Bir bağın en önemli özellikleri şunlardır: uzunluk, polarite, dipol momenti, doygunluk, yönlülük, kuvvet ve bağın çokluğu.

Bağlantı uzunluğu– Bir moleküldeki atomların çekirdekleri arasındaki mesafedir. Bağ uzunluğu, çekirdeklerin boyutuna ve elektron bulutlarının örtüşme derecesine göre belirlenir.

HF'de bağ uzunluğu 0,92∙10 -10, HCl'de – 1,28∙10 -10 m'dir.Uzunluğu ne kadar kısa olursa kimyasal bağ o kadar güçlü olur.

Bağ açısı (Bağ açısı) kimyasal olarak bağlı atomların çekirdeklerinden geçen hayali çizgiler arasındaki açıya denir. ∟HOH=104 0 .5; ∟H2S=92.20; ∟H 2 S e =91 0 .0.

En önemli karakteristik kimyasal bağ enerji, onu tanımlayarak kuvvet.

Bağ kuvveti, onu kırmak için harcanan enerji ile niceliksel olarak karakterize edilir ve 1 mol madde başına kJ cinsinden ölçülür.

Bu nedenle bağ kuvveti, süblimleşme enerjisi E subl ile niceliksel olarak karakterize edilir. Bir molekülün atomlara ayrışmasının maddeleri ve enerjisi E diss. . Süblimleşme enerjisi, bir maddenin katı halden gaz haline geçmesi için harcanan enerjiyi ifade eder. Diatomik moleküller için bağlanma enerjisi, molekülün iki atoma ayrışma enerjisine eşittir.

Örneğin, E diss. (ve dolayısıyla E St.) H2 molekülündeki 435 kJ/mol'dür. F2 molekülünde = 159 kJ/mol, N2 molekülünde = 940 kJ/mol.

AB n tipi diatomik değil çok atomlu moleküller için ortalama bağlanma enerjisi

AB n =A+nB'ye göre.

Örneğin, işlem sırasında emilen enerji

924 kJ/mol'e eşittir.

İletişim enerjisi

EOH = = = = 462 kJ/mol.

Elde edilen sonuçlara dayanarak moleküllerin yapısı ve bir maddenin yapısı hakkında bir sonuca varılır. farklı yöntemler. Bu durumda elde edilen bilgiler yalnızca bağ uzunlukları ve enerjileri, bağ açıları hakkında değil aynı zamanda maddenin manyetik, optik, elektriksel, termal ve diğerleri gibi diğer özellikleri hakkında da kullanılır.

Maddenin yapısına ilişkin deneysel olarak elde edilen veriler seti, kimyasal bağlanmanın kuantum mekanik teorisi kavramını kullanan kuantum kimyasal hesaplama yöntemlerinin sonuçlarını tamamlar ve genelleştirir. Kimyasal bağlanmanın öncelikle değerlik elektronları tarafından aracılık ettiğine inanılmaktadır. S- ve p-elementleri için değerlik elektronları dış katmanın yörüngelerinin elektronlarıdır ve d-elementleri için elektronlar dış katmanın s-orbitalleri ve ön-dış katmanın d-orbitalleridir. .

Kimyasal bağın doğası.

Kimyasal bir bağ ancak atomlar birbirine yaklaştıkça sistemin toplam enerjisinin (E kin. + E pot.) azalması durumunda oluşur.

Moleküler hidrojen iyonu H2 + örneğini kullanarak kimyasal bir bağın doğasını ele alalım. (Hidrojen moleküllerinin H2 elektronlarıyla ışınlanmasıyla; bir gaz deşarjında ​​elde edilir). Böyle basit bir moleküler sistem için Schrödinger denklemi en doğru şekilde çözülür.

Hidrojen iyonunda H2 + bir elektron iki çekirdek - proton alanında hareket eder. Çekirdekler arasındaki mesafe 0,106 nm'dir, bağlanma enerjisi (H atomlarına ve H + iyonuna ayrışma) 255,7 kJ/mol'dür. Yani parçacık dayanıklıdır.

H2 + moleküler iyonunda iki tür elektrostatik kuvvet vardır - bir elektronun her iki çekirdeğe çekme kuvveti ve çekirdekler arasındaki itme kuvveti. İtme kuvveti, aşağıdaki şekil şeklinde gösterilebilecek pozitif yüklü H A + ve H A + çekirdekleri arasında kendini gösterir. 3. İtme kuvveti çekirdekleri birbirinden uzaklaştırma eğilimindedir.

Pirinç. 3. İki çekirdek arasındaki itme (a) ve çekme (b) kuvveti, atomların büyüklüğü mertebesinde mesafelerde birbirlerine yaklaştıklarında ortaya çıkar.

Çekici kuvvetler, negatif yüklü elektron e - ile pozitif yüklü çekirdekler H + ve H + arasında etki eder. Çekme ve itme kuvvetlerinin sonucu sıfır ise bir molekül oluşur, yani çekirdeklerin karşılıklı itilmesinin, elektronun çekirdeğe çekilmesiyle telafi edilmesi gerekir. Bu tür bir telafi, elektron e'nin çekirdeğe göre konumuna bağlıdır (Şekil 3 b ve c). Burada kastedilen, elektronun uzaydaki konumu değil (ki belirlenemeyen), elektronun uzayda bulunma olasılığıdır. Şekil 2'ye karşılık gelen uzaydaki elektron yoğunluğunun konumu. 3.b) çekirdeklerin yakınsamasını teşvik eder ve karşılık gelen Şekil. 3.c) – çekirdeklerin itilmesi, çünkü bu durumda çekici kuvvetler bir yöne yönlendirilir ve çekirdeklerin itilmesi telafi edilmez. Dolayısıyla, elektron yoğunluğu çekirdekler arasında dağıtıldığında bir bağlanma bölgesi ve elektron yoğunluğu çekirdeklerin arkasında dağıtıldığında bir antibağ veya antibağ bölgesi vardır.

Bağ bölgesine bir elektron girerse kimyasal bir bağ oluşur. Elektron antibağ bölgesine düşerse kimyasal bağ oluşmaz.

Bağlanma bölgesindeki elektron yoğunluğu dağılımının doğasına bağlı olarak üç ana kimyasal bağ türü ayırt edilir: kovalent, iyonik ve metalik. İÇİNDE saf formu bu bağlar gerçekleşmez ve bağlantılarda genellikle bu bağ türlerinin bir kombinasyonu bulunur.

Bağlantı türleri.

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

Kovalent bağ

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

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

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

Kovalent bağ oluşumunun mekanizması

H2 molekülünün oluşumu örneğini kullanarak mekanizmayı ele alalım.

H+H=H2, ∆H=-436 kJ/mol

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

Pirinç. 4. Hidrojen molekülünde bağ oluşum mekanizması.

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

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

Sırasıyla elektron bulutlarının örtüşme alanının oluşumunu ve kovalent bir bağın oluşumunu kuantum mekaniği açısından açıklayan iki yöntem vardır. Bunlardan birine BC (değerlik bağları) yöntemi, diğerine ise MO (moleküler yörüngeler) adı verilir.

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

Kovalent bir bağın çizimi

Bağlantılar farklı şekillerde gösterilmektedir:

1). Elektronları nokta olarak kullanma

Bu durumda bir hidrojen molekülünün oluşumu diyagramda gösterilmiştir.

N∙ + N∙ → N: N

2). Kare hücrelerin (orbitallerin) kullanılması, bir moleküler kuantum hücresine zıt dönüşlere sahip iki elektronun yerleştirilmesi gibi

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

3). Kovalent bir bağ bir çizgiyle temsil edilir

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

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

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

Kovalent bağların sınıflandırılması

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

σ-bağ örnekleri:

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

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

π bağı, eksenin her iki tarafındaki elektron bulutları örtüşerek atom çekirdeklerini birbirine bağladığında oluşur.

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

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

Kovalent bağların özellikleri

A). Polarite.

İki tür kovalent bağ vardır: apolar ve polar.

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

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

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

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

B). Doygunluk.

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

V) . Odak ve kovalent bağ hibridizasyonu.

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

Kovalent bağın yönü moleküllerin geometrik yapısını belirler.

Örneğin su için üçgen bir şekle sahiptir.

Pirinç. 7. Bir su molekülünün uzaysal yapısı.

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

Hibridizasyon

Deneysel olarak ve teorik araştırma(Slater, Pauling) BeCl 2, BeF 2, BeBr 2 gibi bazı bileşiklerin oluşumu sırasında, bir moleküldeki bir atomun değerlik elektronlarının durumu, saf s-, p-, d-dalga fonksiyonlarıyla tanımlanmaz. , ancak bunların doğrusal kombinasyonlarıyla. Bu tür karışık yapılara hibrit yörüngeler, karıştırma işlemine ise hibritleşme adı verilir.

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

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

Pirinç. 8. sp hibridizasyonu

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

Pirinç. 9. sp2 -hibridizasyon.

Bir s- ve üç p-orbitalinden oluşan sp3 hibridizasyonu daha az yaygın değildir. Bu durumda, tetrahedronun dört köşesine simetrik olarak uzayda yönlendirilmiş, yani 109 0 28 "açıyla yerleştirilmiş dört hibrit yörünge oluşur. Bu uzaysal pozisyona tetrahedral denir. Bu yapı moleküller için bilinir. NH 3, H 2 O ve genel olarak II döneminin elemanları için. Uzaydaki görünümü şematik olarak aşağıdaki şekilde gösterilebilir.

Pirinç. 10. Amonyak molekülündeki bağların uzaysal düzenlenmesi,

bir düzleme yansıtıldı.

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

Pirinç. 11. Sp3 hibridizasyonu sırasında tetrahedral bağların oluşumu.

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

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

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

Kovalent bağlara sahip maddeler şunları içerir:

1. organik bileşikler;

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

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

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

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

İyonik bağ

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

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

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

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

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

E = E giriş + E çıkış (1).

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

E gelen = -e 2 /4πε 0 r(2),

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

E ott = A/r n (n≈12) (3)

E ott = B∙exp(-r/ρ) (4),

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

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

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

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

Pirinç. 13. Elektrostatik alanın küresel simetrisi

zıt yüklü yükler.

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

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

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

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

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

Pirinç. 14. Bağın iyonik ve kovalent yapısı.

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

Metal bağlantı

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

Pirinç. 15. Metal bağlantı.

Varlığın kanıtı metal bağlantı aşağıdaki gerçeklerdir. Bütün metaller var yüksek termal iletkenlik ve serbest elektronların varlığıyla sağlanan yüksek elektrik iletkenliği. Ek olarak, aynı durum metallerin ışık ışınımına karşı iyi yansıtıcılığını, parlaklığını ve opaklığını, yüksek sünekliğini, pozitifliğini de belirler. sıcaklık katsayısı elektrik direnci.

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

Metal yapılar, oldukça nadir bir atom düzenine (büyük nükleer mesafeler) sahip olmaları ve Büyük sayı kristal kafesteki her atomun en yakın komşuları. Tablo 1'de üç tipik metal yapı gösterilmektedir.

tablo 1

En yaygın üç metalin yapılarının özellikleri

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

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

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

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

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

Moleküllerin verici-alıcı etkileşimi

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

Moleküller arası etkileşimlerin ana türleri. Hidrojen bağı

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

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

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

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

burada ε 0 elektrik sabitidir.

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

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

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

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

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

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

A δ- - H δ+…. A δ- - H δ+.

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

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

(H 2 O….N – O…H 2 O) 2 kez.

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

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

Değerlik bağı yöntemi

Değerlik bağları veya lokalize elektron çiftleri teorisi, bir moleküldeki her atom çiftinin bir veya daha fazla paylaşılan elektron çifti tarafından bir arada tutulduğunu öne sürer. Değerlik bağı teorisinde, iki atom arasında lokalize olan, yani iki merkezli ve iki elektronlu bir kimyasal bağ bulunur.

Değerlik bağı yöntemi aşağıdaki temel ilkelere dayanmaktadır:

Bir moleküldeki her atom çifti, bir veya daha fazla paylaşılan elektron çifti tarafından bir arada tutulur;

Tek bir kovalent bağ, bağlanan atomların değerlik yörüngelerinde yer alan antiparalel spinlere sahip iki elektron tarafından oluşturulur;

Bir bağ oluştuğunda elektronların dalga fonksiyonları örtüşür, bu da atomlar arasındaki elektron yoğunluğunun artmasına ve sistemin toplam enerjisinin azalmasına yol açar;

“Kimyasal bağ” kafesin iyonlara dönüşme enerjisidir _Ekul = Uresh. MO yönteminin temel prensipleri. Atomik AO'ların örtüşme türleri. MO'ları s ve s pz ve pz px ve px atomik yörüngelerinin bir kombinasyonu ile bağlama ve anti-bağ oluşturma. H?C? C?H. ? - İtme katsayısı. Qeff =. Ao. Kimyasal bağlanmanın temel teorileri.

“Kimyasal bağ türleri” - İyonik bağları olan maddeler iyonik bir kristal kafes oluşturur. Atomlar. Elektronegatiflik. Belediye Eğitim Kurumu Lisesi No. 18 kimya öğretmeni Kalinina L.A. İyonlar. Örneğin: Na1+ ve Cl1-, Li1+ ve F1- Na1+ + Cl1- = Na(:Cl:) . E - eklenirse iyon negatif yüklü hale gelir. Atomik çerçeve yüksek mukavemete sahiptir.

“Mendeleev'in Hayatı” - 18 Temmuz D.I. Mendeleev, Tobolsk spor salonundan mezun oldu. 9 Ağustos 1850 - 20 Haziran 1855 Main'de okurken Pedagoji Enstitüsü. "İsimleri bilmiyorsanız, şeylerin bilgisi ölür" K. Liney. D.I. Mendeleev'in hayatı ve çalışması. Ivan Pavlovich Mendeleev (1783 - 1847), bilim adamının babası. Periyodik yasanın keşfi.

“Kimyasal bağ türleri” - H3N. Al2O3. Maddenin yapısı." H2S. MgO. H2. Cu. Mg S.CS2. I. Maddelerin formüllerini yazın: 1.c.N.S. 2.s K.P.S. 3. I.S. ile K.N.S. NaF. C.K.P.S. Kimyasal bağın türünü belirleyin. Moleküllerden hangisi şemaya karşılık gelir: A A?

"Mendeleev" - Dobereiner'in Element Üçlüleri. Gazlar. İş. Yaşam ve bilimsel başarı. Periyodik element tablosu (uzun form). Newlands'in "Oktav Yasası" Bilimsel aktivite. Çözümler. Hayatın yeni bir aşaması. Mendeleev'in elementler sisteminin ikinci versiyonu. L. Meyer'in elementler tablosunun bir kısmı. Periyodik yasanın keşfi (1869).

“Mendeleev'in Hayatı ve Çalışması” - Bilim adamının babası Ivan Pavlovich Mendeleev (1783 - 1847). 27 Ocak 1834 (6 Şubat) - D.I. Mendeleev, Sibirya'nın Tobolsk şehrinde doğdu. 20 Ocak 1907 (2 Şubat) D.I. Mendeleev kalp felcinden öldü. DI. Menedeleev (Güney Kazakistan bölgesi, Çimkent şehri). Sanayi. 18 Temmuz 1849'da D.I. Mendeleev Tobolsk spor salonundan mezun oldu.

Kimyasal bağların özellikleri

Kimyasal bağ doktrini tüm teorik kimyanın temelini oluşturur. Kimyasal bağ, atomların onları moleküllere, iyonlara, radikallere ve kristallere bağlayan etkileşimi olarak anlaşılır. Dört tür kimyasal bağ vardır: iyonik, kovalent, metalik ve hidrojen. Aynı maddelerde farklı türde bağlar bulunabilir.

1. Bazlarda: Hidrokso gruplarındaki oksijen ve hidrojen atomları arasındaki bağ polar kovalenttir ve metal ile hidrokso grubu arasındaki bağ iyoniktir.

2. Oksijen içeren asitlerin tuzlarında: metal olmayan atom ile asidik kalıntının oksijeni arasında - kovalent polar ve metal ile asidik kalıntı arasında - iyonik.

3. Amonyum, metilamonyum vb. tuzlarında, nitrojen ve hidrojen atomları arasında polar bir kovalent vardır ve amonyum veya metilamonyum iyonları ile asit kalıntısı - iyonik arasında bulunur.

4. Metal peroksitlerde (örneğin, Na202), oksijen atomları arasındaki bağ kovalenttir, polar değildir ve metal ile oksijen arasındaki bağ iyoniktir vb.

Tüm tür ve kimyasal bağ türlerinin birliğinin nedeni, bunların aynı kimyasal doğasıdır - elektron-nükleer etkileşimi. Her durumda kimyasal bir bağın oluşumu, enerji salınımıyla birlikte atomların elektron-nükleer etkileşiminin sonucudur.

Kovalent bağ oluşturma yöntemleri

Kovalent kimyasal bağ ortak elektron çiftlerinin oluşması nedeniyle atomlar arasında ortaya çıkan bir bağdır.

Kovalent bileşikler genellikle gazlar, sıvılar veya nispeten düşük erime noktalı katılardır. Nadir istisnalardan biri, 3.500 °C'nin üzerinde eriyen elmastır. Bu, tek tek moleküllerin bir koleksiyonu değil, kovalent olarak bağlı karbon atomlarından oluşan sürekli bir kafes olan elmasın yapısıyla açıklanmaktadır. Aslında herhangi bir elmas kristali, boyutu ne olursa olsun çok büyük bir moleküldür.

Ametal olmayan iki atomun elektronları birleştiğinde kovalent bağ oluşur. Ortaya çıkan yapıya molekül denir.

Böyle bir bağın oluşma mekanizması takas veya bağışçı-alıcı olabilir.

Çoğu durumda, kovalent bağlı iki atom farklı elektronegatifliğe sahiptir ve paylaşılan elektronlar iki atoma eşit şekilde ait değildir. Çoğu zaman bir atoma diğerine göre daha yakındırlar. Örneğin bir hidrojen klorür molekülünde kovalent bağ oluşturan elektronlar, elektronegatifliği hidrojeninkinden daha yüksek olduğundan klor atomuna daha yakın konumlandırılır. Ancak elektronları çekme yeteneğindeki fark, hidrojen atomundan klor atomuna tam elektron transferinin gerçekleşmesine yetecek kadar büyük değildir. Bu nedenle, hidrojen ve klor atomları arasındaki bağ, iyonik bir bağ (tam elektron transferi) ile polar olmayan bir kovalent bağ (iki atom arasında bir elektron çiftinin simetrik düzeni) arasındaki bir çapraz olarak düşünülebilir. Atomlardaki kısmi yük Yunanca δ harfiyle gösterilir. Böyle bir bağa polar kovalent bağ denir ve hidrojen klorür molekülünün polar olduğu söylenir, yani pozitif yüklü bir ucu (hidrojen atomu) ve negatif yüklü bir ucu (klor atomu) vardır.

1. Değişim mekanizması, atomlar eşleşmemiş elektronları birleştirerek ortak elektron çiftleri oluşturduğunda çalışır.

1) H2 - hidrojen.

Bağ, hidrojen atomlarının s-elektronları (örtüşen s-orbitalleri) tarafından ortak bir elektron çiftinin oluşması nedeniyle oluşur.

2) HC1 - hidrojen klorür.

Bağ, ortak bir s- ve p-elektron çiftinin (örtüşen s-p yörüngeleri) oluşması nedeniyle oluşur.

3) Cl 2: Bir klor molekülünde eşleşmemiş p-elektronları (örtüşen p-p yörüngeleri) nedeniyle kovalent bir bağ oluşur.

4) N2: Azot molekülünde atomlar arasında üç ortak elektron çifti oluşur.

Kovalent bağ oluşumunun donör-alıcı mekanizması

Donör bir elektron çifti var akseptör- bu çiftin işgal edebileceği serbest yörünge. Amonyum iyonunda, hidrojen atomlarıyla olan dört bağın tümü kovalenttir: üçü, değişim mekanizmasına göre nitrojen atomu ve hidrojen atomları tarafından ortak elektron çiftlerinin oluşturulması nedeniyle, biri donör-alıcı mekanizması yoluyla oluşturulmuştur. Kovalent bağlar, elektron yörüngelerinin örtüşme şekline ve ayrıca bağlı atomlardan birine doğru yer değiştirmelerine göre sınıflandırılır. Bir bağ çizgisi boyunca elektron yörüngelerinin örtüşmesi sonucu oluşan kimyasal bağlara denir. σ - bağlantılar(sigma bağları). Sigma bağı çok güçlüdür.

p yörüngeleri iki bölgede üst üste binebilir ve yanal örtüşme yoluyla kovalent bir bağ oluşturabilir.

Bağ çizgisinin dışında, yani iki bölgede elektron yörüngelerinin "yanal" örtüşmesi sonucu oluşan kimyasal bağlara pi bağları denir.

Ortak elektron çiftlerinin bağlandıkları atomlardan birine göre yer değiştirme derecesine göre bir kovalent bağ polar veya apolar olabilir. Aynı elektronegatifliğe sahip atomlar arasında oluşan kovalent kimyasal bağa polar olmayan denir. Atomlar aynı elektronegatifliğe (diğer atomlardan değerlik elektronlarını çekme özelliği) sahip olduğundan, elektron çiftleri atomlardan herhangi birine doğru yer değiştirmez. Örneğin,

yani moleküller kovalent polar olmayan bir bağ yoluyla oluşturulur basit maddeler- metal olmayanlar. Elektronegatifliği farklı olan elementlerin atomları arasındaki kovalent kimyasal bağa polar denir.

Örneğin NH3 amonyaktır. Azot, hidrojenden daha elektronegatif bir element olduğundan, paylaşılan elektron çiftleri atomuna doğru kayar.

Kovalent bağın özellikleri: bağ uzunluğu ve enerji

Kovalent bir bağın karakteristik özellikleri uzunluğu ve enerjisidir. Bağ uzunluğu atom çekirdekleri arasındaki mesafedir. Kimyasal bir bağın uzunluğu ne kadar kısa olursa o kadar güçlü olur. Ancak bağ kuvvetinin bir ölçüsü, bağı kırmak için gereken enerji miktarına göre belirlenen bağ enerjisidir. Genellikle kJ/mol cinsinden ölçülür. Dolayısıyla deneysel verilere göre H2, Cl2 ve N2 moleküllerinin bağ uzunlukları sırasıyla 0,074, 0,198 ve 0,109 nm, bağ enerjileri ise sırasıyla 436, 242 ve 946 kJ/mol'dür.

İyonlar. İyonik bağ

Bir atomun oktet kuralına uyması için iki ana olasılık vardır. Bunlardan ilki iyonik bağların oluşmasıdır. (İkincisi, aşağıda tartışılacak olan kovalent bir bağın oluşmasıdır). İyonik bir bağ oluştuğunda metal atomu elektron kaybeder, metal olmayan atom ise elektron kazanır.

İki atomun "karşılaştığını" hayal edelim: grup I metalinin bir atomu ve grup VII'nin metal olmayan bir atomu. Bir metal atomunun dış enerji seviyesinde tek bir elektronu bulunurken, metal olmayan bir atomun dış seviyesinin tamamlanması için sadece bir elektronu eksiktir. Birinci atom, ikinciye çekirdekten uzak ve ona zayıf bağlı olan elektronunu kolaylıkla verecek, ikincisi ise ona dış elektronik seviyesinde boş bir yer sağlayacaktır. Daha sonra negatif yüklerinden birinden mahrum kalan atom pozitif yüklü bir parçacık haline gelecek, ikincisi ise ortaya çıkan elektron nedeniyle negatif yüklü bir parçacık haline gelecektir. Bu tür parçacıklara iyon denir.

Bu iyonlar arasında oluşan kimyasal bir bağdır. Atom veya molekül sayısını gösteren sayılara katsayı, bir moleküldeki atom veya iyon sayısını gösteren sayılara ise indeks adı verilir.

Metal bağlantı

Metaller var belirli özellikler diğer maddelerin özelliklerinden farklıdır. Bu özellikler nispeten yüksek erime sıcaklıkları, ışığı yansıtma yeteneği ve yüksek termal ve elektriksel iletkenliktir. Bu özellikler metallerin varlığından kaynaklanmaktadır. özel Tip bağlantı - metal bağlantı.

Metalik bağ, metal kristallerindeki pozitif iyonlar arasında, kristal boyunca serbestçe hareket eden elektronların çekimi nedeniyle gerçekleştirilen bir bağdır. Çoğu metalin dış seviyedeki atomları az sayıda elektron içerir - 1, 2, 3. Bu elektronlar kolayca çıkmak ve atomlar pozitif iyonlara dönüşür. Ayrılan elektronlar bir iyondan diğerine hareket ederek onları tek bir bütün halinde birleştirir. İyonlarla birleşerek bu elektronlar geçici olarak atomlar oluşturur, sonra tekrar koparak başka bir iyonla birleşir vb. Sonsuz bir süreç meydana gelir ve bu süreç şematik olarak aşağıdaki gibi gösterilebilir:

Sonuç olarak, metalin hacminde atomlar sürekli olarak iyonlara dönüşür ve bunun tersi de geçerlidir. Metallerde iyonlar arasında paylaşılan elektronlar aracılığıyla oluşan bağa metalik denir. Metalik bağın kovalent bağla bazı benzerlikleri vardır, çünkü dış elektronların paylaşımına dayanır. Ancak kovalent bağda yalnızca iki komşu atomun dıştaki eşleşmemiş elektronları paylaşılırken, metalik bağda tüm atomlar bu elektronların paylaşımında yer alır. Bu nedenle kovalent bağa sahip kristaller kırılgandır, ancak metal bağ ile kural olarak sünektirler, elektriksel olarak iletkendirler ve metalik bir parlaklığa sahiptirler.

Metalik bağlanma, hem saf metallerin hem de çeşitli metallerin - katı ve sıvı hallerdeki alaşımların karışımlarının karakteristiğidir. Bununla birlikte, buhar halinde metal atomları birbirine kovalent bir bağla bağlanır (örneğin, sodyum buharı, büyük şehirlerin sokaklarını aydınlatmak için sarı ışıklı lambaları doldurur). Metal çiftleri ayrı moleküllerden (monatomik ve diatomik) oluşur.

Bir metal bağı aynı zamanda güç açısından da bir kovalent bağdan farklıdır: enerjisi, bir kovalent bağın enerjisinden 3-4 kat daha azdır.

Bağ enerjisi, bir maddenin bir molünü oluşturan tüm moleküllerdeki kimyasal bir bağı kırmak için gereken enerjidir. Kovalent ve iyonik bağların enerjileri genellikle yüksektir ve 100-800 kJ/mol mertebesinde değerlere ulaşır.

Hidrojen bağı

Arasındaki kimyasal bağ bir molekülün pozitif polarize hidrojen atomları(veya bunların parçaları) ve Yüksek elektronegatif elementlerin negatif polarize atomları Paylaşılan elektron çiftlerine (F, O, N ve daha az sıklıkla S ve Cl) sahip olan başka bir moleküle (veya bunun parçalarına) hidrojen denir. Hidrojen bağı oluşum mekanizması kısmen elektrostatik, kısmen d onur-kabul eden karakteri.

Moleküller arası hidrojen bağı örnekleri:

Böyle bir bağlantının varlığında düşük moleküllü maddeler bile normal koşullar altında sıvı (alkol, su) veya kolayca sıvılaştırılabilen gazlar (amonyak, hidrojen florür) olabilir. Biyopolimerlerde - proteinler (ikincil yapı) - karbonil oksijen ile amino grubunun hidrojeni arasında molekül içi bir hidrojen bağı vardır:

Polinükleotid molekülleri - DNA (deoksiribonükleik asit) - iki nükleotid zincirinin birbirine hidrojen bağlarıyla bağlandığı çift sarmallardır. Bu durumda tamamlayıcılık ilkesi işler, yani bu bağlar pürin ve pirimidin bazlarından oluşan belirli çiftler arasında oluşur: timin (T), adenin nükleotidinin (A) karşısında bulunur ve sitozin (C) karşısında bulunur. guanin (G).

Hidrojen bağına sahip maddelerin moleküler kristal kafesleri vardır.

Kimyasal bağlara ilişkin birleşik bir teori yoktur; kimyasal bağlar geleneksel olarak kovalent (evrensel bir bağ türü), iyonik (kovalent bağın özel bir durumu), metalik ve hidrojen olarak ikiye ayrılır.

Kovalent bağ

Kovalent bir bağın oluşumu üç mekanizma ile mümkündür: değişim, verici-alıcı ve datif (Lewis).

Buna göre metabolik mekanizma Ortak elektron çiftlerinin paylaşılması nedeniyle kovalent bir bağın oluşumu meydana gelir. Bu durumda her atom bir inert gaz kabuğu edinme eğilimindedir; Tamamlanmış bir dış enerji seviyesi elde edin. Değişim tipine göre bir kimyasal bağın oluşumu, bir atomun her değerlik elektronunun noktalarla temsil edildiği Lewis formülleri kullanılarak gösterilmektedir (Şekil 1).

Pirinç. 1 HCl molekülünde değişim mekanizmasıyla kovalent bağ oluşumu

Atomik yapı teorisinin ve kuantum mekaniğinin gelişmesiyle birlikte kovalent bir bağın oluşumu, elektronik yörüngelerin örtüşmesi olarak temsil edilir (Şekil 2).

Pirinç. 2. Elektron bulutlarının örtüşmesi nedeniyle kovalent bağ oluşumu

Atomik yörüngelerin örtüşmesi ne kadar büyük olursa, bağ o kadar güçlü, bağ uzunluğu o kadar kısa ve bağ enerjisi o kadar büyük olur. Farklı yörüngelerin üst üste gelmesiyle kovalent bir bağ oluşturulabilir. S-s, s-p yörüngelerinin yanı sıra d-d, p-p, d-p yörüngelerinin yan loblarla örtüşmesi sonucunda bağ oluşumu meydana gelir. 2 atomun çekirdeklerini birleştiren çizgiye dik bir bağ oluşur. Bir ve bir bağ, çoklu (çift) kovalent bağ oluşturma kapasitesine sahiptir; organik madde alkenler, alkadienler vb. sınıfı. Bir ve iki bağ, alkinler (asetilenler) sınıfının organik maddelerinin özelliği olan çoklu (üçlü) bir kovalent bağ oluşturur.

Kovalent bağ oluşumu bağışçı-alıcı mekanizması Amonyum katyonu örneğine bakalım:

NH3 + H + = NH4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Azot atomunun serbest bir yalnız elektron çifti (molekül içindeki kimyasal bağların oluşumunda yer almayan elektronlar) vardır ve hidrojen katyonunun serbest bir yörüngesi vardır, dolayısıyla bunlar sırasıyla bir elektron verici ve alıcıdır.

Bir klor molekülü örneğini kullanarak kovalent bağ oluşumunun datif mekanizmasını ele alalım.

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

Klor atomunun hem serbest yalnız bir elektron çifti hem de boş yörüngeleri vardır, bu nedenle hem verici hem de alıcı özelliklerini sergileyebilir. Bu nedenle, bir klor molekülü oluştuğunda, bir klor atomu verici, diğeri alıcı olarak hareket eder.

Ana kovalent bağın özelliklerişunlardır: doygunluk (doymuş bağlar, bir atom kendisine değerlik kapasitesinin izin verdiği kadar çok elektron bağladığında oluşur; doymamış bağlar, bağlanan elektronların sayısı atomun değerlik kapasitesinden az olduğunda oluşur); yönlülük (bu değer molekülün geometrisi ve “bağ açısı” kavramı - bağlar arasındaki açı ile ilgilidir).

İyonik bağ

Saf iyonik bağa sahip hiçbir bileşik yoktur, ancak bu, toplam elektron yoğunluğunun daha elektronegatif bir elementin atomuna tamamen aktarıldığı zaman atomun kararlı bir elektronik ortamının yaratıldığı, atomların kimyasal olarak bağlı bir durumu olarak anlaşılmaktadır. İyonik bağlanma yalnızca zıt yüklü iyonlar - katyonlar ve anyonlar durumunda olan elektronegatif ve elektropozitif elementlerin atomları arasında mümkündür.

TANIM

İyon Bir atomdan bir elektronun çıkarılması veya eklenmesiyle oluşan elektrik yüklü parçacıklardır.

Bir elektronu aktarırken metal ve ametal atomları, çekirdeklerinin etrafında kararlı bir elektron kabuğu konfigürasyonu oluşturma eğilimindedir. Metal olmayan bir atom, çekirdeğinin etrafında sonraki inert gazın bir kabuğunu oluşturur ve bir metal atomu, önceki inert gazın bir kabuğunu oluşturur (Şekil 3).

Pirinç. 3. Sodyum klorür molekülü örneğini kullanarak iyonik bir bağın oluşumu

İyonik bağların saf halde bulunduğu moleküller, maddenin buhar halinde bulunur. İyonik bağ çok güçlüdür ve bu nedenle bu bağa sahip maddelerin erime noktası yüksektir. Kovalent bağlardan farklı olarak iyonik bağlar, yön ve doygunluk ile karakterize edilmez, çünkü iyonların yarattığı elektrik alanı, küresel simetri nedeniyle tüm iyonlara eşit şekilde etki eder.

Metal bağlantı

Metalik bağ yalnızca metallerde gerçekleşir; bu, metal atomlarını tek bir kafeste tutan etkileşimdir. Bir bağ oluşumuna yalnızca tüm hacmine ait metal atomlarının değerlik elektronları katılır. Metallerde elektronlar sürekli olarak atomlardan sıyrılır ve metalin tüm kütlesi boyunca hareket eder. Elektronlardan yoksun kalan metal atomları, hareketli elektronları kabul etme eğiliminde olan pozitif yüklü iyonlara dönüşür. Bu sürekli süreç, metalin içinde tüm metal atomlarını sıkı bir şekilde birbirine bağlayan "elektron gazı" adı verilen şeyi oluşturur (Şekil 4).

Metalik bağ güçlü olduğundan metaller karakterize edilir sıcaklık erime ve “elektron gazının” varlığı metallere işlenebilirlik ve süneklik kazandırır.

Hidrojen bağı

Hidrojen bağı spesifik bir moleküller arası etkileşimdir, çünkü oluşumu ve gücü, maddenin kimyasal yapısına bağlıdır. Bir hidrojen atomunun yüksek elektronegatifliğe sahip bir atoma (O, N, S) bağlandığı moleküller arasında oluşur. Bir hidrojen bağının oluşması iki nedene bağlıdır: birincisi, elektronegatif bir atomla ilişkili hidrojen atomunun elektronları yoktur ve diğer atomların elektron bulutlarına kolayca dahil edilebilir; ikincisi, bir değerlik s-orbitaline sahiptir. Hidrojen atomu, elektronegatif bir atomun yalnız bir çift elektronunu kabul edebilir ve verici-alıcı mekanizması yoluyla onunla bir bağ oluşturabilir.

1. Alkali toprak metaller

5) s elemanlarına

6) p elemanlarına

7) d-elementlerine

8) f - elemanlarına

2. Toprak alkali metallerin atomları dış enerji seviyesinde kaç elektron içerir?

1) Bir 2) iki 3) üç 4) dört

3. B kimyasal reaksiyonlar alüminyum atomları sergileniyor

3) Oksitleyici özellikler 2) asidik özellikler

4) 3) onarıcı özellikler 4) temel özellikler

4. Kalsiyumun klor ile etkileşimi bir reaksiyondur

1) Ayrıştırma 2) bağlantı 3) ikame 4) değişim

5. Sodyum bikarbonatın moleküler ağırlığı:

1) 84 2) 87 3) 85 4) 86

3. Hangi atom daha ağırdır - demir mi silikon mu - ve ne kadar?

4. Basit maddelerin bağıl moleküler ağırlıklarını belirleyin: Hidrojen, oksijen, klor, bakır, elmas (karbon). Hangilerinin diatomik moleküllerden ve hangilerinin atomlardan oluştuğunu unutmayın.
5. Aşağıdaki bileşiklerin bağıl moleküler kütlelerini hesaplayın: karbondioksit CO2 sülfürik asit H2SO4 şeker C12H22O11 etil alkol C2H6O mermer CaCPO3
6. Hidrojen peroksitte her oksijen atomuna karşılık bir hidrojen atomu vardır. Bağıl molekül ağırlığının 34 olduğu biliniyorsa hidrojen preoksitin formülünü belirleyin. Bu bileşikteki hidrojen ve oksijenin kütle oranı nedir?
7. Bir karbondioksit molekülü oksijen molekülünden kaç kat daha ağırdır?

Lütfen yardım edin 8. sınıf ödevi.