მრავალჯერადი (ორმაგი და სამმაგი) ბმები

ბევრ მოლეკულაში ატომები დაკავშირებულია ორმაგი და სამმაგი ბმებით:

მრავალი ბმის წარმოქმნის შესაძლებლობა განპირობებულია ატომური ორბიტალების გეომეტრიული მახასიათებლებით. წყალბადის ატომი ქმნის თავის ერთადერთ ქიმიურ კავშირს 5-ვალენტური ორბიტალის მონაწილეობით, რომელსაც აქვს სფერული ფორმა. დანარჩენ ატომებს, მათ შორის 5-ბლოკის ელემენტების ატომებსაც კი, აქვთ ვალენტური p-ორბიტალები, რომლებსაც აქვთ სივრცითი ორიენტაცია კოორდინატთა ღერძების გასწვრივ.

წყალბადის მოლეკულაში ქიმიურ ბმას ახორციელებს ელექტრონული წყვილი, რომლის ღრუბელი კონცენტრირებულია ატომის ბირთვებს შორის. ამ ტიპის ობლიგაციებს უწოდებენ st-ობლიგაციებს (a - წაიკითხეთ "სიგმა"). ისინი წარმოიქმნება 5- და ირ-ორბიტალების ურთიერთ გადახურვით (ნახ. 6.3).

ბრინჯი. 63

კიდევ ერთი წყვილი ელექტრონისთვის, ატომებს შორის ადგილი არ არის. როგორ იქმნება ორმაგი და თუნდაც სამმაგი ბმები? შესაძლებელია ელექტრონული ღრუბლების გადაფარვა, რომლებიც ორიენტირებულია ატომების ცენტრებში გამავალი ღერძის პერპენდიკულარულად (სურ. 6.4). თუ მოლეკულის ღერძი გასწორებულია კოორდინატთან x წმაშინ ორბიტალები ორიენტირებულია მასზე პერპენდიკულურად plfდა რ 2 .წყვილთა გადახურვა RUდა გვ 2ორი ატომის ორბიტალი იძლევა ქიმიურ ბმებს, რომელთა ელექტრონის სიმკვრივე კონცენტრირებულია სიმეტრიულად მოლეკულის ღერძის ორივე მხარეს. მათ L-ობლიგაციებს უწოდებენ.

თუ ატომებს აქვთ RUდა/ან გვ 2ორბიტალებს აქვთ დაუწყვილებელი ელექტრონები, შემდეგ წარმოიქმნება ერთი ან ორი n-ბმა. ეს ხსნის ორმაგი (a + z) და სამმაგი (a + z + z) ბმის არსებობის შესაძლებლობას. ატომებს შორის ორმაგი ბმის მქონე უმარტივესი მოლეკულა არის ნახშირწყალბადის მოლეკულა ეთილენ C 2 H 4 . ნახ. სურათი 6.5 გვიჩვენებს n-ბმა ღრუბელს ამ მოლეკულაში, ხოლო st-ბმები სქემატურად არის მითითებული ტირეებით. ეთილენის მოლეკულა შედგება ექვსი ატომისგან. ალბათ მკითხველს უფიქრდება, რომ ატომებს შორის ორმაგი ბმა გამოსახულია უფრო მარტივ დიატომურ ჟანგბადის მოლეკულაში (0=0). სინამდვილეში, ჟანგბადის მოლეკულის ელექტრონული სტრუქტურა უფრო რთულია და მისი სტრუქტურის ახსნა შესაძლებელია მხოლოდ მოლეკულური ორბიტალური მეთოდის საფუძველზე (იხ. ქვემოთ). სამმაგი ბმის მქონე უმარტივესი მოლეკულის მაგალითია აზოტი. ნახ. 6.6 წარმოადგენს n-ბმას ამ მოლეკულაში, წერტილები აჩვენებს აზოტის გაუზიარებელ ელექტრონულ წყვილებს.

ბრინჯი. 6.4.

ბრინჯი. 6.5.

ბრინჯი. 6.6.

როდესაც n-ბმა წარმოიქმნება, მოლეკულების სიძლიერე იზრდება. ავიღოთ რამდენიმე მაგალითი შედარებისთვის.

ზემოთ მოყვანილი მაგალითების გათვალისწინებით, შეგვიძლია შემდეგი დასკვნის გაკეთება:

• - ბმის სიძლიერე (ენერგია) იზრდება ბმის სიმრავლის მატებასთან ერთად;
• - წყალბადის, ფტორისა და ეთანის მაგალითის გამოყენებით, ასევე შეიძლება დავრწმუნდეთ, რომ კოვალენტური ბმის სიძლიერე განისაზღვრება არა მხოლოდ სიმრავლით, არამედ იმ ატომების ბუნებით, რომელთა შორის წარმოიქმნა ეს ბმა.

ორგანულ ქიმიაში კარგად არის ცნობილი, რომ მრავალი ბმის მქონე მოლეკულები უფრო რეაქტიულები არიან, ვიდრე ეგრეთ წოდებული გაჯერებული მოლეკულები. ამის მიზეზი ცხადი ხდება ელექტრონული ღრუბლების ფორმის განხილვისას. a-ობლიგაციების ელექტრონული ღრუბლები კონცენტრირებულია ატომების ბირთვებს შორის და, როგორც იქნა, მათ მიერ არის დაცული (დაცული) სხვა მოლეკულების გავლენისგან. n-ბმის შემთხვევაში, ელექტრონული ღრუბლები არ არის დაცული ატომების ბირთვებით და ისინი უფრო ადვილად გადაადგილდებიან, როდესაც მორეაქტიული მოლეკულები ერთმანეთს უახლოვდებიან. ეს ხელს უწყობს მოლეკულების შემდგომ გადაწყობას და ტრანსფორმაციას. ყველა მოლეკულას შორის გამონაკლისი არის აზოტის მოლეკულა, რომელიც ხასიათდება როგორც ძალიან მაღალი სიძლიერით, ასევე უკიდურესად დაბალი რეაქტიულობით. აქედან გამომდინარე, აზოტი იქნება ატმოსფეროს მთავარი კომპონენტი.

USE კოდიფიკატორის თემები: კოვალენტური ქიმიური ბმა, მისი სახეობები და ფორმირების მექანიზმები. კოვალენტური ბმის მახასიათებლები (პოლარულობა და ბმის ენერგია). იონური ბმა. ლითონის კავშირი. წყალბადის ბმა

ინტრამოლეკულური ქიმიური ბმები

ჯერ განვიხილოთ ბმები, რომლებიც წარმოიქმნება მოლეკულებში ნაწილაკებს შორის. ასეთ კავშირებს ე.წ ინტრამოლეკულური.

ქიმიური ბმა ქიმიური ელემენტების ატომებს შორის აქვს ელექტროსტატიკური ბუნება და იქმნება იმის გამო გარე (ვალენტური) ელექტრონების ურთიერთქმედებამეტ-ნაკლებად ხარისხით იკავებენ დადებითად დამუხტულ ბირთვებსშეკრული ატომები.

მთავარი კონცეფცია აქ არის ელექტროენერგიულობა. სწორედ ის განსაზღვრავს ატომებს შორის ქიმიური კავშირის ტიპს და ამ ბმის თვისებებს.

არის ატომის მიზიდვის (შეკავების) უნარი გარე(ვალენტობა) ელექტრონები. ელექტრონეგატიურობა განისაზღვრება გარე ელექტრონების ბირთვისადმი მიზიდულობის ხარისხით და ძირითადად დამოკიდებულია ატომის რადიუსზე და ბირთვის მუხტზე.

ელექტრონეგატიურობის ცალსახად დადგენა რთულია. ლ. პაულინგმა შეადგინა ფარდობითი ელექტრონეგატიურობის ცხრილი (დაფუძნებული დიატომური მოლეკულების ბმის ენერგიაზე). ყველაზე ელექტროუარყოფითი ელემენტია ფტორიმნიშვნელობით 4 .

მნიშვნელოვანია აღინიშნოს, რომ სხვადასხვა წყაროში შეგიძლიათ იპოვოთ ელექტრონეგატიურობის მნიშვნელობების სხვადასხვა მასშტაბები და ცხრილები. ეს არ უნდა შეშინდეს, რადგან ქიმიური კავშირის ფორმირება როლს თამაშობს ატომები და ეს დაახლოებით ერთნაირია ნებისმიერ სისტემაში.

თუ ქიმიურ ბმაში A:B ერთ-ერთი ატომი უფრო ძლიერად იზიდავს ელექტრონებს, მაშინ ელექტრონული წყვილი გადაინაცვლებს მისკენ. Უფრო ელექტრონეგატიურობის განსხვავებაატომები, მით მეტია ელექტრონული წყვილი გადაადგილებული.

თუ ურთიერთმოქმედი ატომების ელექტრონეგატიურობის მნიშვნელობები ტოლია ან დაახლოებით ტოლია: EO(A)≈EO(V), მაშინ საზიარო ელექტრონული წყვილი არ არის გადაადგილებული არცერთ ატომზე: ა: ბ. ასეთ კავშირს ე.წ კოვალენტური არაპოლარული.

თუ ურთიერთმოქმედი ატომების ელექტრონეგატიურობა განსხვავდება, მაგრამ არა ბევრი (ელექტროუარყოფითობის განსხვავება დაახლოებით 0,4-დან 2-მდეა: 0,4<ΔЭО<2 ), შემდეგ ელექტრონული წყვილი გადაინაცვლებს ერთ-ერთ ატომზე. ასეთ კავშირს ე.წ კოვალენტური პოლარული .

თუ ურთიერთმოქმედი ატომების ელექტრონეგატიურობა მნიშვნელოვნად განსხვავდება (ელექტროუარყოფითობის განსხვავება 2-ზე მეტია: ΔEO>2), შემდეგ ერთ-ერთი ელექტრონი თითქმის მთლიანად გადადის სხვა ატომში, წარმოქმნით იონები. ასეთ კავშირს ე.წ იონური.

ქიმიური ბმების ძირითადი ტიპებია − კოვალენტური, იონურიდა მეტალიკიკავშირები. განვიხილოთ ისინი უფრო დეტალურად.

კოვალენტური ქიმიური ბმა

კოვალენტური ბმა – ეს არის ქიმიური ბმა მიერ ჩამოყალიბებული საერთო ელექტრონული წყვილის A:B ფორმირება . ამ შემთხვევაში, ორი ატომი გადახურვაატომური ორბიტალები. კოვალენტური ბმა იქმნება ატომების ურთიერთქმედებით ელექტრონეგატიურობაში მცირე სხვაობით (როგორც წესი, ორ არამეტალს შორის) ან ერთი ელემენტის ატომები.

კოვალენტური ბმების ძირითადი თვისებები

• ორიენტაცია,
• გაჯერება,
• პოლარობა,
• პოლარიზებადობა.

ეს კავშირის თვისებები გავლენას ახდენს ნივთიერებების ქიმიურ და ფიზიკურ თვისებებზე.

კომუნიკაციის მიმართულება ახასიათებს ნივთიერებების ქიმიურ სტრუქტურას და ფორმას. ორ კავშირს შორის კუთხეებს ბმის კუთხეები ეწოდება. მაგალითად, წყლის მოლეკულაში H-O-H ბმის კუთხე არის 104,45 o, ამიტომ წყლის მოლეკულა პოლარულია, ხოლო მეთანის მოლეკულაში H-C-H ბმის კუთხე არის 108 o 28 ′.

გაჯერება არის ატომების უნარი შექმნან შეზღუდული რაოდენობის კოვალენტური ქიმიური ბმები. ბმების რაოდენობას, რომელიც ატომს შეუძლია შექმნას, ეწოდება.

პოლარობაბმები წარმოიქმნება ელექტრონების სიმკვრივის არათანაბარი განაწილების გამო სხვადასხვა ელექტრონეგატიურობის მქონე ორ ატომს შორის. კოვალენტური ბმები იყოფა პოლარული და არაპოლარული.

პოლარიზება კავშირები არის ბმის ელექტრონების უნარი გადაადგილდეს გარე ელექტრული ველით(კერძოდ, სხვა ნაწილაკების ელექტრული ველი). პოლარიზება დამოკიდებულია ელექტრონის მობილურობაზე. რაც უფრო შორს არის ელექტრონი ბირთვიდან, მით უფრო მოძრავია ის და, შესაბამისად, მოლეკულაც უფრო პოლარიზდება.

კოვალენტური არაპოლარული ქიმიური ბმა

არსებობს კოვალენტური კავშირის 2 ტიპი - პოლარულიდა არაპოლარული .

მაგალითი . განვიხილოთ წყალბადის მოლეკულის H 2 სტრუქტურა. წყალბადის თითოეული ატომი ატარებს 1 დაუწყვილებელ ელექტრონს მის გარე ენერგეტიკულ დონეზე. ატომის გამოსაჩენად ვიყენებთ ლუისის სტრუქტურას - ეს არის ატომის გარე ენერგიის დონის სტრუქტურის დიაგრამა, როდესაც ელექტრონები აღინიშნება წერტილებით. ლუის წერტილის სტრუქტურის მოდელები კარგი დახმარებაა მეორე პერიოდის ელემენტებთან მუშაობისას.

ჰ. + . H=H:H

ამრიგად, წყალბადის მოლეკულას აქვს ერთი საერთო ელექტრონული წყვილი და ერთი H–H ქიმიური ბმა. ეს ელექტრონული წყვილი არ არის გადაადგილებული წყალბადის არცერთ ატომზე, რადგან წყალბადის ატომების ელექტრონეგატიურობა იგივეა. ასეთ კავშირს ე.წ კოვალენტური არაპოლარული .

კოვალენტური არაპოლარული (სიმეტრიული) ბმა - ეს არის კოვალენტური ბმა, რომელიც წარმოიქმნება ატომების მიერ თანაბარი ელექტრონეგატიურობით (როგორც წესი, იგივე არამეტალები) და, შესაბამისად, ატომების ბირთვებს შორის ელექტრონის სიმკვრივის ერთგვაროვანი განაწილებით.

არაპოლარული ბმის დიპოლური მომენტი არის 0.

მაგალითები: H2 (H-H), O2 (O=O), S8.

კოვალენტური პოლარული ქიმიური ბმა

კოვალენტური პოლარული ბმა არის კოვალენტური ბმა, რომელიც ხდება შორის ატომები სხვადასხვა ელექტროუარყოფითობით (ჩვეულებრივ, სხვადასხვა არალითონები) და ხასიათდება გადაადგილებასაერთო ელექტრონული წყვილი უფრო ელექტროუარყოფით ატომთან (პოლარიზაცია).

ელექტრონის სიმკვრივე გადადის უფრო ელექტროუარყოფით ატომზე - შესაბამისად, მასზე წარმოიქმნება ნაწილობრივი უარყოფითი მუხტი (δ-), ხოლო ნაწილობრივი დადებითი მუხტი წარმოიქმნება ნაკლებად ელექტროუარყოფით ატომზე (δ+, დელტა +).

რაც უფრო დიდია განსხვავება ატომების ელექტრონეგატიურობაში, მით უფრო მაღალია პოლარობაკავშირები და კიდევ უფრო მეტი დიპოლური მომენტი . მეზობელ მოლეკულებსა და ნიშნის საპირისპირო მუხტს შორის მოქმედებს დამატებითი მიმზიდველი ძალები, რაც იზრდება ძალაკავშირები.

ბმის პოლარობა გავლენას ახდენს ნაერთების ფიზიკურ და ქიმიურ თვისებებზე. რეაქციის მექანიზმები და მეზობელი ბმების რეაქტიულობაც კი დამოკიდებულია ბმის პოლარობაზე. ბონდის პოლარობა ხშირად განსაზღვრავს მოლეკულის პოლარობადა ამით პირდაპირ გავლენას ახდენს ისეთ ფიზიკურ თვისებებზე, როგორიცაა დუღილის წერტილი და დნობის წერტილი, ხსნადობა პოლარულ გამხსნელებში.

მაგალითები: HCl, CO2, NH3.

კოვალენტური ბმის წარმოქმნის მექანიზმები

კოვალენტური ქიმიური ბმა შეიძლება მოხდეს 2 მექანიზმით:

1. გაცვლის მექანიზმი კოვალენტური ქიმიური ბმის წარმოქმნა ხდება მაშინ, როდესაც თითოეული ნაწილაკი უზრუნველყოფს ერთ დაუწყვილებელ ელექტრონს საერთო ელექტრონული წყვილის ფორმირებისთვის:

ა . + . B= A:B

2. კოვალენტური ბმის წარმოქმნა არის ისეთი მექანიზმი, რომლის დროსაც ერთ-ერთი ნაწილაკი უზრუნველყოფს გაუზიარებელ ელექტრონულ წყვილს, ხოლო მეორე ნაწილაკი უზრუნველყოფს ვაკანტურ ორბიტალს ამ ელექტრონული წყვილისთვის:

A: + B= A:B

ამ შემთხვევაში, ერთ-ერთი ატომი უზრუნველყოფს გაუზიარებელ ელექტრონულ წყვილს ( დონორი), ხოლო მეორე ატომი უზრუნველყოფს ვაკანტურ ორბიტალს ამ წყვილისთვის ( მიმღები). ბმის წარმოქმნის შედეგად ორივე ელექტრონის ენერგია მცირდება, ე.ი. ეს სასარგებლოა ატომებისთვის.

კოვალენტური ბმა, რომელიც წარმოიქმნება დონორ-აქცეპტორი მექანიზმით, არ არის განსხვავებულიგაცვლის მექანიზმით წარმოქმნილი სხვა კოვალენტური ბმების თვისებებით. კოვალენტური ბმის ფორმირება დონორ-მიმღები მექანიზმით დამახასიათებელია ატომებისთვის ან ელექტრონების დიდი რაოდენობით გარე ენერგეტიკულ დონეზე (ელექტრონის დონორები), ან პირიქით, ელექტრონების ძალიან მცირე რაოდენობით (ელექტრონის მიმღები). ატომების ვალენტურობის შესაძლებლობები უფრო დეტალურად განიხილება შესაბამისში.

კოვალენტური ბმა იქმნება დონორ-აქცეპტორი მექანიზმით:

- მოლეკულაში ნახშირბადის მონოქსიდი CO(მოლეკულაში ბმა სამმაგია, 2 ბმა წარმოიქმნება გაცვლის მექანიზმით, ერთი დონორ-მიმღები მექანიზმით): C≡O;

- ვ ამონიუმის იონი NH 4 +, იონებში ორგანული ამინებიმაგალითად, მეთილამონიუმის იონში CH 3 -NH 2 +;

- ვ რთული ნაერთები, ქიმიური კავშირი ცენტრალურ ატომსა და ლიგანდების ჯგუფებს შორის, მაგალითად, ნატრიუმის ტეტრაჰიდროქსოალუმინატში Na ბმა ალუმინის და ჰიდროქსიდის იონებს შორის;

- ვ აზოტის მჟავა და მისი მარილები- ნიტრატები: HNO 3, NaNO 3, ზოგიერთ სხვა აზოტის ნაერთებში;

- მოლეკულაში ოზონიო 3 .

კოვალენტური ბმის ძირითადი მახასიათებლები

კოვალენტური ბმა, როგორც წესი, წარმოიქმნება არამეტალების ატომებს შორის. კოვალენტური ბმის ძირითადი მახასიათებლებია სიგრძე, ენერგია, სიმრავლე და მიმართულება.

ქიმიური ბმის სიმრავლე

ქიმიური ბმის სიმრავლე - ეს ნაერთში ორ ატომს შორის გაზიარებული ელექტრონული წყვილების რაოდენობა. ბმის სიმრავლე საკმაოდ მარტივად შეიძლება განისაზღვროს იმ ატომების მნიშვნელობიდან, რომლებიც ქმნიან მოლეკულას.

მაგალითად , წყალბადის მოლეკულაში H 2 ბმის სიმრავლე არის 1, რადგან თითოეულ წყალბადს აქვს მხოლოდ 1 დაუწყვილებელი ელექტრონი გარე ენერგეტიკულ დონეზე, ამიტომ იქმნება ერთი საერთო ელექტრონული წყვილი.

ჟანგბადის მოლეკულაში O 2 ბმის სიმრავლე არის 2, რადგან თითოეულ ატომს აქვს 2 დაუწყვილებელი ელექტრონი მის გარე ენერგეტიკულ დონეზე: O=O.

აზოტის N 2 მოლეკულაში ბმის სიმრავლე არის 3, რადგან თითოეულ ატომს შორის არის 3 დაუწყვილებელი ელექტრონი გარე ენერგეტიკულ დონეზე და ატომები ქმნიან 3 საერთო ელექტრონულ წყვილს N≡N.

კოვალენტური კავშირის სიგრძე

ქიმიური კავშირის სიგრძე არის მანძილი ატომების ბირთვების ცენტრებს შორის, რომლებიც ქმნიან კავშირს. იგი განისაზღვრება ექსპერიმენტული ფიზიკური მეთოდებით. კავშირის სიგრძე შეიძლება შეფასდეს დაახლოებით, დანამატების წესის მიხედვით, რომლის მიხედვითაც ბმის სიგრძე AB მოლეკულაში დაახლოებით უდრის A 2 და B 2 მოლეკულების ბმის სიგრძის ჯამის ნახევარს:

ქიმიური ბმის სიგრძე შეიძლება დაახლოებით შეფასდეს ატომების რადიუსების გასწვრივ, კავშირის ფორმირება, ან კომუნიკაციის სიმრავლითთუ ატომების რადიუსი არ არის ძალიან განსხვავებული.

ბმის წარმომქმნელი ატომების რადიუსის გაზრდით, ბმის სიგრძე გაიზრდება.

მაგალითად

ატომებს შორის ობლიგაციების სიმრავლის გაზრდით (რომელთა ატომური რადიუსი არ განსხვავდება, ან ოდნავ განსხვავდება), ბმის სიგრძე შემცირდება.

მაგალითად . სერიებში: C–C, C=C, C≡C, ბმის სიგრძე მცირდება.

ბონდის ენერგია

ქიმიური ბმის სიძლიერის საზომია კავშირის ენერგია. ბონდის ენერგია განისაზღვრება ენერგიით, რომელიც საჭიროა კავშირის გასაწყვეტად და ამ ბმის ფორმირების ატომების ამოსაღებად ერთმანეთისგან უსასრულო მანძილზე.

კოვალენტური ბმა არის ძალიან გამძლე.მისი ენერგია მერყეობს რამდენიმე ათიდან რამდენიმე ასეულ კჯ/მოლამდე. რაც უფრო დიდია კავშირის ენერგია, მით მეტია კავშირის სიმტკიცე და პირიქით.

ქიმიური ბმის სიძლიერე დამოკიდებულია ბმის სიგრძეზე, ბმის პოლარობაზე და ბმის სიმრავლეზე. რაც უფრო გრძელია ქიმიური ბმა, მით უფრო ადვილია მისი გაწყვეტა და რაც უფრო დაბალია კავშირის ენერგია, მით უფრო დაბალია მისი სიძლიერე. რაც უფრო მოკლეა ქიმიური კავშირი, მით უფრო ძლიერია იგი და მით მეტია კავშირის ენერგია.

მაგალითად, ნაერთების სერიაში HF, HCl, HBr მარცხნიდან მარჯვნივ ქიმიური ბმის სიძლიერე მცირდება, იმიტომ ბმის სიგრძე იზრდება.

იონური ქიმიური ბმა

იონური ბმა არის ქიმიური ბმა, რომელიც დაფუძნებულია იონების ელექტროსტატიკური მიზიდულობა.

იონებიწარმოიქმნება ატომების მიერ ელექტრონების მიღების ან გაცემის პროცესში. მაგალითად, ყველა ლითონის ატომები სუსტად იკავებენ გარე ენერგიის დონის ელექტრონებს. აქედან გამომდინარე, ლითონის ატომები ხასიათდება აღდგენითი თვისებებიელექტრონების დონაციის უნარი.

მაგალითი. ნატრიუმის ატომი შეიცავს 1 ელექტრონს მე-3 ენერგეტიკულ დონეზე. ნატრიუმის ატომი მისი ადვილად გაცემით აყალიბებს ბევრად უფრო სტაბილურ Na + იონს, კეთილშობილი ნეონის გაზის Ne-ს ელექტრონული კონფიგურაციით. ნატრიუმის იონი შეიცავს 11 პროტონს და მხოლოდ 10 ელექტრონს, ამიტომ იონის მთლიანი მუხტი არის -10+11 = +1:

+11ნა) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 ნა +) 2 ) 8

მაგალითი. ქლორის ატომს აქვს 7 ელექტრონი მის გარე ენერგეტიკულ დონეზე. სტაბილური ინერტული არგონის ატომის Ar კონფიგურაციის მისაღებად, ქლორს სჭირდება 1 ელექტრონის მიმაგრება. ელექტრონის მიმაგრების შემდეგ წარმოიქმნება სტაბილური ქლორის იონი, რომელიც შედგება ელექტრონებისაგან. იონის მთლიანი მუხტი არის -1:

+17კლ) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 კლ — ) 2 ) 8 ) 8

Შენიშვნა:

• იონების თვისებები განსხვავდება ატომების თვისებებისგან!
• სტაბილური იონები შეიძლება ჩამოყალიბდეს არა მხოლოდ ატომები, მაგრამ ასევე ატომების ჯგუფები. მაგალითად: ამონიუმის იონი NH 4 +, სულფატის იონი SO 4 2- და ა.შ. ასეთი იონების მიერ წარმოქმნილი ქიმიური ბმები ასევე განიხილება იონურად;
• იონური ბმები, როგორც წესი, იქმნება მათ შორის ლითონებიდა არამეტალები(არამეტალების ჯგუფები);

მიღებული იონები იზიდავს ელექტრული მიზიდულობის გამო: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

მოდით ვიზუალურად განვაზოგადოთ განსხვავება კოვალენტურ და იონურ ბმას შორის:

ლითონის ქიმიური ბმა

ლითონის კავშირი არის ურთიერთობა, რომელიც შედარებით ჩამოყალიბებულია თავისუფალი ელექტრონებიშორის ლითონის იონებიბროლის გისოსის ფორმირება.

გარე ენერგეტიკულ დონეზე მეტალების ატომებს ჩვეულებრივ აქვთ ერთიდან სამ ელექტრონი. ლითონის ატომების რადიუსი, როგორც წესი, დიდია - ამიტომ, ლითონის ატომები, არალითონებისგან განსხვავებით, საკმაოდ ადვილად აბარებენ გარე ელექტრონებს, ე.ი. არის ძლიერი შემცირების აგენტები

ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედება

ცალკე, გასათვალისწინებელია ურთიერთქმედება, რომელიც ხდება ნივთიერების ცალკეულ მოლეკულებს შორის - ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედებები . ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედება არის ნეიტრალურ ატომებს შორის ურთიერთქმედების ტიპი, რომელშიც ახალი კოვალენტური ბმები არ ჩნდება. მოლეკულებს შორის ურთიერთქმედების ძალები აღმოაჩინა ვან დერ ვაალსმა 1869 წელს და დაარქვა მისი სახელი. ვან დარ ვაალის ძალები. ვან დერ ვაალის ძალები იყოფა ორიენტაცია, ინდუქცია და დისპერსია . ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედების ენერგია გაცილებით ნაკლებია, ვიდრე ქიმიური ბმის ენერგია.

მიზიდულობის ორიენტაციის ძალები წარმოიქმნება პოლარულ მოლეკულებს შორის (დიპოლ-დიპოლური ურთიერთქმედება). ეს ძალები წარმოიქმნება პოლარულ მოლეკულებს შორის. ინდუქციური ურთიერთქმედება არის ურთიერთქმედება პოლარულ მოლეკულასა და არაპოლარულს შორის. არაპოლარული მოლეკულა პოლარიზებულია პოლარული მოლეკულის მოქმედების გამო, რაც წარმოქმნის დამატებით ელექტროსტატიკურ მიზიდულობას.

მოლეკულური ურთიერთქმედების განსაკუთრებული ტიპია წყალბადის ბმები. - ეს არის ინტერმოლეკულური (ან ინტრამოლეკულური) ქიმიური ბმები, რომლებიც წარმოიქმნება მოლეკულებს შორის, რომლებშიც არის ძლიერ პოლარული კოვალენტური ბმები - H-F, H-O ან H-N. თუ მოლეკულაში არის ასეთი ბმები, მაშინ მოლეკულებს შორის იქნება დამატებითი მიზიდულობის ძალები .

განათლების მექანიზმი წყალბადის ბმა არის ნაწილობრივ ელექტროსტატიკური და ნაწილობრივ დონორ-მიმღები. ამ შემთხვევაში, ძლიერ ელექტროუარყოფითი ელემენტის (F, O, N) ატომი მოქმედებს როგორც ელექტრონული წყვილის დონორი, ხოლო ამ ატომებთან დაკავშირებული წყალბადის ატომები მოქმედებს როგორც მიმღები. ახასიათებს წყალბადის ბმები ორიენტაცია სივრცეში და გაჯერება .

წყალბადის ბმა შეიძლება აღინიშნოს წერტილებით: H ··· O. რაც უფრო დიდია წყალბადთან დაკავშირებული ატომის ელექტრონეგატიურობა და რაც უფრო მცირეა მისი ზომა, მით უფრო ძლიერია წყალბადის ბმა. ეს, უპირველეს ყოვლისა, დამახასიათებელია ნაერთებისთვის ფტორი წყალბადით , ისევე როგორც ჟანგბადი წყალბადით , ნაკლები აზოტი წყალბადით .

წყალბადის ბმები წარმოიქმნება შემდეგ ნივთიერებებს შორის:

— წყალბადის ფტორი HF(გაზი, წყალბადის ფტორის ხსნარი წყალში - ჰიდროფთორმჟავა), წყალი H 2 O (ორთქლი, ყინული, თხევადი წყალი):

— ამიაკის და ორგანული ამინების ხსნარი- ამიაკისა და წყლის მოლეკულებს შორის;

— ორგანული ნაერთები, რომლებშიც O-H ან N-H ბმებია: სპირტები, კარბოქსილის მჟავები, ამინები, ამინომჟავები, ფენოლები, ანილინი და მისი წარმოებულები, ცილები, ნახშირწყლების ხსნარები - მონოსაქარიდები და დისაქარიდები.

წყალბადის ბმა გავლენას ახდენს ნივთიერებების ფიზიკურ და ქიმიურ თვისებებზე. ამრიგად, მოლეკულებს შორის დამატებითი მიზიდულობა ართულებს ნივთიერებების ადუღებას. წყალბადის ბმების მქონე ნივთიერებები ავლენენ დუღილის არანორმალურ ზრდას.

მაგალითად როგორც წესი, მოლეკულური წონის მატებასთან ერთად შეინიშნება ნივთიერებების დუღილის წერტილის მატება. თუმცა რიგ ნივთიერებებში H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teჩვენ არ ვაკვირდებით წრფივ ცვლილებას დუღილის წერტილებში.

კერძოდ, ზე წყლის დუღილის წერტილი არანორმალურად მაღალია - არანაკლებ -61 o C, როგორც სწორი ხაზი გვაჩვენებს, მაგრამ ბევრად მეტი, +100 o C. ეს ანომალია აიხსნება წყალბადის ბმების არსებობით წყლის მოლეკულებს შორის. ამიტომ ნორმალურ პირობებში (0-20 o C) წყალი არის თხევადიფაზური მდგომარეობის მიხედვით.

170762 0

თითოეულ ატომს აქვს ელექტრონების გარკვეული რაოდენობა.

ქიმიურ რეაქციებში შესვლისას ატომები ჩუქნიან, იძენენ ან ახდენენ ელექტრონების სოციალიზაციას, რაც აღწევს ყველაზე სტაბილურ ელექტრონულ კონფიგურაციას. ყველაზე დაბალი ენერგიის მქონე კონფიგურაცია ყველაზე სტაბილურია (როგორც კეთილშობილური აირის ატომებში). ამ შაბლონს ეწოდება "ოქტეტის წესი" (ნახ. 1).

ბრინჯი. ერთი.

ეს წესი ყველას ეხება კავშირის ტიპები. ატომებს შორის ელექტრონული ბმები მათ საშუალებას აძლევს შექმნან სტაბილური სტრუქტურები, უმარტივესი კრისტალებიდან რთულ ბიომოლეკულებამდე, რომლებიც საბოლოოდ ქმნიან ცოცხალ სისტემებს. ისინი განსხვავდებიან კრისტალებისაგან მათი უწყვეტი მეტაბოლიზმით. თუმცა, ბევრი ქიმიური რეაქცია მიმდინარეობს მექანიზმების მიხედვით ელექტრონული გადარიცხვა, რომლებიც მნიშვნელოვან როლს ასრულებენ ორგანიზმში მიმდინარე ენერგეტიკულ პროცესებში.

ქიმიური ბმა არის ძალა, რომელიც აერთიანებს ორ ან მეტ ატომს, იონს, მოლეკულას ან მათ ნებისმიერ კომბინაციას..

ქიმიური ბმის ბუნება უნივერსალურია: ეს არის მიზიდულობის ელექტროსტატიკური ძალა უარყოფითად დამუხტულ ელექტრონებსა და დადებითად დამუხტულ ბირთვებს შორის, რომელიც განისაზღვრება ატომების გარე გარსში ელექტრონების კონფიგურაციით. ატომის უნარს, შექმნას ქიმიური ბმები, ეწოდება ვალენტობა, ან ჟანგვის მდგომარეობა. კონცეფცია ვალენტური ელექტრონები- ელექტრონები, რომლებიც ქმნიან ქიმიურ ობლიგაციებს, ანუ ისინი, რომლებიც მდებარეობს ყველაზე მაღალი ენერგიის ორბიტალებში. შესაბამისად, ამ ორბიტალების შემცველი ატომის გარე გარსი ეწოდება სავალენტო გარსი. დღეისათვის საკმარისი არ არის ქიმიური ბმის არსებობის მითითება, მაგრამ აუცილებელია მისი ტიპის გარკვევა: იონური, კოვალენტური, დიპოლ-დიპოლური, მეტალიკი.

პირველი ტიპის კავშირი არისიონური კავშირი

ლუისისა და კოსელის ვალენტობის ელექტრონული თეორიის მიხედვით, ატომებს შეუძლიათ მიაღწიონ სტაბილურ ელექტრონულ კონფიგურაციას ორი გზით: პირველი, ელექტრონების დაკარგვით, გახდომით. კათიონებიმეორეც, მათი შეძენა, გადაქცევა ანიონები. ელექტრონის გადაცემის შედეგად, საპირისპირო ნიშნის მუხტის მქონე იონებს შორის მიზიდულობის ელექტროსტატიკური ძალის გამო, წარმოიქმნება ქიმიური ბმა, რომელსაც ეწოდება კოსელი. ელექტროვალენტური(ახლა დაურეკეს იონური).

ამ შემთხვევაში, ანიონები და კათიონები ქმნიან სტაბილურ ელექტრონულ კონფიგურაციას შევსებული გარე ელექტრონული გარსით. ტიპიური იონური ბმები წარმოიქმნება პერიოდული სისტემის T და II ჯგუფების კათიონებისგან და VI და VII ჯგუფების არალითონური ელემენტების ანიონებისგან (16 და 17 ქვეჯგუფი - შესაბამისად, ქალკოგენებიდა ჰალოგენები). იონურ ნაერთებში ბმები არის უჯერი და არამიმართული, ამიტომ ისინი ინარჩუნებენ ელექტროსტატიკური ურთიერთქმედების შესაძლებლობას სხვა იონებთან. ნახ. 2 და 3 ნაჩვენებია იონური ბმების მაგალითები, რომლებიც შეესაბამება კოსელის ელექტრონების გადაცემის მოდელს.

ბრინჯი. 2.

ბრინჯი. 3.იონური ბმა ნატრიუმის ქლორიდის (NaCl) მოლეკულაში

აქ მიზანშეწონილია გავიხსენოთ ზოგიერთი თვისება, რომელიც ხსნის ნივთიერებების ქცევას ბუნებაში, კერძოდ, განვიხილოთ კონცეფცია მჟავებიდა საფუძველი.

ყველა ამ ნივთიერების წყალხსნარი ელექტროლიტებია. ისინი ფერს სხვადასხვა გზით იცვლიან. ინდიკატორები. ინდიკატორების მოქმედების მექანიზმი აღმოაჩინა F.V. ოსტვალდი. მან აჩვენა, რომ ინდიკატორები არის სუსტი მჟავები ან ფუძეები, რომელთა ფერი არადისოცირებულ და დისოცირებულ მდგომარეობებში განსხვავებულია.

ფუძეებს შეუძლიათ მჟავების განეიტრალება. ყველა ბაზა არ არის წყალში ხსნადი (მაგალითად, ზოგიერთი ორგანული ნაერთი, რომელიც არ შეიცავს -OH ჯგუფებს, უხსნადია, კერძოდ, ტრიეთილამინი N (C 2 H 5) 3); ხსნად ფუძეებს უწოდებენ ტუტეები.

მჟავების წყალხსნარი შედის დამახასიათებელ რეაქციებში:

ა) ლითონის ოქსიდებთან - მარილისა და წყლის წარმოქმნით;

ბ) ლითონებთან - მარილისა და წყალბადის წარმოქმნით;

გ) კარბონატებთან - მარილის წარმოქმნით, CO 2 და ჰ 2 ო.

მჟავებისა და ფუძეების თვისებები აღწერილია რამდენიმე თეორიით. თეორიის შესაბამისად ს.ა. არენიუსი, მჟავა არის ნივთიერება, რომელიც იშლება იონების წარმოქმნით ჰ+ , ხოლო ფუძე ქმნის იონებს ის- . ეს თეორია არ ითვალისწინებს ორგანული ფუძეების არსებობას, რომლებსაც არ აქვთ ჰიდროქსილის ჯგუფები.

Შეესაბამება პროტონიბრონსტედისა და ლოურის თეორიით, მჟავა არის ნივთიერება, რომელიც შეიცავს მოლეკულებს ან იონებს, რომლებიც აძლევენ პროტონებს. დონორებიპროტონები), ხოლო ფუძე არის ნივთიერება, რომელიც შედგება მოლეკულებისგან ან იონებისგან, რომლებიც იღებენ პროტონებს ( მიმღებებიპროტონები). გაითვალისწინეთ, რომ წყალხსნარებში წყალბადის იონები არსებობს ჰიდრატირებული ფორმით, ანუ ჰიდრონიუმის იონების სახით. H3O+ . ეს თეორია აღწერს რეაქციებს არა მხოლოდ წყალთან და ჰიდროქსიდის იონებთან, არამედ განხორციელებულ რეაქციებს გამხსნელის არარსებობისას ან არაწყლიან გამხსნელთან.

მაგალითად, ამიაკის რეაქციაში NH 3 (სუსტი ფუძე) და წყალბადის ქლორიდი აირის ფაზაში წარმოიქმნება მყარი ამონიუმის ქლორიდი და ორი ნივთიერების წონასწორულ ნარევში ყოველთვის არის 4 ნაწილაკი, რომელთაგან ორი მჟავაა, დანარჩენი ორი კი ფუძე:

ეს წონასწორული ნარევი შედგება მჟავებისა და ფუძეების ორი კონიუგირებული წყვილისაგან:

1)NH 4+ და NH 3

2) HClდა კლ ‑

აქ, თითოეულ კონიუგირებულ წყვილში, მჟავა და ფუძე განსხვავდება ერთი პროტონით. ყველა მჟავას აქვს კონიუგირებული ბაზა. ძლიერ მჟავას აქვს სუსტი კონიუგირებული ფუძე, ხოლო სუსტ მჟავას აქვს ძლიერი კონიუგირებული ფუძე.

ბრონსტედ-ლოურის თეორია შესაძლებელს ხდის წყლის უნიკალური როლის ახსნას ბიოსფეროს სიცოცხლეში. წყალს, მასთან ურთიერთქმედების ნივთიერებიდან გამომდინარე, შეუძლია აჩვენოს მჟავის ან ფუძის თვისებები. მაგალითად, ძმარმჟავას წყალხსნარებთან რეაქციაში წყალი არის ფუძე, ხოლო ამიაკის წყალხსნარებთან – მჟავა.

1) CH 3 COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 SOO- . აქ ძმარმჟავას მოლეკულა პროტონს აბარებს წყლის მოლეკულას;

2) NH3 + H 2 O ↔ NH4 + + ის- . აქ ამიაკის მოლეკულა იღებს პროტონს წყლის მოლეკულიდან.

ამრიგად, წყალს შეუძლია შექმნას ორი კონიუგირებული წყვილი:

1) H 2 O(მჟავა) და ის- (კონიუგირებული ბაზა)

2) H 3 O+ (მჟავა) და H 2 O(კონიუგირებული ბაზა).

პირველ შემთხვევაში წყალი ჩუქნის პროტონს, მეორეში კი იღებს მას.

ასეთ ქონებას ე.წ ამფიპროტონულობა. ნივთიერებებს, რომლებსაც შეუძლიათ რეაგირება როგორც მჟავების, ასევე ფუძეების სახით, ეწოდებათ ამფოტერული. ასეთი ნივთიერებები ბუნებაში ხშირად გვხვდება. მაგალითად, ამინომჟავებს შეუძლიათ შექმნან მარილები როგორც მჟავებთან, ასევე ფუძეებთან ერთად. ამრიგად, პეპტიდები ადვილად ქმნიან კოორდინირებულ ნაერთებს არსებულ მეტალის იონებთან.

ამრიგად, იონური ბმის დამახასიათებელი თვისებაა ერთ-ერთ ბირთვთან შემაკავშირებელი ელექტრონების მტევნის სრული გადაადგილება. ეს ნიშნავს, რომ იონებს შორის არის რეგიონი, სადაც ელექტრონის სიმკვრივე თითქმის ნულის ტოლია.

მეორე ტიპის კავშირი არისკოვალენტური კავშირი

ატომებს შეუძლიათ შექმნან სტაბილური ელექტრონული კონფიგურაციები ელექტრონების გაზიარებით.

ასეთი ბმა იქმნება, როდესაც ელექტრონების წყვილი ერთ დროს ნაწილდება. თითოეულიდანატომი. ამ შემთხვევაში, სოციალიზებული ბმის ელექტრონები თანაბრად ნაწილდება ატომებს შორის. კოვალენტური ბმის მაგალითია ჰომობირთვულიდიატომიური H მოლეკულები 2 , ნ 2 , ფ 2. ალოტროპებს აქვთ იგივე ტიპის ბმა. ო 2 და ოზონი ო 3 და პოლიატომური მოლეკულისთვის ს 8 და ასევე ჰეტერონუკლეარული მოლეკულებიწყალბადის ქლორიდი Hcl, ნახშირორჟანგი CO 2, მეთანი CH 4, ეთანოლი თან 2 ჰ 5 ისგოგირდის ჰექსაფტორიდი სფ 6, აცეტილენი თან 2 ჰ 2. ყველა ამ მოლეკულას აქვს ერთი და იგივე საერთო ელექტრონები და მათი ბმები გაჯერებულია და მიმართულია იმავე გზით (ნახ. 4).

ბიოლოგებისთვის მნიშვნელოვანია, რომ ორმაგ და სამმაგ ბმებში ატომების კოვალენტური რადიუსი შემცირდეს ერთ კავშირთან შედარებით.

ბრინჯი. 4.კოვალენტური ბმა Cl 2 მოლეკულაში.

იონური და კოვალენტური ტიპის ობლიგაციები არის მრავალი არსებული ტიპის ქიმიური ბმის ორი შემზღუდველი შემთხვევა და პრაქტიკაში ობლიგაციების უმეტესობა შუალედურია.

მენდელეევის სისტემის ერთიდაიგივე ან განსხვავებული პერიოდის საპირისპირო ბოლოებზე განლაგებული ორი ელემენტის ნაერთები უპირატესად ქმნიან იონურ კავშირებს. როდესაც ელემენტები უახლოვდებიან ერთმანეთს გარკვეული პერიოდის განმავლობაში, მათი ნაერთების იონური ბუნება მცირდება, ხოლო კოვალენტური ხასიათი იზრდება. მაგალითად, პერიოდული ცხრილის მარცხენა მხარეს ელემენტების ჰალოიდები და ოქსიდები ქმნიან უპირატესად იონურ კავშირებს. NaCl, AgBr, BaSO4, CaCO3, KNO3, CaO, NaOH), და ცხრილის მარჯვენა მხარეს ელემენტების იგივე ნაერთები კოვალენტურია ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, ფენოლი C6H5OH, გლუკოზა C 6 H 12 O 6, ეთანოლი C 2 H 5 OH).

კოვალენტურ კავშირს, თავის მხრივ, აქვს კიდევ ერთი მოდიფიკაცია.

პოლიატომურ იონებში და რთულ ბიოლოგიურ მოლეკულებში ორივე ელექტრონი მხოლოდ შეიძლება მოვიდეს ერთიატომი. მას ეძახიან დონორიელექტრონული წყვილი. ატომს, რომელიც აკავშირებს ელექტრონების ამ წყვილს დონორთან, ეწოდება მიმღებიელექტრონული წყვილი. ამ ტიპის კოვალენტურ ბმას ე.წ კოორდინაცია (დონორი-მიმღები, ანდატივი) კომუნიკაცია(ნახ. 5). ამ ტიპის კავშირი ყველაზე მნიშვნელოვანია ბიოლოგიისა და მედიცინისთვის, რადგან მეტაბოლიზმისთვის ყველაზე მნიშვნელოვანი d-ელემენტების ქიმია ძირითადად აღწერილია საკოორდინაციო ბმებით.

ნახატი 5.

როგორც წესი, კომპლექსურ ნაერთში ლითონის ატომი მოქმედებს როგორც ელექტრონული წყვილის მიმღები; პირიქით, იონურ და კოვალენტურ ბმებში ლითონის ატომი არის ელექტრონის დონორი.

კოვალენტური ბმის არსი და მისი მრავალფეროვნება - საკოორდინაციო ბმა - შეიძლება გაირკვეს მჟავებისა და ფუძეების სხვა თეორიის დახმარებით, შემოთავაზებული GN. ლუისი. მან გარკვეულწილად გააფართოვა ტერმინების "მჟავა" და "ბაზის" სემანტიკური კონცეფცია ბრონსტედ-ლოურის თეორიის მიხედვით. ლუისის თეორია ხსნის რთული იონების წარმოქმნის ბუნებას და ნივთიერებების მონაწილეობას ნუკლეოფილურ ჩანაცვლების რეაქციებში, ანუ CS-ის წარმოქმნაში.

ლუისის აზრით, მჟავა არის ნივთიერება, რომელსაც შეუძლია შექმნას კოვალენტური ბმა ფუძიდან ელექტრონული წყვილის მიღებით. ლუისის ბაზა არის ნივთიერება, რომელსაც აქვს ელექტრონების მარტოხელა წყვილი, რომელიც ელექტრონების შემოწირულობით ქმნის კოვალენტურ კავშირს ლუისის მჟავასთან.

ანუ ლუისის თეორია ავრცელებს მჟავა-ტუტოვანი რეაქციების დიაპაზონს ასევე რეაქციებზე, რომლებშიც პროტონები საერთოდ არ მონაწილეობენ. უფრო მეტიც, თავად პროტონი, ამ თეორიის თანახმად, ასევე მჟავაა, რადგან მას შეუძლია მიიღოს ელექტრონული წყვილი.

ამრიგად, ამ თეორიის თანახმად, კათიონები არის ლუისის მჟავები, ხოლო ანიონები არის ლუისის ფუძეები. შემდეგი რეაქციები არის მაგალითები:

ზემოთ აღინიშნა, რომ ნივთიერებების დაყოფა იონურ და კოვალენტურად არის შედარებითი, რადგან არ ხდება ელექტრონის სრული გადასვლა ლითონის ატომებიდან მიმღებ ატომებზე კოვალენტურ მოლეკულებში. იონური ბმის მქონე ნაერთებში, თითოეული იონი საპირისპირო ნიშნის იონების ელექტრულ ველშია, ამიტომ ისინი ურთიერთ პოლარიზებულნი არიან და მათი გარსი დეფორმირებულია.

პოლარიზებაგანისაზღვრება იონის ელექტრონული სტრუქტურით, მუხტითა და ზომით; ის უფრო მაღალია ანიონებისთვის, ვიდრე კატიონებისთვის. კათიონებს შორის ყველაზე მაღალი პოლარიზება არის უფრო დიდი მუხტისა და მცირე ზომის კატიონებისთვის, მაგალითად, for Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. აქვს ძლიერი პოლარიზებული ეფექტი ჰ+ . ვინაიდან იონის პოლარიზაციის ეფექტი ორმხრივია, ის მნიშვნელოვნად ცვლის მათ მიერ წარმოქმნილი ნაერთების თვისებებს.

მესამე ტიპის კავშირი -დიპოლი-დიპოლური კავშირი

კომუნიკაციის ჩამოთვლილი ტიპების გარდა, არსებობს დიპოლ-დიპოლებიც ინტერმოლეკულურიურთიერთქმედება, ასევე ცნობილი როგორც ვან დერ ვაალსი .

ამ ურთიერთქმედების სიძლიერე დამოკიდებულია მოლეკულების ბუნებაზე.

არსებობს სამი სახის ურთიერთქმედება: მუდმივი დიპოლი - მუდმივი დიპოლი ( დიპოლი-დიპოლურიმიმზიდველობა); მუდმივი დიპოლი - გამოწვეული დიპოლი ( ინდუქციამიმზიდველობა); მყისიერი დიპოლი - გამოწვეული დიპოლი ( დისპერსიამიმზიდველობა, ან ლონდონის ძალები; ბრინჯი. 6).

ბრინჯი. 6.

მხოლოდ პოლარული კოვალენტური ბმის მქონე მოლეკულებს აქვთ დიპოლ-დიპოლური მომენტი ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), და კავშირის სიძლიერე არის 1-2 დაგემშვიდობე(1D \u003d 3,338 × 10 -30 კულონი მეტრი - C × m).

ბიოქიმიაში განასხვავებენ ბმის სხვა ტიპს - წყალბადის კავშირი, რაც შემზღუდველი შემთხვევაა დიპოლი-დიპოლურიმიმზიდველობა. ეს ბმა იქმნება წყალბადის ატომსა და მცირე ელექტროუარყოფით ატომს შორის მიზიდულობით, ყველაზე ხშირად ჟანგბადს, ფტორსა და აზოტს შორის. დიდი ატომებით, რომლებსაც აქვთ მსგავსი ელექტრონეგატიურობა (მაგალითად, ქლორთან და გოგირდთან), წყალბადის ბმა გაცილებით სუსტია. წყალბადის ატომი გამოირჩევა ერთი არსებითი მახასიათებლით: როდესაც შემაკავშირებელ ელექტრონებს შორდებიან, მისი ბირთვი - პროტონი - იხსნება და წყვეტს ელექტრონების სკრინინგს.

ამიტომ ატომი დიდ დიპოლად იქცევა.

წყალბადის ბმა, ვან დერ ვაალსის ბმასგან განსხვავებით, წარმოიქმნება არა მხოლოდ მოლეკულათაშორისი ურთიერთქმედების დროს, არამედ ერთ მოლეკულაშიც - ინტრამოლეკულურიწყალბადის ბმა. წყალბადის ბმები მნიშვნელოვან როლს ასრულებენ ბიოქიმიაში, მაგალითად, ცილების სტრუქტურის სტაბილიზაციისთვის α-სპირალის სახით, ან დნმ-ის ორმაგი სპირალის ფორმირებისთვის (ნახ. 7).

ნახ.7.

წყალბადისა და ვან დერ ვაალსის ბმები გაცილებით სუსტია ვიდრე იონური, კოვალენტური და საკოორდინაციო ბმები. ინტერმოლეკულური ბმების ენერგია ნაჩვენებია ცხრილში. ერთი.

ცხრილი 1.ინტერმოლეკულური ძალების ენერგია

შენიშვნა: მოლეკულათაშორისი ურთიერთქმედების ხარისხი ასახავს დნობისა და აორთქლების (დუღილის) ენთალპიას. იონურ ნაერთებს იონების განცალკევებისთვის გაცილებით მეტი ენერგია სჭირდება, ვიდრე მოლეკულების გამოყოფას. იონური ნაერთების დნობის ენთალპიები გაცილებით მაღალია, ვიდრე მოლეკულური ნაერთების.

მეოთხე ტიპის კავშირი -მეტალის ბმა

და ბოლოს, არსებობს სხვა ტიპის ინტერმოლეკულური ბმები - ლითონის: ლითონების გისოსების დადებითი იონების შეერთება თავისუფალ ელექტრონებთან. ამ ტიპის კავშირი არ ხდება ბიოლოგიურ ობიექტებში.

ობლიგაციების ტიპების მოკლე მიმოხილვიდან ერთი დეტალი ირკვევა: ატომის ან ლითონის იონის მნიშვნელოვანი პარამეტრი - ელექტრონის დონორი, ისევე როგორც ატომი - ელექტრონის მიმღები მისი. ზომა.

დეტალების შესწავლის გარეშე აღვნიშნავთ, რომ ატომების კოვალენტური რადიუსი, ლითონების იონური რადიუსი და ურთიერთმოქმედი მოლეკულების ვან დერ ვაალის რადიუსი იზრდება, როდესაც იზრდება მათი ატომური რიცხვი პერიოდული სისტემის ჯგუფებში. ამ შემთხვევაში, იონის რადიუსის მნიშვნელობები ყველაზე მცირეა, ხოლო ვან დერ ვაალის რადიუსი ყველაზე დიდი. როგორც წესი, ჯგუფის ქვემოთ გადაადგილებისას იზრდება ყველა ელემენტის რადიუსი, როგორც კოვალენტური, ისე ვან დერ ვაალსი.

ბიოლოგებისა და ექიმებისთვის ყველაზე მნიშვნელოვანია კოორდინაცია(დონორ-მიმღები) საკოორდინაციო ქიმიით განხილული ბმები.

სამედიცინო ბიოორგანიკა. გ.კ. ბარაშკოვი

ქიმიური ბმის წარმოქმნის განხილულ მაგალითებში მონაწილეობა მიიღო ელექტრონულმა წყვილმა. ასეთ კავშირს ე.წ მარტოხელა.ზოგჯერ მას ჩვეულებრივ უწოდებენ, ე.ი. ჩვეულებრივი. ამ ტიპის კავშირი ჩვეულებრივ აღინიშნება ერთი ხაზით, რომელიც აკავშირებს ურთიერთმოქმედ ატომების სიმბოლოებს.

ორი ბირთვის დამაკავშირებელი სწორი ხაზით ელექტრონული ღრუბლების გადაფარვა მივყავართ სიგმას ობლიგაციები(ო-ბონდი). ერთჯერადი ობლიგაცია უმეტეს შემთხვევაში არის a-ობლიგაცია.

ბმა, რომელიც წარმოიქმნება p-ელექტრონული ღრუბლების გვერდითი რეგიონების გადახურვით, ე.წ პი-ბონდი(აი-ბონდი). Ორმაგიდა სამმაგიბმები იქმნება, შესაბამისად, ორი და სამი ელექტრონული წყვილის მონაწილეობით. ორმაგი ბმა არის ერთი a-ბონდი და ერთი i-ბონდი, სამმაგი ბმული არის ერთი a-ბონდი და ორი i-ბონდი.

განვიხილოთ ბმების წარმოქმნა ეთანის C 2 H 6 , ეთილენის C 2 H 4 , აცეტილენის C 2 H 2 და ბენზოლის C 6 H b მოლეკულებში.

კუთხეები ობლიგაციებს შორის მოლეკულაში ეთანითან. H (. თითქმის ზუსტად ერთმანეთის ტოლია (ნახ. 1.18, ა)და არ განსხვავდება მეთანის მოლეკულაში C-H ბმებს შორის კუთხით. აქედან გამომდინარე, შეიძლება ვივარაუდოთ, რომ ნახშირბადის ატომების გარე ელექტრონული გარსები $p 3 ჰიბრიდიზაციის მდგომარეობაშია. C 2 H 6 მოლეკულა დიამაგნიტურია და არ აქვს ელექტრული დიპოლური მომენტი. C-C ბმის ენერგია არის -335 კჯ/მოლი. C 9 H 6 მოლეკულაში ყველა ბმა არის a-ბმა.

მოლეკულაში ეთილენი C 2 H 4 კავშირის კუთხეები არის დაახლოებით 120 ° თითოეული. აქედან შეგვიძლია დავასკვნათ, რომ ნახშირბადის ატომის გარე ელექტრონული ორბიტალების $ p 2 ჰიბრიდიზაცია (ნახ. 1.18, ბ). C-H ბმები დევს იმავე სიბრტყეში დაახლოებით 120° კუთხით. ნახშირბადის თითოეულ ატომს აქვს ერთი არაჰიბრიდული p-ორბიტალი

ბრინჯი. 1.18. ეთანის მოლეკულების მოდელები ( ა ), ეთილენი (ბ) და აცეტილენი (გ)

უჭირავს ერთი ელექტრონი. ეს ორბიტალები განლაგებულია ფიგურის სიბრტყის პერპენდიკულარულად.

ნახშირბადის ატომებს შორის კავშირის ენერგია ეთილენის C 2 H 4 მოლეკულაში არის -592 კჯ/მოლი. თუ ნახშირბადის ატომები დაკავშირებული იქნებოდა იგივე ბმით, როგორც ეთანის მოლეკულაში, მაშინ ამ მოლეკულებში შემაკავშირებელი ენერგიები ახლოს იქნებოდა.

ამასთან, ეთანში ნახშირბადის ატომებს შორის შემაკავშირებელი ენერგია არის 335 კჯ/მოლი, რაც თითქმის ორჯერ ნაკლებია, ვიდრე ეთილენში. ეთილენისა და ეთანის მოლეკულებში ნახშირბადის ატომებს შორის შემაკავშირებელ ენერგიებში ასეთი მნიშვნელოვანი განსხვავება აიხსნება არაჰიბრიდული p-ორბიტალების შესაძლო ურთიერთქმედებით, რაც ნახ. 1.18 , ბ გამოსახულია ტალღოვანი ხაზებით. ამ გზით წარმოქმნილ კავშირს I- კავშირი ეწოდება.

C 2 H 4 ეთილენის მოლეკულაში ოთხი CH ბმა, როგორც CH 4 მეთანის მოლეკულაში, არის a-ბმა, ხოლო ნახშირბადის ატომებს შორის კავშირი არის a-ბმა და p-ბმა, ე.ი. ორმაგი ბმა და ეთილენის ფორმულა იწერება როგორც H2C=CH2.

აცეტილენის C 2 H 2 მოლეკულა წრფივია (ნახ. 1.18, ვ ), რაც sp ჰიბრიდიზაციის სასარგებლოდ მეტყველებს. ნახშირბადის ატომებს შორის კავშირის ენერგია არის -811 კჯ/მოლი, რაც მიუთითებს ერთი a-ბმა და ორი n-ბმა, ე.ი. ეს არის სამმაგი კავშირი. აცეტილენის ფორმულა იწერება როგორც HC=CH.

ქიმიის ერთ-ერთი რთული საკითხია ნახშირბადის ატომებს შორის ბმების ბუნების დადგენა ე.წ. არომატული ნაერთები კერძოდ, C 6 H ბენზოლის მოლეკულაში (.. ბენზოლის მოლეკულა ბრტყელია, ნახშირბადის ატომების ობლიგაციებს შორის კუთხეები ტოლია

ბრინჯი. 1.19.

ა -ფორმულის მოდელი: 6 - ნახშირბადის ატომების ^-ორბიტალები და a-ბმები ნახშირბადის ატომებსა და ნახშირბადის და წყალბადის ატომებს შორის; ვ- p-მოსახლეები და l-კავშირები შორის

ნახშირბადის ატომები

120°, რაც საშუალებას გვაძლევს ვივარაუდოთ ნახშირბადის ატომების გარე ორბიტალების ^-ჰიბრიდიზაცია. როგორც წესი, ბენზოლის მოლეკულა გამოსახულია ისე, როგორც ნაჩვენებია ბრინჯი. 1.19, ა.

როგორც ჩანს, ბენზოლში ნახშირბადის ატომებს შორის კავშირი უფრო გრძელი უნდა იყოს ვიდრე C=C ორმაგი ბმა, რადგან ის უფრო ძლიერია. თუმცა, ბენზოლის მოლეკულის სტრუქტურის შესწავლა აჩვენებს, რომ ბენზოლის რგოლში ნახშირბადის ატომებს შორის ყველა მანძილი ერთნაირია.

მოლეკულის ეს თვისება საუკეთესოდ აიხსნება იმით, რომ ყველა ნახშირბადის ატომის არაჰიბრიდული p-ორბიტალები გადახურულია „გვერდითი“ ნაწილებით (ნახ. 1.19, ბ)ამრიგად, ნახშირბადის ატომებს შორის ყველა ბირთვთაშორისი მანძილი თანაბარია. ნახ. 1.19 ვგვიჩვენებს ა-კავშირებს ნახშირბადის ატომებს შორის, რომლებიც წარმოიქმნება გადახურვით sp2-ჰიბრიდული ორბიტალები.

კავშირის ენერგია ატომებს შორის ნახშირბადისბენზოლის მოლეკულაში C 6 H 6 არის -505 კჯ / მოლი და ეს ვარაუდობს, რომ ეს ბმები შუალედურია შორისერთჯერადი და ორმაგი ბმები. გაითვალისწინეთ, რომ p-ორბიტალების ელექტრონები ბენზოლის მოლეკულაში მოძრაობენ დახურული ზოლის გასწვრივ ექვსკუთხედი,და ისინი დელოკალიზებული(არ ეხება კონკრეტულ ადგილს).

ძალები, რომლებიც აკავშირებს ატომებს ერთმანეთთან, იგივე ელექტრული ხასიათისაა. მაგრამ ამ ძალების ფორმირებისა და გამოვლინების მექანიზმში განსხვავების გამო, ქიმიური ბმები შეიძლება იყოს სხვადასხვა ტიპის.

გამოარჩევენ სამიმაიორი ტიპივალენტობა ქიმიური ბმა: კოვალენტური, იონური და მეტალის.

მათ გარდა დიდი მნიშვნელობა და განაწილებაა: წყალბადისკავშირი, რომელიც შეიძლება იყოს ვალენტობა და არავალენტური, და არავალენტური ქიმიური ბმა - მ ინტერმოლეკულური (ან ვან დერ ვალსოვი),მოლეკულების შედარებით მცირე ასოციაციებისა და უზარმაზარი მოლეკულური ანსამბლების - სუპერ და სუპრამოლეკულური ნანოსტრუქტურების ფორმირება.

კოვალენტური ქიმიური ბმა (ატომური, ჰომეოპოლარული) -

ის განხორციელებული ქიმიური კავშირი გენერალი ატომების ურთიერთქმედებისთვის ერთი-სამიელექტრონების წყვილი .

ეს კავშირი არის ორი ელექტრონიდა ორცენტრიანი(აკავშირებს 2 ატომის ბირთვს).

ამ შემთხვევაში, კოვალენტური ბმა არის ყველაზე გავრცელებული და ყველაზე გავრცელებული ტიპი ვალენტური ქიმიური ბმა ორობით ნაერთებში - ა) შორის არამეტალების ატომები და ბ) ამფოტერული ლითონებისა და არამეტალების ატომები.

მაგალითები: H-H (წყალბადის მოლეკულაში H 2); ოთხი S-O ბმა (SO 4 2- იონში); სამი Al-H ბმა (AlH 3 მოლეკულაში); Fe-S (FeS მოლეკულაში) და ა.შ.

თავისებურებები კოვალენტური ბმა - ორიენტაციადა გაჯერება.

ორიენტაცია - კოვალენტური ბმის ყველაზე მნიშვნელოვანი თვისება, საწყისი

რომელიც დამოკიდებულია მოლეკულების და ქიმიური ნაერთების აგებულებაზე (კონფიგურაცია, გეომეტრია). კოვალენტური ბმის სივრცითი ორიენტაცია განსაზღვრავს ნივთიერების ქიმიურ და კრისტალურ-ქიმიურ სტრუქტურას. კოვალენტური ბმა ყოველთვის მიმართულია ვალენტური ელექტრონების ატომური ორბიტალების მაქსიმალური გადაფარვის მიმართულებით ურთიერთქმედება ატომები, საერთო ელექტრონული ღრუბლის და უძლიერესი ქიმიური ბმის წარმოქმნით. ორიენტაცია გამოხატულია კუთხეების სახით ატომების შეერთების მიმართულებებს შორის სხვადასხვა ნივთიერების მოლეკულებსა და მყარი კრისტალებს შორის.

გაჯერება არის საკუთრება, რომელიც განასხვავებს კოვალენტურ კავშირს ნაწილაკების ურთიერთქმედების ყველა სხვა სახეობისაგან, რომელიც გამოიხატება ატომების უნარი შექმნან შეზღუდული რაოდენობის კოვალენტური ბმები, ვინაიდან შემაკავშირებელ ელექტრონების თითოეული წყვილი იქმნება მხოლოდ ვალენტობაელექტრონები საპირისპიროდ ორიენტირებული სპინებით, რომელთა რაოდენობა ატომში შეზღუდულია ვალენტობა, 1 - 8.ამ შემთხვევაში აკრძალულია ერთი და იგივე ატომური ორბიტალის ორჯერ გამოყენება კოვალენტური ბმის შესაქმნელად (პაულის პრინციპი).

ვალენტობა - ეს არის ატომის უნარი, მიამაგროს ან შეცვალოს სხვა ატომების გარკვეული რაოდენობა ვალენტური ქიმიური ბმების წარმოქმნით.

სპინის თეორიის მიხედვით კოვალენტური ბმა ვალენტობა განსაზღვრული დაუწყვილებელი ელექტრონების რაოდენობა ატომში მიწაში ან აღგზნებულ მდგომარეობაში .

ამრიგად, სხვადასხვა ელემენტებისთვის გარკვეული რაოდენობის კოვალენტური ბმის შექმნის უნარი შემოიფარგლება მიღებით დაუწყვილებელი ელექტრონების მაქსიმალური რაოდენობა მათი ატომების აღგზნებულ მდგომარეობაში.

ატომის აღგზნებული მდგომარეობა - ეს არის ატომის მდგომარეობა მის მიერ გარედან მიღებული დამატებითი ენერგიით, რაც იწვევს ორთქლდებაანტიპარალელური ელექტრონები, რომლებიც იკავებს ერთ ატომურ ორბიტალს, ე.ი. ერთ-ერთი ამ ელექტრონის გადასვლა დაწყვილებული მდგომარეობიდან თავისუფალ (ვაკანტურ) ორბიტალზე იგივე ან დახურვა ენერგიის დონე.

Მაგალითად, სქემა შევსება ს-, რ-აოდა ვალენტობა (V)კალციუმის ატომში სა პირველ რიგში და აღელვებული მდგომარეობა მომდევნო:

უნდა აღინიშნოს, რომ ატომები გაჯერებული ვალენტური ბმებითშეიძლება ჩამოყალიბდეს დამატებითი კოვალენტური ბმებიდონორ-აქცეპტორით ან სხვა მექანიზმით (როგორც, მაგალითად, კომპლექსურ ნაერთებში).

კოვალენტური ბმა შესაძლოაპოლარული დაარაპოლარული .

კოვალენტური ბმა არაპოლარული , ეთუ სოციალიზებული ვალენტური ელექტრონები თანაბრად ურთიერთმოქმედი ატომების ბირთვებს შორის გადანაწილებული, ატომური ორბიტალების (ელექტრონული ღრუბლების) გადახურვის რეგიონი იზიდავს ორივე ბირთვს ერთი და იგივე ძალით და, შესაბამისად, მაქსიმალური. ელექტრონის მთლიანი სიმკვრივე არ არის მიკერძოებული არც ერთი მათგანის მიმართ.

ამ ტიპის კოვალენტური ბმა ჩნდება, როდესაც ორი იდენტურიელემენტის ატომები. კოვალენტური ბმა იდენტურ ატომებს შორის ასევე მოუწოდა ატომური ან ჰომეოპოლარული .

პოლარული კავშირი წარმოიქმნება სხვადასხვა ქიმიური ელემენტის ორი ატომის ურთიერთქმედების დროს, თუ ერთ-ერთი ატომი უფრო დიდი მნიშვნელობის გამოელექტრონეგატიურობა უფრო ძლიერად იზიდავს ვალენტურ ელექტრონებს, შემდეგ კი ელექტრონის მთლიანი სიმკვრივე მეტ-ნაკლებად გადაინაცვლებს ამ ატომისკენ.

პოლარული ბმის შემთხვევაში, ერთი ატომის ბირთვში ელექტრონის პოვნის ალბათობა უფრო მაღალია, ვიდრე მეორის.

პოლარულის ხარისხობრივი მახასიათებელი კომუნიკაციები -

ფარდობითი ელექტროუარყოფითობის განსხვავება (|∆OEE |)‌‌‌ დაკავშირებული ატომები : რაც უფრო დიდია ის, მით უფრო პოლარულია კოვალენტური ბმა.

პოლარულის რაოდენობრივი მახასიათებლები კომუნიკაციები,იმათ. ბმისა და რთული მოლეკულის პოლარობის საზომი - დიპოლური ელექტრული მომენტი μ წმ. , ტოლია მუშაობაეფექტური მუხტი δ დიპოლის სიგრძეზე l დ : μ წმ. = δ ∙ ლ დ . საზომი ერთეული μ წმ.-დებაი. 1 დებაი = 3,3.10 -30 ც/მ.

ელექტრო დიპოლი - ეს არის ელექტრულად ნეიტრალური სისტემა ორი ელექტრული მუხტის ტოლი და საპირისპირო ნიშნით + δ და - δ .

დიპოლური მომენტი (დიპოლის ელექტრული მომენტი μ წმ. ) – ვექტორული რაოდენობა . ზოგადად მიღებულია, რომ ვექტორის მიმართულება (+)-დან (-) მატჩები ელექტრონის მთლიანი სიმკვრივის რეგიონის გადაადგილების მიმართულებით(მთლიანი ელექტრონული ღრუბელი) პოლარიზებული ატომები.

რთული პოლიატომური მოლეკულის ზოგადი დიპოლური მომენტი დამოკიდებულია მასში პოლარული ბმების რაოდენობასა და სივრცით ორიენტაციაზე. ამრიგად, დიპოლური მომენტების განსაზღვრა შესაძლებელს ხდის ვიმსჯელოთ არა მხოლოდ მოლეკულებში ბმების ბუნებაზე, არამედ მათი მდებარეობის სივრცეში, ე.ი. მოლეკულის სივრცითი კონფიგურაციის შესახებ.

ელექტრონეგატიურობის სხვაობის ზრდით | ∆OEE| ატომები ქმნიან კავშირს, დიპოლის ელექტრული მომენტი იზრდება.

უნდა აღინიშნოს, რომ ბმის დიპოლური მომენტის განსაზღვრა რთული და არა ყოველთვის გადაჭრის პრობლემაა (ბმის ურთიერთქმედება, უცნობი მიმართულება μ წმ.და ა.შ.).

კოვალენტური ბმის აღწერის კვანტურ-მექანიკური მეთოდები – ახსნა კოვალენტური ბმის ფორმირების მექანიზმი.

დირიჟორები W. Geytler და F. London, გერმანელი. მეცნიერებმა (1927), წყალბადის H 2 მოლეკულაში კოვალენტური ბმის წარმოქმნის ენერგეტიკული ბალანსის გამოთვლამ შესაძლებელი გახადა დასკვნა: კოვალენტური ბმის ბუნება, როგორც ნებისმიერი სხვა სახის ქიმიური ბმა, წევსელექტრული ურთიერთქმედება, რომელიც ხდება კვანტური მექანიკური მიკროსისტემის პირობებში.

კოვალენტური ქიმიური ბმის წარმოქმნის მექანიზმის აღსაწერად გამოიყენეთ ორი სავარაუდო კვანტური მექანიკური მეთოდი :

ვალენტური ობლიგაციები და მოლეკულური ორბიტალები – არა ექსკლუზიური, არამედ ურთიერთშემავსებელი.

2.1. ვალენტური კავშირის მეთოდი (MVS ანლოკალიზებული ელექტრონული წყვილი ), შემოთავაზებული W. Geytler-ისა და F. London-ის მიერ 1927 წელს, ეფუძნება შემდეგს დებულებები :

1) ორ ატომს შორის ქიმიური კავშირი წარმოიქმნება ატომური ორბიტალების ნაწილობრივი გადახურვის შედეგად ელექტრონების ერთობლივი წყვილის საერთო ელექტრონული სიმკვრივის წარმოქმნით საპირისპირო სპინებით, უფრო მაღალი ვიდრე თითოეული ბირთვის გარშემო არსებული სივრცის სხვა რეგიონებში;

2) კოვალენტური ბმა იქმნება მხოლოდ მაშინ, როდესაც ანტიპარალელური სპინების მქონე ელექტრონები ურთიერთქმედებენ, ე.ი. საპირისპირო სპინის კვანტური რიცხვებით მ ს = + 1/2 ;

3) განისაზღვრება კოვალენტური ბმის მახასიათებლები (ენერგია, სიგრძე, პოლარობა და ა.შ.).ხედი კავშირები (σ –, π –, δ –), AO გადახურვის ხარისხი(რაც უფრო დიდია ის, მით უფრო ძლიერია ქიმიური ბმა, ანუ რაც უფრო მაღალია კავშირის ენერგია და მით უფრო მოკლეა სიგრძე) ელექტრონეგატიურობაურთიერთქმედება ატომები;

4) კოვალენტური ბმა შეიძლება ჩამოყალიბდეს MVS-ით ორი გზა (ორი მექანიზმი) ძირეულად განსხვავებული, მაგრამ იგივე შედეგის მქონე – ვალენტური ელექტრონების წყვილის სოციალიზაცია ორივე ურთიერთმოქმედი ატომით: ა) გაცვლა, ერთელექტრონული ატომური ორბიტალების გადაფარვის გამო საპირისპირო ელექტრონის სპინებით, როდესაც თითოეული ატომი ხელს უწყობს თითო ელექტრონის გადახურვას - ბმა შეიძლება იყოს პოლარული ან არაპოლარული., ბ) დონორი-მიმღები, ერთი ატომის ორელექტრონული AO და მეორის თავისუფალი (ვაკანტური) ორბიტალის გამო, on ვის ერთი ატომი (დონორი) უზრუნველყოფს ორბიტალში ელექტრონების წყვილ კავშირს დაწყვილებულ მდგომარეობაში, ხოლო მეორე ატომი (მიმღები) უზრუნველყოფს თავისუფალ ორბიტალს.ეს იწვევს პოლარული ბმა.

2.2. კომპლექსი (საკოორდინაციო) ნაერთები, ბევრი მოლეკულური იონი, რომლებიც რთულია,(ამონიუმი, ბორის ტეტრაჰიდრიდი და ა.შ.) წარმოიქმნება დონორ-მიმღები ბმის - სხვა სიტყვებით რომ ვთქვათ, საკოორდინაციო ბმის არსებობისას.

მაგალითად, ამონიუმის იონის წარმოქმნის რეაქციაში NH 3 + H + = NH 4 + ამიაკის მოლეკულა NH 3 არის ელექტრონული წყვილის დონორი, ხოლო H + პროტონი არის მიმღები.

რეაქციაში ВН 3 + Н – = ВН 4 – ჰიდრიდის იონი Н– ასრულებს ელექტრონული წყვილის დონორის როლს, მიმღები კი არის ბორის ჰიდრიდის მოლეკულა ВН 3, რომელშიც არის ვაკანტური AO.

ქიმიური ბმის სიმრავლე. კავშირები σ -, π – , δ –.

სხვადასხვა ტიპის AO-ს მაქსიმალური გადაფარვა (უძლიერესი ქიმიური ბმების დამყარებით) მიიღწევა მათი სპეციფიკური ორიენტირებით სივრცეში, მათი ენერგეტიკული ზედაპირის განსხვავებული ფორმის გამო.

AO-ს ტიპი და მათი გადახურვის მიმართულება განსაზღვრავს σ -, π – , δ - კავშირები:

σ (სიგმა) – კავშირი – ყოველთვის არის ოდინარის (მარტივი) ბონდი ნაწილობრივი გადახურვის შედეგად წარმოქმნილი ერთი წყვილი ს -, გვ x -, დ - სსღერძის გასწვრივ , ბირთვის დამაკავშირებელი ურთიერთმოქმედი ატომები.

ერთჯერადი ობლიგაციები ყოველთვისარიან σ - კავშირები.

მრავალჯერადი ობლიგაციები – π (pi) - (ასევე δ (დელტა )–კავშირები),ორმაგი ან სამმაგი კოვალენტური ბმები ხორციელდება შესაბამისადორი ანსამი წყვილი ელექტრონები როდესაც მათი ატომური ორბიტალები ერთმანეთს ემთხვევა.

π (pi) - კავშირიხორციელდება გადახურვით რ წ -, გვ ზ - და დ - სს on ბირთვების დამაკავშირებელი ღერძის ორივე მხარე ატომები, ორმხრივ პერპენდიკულარულ სიბრტყეებში ;

δ (დელტა ) - კავშირიხდება გადახურვისას ორი დ ორბიტალი მდებარეობს პარალელურ სიბრტყეებში .

ყველაზე გამძლე σ -, π – , δ - კავშირებიარის σ– ბმა , მაგრამ π - კავშირების საფუძველზე σ - კავშირი, ფორმა კიდევ უფრო ძლიერი მრავალჯერადი ბმა: ორმაგი და სამმაგი.

ნებისმიერი ორმაგი ბმა შედგება ერთი σ – და ერთი π – კავშირები, სამმაგი -დან ერთიσ – და ორიπ – კავშირები.