsi nə qədər güclü olarsa, kimyəvi bağ bir o qədər güclü olar. İki hidrogen atomu arasında kimyəvi əlaqənin yaranması nəticəsində onların hər biri nəcib qaz atomunun elektron konfiqurasiyasına - heliuma çatır.
Kvant mexaniki nöqteyi-nəzərdən elektron buludların üst-üstə düşmə sahəsinin əmələ gəlməsini və müvafiq olaraq kovalent bağın meydana gəlməsini izah edən iki üsul var. Onlardan biri BC (valentlik bağları) üsulu, digəri MO (molekulyar orbitallar) adlanır.
Valentlik bağı metodu seçilmiş atom cütünün atom orbitallarının üst-üstə düşməsini nəzərə alır. MO metodunda molekul bütöv hesab edilir və elektron sıxlığının paylanması (bir elektrondan) bütün molekula yayılır. H 2-də MO 2H mövqeyindən nüvələrin bu nüvələr arasında yerləşən elektron buluduna cəlb edilməsi səbəbindən bağlanır.
Kovalent bağın təsviri
Əlaqələr müxtəlif yollarla təsvir olunur:
1). Elektronların nöqtə kimi istifadəsi
Bu halda hidrogen molekulunun əmələ gəlməsi diaqramla göstərilir
N∙ + N∙ → N: N
2). Kvadrat hüceyrələrdən (orbitallardan) istifadə, bir molekulyar kvant hüceyrəsinə əks spinli iki elektron yerləşdirmək kimi
Bu diaqram molekulyar enerji səviyyəsinin ilkin atom səviyyələrindən aşağı olduğunu göstərir, yəni maddənin molekulyar vəziyyəti atomikindən daha sabitdir.
3). Kovalent bağ bir xətt ilə təmsil olunur
Məsələn, H – N. Bu xətt elektron cütünü simvollaşdırır.
Atomlar arasında bir kovalent rabitə (bir ümumi elektron cütü) yaranarsa, buna deyilir subay, əgər daha çoxsa, onda bir neçə ikiqat(iki ümumi elektron cütü), üçqat(üç ümumi elektron cütü). Tək bir bağ bir sətirlə, ikiqat bağ iki sətirlə və üçlü bağ üç sətirlə təmsil olunur.
Atomlar arasındakı tire onların ümumiləşdirilmiş elektron cütlüyünə malik olduğunu göstərir.
Kovalent rabitələrin təsnifatı
Elektron buludların üst-üstə düşmə istiqamətindən asılı olaraq σ-, π-, δ- rabitələri fərqləndirilir. σ bağı elektron buludlarının qarşılıqlı təsir edən atomların nüvələrini birləşdirən ox boyunca üst-üstə düşdüyü zaman baş verir.
σ-istiqrazlarının nümunələri:
düyü. 5. s-, p-, d- elektronları arasında σ rabitəsinin əmələ gəlməsi.
Hidrogen molekulunda s-s buludlarının üst-üstə düşməsi zamanı σ bağının əmələ gəlməsi nümunəsi müşahidə olunur.
π bağı oxun hər iki tərəfindəki elektron buludları atomların nüvələrini birləşdirərək üst-üstə düşdüyü zaman yaranır.
düyü. 6. p-, d- elektronlar arasında π- rabitəsinin əmələ gəlməsi.
δ-birləşmə paralel müstəvilərdə yerləşən iki d-elektron buludunun üst-üstə düşdüyü zaman baş verir. δ rabitəsi π rabitəsindən, π rabitəsi isə σ rabitəsindən daha az möhkəmdir.
Kovalent bağların xassələri
A). Qütblülük.
İki növ kovalent bağ var: qeyri-polar və qütb.
Qeyri-qütblü kovalent rabitə vəziyyətində ümumi elektron cütü tərəfindən əmələ gələn elektron buludu atom nüvələrinə nisbətən simmetrik olaraq fəzada paylanır. Nümunə olaraq bir elementin atomlarından ibarət diatomik molekulları göstərmək olar: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2. Onların elektron cütü hər iki atoma eyni dərəcədə aiddir.
Qütb bağı vəziyyətində, əlaqəni meydana gətirən elektron buludu daha yüksək nisbi elektronmənfiliyi olan atoma doğru sürüşür.
Buna misal olaraq aşağıdakı molekulları göstərmək olar: HCl, H 2 O, H 2 S, N 2 S, NH 3 və s. Aşağıdakı diaqramla göstərilə bilən HCl molekulunun əmələ gəlməsini nəzərdən keçirək.
Elektron cütü xlor atomuna keçir, çünki xlor atomunun (2.83) nisbi elektronmənfiliyi hidrogen atomundan (2.1) böyükdür.
b). Doyma qabiliyyəti.
Atomların məhdud sayda kovalent bağların əmələ gəlməsində iştirak etmək qabiliyyəti kovalent rabitənin doyması adlanır. Kovalent bağların doyması kimyəvi qarşılıqlı təsirlərdə yalnız xarici enerji səviyyələrindən olan elektronların, yəni məhdud sayda elektronların iştirak etməsi ilə bağlıdır.
V) . Fokus və kovalent bağların hibridləşməsi.
Kovalent bağ kosmosda istiqamətliliyi ilə xarakterizə olunur. Bu, elektron buludların müəyyən formaya malik olması və onların maksimum üst-üstə düşməsinin müəyyən fəza oriyentasiyasında mümkün olması ilə izah olunur.
Kovalent bağın istiqaməti molekulların həndəsi quruluşunu müəyyən edir.
Məsələn, su üçün üçbucaqlı bir forma malikdir.
düyü. 7. Su molekulunun fəza quruluşu.
Eksperimental olaraq müəyyən edilmişdir ki, su molekulunda H 2 O hidrogen və oksigen nüvələri arasındakı məsafə 0,096 nm (96 pm) təşkil edir. Nüvələrdən keçən xətlər arasındakı bucaq 104,5 0-dır. Beləliklə, su molekulu bucaq formasına malikdir və onun strukturu təqdim olunan rəqəm şəklində ifadə edilə bilər.
Hibridləşmə
Eksperimental olaraq və nəzəri tədqiqat(Slater, Pauling) BeCl 2, BeF 2, BeBr 2 kimi bəzi birləşmələrin əmələ gəlməsi zamanı molekuldakı atomun valentlik elektronlarının vəziyyəti s-, p-, d- dalğa funksiyaları ilə təsvir olunmur. , lakin onların xətti birləşmələri ilə. Belə qarışıq strukturlara hibrid orbitallar, qarışdırma prosesi isə hibridləşmə adlanır.
Kvant kimyəvi hesablamalarından göründüyü kimi, atomun s- və p-orbitallarının qarışdırılması molekulun əmələ gəlməsi üçün əlverişli prosesdir. Bu zaman təmiz s- və p-orbitalları əhatə edən rabitələrin əmələ gəlməsindən daha çox enerji ayrılır. Buna görə də atomun elektron orbitallarının hibridləşməsi sistemin enerjisinin böyük azalmasına və müvafiq olaraq molekulun dayanıqlığının artmasına səbəb olur. Hibridləşdirilmiş orbital nüvənin bir tərəfində digər tərəfə nisbətən daha uzundur. Buna görə də, hibrid buludun üst-üstə düşmə bölgəsindəki elektron sıxlığı s- və p-orbitalların ayrı-ayrılıqda üst-üstə düşmə bölgəsindəki elektron sıxlığından daha çox olacaq, bunun nəticəsində hibridin elektronları tərəfindən yaranan əlaqə orbital daha çox güclə xarakterizə olunur.
Bir neçə növ hibrid vəziyyət yaranır. s- və p-orbitalları hibridləşdikdə (s-hibridləşmə adlanır) bir-birinə nisbətən 180 0 bucaq altında yerləşən iki hibrid orbital yaranır. Bu vəziyyətdə o, formalaşır xətti quruluş. Bu konfiqurasiya (struktur) ən çox qələvi torpaq metal halidləri üçün tanınır (məsələn, BeX 2, burada X = Cl, F, Br), yəni. Bağlanma bucağı 180 0 C-dir.
düyü. 8. sp hibridləşməsi
Hibridləşmənin başqa bir növü sp 2 hibridləşmə adlanır (bir s və iki p orbitaldan əmələ gəlir) bir-birinə 120 0 bucaq altında yerləşən üç hibrid orbitalın yaranmasına gətirib çıxarır. Bu zaman kosmosda molekulun triqonal strukturu (yaxud nizamlı üçbucaq) əmələ gəlir. Belə strukturlar BX 3 (X=Cl, F, Br) birləşmələri ilə tanınır.
düyü. 9. sp 2 -hibridləşmə.
Bir s- və üç p-orbitaldan əmələ gələn sp 3 hibridləşməsi daha az yaygın deyil. Bu zaman kosmosda tetraedrin dörd təpəsinə simmetrik olaraq orientasiya olunmuş, yəni 109 0 28 " bucaq altında yerləşən dörd hibrid orbital əmələ gəlir. Bu məkan mövqeyi tetraedral adlanır. Bu quruluş molekullar üçün tanınır. NH 3, H 2 O və ümumiyyətlə II dövr elementləri üçün Onun kosmosdakı görünüşünü sxematik şəkildə aşağıdakı şəkildə göstərmək olar.
düyü. 10. Ammonyak molekulunda bağların məkan düzülüşü,
bir təyyarəyə proyeksiya edilmişdir.
sp 3 hibridləşməsi nəticəsində tetraedral bağların əmələ gəlməsi aşağıdakı kimi göstərilə bilər (şək. 11):
düyü. 11. sp 3 hibridləşməsi zamanı tetraedral bağların əmələ gəlməsi.
CCl 4 molekulunun nümunəsindən istifadə edərək sp 3 hibridləşməsi zamanı tetraedral bağların əmələ gəlməsi Şəkil 1-də göstərilmişdir. 12.
Şəkil 12. sp 3 zamanı tetraedral bağların əmələ gəlməsi - CCl 4 molekullarına hibridləşmə
Hibridləşmə təkcə s- və p-orbitallara aid deyil. III və sonrakı dövrlərin stereokimyəvi elementlərini izah etmək üçün s-, p-, d- orbitalları da daxil olmaqla eyni vaxtda hibrid orbitalların qurulmasına ehtiyac var.
Kovalent bağları olan maddələrə aşağıdakılar daxildir:
1. üzvi birləşmələr;
2. halogen atomlarının cütləri arasında, həmçinin hidrogen, azot və oksigen atomlarının cütləri arasında rabitələrin yarandığı bərk və maye maddələr, məsələn, H2;
3. VI qrupun elementləri (məsələn, tellurun spiral zəncirləri), V qrupun elementləri (məsələn, arsen), IV qrupun elementləri (almaz, silisium, germanium);
4. 8-N qaydasına tabe olan birləşmələr (məsələn, InSb, CdS, GaAs, CdTe), onların tərkib elementləri dövri sistemdə II-VI, III-V qruplarında yerləşdikdə.
IN bərk maddələr Kovalent bağ ilə eyni maddə üçün müxtəlif kristal quruluşlar yarana bilər, onların bağlanma enerjisi demək olar ki, eynidir. Məsələn, ZnS-in quruluşu kub (sinkblend) və ya altıbucaqlı (vurtsit) ola bilər. Sink qarışığı və vürzitdə ən yaxın qonşuların düzülüşü eynidir və bu iki strukturun enerjilərindəki yeganə və kiçik fərq atomların ən yaxın olanların yanında düzülüşü ilə müəyyən edilir. Bəzi maddələrin bu qabiliyyəti allotropiya və ya polimorfizm adlanır. Allotropiyanın başqa bir nümunəsi, sırf kubdan altıbucaqlıya qədər müxtəlif strukturların bir sıra politiplərinə malik olan silisium karbiddir. ZnS, SiC-nin bu çoxsaylı kristal modifikasiyası otaq temperaturunda mövcuddur.
İon bağı
İon bağı, əks işarəli (yəni + və -) yüklü ionlar arasında elektrostatik cazibə qüvvəsidir.
İon bağı ideyası V. Kosselin ideyaları əsasında formalaşmışdır. O, (1916) təklif etdi ki, iki atom qarşılıqlı əlaqədə olduqda biri imtina edir, digəri isə elektronları qəbul edir. Beləliklə, bir və ya bir neçə elektronun bir atomdan digərinə keçməsi ilə ion rabitəsi yaranır. Məsələn, natrium xloriddə bir elektronun natrium atomundan xlor atomuna keçməsi ilə ion rabitəsi yaranır. Bu köçürmə nəticəsində +1 yüklü natrium ionu və -1 yüklü xlorid ionu əmələ gəlir. Onlar bir-birlərinə elektrostatik qüvvələr tərəfindən cəlb edilərək sabit molekul əmələ gətirirlər. Kossel tərəfindən təklif olunan elektron köçürmə modeli litium ftorid, kalsium oksid və litium oksid kimi birləşmələrin əmələ gəlməsini izah etməyə imkan verir.
Ən tipik ion birləşmələri dövri sistemin I və II qruplarına aid metal kationlarından, VI və VII qruplara aid qeyri-metal elementlərin anionlarından ibarətdir.
İon birləşməsinin əmələ gəlmə asanlığı onun tərkibinə daxil olan kationların və anionların əmələ gəlməsinin asanlığından asılıdır. Yarama asanlığı daha yüksəkdir, elektron verən atomun ionlaşma enerjisi (elektron donoru) və elektron əlavə edən atomun (elektron qəbuledicisi) elektrona daha yüksək yaxınlığı var. Elektron yaxınlığı atomun elektron əldə etmək qabiliyyətinin ölçüsüdür. Bu, bir mol atomdan bir mol tək yüklü anion əmələ gəldiyi zaman baş verən enerjinin dəyişməsi kimi ölçülür. Bu, "ilk elektron yaxınlığı" adlanan konsepsiyadır. İkinci elektron yaxınlığı, bir mol tək yüklü anionlardan bir mol ikiqat yüklü anion əmələ gəldiyi zaman baş verən enerji dəyişikliyidir. Bu anlayışlar, yəni ionlaşma enerjisi və elektron yaxınlığı qaz halında olan maddələrə aiddir və qaz halında olan atom və ionların xüsusiyyətləridir. Ancaq nəzərə almaq lazımdır ki, əksər ion birləşmələri bərk vəziyyətdə ən sabitdir. Bu vəziyyət bərk vəziyyətdə onlarda kristal qəfəsin olması ilə izah olunur. sual yaranır. Axı niyə ion birləşmələri qaz halında deyil, kristal qəfəslər şəklində daha sabitdir? Bu sualın cavabı elektrostatik model əsasında kristal şəbəkənin enerjisinin hesablanmasıdır. Bundan əlavə, bu hesablama həm də ion əlaqəsi nəzəriyyəsinin sınağıdır.
Kristal qəfəsin enerjisini hesablamaq üçün qaz ionlarının əmələ gəlməsi ilə kristal qəfəsin məhv edilməsinə sərf edilməli olan işi müəyyən etmək lazımdır. Hesablama aparmaq üçün cazibə və itələmə qüvvələri ideyasından istifadə olunur. Tək yüklü ionların qarşılıqlı təsirinin potensial enerjisinin ifadəsi cazibə enerjisi və itələmə enerjisinin cəmlənməsi ilə alınır.
E = E in + E out (1).
Əks işarəli ionların Coulomb cazibə enerjisi Eat kimi qəbul edilir, məsələn, NaCl birləşməsi üçün Na + və Cl -
E daxil olan = -e 2 /4πε 0 r (2),
dolu elektron qabığında elektron yükün paylanması sferik simmetrik olduğundan. Anion və katyonun doldurulmuş qabıqları üst-üstə düşdükdə Pauli prinsipinə görə baş verən itələmə səbəbindən ionların yaxınlaşa biləcəyi məsafə məhduddur. İtirmə enerjisi nüvələrarası məsafə ilə sürətlə dəyişir və aşağıdakı iki təxmini ifadə kimi yazıla bilər:
E ott = A/r n (n≈12) (3)
E ott = B∙exp(-r/ρ) (4),
burada A və B sabitlər, r ionlar arasındakı məsafə, ρ parametrdir (xarakterik uzunluq).
Qeyd etmək lazımdır ki, bu ifadələrin heç biri itələməyə səbəb olan mürəkkəb kvant mexaniki prosesinə uyğun gəlmir.
Bu düsturların təxmini təbiətinə baxmayaraq, onlar NaCl, KCl, CaO kimi ion birləşmələrinin molekullarında kimyəvi əlaqəni kifayət qədər dəqiq hesablamağa və müvafiq olaraq təsvir etməyə imkan verir.
Çünki elektrik sahəsiİonun sferik simmetriyaya malik olması (şək. 13) olduğundan ion rabitəsi kovalent rabitədən fərqli olaraq istiqamətliliyə malik deyil. İki əks yüklü ionun qarşılıqlı təsiri yalnız ion nüvələrinin mərkəzlərini birləşdirən istiqamətdə itələyici qüvvələrlə kompensasiya olunur, digər istiqamətlərdə isə ionların elektrik sahələrinin kompensasiyası baş vermir. Buna görə də digər ionlarla qarşılıqlı əlaqədə ola bilirlər. Beləliklə, ion bağı doymur.
düyü. 13. Elektrostatik sahənin sferik simmetriyası
əks yüklü ittihamlar.
İon bağlarının qeyri-istiqamətli və doymamış olması səbəbindən, hər bir ion ilə əhatə olunduqda enerji baxımından ən əlverişlidir. maksimum sayıəks işarəli ionlar. Buna görə ion birləşməsinin mövcudluğunun ən çox seçilən forması kristaldır. Məsələn, bir NaCl kristalında hər bir katyonun ən yaxın qonşusu olaraq altı anion var.
Yalnız qaz halında yüksək temperaturda ion birləşmələri əlaqəli olmayan molekullar şəklində mövcuddur.
İon birləşmələrində koordinasiya nömrəsi kovalent birləşmələrdə olduğu kimi atomların xüsusi elektron strukturundan asılı deyil, ionların ölçülərinin nisbəti ilə müəyyən edilir. Nisbəti ilə ion radiusları 0,41 - 0,73 diapazonunda ionların oktaedral koordinasiyası müşahidə edilir, 0,73-1,37 nisbətində - kub koordinasiyası və s.
Beləliklə, normal şəraitdə ion birləşmələri kristal maddələrdir. İki ionlu molekullar, məsələn, NaCL, CsCl anlayışı onlara aid edilmir. Hər bir kristal çoxlu sayda iondan ibarətdir.
İon bağı məhdudlaşdırıcı qütb rabitəsi kimi təqdim edilə bilər, bunun üçün atomun effektiv yükü birliyə yaxındır. Sırf kovalent qeyri-polyar rabitə üçün atomların effektiv yükü sıfırdır. Həqiqi maddələrdə sırf ion və sırf kovalent bağlar nadirdir. Əksər birləşmələr qeyri-polyar kovalent və qütb ionları arasında aralıq bağ xarakteri daşıyır. Yəni bu birləşmələrdə kovalent rabitə qismən ion xarakterlidir. Həqiqi maddələrdə ion və kovalent rabitələrin təbiəti Şəkil 14-də verilmişdir.
düyü. 14. Bağın ion və kovalent təbiəti.
Ratiqin ion xarakterinin nisbətinə ionluq dərəcəsi deyilir. Bir molekuldakı atomların effektiv yükləri ilə xarakterizə olunur. İonluq dərəcəsi onu meydana gətirən atomların elektronmənfilik fərqinin artması ilə artır.
Metal birləşmə
Metal atomlarında xarici valent elektronlar qeyri-metal atomlarına nisbətən daha zəif saxlanılır. Bu, kifayət qədər uzun müddət ərzində elektronlarla fərdi atomlar arasında əlaqənin itirilməsinə və onların sosiallaşmasına səbəb olur. Xarici elektronların ictimailəşmiş ansamblı formalaşır. Belə bir elektron sistemin mövcudluğu müsbət metal ionlarının eyni adlı yüklənməsinə baxmayaraq, onları yaxın vəziyyətdə saxlayan qüvvələrin yaranmasına səbəb olur. Bu bağ metal adlanır. Belə bir əlaqə yalnız metal üçün xarakterikdir və maddənin bərk və maye hallarında mövcuddur. Metal bağ kimyəvi bağın bir növüdür. O, atomla əlaqəsini itirən və buna görə də sərbəst elektron adlanan xarici elektronların ictimailəşməsinə əsaslanır (şək. 15).
düyü. 15. Metal birləşmə.
Mövcudluğun sübutu metal əlaqə aşağıdakı faktlardır. Bütün metallarda var yüksək istilik keçiriciliyi və sərbəst elektronların olması ilə təmin edilən yüksək elektrik keçiriciliyi. Bundan əlavə, eyni vəziyyət metalların işığın şüalanmasına yaxşı əks olunma qabiliyyətini, onların parlaqlığını və qeyri-şəffaflığını, yüksək çevikliyini, müsbət temperatur əmsalı elektrik müqaviməti.
Metalların kristal qəfəslərinin sabitliyini ion və kovalent kimi bağ növləri ilə izah etmək olmaz. Kristal qəfəsin yerlərində yerləşən metal atomları arasında ion əlaqəsi mümkün deyil, çünki onlar eyni yükə malikdirlər. Metal atomları arasında kovalent əlaqə də mümkün deyil, çünki hər atomun 8-12 ən yaxın qonşusu var və bu qədər çox ortaq elektron cütü ilə kovalent bağların əmələ gəlməsi məlum deyil.
Metal konstruksiyalar atomların olduqca nadir düzülüşünə (böyük nüvələrarası məsafələrə) malik olmaları ilə xarakterizə olunur. böyük rəqəm kristal qəfəsdə hər bir atomun ən yaxın qonşuları. Cədvəl 1 üç tipik metal konstruksiyanı göstərir.
Cədvəl 1
Ən çox yayılmış üç metalın strukturlarının xüsusiyyətləri
Hər bir atomun çoxlu sayda (məsələn, 8 atomlu) bağların əmələ gəlməsində iştirak etdiyini görürük. Bu qədər çox sayda bağ (8 və ya 12 atomlu) kosmosda eyni vaxtda lokallaşdırıla bilməz. Əlaqə hər bir atomun xarici elektronlarının vibrasiya hərəkətinin rezonansı hesabına həyata keçirilməlidir, bunun nəticəsində kristalın bütün xarici elektronlarının kollektivləşməsi elektron qazının əmələ gəlməsi ilə baş verir. Bir çox metallarda metal rabitə yaratmaq üçün hər atomdan bir elektron almaq kifayətdir. Xarici qabığında yalnız bir elektron olan litium üçün müşahidə olunan budur. Litium kristalı elektron qazı ilə əhatə olunmuş Li + ionlarından (radiusu 0,068 nm olan kürələr) qəfəsdir.
düyü. 16. Müxtəlif növlər kristal qablaşdırma: a-altıbucaqlı yaxın qablaşdırma; b - üz mərkəzli kub qablaşdırma; c-bədən mərkəzli kub qablaşdırma.
Metalik və kovalent bağlar arasında oxşarlıqlar var. Bu, hər iki növ bağın valent elektronların paylaşılmasına əsaslanmasından ibarətdir. Bununla belə, kovalent bağ yalnız iki bitişik atomu birləşdirir və paylaşılan elektronlar bağlanmış atomlara yaxındır. Metal bağda bir neçə atom valent elektronların mübadiləsində iştirak edir.
Beləliklə, metal bağ anlayışı, makroskopik səviyyədə sistem elektrik neytral olaraq qaldığı halda, elektron qazı ilə doldurulmuş ionlar arasında böyük boşluqlar olan müsbət yüklü ion nüvələrin toplusu kimi metallar ideyası ilə ayrılmaz şəkildə bağlıdır.
Yuxarıda müzakirə edilən kimyəvi bağ növlərinə əlavə olaraq molekullararası olan digər bağ növləri də vardır: hidrogen rabitəsi, van der Vaals qarşılıqlı əlaqəsi, donor-akseptor qarşılıqlı təsiri.
Molekulların donor-akseptor qarşılıqlı təsiri
Bir atomun iki elektronlu buludunun və digərinin sərbəst orbitalının hesabına kovalent rabitənin yaranma mexanizmi donor-akseptor adlanır. Əlaqə üçün iki elektron buludu təmin edən atom və ya hissəcik donor adlanır. Bu elektron cütünü qəbul edən sərbəst orbitalı olan atom və ya hissəcik qəbuledici adlanır.
Molekullararası qarşılıqlı təsirlərin əsas növləri. Hidrogen bağı
Valentliklə doymuş molekullar arasında hissəcik ölçüsünü aşan məsafələrdə molekullararası cazibənin elektrostatik qüvvələri görünə bilər. Onlara van der Waals qüvvələri deyilir. Van der Waals qarşılıqlı əlaqəsi həmişə yaxın məsafədə yerləşən atomlar arasında mövcuddur, lakin yalnız daha güclü bağlanma mexanizmləri olmadıqda mühüm rol oynayır. Xarakterik enerjisi 0,2 eV/atom olan bu zəif qarşılıqlı təsir neytral atomlar və molekullar arasında baş verir. Qarşılıqlı təsirin adı van der Vaalsın adı ilə bağlıdır, çünki qaz molekulları arasındakı zəif qarşılıqlı əlaqəni nəzərə alaraq vəziyyət tənliyinin həqiqi qazların xüsusiyyətlərini tənlikdən daha yaxşı təsvir etdiyini ilk dəfə təklif edən o idi. ideal qaz vəziyyəti. Lakin bu cəlbedici qüvvənin mahiyyəti yalnız 1930-cu ildə London tərəfindən izah edilmişdir. Hal-hazırda aşağıdakı üç növ qarşılıqlı əlaqə van der Waals cazibəsi kimi təsnif edilir: oriyentasiya, induktiv və dispersiv (London effekti). Van der Waals cazibəsinin enerjisi oriyentasiya, induktiv və dispersiya qarşılıqlı təsirlərinin cəmi ilə müəyyən edilir.
E daxil olan = E və ya + E ind + E disp (5).
Orientasiya qarşılıqlı təsiri (yaxud dipol-dipol qarşılıqlı təsiri) qütb molekulları arasında baş verir ki, onlar yaxınlaşdıqda əks qütblərlə bir-birinə dönürlər (səmərə verirlər ki, molekullar sisteminin potensial enerjisi minimal olsun. Molekulların dipol momenti nə qədər böyükdürsə və aralarındakı məsafə l nə qədər kiçik olarsa, oriyentasiya qarşılıqlı təsirinin enerjisi bir o qədər əhəmiyyətlidir:
E və ya = -(μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (6),
burada ε 0 elektrik sabitidir.
İnduktiv qarşılıqlı təsir ətrafdakı dipollar tərəfindən molekulların qütbləşməsi prosesləri ilə əlaqələndirilir. Bu daha əhəmiyyətlidir, qeyri-qütblü molekulun α qütbləşmə qabiliyyəti nə qədər yüksəkdirsə və qütb molekulunun dipol momenti μ bir o qədər böyükdür.
E ind = -(αμ 2)/ (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (7).
Qeyri-qütblü molekulun α qütbləşmə qabiliyyəti deformasiya adlanır, çünki o, hissəciyin deformasiyası ilə bağlıdır, μ isə elektron buludunun və nüvələrin əvvəlki mövqelərinə nisbətən yerdəyişməsini xarakterizə edir.
Dispersiya qarşılıqlı təsiri (London effekti) strukturundan və qütbündən asılı olmayaraq istənilən molekulda baş verir. Elektron buludunun və nüvələrin yüklərinin ağırlıq mərkəzlərinin ani uyğunsuzluğu səbəbindən ani dipol əmələ gəlir ki, bu da digər hissəciklərdə ani dipolları induksiya edir. Ani dipolların hərəkəti ardıcıl olur. Nəticədə qonşu hissəciklər qarşılıqlı cazibə hiss edirlər. Dispersiyanın qarşılıqlı təsirinin enerjisi ionlaşma enerjisindən E I və molekulların α qütbləşmə qabiliyyətindən asılıdır.
E disp = - (E I 1 ∙E I 2)∙ α 1 α 2 /(E I 1 +E I 2) l 6 (8).
Hidrogen bağı valentlik və molekullararası qarşılıqlı təsirlər arasında aralıqdır. Hidrogen rabitəsi enerjisi aşağıdır, 8-80 kJ/mol, lakin van der Waals qarşılıqlı təsir enerjisindən yüksəkdir. Hidrogen bağı su, spirt və turşular kimi mayelər üçün xarakterikdir və müsbət qütbləşmiş hidrogen atomundan qaynaqlanır. Kiçik ölçülər və daxili elektronların olmaması hər hansı birləşmədə mayedə mövcud olan hidrogen atomunun onunla kovalent bağlı olmayan başqa və ya eyni molekulun mənfi qütbləşmiş atomu ilə əlavə qarşılıqlı təsirə girməsinə imkan verir.
A δ- - H δ+…. A δ- - H δ+.
Yəni molekulların assosiasiyası baş verir. Molekulların birləşməsi uçuculuğun azalmasına, qaynama nöqtəsinin və buxarlanma istiliyinin artmasına, mayelərin özlülüyünün və dielektrik davamlılığının artmasına səbəb olur.
Su hidrogen bağlanması üçün xüsusilə uyğun bir maddədir, çünki onun molekulunda iki hidrogen atomu və oksigen atomunda iki tək cüt var. Bu, molekulun yüksək dipol momentini (μ D = 1.86 D) və dörd hidrogen rabitəsi yaratmaq qabiliyyətini təyin edir: ikisi proton donoru, ikisi proton qəbuledicisi kimi
(H 2 O….N – O…H 2 O) 2 dəfə.
Təcrübələrdən məlumdur ki, üçüncü və sonrakı dövrlərin elementlərinin hidrogen birləşmələri silsiləsində molekulyar çəkinin dəyişməsi ilə qaynama temperaturu artır. Bu nümunə suya tətbiq edilirsə, onda onun qaynama temperaturu 100 0 C yox, 280 0 C olmalıdır. Bu ziddiyyət suda hidrogen bağının mövcudluğunu təsdiqləyir.
Təcrübələr göstərdi ki, molekulyar assosiasiyalar maye və xüsusilə bərk suda əmələ gəlir. Buz tetraedral kristal qəfəsə malikdir. Tetraedrin mərkəzində bir su molekulunun oksigen atomu, dörd təpəsində isə hidrogen bağları ilə ən yaxın qonşuları ilə bağlanan qonşu molekulların oksigen atomları var. Maye suda hidrogen bağları qismən məhv olur və onun strukturunda molekulyar assosiativlər və sərbəst molekullar arasında dinamik tarazlıq var.
Valentlik bağı üsulu
Valentlik bağları və ya lokallaşdırılmış elektron cütləri nəzəriyyəsi bir molekuldakı hər bir atom cütünün bir və ya bir neçə ortaq elektron cütü tərəfindən bir yerdə tutulduğunu iddia edir. Valentlik bağı nəzəriyyəsində kimyəvi bağ iki atom arasında lokallaşdırılır, yəni iki mərkəzli və iki elektrondur.
Valentlik bağı metodu aşağıdakı əsas prinsiplərə əsaslanır:
Bir molekuldakı atomların hər bir cütü bir və ya bir neçə ortaq elektron cütü tərəfindən bir yerdə tutulur;
Tək kovalent rabitə, bağlanan atomların valentlik orbitallarında yerləşən antiparalel spinli iki elektron tərəfindən əmələ gəlir;
Bağ yarandıqda elektronların dalğa funksiyaları üst-üstə düşür, atomlar arasında elektron sıxlığının artmasına və sistemin ümumi enerjisinin azalmasına səbəb olur;
“Kimyəvi bağ” şəbəkənin ionlara dağıdılması enerjisidir _Ekul = Uresh. MO metodunun əsas prinsipləri. Atom AO-ların üst-üstə düşmə növləri. atom orbitallarının s və s pz və pz px və px kombinasiyası ilə MO-ların bağlanması və antibondinasiyası. H?C? C?H. ? - itələmə əmsalı. Qeff =. Ao. Kimyəvi birləşmənin əsas nəzəriyyələri.
“Kimyəvi bağların növləri” - İon rabitəsi olan maddələr ion kristal qəfəs əmələ gətirir. Atomlar. Elektromənfilik. Bələdiyyə Təhsil Müəssisəsi 18 nömrəli lisey kimya müəllimi Kalinina L.A. ionlar. Məsələn: Na1+ və Cl1-, Li1+ və F1- Na1+ + Cl1- = Na(:Cl:) . e - əlavə edilərsə, ion mənfi yüklənir. Atom çərçivəsi yüksək gücə malikdir.
"Mendeleyevin həyatı" - 18 iyul D.I. Mendeleyev Tobolsk gimnaziyasını bitirdi. 9 avqust 1850 - 20 iyun 1855-ci il, Main şəhərində oxuyarkən Pedaqoji İnstitutu. “Əgər adları bilmirsənsə, o zaman əşyaların biliyi öləcək” K. Liney. D.I.Mendeleyevin həyat və yaradıcılığı. İvan Pavloviç Mendeleyev (1783 - 1847), alimin atası. Dövri qanunun kəşfi.
"Kimyəvi bağların növləri" - H3N. Al2O3. Maddənin quruluşu." H2S. MgO. H2. Cu. Mg S.CS2. I. Maddələrin düsturlarını yazın: 1.c.N.S. 2.s K.P.S. 3. İ.S. K.N.S. NaF. C.K.P.S. Kimyəvi bağın növünü müəyyənləşdirin. Molekullardan hansı sxemə uyğundur: A A?
"Mendeleyev" - Dobereynerin Elementlərin Triadaları. Qazlar. iş. Həyat və elmi şücaət. Elementlərin dövri cədvəli (uzun forma). Newlands'ın "Oktava qanunu" Elmi fəaliyyət. Həll yolları. Həyatın yeni mərhələsi. Mendeleyevin elementlər sisteminin ikinci variantı. L. Meyerin elementlər cədvəlinin bir hissəsi. Dövri qanunun kəşfi (1869).
"Mendeleyevin həyatı və işi" - alimin atası İvan Pavloviç Mendeleyev (1783 - 1847). 1834, 27 yanvar (6 fevral) - D.İ.Mendeleyev Sibirin Tobolsk şəhərində anadan olub. 1907-ci il, 20 yanvar (2 fevral) D.I.Mendeleyev ürək iflicindən öldü. DI. Menedeleyev (Cənubi Qazaxıstan vilayəti, Çimkent şəhəri). sənaye. 18 iyul 1849-cu ildə D.İ.Mendeleyev Tobolsk gimnaziyasını bitirdi.
Kimyəvi bağların xüsusiyyətləri
Kimyəvi əlaqə doktrinası bütün nəzəri kimyanın əsasını təşkil edir. Kimyəvi bağ onları molekullara, ionlara, radikallara və kristallara bağlayan atomların qarşılıqlı təsiri kimi başa düşülür. Dörd növ kimyəvi bağ var: ion, kovalent, metal və hidrogen. Eyni maddələrdə müxtəlif növ bağlara rast gəlmək olar.
1. Əsaslarda: hidrokso qruplarında oksigen və hidrogen atomları arasında rabitə qütb kovalent, metal və hidrokso qrupu arasında isə ion xarakterlidir.
2. Oksigen tərkibli turşuların duzlarında: qeyri-metal atomu ilə turşu qalığının oksigeni arasında - kovalent qütblü, metal ilə turşu qalığı arasında isə - ion.
3. Ammonium, metilamonium və s. duzlarında azot və hidrogen atomları arasında polar kovalent, ammonium və ya metilamonium ionları ilə turşu qalığı arasında isə ion olur.
4. Metal peroksidlərdə (məsələn, Na 2 O 2) oksigen atomları arasındakı əlaqə kovalent, qeyri-qütblü, metal ilə oksigen arasında isə ion və s.
Kimyəvi bağların bütün növlərinin və növlərinin vəhdətinin səbəbi onların eyni kimyəvi təbiəti - elektron-nüvə qarşılıqlı təsiridir. Kimyəvi bağın yaranması istənilən halda atomların elektron-nüvə qarşılıqlı təsirinin nəticəsidir, enerjinin ayrılması ilə müşayiət olunur.
Kovalent rabitənin yaradılması üsulları
Kovalent kimyəvi bağ ortaq elektron cütlərinin əmələ gəlməsi nəticəsində atomlar arasında yaranan bağdır.
Kovalent birləşmələr adətən qazlar, mayelər və ya nisbətən aşağı əriyən bərk maddələrdir. Nadir istisnalardan biri 3500 °C-dən yuxarı əriyən almazdır. Bu, ayrı-ayrı molekulların toplusu deyil, kovalent bağlı karbon atomlarının davamlı qəfəsləri olan almazın quruluşu ilə izah olunur. Əslində, ölçüsündən asılı olmayaraq istənilən almaz kristalı nəhəng bir molekuldur.
İki qeyri-metal atomun elektronları birləşdikdə kovalent bağ yaranır. Nəticədə yaranan quruluşa molekul deyilir.
Belə bir əlaqənin yaranma mexanizmi mübadilə və ya donor-akseptor ola bilər.
Əksər hallarda, iki kovalent bağlanmış atom fərqli elektronmənfiliyə malikdir və paylaşılan elektronlar eyni dərəcədə iki atoma aid deyildir. Çox vaxt onlar bir atoma digərindən daha yaxındırlar. Məsələn, hidrogen xlorid molekulunda kovalent əlaqə yaradan elektronlar xlor atomuna daha yaxın yerləşir, çünki onun elektronmənfiliyi hidrogendən daha yüksəkdir. Bununla belə, elektronları cəlb etmək qabiliyyətindəki fərq, hidrogen atomundan xlor atomuna tam elektron köçürməsinin baş verməsi üçün kifayət qədər böyük deyil. Buna görə də, hidrogen və xlor atomları arasındakı əlaqə ion bağı (tam elektron ötürülməsi) və qeyri-qütblü kovalent rabitə (iki atom arasında bir cüt elektronun simmetrik düzülüşü) arasında xaç kimi qəbul edilə bilər. Atomların qismən yükü yunan hərfi δ ilə işarələnir. Belə bir əlaqə qütblü kovalent rabitə adlanır və hidrogen xlorid molekulunun qütblü olduğu deyilir, yəni müsbət yüklü ucu (hidrogen atomu) və mənfi yüklü ucu (xlor atomu).
1. Mübadilə mexanizmi atomlar qoşalaşmamış elektronları birləşdirərək ortaq elektron cütləri əmələ gətirdikdə işləyir.
1) H 2 - hidrogen.
Bağ hidrogen atomlarının s-elektronları (üst-üstə düşən s-orbitallar) tərəfindən ümumi elektron cütünün əmələ gəlməsi səbəbindən baş verir.
2) HCl - hidrogen xlorid.
Bağ s- və p-elektronların ümumi elektron cütünün (üst-üstə düşən s-p orbitalları) əmələ gəlməsi səbəbindən baş verir.
3) Cl 2: Xlor molekulunda qoşalaşmamış p-elektronların (üst-üstə düşən p-p orbitalları) hesabına kovalent rabitə yaranır.
4) N 2: Azot molekulunda atomlar arasında üç ümumi elektron cütü əmələ gəlir.
Kovalent bağ əmələ gəlməsinin donor-akseptor mexanizmi
Donor elektron cütü var qəbul edən- bu cütün tuta biləcəyi sərbəst orbital. Ammonium ionunda hidrogen atomları ilə dörd bağın hamısı kovalentdir: üçü mübadilə mexanizminə görə azot atomu və hidrogen atomları tərəfindən ümumi elektron cütlərinin yaradılması, biri donor-qəbuledici mexanizm vasitəsilə əmələ gəlmişdir. Kovalent bağlar elektron orbitallarının üst-üstə düşməsi, həmçinin bağlanmış atomlardan birinə doğru yerdəyişməsi ilə təsnif edilir. Bir əlaqə xətti boyunca elektron orbitallarının üst-üstə düşməsi nəticəsində əmələ gələn kimyəvi bağlar adlanır σ - əlaqələr(siqma istiqrazları). Siqma bağı çox güclüdür.
p orbitalları iki bölgədə üst-üstə düşə bilər, yanal üst-üstə düşmə yolu ilə kovalent bağ əmələ gətirir.
Bağ xəttindən kənarda, yəni iki bölgədə elektron orbitallarının “yanal” üst-üstə düşməsi nəticəsində əmələ gələn kimyəvi bağlara pi bağları deyilir.
Ümumi elektron cütlərinin birləşdirdikləri atomlardan birinə yerdəyişmə dərəcəsinə görə kovalent rabitə qütblü və ya qeyri-qütblü ola bilər. Eyni elektronmənfiliyə malik atomlar arasında yaranan kovalent kimyəvi bağa qeyri-qütblü deyilir. Elektron cütləri heç bir atoma doğru yerdəyişmir, çünki atomlar eyni elektronmənfiliyə malikdir - digər atomlardan valent elektronları cəlb etmək xüsusiyyəti. Misal üçün,
yəni molekullar kovalent qeyri-polar bağ vasitəsilə əmələ gəlir sadə maddələr- qeyri-metallar. Elektromənfiliyi fərqli olan elementlərin atomları arasındakı kovalent kimyəvi bağa qütb deyilir.
Məsələn, NH 3 ammonyakdır. Azot hidrogendən daha elektronmənfi elementdir, ona görə də ortaq elektron cütləri onun atomuna doğru sürüşür.
Kovalent bağın xüsusiyyətləri: bağ uzunluğu və enerjisi
Kovalent bağın xarakterik xüsusiyyətləri onun uzunluğu və enerjisidir. Bağ uzunluğu atom nüvələri arasındakı məsafədir. Kimyəvi bağın uzunluğu nə qədər qısa olarsa, bir o qədər güclüdür. Bununla belə, bağın gücünün ölçüsü bağ enerjisidir və bu, əlaqəni qırmaq üçün tələb olunan enerji miqdarı ilə müəyyən edilir. Adətən kJ/mol ilə ölçülür. Beləliklə, eksperimental məlumatlara əsasən, H 2, Cl 2 və N 2 molekullarının rabitə uzunluqları müvafiq olaraq 0,074, 0,198 və 0,109 nm, rabitə enerjiləri isə müvafiq olaraq 436, 242 və 946 kJ/mol təşkil edir.
ionlar. İon bağı
Bir atomun oktet qaydasına tabe olması üçün iki əsas imkan var. Bunlardan birincisi ion bağlarının əmələ gəlməsidir. (İkincisi, aşağıda müzakirə olunacaq kovalent bağın formalaşmasıdır). İon rabitəsi yarandıqda metal atomu elektronlarını itirir, qeyri-metal atomu isə elektron alır.
Təsəvvür edək ki, iki atom “görüşür”: I qrup metalın atomu və VII qrupun qeyri-metal atomu. Bir metal atomunun xarici enerji səviyyəsində bir elektronu var, qeyri-metal atomun isə xarici səviyyəsinin tam olması üçün sadəcə bir elektron yoxdur. Birinci atom ikinciyə nüvədən uzaq olan və ona zəif bağlı olan elektronunu asanlıqla verəcək, ikincisi isə onu xarici elektron səviyyəsində boş yerlə təmin edəcək. Sonra mənfi yüklərindən birindən məhrum olan atom müsbət yüklü zərrəcikə, ikincisi isə yaranan elektron hesabına mənfi yüklü hissəcikə çevriləcək. Belə hissəciklərə ionlar deyilir.
Bu ionlar arasında meydana gələn kimyəvi bağdır. Atom və ya molekulların sayını göstərən rəqəmlərə əmsallar, molekuldakı atom və ya ionların sayını göstərən rəqəmlərə isə indeks deyilir.
Metal birləşmə
Metallar var spesifik xassələri, digər maddələrin xassələrindən fərqlidir. Belə xüsusiyyətlər nisbətən yüksək ərimə temperaturu, işığı əks etdirmə qabiliyyəti, yüksək istilik və elektrik keçiriciliyidir. Bu xüsusiyyətlər metallarda mövcud olması ilə bağlıdır xüsusi növüəlaqə - metal birləşmə.
Metallik rabitə, kristal boyunca sərbəst hərəkət edən elektronların cəlb edilməsi səbəbindən metal kristallarındakı müsbət ionlar arasında bir əlaqədir. Xarici səviyyədəki əksər metalların atomları az sayda elektrondan ibarətdir - 1, 2, 3. Bu elektronlar asanlıqla çıxın və atomlar müsbət ionlara çevrilir. Ayrılan elektronlar bir iondan digərinə keçərək onları vahid bir bütövə bağlayır. İonlarla birləşərək bu elektronlar müvəqqəti olaraq atomlar əmələ gətirir, sonra yenidən parçalanır və başqa ionla birləşir və s. Proses sonsuz şəkildə baş verir və bu, sxematik şəkildə aşağıdakı kimi təsvir edilə bilər:
Nəticədə, metalın həcmində atomlar davamlı olaraq ionlara və əksinə çevrilir. Ortaq elektronlar vasitəsilə ionlar arasında metallardakı bağa metal deyilir. Metal bağın kovalent rabitə ilə bəzi oxşarlıqları var, çünki o, xarici elektronların paylaşılmasına əsaslanır. Bununla birlikdə, kovalent bir əlaqə ilə yalnız iki qonşu atomun xarici qoşalaşmamış elektronları paylaşılır, metal bir əlaqə ilə isə bütün atomlar bu elektronların paylaşılmasında iştirak edir. Buna görə kovalent bağı olan kristallar kövrəkdir, lakin metal bir əlaqə ilə, bir qayda olaraq, çevik, elektrik keçirici və metal parıltı var.
Metalik birləşmə həm təmiz metallar, həm də müxtəlif metalların qarışıqları - bərk və maye hallardakı ərintilər üçün xarakterikdir. Bununla belə, buxar vəziyyətində metal atomları bir-birinə kovalent əlaqə ilə bağlanır (məsələn, natrium buxarı böyük şəhərlərin küçələrini işıqlandırmaq üçün sarı işıq lampalarını doldurur). Metal cütləri fərdi molekullardan (monatomik və diatomik) ibarətdir.
Metal rabitəsi kovalent rabitədən möhkəmliyə görə də fərqlənir: onun enerjisi kovalent rabitənin enerjisindən 3-4 dəfə azdır.
Bağ enerjisi maddənin bir molunu təşkil edən bütün molekullarda kimyəvi bağı qırmaq üçün tələb olunan enerjidir. Kovalent və ion bağlarının enerjiləri adətən yüksək olur və 100-800 kJ/mol səviyyələrində olur.
Hidrogen bağı
Arasında kimyəvi bağ bir molekulun müsbət qütbləşmiş hidrogen atomları(və ya onun hissələri) və yüksək elektronegativ elementlərin mənfi qütbləşmiş atomları ortaq elektron cütləri (F, O, N və daha az tez-tez S və Cl) olan başqa bir molekul (və ya onun hissələri) hidrogen adlanır. Hidrogen bağının əmələ gəlməsi mexanizmi qismən elektrostatik, qismən d fəxri-qəbuledici xarakter.
Molekullararası hidrogen bağı nümunələri:
Belə bir əlaqə mövcud olduqda, hətta aşağı molekulyar maddələr normal şəraitdə maye (spirt, su) və ya asanlıqla mayeləşdirilmiş qazlar (ammiak, hidrogen florid) ola bilər. Biopolimerlərdə - zülallarda (ikinci dərəcəli struktur) - karbonil oksigen və amin qrupunun hidrogeni arasında molekuldaxili hidrogen bağı var:
Polinukleotid molekulları - DNT (dezoksiribonuklein turşusu) - iki nukleotid zəncirinin hidrogen bağları ilə bir-birinə bağlandığı ikiqat spirallardır. Bu halda, tamamlayıcılıq prinsipi fəaliyyət göstərir, yəni bu bağlar purin və pirimidin əsaslarından ibarət müəyyən cütlər arasında əmələ gəlir: timin (T) adenin nukleotidinin (A) qarşısında, sitozin (C) isə əksinə yerləşir. guanin (G).
Hidrogen bağları olan maddələr molekulyar kristal qəfəslərə malikdir.
Kimyəvi bağların vahid nəzəriyyəsi yoxdur, kimyəvi bağlar şərti olaraq kovalent (universal rabitə növü), ion (kovalent bağın xüsusi halı), metal və hidrogenə bölünür.
Kovalent bağ
Kovalent bağın yaranması üç mexanizmlə mümkündür: mübadilə, donor-akseptor və dativ (Lewis).
görə metabolik mexanizm Kovalent bağın əmələ gəlməsi ümumi elektron cütlərinin ortaq olması səbəbindən baş verir. Bu halda, hər bir atom inert qazın qabığını əldə etməyə meyllidir, yəni. tamamlanmış xarici enerji səviyyəsini əldə edin. Mübadilə növünə görə kimyəvi bağın əmələ gəlməsi atomun hər bir valent elektronunun nöqtələrlə təmsil olunduğu Lyuis düsturlarından istifadə etməklə təsvir edilmişdir (şək. 1).
düyü. 1 Mübadilə mexanizmi ilə HCl molekulunda kovalent əlaqənin əmələ gəlməsi
Atom quruluşu və kvant mexanikası nəzəriyyəsinin inkişafı ilə kovalent rabitənin əmələ gəlməsi elektron orbitalların üst-üstə düşməsi kimi təqdim olunur (şək. 2).
düyü. 2. Elektron buludlarının üst-üstə düşməsi nəticəsində kovalent rabitənin əmələ gəlməsi
Atom orbitallarının üst-üstə düşməsi nə qədər çox olarsa, əlaqə bir o qədər güclü olar, rabitə uzunluğu bir o qədər qısa olar və rabitə enerjisi bir o qədər çox olar. Müxtəlif orbitalların üst-üstə düşməsi ilə kovalent rabitə yarana bilər. s-s, s-p orbitallarının, eləcə də d-d, p-p, d-p orbitallarının yan loblarla üst-üstə düşməsi nəticəsində bağların əmələ gəlməsi baş verir. 2 atomun nüvəsini birləşdirən xəttə perpendikulyar bir bağ əmələ gəlir. Bir və bir rabitə çoxlu (ikiqat) kovalent rabitə yaratmağa qadirdir. üzvi maddələr alkenlər sinfi, alkadienlər və s. Bir və iki rabitə alkinlər (asetilenlər) sinfinin üzvi maddələrinə xas olan çoxlu (üçqat) kovalent rabitə yaradır.
Kovalent bağın əmələ gəlməsi donor-akseptor mexanizmi Ammonium kationunun nümunəsinə baxaq:
NH 3 + H + = NH 4 +
7 N 1s 2 2s 2 2p 3
Azot atomunda sərbəst tək elektron cütü (molekulda kimyəvi bağların əmələ gəlməsində iştirak etməyən elektronlar), hidrogen kationunun isə sərbəst orbital var, ona görə də onlar müvafiq olaraq elektron donor və qəbuledicidirlər.
Xlor molekulunun nümunəsindən istifadə edərək kovalent bağın yaranmasının dativ mexanizmini nəzərdən keçirək.
17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
Xlor atomunda həm sərbəst tək elektron cütü, həm də boş orbital var, buna görə də həm donor, həm də qəbuledici xüsusiyyətlərini nümayiş etdirə bilər. Buna görə də, xlor molekulu əmələ gəldikdə, bir xlor atomu donor, digəri isə qəbuledici rolunu oynayır.
Əsas kovalent bağın xüsusiyyətləri bunlardır: doyma (doymuş bağlar atomun valentlik imkanlarının imkan verdiyi qədər elektronu özünə bağladıqda əmələ gəlir; doymamış rabitələr bağlanmış elektronların sayı atomun valentlik imkanlarından az olduqda əmələ gəlir); istiqamətlilik (bu dəyər molekulun həndəsəsi və "bağ bucağı" anlayışı - bağlar arasındakı bucaq ilə bağlıdır).
İon bağı
Saf ion bağı olan birləşmələr yoxdur, baxmayaraq ki, bu, ümumi elektron sıxlığı tamamilə daha elektronmənfi elementin atomuna köçürüldükdə atomun sabit elektron mühitinin yaradıldığı atomların kimyəvi cəhətdən bağlanmış vəziyyəti kimi başa düşülür. İon bağı yalnız əks yüklü ionlar - kationlar və anionlar vəziyyətində olan elektronmənfi və elektropozitiv elementlərin atomları arasında mümkündür.
TƏrif
ion elektronun atoma çıxarılması və ya əlavə edilməsi nəticəsində əmələ gələn elektrik yüklü hissəciklərdir.
Elektron ötürərkən, metal və qeyri-metal atomları öz nüvələri ətrafında sabit elektron qabığı konfiqurasiyası yaratmağa meyllidirlər. Qeyri-metal atomu öz nüvəsinin ətrafında sonrakı inert qazın qabığını, metal atomu isə əvvəlki inert qazın qabığını yaradır (şək. 3).
düyü. 3. Natrium xlorid molekulunun nümunəsindən istifadə edərək ion bağının yaradılması
Təmiz formada ion bağlarının mövcud olduğu molekullar maddənin buxar vəziyyətində olur. İon bağı çox güclüdür və buna görə də bu əlaqəyə malik maddələr yüksək ərimə nöqtəsinə malikdir. Kovalent bağlardan fərqli olaraq, ion bağları istiqamətlilik və doyma ilə xarakterizə edilmir, çünki ionların yaratdığı elektrik sahəsi sferik simmetriyaya görə bütün ionlara bərabər təsir göstərir.
Metal birləşmə
Metalik əlaqə yalnız metallarda həyata keçirilir - bu, metal atomlarını tək bir qəfəsdə saxlayan qarşılıqlı təsirdir. Bağın əmələ gəlməsində yalnız onun bütün həcminə aid olan metal atomlarının valent elektronları iştirak edir. Metallarda elektronlar daim atomlardan ayrılır və metalın bütün kütləsi boyunca hərəkət edir. Elektronlardan məhrum olan metal atomları, hərəkət edən elektronları qəbul etməyə meylli olan müsbət yüklü ionlara çevrilir. Bu davamlı proses metalın içərisində bütün metal atomlarını möhkəm bir şəkildə birləşdirən “elektron qazı” əmələ gətirir (şək. 4).
Metal bağ güclüdür, buna görə metallar xarakterizə olunur istilikəriyir və “elektron qazının” olması metallara elastiklik və çeviklik verir.
Hidrogen bağı
Hidrogen bağı xüsusi molekullararası qarşılıqlı təsirdir, çünki onun baş verməsi və gücü maddənin kimyəvi təbiətindən asılıdır. Hidrogen atomunun yüksək elektronmənfiliyi olan bir atomla (O, N, S) bağlandığı molekullar arasında əmələ gəlir. Hidrogen bağının yaranması iki səbəbdən asılıdır: birincisi, elektronmənfi atomla əlaqəli hidrogen atomunun elektronları yoxdur və asanlıqla digər atomların elektron buludlarına daxil ola bilir, ikincisi, valent s-orbitalına malik olan hidrogen atomu elektronmənfi atomun tək cüt elektronunu qəbul edə və donor-akseptor mexanizmi vasitəsilə onunla əlaqə yarada bilir.
1. Qələvi torpaq metallarıdır5) s elementlərinə
6) p-elementlərinə
7) d-elementlərinə
8) f-ə - elementlərə
2. Qələvi torpaq metallarının atomları xarici enerji səviyyəsində neçə elektrondan ibarətdir?
1) Bir 2) iki 3) üç 4) dörd
3. B kimyəvi reaksiyalar alüminium atomları nümayiş etdirilir
3) Oksidləşdirici xüsusiyyətlər 2) turşuluq xüsusiyyətləri
4) 3) bərpaedici xüsusiyyətlər 4) əsas xüsusiyyətlər
4. Kalsiumun xlorla qarşılıqlı təsiri reaksiyadır
1) Parçalanma 2) əlaqə 3) əvəzetmə 4) mübadilə
5. Natrium bikarbonatın molekulyar çəkisi:
1) 84 2) 87 3) 85 4) 86
3. Hansı atom daha ağırdır - dəmir və ya silikon - və nə qədər?4. Sadə maddələrin nisbi molekulyar çəkilərini təyin edin: hidrogen, oksigen, xlor, mis, almaz (karbon). Onların hansının iki atomlu molekullardan, hansının isə atomlardan ibarət olduğunu xatırlayın.
5.aşağıdakı birləşmələrin nisbi molekulyar kütlələrini hesablayın: karbon qazı CO2 sulfat turşusu H2SO4 şəkər C12H22O11 etil spirti C2H6O mərmər CaCPO3
6.Hidrogen peroksiddə hər oksigen atomuna bir hidrogen atomu düşür. Hidrogen preoksidin nisbi molekulyar çəkisinin 34 olduğu məlumdursa, onun düsturunu müəyyən edin. Bu birləşmədə hidrogen və oksigenin kütlə nisbəti necədir?
7. Karbon qazı molekulu oksigen molekulundan neçə dəfə ağırdır?
Xahiş edirəm mənə kömək edin, 8-ci sinif tapşırığı.
