Çoklu (çift ve üçlü) bağlar

Birçok molekülde atomlar ikili ve üçlü bağlarla bağlanır:

Çoklu bağların oluşma olasılığı, atomik orbitallerin geometrik özelliklerinden kaynaklanmaktadır. Hidrojen atomu, küresel bir şekle sahip olan 5-yörünge değerlikinin katılımıyla tek kimyasal bağını oluşturur. 5 bloğunun elementlerinin atomları da dahil olmak üzere geri kalan atomlar, koordinat eksenleri boyunca uzaysal bir yönelime sahip olan değerlik p-orbitallerine sahiptir.

Hidrojen molekülünde, kimyasal bağ, bulutu atom çekirdekleri arasında yoğunlaşan bir elektron çifti tarafından gerçekleştirilir. Bu tip bağlara st-bağlar denir (a - "sigma" okuyun). Hem 5- hem de ir-orbitallerin karşılıklı örtüşmesiyle oluşurlar (Şekil 6.3).

Pirinç. 63

Bir elektron çifti daha için atomlar arasında yer yoktur. O halde ikili ve hatta üçlü bağlar nasıl oluşur? Atomların merkezlerinden geçen eksene dik yönlendirilmiş elektron bulutlarını üst üste bindirmek mümkündür (Şekil 6.4). Molekülün ekseni koordinatla aynı hizadaysa x y daha sonra yörüngeler ona dik yönlendirilir lütfen ve 2 . ikili örtüşme RU ve p 2 iki atomun yörüngeleri, elektron yoğunluğu molekül ekseninin her iki tarafında simetrik olarak konsantre olan kimyasal bağlar verir. Bunlara l-bağları denir.

atomlar varsa RU ve/veya p 2 yörüngeler eşleşmemiş elektronlara sahiptir, ardından bir veya iki n-bağ oluşur. Bu, ikili (a + z) ve üçlü (a + z + z) bağların varlığının olasılığını açıklar. Atomlar arasında çift bağ bulunan en basit molekül, hidrokarbon molekülü etilen C2H4'tür. Şek. Şekil 6.5, bu moleküldeki n-bağ bulutunu göstermektedir ve st-bağları, kesik çizgilerle şematik olarak gösterilmiştir. Etilen molekülü altı atomdan oluşur. Atomlar arasındaki bir çift bağın daha basit bir iki atomlu oksijen molekülünde (0=0) betimlendiği muhtemelen okuyucuların aklına gelir. Aslında oksijen molekülünün elektronik yapısı daha karmaşıktır ve yapısı ancak moleküler yörünge yöntemiyle açıklanabilir (aşağıya bakınız). Üçlü bağa sahip en basit moleküle bir örnek azottur. Şek. 6.6 bu molekülde n-bağları gösterir, noktalar azotun paylaşılmamış elektron çiftlerini gösterir.

Pirinç. 6.4.

Pirinç. 6.5.

Pirinç. 6.6.

N-bağları oluştuğunda, moleküllerin gücü artar. Karşılaştırma için birkaç örnek alalım.

Yukarıdaki örnekleri göz önünde bulundurarak, aşağıdaki sonuçları çıkarabiliriz:

• - bağ kuvveti (enerji) artan bağ çeşitliliği ile artar;
• - Hidrojen, florin ve etan örneğini kullanarak, bir kovalent bağın gücünün sadece çoklukla değil, aynı zamanda bu bağın ortaya çıktığı atomların doğasıyla da belirlendiğine inanılabilir.

Organik kimyada, çoklu bağa sahip moleküllerin, doymuş moleküllerden daha reaktif olduğu iyi bilinmektedir. Bunun nedeni elektron bulutlarının şekli göz önüne alındığında ortaya çıkıyor. A-bağlarının elektron bulutları, atomların çekirdekleri arasında yoğunlaşır ve sanki onlar tarafından diğer moleküllerin etkisinden korunur (korunur). N-bağ durumunda, elektron bulutları atom çekirdekleri tarafından korunmaz ve reaksiyona giren moleküller birbirine yaklaştığında daha kolay yer değiştirir. Bu, moleküllerin müteakip yeniden düzenlenmesini ve dönüşümünü kolaylaştırır. Tüm moleküller arasında bir istisna, hem çok yüksek mukavemet hem de son derece düşük reaktivite ile karakterize edilen nitrojen molekülüdür. Bu nedenle azot, atmosferin ana bileşeni olacaktır.

USE kodlayıcının konuları: Kovalent kimyasal bağ, çeşitleri ve oluşum mekanizmaları. Kovalent bağın özellikleri (polarite ve bağ enerjisi). İyonik bağ. Metal bağlantı. hidrojen bağı

Molekül içi kimyasal bağlar

Önce moleküller içindeki parçacıklar arasında ortaya çıkan bağları ele alalım. Bu tür bağlantılara denir moleküliçi.

Kimyasal bağ kimyasal elementlerin atomları arasında elektrostatik bir yapıya sahiptir ve nedeniyle oluşur dış (değerlik) elektronların etkileşimleri, az veya çok derecede pozitif yüklü çekirdekler tarafından tutulur bağlı atomlar.

Buradaki anahtar kavram ELEKTRONEGNATİFLİK. Atomlar arasındaki kimyasal bağın türünü ve bu bağın özelliklerini belirleyen odur.

bir atomun çekme (tutma) yeteneğidir harici(değerlik) elektronlar. Elektronegatiflik, dış elektronların çekirdeğe olan çekim derecesiyle belirlenir ve esas olarak atomun yarıçapına ve çekirdeğin yüküne bağlıdır.

Elektronegatifliği kesin olarak belirlemek zordur. L. Pauling (iki atomlu moleküllerin bağ enerjilerine dayanarak) bir göreli elektronegatiflik tablosu derledi. En elektronegatif elementtir flor anlamı olan 4 .

Farklı kaynaklarda farklı elektronegatiflik değerleri ölçekleri ve tabloları bulabileceğinizi belirtmek önemlidir. Bu korkulmamalı, çünkü kimyasal bağ oluşumu rol oynar. atomlar ve herhangi bir sistemde yaklaşık olarak aynıdır.

A:B kimyasal bağındaki atomlardan biri elektronları daha güçlü bir şekilde çekiyorsa, elektron çifti ona doğru kaydırılır. Daha fazla elektronegatiflik farkı atomlar, elektron çifti daha fazla yer değiştirir.

Etkileşen atomların elektronegatiflik değerleri eşit veya yaklaşık olarak eşitse: EO(A)≈EO(V), o zaman paylaşılan elektron çifti atomlardan herhangi birine yer değiştirmez: A: B. Böyle bir bağlantı denir polar olmayan kovalent.

Etkileşen atomların elektronegatifliği farklıysa, ancak çok fazla değilse (elektronegatiflikteki fark yaklaşık 0,4 ila 2 arasındadır: 0,4<ΔЭО<2 ), daha sonra elektron çifti atomlardan birine kaydırılır. Böyle bir bağlantı denir kovalent polar .

Etkileşen atomların elektronegatifliği önemli ölçüde farklıysa (elektronegatiflikteki fark 2'den büyüktür: AEO>2), daha sonra elektronlardan biri oluşumla birlikte neredeyse tamamen başka bir atoma geçer. iyonlar. Böyle bir bağlantı denir iyonik.

Başlıca kimyasal bağ türleri şunlardır: kovalent, iyonik ve metalik bağlantılar. Onları daha ayrıntılı olarak ele alalım.

kovalent kimyasal bağ

kovalent bağ – bu kimyasal bir bağ tarafından oluşturuldu ortak bir elektron çifti A:B oluşumu . Bu durumda iki atom üst üste gelmek atomik yörüngeler. Elektronegatiflikte küçük bir fark olan atomların etkileşimi ile bir kovalent bağ oluşur (kural olarak, iki metal olmayan arasında) veya bir elementin atomları.

Kovalent bağların temel özellikleri

• oryantasyon,
• doygunluk,
• polarite,
• polarize edilebilirlik.

Bu bağ özellikleri, maddelerin kimyasal ve fiziksel özelliklerini etkiler.

iletişim yönü maddelerin kimyasal yapısını ve şeklini karakterize eder. İki bağ arasındaki açılara bağ açıları denir. Örneğin bir su molekülünde H-O-H bağ açısı 104,45 o olduğundan su molekülü polar, metan molekülünde ise H-C-H bağ açısı 108 o 28′ dir.

doygunluk atomların sınırlı sayıda kovalent kimyasal bağ oluşturma yeteneğidir. Bir atomun oluşturabileceği bağ sayısına denir.

Polarite Farklı elektronegatifliğe sahip iki atom arasındaki elektron yoğunluğunun eşit olmayan dağılımı nedeniyle bağlar ortaya çıkar. Kovalent bağlar polar ve polar olmayan olarak ikiye ayrılır.

Polarize edilebilirlik bağlantılar bağ elektronlarının harici bir elektrik alanı tarafından yer değiştirebilme yeteneği(özellikle, başka bir parçacığın elektrik alanı). Polarize edilebilirlik elektron hareketliliğine bağlıdır. Elektron çekirdekten ne kadar uzaksa, o kadar hareketlidir ve buna göre molekül daha polarize olabilir.

Kovalent polar olmayan kimyasal bağ

2 tip kovalent bağ vardır - kutup ve POLAR OLMAYAN .

Örnek . Hidrojen molekülünün yapısını düşünün H 2 . Her hidrojen atomu, dış enerji seviyesinde 1 eşleşmemiş elektron taşır. Bir atomu görüntülemek için Lewis yapısını kullanırız - bu, elektronlar noktalarla gösterildiğinde, bir atomun dış enerji seviyesinin yapısının bir diyagramıdır. Lewis nokta yapısı modelleri, ikinci periyodun elemanları ile çalışırken iyi bir yardımcıdır.

H. + . H=H:H

Böylece, hidrojen molekülünün bir ortak elektron çifti ve bir H-H kimyasal bağı vardır. Bu elektron çifti, hidrojen atomlarından herhangi birine yer değiştirmez, çünkü hidrojen atomlarının elektronegatifliği aynıdır. Böyle bir bağlantı denir kovalent polar olmayan .

Kovalent polar olmayan (simetrik) bağ - bu, eşit elektronegatifliğe sahip (kural olarak, aynı metal olmayan) atomlar tarafından oluşturulan ve dolayısıyla atom çekirdekleri arasında tek tip bir elektron yoğunluğu dağılımına sahip bir kovalent bağdır.

Polar olmayan bağların dipol momenti 0'dır.

Örnekler: H2(H-H), O2(O=O), S8.

kovalent polar kimyasal bağ

kovalent polar bağ arasında oluşan bir kovalent bağdır. Elektronegatiflikleri farklı olan atomlar (genellikle, farklı metal olmayanlar) ve karakterize edilir yer değiştirme ortak elektron çiftini daha elektronegatif bir atoma dönüştürür (polarizasyon).

Elektron yoğunluğu daha elektronegatif bir atoma kaydırılır - bu nedenle, üzerinde kısmi bir negatif yük (δ-) ortaya çıkar ve daha az elektronegatif bir atomda (δ+, delta +) kısmi bir pozitif yük ortaya çıkar.

Atomların elektronegatifliği arasındaki fark ne kadar büyükse, o kadar yüksek polarite bağlantılar ve daha fazlası dipol momenti . Komşu moleküller ve zıt işaretli yükler arasında, artan ek çekici kuvvetler hareket eder. kuvvet bağlantılar.

Bağ polaritesi bileşiklerin fiziksel ve kimyasal özelliklerini etkiler. Reaksiyon mekanizmaları ve hatta komşu bağların reaktivitesi, bağın polaritesine bağlıdır. Bir bağın polaritesi genellikle molekülün polaritesi ve böylece kaynama noktası ve erime noktası, polar çözücülerdeki çözünürlük gibi fiziksel özellikleri doğrudan etkiler.

Örnekler: HCl, CO2, NH3.

Kovalent bağ oluşumu için mekanizmalar

Kovalent bir kimyasal bağ 2 mekanizma ile oluşabilir:

1. değişim mekanizması bir kovalent kimyasal bağın oluşumu, her parçacığın ortak bir elektron çiftinin oluşumu için bir eşleşmemiş elektron sağlamasıdır:

A . + . B= A:B

2. Kovalent bağ oluşumu, parçacıklardan birinin paylaşılmamış bir elektron çifti sağladığı ve diğer parçacığın bu elektron çifti için boş bir yörünge sağladığı bir mekanizmadır:

A: + B= A:B

Bu durumda, atomlardan biri paylaşılmamış bir elektron çifti sağlar ( bağışçı) ve diğer atom bu çift için boş bir yörünge sağlar ( akseptör). Bir bağ oluşumunun bir sonucu olarak, her iki elektron enerjisi de azalır, yani. bu atomlar için faydalıdır.

Verici-alıcı mekanizma tarafından oluşturulan bir kovalent bağ, farklı değil değişim mekanizması tarafından oluşturulan diğer kovalent bağlardan gelen özelliklerle. Verici-alıcı mekanizma tarafından bir kovalent bağ oluşumu, ya dış enerji seviyesinde çok sayıda elektrona sahip (elektron vericiler) veya bunun tersi, çok az sayıda elektronlu (elektron alıcıları) atomlar için tipiktir. Atomların değerlik olasılıkları, karşılık gelenlerde daha ayrıntılı olarak ele alınmaktadır.

Verici-alıcı mekanizma tarafından bir kovalent bağ oluşturulur:

- bir molekülde karbon monoksit CO(moleküldeki bağ üçlüdür, biri donör-alıcı mekanizma ile olmak üzere değişim mekanizması ile 2 bağ oluşur): C≡O;

-v amonyum iyonu NH 4 +, iyonlarda organik aminlerörneğin metilamonyum iyonunda CH3-NH2+;

-v karmaşık bileşikler, merkezi atom ve ligand grupları arasında bir kimyasal bağ, örneğin sodyum tetrahidroksoalüminat Na'da alüminyum ve hidroksit iyonları arasındaki bağ;

-v nitrik asit ve tuzları- nitratlar: HNO 3 , NaNO 3 , diğer bazı azot bileşiklerinde;

- bir molekülde ozon O 3 .

Bir kovalent bağın temel özellikleri

Kural olarak, metal olmayan atomlar arasında bir kovalent bağ oluşur. Bir kovalent bağın temel özellikleri şunlardır: uzunluk, enerji, çokluk ve yönlülük.

Kimyasal bağ çokluğu

Kimyasal bağ çokluğu - o bir bileşikteki iki atom arasında paylaşılan elektron çiftlerinin sayısı. Bağın çokluğu, molekülü oluşturan atomların değerinden kolaylıkla belirlenebilir.

Örneğin , hidrojen molekülü H2'de bağ çokluğu 1'dir, çünkü her hidrojenin dış enerji seviyesinde sadece 1 eşleşmemiş elektronu vardır, bu nedenle ortak bir elektron çifti oluşur.

Oksijen molekülü O 2'de bağ çokluğu 2'dir, çünkü her atomun dış enerji seviyesinde 2 eşleşmemiş elektronu vardır: O=O.

Azot molekülü N2'de bağ çokluğu 3'tür, çünkü her atom arasında dış enerji seviyesinde 3 eşleşmemiş elektron vardır ve atomlar 3 ortak elektron çifti N≡N oluşturur.

kovalent bağ uzunluğu

kimyasal bağ uzunluğu bağ oluşturan atomların çekirdek merkezleri arasındaki uzaklıktır. Deneysel fiziksel yöntemlerle belirlenir. Bağ uzunluğu, AB molekülündeki bağ uzunluğunun A2 ve B2 moleküllerindeki bağ uzunluklarının toplamının yaklaşık yarısına eşit olduğu toplamsallık kuralına göre yaklaşık olarak tahmin edilebilir:

Bir kimyasal bağın uzunluğu kabaca tahmin edilebilir. atomların yarıçapları boyunca, bir bağ oluşturmak veya iletişimin çokluğu ile atomların yarıçapları çok farklı değilse.

Bir bağ oluşturan atomların yarıçaplarının artmasıyla bağ uzunluğu artacaktır.

Örneğin

Atomlar (atom yarıçapları farklı olmayan veya biraz farklı olan) arasındaki bağların çokluğundaki bir artışla, bağ uzunluğu azalacaktır.

Örneğin . C–C, C=C, C≡C serilerinde bağ uzunluğu azalır.

bağ enerjisi

Kimyasal bir bağın gücünün bir ölçüsü bağ enerjisidir. bağ enerjisi bağı kırmak ve bu bağı oluşturan atomları birbirinden sonsuz bir mesafeye çıkarmak için gereken enerji tarafından belirlenir.

kovalent bağ çok dayanıklı. Enerjisi birkaç on ila birkaç yüz kJ/mol arasında değişir. Bağ enerjisi ne kadar büyükse, bağ gücü o kadar büyük olur ve bunun tersi de geçerlidir.

Bir kimyasal bağın gücü, bağ uzunluğuna, bağ polaritesine ve bağ çokluğuna bağlıdır. Kimyasal bağ ne kadar uzun olursa, kırılması o kadar kolay olur ve bağ enerjisi ne kadar düşükse gücü o kadar düşük olur. Kimyasal bağ ne kadar kısa olursa, o kadar güçlü ve bağ enerjisi o kadar büyük olur.

Örneğin, HF, HCl, HBr bileşikleri dizisinde soldan sağa kimyasal bağın gücü azalır, Çünkü bağın uzunluğu artar.

iyonik kimyasal bağ

İyonik bağ dayalı bir kimyasal bağdır iyonların elektrostatik çekimi.

iyonlar elektronların atomlar tarafından alınması veya verilmesi sürecinde oluşurlar. Örneğin, tüm metallerin atomları, dış enerji seviyesinin elektronlarını zayıf bir şekilde tutar. Bu nedenle, metal atomları karakterize edilir onarıcı özellikler elektron verme yeteneği.

Örnek. Sodyum atomu 3. enerji seviyesinde 1 elektron içerir. Sodyum atomu, onu kolayca açığa vurarak, soy neon gazı Ne'nin elektron konfigürasyonuyla çok daha kararlı bir Na + iyonu oluşturur. Sodyum iyonu 11 proton ve sadece 10 elektron içerir, dolayısıyla iyonun toplam yükü -10+11 = +1'dir:

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

Örnek. Klor atomunun dış enerji seviyesinde 7 elektronu vardır. Kararlı bir atıl argon atomu Ar konfigürasyonunu elde etmek için klorun 1 elektron eklemesi gerekir. Bir elektronun bağlanmasından sonra, elektronlardan oluşan kararlı bir klor iyonu oluşur. İyonun toplam yükü -1'dir:

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

Not:

• İyonların özellikleri atomların özelliklerinden farklıdır!
• Kararlı iyonlar sadece atomlar, ama aynı zamanda atom grupları. Örneğin: amonyum iyonu NH4+, sülfat iyonu SO 4 2-, vb. Bu tür iyonların oluşturduğu kimyasal bağlar da iyonik olarak kabul edilir;
• İyonik bağlar genellikle aralarında oluşur. metaller ve ametaller(metal olmayan gruplar);

Ortaya çıkan iyonlar elektriksel çekim nedeniyle çekilir: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Görsel olarak genelleştirelim kovalent ve iyonik bağ türleri arasındaki fark:

metal kimyasal bağ

metal bağlantı göreceli olarak oluşan ilişkidir serbest elektronlar arasında metal iyonlar kristal bir kafes oluşturur.

Dış enerji seviyesindeki metal atomları genellikle bir ila üç elektron. Metal atomlarının yarıçapları kural olarak büyüktür - bu nedenle metal atomları, metal olmayanların aksine, dış elektronları oldukça kolay bir şekilde bağışlar, yani. güçlü indirgeyici maddelerdir

moleküller arası etkileşimler

Ayrı olarak, bir maddedeki tek tek moleküller arasında meydana gelen etkileşimleri dikkate almaya değer - moleküller arası etkileşimler . Moleküller arası etkileşimler, yeni kovalent bağların görünmediği nötr atomlar arasındaki bir etkileşim türüdür. Moleküller arasındaki etkileşim kuvvetleri, 1869'da van der Waals tarafından keşfedildi ve onun adını aldı. Van dar Waals kuvvetleri. Van der Waals kuvvetleri ikiye ayrılır. oryantasyon, indüksiyon ve dağılım . Moleküller arası etkileşimlerin enerjisi, kimyasal bir bağın enerjisinden çok daha azdır.

Oryantasyon çekim kuvvetleri polar moleküller arasında ortaya çıkar (dipol-dipol etkileşimi). Bu kuvvetler polar moleküller arasında ortaya çıkar. endüktif etkileşimler polar bir molekül ile polar olmayan bir molekül arasındaki etkileşimdir. Polar olmayan bir molekül, ek bir elektrostatik çekim oluşturan bir polar molekülün etkisi nedeniyle polarize olur.

Moleküller arası etkileşimin özel bir türü hidrojen bağlarıdır. - bunlar, güçlü polar kovalent bağların olduğu moleküller arasında ortaya çıkan moleküller arası (veya molekül içi) kimyasal bağlardır - H-F, H-O veya H-N. Molekülde böyle bağlar varsa, o zaman moleküller arasında olacaktır. ek çekim kuvvetleri .

Eğitim Mekanizması Hidrojen bağı kısmen elektrostatik ve kısmen verici-alıcıdır. Bu durumda, kuvvetli elektronegatif bir elementin (F, O, N) bir atomu bir elektron çifti vericisi olarak hareket eder ve bu atomlara bağlı hidrojen atomları bir alıcı olarak hareket eder. Hidrojen bağları karakterize edilir oryantasyon uzayda ve doyma .

Hidrojen bağı noktalarla gösterilebilir: H ··· O. Hidrojene bağlı bir atomun elektronegatifliği ne kadar büyükse ve boyutu ne kadar küçükse, hidrojen bağı o kadar güçlüdür. Öncelikle bileşiklerin karakteristiğidir. hidrojen ile flor , en az onun kadar hidrojen ile oksijen , az hidrojen ile nitrojen .

Aşağıdaki maddeler arasında hidrojen bağları oluşur:

— hidrojen florür HF(gaz, sudaki hidrojen florür çözeltisi - hidroflorik asit), Su H 2 O (buhar, buz, sıvı su):

— amonyak ve organik aminlerin çözeltisi- amonyak ve su molekülleri arasında;

— O-H veya N-H bağları olan organik bileşikler: alkoller, karboksilik asitler, aminler, amino asitler, fenoller, anilin ve türevleri, proteinler, karbonhidrat çözeltileri - monosakkaritler ve disakkaritler.

Hidrojen bağı maddelerin fiziksel ve kimyasal özelliklerini etkiler. Böylece moleküller arasındaki ek çekim maddelerin kaynamasını zorlaştırır. Hidrojen bağı olan maddeler kaynama noktasında anormal bir artış gösterir.

Örneğin Kural olarak, moleküler ağırlıktaki bir artışla, maddelerin kaynama noktasında bir artış gözlenir. Ancak bazı maddelerde H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te kaynama noktalarında doğrusal bir değişiklik gözlemlemiyoruz.

yani, suyun kaynama noktası anormal derecede yüksek - düz çizginin bize gösterdiği gibi -61 o C'den az değil, ama çok daha fazlası, +100 o C. Bu anormallik, su molekülleri arasındaki hidrojen bağlarının varlığı ile açıklanmaktadır. Bu nedenle normal koşullar altında (0-20 o C), su sıvı faz durumuna göre.

170762 0

Her atomun belirli sayıda elektronu vardır.

Kimyasal reaksiyonlara giren atomlar, en kararlı elektronik konfigürasyona ulaşarak elektronları bağışlar, alır veya sosyalleştirir. En düşük enerjili konfigürasyon en kararlı olanıdır (soy gaz atomlarında olduğu gibi). Bu modele "sekizli kural" denir (Şekil 1).

Pirinç. bir.

Bu kural herkes için geçerlidir bağlantı türleri. Atomlar arasındaki elektronik bağlar, en basit kristallerden, sonunda canlı sistemler oluşturan karmaşık biyomoleküllere kadar kararlı yapılar oluşturmalarına izin verir. Sürekli metabolizmalarında kristallerden farklıdırlar. Bununla birlikte, birçok kimyasal reaksiyon mekanizmalara göre ilerler. elektronik aktarım vücuttaki enerji süreçlerinde önemli bir rol oynayan .

Kimyasal bağ, iki veya daha fazla atomu, iyonu, molekülü veya bunların herhangi bir kombinasyonunu bir arada tutan bir kuvvettir..

Kimyasal bağın doğası evrenseldir: negatif yüklü elektronlar ile pozitif yüklü çekirdekler arasındaki, atomların dış kabuğundaki elektronların konfigürasyonu tarafından belirlenen elektrostatik bir çekim kuvvetidir. Bir atomun kimyasal bağ oluşturma yeteneğine denir. değerlik, veya paslanma durumu. kavramı değerlik elektronları- kimyasal bağlar oluşturan elektronlar, yani en yüksek enerjili yörüngelerde bulunanlar. Buna göre, bu yörüngeleri içeren bir atomun dış kabuğuna denir. değerlik kabuğu. Şu anda, kimyasal bir bağın varlığını belirtmek yeterli değildir, ancak türünü netleştirmek gerekir: iyonik, kovalent, dipol-dipol, metalik.

İlk bağlantı türü,iyonik bağlantı

Lewis ve Kossel'in elektronik değerlik teorisine göre, atomlar kararlı bir elektronik konfigürasyonu iki şekilde elde edebilirler: Birincisi, elektron kaybederek, katyonlar ikincisi, onları elde etmek, dönüştürmek anyonlar. Elektron transferinin bir sonucu olarak, zıt işaretli iyonlar arasındaki elektrostatik çekim kuvveti nedeniyle, Kossel adı verilen kimyasal bir bağ oluşur. elektrovalan(Şimdi çağırdı iyonik).

Bu durumda, anyonlar ve katyonlar, doldurulmuş bir dış elektron kabuğu ile kararlı bir elektronik konfigürasyon oluşturur. Tipik iyonik bağlar, periyodik sistemin T ve II gruplarının katyonlarından ve VI ve VII gruplarının metalik olmayan elementlerinin anyonlarından oluşur (sırasıyla 16 ve 17 alt grup, kalkojenler ve halojenler). İyonik bileşiklerdeki bağlar doymamış ve yönsüzdür, bu nedenle diğer iyonlarla elektrostatik etkileşim olasılığını korurlar. Şek. 2 ve 3, Kossel elektron transfer modeline karşılık gelen iyonik bağ örneklerini göstermektedir.

Pirinç. 2.

Pirinç. 3. Sodyum klorür (NaCl) molekülündeki iyonik bağ

Burada maddelerin doğadaki davranışlarını açıklayan bazı özellikleri hatırlamak, özellikle de madde kavramını dikkate almak uygun olacaktır. asitler ve zemin.

Tüm bu maddelerin sulu çözeltileri elektrolitlerdir. Farklı şekillerde renk değiştirirler. göstergeler. Göstergelerin etki mekanizması F.V. Ostwald. Göstergelerin, rengi ayrışmamış ve ayrışmış durumlarda farklı olan zayıf asitler veya bazlar olduğunu gösterdi.

Bazlar asitleri nötralize edebilir. Tüm bazlar suda çözünür değildir (örneğin, -OH grupları içermeyen bazı organik bileşikler çözünmezdir, özellikle, trietilamin N (C2H 5) 3); çözünür bazlar denir alkaliler.

Asitlerin sulu çözeltileri karakteristik reaksiyonlara girer:

a) metal oksitlerle - tuz ve su oluşumu ile;

b) metallerle - tuz ve hidrojen oluşumuyla;

c) karbonatlarla - tuz oluşumuyla, CO 2 ve H 2 Ö.

Asitlerin ve bazların özellikleri çeşitli teorilerle açıklanmıştır. S.A.'nın teorisine göre. Arrhenius, bir asit iyonları oluşturmak üzere ayrışan bir maddedir H+ , baz iyonları oluştururken O- . Bu teori, hidroksil grupları olmayan organik bazların varlığını hesaba katmaz.

Doğrultusunda proton Bronsted ve Lowry'nin teorisine göre asit, proton veren moleküller veya iyonlar içeren bir maddedir. bağışçılar protonlar) ve baz, protonları kabul eden moleküller veya iyonlardan oluşan bir maddedir ( alıcılar protonlar). Sulu çözeltilerde, hidrojen iyonlarının hidratlı formda, yani hidronyum iyonları formunda mevcut olduğuna dikkat edin. H3O+ . Bu teori, yalnızca su ve hidroksit iyonları ile değil, aynı zamanda bir çözücünün yokluğunda veya susuz bir çözücü ile gerçekleştirilen reaksiyonları da açıklar.

Örneğin, amonyak arasındaki reaksiyonda NH Gaz fazında 3 (zayıf baz) ve hidrojen klorür, katı amonyum klorür oluşur ve iki maddenin denge karışımında her zaman ikisi asit ve diğer ikisi baz olan 4 parçacık vardır:

Bu denge karışımı, iki konjuge asit ve baz çiftinden oluşur:

1)NH 4+ ve NH 3

2) HCl ve Cl ‑

Burada, her bir konjuge çiftte asit ve baz bir proton kadar farklıdır. Her asidin bir eşlenik bazı vardır. Güçlü bir asit, zayıf bir eşlenik bazına sahiptir ve zayıf bir asit, güçlü bir eşlenik bazına sahiptir.

Bronsted-Lowry teorisi, biyosferin yaşamı için suyun benzersiz rolünü açıklamayı mümkün kılar. Su, kendisiyle etkileşime giren maddeye bağlı olarak, bir asit veya bir bazın özelliklerini gösterebilir. Örneğin, sulu asetik asit çözeltileri ile reaksiyonlarda su bir bazdır ve sulu amonyak çözeltileri ile bir asittir.

1) CH3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 SOO- . Burada asetik asit molekülü, su molekülüne bir proton bağışlar;

2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + O- . Burada amonyak molekülü, su molekülünden bir proton alır.

Böylece su iki konjuge çift oluşturabilir:

1) H2O(asit) ve O- (eşlenik taban)

2) H3O+ (asit) ve H2O(eşlenik taban).

İlk durumda, su bir proton bağışlar ve ikincisinde onu kabul eder.

Böyle bir özellik denir amfiprotonite. Hem asit hem de baz olarak tepkimeye girebilen maddelere denir amfoterik. Bu tür maddeler genellikle doğada bulunur. Örneğin, amino asitler hem asitler hem de bazlarla tuzlar oluşturabilir. Bu nedenle peptitler, mevcut metal iyonları ile kolayca koordinasyon bileşikleri oluşturur.

Bu nedenle, bir iyonik bağın karakteristik özelliği, bir grup bağlayıcı elektronun çekirdeklerden birine tamamen yer değiştirmesidir. Bu, iyonlar arasında elektron yoğunluğunun neredeyse sıfır olduğu bir bölge olduğu anlamına gelir.

İkinci bağlantı türü isekovalent bağlantı

Atomlar, elektronları paylaşarak kararlı elektronik konfigürasyonlar oluşturabilir.

Böyle bir bağ, bir çift elektron birer birer paylaşıldığında oluşur. herbirinden atom. Bu durumda, sosyalleşmiş bağ elektronları atomlar arasında eşit olarak dağıtılır. Kovalent bağa bir örnek homonükleer iki atomlu H molekülleri 2 , n 2 , F 2. Allotroplar aynı tip bağa sahiptir. Ö 2 ve ozon Ö 3 ve çok atomlu bir molekül için S 8 ve ayrıca heteronükleer moleküller hidrojen klorür HCl, karbon dioksit CO 2, metan CH 4, etanol İLE 2 H 5 O, sülfür hekzaflorid bilimkurgu 6, asetilen İLE 2 H 2. Bütün bu moleküller aynı ortak elektronlara sahiptir ve bağları aynı şekilde doyurulur ve yönlendirilir (Şekil 4).

Biyologlar için, ikili ve üçlü bağlardaki atomların kovalent yarıçaplarının tek bir bağa kıyasla azaltılması önemlidir.

Pirinç. 4. Cl 2 molekülünde kovalent bağ.

İyonik ve kovalent bağ türleri, mevcut birçok kimyasal bağ türünün iki sınırlayıcı durumudur ve pratikte bağların çoğu ara bağdır.

Mendeleev sisteminin aynı veya farklı periyotlarının karşıt uçlarında bulunan iki elementin bileşikleri ağırlıklı olarak iyonik bağlar oluşturur. Elementler bir periyotta birbirine yaklaştıkça bileşiklerinin iyonik yapısı azalırken kovalent karakter artar. Örneğin, periyodik tablonun sol tarafındaki elementlerin halojenürleri ve oksitleri, ağırlıklı olarak iyonik bağlar oluşturur ( NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH) ve tablonun sağ tarafındaki elementlerin aynı bileşikleri kovalenttir ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glikoz C6H12O6, etanol C2H5OH).

Kovalent bağ, sırayla, başka bir modifikasyona sahiptir.

Çok atomlu iyonlarda ve karmaşık biyolojik moleküllerde, her iki elektron da yalnızca bir atom. denir bağışçı elektron çifti. Bu elektron çiftini bir verici ile sosyalleştiren atoma atom denir. akseptör elektron çifti. Bu tür kovalent bağ denir koordinasyon (bağışçı-kabul eden, veyatarih) iletişim(Şek. 5). Metabolizma için en önemli d-elementlerinin kimyası büyük ölçüde koordinasyon bağlarıyla tanımlandığından, bu tür bir bağ biyoloji ve tıp için çok önemlidir.

resim 5.

Kural olarak, karmaşık bir bileşikte, bir metal atomu bir elektron çifti alıcısı olarak hareket eder; aksine iyonik ve kovalent bağlarda metal atomu elektron vericidir.

Kovalent bağın özü ve çeşitliliği - koordinasyon bağı - GN tarafından önerilen başka bir asit ve baz teorisi yardımıyla açıklığa kavuşturulabilir. Lewis. Bronsted-Lowry teorisine göre "asit" ve "baz" terimlerinin anlamsal kavramını biraz genişletti. Lewis teorisi, kompleks iyonların oluşumunun doğasını ve maddelerin nükleofilik ikame reaksiyonlarına, yani CS oluşumuna katılımını açıklar.

Lewis'e göre asit, bir bazdan bir elektron çifti alarak kovalent bağ oluşturabilen bir maddedir. Lewis bazı, elektron vererek Lewis asidi ile kovalent bir bağ oluşturan, yalnız bir çift elektrona sahip olan bir maddedir.

Yani, Lewis teorisi, asit-baz reaksiyonlarının aralığını, protonların hiç katılmadığı reaksiyonlara da genişletir. Ayrıca, bu teoriye göre protonun kendisi de bir asittir, çünkü bir elektron çiftini kabul edebilir.

Bu nedenle, bu teoriye göre, katyonlar Lewis asitleridir ve anyonlar Lewis bazlarıdır. Aşağıdaki reaksiyonlar örnektir:

Yukarıda, kovalent moleküllerde bir elektronun metal atomlarından alıcı atomlara tam geçişi olmadığından, maddelerin iyonik ve kovalent olarak alt bölümlerinin göreceli olduğu belirtilmişti. İyonik bağa sahip bileşiklerde, her iyon zıt işaretli iyonların elektrik alanındadır, bu nedenle karşılıklı olarak polarize olurlar ve kabukları deforme olur.

Polarize edilebilirlik iyonun elektronik yapısı, yükü ve boyutu ile belirlenir; anyonlar için katyonlardan daha yüksektir. Katyonlar arasında en yüksek polarize edilebilirlik, daha büyük yüke ve daha küçük boyuta sahip katyonlar içindir, örneğin, Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. Güçlü bir polarize edici etkiye sahiptir H+ . İyon polarizasyonunun etkisi çift yönlü olduğu için oluşturdukları bileşiklerin özelliklerini önemli ölçüde değiştirir.

Üçüncü bağlantı türü -dipol-dipol bağlantı

Listelenen iletişim türlerine ek olarak, dipol-dipol de vardır. moleküller arası etkileşimler olarak da bilinir van der Waals .

Bu etkileşimlerin gücü, moleküllerin doğasına bağlıdır.

Üç tür etkileşim vardır: kalıcı dipol - kalıcı dipol ( dipol-dipol cazibe); kalıcı dipol - indüklenmiş dipol ( indüksiyon cazibe); anlık dipol - indüklenmiş dipol ( dağılım cazibe veya Londra kuvvetleri; pilav. 6).

Pirinç. 6.

Sadece polar kovalent bağlara sahip moleküller bir dipol-dipol momentine sahiptir ( HCl, NH3, SO2, H20, C6H5Cl) ve bağ gücü 1-2 hoşçakal(1D \u003d 3.338 × 10 -30 coulomb metre - C × m).

Biyokimyada başka bir bağ türü ayırt edilir - hidrojen sınırlayıcı bir durum olan bağlantı dipol-dipol cazibe. Bu bağ, bir hidrojen atomu ile küçük bir elektronegatif atom, çoğunlukla oksijen, flor ve nitrojen arasındaki çekim ile oluşur. Benzer elektronegatifliğe sahip büyük atomlarda (örneğin, klor ve kükürt ile), hidrojen bağı çok daha zayıftır. Hidrojen atomu bir temel özellik ile ayırt edilir: bağlayıcı elektronlar çekildiğinde, çekirdeği - proton - açığa çıkar ve elektronlar tarafından taranmayı bırakır.

Bu nedenle atom büyük bir dipole dönüşür.

Van der Waals bağından farklı olarak bir hidrojen bağı, yalnızca moleküller arası etkileşimler sırasında değil, aynı zamanda bir molekül içinde de oluşur - moleküliçi hidrojen bağı. Hidrojen bağları biyokimyada önemli bir rol oynar, örneğin proteinlerin yapısını bir a-sarmal formunda stabilize etmek veya bir DNA çift sarmalının oluşumu için (Şekil 7).

Şekil 7.

Hidrojen ve van der Waals bağları iyonik, kovalent ve koordinasyon bağlarından çok daha zayıftır. Moleküller arası bağların enerjisi Tabloda belirtilmiştir. bir.

Tablo 1. Moleküller arası kuvvetlerin enerjisi

Not: Moleküller arası etkileşimlerin derecesi, erime ve buharlaşma (kaynama) entalpisini yansıtır. İyonik bileşikler, iyonları ayırmak için molekülleri ayırmaktan çok daha fazla enerji gerektirir. İyonik bileşiklerin erime entalpileri moleküler bileşiklerden çok daha yüksektir.

Dördüncü bağlantı türü -metalik bağ

Son olarak, moleküller arası bağların başka bir türü daha vardır - metal: metal kafesinin pozitif iyonlarının serbest elektronlarla bağlantısı. Bu tür bir bağlantı biyolojik nesnelerde oluşmaz.

Bağ türlerinin kısa bir incelemesinden, bir ayrıntı ortaya çıkıyor: bir metal atomunun veya iyonunun önemli bir parametresi - bir elektron vericisinin yanı sıra bir atom - bir elektron alıcısı onun boyut.

Ayrıntılara girmeden, periyodik sistem gruplarında atom numaraları arttıkça atomların kovalent yarıçaplarının, metallerin iyonik yarıçaplarının ve etkileşen moleküllerin van der Waals yarıçaplarının arttığına dikkat çekiyoruz. Bu durumda iyon yarıçaplarının değerleri en küçüktür ve van der Waals yarıçapları en büyüktür. Kural olarak, grupta aşağı doğru hareket ederken, hem kovalent hem de van der Waals olmak üzere tüm öğelerin yarıçapları artar.

Biyologlar ve doktorlar için en önemli Koordinasyon(donör-kabul eden) koordinasyon kimyası tarafından dikkate alınan bağlar.

Tıbbi biyoinorganikler. G.K. Baraşkov

Kimyasal bir bağ oluşumunun dikkate alınan örneklerinde bir elektron çifti yer aldı. Böyle bir bağlantı denir bekar. Bazen sıradan denir, yani. sıradan. Bu tür bir bağlantı genellikle etkileşim halindeki atomların sembollerini birleştiren tek bir çizgi ile gösterilir.

İki çekirdeği birbirine bağlayan düz bir çizgide örtüşen elektron bulutları, sigma bağları(o-bağ). Tek bir bağ çoğu durumda bir a-bağıdır.

p-elektron bulutlarının yan bölgelerinin üst üste binmesiyle oluşan bağa denir. pi-bağ(i-bağ). Çift ve üçlü sırasıyla iki ve üç elektron çiftinin katılımıyla bağlar oluşur. Çift bağ, bir a-bağı ve bir i-bağıdır, üçlü bağ, bir a-bağı ve iki i-bağıdır.

Etan C2H6, etilen C2H4, asetilen C2H2 ve benzen C6Hb moleküllerinde bağ oluşumunu tartışalım.

Moleküldeki bağlar arasındaki açılar etanİLE. ; H (. neredeyse tam olarak birbirine eşit (Şekil 1.18, a) ve metan molekülündeki C-H bağları arasındaki açılardan farklı değildir. Bu nedenle, karbon atomlarının dış elektron kabuklarının $p3 hibridizasyonu durumunda olduğu varsayılabilir. C2H6 molekülü diyamanyetiktir ve elektrik dipol momenti yoktur. C-C bağ enerjisi -335 kJ/mol'dür. C 9 H6 molekülündeki tüm bağlar a-bağlarıdır.

bir molekülde etilen C2H4 bağ açılarının her biri yaklaşık 120°'dir. Bundan, karbon atomunun dış elektron yörüngelerinin $ p 2 hibridizasyonunun olduğu sonucuna varabiliriz (Şekil 1.18, B). C-H bağları aynı düzlemde yaklaşık 120°'lik açılarla bulunur. Her karbon atomunun hibrit olmayan bir p-orbitali vardır.

Pirinç. 1.18. Etan moleküllerinin modelleri ( a ), etilen (B) ve asetilen (c)

bir elektron tutuyor. Bu yörüngeler, şeklin düzlemine dik olarak yerleştirilmiştir.

Bir etilen C2H4 molekülündeki karbon atomları arasındaki bağ enerjisi -592 kJ/mol'dür. Karbon atomları etan molekülünde olduğu gibi aynı bağla bağlansaydı, bu moleküllerdeki bağlanma enerjileri yakın olurdu.

Bununla birlikte etandaki karbon atomları arasındaki bağlanma enerjisi, etilenden neredeyse iki kat daha az olan 335 kJ/mol'dür. Etilen ve etan moleküllerindeki karbon atomları arasındaki bağlanma enerjilerindeki böylesine önemli bir fark, Şek. 1.18 , B dalgalı çizgilerle tasvir edilmiştir. Bu şekilde oluşan bağlantıya I-bağlantısı denir.

C2H4 etilen molekülünde, CH4 metan molekülünde olduğu gibi dört CH bağı a-bağlarıdır ve karbon atomları arasındaki bağ bir a-bağ ve bir p-bağdır, yani. çift ​​bağ ve etilen formülü H2C=CH2 olarak yazılır.

Asetilen C2H2 molekülü doğrusaldır (Şekil 1.18, v ), sp hibridizasyonu lehinde konuşuyor. Karbon atomları arasındaki bağ enerjisi -811 kJ/mol'dür, bu da bir a-bağının ve iki n-bağının, yani. üçlü bağdır. Asetilen formülü HC=CH şeklinde yazılır.

Kimyanın zor sorularından biri, karbon atomları arasındaki bağların doğasını belirlemektir. aromatik bileşikler , özellikle, C6H benzen molekülünde (.. Benzen molekülü düzdür, karbon atomlarının bağları arasındaki açılar eşittir.

Pirinç. 1.19.

a - formül modeli: 6 - karbon atomlarının ^-orbitalleri ve karbon atomları ile karbon ve hidrojen atomları arasındaki a-bağları; v- p-sakinleri ve arasındaki l-bağlantıları

karbon atomları

120°, karbon atomlarının dış yörüngelerinin ^-hibridizasyonunu varsaymamızı sağlar. Tipik olarak benzen molekülü, aşağıdaki şekilde gösterildiği gibi gösterilir. pilav. 1.19, a.

Görünüşe göre benzende karbon atomları arasındaki bağ, daha güçlü olduğu için C=C çift bağından daha uzun olmalıdır. Bununla birlikte, benzen molekülünün yapısının incelenmesi, benzen halkasındaki karbon atomları arasındaki tüm mesafelerin aynı olduğunu göstermektedir.

Molekülün bu özelliği en iyi, tüm karbon atomlarının hibrit olmayan p-orbitallerinin "yan" parçalarla üst üste gelmesiyle açıklanır (Şekil 1.19, B) bu nedenle, karbon atomları arasındaki tüm çekirdekler arası mesafeler eşittir. Şek. 1.19 vörtüşen karbon atomları arasındaki a-bağlarını gösterir sp2- hibrit yörüngeler.

Atomlar arasındaki bağ enerjisi karbon benzen molekülünde C6H6 -505 kJ/mol'dür ve bu, bu bağların ara bağ olduğunu gösterir. arasında tek ve çift bağlar. Benzen molekülündeki p-orbitallerinin elektronlarının kapalı bir yörünge boyunca hareket ettiğine dikkat edin. altıgen, ve onlar delokalize(belirli bir yere atıfta bulunmaz).

Atomları birbirine bağlayan kuvvetler aynı elektriksel niteliktedir. Ancak bu kuvvetlerin oluşum ve tezahür mekanizmasındaki farklılık nedeniyle, kimyasal bağlar farklı tiplerde olabilir.

Ayırmak üç ana tipdeğerlik Kimyasal bağ: kovalent, iyonik ve metalik.

Bunlara ek olarak, büyük önem ve dağıtım: hidrojen olabilecek bağlantı değerlik ve değersiz, ve değersiz kimyasal bağ - m moleküller arası ( veya van der Waalsow), moleküllerin ve büyük moleküler toplulukların nispeten küçük ortaklarını oluşturur - süper ve moleküller üstü nanoyapılar.

kovalent kimyasal bağ (atomik, homeopolar) -

o gerçekleştirilen kimyasal bağ Yaygın etkileşen atomlar için bir-üçelektron çiftleri .

Bu bağlantı iki elektron ve iki merkezli(2 atom çekirdeğini bağlar).

Bu durumda kovalent bağ en yaygın ve en yaygın tip ikili bileşiklerde değerlik kimyasal bağı - a) arasında metal olmayan atomlar ve b) amfoterik metaller ve metal olmayan atomlar.

Örnekler: H-H (hidrojen molekülü H2'de); dört S-O bağı (SO4 2- iyonunda); üç Al-H bağı (AlH3 molekülünde); Fe-S (FeS molekülünde), vb.

özellikler kovalent bağ - oryantasyon ve doygunluk.

Oryantasyon - bir kovalent bağın en önemli özelliği,

bu, moleküllerin ve kimyasal bileşiklerin yapısına (konfigürasyon, geometri) bağlıdır. Kovalent bağın uzaysal yönü, maddenin kimyasal ve kristal-kimyasal yapısını belirler. kovalent bağ her zaman değerlik elektronlarının atomik orbitallerinin maksimum örtüşmesi yönünde yönlendirilir ortak bir elektron bulutunun oluşumu ve en güçlü kimyasal bağ ile etkileşime giren atomlar. Oryantasyon farklı maddelerin moleküllerinde ve katı kristallerinde atomların bağlanma yönleri arasındaki açılar şeklinde ifade edilir.

doygunluk bir mülk kovalent bağı, diğer tüm parçacık etkileşimi türlerinden ayıran, atomların sınırlı sayıda kovalent bağ oluşturma yeteneği, her bir bağlanma elektron çifti yalnızca oluştuğundan değerlik bir atomda sayısı sınırlı olan zıt yönlü spinlere sahip elektronlar değerlik, 1 - 8. Bu durumda, bir kovalent bağ oluşturmak için aynı atomik yörüngeyi iki kez kullanmak yasaktır (Pauli ilkesi).

değerlik - bu, bir atomun belirli sayıda başka atomu değerlik kimyasal bağlarının oluşumu ile ekleme veya değiştirme yeteneğidir.

Spin teorisine göre kovalent bağ değerlik belirlenen temel veya uyarılmış durumdaki bir atomdaki eşleşmemiş elektronların sayısı .

Böylece farklı elemanlar için belirli sayıda kovalent bağ oluşturma yeteneği almakla sınırlı atomlarının uyarılmış durumdaki maksimum eşleşmemiş elektron sayısı.

Bir atomun heyecanlı hali - bu, dışarıdan aldığı ek enerjiye sahip bir atomun durumudur, neden olur buğulama bir atomik yörüngeyi işgal eden antiparalel elektronlar, yani. bu elektronlardan birinin eşleştirilmiş halden serbest (boş) bir yörüngeye geçişi aynısı veya kapat enerji seviyesi.

Örneğin, şema dolgu s-, r-AO ve değerlik (V) kalsiyum atomunda Sa öncelikli olarak ve heyecanlı durum devamındaki:

Unutulmamalıdır ki atomlar doymuş değerlik bağları ile oluşabilir ek kovalent bağlar bir donör-alıcı veya başka bir mekanizma ile (örneğin, kompleks bileşiklerde olduğu gibi).

kovalent bağ belkikutupsal vepolar olmayan .

kovalent bağ polar olmayan , e Eğer sosyalleştirilmiş değerlik elektronları eşit olarak Etkileşen atomların çekirdekleri arasında dağılmış durumda, örtüşen atom orbitallerinin (elektron bulutları) bölgesi, her iki çekirdek tarafından da aynı kuvvetle çekilir ve bu nedenle maksimum toplam elektron yoğunluğu ikisine de eğilimli değildir.

Bu tür kovalent bağ, iki özdeş element atomları. Aynı atomlar arasındaki kovalent bağ olarak da adlandırılır atomik veya homeopolar .

kutup bağlantı doğar farklı kimyasal elementlerin iki atomunun etkileşimi sırasında, eğer atomlardan biri daha büyük bir değerden kaynaklanıyorsa elektronegatiflik değerlik elektronlarını daha güçlü bir şekilde çeker ve ardından toplam elektron yoğunluğu aşağı yukarı bu atoma doğru kaydırılır.

Polar bağda atomlardan birinin çekirdeğinde elektron bulunma olasılığı diğerinden daha yüksektir.

Kutupların niteliksel özelliği iletişim -

bağıl elektronegatiflik farkı (|‌‌‌‌‌‌‌‌‌∆OEE |)‌‌‌ ilişkili atomlar : ne kadar büyükse, kovalent bağ o kadar polardır.

Kutupların nicel özellikleri iletişim,şunlar. bir bağın ve karmaşık bir molekülün polaritesinin bir ölçüsü - dipol elektrik momenti μ St. , eşittir İşefektif yük δ dipol uzunluğu başına l D : μ St. = δ ∙ ben D . ölçü birimi μ St.- Debye. 1Hoşçakal = 3,3.10 -30C/m.

elektrik dipol - bu, işarette eşit ve zıt iki elektrik yükünden oluşan elektriksel olarak nötr bir sistemdir + δ ve - δ .

dipol momenti (dipolün elektrik momenti μ St. ) – vektör miktarı . Genel olarak kabul edilir ki (+) ile (-) arasındaki vektör yönü maçlar toplam elektron yoğunluğu bölgesinin yer değiştirme yönü ile(toplam elektron bulutu) polarize atomlar.

Karmaşık bir çok atomlu molekülün genel dipol momenti içindeki polar bağların sayısına ve uzaysal yönüne bağlıdır. Bu nedenle, dipol momentlerinin belirlenmesi, yalnızca moleküllerdeki bağların doğasını değil, aynı zamanda uzaydaki konumlarını da yargılamayı mümkün kılar, yani. molekülün uzaysal konfigürasyonu hakkında.

Elektronegatiflik farkının artmasıyla | ‌‌‌‌‌‌‌‌‌∆OEE|‌‌‌ bağ oluşturan atomlar, dipolün elektrik momenti artar.

Bağ dipol momentinin belirlenmesinin karmaşık ve her zaman çözülemeyen bir problem olduğuna dikkat edilmelidir (bağ etkileşimi, bilinmeyen yön μ St. vb.).

Bir kovalent bağı tanımlamak için kuantum-mekanik yöntemler – açıklamak kovalent bağ oluşum mekanizması.

W. Geytler ve F. London, Almanca tarafından yürütülmüştür. bilim adamları (1927), hidrojen molekülü H2'de bir kovalent bağ oluşumunun enerji dengesinin hesaplanmasını mümkün kılmıştır. çözüm: kovalent bağın doğası, diğer herhangi bir kimyasal bağ türü gibi, içinde yatıyorKuantum mekanik bir mikrosistemin koşulları altında meydana gelen elektriksel etkileşim.

Kovalent bir kimyasal bağın oluşum mekanizmasını tanımlamak için şunu kullanın: iki yaklaşık kuantum mekaniksel yöntem :

değerlik bağları ve moleküler orbitaller – dışlayıcı değil, birbirini tamamlar.

2.1. değerlik bağ yöntemi (MVS veyalokalize elektron çiftleri ), 1927'de W. Geytler ve F. London tarafından önerildi, aşağıdakilere dayanmaktadır hükümler :

1) iki atom arasındaki kimyasal bağ, atom orbitallerinin, her çekirdeğin etrafındaki diğer uzay bölgelerinden daha yüksek, zıt spinlere sahip ortak bir elektron çiftinin ortak bir elektron yoğunluğunun oluşumu ile kısmi örtüşmesinin bir sonucu olarak ortaya çıkar;

2) kovalent bir bağ sadece antiparalel spinlere sahip elektronlar etkileşime girdiğinde oluşur, yani zıt spinli kuantum sayılarıyla m S = + 1/2 ;

3) bir kovalent bağın özellikleri (enerji, uzunluk, polarite vb.) belirlenir görüş bağlantılar (σ –, π –, δ –), örtüşen AO derecesi(ne kadar büyükse, kimyasal bağ o kadar güçlüdür, yani bağ enerjisi o kadar yüksek ve uzunluk o kadar kısadır), elektronegatiflik etkileşen atomlar;

4) MVS ile bir kovalent bağ oluşturulabilir iki yol (iki mekanizma) , temelde farklı, ancak aynı sonuca sahip – bir çift değerlik elektronunun etkileşim halindeki her iki atom tarafından sosyalleştirilmesi: a) tek elektronlu atomik orbitallerin zıt elektron spinleri ile örtüşmesi nedeniyle değişim, ne zaman her atom, bağ başına bir elektronun üst üste gelmesine katkıda bulunur - bağ, polar veya polar olmayan olabilir, B) verici-alıcı, bir atomun iki elektronlu AO'su ve diğerinin serbest (boş) yörüngesi nedeniyle, üzerinde kime bir atom (verici) yörüngedeki bir çift elektronun eşleştirilmiş halde bağlanmasını sağlar ve diğer atom (alıcı) serbest bir yörünge sağlar. Bu neden olur kutupsal bağ.

2.2. karmaşık (koordinasyon) bileşikler, karmaşık olan birçok moleküler iyon,(amonyum, bor tetrahidrit vb.) bir verici-alıcı bağının yani bir koordinasyon bağının varlığında oluşur.

Örneğin, bir amonyum iyonunun oluşum reaksiyonunda NH 3 + H + = NH 4 + amonyak molekülü NH 3 bir elektron çifti donörüdür ve H + proton bir alıcıdır.

ВН 3 + Н - = ВН 4 - hidrit iyonu Н - reaksiyonunda bir elektron çifti donörü rolünü oynar ve içinde boş bir AO bulunan bor hidrit molekülü ВН 3 bir alıcı rolünü oynar.

Kimyasal bağın çokluğu. Bağlantılar σ -, π – , δ –.

Farklı türlerdeki AO'nun maksimum örtüşmesi (en güçlü kimyasal bağların kurulmasıyla), enerji yüzeylerinin farklı şekli nedeniyle uzayda özel yönelimleri ile elde edilir.

AO tipi ve bunların örtüşme yönü belirlenir. σ -, π – , δ - bağlantılar:

σ (sigma) – bağlantı – her zaman Ödinar (basit) tahvil kısmi örtüşmeden kaynaklanan bir çift s -, P x -, D - JSCeksen boyunca , çekirdeği bağlamak etkileşen atomlar.

Tekli bağlar Her zaman vardır σ - bağlantılar.

çoklu bağlar – π (pi) - (Ayrıca δ (delta )–bağlantılar),çift veya üçlü sırasıyla gerçekleştirilen kovalent bağlar2 veyaüç çift elektronlar atomik orbitalleri örtüştüğünde.

π (pi) - bağlantıüst üste bindirilerek gerçekleştirilen r y -, P z - ve D - JSCüzerinde çekirdekleri birbirine bağlayan eksenin her iki tarafı atomlar, karşılıklı dik düzlemlerde ;

δ (delta )- bağlantıörtüştüğünde oluşur iki d yörünge bulunan paralel düzlemlerde .

en dayanıklı σ -, π – , δ – bağlantılar bir σ– bağ , Ancak π - dayalı bağlantılar σ - bağ, daha da güçlü oluşturmak çoklu bağlar: ikili ve üçlü.

Herhangi çift ​​bağ içerir bir σ – ve bir π – bağlantılar, üçlü - itibaren birσ – ve 2π – bağlantılar.