Көптік (қос және үштік) байланыстар

Көптеген молекулаларда атомдар қос және үштік байланыстар арқылы байланысады:

Көптік байланыстардың пайда болу мүмкіндігі атомдық орбитальдардың геометриялық сипаттамаларына байланысты. Сутегі атомы сфералық пішіні бар 5-орбиталь валенттілігінің қатысуымен өзінің жалғыз химиялық байланысын құрайды. Қалған атомдар, тіпті 5-блок элементтерінің атомдарын қоса алғанда, координаталық осьтер бойымен кеңістіктік бағдарланатын валентті р-орбитальдарға ие.

Сутегі молекуласында химиялық байланыс электрондар жұбы арқылы жүзеге асады, оның бұлты олардың арасында шоғырланған. атомдық ядролар. Бұл түрдегі облигациялар st-облигациялар деп аталады (a - «сигма» оқылады). Олар 5- және ир-орбитальдардың өзара қабаттасуы арқылы түзіледі (6.3-сурет).

Күріш. 63

Тағы бір жұп электрон үшін атомдар арасында орын жоқ. Олай болса қос және тіпті үштік байланыстар қалай түзіледі? Атомдардың центрлері арқылы өтетін оське перпендикуляр бағытталған электронды бұлттарды қабаттастыруға болады (6.4-сурет). Молекула осі координатаға сәйкес келсе x жонда орбитальдар оған перпендикуляр бағытталған плфжәне r 2.Жұптық қабаттасу RUжәне б 2екі атомның орбитальдары химиялық байланыстар береді, олардың электронды тығыздығы молекула осінің екі жағында симметриялы түрде шоғырланған. Оларды l-байланыстар деп атайды.

Егер атомдарда болса RUжәне/немесе б 2орбитальдарда жұпталмаған электрондар болады, содан кейін бір немесе екі n-байланыс түзіледі. Бұл қос (a + z) және үштік (a + z + z) байланыстың болу мүмкіндігін түсіндіреді. Атомдар арасында қос байланыс бар ең қарапайым молекула этилен С 2 H 4 көмірсутек молекуласы болып табылады. Суретте. 6.5-суретте осы молекуладағы n-байланыс бұлты көрсетілген, ал st-байланыстар схемалық түрде сызықшалармен көрсетілген. Этилен молекуласы алты атомнан тұрады. Оқырмандардың ойына атомдар арасындағы қос байланыс қарапайым екі атомды оттегі молекуласында бейнеленген (0=0). Шын мәнінде, оттегі молекуласының электрондық құрылымы күрделірек және оның құрылымын тек молекулалық орбиталық әдіс негізінде түсіндіруге болады (төменде қараңыз). Үштік байланысы бар қарапайым молекуланың мысалы - азот. Суретте. 6.6 осы молекуладағы n-байланыстарды көрсетеді, нүктелер азоттың бөлінбеген электрондық жұптарын көрсетеді.

Күріш. 6.4.

Күріш. 6.5.

Күріш. 6.6.

n-байланыстар түзілгенде молекулалардың беріктігі артады. Салыстыру үшін бірнеше мысал келтірейік.

Жоғарыда келтірілген мысалдарды қарастыра отырып, біз келесі қорытындыларды жасай аламыз:

• - байланыс еселігі артқан сайын байланыс күші (энергиясы) артады;
• - Сутегі, фтор және этан мысалын қолдана отырып, коваленттік байланыстың беріктігі тек көптігімен ғана емес, сонымен бірге осы байланыс пайда болған атомдардың табиғатымен де анықталатынына көз жеткізуге болады.

Органикалық химияда көп байланысы бар молекулалар қаныққан молекулалар деп аталатындарға қарағанда белсендірек болатыны белгілі. Мұның себебі электронды бұлттардың пішінін қарастырғанда анық болады. А-байланыстардың электронды бұлттары атомдар ядроларының арасында шоғырланған және олар басқа молекулалардың әсерінен экрандалған (қорғалған) сияқты. i-қосылу жағдайында электронды бұлттаратом ядроларымен қорғалмаған және әрекеттесуші молекулалар бір-біріне жақындағанда оңайырақ ығысады. Бұл молекулалардың кейінгі қайта реттелуін және түрленуін жеңілдетеді. Барлық молекулалар арасындағы ерекшелік - бұл өте жоғары беріктігімен және өте төмен реактивтілігімен сипатталатын азот молекуласы. Демек, азот атмосфераның негізгі құрамдас бөлігі болады.

Тақырыптар Кодификаторды ҚОЛДАНУ: Коваленттік химиялық байланыс, оның түрлері және түзілу механизмдері. Коваленттік байланыстың сипаттамасы (полярлық және байланыс энергиясы). Иондық байланыс. Металл байланысы. сутектік байланыс

Молекулярлық химиялық байланыстар

Алдымен молекулалардағы бөлшектер арасында пайда болатын байланыстарды қарастырайық. Мұндай байланыстар деп аталады молекулаішілік.

химиялық байланыс атомдар арасында химиялық элементтерэлектростатикалық сипатқа ие және байланысты қалыптасады сыртқы (валенттік) электрондардың әрекеттесуі, көп немесе аз дәрежеде оң зарядталған ядролар ұстайдыбайланысқан атомдар.

Мұндағы негізгі ұғым ЭЛЕКТРОНГАТТЫЛЫҚ. Ол атомдар арасындағы химиялық байланыстың түрін және осы байланыстың қасиеттерін анықтайды.

атомның тарту (ұстау) қабілеті сыртқы(валенттілік) электрондар. Электртерістілік сыртқы электрондардың ядроға тартылу дәрежесімен анықталады және негізінен атомның радиусы мен ядро ​​зарядына байланысты.

Электртерістігін бір мәнді анықтау қиын. Л.Полинг салыстырмалы электртерістілік кестесін құрастырды (екі атомды молекулалардың байланыс энергияларына негізделген). Ең электртеріс элемент фтормағынасымен 4 .

Әртүрлі көздерде әртүрлі шкалалар мен электртерістілік мәндерінің кестелерін табуға болатынын атап өту маңызды. Бұл қорқудың қажеті жоқ, өйткені химиялық байланыстың қалыптасуы маңызды рөл атқарады атомдар және ол кез келген жүйеде шамамен бірдей.

А:В химиялық байланыстағы атомдардың біреуі электрондарды күштірек тартатын болса, онда электрон жұбы оған қарай ығысады. Көбірек электртерістілік айырмашылығыатомдар болса, электрон жұбы соғұрлым көп орын ауыстырады.

Егер әрекеттесетін атомдардың электртерістілік мәндері тең немесе шамамен тең болса: EO(A)≈EO(V), онда ортақ электрондар жұбы атомдардың ешқайсысына ығыстырылмайды: A: B. Мұндай байланыс деп аталады ковалентті полюссіз.

Егер өзара әрекеттесетін атомдардың электртерістігі әртүрлі болса, бірақ көп болмаса (электртерістіктің айырмашылығы шамамен 0,4-тен 2-ге дейін: 0,4<ΔЭО<2 ), содан кейін электрон жұбы атомдардың біріне ауысады. Мұндай байланыс деп аталады ковалентті полярлы .

Егер өзара әрекеттесетін атомдардың электртерістігі айтарлықтай ерекшеленсе (электртерістігінің айырмашылығы 2-ден артық: ΔEO>2), содан кейін электрондардың біреуі түзілумен бірге басқа атомға толығымен дерлік өтеді иондары. Мұндай байланыс деп аталады иондық.

Химиялық байланыстың негізгі түрлері - ковалентті, иондықжәне металлбайланыстар. Оларды толығырақ қарастырайық.

ковалентті химиялық байланыс

коваленттік байланыс – бұл химиялық байланыс арқылы қалыптасты ортақ электрон жұбының түзілуі A:B . Бұл жағдайда екі атом қабаттасуатомдық орбитальдар. Коваленттік байланыс электртерістігінің шамалы айырмашылығы бар атомдардың әрекеттесуінен түзіледі (әдетте, екі бейметал арасында) немесе бір элемент атомдары.

Коваленттік байланыстың негізгі қасиеттері

• бағдарлау,
• қанықтылық,
• полярлық,
• поляризациялық.

Бұл байланыс қасиеттері заттардың химиялық және физикалық қасиеттеріне әсер етеді.

Қарым-қатынас бағыты заттардың химиялық құрылысы мен формасын сипаттайды. Екі байланыс арасындағы бұрыштар байланыс бұрыштары деп аталады. Мысалы, су молекуласында Н-О-Н байланыс бұрышы 104,45 o, сондықтан су молекуласы полярлы, ал метан молекуласында Н-С-Н байланыс бұрышы 108 o 28 ′.

Қанықтылық атомдардың ковалентті химиялық байланыстың шектеулі санын түзу қабілеті. Атом түзе алатын байланыстар саны деп аталады.

Полярлықбайланыстар электртерістігі әртүрлі екі атом арасындағы электрон тығыздығының біркелкі бөлінбеуінен пайда болады. Коваленттік байланыстар полюсті және полюссіз болып екіге бөлінеді.

Поляризациялық байланыстар болып табылады байланыс электрондарының сыртқы электр өрісінің әсерінен ығысу қабілеті(атап айтқанда, басқа бөлшектің электр өрісі). Поляризациялық электрондардың қозғалғыштығына байланысты. Электрон ядродан неғұрлым алыс болса, соғұрлым оның қозғалғыштығы жоғары, сәйкесінше молекуланың поляризациялануы да жоғары болады.

Ковалентті полярлы емес химиялық байланыс

Коваленттік байланыстың 2 түрі бар: ПОЛЯРЛЫжәне ПОЛЯРДЫ ЕМЕС .

Мысал . Н 2 сутегі молекуласының құрылымын қарастырайық. Әрбір сутегі атомы өзінің сыртқы энергетикалық деңгейінде 1 жұпталмаған электронды тасымалдайды. Атомды көрсету үшін біз Льюис құрылымын қолданамыз - бұл электрондар нүктелермен белгіленген атомның сыртқы энергетикалық деңгейінің құрылымының диаграммасы. Екінші период элементтерімен жұмыс істегенде Льюис нүктесінің құрылымы модельдері жақсы көмекші болады.

Х. + . H=H:H

Осылайша, сутегі молекуласында бір ортақ электрон жұбы және бір H–H химиялық байланысы бар. Бұл электронды жұп сутегі атомдарының ешқайсысына ығыстырылмайды, өйткені сутегі атомдарының электртерістігі бірдей. Мұндай байланыс деп аталады ковалентті полюссіз .

Коваленттік полюссіз (симметриялы) байланыс - бұл электртерістігі бірдей атомдармен (әдетте, бірдей бейметалдар) және, демек, атомдар ядролары арасында электрон тығыздығының біркелкі таралуымен түзілетін коваленттік байланыс.

Полярсыз байланыстың дипольдік моменті 0-ге тең.

Мысалдар: H 2 (H-H), O 2 (O=O), S 8 .

Ковалентті полярлы химиялық байланыс

коваленттік полярлық байланыс арасында пайда болатын коваленттік байланыс болып табылады электртерістігі әртүрлі атомдар (ереже бойынша, әртүрлі бейметалдар) және сипатталады орын ауыстыружалпы электрондар жұбы неғұрлым электртеріс атомға дейін (поляризация).

Электронның тығыздығы неғұрлым электртеріс атомға ауысады - демек, оған ішінара теріс заряд (δ-), ал электртерістігі аз атомда ішінара оң заряд пайда болады (δ+, дельта +).

Атомдардың электртерістігінің айырмашылығы неғұрлым көп болса, соғұрлым жоғары болады полярлықбайланыстар және одан да көп дипольдік момент . Көршілес молекулалар мен таңбалары қарама-қарсы зарядтар арасында қосымша тартымды күштер әрекет етеді, ол күшейеді. күшбайланыстар.

Байланыстың полярлығы қосылыстардың физикалық және химиялық қасиеттеріне әсер етеді. Реакция механизмдері және тіпті көршілес байланыстардың реактивтілігі байланыстың полярлығына байланысты. Байланыстың полярлығы жиі анықталады молекуланың полярлығыжәне осылайша қайнау және балқу температурасы, полярлы еріткіштерде ерігіштігі сияқты физикалық қасиеттерге тікелей әсер етеді.

Мысалдар: HCl, CO 2, NH 3.

Коваленттік байланыстың түзілу механизмдері

Коваленттік химиялық байланыс екі механизм арқылы пайда болуы мүмкін:

1. алмасу механизмі ковалентті химиялық байланыстың түзілуі әрбір бөлшек ортақ электрон жұбының түзілуі үшін бір жұпталмаған электронды қамтамасыз еткенде:

БІРАҚ . + . B= A:B

2. Ковалентті байланыстың түзілуі бөлшектердің бірі бөлінбеген электрон жұбын, ал екінші бөлшек осы электрон жұбының бос орбиталын қамтамасыз ететін механизм болып табылады:

БІРАҚ: + B= A:B

Бұл жағдайда атомдардың бірі бөлінбеген электрон жұбын қамтамасыз етеді ( донор), ал басқа атом осы жұп үшін бос орбиталь береді ( қабылдаушы). Байланыстың пайда болуы нәтижесінде екі электрон энергиясы да азаяды, т.б. бұл атомдар үшін пайдалы.

Донор-акцепторлық механизм арқылы түзілетін коваленттік байланыс, өзгеше емесалмасу механизмі арқылы түзілетін басқа коваленттік байланыстардың қасиеттері бойынша. Донор-акцепторлық механизм арқылы коваленттік байланыстың түзілуі не сыртқы энергетикалық деңгейде электрондары көп (электрондық донорлар) бар атомдар үшін де, не керісінше электрондар саны өте аз (электрондық акцепторлар) атомдарға тән. Атомдардың валенттілік мүмкіндіктері сәйкесінше толығырақ қарастырылады.

Коваленттік байланыс донор-акцепторлық механизм арқылы түзіледі:

- молекулада көміртегі тотығы CO(молекуладағы байланыс үш еселенген, 2 байланыс алмасу механизмі, біреуі донор-акцепторлық механизм арқылы түзілген): C≡O;

- в аммоний ионы NH 4+, иондарда органикалық аминдер, мысалы, метиламмоний ионында CH 3 -NH 2 + ;

- в күрделі қосылыстар, орталық атом мен лигандтар топтары арасындағы химиялық байланыс, мысалы, натрий тетрагидроксоалюминатында Na алюминий мен гидроксид иондары арасындағы байланыс;

- в азот қышқылы және оның тұздары- нитраттар: HNO 3 , NaNO 3 , кейбір басқа азот қосылыстарында;

- молекулада озон O 3.

Коваленттік байланыстың негізгі сипаттамалары

Коваленттік байланыс, әдетте, бейметалдардың атомдары арасында түзіледі. Коваленттік байланыстың негізгі сипаттамалары ұзындық, энергия, көптік және бағыттылық.

Химиялық байланыстың көптігі

Химиялық байланыстың көптігі - Бұл қосылыстағы екі атом арасындағы ортақ электрон жұптарының саны. Байланыстың көптігін молекуланы құрайтын атомдардың мәнінен оңай анықтауға болады.

Мысалға , сутегі молекуласында Н 2 байланыс еселігі 1-ге тең, өйткені әрбір сутектің сыртқы энергетикалық деңгейінде тек 1 жұпталмаған электрон бар, сондықтан бір ортақ электрон жұбы түзіледі.

О 2 оттегі молекуласында байланыс еселігі 2-ге тең, өйткені әрбір атомның сыртқы энергетикалық деңгейінде 2 жұпталмаған электрон бар: O=O.

N 2 азот молекуласында байланыс еселігі 3-ке тең, өйткені әрбір атомның арасында сыртқы энергетикалық деңгейде 3 жұпталмаған электрон бар, ал атомдар N≡N 3 ортақ электрон жұбын құрайды.

Коваленттік байланыс ұзындығы

Химиялық байланыс ұзындығы байланыс түзетін атомдар ядроларының орталықтары арасындағы қашықтық. Ол эксперименттік физикалық әдістермен анықталады. Байланыстың ұзындығын аддитивтік ереже бойынша шамамен бағалауға болады, оған сәйкес AB молекуласындағы байланыс ұзындығы шамамен A 2 және B 2 молекулаларындағы байланыс ұзындықтарының қосындысының жартысына тең:

Химиялық байланыстың ұзындығын шамамен бағалауға болады атомдардың радиустары бойынша, байланыс құру немесе коммуникацияның көптігіменатомдардың радиустары онша ерекшеленбесе.

Байланысты құрайтын атомдардың радиустары ұлғайған сайын байланыс ұзындығы артады.

Мысалға

Атомдар арасындағы байланыстардың көптігі артқанда (атомдық радиустары ерекшеленбейді немесе аздап ерекшеленеді) байланыс ұзындығы азаяды.

Мысалға . Қатарларда: C–C, C=C, C≡C, байланыс ұзындығы азаяды.

Байланыс энергиясы

Химиялық байланыстың беріктігінің өлшемі байланыс энергиясы болып табылады. Байланыс энергиясы байланысты үзу және осы байланысты құрайтын атомдарды бір-бірінен шексіз қашықтыққа шығару үшін қажетті энергиямен анықталады.

Коваленттік байланыс дегеніміз өте төзімді.Оның энергиясы бірнеше ондаған бірнеше жүздеген кДж/моль аралығында болады. Байланыс энергиясы неғұрлым көп болса, байланыс күші соғұрлым жоғары болады және керісінше.

Химиялық байланыстың беріктігі байланыс ұзындығына, байланыс полярлығына және байланыс көптігіне байланысты. Химиялық байланыс неғұрлым ұзағырақ болса, соғұрлым оның үзілуі оңай, ал байланыс энергиясы аз болған сайын оның беріктігі төмендейді. Химиялық байланыс неғұрлым қысқа болса, соғұрлым ол күшті және байланыс энергиясы көп болады.

Мысалға, HF, HCl, HBr қосылыстарының қатарында солдан оңға қарай химиялық байланыстың беріктігі төмендейді, өйткені байланыстың ұзындығы артады.

Иондық химиялық байланыс

Иондық байланыс негізделген химиялық байланыс болып табылады иондардың электростатикалық тартылуы.

иондарыатомдардың электрондарды қабылдау немесе беру процесінде түзіледі. Мысалы, барлық металдардың атомдары сыртқы энергия деңгейінің электрондарын әлсіз ұстайды. Сондықтан металл атомдары сипатталады қалпына келтіру қасиеттеріэлектрондарды беру қабілеті.

Мысал. Натрий атомында 3-ші энергетикалық деңгейде 1 электрон бар. Оны оңай беріп, натрий атомы асыл неон газы Ne электронды конфигурациясымен әлдеқайда тұрақты Na + ионын құрайды. Натрий ионында 11 протон және тек 10 электрон бар, сондықтан ионның жалпы заряды -10+11 = +1:

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

Мысал. Хлор атомының сыртқы энергетикалық деңгейінде 7 электрон бар. Тұрақты инертті аргон атомының Ar конфигурациясын алу үшін хлорға 1 электрон қосылуы керек. Электрон қосылғаннан кейін электрондардан тұратын тұрақты хлор ионы түзіледі. Ионның жалпы заряды -1:

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

Назар аударыңыз:

• Иондардың қасиеттері атомдардың қасиеттерінен өзгеше!
• Тұрақты иондар түзе алмайды атомдар, бірақ және атомдар топтары. Мысалы: аммоний ионы NH 4+, сульфат ионы SO 4 2- және т.б. Мұндай иондар түзетін химиялық байланыстар да иондық болып саналады;
• Иондық байланыстар әдетте арасында түзіледі металдаржәне бейметалдар(бейметалдар топтары);

Пайда болған иондар электрлік тартылыс есебінен тартылады: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Көрнекі түрде жалпылаймыз коваленттік және иондық байланыс түрлерінің айырмашылығы:

металл химиялық байланыс

металл байланысы салыстырмалы түрде қалыптасқан қатынас болып табылады бос электрондарарасында металл иондарыкристалдық торды құрайды.

Сыртқы энергетикалық деңгейдегі металдардың атомдары әдетте болады бір-үш электрон. Металл атомдарының радиустары, әдетте, үлкен, сондықтан металл атомдары, бейметалдардан айырмашылығы, сыртқы электрондарды оңай береді, яғни. күшті қалпына келтіретін заттар болып табылады

Молекулааралық әрекеттесу

Заттағы жеке молекулалар арасында болатын өзара әрекеттесулерді бөлек қарастырған жөн - молекулааралық әрекеттесу . Молекула аралық әрекеттесу – бейтарап атомдар арасындағы жаңа коваленттік байланыстар пайда болмайтын әрекеттесу түрі. Молекулалардың өзара әрекеттесу күштерін 1869 жылы ван дер Ваальс ашты және оның атымен аталды. Ван-дар-Ваальс күштері. Ван-дер-Ваальс күштері бөлінеді бағдарлау, индукция және дисперсия . Молекулааралық әрекеттесу энергиясы химиялық байланыстың энергиясынан әлдеқайда аз.

Тартымдылықтың бағдарлау күштері полярлы молекулалар арасында пайда болады (диполь-диполь әрекеттесу). Бұл күштер полярлы молекулалар арасында пайда болады. Индуктивті әрекеттесулер полярлы және полярлы емес молекула арасындағы әрекеттесу. Полярлы емес молекула полярлық әсерінен поляризацияланады, бұл қосымша электростатикалық тартылыс тудырады.

Молекулааралық әсерлесудің ерекше түрі сутегі байланыстары болып табылады. - бұл күшті полярлы коваленттік байланыстар бар молекулалар арасында пайда болатын молекулааралық (немесе молекулаішілік) химиялық байланыстар - H-F, H-O немесе H-N. Молекулада мұндай байланыстар болса, молекулалар арасында да болады қосымша тартылыс күштері .

Тәрбие механизмі Сутегі байланысы ішінара электростатикалық және ішінара донор-акцепторлы. Бұл жағдайда күшті электртеріс элемент атомы (F, O, N) электронды жұп доноры, ал осы атомдарға қосылған сутегі атомдары акцептор қызметін атқарады. Сутектік байланыстар сипатталады бағдарлау кеңістікте және қанықтығы.

Сутектік байланысты нүктелермен белгілеуге болады: Н ··· O. Сутегімен байланысқан атомның электртерістігі неғұрлым үлкен болса, ал оның өлшемі неғұрлым кіші болса, соғұрлым сутегі байланысы күшті болады. Ол ең алдымен қосылыстарға тән сутегімен фтор , сонымен қатар оттегімен сутегі , Аздау азотты сутегімен .

Сутектік байланыстар келесі заттардың арасында болады:

— фторид сутегі HF(газ, фторид сутегінің судағы ерітіндісі – фторсутек қышқылы), су H 2 O (бу, мұз, сұйық су):

— аммиак пен органикалық аминдердің ерітіндісі- аммиак пен су молекулалары арасында;

— O-H немесе N-H байланысатын органикалық қосылыстар: спирттер, карбон қышқылдары, аминдер, аминқышқылдары, фенолдар, анилин және оның туындылары, белоктар, көмірсулардың ерітінділері – моносахаридтер мен дисахаридтер.

Сутектік байланыс заттардың физикалық және химиялық қасиеттеріне әсер етеді. Осылайша, молекулалар арасындағы қосымша тартылыс заттардың қайнауын қиындатады. Сутектік байланыстары бар заттар қайнау температурасының аномальды жоғарылауын көрсетеді.

Мысалға Әдетте, молекулалық салмақтың жоғарылауымен заттардың қайнау температурасының жоғарылауы байқалады. Дегенмен, бірқатар заттарда H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teқайнау нүктелерінің сызықтық өзгерісін байқамаймыз.

Атап айтқанда, ат судың қайнау температурасы әдеттен тыс жоғары - кем емес -61 o C, түзу бізге көрсеткендей, бірақ әлдеқайда көп, +100 o C. Бұл аномалия су молекулалары арасында сутектік байланыстардың болуымен түсіндіріледі. Сондықтан қалыпты жағдайда (0-20 o C) су болып табылады сұйықтықфазалық күй бойынша.

170762 0

Әрбір атомда электрондардың белгілі бір саны болады.

Химиялық реакцияларға енген атомдар электрондарды береді, алады немесе әлеуметтендіреді, ең тұрақты электрондық конфигурацияға жетеді. Ең аз энергиясы бар конфигурация ең тұрақты болып табылады (асыл газ атомдары сияқты). Бұл үлгі «октеттік ереже» деп аталады (1-сурет).

Күріш. бір.

Бұл ереже барлығына қатысты қосылу түрлері. Атомдар арасындағы электрондық байланыстар оларға ең қарапайым кристалдардан бастап, ақырында тірі жүйелерді құрайтын күрделі биомолекулаларға дейін тұрақты құрылымдарды құруға мүмкіндік береді. Олар кристалдардан үздіксіз метаболизмімен ерекшеленеді. Дегенмен, көптеген химиялық реакциялар механизмдерге сәйкес жүреді электрондық аудару, олар ағзадағы энергетикалық процестерде маңызды рөл атқарады.

Химиялық байланыс дегеніміз екі немесе одан да көп атомдарды, иондарды, молекулаларды немесе олардың кез келген комбинациясын біріктіретін күш..

Химиялық байланыстың табиғаты әмбебап: ол атомдардың сыртқы қабықшасындағы электрондардың конфигурациясымен анықталатын теріс зарядты электрондар мен оң зарядталған ядролар арасындағы электростатикалық тартылыс күші. Атомның химиялық байланыс түзу қабілеті деп аталады валенттілік, немесе тотығу дәрежесі. туралы түсінік валенттік электрондар- химиялық байланыс түзетін электрондар, яғни энергиясы ең жоғары орбитальдарда орналасқан электрондар. Осыған сәйкес осы орбитальдарды қамтитын атомның сыртқы қабығы деп аталады валентті қабық. Қазіргі уақытта химиялық байланыстың болуын көрсету жеткіліксіз, бірақ оның түрін нақтылау қажет: иондық, коваленттік, дипольді-дипольдік, металдық.

Байланыстың бірінші түріиондық байланыс

Льюис пен Коссельдің электронды валенттілік теориясына сәйкес атомдар тұрақты электрондық конфигурацияға екі жолмен қол жеткізе алады: біріншіден, электрондарды жоғалту арқылы, катиондар, екіншіден, оларды иемдену, айналдыру аниондар. Электронды тасымалдау нәтижесінде қарама-қарсы таңбалы зарядтары бар иондар арасындағы электростатикалық тартылыс күшінің әсерінен Коссель деп аталатын химиялық байланыс түзіледі. электровалентті(қазір шақырылады иондық).

Бұл жағдайда аниондар мен катиондар толтырылған сыртқы электронды қабаты бар тұрақты электрондық конфигурацияны құрайды. Типтік иондық байланыстар периодтық жүйенің Т және II топтарының катиондарынан және VI және VII топтардың бейметалл элементтерінің аниондарынан түзіледі (тиісінше 16 және 17 топшалар, халькогендержәне галогендер). Иондық қосылыстардағы байланыстар қанықпаған және бағытталмаған, сондықтан олар басқа иондармен электростатикалық әрекеттесу мүмкіндігін сақтайды. Суретте. 2 және 3-те Коссель электронды тасымалдау моделіне сәйкес иондық байланыстардың мысалдары көрсетілген.

Күріш. 2.

Күріш. 3.Натрий хлориді (NaCl) молекуласындағы иондық байланыс

Бұл жерде заттардың табиғаттағы әрекетін түсіндіретін кейбір қасиеттерді еске түсіру, атап айтқанда, ұғымын қарастыру орынды. қышқылдаржәне негіздер.

Осы заттардың барлығының судағы ерітінділері электролиттер болып табылады. Олар әртүрлі тәсілдермен түсін өзгертеді. көрсеткіштер. Көрсеткіштердің әсер ету механизмін Ф.В. Оствальд. Ол индикаторлар әлсіз қышқылдар немесе негіздер болатынын, олардың диссоциацияланбаған және диссоциацияланбаған күйлерінде түсі әртүрлі болатынын көрсетті.

Негіздер қышқылдарды бейтараптай алады. Барлық негіздер суда ерімейді (мысалы, құрамында -OH топтары жоқ кейбір органикалық қосылыстар ерімейді, атап айтқанда, триэтиламин N (C 2 H 5) 3); еритін негіздер деп аталады сілтілер.

Қышқылдардың сулы ерітінділері тән реакцияларға түседі:

а) металл оксидтерімен – тұз бен су түзілуімен;

б) металдармен – тұз бен сутегі түзілуімен;

в) карбонаттармен – тұз түзілуімен, CO 2 және Х 2 О.

Қышқылдар мен негіздердің қасиеттері бірнеше теориялармен сипатталады. С.А. теориясына сәйкес. Аррениус, қышқыл - иондар түзу үшін диссоциацияланатын зат Х+ , ал негіз иондар түзеді ОЛ- . Бұл теория гидроксил топтары жоқ органикалық негіздердің болуын есепке алмайды.

сәйкес протонБронстед пен Лоури теориясы бойынша қышқыл дегеніміз құрамында протон беретін молекулалар немесе иондар бар зат ( донорларпротондар), ал негіз протондарды қабылдайтын молекулалардан немесе иондардан тұратын зат ( қабылдағыштарпротондар). Сулы ерітінділерде сутегі иондары гидратталған күйде, яғни гидроний иондары түрінде болатынын ескеріңіз. H3O+ . Бұл теория сумен және гидроксид иондарымен ғана емес, сонымен қатар еріткішсіз немесе сусыз еріткішпен жүретін реакцияларды сипаттайды.

Мысалы, аммиак арасындағы реакцияда NH 3 (әлсіз негіз) және хлорсутек газ фазасында қатты аммоний хлориді түзіледі және екі заттың тепе-теңдік қоспасында әрқашан 4 бөлшек болады, оның екеуі қышқыл, қалған екеуі негіз:

Бұл тепе-теңдік қоспасы екі конъюгацияланған жұп қышқылдар мен негіздерден тұрады:

1)NH 4+ және NH 3

2) HClжәне Cl ‑

Мұнда әрбір конъюгацияланған жұпта қышқыл мен негіз бір протонмен ерекшеленеді. Әрбір қышқылдың конъюгаттық негізі болады. Күшті қышқылдың әлсіз конъюгат негізі, ал әлсіз қышқылдың күшті конъюгаттық негізі болады.

Бронстед-Лоури теориясы судың биосфера өміріндегі ерекше рөлін түсіндіруге мүмкіндік береді. Су, онымен әрекеттесетін затқа байланысты қышқылдың да, негіздің де қасиеттерін көрсете алады. Мысалы, сірке қышқылының сулы ерітінділерімен реакцияларда су негіз, ал аммиактың сулы ерітінділерімен қышқыл болады.

1) CH 3 COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 SOO- . Мұнда сірке қышқылының молекуласы су молекуласына протон береді;

2) NH3 + H 2 O ↔ NH4 + + ОЛ- . Мұнда аммиак молекуласы су молекуласынан протонды қабылдайды.

Осылайша, су екі конъюгацияланған жұп құра алады:

1) H 2 O(қышқыл) және ОЛ- (конъюгаттық негіз)

2) H 3 O+ (қышқыл) және H 2 O(конъюгаттық негіз).

Бірінші жағдайда су протонды береді, ал екіншісінде оны қабылдайды.

Мұндай қасиет деп аталады амфипротондылық. Қышқылдар және негіз ретінде әрекеттесетін заттар деп аталады амфотерлік. Мұндай заттар табиғатта жиі кездеседі. Мысалы, аминқышқылдары қышқылдармен де, негіздермен де тұз түзе алады. Сондықтан пептидтер бар металл иондарымен координациялық қосылыстар түзеді.

Сонымен, иондық байланыстың сипатты қасиеті – байланыстырушы электрондар шоғырының ядролардың біріне толық ығысуы. Бұл иондар арасында электрон тығыздығы нөлге жуық аймақ бар дегенді білдіреді.

Қосылымның екінші түріковалентті байланыс

Атомдар электрондарды ортақ пайдалану арқылы тұрақты электрондық конфигурацияларды құра алады.

Мұндай байланыс электрондар жұбы бір-бірден ортақ болған кезде пайда болады. әрқайсысынанатом. Бұл жағдайда әлеуметтенген байланыс электрондары атомдар арасында тең бөлінеді. Коваленттік байланыстың мысалы гомонуклеарлыекі атомды H молекулалары 2 , Н 2 , Ф 2. Аллотроптардың байланыс түрі бірдей. О 2 және озон О 3 және көп атомды молекула үшін С 8 және де гетеронуклеарлы молекулалархлорсутек Hcl, Көмір қышқыл газы CO 2, метан CH 4, этанол бірге 2 Х 5 ОЛ, күкірт гексафториді SF 6, ацетилен бірге 2 Х 2. Бұл молекулалардың барлығында бірдей ортақ электрондар бар және олардың байланыстары бірдей қаныққан және бағытталған (4-сурет).

Биологтар үшін қос және үштік байланыстардағы атомдардың коваленттік радиустарының бір байланыспен салыстырғанда азаюы маңызды.

Күріш. 4. Cl 2 молекуласындағы коваленттік байланыс.

Байланыстың иондық және коваленттік түрлері химиялық байланыстың көптеген қолданыстағы түрлерінің екі шекті жағдайы болып табылады және іс жүзінде байланыстардың көпшілігі аралық болып табылады.

Менделеев жүйесінің бір немесе әртүрлі периодтарының қарама-қарсы ұштарында орналасқан екі элементтің қосылыстары негізінен иондық байланыстар түзеді. Период ішінде элементтер бір-біріне жақындаған сайын олардың қосылыстарының иондық табиғаты төмендейді, ал коваленттік сипаты артады. Мысалы, периодтық жүйенің сол жағындағы элементтердің галогенидтері мен оксидтері негізінен иондық байланыстар түзеді ( NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH) және кестенің оң жағындағы элементтердің бірдей қосылыстары ковалентті ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, фенол C6H5OH, глюкоза C 6 H 12 O 6, этанол C 2 H 5 OH).

Коваленттік байланыс өз кезегінде тағы бір модификацияға ие.

Көп атомды иондарда және күрделі биологиялық молекулаларда электрондардың екеуі де тек олардан пайда болады біратом. деп аталады донорэлектронды жұп. Осы жұп электрондарды донормен әлеуметтендіретін атом деп аталады қабылдаушыэлектронды жұп. Коваленттік байланыстың бұл түрі деп аталады үйлестіру (донор-акцептор, немеседата) байланыс(Cурет 5). Байланыстың бұл түрі биология және медицина үшін өте маңызды, өйткені метаболизм үшін ең маңызды d-элементтердің химиясы негізінен координациялық байланыстармен сипатталады.

Сурет. 5.

Әдетте, күрделі қосылыста металл атомы электрон жұбының акцепторы ретінде әрекет етеді; керісінше, иондық және коваленттік байланыстарда металл атомы электронды донор болып табылады.

Коваленттік байланыстың мәнін және оның әртүрлілігін – координациялық байланысты Г.Н. ұсынған қышқылдар мен негіздердің басқа теориясының көмегімен нақтылауға болады. Льюис. Ол Бронстед-Лоури теориясы бойынша «қышқыл» және «негіз» терминдерінің семантикалық түсінігін біршама кеңейтті. Льюис теориясы күрделі иондардың түзілу табиғатын және заттардың нуклеофильді орын басу реакцияларына, яғни КС түзілуіне қатысуын түсіндіреді.

Льюистің пікірінше, қышқыл дегеніміз негізден электрон жұбын қабылдау арқылы коваленттік байланыс түзе алатын зат. Льюис негізі - электрондарды беру арқылы Льюис қышқылымен коваленттік байланыс түзетін жалғыз жұп электрондары бар зат.

Яғни, Льюис теориясы қышқылдық-негіздік реакциялардың ауқымын протондар мүлде қатыспайтын реакцияларға да кеңейтеді. Сонымен қатар, бұл теорияға сәйкес протонның өзі де қышқыл болып табылады, өйткені ол электронды жұпты қабылдауға қабілетті.

Сондықтан бұл теория бойынша катиондар – Льюис қышқылдары, ал аниондар – Льюис негіздері. Төмендегі реакциялар мысал болып табылады:

Жоғарыда атап өтілгендей, заттардың иондық және ковалентті болып бөлінуі салыстырмалы, өйткені коваленттік молекулаларда электронның металл атомдарынан акцепторлық атомдарға толық көшуі болмайды. Иондық байланысы бар қосылыстарда әрбір ион қарама-қарсы таңбалы иондардың электр өрісінде болады, сондықтан олар өзара поляризацияланады, ал қабықшалары деформацияланады.

Поляризациялықионның электрондық құрылымымен, зарядымен және өлшемімен анықталады; ол катиондарға қарағанда аниондар үшін жоғары. Катиондар арасындағы ең жоғары поляризациялануы үлкенірек және кішірек өлшемді катиондар үшін, мысалы, Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. Күшті поляризациялық әсері бар Х+ . Иондық поляризацияның әсері екі жақты болғандықтан, олар түзетін қосылыстардың қасиеттерін айтарлықтай өзгертеді.

Байланыстың үшінші түрі -диполь-диполь байланыс

Көрсетілген байланыс түрлерінен басқа, диполь-диполь де бар молекулааралықөзара әрекеттесу деп те аталады Ван дер Ваальс .

Бұл әрекеттесулердің күші молекулалардың табиғатына байланысты.

Өзара әсерлесудің үш түрі бар: тұрақты диполь – тұрақты диполь ( диполь-дипольтарту); тұрақты диполь – индукцияланған диполь ( индукциятарту); лездік диполь - индукцияланған диполь ( дисперсияаттракцион немесе Лондон күштері; күріш. 6).

Күріш. 6.

Полярлы коваленттік байланысы бар молекулаларда ғана диполь-диполь моменті болады ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), ал байланыс күші 1-2 дебье(1D \u003d 3,338 × 10 -30 кулон метр - C × м).

Биохимияда байланыстың басқа түрі ерекшеленеді - сутегі байланыс, бұл шектеуші жағдай диполь-дипольаттракцион. Бұл байланыс сутегі атомы мен шағын электртеріс атом, көбінесе оттегі, фтор және азот арасындағы тартылыс нәтижесінде пайда болады. Ұқсас электртерістігі бар үлкен атомдармен (мысалы, хлор мен күкіртпен) сутектік байланыс әлдеқайда әлсіз. Сутегі атомы бір маңызды белгісімен ерекшеленеді: байланыстырушы электрондар тартылған кезде оның ядросы - протон ашылады және электрондармен экрандалуын тоқтатады.

Сондықтан атом үлкен дипольге айналады.

Сутектік байланыс, ван-дер-Ваальс байланысынан айырмашылығы, тек молекулааралық әрекеттесу кезінде ғана емес, сонымен бірге бір молекуланың ішінде де түзіледі - молекулаішіліксутектік байланыс. Сутектік байланыстар биохимияда маңызды рөл атқарады, мысалы, α-спираль түріндегі белоктардың құрылымын тұрақтандыру үшін немесе ДНҚ қос спиралының түзілуі үшін (7-сурет).

7-сурет.

Сутегі және ван-дер-Ваальс байланыстары иондық, коваленттік және координациялық байланыстарға қарағанда әлдеқайда әлсіз. Молекулааралық байланыстардың энергиясы кестеде көрсетілген. бір.

1-кесте.Молекулааралық күштердің энергиясы

Ескерту: Молекулааралық әрекеттесу дәрежесі балқу және булану (қайнау) энтальпиясын көрсетеді. Иондық қосылыстар иондарды бөлу үшін молекулаларды бөлуге қарағанда әлдеқайда көп энергияны қажет етеді. Иондық қосылыстардың балқу энтальпиялары молекулалық қосылыстарға қарағанда әлдеқайда жоғары.

Қосылымның төртінші түрі –металлдық байланыс

Соңында, молекулааралық байланыстың тағы бір түрі бар - металл: металдар торының оң иондарының бос электрондармен байланысы. Мұндай байланыс түрі биологиялық объектілерде кездеспейді.

Байланыс түрлерін қысқаша шолудан бір деталь шығады: металл атомының немесе ионының маңызды параметрі – электрон доноры, сондай-ақ атом – электронды акцептор оның өлшемі.

Егжей-тегжейге тоқталмай, атомдардың коваленттік радиустары, металдардың иондық радиустары және өзара әрекеттесетін молекулалардың ван-дер-Ваальс радиустары олардың периодтық жүйе топтарындағы атомдық саны артқан сайын өсетінін атап өтеміз. Бұл жағдайда ион радиустарының мәндері ең кіші, ал ван-дер-Ваальс радиустары ең үлкен болады. Әдетте, топ бойынша төмен жылжыған кезде ковалентті де, ван-дер-Ваальс сияқты барлық элементтердің радиустары артады.

Биологтар мен дәрігерлер үшін ең маңыздысы үйлестіру(донор-акцептор) координациялық химия қарастыратын байланыстар.

Медициналық биоорганикалық заттар. Г.К. Барашков

Химиялық байланыстың түзілуінің қарастырылған мысалдарына электронды жұп қатысты. Мұндай байланыс деп аталады бойдақ.Кейде ол кәдімгі деп аталады, яғни. кәдімгі. Байланыстың бұл түрі әдетте өзара әрекеттесетін атомдардың таңбаларын қосатын бір сызықпен белгіленеді.

Екі ядроны қосатын түзу сызықта бір-бірінен қабаттасатын электрон бұлттары сигмалық байланыстар(о-облигация). Жалғыз облигация көп жағдайда а-облигация болып табылады.

p-электронды бұлттардың бүйірлік аймақтарының қабаттасуынан түзілетін байланыс деп аталады пи-байланыс(i-облигация). Қосарлыжәне үштікбайланыстар сәйкесінше екі және үш электронды жұптың қатысуымен түзіледі. Қос байланыс - бір а- және бір i-байланыс, үштік байланыс - бір а- және екі i- байланыс.

Этан C 2 H 6 , этилен C 2 H 4 , ацетилен С 2 H 2 және бензол С 6 H b молекулаларындағы байланыстардың түзілуін талқылайық.

Молекуладағы байланыстар арасындағы бұрыштар этанМЕН.; H (. бір-біріне дерлік тең (1.18-сурет, а)және метан молекуласындағы С-Н байланыстары арасындағы бұрыштардан айырмашылығы жоқ. Демек, көміртек атомдарының сыртқы электрондық қабаттары $p 3 гибридтену күйінде болады деп болжауға болады. C 2 H 6 молекуласы диамагниттік және электрлік дипольдік моментке ие емес. С-С байланысының энергиясы -335 кДж/моль. C 9 H 6 молекуласындағы барлық байланыстар а-байланыстар болып табылады.

Молекулада этилен C 2 H 4 байланыс бұрыштары әрқайсысы шамамен 120°. Бұдан біз көміртегі атомының сыртқы электрон орбитальдарының $ p 2 гибридтенуі туралы қорытынды жасауға болады (1.18-сурет, б). C-H байланыстары бір жазықтықта шамамен 120° бұрышта жатады. Әрбір көміртегі атомында бір гибридті емес р-орбиталь бар

Күріш. 1.18. Этан молекулаларының үлгілері ( а ), этилен (б) және ацетилен (c)

бір электрон ұстайды. Бұл орбитальдар фигураның жазықтығына перпендикуляр орналасқан.

Этилен С 2 Н 4 молекуласындағы көміртегі атомдары арасындағы байланыс энергиясы -592 кДж/моль. Егер көміртек атомдары этан молекуласындағыдай байланыс арқылы байланысқан болса, онда бұл молекулалардағы байланыс энергиялары жақын болар еді.

Алайда этандағы көміртегі атомдары арасындағы байланыс энергиясы 335 кДж/моль, бұл этиленге қарағанда екі есе дерлік аз. Этилен және этан молекулаларындағы көміртек атомдары арасындағы байланыс энергияларының мұндай елеулі айырмашылығы гибридті емес р-орбитальдардың ықтимал әрекеттесуімен түсіндіріледі, ол күріш. 1.18 , б толқынды сызықтармен бейнеленген. Осылай құрылған байланыс I-қосылу деп аталады.

C 2 H 4 этилен молекуласында CH 4 метан молекуласындағыдай төрт CH байланысы а-байланыс, ал көміртек атомдары арасындағы байланыс a-байланыс және p-байланыс, яғни. қос байланыс, ал этиленнің формуласы H 2 C=CH 2 түрінде жазылады.

Ацетилен C 2 H 2 молекуласы сызықты (1.18-сурет, жылы ), бұл sp будандастырудың пайдасына сөйлейді. Көміртек атомдары арасындағы байланыс энергиясы -811 кДж/моль, бұл бір а-байланыстың және екі n-байланыстың болуын болжайды, яғни. бұл үштік байланыс. Ацетиленнің формуласы HC=CH түрінде жазылады.

Химиядағы күрделі мәселелердің бірі көміртегі атомдары арасындағы байланыстың табиғатын анықтау болып табылады. ароматты қосылыстар , атап айтқанда, С 6 Н бензол молекуласында (.. Бензол молекуласы жазық, көміртек атомдарының байланыстары арасындағы бұрыштар тең

Күріш. 1.19.

а -формула моделі: 6 - ^-көміртек атомдарының орбитальдары және көміртек атомдары мен көміртек және сутегі атомдары арасындағы а-байланыстар; жылы- p-тұрғындар мен l- арасындағы байланыстар

көміртек атомдары

120°, бұл көміртек атомдарының сыртқы орбитальдарының ^-гибридтенуін болжауға мүмкіндік береді. Әдетте, бензол молекуласы суретте көрсетілгендей бейнеленген күріш. 1.19, а.

Бензолда көміртек атомдары арасындағы байланыс С=С қос байланысынан ұзағырақ болуы керек сияқты, өйткені ол күштірек. Бірақ бензол молекуласының құрылымын зерттеу бензол сақинасындағы көміртек атомдарының арасындағы барлық қашықтықтардың бірдей екенін көрсетеді.

Молекуланың бұл қасиетін барлық көміртек атомдарының гибридті емес р-орбитальдары «жүйірлік» бөліктермен қабаттасатындығымен жақсы түсіндіріледі (1.19-сурет, б)сондықтан көміртек атомдары арасындағы барлық ядроаралық қашықтық тең. Суретте. 1.19 жылықабаттасу арқылы түзілген көміртегі атомдары арасындағы а-байланыстарды көрсетеді sp2-гибридті орбитальдар.

Атомдар арасындағы байланыс энергиясы көміртекбензол молекуласында C 6 H 6 -505 кДж/моль, бұл бұл байланыстардың аралық екенін көрсетеді. арасындажалғыз және қос байланыстар. Бензол молекуласындағы р-орбитальдардың электрондары тұйық бойымен қозғалатынын ескеріңіз алтыбұрыш,және олар делокализацияланған(белгілі бір жерге сілтеме жасамайды).

Атомдарды бір-бірімен байланыстыратын күштердің электрлік сипаты бірдей. Бірақ бұл күштердің пайда болу және көріну механизмінің айырмашылығына байланысты химиялық байланыстар әр түрлі болуы мүмкін.

Айырмау үшмайор түріваленттілік химиялық байланыс: коваленттік, иондық және металдық.

Олардан басқа маңыздылығы мен таралуы мыналар: сутегіболуы мүмкін байланыс валенттілік және валентті емес, және валентті емес химиялық байланыс – м молекулааралық (немесе ван дер Ваальсоу),молекулалардың салыстырмалы түрде шағын ассоциацияларын және үлкен молекулалық ансамбльдерді - супер- және супрамолекулалық наноқұрылымдарды қалыптастыру.

ковалентті химиялық байланыс (атомдық, гомеополярлық) -

Бұл химиялық байланыс жүзеге асырылады жалпы әрекеттесетін атомдар үшін бір-үшэлектрон жұптары .

Бұл байланыс екі электронжәне екі орталық(2 атом ядросын байланыстырады).

Бұл жағдайда коваленттік байланыс болады ең таралған және ең көп таралған түрі екілік қосылыстардағы валентті химиялық байланыс - арасында а) бейметалдардың атомдары және б) амфотерлі металдар мен бейметалдардың атомдары.

Мысалдар: H-H (сутегі молекуласында H 2); төрт S-O байланысы (SO 4 2- ионында); үш Al-H байланысы (AlH 3 молекуласында); Fe-S (FeS молекуласында) т.б.

Ерекшеліктер коваленттік байланыс - бағдарлаужәне қанықтылық.

Бағдарлау - коваленттік байланыстың ең маңызды қасиеті, бастап

молекулалар мен химиялық қосылыстардың құрылымына (конфигурациясына, геометриясына) байланысты. Коваленттік байланыстың кеңістіктік бағыты заттың химиялық және кристалды-химиялық құрылымын анықтайды. коваленттік байланыс әрқашан валенттік электрондардың атомдық орбитальдарының максималды қабаттасу бағытына бағытталған өзара әрекеттесетін атомдар, ортақ электронды бұлт және ең күшті химиялық байланыс түзіледі. Бағдарлау әртүрлі заттардың молекулаларындағы және қатты денелердің кристалдарындағы атомдардың байланысу бағыттары арасындағы бұрыштар түрінде өрнектеледі.

Қанықтылық меншік болып табылады, ол коваленттік байланысты бөлшектердің өзара әрекеттесуінің барлық басқа түрлерінен ажыратады, атомдардың коваленттік байланыстың шектеулі санын түзу қабілеті, өйткені байланыстырушы электрондардың әрбір жұбы ғана түзіледі валенттілікатомдағы саны шектеулі спиндері қарама-қарсы бағытталған электрондар валенттілік, 1 - 8.Бұл жағдайда коваленттік байланыс құру үшін бір атомдық орбиталды екі рет қолдануға тыйым салынады (Паули принципі).

Валенттілік - бұл атомның валентті химиялық байланыстардың түзілуімен басқа атомдардың белгілі бір санын қосу немесе ауыстыру қабілеті.

Спин теориясына сәйкес коваленттік байланыс валенттілік анықталды жердегі немесе қозған күйдегі атомдағы жұпталмаған электрондар саны .

Осылайша, әртүрлі элементтер үшін коваленттік байланыстың белгілі бір санын түзу қабілеті алумен шектеледі атомдарының қозған күйіндегі жұпталмаған электрондардың максималды саны.

Атомның қозған күйі - бұл сырттан алған қосымша энергиясы бар атомның күйі бумен пісірубір атомдық орбиталды алып жатқан антипараллель электрондар, т.б. осы электрондардың біреуінің жұптық күйден бос (бос) орбитальға ауысуы бірдей немесе жабық энергия деңгейі.

Мысалға, схема толтыру с-, r-AOжәне валенттілік (AT)кальций атомында Са негізінен және толқыған күй келесісі:

Айта кету керек, атомдар қаныққан валентті байланыстарменқалыптастыра алады қосымша коваленттік байланыстардонор-акцептор немесе басқа механизм арқылы (мысалы, күрделі қосылыстардағы сияқты).

коваленттік байланыс мүмкінполярлық жәнеполярлы емес .

коваленттік байланыс полярлы емес , eегер әлеуметтенген валенттік электрондар біркелкі әрекеттесетін атомдардың ядролары арасында бөлінген атомдық орбитальдардың (электрондық бұлттардың) қабаттасатын аймағын екі ядро ​​да бірдей күшпен тартады, демек максималды жалпы электрон тығыздығы олардың ешқайсысына да бейім емес.

Коваленттік байланыстың бұл түрі екі кезде пайда болады бірдейэлемент атомдары. Бірдей атомдар арасындағы коваленттік байланыс деп те атайды атомдық немесе гомеополярлы .

Полярлық байланыс туындайды әр түрлі химиялық элементтердің екі атомының әрекеттесуі кезінде, егер атомдардың біреуі үлкен мәнге байланысты болсаэлектртерістілік валенттік электрондарды күштірек тартады, содан кейін жалпы электрон тығыздығы осы атомға қарай азды-көпті ығысады.

Полярлық байланыс кезінде атомдардың бірінің ядросында электронды табу ықтималдығы екіншісіне қарағанда жоғары.

Полярлықтың сапалық сипаттамасы коммуникациялар -

салыстырмалы электртерістіктің айырмашылығы (|‌‌‌‌‌‌‌‌∆OEE |)‌‌‌ байланысты атомдар : ол неғұрлым үлкен болса, коваленттік байланыс соғұрлым полярлы болады.

Полярлықтың сандық сипаттамалары байланыс,анау. байланыс пен күрделі молекуланың полярлығының өлшемі - дипольдік электр моменті μ St. , тең жұмысдиполь ұзындығына δ тиімді заряд l г : μ St. = δ ∙ л г . Өлшем бірлігі μ St.- Дебай. 1Дебай = 3,3.10 -30 С/м.

электрлік диполь - бұл + белгісі бойынша тең және қарама-қарсы екі электр зарядының электрлік бейтарап жүйесі δ және - δ .

Дипольдік момент (дипольдің электрлік моменті μ St. ) – векторлық шама . Бұл жалпы қабылданған (+)-ден (-) векторлық бағыт сәйкес келеді жалпы электронды тығыздық аймағының орын ауыстыру бағытымен(жалпы электронды бұлт) поляризацияланған атомдар.

Күрделі көп атомды молекуланың жалпы дипольдік моменті ондағы полярлық байланыстардың саны мен кеңістіктік бағдарына байланысты. Осылайша, дипольдік моменттерді анықтау молекулалардағы байланыстардың табиғатын ғана емес, сонымен қатар олардың кеңістіктегі орналасуын да бағалауға мүмкіндік береді, т.б. молекуланың кеңістіктік конфигурациясы туралы.

Электртерістілік айырмасының жоғарылауымен | ‌‌‌‌‌‌‌∆OEE|‌‌‌ атомдар байланыс түзсе, дипольдің электрлік моменті артады.

Байланыстың диполь моментін анықтау күрделі және әрқашан шешілмейтін мәселе (байланыстың өзара әрекеттесуі, бағыты белгісіз) екенін атап өткен жөн. μ St.және т.б.).

Коваленттік байланысты сипаттаудың кванттық-механикалық әдістері – түсіндіру коваленттік байланыстың түзілу механизмі.

Дирижер В.Гейтлер мен Ф.Лондон, неміс. ғалымдар (1927), сутегі молекуласындағы Н 2 коваленттік байланыстың түзілуінің энергетикалық балансын есептеуге мүмкіндік берді. қорытынды: коваленттік байланыстың табиғаты, химиялық байланыстың кез келген басқа түрі сияқты, жатыркванттық механикалық микрожүйе жағдайында болатын электрлік өзара әрекеттесу.

Коваленттік химиялық байланыстың түзілу механизмін сипаттау, қолдану екі жуық кванттық механикалық әдіс :

валенттік байланыстар және молекулалық орбитальдар – ерекше емес, бір-бірін толықтырады.

2.1. Валенттік байланыс әдісі (MVS немеселокализацияланған электронды жұптар ), 1927 жылы В.Гейтлер мен Ф.Лондон ұсынған, төмендегілерге негізделген ережелері :

1) екі атом арасындағы химиялық байланыс атомдық орбитальдардың ішінара қабаттасуы нәтижесінде әрбір ядроның айналасындағы кеңістіктің басқа аймақтарына қарағанда қарама-қарсы спиндері бар электрондардың бірлескен жұбының ортақ электронды тығыздығының түзілуі нәтижесінде пайда болады;

2) ковалентті байланыс антипараллель спиндері бар электрондар әрекеттескенде ғана түзіледі, яғни. қарама-қарсы спиндік кванттық сандармен м С = + 1/2 ;

3) коваленттік байланыстың сипаттамалары (энергия, ұзындық, полярлық және т.б.) анықталадыкөрініс қосылымдар (σ –, π –, δ –), АО қабаттасу дәрежесі(ол неғұрлым үлкен болса, химиялық байланыс соғұрлым күшті болады, яғни байланыс энергиясы соғұрлым жоғары және ұзындығы қысқа болады), электртерістілікәрекеттесетін атомдар;

4) коваленттік байланыс MVS арқылы түзілуі мүмкін екі әдіс (екі механизм) , түбегейлі әртүрлі, бірақ бірдей нәтижеге ие – өзара әрекеттесетін екі атом арқылы валенттік электрондар жұбының әлеуметтенуі: а) бір-электронды атомдық орбитальдардың қарама-қарсы электрон спиндерімен қабаттасуына байланысты алмасу, қашан әрбір атом қабаттасу үшін бір байланысқа бір электрон береді – байланыс полярлы немесе полярсыз болуы мүмкін, б) донор-акцептор, бір атомның екі электронды AO және екіншісінің бос (бос) орбиталына байланысты, қосулы кімге бір атом (донор) орбитальдағы жұп электрондарды жұптық күйде байланыстыруды қамтамасыз етеді, ал екінші атом (акцептор) бос орбитальді қамтамасыз етеді.Бұл туындатады полярлық байланыс.

2.2. Кешен (координациялық) қосылыстар, күрделі көптеген молекулалық иондар,(аммоний, бор тетрагидриді және т.б.) донор-акцепторлық байланыс – басқаша айтқанда координациялық байланыс қатысында түзіледі.

Мысалы, аммоний ионының түзілу реакциясында NH 3 + H + = NH 4 + аммиак молекуласы NH 3 электрон жұбының доноры, ал Н + протоны акцептор болып табылады.

ВН 3 + Н - = ВН 4 реакциясында электрон жұбының доноры рөлін гидрид-ион Н -, ал бос АО бар бор гидридінің молекуласы ВН 3 акцептор рөлін атқарады.

Химиялық байланыстың көптігі. Қосылымдар σ -, π – , δ –.

Әртүрлі типтегі АО-ның максималды қабаттасуы (ең күшті химиялық байланыстарды орнатумен) олардың энергетикалық бетінің әртүрлі пішініне байланысты кеңістіктегі нақты бағдарлануымен қол жеткізіледі.

АО түрі және олардың қабаттасу бағыты анықталады σ -, π – , δ - байланыстар:

σ (сигма) – байланыс – бұл әрқашан туралыдинар (қарапайым) облигация ішінара қабаттасудан туындайды бір жұп с -, б x -, г - АҚось бойымен , өзегін қосу әрекеттесетін атомдар.

Бірыңғай облигациялар әрқашанболып табылады σ - байланыстар.

Көптік байланыстар – π (пи) - (сонымен қатар δ (дельта )–қосылулар),қос немесе үштік сәйкес жүзеге асырылатын коваленттік байланыстарекі немесеүш жұп электрондар олардың атомдық орбитальдары қабаттасып жатқанда.

π (пи) - байланысқабаттасу арқылы жүзеге асырылады Р ж -, б z - және г - АҚқосулы ядроларды қосатын осьтің екі жағы атомдар, өзара перпендикуляр жазықтықта ;

δ (дельта )- байланысқабаттасу кезінде пайда болады екі d орбиталь орналасқан параллель жазықтықтарда .

Ең берік σ -, π – , δ – байланыстарболып табылады σ – байланыс , бірақ π - негізделген байланыстар σ – байланыс, одан да күшті қалыптасады көптік байланыстар: қос және үштік.

Кез келген қос байланыс тұрады бір σ – және бір π – байланыстар, үштік - бастап бірσ – және екіπ – байланыстар.