Ko'p (ikki va uch) obligatsiyalar

Ko'pgina molekulalarda atomlar ikki va uch aloqalar bilan bog'langan:

Ko'p bog'lanishning paydo bo'lish imkoniyati atom orbitallarining geometrik xususiyatlariga bog'liq. Vodorod atomi sharsimon shaklga ega bo'lgan valentlik 5-orbital ishtirokida o'zining yagona kimyoviy bog'ini hosil qiladi. Qolgan atomlar, hatto 5 blokli elementlarning atomlari ham, koordinata o'qlari bo'ylab fazoviy yo'nalishga ega bo'lgan valentlik p-orbitallarga ega.

Vodorod molekulasida kimyoviy bog'lanish elektron juftlik orqali amalga oshiriladi, uning buluti atom yadrolari orasida to'plangan. Ushbu turdagi havolalar st-linklar deb ataladi (a - "sigma" ni o'qing). Ular ikkala 5- va ir-orbitallar bir-biriga yopishganda hosil bo'ladi (6.3-rasm).

Guruch. 63

Yana bir juft elektron uchun atomlar orasida joy qolmaydi. Xo'sh, ikki va hatto uch tomonlama bog'lanishlar qanday hosil bo'ladi? Atomlar markazlaridan o'tuvchi o'qga perpendikulyar yo'naltirilgan elektron bulutlarning bir-birining ustiga chiqishi mumkin (6.4-rasm). Agar molekula o'qi koordinataga to'g'ri keladigan bo'lsa x y u holda orbitallar unga perpendikulyar yo'naltiriladi p lf va p 2. Bir-biriga o'xshash RU va p 2 ikki atomning orbitallari kimyoviy bog'lanishlarni beradi, ularning elektron zichligi molekula o'qining har ikki tomonida nosimmetrik tarzda to'plangan. Ular l-bog'lar deb ataladi.

Agar atomlar mavjud bo'lsa RU va/yoki p 2 orbitallarda juftlashtirilmagan elektronlar mavjud, keyin bir yoki ikkita n-bog'lar hosil bo'ladi. Bu qo'sh (a + i) va uch (a + i + i) bog'lanishlarning mavjud bo'lish imkoniyatini tushuntiradi. Atomlar orasidagi qo'sh bog'lanishga ega bo'lgan eng oddiy molekula etilen uglevodorod molekulasi C 2 H 4 dir. Shaklda. 6.5-rasmda bu molekuladagi p-bog'ning buluti ko'rsatilgan va s-bog'lar sxematik ravishda zarbalar bilan ko'rsatilgan. Etilen molekulasi oltita atomdan iborat. O'quvchilarning fikriga ko'ra, atomlar orasidagi qo'sh aloqa oddiyroq diatomik kislorod molekulasida (0 = 0) tasvirlangan. Darhaqiqat, kislorod molekulasining elektron tuzilishi murakkabroq va uning tuzilishini faqat molekulyar orbital usul asosida tushuntirish mumkin edi (pastga qarang). Eng oddiy uch bog'lanish molekulasiga azot misol bo'la oladi. Shaklda. 6.6 bu molekuladagi p-bog'larni, nuqtalar azotning yolg'iz elektron juftlarini ko'rsatadi.

Guruch. 6.4.

Guruch. 6.5.

Guruch. 6.6.

n-bog'lar hosil bo'lganda, molekulalarning mustahkamligi ortadi. Taqqoslash uchun bir nechta misollar keltiramiz.

Yuqoridagi misollarni ko'rib chiqib, quyidagi xulosalar chiqarish mumkin:

• - bog`ning ko`pligi ortishi bilan bog`ning mustahkamligi (energiyasi) ortadi;
• - vodorod, ftor va etan misolidan foydalanib, kovalent bog'lanishning kuchi nafaqat ko'pligi, balki bu bog'lanish paydo bo'lgan atomlarning tabiati bilan ham aniqlanishiga ishonch hosil qilish mumkin.

Organik kimyoda ma'lumki, bir nechta bog'lanish molekulalari to'yingan molekulalarga qaraganda ko'proq reaktivdir. Buning sababi elektron bulutlarning shaklini ko'rib chiqishda aniq bo'ladi. A-bog'larning elektron bulutlari atom yadrolari o'rtasida to'plangan va go'yo ular tomonidan boshqa molekulalarning ta'siridan himoyalangan (himoyalangan). P-bog'lanish holatida elektron bulutlar atom yadrolari tomonidan ekranlanmaydi va reaksiyaga kirishuvchi molekulalar bir-biriga yaqinlashganda osonroq joylashadi. Bu molekulalarning keyingi qayta tashkil etilishi va o'zgarishini osonlashtiradi. Barcha molekulalar orasida istisno - bu juda yuqori kuch va juda past reaktivlik bilan ajralib turadigan azot molekulasi. Shuning uchun azot atmosferaning asosiy tarkibiy qismi bo'ladi.

USE kodifikatorining mavzulari: Kovalent kimyoviy bog'lanish, uning navlari va hosil bo'lish mexanizmlari. Kovalent bog'lanish xususiyatlari (qutblanish va bog'lanish energiyasi). Ion aloqasi. Metall aloqa. Vodorod aloqasi

Molekulyar kimyoviy bog'lanishlar

Birinchidan, molekulalar ichidagi zarralar o'rtasida paydo bo'ladigan aloqalarni ko'rib chiqing. Bunday ulanishlar deyiladi intramolekulyar.

Kimyoviy bog'lanish kimyoviy elementlarning atomlari orasidagi elektrostatik xususiyatga ega va tufayli hosil bo'ladi tashqi (valentlik) elektronlarning o'zaro ta'siri, ko'proq yoki kamroq darajada musbat zaryadlangan yadrolar tomonidan ushlab turiladi bog'langan atomlar.

Bu erda asosiy tushuncha ELEKTR NEGATİV. Aynan u atomlar orasidagi kimyoviy bog'lanish turini va bu bog'lanishning xususiyatlarini aniqlaydi.

Atomning tortishish (ushlab turish) qobiliyati tashqi(valentlik) elektronlar... Elektromanfiylik tashqi elektronlarni yadroga tortish darajasi bilan belgilanadi va asosan atom radiusi va yadro zaryadiga bog'liq.

Elektromanfiylikni aniq aniqlash qiyin. L. Pauling nisbiy elektronegativlik jadvalini tuzdi (ikki atomli molekulalarning bog'lanish energiyalari asosida). Eng elektromanfiy element hisoblanadi ftor ma'nosi bilan 4 .

Shuni ta'kidlash kerakki, turli manbalarda siz turli xil shkalalar va elektronegativlik qiymatlarining jadvallarini topishingiz mumkin. Bu qo'rqmaslik kerak, chunki u kimyoviy bog'lanishning shakllanishida rol o'ynaydi atomlar va u har qanday tizimda taxminan bir xil.

Agar A: B kimyoviy bog'dagi atomlardan biri elektronlarni kuchliroq tortsa, elektron jufti unga qarab siljiydi. Ko'proq elektromanfiylik farqi atomlar bo'lsa, elektron jufti shunchalik ko'p joy almashadi.

Agar o'zaro ta'sir qiluvchi atomlarning elektromanfiylik qiymatlari teng yoki taxminan teng bo'lsa: EO (A) ≈ EO (B), keyin umumiy elektron juftligi atomlarning hech biriga siljimaydi: A: B... Ushbu ulanish deyiladi kovalent qutbsiz.

Agar o'zaro ta'sir qiluvchi atomlarning elektromanfiyliklari farq qilsa, lekin unchalik katta bo'lmasa (elektron manfiyliklarning farqi taxminan 0,4 dan 2 gacha: 0,4<ΔЭО<2 ), keyin elektron jufti atomlardan biriga siljiydi. Ushbu ulanish deyiladi kovalent qutbli .

Agar o'zaro ta'sir qiluvchi atomlarning elektron manfiyligi sezilarli darajada farq qilsa (elektron manfiylik farqi 2 dan katta: DEO> 2), keyin elektronlardan biri deyarli butunlay boshqa atomga o'tkaziladi, hosil bo'lishi bilan ionlari... Ushbu ulanish deyiladi ionli.

Kimyoviy bog'lanishning asosiy turlari - kovalent, ionli va metall aloqa. Keling, ularni batafsil ko'rib chiqaylik.

Kovalent kimyoviy bog'lanish

Kovalent bog'lanish – bu kimyoviy bog'lanishdir tomonidan shakllangan umumiy elektron juft A hosil bo'lishi: B ... Bundan tashqari, ikkita atom bir-biriga yopishib olish atom orbitallari. Kovalent bog'lanish elektron manfiyligi kichik farqli atomlarning o'zaro ta'siri natijasida hosil bo'ladi (qoida tariqasida, ikkita metall bo'lmaganlar orasida) yoki bitta elementning atomlari.

Kovalent bog'lanishning asosiy xossalari

• diqqat,
• to'yinganlik,
• qutblanish,
• qutblanish qobiliyati.

Ushbu bog'lanish xususiyatlari moddalarning kimyoviy va fizik xususiyatlariga ta'sir qiladi.

Aloqa yo'nalishi moddalarning kimyoviy tuzilishi va shaklini tavsiflaydi. Ikki bog'lanish orasidagi burchaklar bog'lanish burchaklari deyiladi. Masalan, suv molekulasida H-O-H bog'lanish burchagi 104,45 o, shuning uchun suv molekulasi qutbli, metan molekulasida esa H-C-H bog'lanish burchagi 108 o 28 '.

To'yinganlik Atomlarning cheklangan miqdordagi kovalent kimyoviy bog'lanishlar hosil qilish qobiliyati. Atom hosil qilishi mumkin bo'lgan bog'lanishlar soni deyiladi.

Polarlik bog'lanish elektron zichligi har xil bo'lgan ikki atom o'rtasida notekis taqsimlanishidan kelib chiqadi. Kovalent bog'lanishlar qutbli va qutbsizlarga bo'linadi.

Polarizatsiya qobiliyati ulanishlar mavjud tashqi elektr maydon ta'sirida bog'langan elektronlarning joy o'zgartirish qobiliyati(xususan, boshqa zarrachaning elektr maydoni). Polarizatsiya elektronning harakatchanligiga bog'liq. Elektron yadrodan qanchalik uzoqda bo'lsa, u shunchalik harakatchan bo'ladi va shunga mos ravishda molekula qutblanish qobiliyatiga ega.

Kovalent qutbsiz kimyoviy bog'lanish

Kovalent bog'lanishning 2 turi mavjud - QUTUB va NONPOLAR .

Misol . H 2 vodorod molekulasining tuzilishini ko'rib chiqing. Tashqi energiya darajasidagi har bir vodorod atomi 1 ta juftlashtirilmagan elektronni olib yuradi. Atomni ko'rsatish uchun biz Lyuis strukturasidan foydalanamiz - bu elektronlar nuqta bilan belgilangan atomning tashqi energiya darajasining tuzilishi diagrammasi. Lyuisning nuqta tuzilishi modellari ikkinchi davr elementlari bilan ishlashda yordam beradi.

H. +. H = H: H

Shunday qilib, vodorod molekulasida bitta umumiy elektron juft va bitta kimyoviy aloqa H - H mavjud. Bu elektron juft vodorod atomlarining hech biriga siljimaydi, chunki vodorod atomlarining elektromanfiyligi bir xil. Ushbu ulanish deyiladi kovalent qutbsiz .

Kovalent qutbsiz (simmetrik) bog'lanish Elektromanfiyligi teng bo'lgan atomlar tomonidan hosil qilingan kovalent bog'lanish (qoida tariqasida, bir xil metall bo'lmaganlar) va shuning uchun atomlar yadrolari o'rtasida elektron zichligi bir xil taqsimlanadi.

Qutbsiz aloqalarning dipol momenti 0 ga teng.

ga misollar: H 2 (H-H), O 2 (O = O), S 8.

Kovalent qutbli kimyoviy bog'lanish

Kovalent qutbli aloqa O'rtasida yuzaga keladigan kovalent bog'lanish turli elektr manfiyli atomlar (Qoida sifatida, turli xil metall bo'lmaganlar) va bilan tavsiflanadi siljish umumiy elektron jufti ko'proq elektronegativ atomga (polyarizatsiya).

Elektron zichligi ko'proq elektron manfiy atomga o'tadi - shuning uchun uning ustida qisman manfiy zaryad (d-) paydo bo'ladi va kamroq elektronegativ atomda qisman musbat zaryad (d +, delta +) paydo bo'ladi.

Atomlarning elektromanfiyligidagi farq qanchalik katta bo'lsa, shuncha yuqori bo'ladi qutblanish ulanishlar va boshqalar dipol moment ... Qo'shni molekulalar va qarama-qarshi ishorali zaryadlar o'rtasida qo'shimcha jozibador kuchlar ta'sir qiladi, bu kuchayadi kuch aloqa.

Bog'lanishning qutbliligi birikmalarning fizik va kimyoviy xossalariga ta'sir qiladi. Reaktsiya mexanizmlari va hatto qo'shni bog'larning reaktivligi bog'ning qutbliligiga bog'liq. Ulanishning polaritesi ko'pincha tomonidan aniqlanadi molekula qutbliligi va shuning uchun qaynash nuqtasi va erish nuqtasi, qutbli erituvchilarda eruvchanlik kabi jismoniy xususiyatlarga bevosita ta'sir qiladi.

Misollar: HCl, CO 2, NH 3.

Kovalent bog'lanishning hosil bo'lish mexanizmlari

Kovalent kimyoviy bog'lanish ikki mexanizm orqali sodir bo'lishi mumkin:

1. Ayirboshlash mexanizmi Kovalent kimyoviy bog'lanishning hosil bo'lishi har bir zarracha umumiy elektron juftligini hosil qilish uchun bitta juftlashtirilmagan elektronni ta'minlaydi:

A . + . B = A: B

2. kovalent bog'lanish hosil bo'lishi mexanizm bo'lib, unda zarrachalardan biri yolg'iz elektron juftligini, ikkinchisi esa bu elektron jufti uchun bo'sh orbitalni ta'minlaydi:

A: + B = A: B

Bunday holda, atomlardan biri yolg'iz elektron juftligini ta'minlaydi ( donor) va boshqa atom bu juftlik uchun bo'sh orbital beradi ( qabul qiluvchi). Bog'lanish hosil bo'lishi natijasida ikkala elektron energiyasi ham kamayadi, ya'ni. atomlar uchun foydalidir.

Donor-akseptor mexanizmi orqali hosil bo'lgan kovalent bog'lanish farq qilmaydi almashinuv mexanizmi orqali hosil bo'lgan boshqa kovalent bog'lanishlardan xossalarda. Donor-akseptor mexanizmi orqali kovalent bog'lanishning hosil bo'lishi tashqi energiya darajasida elektronlari ko'p bo'lgan (elektron donorlari) yoki aksincha, juda kam sonli elektronli (elektron akseptorlari) atomlarga xosdir. Atomlarning valentlik qobiliyati tegishli bo'limda batafsilroq ko'rib chiqiladi.

Donor-akseptor mexanizmi orqali kovalent bog'lanish hosil bo'ladi:

- molekulada karbon monoksit CO(molekuladagi bog` uch karra, 2 ta bog` almashinuv mexanizmi, biri donor-akseptor mexanizmi orqali hosil bo`ladi): C≡O;

- v ammoniy ioni NH 4+, ionlarda organik aminlar, masalan, metilamoniy ionida CH 3 -NH 2 +;

- v murakkab birikmalar, markaziy atom va ligand guruhlari o'rtasidagi kimyoviy bog'lanish, masalan, natriy tetrahidroksoalyuminat Na, alyuminiy va gidroksid ionlari orasidagi bog'lanish;

- v nitrat kislota va uning tuzlari- nitratlar: HNO 3, NaNO 3, ba'zi boshqa azot birikmalarida;

- molekulada ozon O 3.

Kovalent bog'lanishning asosiy xususiyatlari

Kovalent bog'lanish odatda metall bo'lmagan atomlar o'rtasida hosil bo'ladi. Kovalent bog'lanishning asosiy xususiyatlari quyidagilardir uzunlik, energiya, ko'plik va yo'nalish.

Kimyoviy bog'lanishning ko'pligi

Kimyoviy bog'lanishning ko'pligi - bu birikmadagi ikkita atom orasidagi umumiy elektron juftlar soni... Bog'lanishning ko'pligini molekulani tashkil etuvchi atomlarning qiymatidan osongina aniqlash mumkin.

masalan , H 2 vodorod molekulasida bog'lanish ko'pligi 1 ga teng, chunki har bir vodorod tashqi energiya darajasida faqat 1 juft bo'lmagan elektronga ega, shuning uchun bitta umumiy elektron juft hosil bo'ladi.

Kislorod molekulasida O 2, bog'lanish ko'paytmasi 2 ga teng, chunki tashqi energiya darajasidagi har bir atom 2 ta juftlashtirilmagan elektronga ega: O = O.

N 2 azot molekulasida bog'lanish ko'paytmasi 3 ga teng, chunki har bir atom o'rtasida tashqi energiya darajasida 3 ta juftlanmagan elektron mavjud va atomlar 3 ta umumiy elektron juft N≡N hosil qiladi.

Kovalent bog'lanish uzunligi

Kimyoviy bog'lanish uzunligi Bog'ni tashkil etuvchi atomlarning yadrolari markazlari orasidagi masofa. U eksperimental fizik usullar bilan aniqlanadi. Bog'lanish uzunligini qo'shimchalar qoidasiga ko'ra taxmin qilish mumkin, unga ko'ra AB molekulasidagi bog'lanish uzunligi taxminan A2 va B2 molekulalaridagi bog'lanish uzunliklarining yarmi yig'indisiga teng:

Kimyoviy bog'lanish uzunligini taxminan taxmin qilish mumkin atomlar radiusi bo'ylab rishta hosil qilish, yoki aloqa chastotasi bo'yicha agar atomlarning radiuslari unchalik farq qilmasa.

Bog'ni tashkil etuvchi atomlarning radiuslari ortishi bilan bog'lanish uzunligi ortadi.

masalan

Atomlar orasidagi bog'lanishning ko'pligi (atom radiuslari farq qilmaydi yoki unchalik farq qilmaydi) ortishi bilan bog'lanish uzunligi kamayadi.

masalan ... Seriyada: C – C, C = C, C≡C, bog'lanish uzunligi kamayadi.

Aloqa energiyasi

Bog'lanish energiyasi kimyoviy bog'lanish kuchining o'lchovidir. Aloqa energiyasi bog'ni uzish va bu bog'ni hosil qiluvchi atomlarni bir-biridan cheksiz katta masofada olib tashlash uchun zarur bo'lgan energiya bilan aniqlanadi.

Kovalent bog'lanish juda bardoshli. Uning energiyasi bir necha o'ndan bir necha yuz kJ / mol gacha. Bog'lanish energiyasi qanchalik yuqori bo'lsa, bog'lanish kuchi shunchalik katta bo'ladi va aksincha.

Kimyoviy bog'lanishning mustahkamligi bog'lanish uzunligiga, bog'lanish qutbliligiga va bog'lanish ko'pligiga bog'liq. Kimyoviy bog'lanish qancha uzun bo'lsa, uni uzish shunchalik oson bo'ladi va bog'lanish energiyasi qancha kam bo'lsa, uning kuchi shunchalik past bo'ladi. Kimyoviy bog'lanish qanchalik qisqa bo'lsa, u kuchliroq va bog'lanish energiyasi shunchalik katta bo'ladi.

masalan, HF, HCl, HBr birikmalari qatorida, chapdan o'ngga, kimyoviy bog'ning mustahkamligi. kamayadi beri ulanish uzunligi ortadi.

Ion kimyoviy bog'lanish

Ion aloqasi Kimyoviy bog'lanishga asoslangan ionlarning elektrostatik tortishishi.

Yunus atomlar tomonidan elektronlarni qabul qilish yoki berish jarayonida hosil bo'ladi. Masalan, barcha metallarning atomlari tashqi energiya darajasining elektronlarini zaif ushlab turadi. Shuning uchun metall atomlari bilan xarakterlanadi tiklovchi xususiyatlar- elektronlarni berish qobiliyati.

Misol. Natriy atomida 3-energiya darajasida 1 ta elektron mavjud. Undan osonlikcha voz kechib, natriy atomi olijanob neon gaz Ne ning elektron konfiguratsiyasi bilan ancha barqaror Na + ionini hosil qiladi. Natriy ionida 11 proton va faqat 10 elektron bor, shuning uchun ionning umumiy zaryadi -10 + 11 = +1:

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

Misol. Tashqi energiya darajasidagi xlor atomida 7 ta elektron mavjud. Barqaror inert argon atomi Ar konfiguratsiyasini olish uchun xlor 1 ta elektronni biriktirishi kerak. Elektron biriktirilgandan so'ng, elektronlardan tashkil topgan barqaror xlor ioni hosil bo'ladi. Ionning umumiy zaryadi -1 ga teng:

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

Eslatma:

• Ionlarning xossalari atomlarning xossalaridan farq qiladi!
• Barqaror ionlar nafaqat hosil bo'lishi mumkin atomlar, Biroq shu bilan birga atomlar guruhlari... Masalan: ammoniy ioni NH 4+, sulfat ioni SO 4 2- va hokazo. Bunday ionlar hosil qilgan kimyoviy bog lar ham ionli hisoblanadi;
• Ion aloqasi, qoida tariqasida, bir-biri bilan hosil bo'ladi metallar va metall bo'lmaganlar(metall bo'lmaganlar guruhlari);

Olingan ionlar elektr tortishish bilan tortiladi: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Keling, xulosa qilaylik Kovalent va ion bog'lanish turlarini farqlash:

Metall kimyoviy bog'lanish

Metall aloqa Nisbatan shakllangan aloqadir erkin elektronlar orasida metall ionlari kristall panjara hosil qiladi.

Metall atomlari odatda tashqi energiya darajasida joylashgan bir-uch elektron... Metall atomlarining radiuslari, qoida tariqasida, katta - shuning uchun metall atomlari, metall bo'lmaganlardan farqli o'laroq, tashqi elektronlarni juda oson beradi, ya'ni. kuchli qaytaruvchi moddalardir

Molekulyar o'zaro ta'sirlar

Alohida-alohida, moddadagi alohida molekulalar o'rtasida yuzaga keladigan o'zaro ta'sirlarni ko'rib chiqishga arziydi - molekulalararo o'zaro ta'sirlar ... Molekulyar o'zaro ta'sirlar neytral atomlar orasidagi o'zaro ta'sirning bir turi bo'lib, ularda yangi kovalent bog'lanishlar paydo bo'lmaydi. Molekulalar orasidagi o'zaro ta'sir kuchlari 1869 yilda van der Vaals tomonidan kashf etilgan va uning nomi bilan atalgan. Van Dar Vaals kuchlari... Van der Waals kuchlari bo'linadi orientatsiya, induksiya va tarqatuvchi ... Molekulyar oʻzaro taʼsirlar energiyasi kimyoviy bogʻlanish energiyasidan ancha kam.

Orientatsion tortishish kuchlari qutbli molekulalar (dipol-dipol o'zaro ta'siri) o'rtasida sodir bo'ladi. Bu kuchlar qutbli molekulalar orasida vujudga keladi. Induksion o'zaro ta'sirlar Qutbli molekula va qutbsiz molekula o'rtasidagi o'zaro ta'sir. Qutbsiz molekula qutbli molekulaning ta'siri tufayli qutblanadi, bu esa qo'shimcha elektrostatik tortishish hosil qiladi.

Molekulyar o'zaro ta'sirning maxsus turi vodorod bog'laridir. - bu molekulalar o'rtasida kuchli qutbli kovalent aloqalar mavjud bo'lgan molekulalararo (yoki intramolekulyar) kimyoviy bog'lanishlar - H-F, H-O yoki H-N... Agar molekulada bunday aloqalar mavjud bo'lsa, molekulalar o'rtasida bo'ladi qo'shimcha tortishish kuchlari .

Shakllanish mexanizmi vodorod bog'lanishi, qisman elektrostatik va qisman donor-akseptor. Bunda elektron juftining donori kuchli elektron manfiy elementning (F, O, N) atomi, qabul qiluvchisi esa shu atomlar bilan bog`langan vodorod atomlari hisoblanadi. Vodorod aloqasi bilan xarakterlanadi diqqat kosmosda va to'yinganlik.

Vodorod bog ni nuqtalar bilan belgilash mumkin: N ··· O. Atomning vodorod bilan birlashganda elektron manfiyligi qanchalik katta boʻlsa va uning oʻlchami qanchalik kichik boʻlsa, vodorod bogʻi shunchalik mustahkam boʻladi. Bu birinchi navbatda birikmalarga xosdir vodorod bilan ftor va shuningdek vodorod bilan kislorod , Kamroq azot vodorod bilan .

Vodorod aloqalari quyidagi moddalar o'rtasida hosil bo'ladi:

— vodorod ftorid HF(gaz, ftor vodorodning suvdagi eritmasi - gidroflorik kislota), suv H 2 O (bug ', muz, suyuq suv):

— ammiak va organik aminlar eritmasi- ammiak va suv molekulalari o'rtasida;

— O-H yoki N-H bog'langan organik birikmalar: spirtlar, karboksilik kislotalar, aminlar, aminokislotalar, fenollar, anilin va uning hosilalari, oqsillar, uglevodlar eritmalari - monosaxaridlar va disaxaridlar.

Vodorod aloqasi moddalarning fizik va kimyoviy xossalariga ta'sir qiladi. Shunday qilib, molekulalar orasidagi qo'shimcha tortishish moddalarning qaynatishini qiyinlashtiradi. Vodorod bog'lari bo'lgan moddalar uchun qaynash nuqtasida g'ayritabiiy o'sish kuzatiladi.

masalan , qoida tariqasida, molekulyar og'irlikning oshishi bilan moddalarning qaynash nuqtasining oshishi kuzatiladi. Biroq, bir qator moddalarda H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te qaynash nuqtalarining chiziqli o'zgarishini kuzatmaymiz.

Ya'ni, at suvning qaynash nuqtasi anormal darajada yuqori - to'g'ri chiziq bizni ko'rsatganidek -61 o C dan kam emas, lekin juda ko'p, +100 o C. Bu anomaliya suv molekulalari orasidagi vodorod aloqalarining mavjudligi bilan izohlanadi. Shuning uchun normal sharoitda (0-20 o C) suv hisoblanadi suyuqlik faza holati bo'yicha.

170762 0

Har bir atomda bir qancha elektronlar mavjud.

Kimyoviy reaktsiyalarga kirishgan atomlar elektronlarni beradi, oladi yoki ijtimoiylashtiradi va eng barqaror elektron konfiguratsiyaga erishadi. Eng barqaror - bu eng past energiyaga ega konfiguratsiya (asli gazlar atomlarida bo'lgani kabi). Bu naqsh “okteta qoidasi” deb ataladi (1-rasm).

Guruch. bitta.

Bu qoida hamma uchun amal qiladi havolalar turlari... Atomlar orasidagi elektron aloqalar ularga eng oddiy kristallardan tortib murakkab biomolekulalargacha barqaror tuzilmalar hosil qilish imkonini beradi va natijada tirik tizimlarni hosil qiladi. Ular kristallardan uzluksiz metabolizm bilan ajralib turadi. Bundan tashqari, ko'plab kimyoviy reaktsiyalar mexanizmlarga muvofiq davom etadi elektron transfer, tanadagi energiya jarayonlarida muhim rol o'ynaydi.

Kimyoviy bog'lanish ikki yoki undan ortiq atomlar, ionlar, molekulalar yoki ularning har qanday birikmasini bir-biriga bog'lab turuvchi kuchdir..

Kimyoviy bog'lanishning tabiati universaldir: bu atomlarning tashqi qobig'idagi elektronlarning konfiguratsiyasi bilan belgilanadigan manfiy zaryadlangan elektronlar va musbat zaryadlangan yadrolar o'rtasidagi elektrostatik tortishish kuchi. Atomning kimyoviy bog'lanish hosil qilish qobiliyati deyiladi valentlik, yoki oksidlanish darajasi... Valentlik tushunchasi bilan bog'liq valent elektronlar- kimyoviy bog'larni hosil qiluvchi elektronlar, ya'ni eng yuqori energiyali orbitallarda joylashganlar. Shunga ko'ra, ushbu orbitallarni o'z ichiga olgan atomning tashqi qobig'i deyiladi valentlik qobig'i... Hozirgi vaqtda kimyoviy bog'lanish mavjudligini ko'rsatishning o'zi etarli emas, lekin uning turini aniqlashtirish kerak: ion, kovalent, dipol-dipol, metall.

Ulanishning birinchi turiionli ulanish

Lyuis va Kosselning elektron valentlik nazariyasiga ko'ra, atomlar barqaror elektron konfiguratsiyaga ikki yo'l bilan erishishi mumkin: birinchidan, elektronlarni yo'qotish orqali kationlar, ikkinchidan, ularni egallash, aylantirish anionlar... Qarama-qarshi ishorali zaryadli ionlar orasidagi elektrostatik tortishish kuchi tufayli elektronning o'tkazilishi natijasida Kossel deb nomlangan kimyoviy bog'lanish hosil bo'ladi. elektrovalent"(Endi ular uni chaqirishadi ionli).

Bunday holda, anionlar va kationlar to'ldirilgan tashqi elektron qobig'i bilan barqaror elektron konfiguratsiyani hosil qiladi. Odatda ionli bog'lanishlar davriy tizimning T va II guruhlari kationlaridan va VI va VII guruhlardagi metall bo'lmagan elementlarning anionlaridan (mos ravishda 16 va 17 kichik guruhlar) hosil bo'ladi. xalkogenlar va halogenlar). Ion birikmalarining bog'lari to'yinmagan va yo'nalishsizdir, shuning uchun ular boshqa ionlar bilan elektrostatik o'zaro ta'sir qilish imkoniyatini saqlab qoladilar. Shaklda. 2 va 3-rasmlarda Kossel elektron uzatish modeliga mos keladigan ion bog'lanish misollari ko'rsatilgan.

Guruch. 2.

Guruch. 3. Natriy xlorid (NaCl) molekulasidagi ion aloqasi

Bu erda moddalarning tabiatdagi xatti-harakatlarini tushuntiruvchi ba'zi xususiyatlarni esga olish, xususan, kontseptsiyani ko'rib chiqish o'rinlidir. kislotalar va asoslar.

Bu moddalarning hammasining suvli eritmalari elektrolitlardir. Ular rangni turli yo'llar bilan o'zgartiradilar ko'rsatkichlar... Ko'rsatkichlarning ta'sir qilish mexanizmini F.V. Ostvald. U indikatorlar zaif kislotalar yoki asoslar ekanligini ko'rsatdi, ularning dissotsilanmagan va dissotsiatsiyalangan holatlarida rangi har xil.

Bazalar kislotalarni zararsizlantirishga qodir. Barcha asoslar suvda erimaydi (masalan, tarkibida - OH guruhlari bo'lmagan ba'zi organik birikmalar erimaydi, xususan, trietilamin N (C 2 H 5) 3); eruvchan asoslar deyiladi ishqorlar.

Kislotalarning suvdagi eritmalari xarakterli reaksiyalarga kiradi:

a) metall oksidlari bilan - tuz va suv hosil bo'lishi bilan;

b) metallar bilan - tuz va vodorod hosil bo'lishi bilan;

c) karbonatlar bilan - tuz hosil bo'lishi bilan, CO 2 va N 2 O.

Kislota va asoslarning xossalari bir qancha nazariyalar bilan tavsiflanadi. S.A. nazariyasiga muvofiq. Arrhenius, kislota ionlarni hosil qilish uchun ajraladigan moddadir N+, asos esa ionlarni hosil qiladi U-. Bu nazariya gidroksil guruhlarga ega bo'lmagan organik asoslarning mavjudligini hisobga olmaydi.

ga muvofiq proton Bronsted va Louri nazariyasiga ko'ra, kislota proton beruvchi molekulalar yoki ionlarni o'z ichiga olgan moddadir ( donorlar protonlar), asos esa protonlarni qabul qiluvchi molekulalar yoki ionlardan tashkil topgan moddadir ( qabul qiluvchilar protonlar). E'tibor bering, suvli eritmalarda vodorod ionlari gidratlangan shaklda, ya'ni gidroniy ionlari shaklida mavjud. H 3 O+. Bu nazariya nafaqat suv va gidroksid ionlari bilan, balki erituvchisiz yoki suvsiz erituvchi bilan ham amalga oshiriladigan reaktsiyalarni tavsiflaydi.

Masalan, ammiak orasidagi reaksiyada NH 3 (zaif asos) va vodorod xlorid gaz fazasida qattiq ammoniy xloridni hosil qiladi va ikkita moddaning muvozanat aralashmasida har doim 4 ta zarracha bo'ladi, ulardan ikkitasi kislotalar, qolgan ikkitasi esa asosdir:

Ushbu muvozanat aralashmasi ikkita konjuge juft kislota va asoslardan iborat:

1)NH 4+ va NH 3

2) HCl va Sl ‑

Bu erda har bir konjugat juftligida kislota va asos bir proton bilan farq qiladi. Har bir kislota u bilan konjugatsiyalangan asosga ega. Kuchli kislota kuchsiz konjugat asosga, kuchsiz kislota esa kuchli konjugat asosga mos keladi.

Bronsted-Lowri nazariyasi suvning biosfera hayotidagi rolining o'ziga xosligini tushuntirishga imkon beradi. Suv, u bilan o'zaro ta'sir qiluvchi moddaga qarab, kislota yoki asos xususiyatlarini ko'rsatishi mumkin. Masalan, sirka kislotaning suvdagi eritmalari bilan reaksiyalarda suv asos, ammiakning suvdagi eritmalari bilan esa kislota hisoblanadi.

1) CH 3 COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 COO-. Bu yerda sirka kislota molekulasi protonni suv molekulasiga beradi;

2) NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + U-. Bu erda ammiak molekulasi suv molekulasidan protonni qabul qiladi.

Shunday qilib, suv ikkita konjuge juft hosil qilishi mumkin:

1) H 2 O(kislota) va U- (konjugat asos)

2) H 3 O+ (kislota) va H 2 O(konjugat asos).

Birinchi holda, suv proton beradi, ikkinchisida esa uni qabul qiladi.

Bu xususiyat deyiladi amfiprotonlik... Ham kislota, ham asos sifatida reaksiyaga kirisha oladigan moddalar deyiladi amfoter... Tirik tabiatda bunday moddalar tez-tez uchraydi. Masalan, aminokislotalar ham kislotalar, ham asoslar bilan tuzlar hosil qilish qobiliyatiga ega. Shuning uchun peptidlar mavjud metall ionlari bilan osongina koordinatsion birikmalar hosil qiladi.

Shunday qilib, ionli bog'lanishning xarakterli xususiyati - bu bog'lovchi elektronlar to'plamining yadrolardan biriga to'liq harakatlanishi. Bu shuni anglatadiki, ionlar orasida elektron zichligi deyarli nolga teng bo'lgan hudud mavjud.

Ulanishning ikkinchi turikovalent ulanish

Atomlar elektronlarni almashish orqali barqaror elektron konfiguratsiyalarni hosil qilishi mumkin.

Bunday bog'lanish bir juft elektron bir vaqtning o'zida ijtimoiylashtirilganda hosil bo'ladi. har biridan atom. Bunday holda, ijtimoiylashtirilgan bog'lanish elektronlari atomlar o'rtasida teng taqsimlanadi. Kovalent bog'lanishlarga misollar kiradi gomuklear diatomik molekulalar H 2 , N 2 , F 2. Allotroplar bir xil turdagi bog'lanishga ega. O 2 va ozon O 3 va ko'p atomli molekula S 8, shuningdek heteronukulyar molekulalar vodorod xlorid Hcl, karbonat angidrid CO 2, metan CH 4, etanol BILAN 2 N 5 U, oltingugurt geksaflorid SF 6, asetilen BILAN 2 N 2. Bu molekulalarning barchasi bir xil umumiy elektronlarga ega va ularning bog'lari bir xil tarzda to'yingan va yo'naltirilgan (4-rasm).

Biologlar uchun ikki va uch bog'lanishdagi atomlarning kovalent radiuslari bitta bog'ga nisbatan kamayishi muhimdir.

Guruch. 4. Cl 2 molekulasidagi kovalent bog'lanish.

Ion va kovalent bog'lanish turlari mavjud bo'lgan ko'plab kimyoviy bog'lanish turlarining ikkita cheklovchi holatidir va amalda ko'pchilik bog'lanishlar oraliqdir.

Mendeleyev tizimining bir yoki turli davrlarining qarama-qarshi uchlarida joylashgan ikki elementning birikmalari asosan ionli bog'lanishlarni hosil qiladi. Elementlar davr ichida bir-biriga yaqinlashganda, ularning birikmalarining ion xarakteri kamayadi, kovalent xarakteri esa ortadi. Masalan, davriy jadvalning chap tomonidagi elementlarning galogenidlari va oksidlari asosan ionli bog'lanishlarni hosil qiladi ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH) va jadvalning o'ng tomonidagi elementlarning bir xil birikmalari kovalent ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C 6 H 5 OH, glyukoza C 6 H 12 O 6, etanol C 2 H 5 OH).

Kovalent bog'lanish, o'z navbatida, boshqa modifikatsiyaga ega.

Ko'p atomli ionlarda va murakkab biologik molekulalarda ikkala elektron ham faqatgina kelib chiqishi mumkin bitta atom. U deyiladi donor elektron juftlik. Ushbu juft elektronni donor bilan ijtimoiylashtiradigan atom deyiladi qabul qiluvchi elektron juftlik. Bunday kovalent bog'lanish deyiladi muvofiqlashtirish (donor-akseptor, yokidating) aloqa(5-rasm). Ushbu turdagi bog'lanish biologiya va tibbiyot uchun juda muhimdir, chunki metabolizm uchun eng muhim d-elementlarning kimyosi asosan koordinatsion aloqalar bilan tavsiflanadi.

Anjir. 5.

Qoida tariqasida, murakkab birikmada metall atomi elektron juftning qabul qiluvchi rolini bajaradi; aksincha, ion va kovalent aloqalar bilan metall atomi elektron donordir.

Kovalent bog'lanishning mohiyatini va uning xilma-xilligi - koordinatsion bog'lanishni GN tomonidan taklif qilingan boshqa kislotalar va asoslar nazariyasi yordamida oydinlashtirish mumkin. Lyuis. U Bronsted-Lowri nazariyasiga ko'ra "kislota" va "asos" atamalari tushunchasini biroz kengaytirdi. Lyuis nazariyasi kompleks ionlarning hosil boʻlish tabiatini va moddalarning nukleofil oʻrinbosar reaksiyalarida, yaʼni CS hosil boʻlishida ishtirokini tushuntiradi.

Lyuisning fikricha, kislota asosdan elektron juftni qabul qilib, kovalent boglanish hosil qila oladigan moddadir. Lyuis asosi - bu yolg'iz elektron juftiga ega bo'lgan modda bo'lib, u elektronlar berib, Lyuiz kislotasi bilan kovalent bog'lanish hosil qiladi.

Ya'ni, Lyuis nazariyasi kislota-asos reaktsiyalari doirasini protonlar umuman ishtirok etmaydigan reaktsiyalarga ham kengaytiradi. Bundan tashqari, ushbu nazariyaga ko'ra, protonning o'zi ham kislotadir, chunki u elektron juftini qabul qilishga qodir.

Shuning uchun bu nazariyaga ko'ra, kationlar Lyuis kislotalari, anionlar esa Lyuis asoslaridir. Bunga quyidagi reaktsiyalar misol bo'la oladi:

Yuqorida ta'kidlanganidek, moddalarning ionli va kovalentlarga bo'linishi nisbiydir, chunki kovalent molekulalarda elektronning metall atomlaridan akseptor atomlariga to'liq o'tishi sodir bo'lmaydi. Ion bog`li birikmalarda har bir ion qarama-qarshi belgili ionlarning elektr maydonida bo`ladi, shuning uchun ular o`zaro qutblanadi, qobiqlari deformatsiyalanadi.

Polarizatsiya qobiliyati ionning elektron tuzilishi, zaryadi va hajmi bilan aniqlanadi; u anionlar uchun kationlarga qaraganda yuqori. Kationlar orasida eng yuqori qutblanish qobiliyati kattaroq va kichikroq o'lchamli kationlarga tegishli, masalan, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+... Kuchli polarizatsiya ta'siriga ega N+. Ion polarizatsiyasining ta'siri ikki tomonlama bo'lgani uchun ular hosil qilgan birikmalarning xususiyatlarini sezilarli darajada o'zgartiradi.

Ulanishning uchinchi turidipol-dipol ulanish

Ro'yxatda keltirilgan aloqa turlaridan tashqari, dipol-dipol ham mavjud molekulalararo o'zaro ta'sirlar deb ham ataladi vandervallar .

Ushbu o'zaro ta'sirlarning kuchi molekulalarning tabiatiga bog'liq.

O'zaro ta'sirning uch turi mavjud: doimiy dipol - doimiy dipol ( dipol-dipol diqqatga sazovor joylar); doimiy dipol - induktsiyalangan dipol ( induksiya diqqatga sazovor joylar); oniy dipol - induktsiyalangan dipol ( tarqatuvchi tortishish kuchi yoki London kuchlari; guruch. 6).

Guruch. 6.

Faqat qutbli kovalent aloqaga ega molekulalar ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl) va bog'lanish kuchi 1-2 ga teng munozara(1D = 3,338 × 10 - 30 kulon metr - Kl × m).

Biokimyoda bog'lanishning yana bir turi ajralib turadi - vodorod cheklovchi aloqa dipol-dipol diqqatga sazovor joy. Bu bog'lanish vodorod atomi va kichik elektronegativ atom, ko'pincha kislorod, ftor va azot o'rtasidagi tortishish natijasida hosil bo'ladi. Xuddi shunday elektronegativlikka ega bo'lgan yirik atomlar bilan (masalan, xlor va oltingugurt bilan) vodorod aloqasi ancha zaifdir. Vodorod atomi bitta muhim xususiyat bilan farqlanadi: bog'lovchi elektronlar orqaga tortilganda, uning yadrosi - proton ochiladi va elektronlar tomonidan ekranga tushishni to'xtatadi.

Shuning uchun atom katta dipolga aylanadi.

Vodorod aloqasi, van der Vaals bog'idan farqli o'laroq, nafaqat molekulalararo o'zaro ta'sirlar paytida, balki bir molekula ichida ham hosil bo'ladi - intramolekulyar vodorod aloqasi. Vodorod aloqalari biokimyoda muhim rol o'ynaydi, masalan, a-spiral shaklida oqsillar tuzilishini barqarorlashtirish yoki DNK qo'sh spiral hosil qilish uchun (7-rasm).

7-rasm.

Vodorod va van der-Vaals bog'lari ion, kovalent va koordinatsion bog'larga qaraganda ancha zaifdir. Molekulyar aloqalarning energiyasi jadvalda ko'rsatilgan. bitta.

1-jadval. Molekulalararo kuchlar energiyasi

Eslatma: Molekulyar oʻzaro taʼsirlar darajasi erish va bugʻlanish (qaynatish) entalpiyasini aks ettiradi. Ion birikmalari molekulalarni ajratishdan ko'ra ionlarni ajratish uchun sezilarli darajada ko'proq energiya talab qiladi. Ion birikmalarining erish entalpiyalari molekulyar birikmalarga qaraganda ancha yuqori.

To'rtinchi ulanish turimetall birikma

Va nihoyat, molekulalararo aloqalarning yana bir turi mavjud - metall: metallar panjarasining musbat ionlarining erkin elektronlar bilan bog'lanishi. Bunday aloqa turi biologik ob'ektlarda uchramaydi.

Bog'lanish turlarining qisqacha ko'rinishidan bitta tafsilot aniq bo'ladi: atom yoki metall ionining muhim parametri - elektron donor, shuningdek, atom - elektron qabul qiluvchi, uning hajmi.

Tafsilotlarga kirmasdan shuni ta'kidlaymizki, atomlarning kovalent radiuslari, metallarning ion radiuslari va o'zaro ta'sir qiluvchi molekulalarning van-der-Vaals radiuslari davriy tizim guruhlarida ularning tartib soni ortishi bilan ortadi. Bunday holda, ionlar radiuslarining qiymatlari eng kichik, van der Waals radiuslarining qiymatlari esa eng katta. Qoidaga ko'ra, guruh bo'ylab pastga siljishda barcha elementlarning radiusi kovalent va van der-vaals bo'yicha ortadi.

Biologlar va shifokorlar uchun eng muhimi muvofiqlashtirish(donor-akseptor) koordinatsion kimyo tomonidan ko'rib chiqiladigan bog'lanishlar.

Tibbiy bioanorganiklar. G.K. Barashkov

Kimyoviy bog'lanish hosil bo'lishining ko'rib chiqilgan misollarida elektron jufti ishtirok etdi. Ushbu ulanish deyiladi yolg'iz. Ba'zan u oddiy deb ataladi, ya'ni. odatiy. Ushbu turdagi bog'lanish odatda o'zaro ta'sir qiluvchi atomlarning belgilarini bog'laydigan bitta chiziqcha bilan belgilanadi.

Ikki yadroni birlashtiruvchi to'g'ri chiziqda elektron bulutlarning bir-birining ustiga chiqishiga olib keladi sigma havolasi(o-obligatsiya). Ko'p hollarda bitta obligatsiya a-bog'dir.

P-elektron bulutlarining yon tomonlarini bir-birining ustiga chiqishi natijasida hosil bo'lgan bog'lanish deyiladi pi-ulanish(i-bond). Ikki marta va uchlik bog'lar mos ravishda ikki va uchta elektron juft ishtirokida hosil bo'ladi. Qo'sh bog'lanish bitta a-bog' va bitta i-bog', uch bog'lanish bitta a-bog' va ikkita i-bog'dir.

Keling, etan C 2 H 6, etilen C 2 H 4, asetilen C 2 H 2 va benzol C 6 H b molekulalarida bog'larning hosil bo'lishini muhokama qilaylik.

Molekuladagi aloqalar orasidagi burchaklar etan BILAN.; H (. Bir-biriga deyarli tengdir (1.18-rasm, a) va metan molekulasidagi CH aloqalari orasidagi burchaklardan farq qilmaydi. Shuning uchun, uglerod atomlarining tashqi elektron qobiqlari $ p 3 - gibridlanish holatida deb taxmin qilish mumkin. C 2 H 6 molekulasi diamagnit va elektr dipol momentiga ega emas. C-C bog'lanish energiyasi -335 kJ / mol. C 9 H 6 molekulasidagi barcha bog'lar a-bog'lardir.

Bir molekulada etilen 2 H 4 bilan bog'lanishlar orasidagi burchaklar taxminan 120 ° ga teng. Bundan uglerod atomining tashqi elektron orbitallarining $ p 2 gibridlanishi haqida xulosa qilishimiz mumkin (1.18-rasm, b). CH aloqalari bir xil tekislikda taxminan 120 ° burchak ostida yotadi. Har bir uglerod atomida bitta gibrid bo'lmagan p-orbital mavjud

Guruch. 1.18. Etan molekulasi modellari ( a ), etilen (b) va asetilen (c)

har birida bittadan elektron mavjud. Bu orbitallar rasm tekisligiga perpendikulyar joylashgan.

C 2 H 4 etilen molekulasidagi uglerod atomlari orasidagi bog'lanish energiyasi -592 kJ / mol. Agar uglerod atomlari etan molekulasidagi kabi bir xil bog' bilan bog'langan bo'lsa, u holda bu molekulalardagi bog'lanish energiyalari yaqin bo'lar edi.

Biroq, etandagi uglerod atomlari orasidagi bog'lanish energiyasi 335 kJ / mol ni tashkil qiladi, bu etilenga qaraganda deyarli ikki baravar kam. Etilen va etan molekulalaridagi uglerod atomlari o'rtasidagi bog'lanish energiyasidagi bunday sezilarli farq gibrid bo'lmagan p-orbitallarning mumkin bo'lgan o'zaro ta'siri bilan izohlanadi, bu rasmda ko'rsatilgan. 1.18 , b to'lqinli chiziqlar bilan tasvirlangan. Shu tarzda hosil qilingan aloqa o'z-o'zidan bog'lanish deb ataladi.

C 2 H 4 etilen molekulasida CH 4 metan molekulasidagi kabi to'rtta C-H bog'lari a-bog'lar, uglerod atomlari orasidagi bog'lanish esa a-bog' va l-bog'dir, ya'ni. qo'sh bog'lanish va etilen formulasi H 2 C = CH 2 sifatida yoziladi.

Asetilen molekulasi C 2 H 2 chiziqli (1.18-rasm, v ), bu sp gibridizatsiyasi foydasiga gapiradi. Uglerod atomlari orasidagi bog'lanish energiyasi -811 kJ / mol ni tashkil qiladi, bu bitta a-bog' va ikkita n-bog'ning mavjudligini ko'rsatadi, ya'ni. bu uch tomonlama bog'lanishdir. Asetilen formulasi HC = CH shaklida yoziladi.

Kimyoning eng qiyin savollaridan biri - bu uglerod atomlari orasidagi bog'lanishning tabiatini aniqlashdir. aromatik birikmalar , xususan, benzol molekulasida C 6 H (.. Benzol molekulasi tekis, uglerod atomlari bog'lari orasidagi burchaklar tengdir.

Guruch. 1.19.

a - formulali model: 6 - ^ -uglerod atomlarining orbitallari va uglerod atomlari bilan uglerod va vodorod atomlari orasidagi a-bog’lar; v- o'rtasidagi p-aholi va l-bog'lanishlar

uglerod atomlari

120 °, bu taklif qiladi.^ - uglerod atomlarining tashqi orbitallarining gibridlanishi. Odatda benzol molekulasi rasmda ko'rsatilganidek tasvirlangan guruch. 1.19, a.

Ko'rinishidan, benzolda uglerod atomlari orasidagi bog'lanish kuchliroq bo'lgani uchun C = C qo'sh bog'idan uzunroq bo'lishi kerak. Biroq, benzol molekulasining tuzilishini o'rganish shuni ko'rsatadiki, benzol halqasidagi uglerod atomlari orasidagi barcha masofalar bir xil.

Molekulaning bu xususiyati barcha uglerod atomlarining gibrid bo'lmagan p-orbitallari "yon" qismlari bilan bir-birining ustiga tushishi bilan yaxshi izohlanadi (1.19-rasm, b), shuning uchun uglerod atomlari orasidagi barcha yadrolararo masofalar tengdir. Shaklda. 1.19, v bir-birining ustiga chiqishi natijasida hosil bo'lgan uglerod atomlari orasidagi a-bog'larni ko'rsatadi sp 2 - gibrid orbitallar.

Atomlar orasidagi bog'lanish energiyasi uglerod benzol molekulasida C 6 H 6 -505 kJ / mol ga teng va bu bu aloqalarning oraliq ekanligini ko'rsatadi. orasida bitta va qo'sh aloqalar. E'tibor bering, benzol molekulasidagi p-orbitallarning elektronlari yopiq holda harakat qiladi olti burchakli, va ular delokalizatsiya qilingan(aniq bir joyga murojaat qilmang).

Atomlarni bir-biri bilan bog'laydigan kuchlar bir xil elektr tabiatiga ega. Ammo bu kuchlarning paydo bo'lish va namoyon bo'lish mexanizmidagi farq tufayli kimyoviy bog'lanishlar turli xil bo'lishi mumkin.

Farqlash uch mayor turivalentlik kimyoviy bog'lanish: kovalent, ion va metall.

Ularga qo'shimcha ravishda quyidagilar katta ahamiyatga ega va taqsimlanadi: vodorod bo'lishi mumkin bo'lgan aloqa valentlik va bog'lanmagan, va bog'lanmagan kimyoviy bog'lanish - m molekulalararo ( yoki Van der Vaals), molekulalarning nisbatan kichik assotsiatsiyalarini va ulkan molekulyar birikmalarni - super va supramolekulyar nanostrukturalarni hosil qiladi.

Kovalent kimyoviy bog'lanish (atom, gomeopolar) -

bu kimyoviy bog'lanish amalga oshiriladi umumiy o'zaro ta'sir qiluvchi atomlar uchun bitta-uchelektron juftlari .

Bu aloqa - ikki elektronli va ikki markazli(2 ta atom yadrosini bog'laydi).

Bunday holda, kovalent bog'lanish eng keng tarqalgan va eng keng tarqalgan turi Ikkilik birikmalardagi valent kimyoviy bog'lanishlar - orasida a) metall bo'lmaganlar atomlari va b) amfoter metallar va metall bo'lmaganlar atomlari.

ga misollar: H-H (vodorod molekulasida H 2); to'rtta S-O bog'lari (SO 4 2- ionida); uchta Al-H aloqasi (AlH 3 molekulasida); Fe-S (FeS molekulasida) va boshqalar.

Xususiyatlari kovalent bog'lanish - uning diqqat va to'yinganlik.

Diqqat - kovalent bog'lanishning eng muhim xossasi, dan

molekulalar va kimyoviy birikmalarning tuzilishiga (konfiguratsiyasi, geometriyasiga) bog'liq. Kovalent bog'lanishning fazoviy yo'nalishi moddaning kimyoviy va kristal-kimyoviy tuzilishini belgilaydi. Kovalent bog'lanish har doim valentlik elektronlarning atom orbitallarining maksimal qoplanishiga qaratilgan umumiy elektron buluti va eng kuchli kimyoviy bog'lanish hosil bo'lishi bilan o'zaro ta'sir qiluvchi atomlar. Diqqat turli moddalar molekulalari va qattiq jismlarning kristallaridagi atomlarning bog'lanish yo'nalishlari orasidagi burchaklar shaklida ifodalanadi.

To'yinganlik Mulk hisoblanadi, bu kovalent bog'lanishni zarrachalarning o'zaro ta'sirining boshqa barcha turlaridan ajratib turadi. atomlarning cheklangan miqdordagi kovalent aloqalar hosil qilish qobiliyati, chunki bog'lovchi elektronlarning har bir jufti faqat hosil bo'ladi valentlik qarama-qarshi yo'naltirilgan spinli elektronlar, atomdagi soni cheklangan valentlik, 1 - 8. Bunday holda, kovalent bog'lanish hosil qilish uchun bir xil atom orbitalidan ikki marta foydalanish taqiqlanadi (Pauli printsipi).

Valentlik Valentli kimyoviy bog'lanishlar hosil qilish uchun atomning ma'lum miqdordagi boshqa atomlarni biriktirish yoki almashtirish qobiliyatidir.

Spin nazariyasiga ko'ra kovalent bog'lanish valentlik belgilangan yer yoki qo'zg'aluvchan holatdagi atomdagi juftlashtirilmagan elektronlar soni .

Shunday qilib, turli xil elementlar ma'lum miqdordagi kovalent bog'lanishlarni hosil qilish qobiliyati qabul qilish bilan cheklanadi ularning atomlarining qo'zg'aluvchan holatidagi juftlanmagan elektronlarning maksimal soni.

Atomning qo'zg'aluvchan holati Tashqi tomondan olingan qo'shimcha energiyaga ega bo'lgan atomning holati bug'lash bir atom orbitalini egallagan antiparallel elektronlar, ya'ni. bu elektronlardan birining juftlashgan holatdan erkin (bo'sh) orbitalga o'tishi xuddi shu yoki yaqin energiya darajasi.

Masalan, sxema to'ldirish s-, p-AO va valentlik (V) kaltsiy atomida Ca asosan va hayajonlangan holat quyidagi:

Shuni ta'kidlash kerakki, atomlar to'yingan valentlik bog'lari bilan shakllanishi mumkin qo'shimcha kovalent bog'lanishlar donor-akseptor yoki boshqa mexanizm orqali (masalan, murakkab birikmalarda).

Kovalent bog'lanish balkimqutbli vaqutbsiz .

Kovalent bog'lanish qutbsiz , e agar umumiy valent elektronlar teng ravishda O'zaro ta'sir qiluvchi atomlarning yadrolari o'rtasida taqsimlanadi, atom orbitallarining (elektron bulutlari) bir-biriga yopishgan hududi ikkala yadro tomonidan bir xil kuch bilan tortiladi va shuning uchun maksimal umumiy elektron zichligi ularning birortasiga ham moyil emas.

Ushbu turdagi kovalent bog'lanish ikki bo'lganda paydo bo'ladi xuddi shu element atomlari. Yagona atomlar orasidagi kovalent bog'lanish ham chaqiriladi atom yoki gomeopolar .

Polar ulanish vujudga keladi turli kimyoviy elementlarning ikkita atomining o'zaro ta'sirida, agar atomlardan biri kattaroq qiymatga bog'liq bo'lsa elektromanfiylik valentlik elektronlarini kuchliroq tortadi va keyin umumiy elektron zichligi shu atom tomon ozmi-koʻpmi siljiydi.

Qutbli aloqa bilan atomlardan birining yadrosida elektronni topish ehtimoli ikkinchisinikidan yuqori.

Qutbning sifat xususiyatlari aloqa -

nisbiy elektromanfiyliklarning farqi (| ‌‌‌‌‌‌‌∆OEO |)‌‌‌ bog'liq atomlar : qanchalik katta bo'lsa, kovalent bog'lanish shunchalik qutbli bo'ladi.

Qutbning miqdoriy xarakteristikalari aloqa, bular. bog'lanish va murakkab molekulaning qutblilik o'lchovi - dipolning elektr momenti m sv ga teng mahsulotdipol uzunligi l bo'yicha samarali zaryad d d : μ sv = δ ∙ l d . o'lchov birligi μ sv- Debay. 1Debye = 3,3.10 -30 Cl / m.

Elektr dipol Ikki teng va qarama-qarshi elektr zaryadlarining elektr neytral tizimi + δ va - δ .

Dipol momenti (dipolning elektr momenti m sv ) – vektor miqdori ... Bu umumiy qabul qilingan vektor yo'nalishi (+) dan (-) gacha mos keladi umumiy elektron zichligi hududining siljish yo'nalishi bilan(jami elektron bulut) qutblangan atomlar.

Murakkab ko'p atomli molekulaning umumiy dipol momenti undagi qutb bog'larining soni va fazoviy yo'nalishiga bog'liq. Shunday qilib, dipol momentlarini aniqlash nafaqat molekulalardagi bog'lanishlarning tabiatini, balki ularning kosmosda joylashishini ham hukm qilish imkonini beradi, ya'ni. molekulaning fazoviy konfiguratsiyasi haqida.

Elektromanfiylik farqining ortishi bilan | ‌‌‌‌‌‌∆OEO | ‌‌‌ rishta hosil qiluvchi atomlar, dipolning elektr momenti ortadi.

Shuni ta'kidlash kerakki, bog'lanishning dipol momentini aniqlash qiyin va har doim ham hal etilmaydigan masala (bog'larning o'zaro ta'siri, noma'lum yo'nalish). μ sv va hokazo.).

Kovalent bog'lanishlarni tavsiflashning kvant mexanik usullari – tushuntiring kovalent bog'lanishning hosil bo'lish mexanizmi.

V. Geytler va F. London tomonidan olib borilgan, uni. olimlar (1927), vodorod molekulasi H 2 da kovalent bog'lanish hosil bo'lishining energiya balansini hisoblash imkonini berdi. xulosa: kovalent bog'lanishning tabiati; boshqa har qanday kimyoviy bog'lanish kabi, dan iboratkvant mexanik mikrotizimi sharoitida yuzaga keladigan elektr o'zaro ta'siri.

Kovalent kimyoviy bog'lanishning hosil bo'lish mexanizmini tavsiflash uchun foydalaning ikkita taxminiy kvant mexanik usullari :

valent bog'lanishlar va molekulyar orbitallar – eksklyuziv emas, balki bir-birini to'ldiradi.

2.1. Valentlik bog'lanish usuli (MVS yokimahalliylashtirilgan elektron juftliklar ), 1927 yilda V. Geytler va F. London tomonidan taklif qilingan, quyidagilarga asoslanadi qoidalari :

1) ikki atom o'rtasidagi kimyoviy bog'lanish atom orbitallarining qisman qoplanishi natijasida qarama-qarshi spinli qo'shma elektron juftining umumiy elektron zichligi hosil bo'lishi natijasida yuzaga keladi, bu har bir yadro atrofidagi kosmosning boshqa hududlariga qaraganda yuqori;

2) kovalent bog'lanish faqat elektronlar antiparallel spinlar bilan o'zaro ta'sirlashganda hosil bo'ladi, ya'ni. qarama-qarshi ishorali spin kvant sonlari m S = + 1/2 ;

3) kovalent bog'lanishning xarakteristikalari (energiya, uzunlik, qutblilik va boshqalar) aniqlanadi mehribon rishtalar (s –, π –, δ –), AO ning bir-biriga mos keladigan darajasi(u qanchalik katta bo'lsa, kimyoviy bog'lanish shunchalik kuchli bo'ladi, ya'ni bog'lanish energiyasi shunchalik yuqori va uzunligi qisqaroq bo'ladi), elektromanfiylik o'zaro ta'sir qiluvchi atomlar;

4) MVC bo'ylab kovalent bog'lanish hosil bo'lishi mumkin ikki usulda (ikki mexanizm) , tubdan farq qiladi, lekin bir xil natijaga ega – Ikkala o'zaro ta'sir qiluvchi atomlar tomonidan bir juft valent elektronning sotsializatsiyasi: a) bir elektronli atom orbitallarining qarama-qarshi elektron spinlari bilan bir-birining ustiga chiqishi tufayli almashinuv; qachon Har bir atom har bir bog'lanish uchun bir-birining ustiga chiqadigan bitta elektronni beradi - bunda bog'lanish qutbli yoki qutbsiz bo'lishi mumkin, b) donor-akseptor, bir atomning ikki elektronli AO va ikkinchisining erkin (bo'sh) orbitali tufayli; yoqilgan kimga bir atom (donor) bog'lanish uchun juftlashgan holatda orbitalda bir juft elektronni, ikkinchi atom (akseptor) esa erkin orbitalni ta'minlaydi. Bunday holda, paydo bo'ladi qutbli aloqa.

2.2. Kompleks (muvofiqlashtiruvchi) aloqalar, murakkab bo'lgan ko'plab molekulyar ionlar,(ammiak, bor tetragidrid va boshqalar) donor-akseptor bog'i - aks holda koordinatsion bog' ishtirokida hosil bo'ladi.

Masalan, ammoniy ioni NH 3 + H + = NH 4 + hosil bo'lish reaksiyasida ammiak molekulasi NH 3 juft elektronning donori, H + proton esa akseptor hisoblanadi.

Reaksiyada BH 3 + H - = BH 4 - elektron juft donor rolini gidrid ioni H - bajaradi va qabul qiluvchi bo'lgan BH 3 bor gidrid molekulasi bo'lib, unda bo'sh AO mavjud.

Kimyoviy bog'lanishning ko'pligi. Ulanishlar σ -, π – , δ –.

Har xil turdagi AO (eng kuchli kimyoviy bog'lanishlar o'rnatilishi bilan) ularning energiya yuzasining turli shakllari tufayli kosmosda ma'lum bir yo'nalishga ega bo'lganda maksimal darajada mos keladi.

AO turi va ularning bir-biriga yopishish yo'nalishi aniqlanadi σ -, π – , δ - aloqalar:

σ (sigma) – ulanish – har doim shunday Odinor (oddiy) rishta qisman ustma-ust tushishidan kelib chiqadi bir juft s -, p x -, d - OAJeksa bo'ylab , birlashtiruvchi yadro o'zaro ta'sir qiluvchi atomlar.

Yagona havolalar har doim bor σ - ulanishlar.

Bir nechta havolalar – p (pi) - (shuningdek δ (delta ) -Ulanishlar),ikki barobar yoki uchlik mos ravishda amalga oshiriladigan kovalent bog'lanishlarikki yokiuch juftlikda elektronlar ularning atom orbitallari ustma-ust tushganda.

p (pi) - ulanish bir-biriga yopishganda amalga oshiriladi R y -, p z - va d - OAJ yoqilgan yadrolarni birlashtiruvchi o'qning ikkala tomoni atomlar, o'zaro perpendikulyar tekisliklarda ;

δ (delta ) - ulanish ustma-ust tushganda yuzaga keladi ikkita d-orbital joylashgan parallel tekisliklarda .

Eng bardoshli σ -, π – , δ - ulanishlar hisoblanadi s - bog'lanish , lekin π - ustiga qo'yilgan ulanishlar σ - bog'lanish, yanada kuchliroq shakllanish bir nechta obligatsiyalar: ikki va uch.

Har qanday ikki tomonlama aloqa dan tashkil topgan bitta σ – va bitta π – ulanishlar, uchlik -dan bittaσ – va ikkiπ – ulanishlar.