Атом эсвэл ковалент химийн холбоо. Ковалент холбоо

гэх мэт ойлголтын талаар анх удаа ковалент холбооГилберт Ньютон Льюис хоёр электроныг нийгэмшүүлэх гэж тодорхойлсон нээлтийн дараа химийн эрдэмтэд ярьж эхэлсэн. Хожим нь судалгаагаар ковалент холболтын зарчмыг тайлбарлах боломжтой болсон. Үг ковалентатомын бусад атомуудтай холбоо үүсгэх чадвар гэж химийн хүрээнд авч үзэж болно.

Жишээгээр тайлбарлая:

Цахилгаан сөрөг байдлын хувьд бага зэрэг ялгаатай хоёр атом байдаг (C ба CL, C ба H). Дүрмээр бол эдгээр нь үнэт хийн электрон бүрхүүлийн бүтцэд аль болох ойр байдаг.

Эдгээр нөхцөл хангагдсан тохиолдолд эдгээр атомуудын цөмд нийтлэг электрон хос руу таталцал үүсдэг. Энэ тохиолдолд электрон үүл нь ковалент бондын нэгэн адил бие биентэйгээ давхцдаггүй бөгөөд энэ нь электрон нягтрал дахин хуваарилагдаж, системийн энерги өөрчлөгддөг тул хоёр атомын найдвартай холболтыг баталгаажуулдаг. нь нөгөө атомын электрон үүл нэг атомын цөм хоорондын орон зайд "татах"-ын улмаас үүсдэг. Электрон үүлний харилцан давхцал илүү өргөн байх тусам холболтыг илүү хүчтэй гэж үздэг.

Эндээс, ковалент холбоо- энэ нь хоёр атомд хамаарах хоёр электроныг харилцан нийгэмшүүлэх замаар үүссэн формаци юм.

Дүрмээр бол молекулын болор тортой бодисууд нь ковалент холбоогоор үүсдэг. Онцлог шинж чанарууд нь бага температурт хайлах, буцалгах, усанд уусах чадвар муу, цахилгаан дамжуулах чадвар багатай байдаг. Эндээс бид дүгнэж болно: германи, цахиур, хлор, устөрөгч зэрэг элементүүдийн бүтэц нь ковалент холбоонд суурилдаг.

Энэ төрлийн холболтын шинж чанарууд:

Хангалттай байдал.Энэ шинж чанарыг ихэвчлэн тодорхой атомуудын үүсгэж болох бондын хамгийн их тоо гэж ойлгодог. Энэ хэмжээг тогтооно нийт тоохимийн холбоо үүсгэхэд оролцож болох атомын орбиталууд. Нөгөө талаас атомын валентийг энэ зорилгоор аль хэдийн ашигласан орбиталуудын тоогоор тодорхойлж болно.
Төвлөр. Бүх атомууд хамгийн хүчтэй холбоог бий болгохыг хичээдэг. Хоёр атомын электрон үүлний орон зайн чиг баримжаа нь хоорондоо давхцаж байгаа тул хамгийн их хүч чадалд хүрдэг. Нэмж дурдахад чиг хандлага гэх мэт ковалент холболтын яг энэ шинж чанар нь молекулуудын орон зайн зохион байгуулалтад нөлөөлдөг, өөрөөр хэлбэл тэдний "геометрийн хэлбэр" -ийг хариуцдаг.
Туйлшрах чадвар.Энэ байр суурь нь хоёр төрлийн ковалент бонд байдаг гэсэн санаан дээр суурилдаг.

туйлт эсвэл тэгш бус. Энэ төрлийн холбоог зөвхөн өөр өөр төрлийн атомууд үүсгэж болно, өөрөөр хэлбэл. электрон сөрөг чанар нь ихээхэн өөр өөр байдаг, эсвэл хуваалцсан электрон хос тэгш хэмтэй бус хуваарилагдсан тохиолдолд.
цахилгаан сөрөг чанар нь бараг тэнцүү, электрон нягтын тархалт нь жигд атомуудын хооронд үүсдэг.

Үүнээс гадна тодорхой тоон үзүүлэлтүүд байдаг:

Харилцааны энерги. Энэ параметр нь туйлын холбоог түүний хүч чадлын хувьд тодорхойлдог. Эрчим хүч гэдэг нь хоёр атомын хоорондын холбоог таслахад шаардлагатай дулааны хэмжээ, түүнчлэн тэдгээрийн холболтын явцад ялгарсан дулааны хэмжээг хэлнэ.
Доод холболтын уртмолекулын химийн хувьд хоёр атомын цөмийн хоорондох шулуун шугамын уртыг ойлгодог. Энэ параметр нь холболтын бат бөх чанарыг мөн тодорхойлдог.
Диполь момент- валентын холбооны туйлшралыг тодорхойлдог хэмжигдэхүүн.

Энэ нийтлэлд ковалент туйлшгүй холбоо гэж юу болох талаар өгүүлнэ. Түүний шинж чанар, түүнийг үүсгэдэг атомуудын төрлийг тайлбарласан болно. Бусад төрлийн атомын нэгдлүүдийн дунд ковалент бондын байр суурийг харуулав.

Физик эсвэл хими?

Нийгэмд ийм үзэгдэл байдаг: нэгэн төрлийн бүлгийн нэг хэсэг нь нөгөөг нь оюун ухаан муутай, илүү болхи гэж үздэг. Жишээлбэл, Британичууд Ирландчуудыг шоолж, утсаар тоглодог хөгжимчид виолончель хөгжимчид, Оросын оршин суугчид Чукотка угсаатны төлөөлөгчдийг шоолон инээдэг. Харамсалтай нь шинжлэх ухаан ч үл хамаарах зүйл биш: физикчид химичийг хоёрдугаар зэрэглэлийн эрдэмтэд гэж үздэг. Гэсэн хэдий ч тэд үүнийг дэмий хоосон хийдэг: физик гэж юу вэ, хими гэж юу болохыг салгахад заримдаа маш хэцүү байдаг. Ийм жишээ нь бодис дахь атомуудыг нэгтгэх аргууд байж болно (жишээлбэл, ковалент туйлшгүй холбоо): атомын бүтэц нь тодорхой физик юм; төмөр, хүхэрээс төмрийн сульфид үйлдвэрлэх нь Fe ба S-ээс ялгаатай шинж чанартай байдаг. хими, гэхдээ хоёр өөр атомаас нэг төрлийн нэгдэл хэрхэн гардаг вэ - нэг нь ч биш, нөгөө нь ч биш. Энэ нь хаа нэгтээ байдаг, гэхдээ уламжлалт байдлаар холбох шинжлэх ухааныг химийн нэг салбар болгон судалдаг.

Цахим түвшин

Атом дахь электронуудын тоо, зохион байгуулалтыг үндсэн, орбитал, соронзон, спин гэсэн дөрвөн квант тоогоор тодорхойлдог. Тэгэхээр энэ бүх тоонуудын нийлбэрээс харахад эхний тойрог замд хоёрхон s-электрон, хоёрдугаарт хоёр s-электрон, зургаан p-электрон гэх мэт. Цөмийн цэнэг нэмэгдэхийн хэрээр электронуудын тоо нэмэгдэж, улам олон түвшинг дүүргэдэг. Бодисын химийн шинж чанар нь түүний атомын бүрхүүлд хичнээн, ямар төрлийн электрон байгаагаар тодорхойлогддог. Хоёр атомын гаднах тойрог замд нэг чөлөөт электрон байвал туйл ба туйлт бус ковалент холбоо үүснэ.

Ковалентын холбоо үүсэх

Эхлээд атомын электрон бүрхүүл дэх электронуудтай холбоотой "орбит" ба "байрлал" гэж хэлэх нь буруу гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй. Heisenberg-ийн зарчмын дагуу яг байршлыг тогтооно энгийн бөөмсболомжгүй. Энэ тохиолдолд тодорхой зайд цөмийн эргэн тойронд "түрхсэн" мэт электрон үүлний тухай ярих нь илүү зөв байх болно. Тэгэхээр, хэрэв хоёр атом (заримдаа ижил, заримдаа өөр өөр химийн элементүүд) тус бүр нэг чөлөөт электронтой бол тэдгээрийг нийтлэг тойрог замд нэгтгэж чадна. Тиймээс хоёр электрон хоёулаа нэгэн зэрэг хоёр атомд хамаарна. Ийм байдлаар жишээлбэл, ковалент туйлт бус холбоо үүсдэг.

Ковалентын бондын шинж чанарууд

Ковалентын холбоо нь чиглэл, ханалт, туйлшрал, туйлшрал гэсэн дөрвөн шинж чанартай байдаг. Тэдний чанараас хамааран өөр өөр байх болно Химийн шинж чанарҮүссэн бодисын: ханалт нь энэ атом хичнээн бонд үүсгэх чадвартайг харуулдаг, чиглэл нь бондын хоорондох өнцгийг харуулдаг, туйлшрал нь нягтралыг бонд оролцогчдын аль нэг рүү шилжүүлэх замаар тогтоогддог. Туйлшрал нь электрон сөрөг гэх мэт ойлголттой холбоотой бөгөөд ковалент туйлшгүй холбоо нь туйлшралаас хэрхэн ялгаатай болохыг харуулдаг. Ерөнхийдөө атомын электрон сөрөг чанар нь тогтвортой молекул дахь хөршүүдээс электрон татах (эсвэл няцаах) чадвар юм. Жишээлбэл, хамгийн электрон сөрөг химийн элементүүд нь хүчилтөрөгч, азот, фтор, хлор юм. Хэрэв хоёр өөр атомын цахилгаан сөрөг чанар ижил байвал ковалент туйлшгүй холбоо үүснэ. Ихэнх тохиолдолд энэ нь ижил химийн бодисын хоёр атомыг молекул болгон нэгтгэсэн тохиолдолд тохиолддог, жишээ нь H 2, N 2, Cl 2. Гэхдээ энэ нь заавал байх албагүй: PH 3 молекулуудад ковалент холбоо нь туйлшралгүй байдаг.

Ус, болор, плазм

Байгальд хэд хэдэн төрлийн бонд байдаг: устөрөгч, металл, ковалент (туйлт, туйлт бус), ион. Бонд нь дүүргэгдээгүй электрон бүрхүүлийн бүтцээр тодорхойлогддог бөгөөд бодисын бүтэц, шинж чанарыг хоёуланг нь тодорхойлдог. Нэрнээс нь харахад металлын холбоо нь зөвхөн тодорхой химийн бодисын талстуудад байдаг. Энэ нь металлын атомуудын хоорондох холболтын төрөл бөгөөд тэдгээрийн дамжуулах чадварыг тодорхойлдог цахилгаан. Чухамдаа энэ өмч дээр орчин үеийн соёл иргэншил бий болсон. Хүний хувьд хамгийн чухал бодис болох ус нь хүчилтөрөгчийн нэг атом ба устөрөгчийн хоёр атомын хоорондох ковалент холболтын үр дүн юм. Эдгээр хоёр холболтын хоорондох өнцөг нь усны өвөрмөц шинж чанарыг тодорхойлдог. Уснаас гадна олон бодисууд нь атомууд нь ковалент холбоогоор (туйлт ба туйлт бус) холбогдсон байдаг тул ашигтай шинж чанартай байдаг. Ионы холбоо нь ихэвчлэн талстуудад байдаг. Лазерын ашигтай шинж чанарууд нь хамгийн их үзүүлэлт юм. Одоо тэд янз бүрийн хэлбэрээр ирдэг: хий, шингэн, тэр ч байтугай органик будаг хэлбэрээр ажилладаг шингэнтэй. Гэхдээ хатуу төлөвт лазер нь хүч, хэмжээ, зардлын оновчтой харьцаатай хэвээр байна. Гэсэн хэдий ч молекул дахь атомуудын бусад төрлийн харилцан үйлчлэлийн нэгэн адил ковалент поляр бус химийн холбоо нь гурван төрлийн бодисуудад байдаг. нэгтгэх төлөвүүд: хатуу, шингэн, хий. Материйн дөрөв дэх агрегат төлөвийн хувьд плазмын хувьд холболтын талаар ярих нь утгагүй юм. Үнэн хэрэгтээ энэ нь өндөр ионжуулсан халсан хий юм. Гэсэн хэдий ч хэвийн нөхцөлд хатуу байдаг бодисын молекулууд - металл, галоген гэх мэт - плазмын төлөвт байж болно. Материйн энэхүү нэгтгэсэн төлөв нь орчлон ертөнцийн хамгийн том эзэлхүүнийг эзэлдэг нь анхаарал татаж байна: одод, мананцар, тэр ч байтугай од хоорондын орон зай нь холимог юм. янз бүрийн төрөлплазм. Хамгийн жижиг хэсгүүд, холбооны хиймэл дагуулын нарны хавтан руу нэвтэрч, GPS системийг идэвхгүй болгож чаддаг, тоосжилттой нам температурт плазм юм. Тиймээс хүмүүст танил болсон ертөнц бөгөөд түүний төрлийг мэдэх нь чухал юм химийн холбоободисууд нь бидний эргэн тойрон дахь орчлон ертөнцийн маш өчүүхэн хэсгийг төлөөлдөг.

Ковалент холбоо нь ижил буюу ижил төстэй цахилгаан сөрөг утгатай харилцан үйлчлэлээр явагддаг химийн холболтын хамгийн түгээмэл төрөл юм.

Ковалент холбоо нь электрон хосуудыг ашиглан атомуудын хоорондох холбоо юм.

Электроныг нээсний дараа химийн бондын электрон онолыг боловсруулах олон оролдлого хийсэн. Хамгийн амжилттай нь Льюисийн (1916) бүтээлүүд байсан бөгөөд тэрээр холбоо үүсэхийг хоёр атомд нийтлэг электрон хосууд үүссэний үр дагавар гэж үзэхийг санал болгосон. Үүнийг хийхийн тулд атом бүр ижил тооны электроныг оруулж, язгуур хийн гадаад электрон тохиргоонд хамаарах октет эсвэл давхар электроноор өөрийгөө хүрээлэхийг оролддог. Графикийн хувьд Льюисын аргыг ашиглан хосгүй электронуудын улмаас ковалент холбоо үүсэхийг атомын гаднах электронуудыг харуулсан цэгүүдийг ашиглан дүрсэлсэн болно.

Льюисийн онолын дагуу ковалент холбоо үүсэх

Ковалентын холбоо үүсэх механизм

Ковалентын бондын гол шинж чанар нь химийн хувьд холбогдсон хоёр атомд хамаарах нийтлэг электрон хос байх явдал юм, учир нь хоёр цөмийн үйл ажиллагааны талбарт хоёр электрон байх нь электрон тус бүрийн талбарт байхаас энергийн хувьд илүү таатай байдаг. өөрийн цөм. Нийтлэг электрон холбоо үүсэх нь янз бүрийн механизмаар, ихэнхдээ солилцоо, заримдаа донор-хүлээн авагч механизмаар дамждаг.

Ковалентын холбоо үүсэх солилцооны механизмын зарчмын дагуу харилцан үйлчлэлцэж буй атом бүр ижил тооны электроныг эсрэг параллель спинээр хангадаг. Жишээ нь:

Ковалентын холбоо үүсэх ерөнхий схем: а) солилцооны механизмын дагуу; б) донор-хүлээн авагч механизмын дагуу

Донор-хүлээн авагч механизмын дагуу янз бүрийн бөөмс харилцан үйлчлэх үед хоёр электрон холбоо үүсдэг. Тэдний нэг нь донор юм Х:Хуваалцаагүй хос электронтой (энэ нь зөвхөн нэг атомд харьяалагддаг), нөгөө нь хүлээн авагч юм. IN- сул тойрог замтай.

Хоёр электроныг (хуваалцаагүй хос электрон) холбож өгөх бөөмийг донор, энэ хос электроныг хүлээн авах хоосон орбиталтай бөөмийг акцептор гэнэ.

Нэг атомын хоёр электрон үүл ба нөгөө атомын хоосон орбиталаас болж ковалент холбоо үүсэх механизмыг донор хүлээн авагч механизм гэнэ.

Донор-хүлээн авагчийн холбоог хагас туйлт гэж нэрлэдэг, учир нь донор атом дээр хэсэгчилсэн үр дүнтэй эерэг цэнэг δ+ үүсдэг (түүний хуваалцаагүй хос электронууд түүнээс хазайсантай холбоотой), мөн хэсэгчилсэн үр дүнтэй сөрөг цэнэг δ- гарч ирдэг. хүлээн авагч атом (улмаас , донорын хуваалцаагүй электрон хос түүний чиглэлд шилжилт байгаа).

Энгийн электрон хос донорын жишээ бол H ион юм — , энэ нь хуваалцаагүй электрон хостой. Төв атом нь чөлөөт тойрог замтай молекулд сөрөг гидридийн ион нэмсэний үр дүнд (диаграммд хоосон квант эс гэж заасан) жишээ нь BH 3 цогцолбор ион BH 4 үүсдэг. — сөрөг цэнэгтэй (Н — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4 ] -) :

Электрон хос хүлээн авагч нь устөрөгчийн ион буюу зүгээр л H + протон юм. Төв атом нь хуваагдаагүй электрон хостой молекулд, жишээ нь NH 3-д нэмэгдэх нь NH 4+ цогцолбор ион үүсэхэд хүргэдэг боловч эерэг цэнэгтэй:

Валент холболтын арга

Эхлээд ковалент холболтын квант механик онолУстөрөгчийн молекулыг тайлбарлах зорилгоор Хайтлер, Лондон нар (1927 онд) бүтээсэн бөгөөд дараа нь Полинг олон атомт молекулуудад хэрэглэсэн. Энэ онолыг гэж нэрлэдэг валентын бондын арга, үндсэн заалтуудыг дараах байдлаар товч дүгнэж болно.

молекул дахь атомын хос бүрийг нэг буюу хэд хэдэн хос электроноор барьж, харилцан үйлчлэгч атомуудын электрон орбиталууд давхцдаг;
бондын хүч нь электрон орбиталуудын давхцлын зэргээс хамаарна;
ковалент холбоо үүсэх нөхцөл нь электрон эргэлтийн эсрэг чиглэл юм; Үүний улмаас цөмийн хоорондын орон зайд хамгийн их электрон нягтрал бүхий ерөнхий электрон тойрог зам үүсдэг бөгөөд энэ нь эерэг цэнэгтэй цөмүүдийг бие биедээ татахыг баталгаажуулж, системийн нийт энергийн бууралт дагалддаг.

Атомын орбиталуудын эрлийзжилт

Орон зайд өөр өөр хэлбэр, өөр өөр чиглэлтэй s-, p- эсвэл d-орбиталуудын электронууд ковалент холбоо үүсэхэд оролцдог ч олон нэгдлүүдэд эдгээр холбоо нь эквивалент болж хувирдаг. Энэ үзэгдлийг тайлбарлахын тулд "эрлийзжих" гэсэн ойлголтыг нэвтрүүлсэн.

Гибридизаци гэдэг нь тойрог замуудыг хэлбэр, энергийн хувьд холих, зэрэгцүүлэх үйл явц бөгөөд энэ үед эрчим хүчний хувьд ойр орбиталуудын электрон нягтууд дахин хуваарилагдаж, үүний үр дүнд тэд эквивалент болдог.

Гибридизацийн онолын үндсэн заалтууд:

Гибридизацийн үед анхны хэлбэрба тойрог замууд харилцан өөрчлөгдөж, шинэ, эрлийзжүүлсэн орбиталууд үүсдэг боловч жигд бус 8-ын дүрсийг санагдуулам ижил энергитэй, ижил хэлбэртэй байдаг.
Эрлийзжүүлсэн орбиталуудын тоо нь эрлийзжүүлэхэд оролцсон гаралтын орбиталуудын тоотой тэнцүү байна.
Эрлийзжүүлэхэд ижил төстэй энергитэй тойрог замууд (гадна энергийн түвшний s- ба p-орбиталууд ба гадаад эсвэл урьдчилсан түвшний d-орбиталууд) оролцож болно.
Эрлийзжүүлсэн орбиталууд нь химийн холбоо үүсэх чиглэлд илүү уртассан байдаг тул хөрш атомын орбиталуудтай илүү сайн давхцдаг тул энэ нь бие даасан эрлийз бус орбиталуудын электронуудаас үүссэнээс илүү хүчтэй болдог.
Илүү хүчтэй холбоо үүсч, молекул дахь электрон нягтралын тэгш хэмтэй тархалтаас болж эрлийзжүүлэх үйл явцад шаардагдах эрчим хүчний зарцуулалтыг тодорхой хэмжээгээр нөхдөг энергийн өсөлтийг олж авдаг.
Эрлийзжүүлсэн тойрог замууд нь бие биенээсээ хамгийн их зайд байхаар орон зайд чиглэсэн байх ёстой; энэ тохиолдолд түлхэлтийн энерги хамгийн бага байна.
Гибридизацийн төрлийг гаралтын орбиталуудын төрөл, тоогоор тодорхойлж, бондын өнцгийн хэмжээ, молекулуудын орон зайн тохиргоог өөрчилдөг.

Эрлийзжүүлсэн орбиталуудын хэлбэр ба бондын өнцгийн хэлбэр (орбиталуудын тэгш хэмийн тэнхлэг хоорондын геометрийн өнцөг) эрлийзжүүлэлтийн төрлөөс хамааран: a) sp-гибридизаци; b) sp 2 эрлийзжүүлэх; в) sp 3-ийн эрлийзжилт

Молекул (эсвэл молекулын бие даасан хэсгүүд) үүсгэх үед дараахь төрлийн эрлийзжилт ихэвчлэн тохиолддог.

Sp-ийн эрлийзжүүлэлтийн ерөнхий схем

Sp-эрлийзжүүлсэн орбиталуудын электронуудын оролцоотойгоор үүссэн холбоог мөн 180 0 өнцгөөр байрлуулсан бөгөөд энэ нь молекулын шугаман хэлбэрт хүргэдэг. Энэ төрлийн эрлийзжилт нь хоёр дахь бүлгийн (Be, Zn, Cd, Hg) элементүүдийн галидад ажиглагддаг бөгөөд тэдгээрийн атомууд нь валентын төлөвт хосгүй s- ба p-электронуудтай байдаг. Шугаман хэлбэр нь бусад элементийн молекулуудад (0=C=0,HC≡CH) мөн онцлог шинж чанартай бөгөөд тэдгээрт sp-эрлийзжсэн атомуудаар холбоо үүсдэг.

Атом орбиталуудын sp 2 эрлийзжүүлэлтээс үүдэлтэй атомын орбиталуудын sp 2 эрлийзжүүлэлтийн схем ба молекулын хавтгай гурвалжин хэлбэртэй.

Энэ төрлийн эрлийзжилт нь гурав дахь бүлгийн p-элементүүдийн молекулуудад хамгийн түгээмэл байдаг бөгөөд өдөөгдсөн төлөвт байгаа атомууд нь гадаад электрон бүтэцтэй байдаг ns 1 np 2, энд n нь элемент байрлах хугацааны тоо юм. . Тиймээс молекулуудад BF 3, BCl 3, AlF 3 болон бусад холбоо нь төв атомын sp 2 эрлийзжүүлсэн орбиталуудын улмаас үүсдэг.

Атомын орбиталуудын sp 3 эрлийзжүүлэлтийн схем

Төв атомын эрлийзжүүлсэн орбиталуудыг 109 0 28` өнцгөөр байрлуулах нь молекулуудыг тетраэдр хэлбэртэй болгодог. Энэ нь дөрвөн валент нүүрстөрөгчийн CH 4, CCl 4, C 2 H 6 болон бусад алкануудын ханасан нэгдлүүдийн хувьд маш энгийн зүйл юм. Төв атомын валентын орбиталуудын sp 3 - эрлийзжсэний улмаас тетраэдр бүтэцтэй бусад элементүүдийн нэгдлүүдийн жишээ бол дараахь ионууд юм: BH 4 -, BF 4 -, PO 4 3-, SO 4 2-, FeCl 4 - .

sp 3d эрлийзжүүлэлтийн ерөнхий схем

Энэ төрлийн эрлийзжилт нь ихэвчлэн металл бус галогенид байдаг. Жишээ нь фосфорын хлоридын PCl 5-ийн бүтэц, үүсэх явцад фосфорын атом (P ... 3s 2 3p 3) эхлээд өдөөгдсөн төлөвт ордог (P ... 3s 1 3p 3 3d 1), дараа нь s 1 p 3 d-эрлийзжүүлдэг - таван нэг электрон тойрог замд эквивалент болж, сунасан төгсгөлүүд нь оюун санааны тригональ бипирамидын булан руу чиглэнэ. Энэ нь PCl 5 молекулын хэлбэрийг тодорхойлдог бөгөөд энэ нь таван хлорын атомын 3p-орбитальтай s 1 p 3 d-эрлийзжсэн орбиталууд давхцсанаас үүсдэг.

sp - Гибридизаци. Нэг s-i ба нэг p-орбиталийг нэгтгэх үед 180 0 өнцгөөр тэгш хэмтэй байрлалтай хоёр sp-эрлийзжсэн орбиталууд үүсдэг.
sp 2 - Гибридизаци. Нэг s- ба хоёр p-орбиталуудын хослол нь 120 0 өнцгөөр байрлах sp 2 - эрлийзжүүлсэн холбоо үүсэхэд хүргэдэг тул молекул нь ердийн гурвалжин хэлбэртэй байдаг.
sp 3 - Гибридизаци. Дөрвөн орбиталуудын нэгдэл - нэг s- ба гурван p - нь sp 3 - эрлийзжихэд хүргэдэг бөгөөд дөрвөн эрлийзжүүлсэн орбитал нь орон зайд тетраэдрийн дөрвөн оройд тэгш хэмтэй, өөрөөр хэлбэл 109 0 28 ` өнцгөөр байрладаг. .
sp 3 d - Гибридизаци. Нэг s-, гурван p- ба нэг d-орбиталуудын хослол нь sp 3 d-эрлийзжилтийг өгдөг бөгөөд энэ нь тригональ бипирамидын орой руу чиглэсэн таван sp 3 d-эрлийзжүүлсэн орбиталуудын орон зайн чиглэлийг тодорхойлдог.
Бусад төрлийн эрлийзжилт. sp 3 d 2 эрлийзжүүлсэн тохиолдолд зургаан sp 3 d 2 эрлийзжүүлсэн орбитал нь октаэдрийн орой руу чиглэнэ. Долоон тойрог замын таван өнцөгт бипирамидын орой руу чиглэсэн чиглэл нь молекул эсвэл цогцолборын төв атомын валентын орбиталуудын sp 3 d 3 эрлийзжилт (эсвэл заримдаа sp 3 d 2 f) -тай тохирч байна.

Атомын тойрог замын гибридизацийн арга нь геометрийн бүтцийг тайлбарладаг их хэмжээниймолекулууд, гэхдээ туршилтын өгөгдлөөс харахад арай өөр холбоосын өнцөгтэй молекулууд ихэвчлэн ажиглагддаг. Жишээлбэл, CH 4, NH 3 ба H 2 O молекулуудад төв атомууд sp 3 эрлийзжсэн төлөвт байдаг тул тэдгээрийн холбоосын өнцөг нь тетраэдр (~ 109.5 0) байх болно. CH 4 молекул дахь холбоосын өнцөг нь үнэндээ 109.5 0 гэдгийг туршилтаар тогтоосон. Гэсэн хэдий ч NH 3 ба H 2 O молекулуудад бондын өнцгийн утга нь тетраэдрээс хазайдаг: NH 3 молекулд 107.3 0, H 2 O молекулд 104.5 0-тэй тэнцүү байна.Ийм хазайлтыг дараах байдлаар тайлбарлав. азот ба хүчилтөрөгчийн атомууд дээр хуваагдаагүй электрон хос байгаа эсэх. Хуваалцаагүй хос электрон агуулсан хоёр электрон орбиталь нь нягтрал ихэссэний улмаас нэг электрон валентын орбиталуудыг түлхэж, улмаар бондын өнцгийн бууралтад хүргэдэг. NH 3 молекул дахь азотын атомын хувьд дөрвөн sp 3 эрлийзжүүлсэн орбиталаас гурван нэг электрон орбитал нь гурван H атомтай холбоо үүсгэдэг ба дөрөв дэх орбитал нь хуваагдаагүй хос электроныг агуулдаг.

Тетраэдрийн орой руу чиглэсэн эрлийзжүүлсэн орбиталуудын нэгийг эзэлдэг холбоогүй электрон хос нь нэг электрон орбиталуудыг түлхэж, азотын атомыг тойрсон электрон нягтын тэгш бус хуваарилалтыг үүсгэдэг бөгөөд үүний үр дүнд холбоог шахдаг. өнцөг 107.3 0. NCl 3 молекулд N атомын хуваагдаагүй электрон хосын үйл ажиллагааны үр дүнд бондын өнцөг 109.5 0-ээс 107 0 болж буурсан ижил төстэй дүр зураг ажиглагдаж байна.

Молекул дахь тетраэдрээс (109.5 0) бондын өнцгийн хазайлт: a) NH3; б) NCl3

H 2 O молекул дахь хүчилтөрөгчийн атом нь дөрвөн sp 3 эрлийзжүүлсэн тойрог замд хоёр нэг электрон, хоёр хоёр электрон орбиталтай байдаг. Нэг электрон эрлийзжсэн орбиталууд нь хоёр Н атомтай хоёр холбоо үүсэхэд оролцдог ба хоёр хос электрон хос нь хуваагдалгүй, өөрөөр хэлбэл зөвхөн Н атомд хамаардаг.Энэ нь О атомын эргэн тойронд электрон нягтын тархалтын тэгш бус байдлыг нэмэгдүүлж, тетраэдртэй харьцуулахад холбоосын өнцгийг 104.5 0 болгон бууруулна.

Үүний үр дүнд төв атомын холбоогүй электрон хосуудын тоо, тэдгээрийн эрлийзжүүлсэн орбиталь дахь байрлал нь молекулуудын геометрийн тохиргоонд нөлөөлдөг.

Ковалентын бондын шинж чанар

Ковалент холбоо нь олонлогтой байдаг тодорхой шинж чанарууд, энэ нь түүний онцлог шинж чанар эсвэл шинж чанарыг тодорхойлдог. Эдгээрт "бондын энерги" ба "холбооны урт" -ын аль хэдийн хэлэлцсэн шинж чанаруудаас гадна холбоосын өнцөг, ханасан байдал, чиглэл, туйлшрал гэх мэт зүйлс орно.

1. Бондын өнцөг- энэ нь зэргэлдээх тэнхлэгүүдийн хоорондох өнцөг (өөрөөр хэлбэл молекул дахь химийн холбоотой атомуудын цөмөөр татсан нөхцөлт шугамууд). Бондын өнцгийн хэмжээ нь орбиталуудын шинж чанар, төв атомын эрлийзжилтийн төрөл, холбоо үүсэхэд оролцдоггүй электрон хосуудын нөлөөллөөс хамаарна.

2. Ханалт. Атомууд нь ковалент холбоо үүсгэх чадвартай бөгөөд энэ нь нэгдүгээрт, өдөөгдөөгүй атомын хосгүй электронуудын улмаас солилцооны механизм ба түүний өдөөлтийн үр дүнд үүсдэг хосгүй электронуудын улмаас, хоёрдугаарт, донороос үүсдэг. - хүлээн авагч механизм. Гэсэн хэдий ч атом үүсгэж болох нийт бондын тоо хязгаарлагдмал байдаг.

Ханалт гэдэг нь элементийн атомын бусад атомуудтай тодорхой хязгаарлагдмал тооны ковалент холбоо үүсгэх чадварыг хэлнэ.

Ийнхүү гадаад энергийн түвшинд дөрвөн тойрог замтай (нэг s- ба гурван p-) хоёр дахь үеийн тоо нь дөрвөөс хэтрэхгүй холбоо үүсгэдэг. Гадаад түвшинд илүү олон тооны тойрог зам бүхий бусад үеийн элементүүдийн атомууд илүү олон холбоо үүсгэж чаддаг.

3. Анхаарал төвлөрүүл. Аргын дагуу атомуудын хоорондох химийн холбоо нь орбиталуудын давхцлаас үүдэлтэй бөгөөд s-орбиталаас бусад нь орон зайд тодорхой чиг баримжаатай байдаг нь ковалент холбоог чиглүүлэхэд хүргэдэг.

Ковалентын бондын чиглэл нь валентын орбиталуудын орон зайн чиг баримжаагаар тодорхойлогддог атомуудын хоорондох электрон нягтын зохицуулалт бөгөөд тэдгээрийн хамгийн их давхцлыг баталгаажуулдаг.

Электрон орбиталууд нь огторгуйд өөр өөр хэлбэр, өөр өөр чиглэлтэй байдаг тул тэдгээрийн бие биенээ давхцуулж болно. янз бүрийн арга замууд. Үүнээс хамааран σ-, π-, δ-бондуудыг ялгадаг.

Сигма холбоо (σ бонд) нь электрон орбиталуудын давхцал бөгөөд электроны хамгийн их нягт нь хоёр цөмийг холбосон төсөөллийн шугамын дагуу төвлөрдөг.

Сигма холбоог хоёр s электрон, нэг s ба нэг p электрон, хоёр p электрон эсвэл хоёр d электрон үүсгэж болно. Ийм σ холбоо нь электрон орбиталуудын давхцах нэг муж байдгаараа тодорхойлогддог бөгөөд энэ нь үргэлж ганц байдаг, өөрөөр хэлбэл зөвхөн нэг электрон хосоор үүсдэг.

"Цэвэр" орбитал ба эрлийзжүүлсэн орбиталуудын орон зайн чиг баримжааны олон янз байдал нь холболтын тэнхлэгт орбиталууд давхцах боломжийг үргэлж зөвшөөрдөггүй. Бондын тэнхлэгийн хоёр тал дээр валентын орбиталуудын давхцал үүсч болно - "хажуугийн" давхцал гэж нэрлэгддэг бөгөөд энэ нь ихэвчлэн π холбоо үүсэх үед тохиолддог.

Пи бонд (π бонд) нь атомын цөмүүдийг холбосон шугамын аль нэг талд (өөрөөр хэлбэл бондын тэнхлэг) хамгийн их электрон нягт төвлөрсөн электрон орбиталуудын давхцал юм.

Хоёр зэрэгцээ p орбитал, хоёр d орбитал эсвэл тэнхлэгүүд нь холболтын тэнхлэгтэй давхцдаггүй орбиталуудын бусад хослолуудын харилцан үйлчлэлээр pi холбоо үүсч болно.

Электрон тойрог замын хажуугийн давхцал бүхий нөхцөлт А ба В атомуудын хооронд π-бонд үүсгэх схемүүд

4. Олон талт байдал.Энэ шинж чанар нь атомуудыг холбосон нийтлэг электрон хосуудын тоогоор тодорхойлогддог. Ковалентын холбоо нь дан (ганц), давхар эсвэл гурвалсан байж болно. Нэг электрон хосыг ашиглан хоёр атомын хоорондох холбоог нэг холбоо, хоёр электрон хосыг давхар холбоо, гурван электрон хосыг гурвалсан холбоо гэнэ. Ийнхүү устөрөгчийн молекул H 2 дахь атомууд нэг холбоогоор (H-H), хүчилтөрөгчийн молекул O 2 - давхар холбоогоор (B = O), азотын молекул N 2 - гурвалсан холбоогоор (N) холбогддог. ≡N). Олон тооны холболтууд нь ялангуяа чухал ач холбогдолтой болдог органик нэгдлүүд- нүүрсустөрөгч ба тэдгээрийн деривативууд: этан C 2 H 6-д С атомуудын хооронд нэг холбоо (C-C), этилен C 2 H 4 -д ацетилен C 2 H 2 -д давхар холбоо (C = C) байдаг. гурвалсан холбоо (C ≡ C) (C≡C).

Бондын олон талт байдал нь энергид нөлөөлдөг: олон талт байдал нэмэгдэх тусам түүний хүч нэмэгддэг. Олон талт байдлыг нэмэгдүүлэх нь цөмийн хоорондын зай (бондын урт) буурч, холболтын энерги нэмэгдэхэд хүргэдэг.

Нүүрстөрөгчийн атомуудын хоорондох олон төрлийн холбоо: a) этан H3C-CH3 дахь нэг σ-бонд; б) этилен дэх давхар σ+π холбоо H2C = CH2; в) ацетилен HC≡CH дахь гурвалсан σ+π+π холбоо

5. Туйлшрал ба туйлшрал. Ковалентын бондын электрон нягт нь цөмийн хоорондын зайд өөр өөр байрлаж болно.

Туйлшрал гэдэг нь холбогдсон атомуудтай харьцуулахад цөмийн хоорондын зай дахь электрон нягтын байршлаар тодорхойлогддог ковалент бондын шинж чанар юм.

Цөм хоорондын зай дахь электрон нягтын байршлаас хамааран туйлт ба туйлт бус ковалент холбоог ялгадаг. Түйлшгүй холбоо гэдэг нь нийтлэг электрон үүл нь холбогдсон атомуудын цөмтэй харьцуулахад тэгш хэмтэй байрлаж, хоёр атомд адилхан хамаарах холбоо юм.

Ийм төрлийн холбоо бүхий молекулуудыг туйлт бус эсвэл нэгэн төрлийн атом гэж нэрлэдэг (өөрөөр хэлбэл ижил элементийн атомуудыг агуулдаг). Поляр бус холбоо нь ихэвчлэн гомонуклеар молекулууд (H 2 , Cl 2 , N 2 гэх мэт) эсвэл ихэвчлэн ижил төстэй цахилгаан сөрөг утгатай элементүүдийн атомуудаас үүссэн нэгдлүүд, жишээлбэл, карборунд SiC зэрэгт илэрдэг. Туйлт (эсвэл гетерополяр) нь электрон үүл нь тэгш хэмтэй бус, атомуудын аль нэг рүү шилждэг холбоо юм.

Туйлын холбоо бүхий молекулуудыг туйл буюу гетеронуклеар гэж нэрлэдэг. Туйлын холбоо бүхий молекулуудад ерөнхий электрон хос нь илүү өндөр цахилгаан сөрөг утгатай атом руу шилждэг. Үүний үр дүнд энэ атом дээр тодорхой хэсэгчилсэн сөрөг цэнэг (δ-) гарч ирэх бөгөөд үүнийг үр дүнтэй гэж нэрлэдэг бөгөөд бага цахилгаан сөрөг цэнэгтэй атом нь ижил хэмжээтэй боловч эсрэг тэмдгээр хэсэгчилсэн эерэг цэнэгтэй (δ+) байна. Тухайлбал, устөрөгчийн хлоридын HCl молекул дахь устөрөгчийн атомын үр дүнтэй цэнэг δH=+0.17, хлорын атомын үнэмлэхүй электрон цэнэгийн δCl=-0.17 байх нь туршилтаар тогтоогдсон.

Туйлын ковалент бондын электрон нягт ямар чиглэлд шилжихийг тодорхойлохын тулд хоёр атомын электроныг харьцуулах шаардлагатай. Цахилгаан сөрөг чанарыг нэмэгдүүлэхийн тулд хамгийн түгээмэл химийн элементүүддараах дарааллаар байрлуулна.

Туйлт молекулууд гэж нэрлэдэг диполууд - цөмийн эерэг ба электронуудын сөрөг цэнэгийн хүндийн төвүүд давхцдаггүй системүүд.

Диполь нь хоёр цэгийн нийлмэл систем юм цахилгаан цэнэг, бие биенээсээ тодорхой зайд байрладаг, хэмжээ нь ижил, тэмдэг нь эсрэгээрээ.

Таталцлын төвүүдийн хоорондох зайг диполийн урт гэж нэрлэдэг бөгөөд l үсгээр тэмдэглэнэ. Молекулын (эсвэл бондын) туйлшрал нь тоон хувьд диполь моментын μ-ээр тодорхойлогддог ба энэ нь хоёр атомт молекулын хувьд диполийн урт ба электрон цэнэгийн үржвэртэй тэнцүү байна: μ=el.

SI нэгжид диполь моментийг [C × m] (Кулом метр) -ээр хэмждэг боловч системийн гаднах нэгжийг [D] (debye) илүү их ашигладаг: 1D = 3.33 · 10 -30 C × м. Утга Ковалентын молекулуудын диполь момент нь 0-4 D, ионы хувьд 4-11 D хооронд хэлбэлздэг. Диполь урт байх тусам молекул илүү туйлтай байдаг.

Молекул дахь хамтарсан электрон үүл нь гадны нөлөөн дор шилжиж болно цахилгаан орон, үүнд өөр молекул эсвэл ионы талбайнууд орно.

Туйлшрах чадвар гэдэг нь гадаад цахилгаан орон, түүний дотор өөр бөөмийн хүчний талбайн нөлөөгөөр холбоо үүсгэгч электронууд шилжсэний үр дүнд бондын туйлшрал өөрчлөгдөхийг хэлнэ.

Молекулын туйлшрал нь электронуудын хөдөлгөөнөөс хамаардаг бөгөөд энэ нь цөмөөс хол байх тусам хүчтэй байдаг. Үүнээс гадна туйлшрах чадвар нь цахилгаан талбайн чиглэл, электрон үүлний хэв гажилтын чадвараас хамаарна. Гадны талбайн нөлөөгөөр туйл биш молекулууд туйлширч, туйлын молекулууд бүр туйлширч, өөрөөр хэлбэл молекулуудад диполь үүсэж, бууруулсан буюу индукцлагдсан диполь гэж нэрлэдэг.

Туйлтын бөөмийн хүчний талбайн нөлөөн дор туйлшралгүй молекулаас индукцсан (багасгасан) диполь үүсэх схем - диполь

Байнгын диполуудаас ялгаатай нь өдөөгдсөн диполууд нь зөвхөн гадаад цахилгаан орны нөлөөн дор үүсдэг. Туйлшрал нь бондын туйлшралыг төдийгүй түүний эвдрэлийг үүсгэдэг бөгөөд энэ үед холбогч электрон хосыг атомуудын аль нэгэнд шилжүүлж, сөрөг ба эерэг цэнэгтэй ионууд үүсдэг.

Ковалентын бондын туйлшрал ба туйлшрал нь молекулуудын туйлын урвалж руу чиглэсэн урвалыг тодорхойлдог.

Ковалентын холбоо бүхий нэгдлүүдийн шинж чанар

Ковалентын холбоо бүхий бодисыг молекул ба атомын (эсвэл молекулын бус) хоёр тэгш бус бүлэгт хуваадаг бөгөөд тэдгээрийн тоо молекулаас хамаагүй цөөн байдаг.

Хэвийн нөхцөлд молекулын нэгдлүүд нь янз бүрийн нэгтгэх төлөвт байж болно: хий (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), өндөр дэгдэмхий шингэн (Br 2, H 2 O, C 2 H 5 OH ) эсвэл хатуу талст бодисууд, тэдгээрийн ихэнх нь маш бага халсан ч хурдан хайлж, амархан шингэж чаддаг (S 8, P 4, I 2, элсэн чихэр C 12 H 22 O 11, "хуурай мөс" CO 2).

Молекулын бодисын бага хайлах, сублимация, буцлах температурыг талст дахь молекул хоорондын харилцан үйлчлэлийн маш сул хүчээр тайлбарладаг. Тийм ч учраас молекулын талстууд нь асар их хүч чадал, хатуулаг, цахилгаан дамжуулах чанараараа (мөс эсвэл элсэн чихэр) тодорхойлогддоггүй. Энэ тохиолдолд туйлын молекултай бодисууд хайлах, буцлах цэгүүд нь туйл биш бодисуудтай харьцуулахад өндөр байдаг. Тэдгээрийн зарим нь бусад туйлын уусгагчид уусдаг. Харин эсрэгээр туйл биш молекултай бодисууд туйл биш уусгагчид (бензол, нүүрстөрөгчийн дөрвөн хлорид) илүү сайн уусдаг. Тиймээс молекулууд нь туйлтгүй иод нь туйлын усанд уусдаггүй, харин туйлшралгүй CCl 4, бага туйлт спиртэнд уусдаг.

Ковалентын холбоо бүхий молекул бус (атом) бодисууд (алмаз, бал чулуу, цахиур Si, кварц SiO 2, карборунд SiC болон бусад) нь давхаргат бүтэцтэй бал чулуунаас бусад нь маш хүчтэй талстуудыг үүсгэдэг. Жишээлбэл, алмазын болор тор нь sp 3 - эрлийзжүүлсэн нүүрстөрөгчийн атом бүр нь σ холбоо бүхий хөрш дөрвөн атомтай холбогдсон ердийн гурван хэмжээст хүрээ юм. Үнэн хэрэгтээ алмааз болор бүхэлдээ асар том, маш хүчтэй молекул юм. Радио электроник, электрон инженерчлэлд өргөн хэрэглэгддэг цахиурын талстууд ижил төстэй бүтэцтэй. Алмазан дахь С атомын талыг нь болорын бүтцийг алдагдуулахгүйгээр Si атомаар орлуулах юм бол карборунд - цахиурын карбид SiC - маш сайн талстыг авах болно. хатуу, зүлгүүрийн материал болгон ашигладаг. Цахиурын болор торонд хоёр Si атом бүрийн хооронд О атом орсон байвал болор бүтэцкварц SiO 2 нь мөн маш хатуу бодис бөгөөд олон төрлийн бодисыг зүлгүүрийн материал болгон ашигладаг.

Алмаз, цахиур, кварц болон ижил төстэй бүтцийн талстууд нь атомын талстууд бөгөөд тэдгээр нь асар том "супер молекулууд" тул тэдгээр нь бүтцийн томъёонуудбүрэн биш, харин зөвхөн тусдаа хэсэг болгон дүрсэлж болно, жишээлбэл:

Алмаз, цахиур, кварцын талстууд

Химийн холбоогоор хоорондоо холбогдсон нэг буюу хоёр элементийн атомуудаас бүрдэх молекул бус (атом) талстыг галд тэсвэртэй бодис гэж ангилдаг. Өндөр хайлах температур нь атомын талстыг хайлуулах үед химийн хүчтэй холбоог таслахад их хэмжээний энерги зарцуулах шаардлагатай болдог ба молекулын бодисын нэгэн адил молекул хоорондын сул харилцан үйлчлэлээс биш юм. Үүнтэй ижил шалтгаанаар олон атомын талстууд халах үед хайлдаггүй, харин задардаг эсвэл тэр даруй уурын төлөвт (сублимация) ордог, жишээлбэл, бал чулуу нь 3700 ° C-д сублимат болдог.

Ковалентын холбоо бүхий молекул бус бодисууд нь ус болон бусад уусгагчид уусдаггүй, ихэнх нь цахилгаан гүйдэл дамжуулдаггүй (байгалийн дамжуулагч графит, хагас дамжуулагч - цахиур, германий гэх мэт).

Хими бол нэлээд төвөгтэй, бас олон янзын шинжлэх ухаан гэдэг нь нууц биш юм. Олон янзын урвал, урвалж, химийн бодис болон бусад төвөгтэй, төөрөгдүүлсэн нэр томъёо - тэд бүгд бие биетэйгээ харилцан үйлчилдэг. Гэхдээ гол зүйл бол бид өдөр бүр химийн хичээлтэй тулгардаг, хичээл дээр багшийг сонсож, суралцах нь хамаагүй. шинэ материалэсвэл бид цай исгэдэг, энэ нь ерөнхийдөө химийн процесс юм.

-тай холбоотой

Ангийнхан

гэж дүгнэж болно чи зүгээр л хими мэдэх хэрэгтэй, үүнийг ойлгох, бидний ертөнц эсвэл түүний зарим хэсэг хэрхэн ажилладаг талаар мэдэх нь сонирхолтой бөгөөд үүнээс гадна ашигтай байдаг.

Одоо бид ковалент холбоо гэх нэр томъёог авч үзэх хэрэгтэй, дашрамд хэлэхэд энэ нь туйлт эсвэл туйл биш байж болно. Дашрамд хэлэхэд, "ковалент" гэдэг үг нь Латин "co" - хамтдаа, "vales" - хүч гэсэн үгнээс гаралтай.

Нэр томъёоны харагдах байдал

Үүнээс эхэлье "Ковалент" гэсэн нэр томъёог 1919 онд Ирвинг Лангмуйр анх нэвтрүүлсэн.Нобелийн шагналт. "Ковалент" гэсэн ойлголт нь хоёр атом хоёулаа электрон хуваах химийн холбоог илэрхийлдэг бөгөөд үүнийг хамтын эзэмшил гэж нэрлэдэг. Тиймээс энэ нь жишээлбэл, электронууд нь чөлөөтэй байдаг металлаас эсвэл нэг нь нөгөөдөө бүрэн электрон өгдөг ионыхоос ялгаатай. Энэ нь металл бус металлын хооронд үүсдэг гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй.

Дээр дурдсан зүйлс дээр үндэслэн бид энэ үйл явц ямар байгаа талаар жижиг дүгнэлт хийж болно. Энэ нь нийтлэг электрон хосууд үүссэний улмаас атомуудын хооронд үүсдэг бөгөөд эдгээр хосууд нь электронуудын гадаад болон өмнөх дэд түвшинд үүсдэг.

Жишээ нь, туйлшралтай бодисууд:

Ковалентын бондын төрлүүд

Мөн хоёр төрөл байдаг: туйлшрал ба үүний дагуу туйлт бус бонд. Бид тус бүрийн онцлог шинж чанарыг тусад нь шинжлэх болно.

Ковалентын туйл - үүсэх

"Туйлт" гэсэн нэр томъёо нь юу гэсэн үг вэ?

Хоёр атом нь өөр өөр электрон сөрөг шинж чанартай байдаг тул тэдгээрийн хуваалцдаг электронууд ижил биш, харин нөгөөгөөсөө нэгд нь ойр байдаг нь ихэвчлэн тохиолддог. Жишээлбэл, ковалент бондын электронууд хлорын атомтай ойрхон байрладаг устөрөгчийн хлоридын молекул, учир нь түүний электрон сөрөг чанар нь устөрөгчөөс өндөр байдаг. Гэсэн хэдий ч бодит байдал дээр электрон таталцлын ялгаа нь устөрөгчөөс хлор руу бүрэн электрон шилжихэд хангалттай бага юм.

Үүний үр дүнд туйлшрах үед электрон нягтрал илүү электрон сөрөг рүү шилжиж, хэсэгчилсэн сөрөг цэнэг гарч ирдэг. Хариуд нь электрон сөрөг чанар багатай цөм нь үүний дагуу хэсэгчилсэн эерэг цэнэг үүсгэдэг.

Бид дүгнэж байна:цахилгаан сөрөг утгаараа ялгаатай янз бүрийн металл бусуудын хооронд туйл үүсдэг ба электронууд нь илүү их цахилгаан сөрөг утгатай цөмд ойрхон байрладаг.

Электрон сөрөг чанар гэдэг нь зарим атомууд бусдаас электронуудыг татах, улмаар химийн урвал үүсгэх чадвар юм.

Ковалентын туйлын жишээ, туйлын ковалент холбоо бүхий бодисууд:

Поляр ковалент холбоо бүхий бодисын томъёо

Ковалентын туйлт бус, туйл ба туйлшралын ялгаа

Эцэст нь, туйлшралгүй, энэ нь юу болохыг бид удахгүй олж мэдэх болно.

Туйлтгүй ба туйлтын гол ялгаа- энэ бол тэгш хэм юм. Хэрэв туйлын бондын хувьд электронууд нэг атомтай ойрхон байрладаг байсан бол туйлшралгүй холбоонд электронууд тэгш хэмтэй, өөрөөр хэлбэл хоёуланд нь тэнцүү байрладаг.

Нэг химийн элементийн металл бус атомуудын хооронд туйлшралгүй байдаг нь анхаарал татаж байна.

Жишээ нь, туйлт бус ковалент холбоо бүхий бодисууд:

Мөн электронуудын цуглуулгыг энгийнээр электрон үүл гэж нэрлэдэг бөгөөд үүний үндсэн дээр нийтлэг хос электрон үүсгэдэг электрон үүл нь орон зайд тэгш хэмтэй буюу хоёулангийнх нь цөмтэй харьцуулахад жигд тархсан гэж дүгнэж байна.

Ковалентын туйлт бус бондын жишээ ба ковалент туйлт бус бонд үүсгэх схем

Гэхдээ ковалент туйл ба туйлт бус хоёрыг хэрхэн ялгах талаар мэдэх нь бас ашигтай.

Ковалентын туйлт бус- эдгээр нь үргэлж ижил бодисын атомууд юм. H2. CL2.

Энэ нийтлэл дуусч байна, одоо бид энэ химийн процесс гэж юу болохыг мэдэж байна, бид үүнийг хэрхэн тодорхойлох, түүний сортуудыг хэрхэн тодорхойлох, бодис үүсэх томъёог мэддэг, ерөнхийдөө бидний нарийн төвөгтэй ертөнц, амжилтуудын талаар бага зэрэг мэддэг болсон. хими ба шинэ томъёо үүсэх.

Химийн холбоо гэдэг нь хамгийн сүүлийн электрон түвшинд байрлах электрон солилцох явцад үүсдэг бөөмс (ион эсвэл атом) -ын харилцан үйлчлэл юм. Ийм бондын хэд хэдэн төрөл байдаг: ковалент (энэ нь туйл биш ба туйлт гэж хуваагддаг) ба ион. Энэ нийтлэлд бид эхний төрлийн химийн бондын талаар илүү дэлгэрэнгүй ярих болно - ковалент. Мөн илүү нарийвчлалтайгаар, түүний туйл хэлбэрээр.

Туйлт ковалент холбоо нь хөрш атомуудын валентын электрон үүл хоорондын химийн холбоо юм. "Хамтран" угтвар нь энэ тохиолдолд "хамтдаа" гэсэн утгатай бөгөөд "валент" иш нь хүч чадал, чадвар гэж орчуулагддаг. Бие биетэйгээ холбогддог эдгээр хоёр электроныг электрон хос гэж нэрлэдэг.

Өгүүллэг

Энэ нэр томъёог Нобелийн шагналт химич Ирвинг Ленгрум шинжлэх ухааны үүднээс анх ашигласан. Энэ явдал 1919 онд болсон. Эрдэмтэн бүтээлдээ хоёр атомын нийтлэг электронууд ажиглагдаж буй холбоо нь металл эсвэл ионоос ялгаатай гэж тайлбарлав. Энэ нь тусдаа нэр шаарддаг гэсэн үг юм.

Хожим нь аль хэдийн 1927 онд Ф.Лондон, В.Хейтлер нар устөрөгчийн молекулыг химийн болон физикийн хувьд хамгийн энгийн загвар болгон жишээ болгон авч, ковалент холбоог тодорхойлсон. Тэд энэ асуудлыг нөгөө талаас нь авч, квант механик ашиглан ажиглалтаа нотолсон.

Урвалын мөн чанар

Атомын устөрөгчийг молекулын устөрөгч болгон хувиргах үйл явц нь ердийн химийн урвал бөгөөд чанарын шинж тэмдэг нь хоёр электрон нэгдэх үед их хэмжээний дулаан ялгарах явдал юм. Энэ нь иймэрхүү харагдаж байна: хоёр гелий атом бие биедээ ойртож, тус бүр тойрог замдаа нэг электронтой байдаг. Дараа нь эдгээр хоёр үүл ойртож, хоёр электрон аль хэдийн эргэлддэг гелий бүрхүүлтэй төстэй шинэ үүл үүсгэдэг.

Дууссан электрон бүрхүүл нь бүрэн бусаас илүү тогтвортой байдаг тул тэдгээрийн энерги нь хоёр тусдаа атомынхаас хамаагүй бага байдаг. Молекул үүсэх үед илүүдэл дулааныг хүрээлэн буй орчинд тараадаг.

Ангилал

Химийн хувьд хоёр төрлийн ковалент холбоо байдаг.

Хүчилтөрөгч, устөрөгч, азот, нүүрстөрөгч зэрэг ижил металл бус элементийн хоёр атомын хооронд үүссэн ковалент туйлт бус холбоо.
Төрөл бүрийн металл бус атомуудын хооронд туйлын ковалент холбоо үүсдэг. Сайн жишээ бол устөрөгчийн хлоридын молекул юм. Хоёр элементийн атомууд хоорондоо нэгдэх үед устөрөгчөөс ялгараагүй электрон нь хлорын атомын сүүлийн электрон түвшинд хэсэгчлэн шилждэг. Ийнхүү устөрөгчийн атом дээр эерэг цэнэг, хлорын атом дээр сөрөг цэнэг үүсдэг.

Донор-хүлээн авагчийн холбоомөн ковалент бондын нэг төрөл юм. Энэ нь хосын нэг атом нь электроныг хоёуланг нь өгч, донор болж, хүлээн авч буй атомыг хүлээн авагч гэж үздэгт оршино. Атомуудын хооронд холбоо үүсэхэд донорын цэнэг нэгээр нэмэгдэж, хүлээн авагчийн цэнэг буурдаг.

Хагас туйлт холболт - e e-г донор хүлээн авагчийн дэд төрөл гэж үзэж болно. Зөвхөн энэ тохиолдолд атомууд нэгддэг бөгөөд тэдгээрийн нэг нь бүрэн электрон тойрог замтай (галоген, фосфор, азот), хоёр дахь нь хоёр хосгүй электрон (хүчилтөрөгч) байдаг. Холболт үүсэх нь хоёр үе шаттайгаар явагдана.

эхлээд ганц хосоос нэг электроныг салгаж, хосгүйд нь нэмнэ;
Үлдсэн хосгүй электродуудын нэгдэл, өөрөөр хэлбэл ковалент туйлын холбоо үүсдэг.

Үл хөдлөх хөрөнгө

Туйлын ковалент холбоо нь чиглэл, ханалт, туйлшрал, туйлшрал зэрэг өөрийн физик, химийн шинж чанартай байдаг. Тэд үүссэн молекулуудын шинж чанарыг тодорхойлдог.

Бондын чиглэл нь үүссэн бодисын ирээдүйн молекулын бүтцээс хамаарна, тухайлбал геометрийн хэлбэр, энэ нь нэмэхэд хоёр атом үүсдэг.

Ханалт нь бодисын нэг атом хэдэн ковалент холбоо үүсгэж болохыг харуулдаг. Энэ тоо нь гаднах атомын орбиталуудын тоогоор хязгаарлагддаг.

Молекулын туйлшрал нь хоёр өөр электроноос үүссэн электрон үүл нь түүний эргэн тойронд тэгш бус байдаг тул үүсдэг. Энэ нь тус бүрийн сөрөг цэнэгийн ялгаанаас болж үүсдэг. Чухамхүү энэ шинж чанар нь бонд нь туйлтай эсвэл туйлт биш эсэхийг тодорхойлдог. Нэг элементийн хоёр атомыг нэгтгэх үед электрон үүл нь тэгш хэмтэй байдаг бөгөөд энэ нь ковалент холбоо нь туйлт биш гэсэн үг юм. Хэрэв янз бүрийн элементийн атомууд нэгдвэл молекулын диполь момент гэж нэрлэгддэг тэгш бус электрон үүл үүсдэг.

Туйлшрах чадвар нь молекул дахь электронууд цахилгаан эсвэл химийн гадны хүчин зүйлсийн нөлөөн дор хэр идэвхтэй шилжиж байгааг харуулдаг. соронзон орон, бусад хэсгүүд.

Үүссэн молекулын сүүлийн хоёр шинж чанар нь түүний бусад туйлын урвалжуудтай урвалд орох чадварыг тодорхойлдог.

Сигма бонд ба пи бонд

Эдгээр холбоо үүсэх нь молекул үүсэх үед электрон үүлэн дэх электрон нягтын тархалтаас хамаарна.

Сигма холбоо нь атомын цөмүүдийг холбосон тэнхлэгийн дагуух, өөрөөр хэлбэл хэвтээ хавтгайд электронуудын өтгөн хуримтлалаар тодорхойлогддог.

Пи холбоо нь электрон үүлний огтлолцлын цэг дээр, өөрөөр хэлбэл атомын цөмийн дээр ба доор нягтардаг онцлогтой.

Томъёоны бичлэг дэх харилцааны дүрслэл

Жишээлбэл, бид хлорын атомыг авч болно. Түүний хамгийн гаднах электрон түвшин нь долоон электрон агуулдаг. Томъёонд тэдгээрийг цэг хэлбэрээр элементийн тэмдгийн эргэн тойронд гурван хос, нэг хосгүй электроноор байрлуулсан байна.

Хэрэв та хлорын молекулыг ижил аргаар бичвэл хоёр хосгүй электрон хоёр атомын нийтлэг хосыг үүсгэсэн байхыг харах болно, үүнийг хуваалцсан гэж нэрлэдэг. Энэ тохиолдолд тус бүр нь найман электрон хүлээн авсан.

Октет-даблет дүрэм

Туйлын ковалент холбоо хэрхэн үүсдэгийг санал болгосон химич Льюис хамт ажиллагсдынхаа дунд атомыг молекул болгон нэгтгэх үед тэдгээрийн тогтвортой байдлыг тайлбарласан дүрмийг анхлан боловсруулсан. Үүний мөн чанар нь язгуур элементийн атомуудтай төстэй электрон тохиргоог бүрдүүлэхийн тулд хангалттай тооны электронуудыг хуваалцах үед атомуудын хоорондох химийн холбоо үүсдэг.

Өөрөөр хэлбэл, молекул үүсэх үед тэдгээрийг тогтворжуулахын тулд бүх атомууд бүрэн гадаад электрон түвшинтэй байх шаардлагатай. Жишээлбэл, устөрөгчийн атомууд молекул болж нэгдэж, гелийн электрон бүрхүүлийг давтаж, хлорын атомууд электрон түвшинд аргон атомтай төстэй болдог.

Холбоосын урт

Ковалентын туйлын холбоо нь бусад зүйлсийн дотор молекулыг бүрдүүлдэг атомуудын цөмүүдийн хоорондох тодорхой зайгаар тодорхойлогддог. Тэд бие биенээсээ маш хол зайд байрладаг тул молекулын энерги хамгийн бага байдаг. Үүнд хүрэхийн тулд атомуудын электрон үүлс аль болох давхцаж байх шаардлагатай. Атомын хэмжээ болон бондын уртын хооронд шууд пропорциональ загвар байдаг. Атом хэдий чинээ том байна төдий чинээ цөм хоорондын холбоо уртасна.

Атом нь нэг биш, хэд хэдэн ковалент туйлын холбоо үүсгэдэг байж магадгүй юм. Дараа нь бөөмүүдийн хооронд бондын өнцөг гэж нэрлэгддэг хэсгүүд үүсдэг. Тэд ерэн зуун наян градус хүртэл байж болно. Тэд молекулын геометрийн томъёог тодорхойлдог.