Хичээл нь метал, устөрөгч, ван дер Ваальс гэсэн хэд хэдэн төрлийн химийн холбоог хамрах бөгөөд физик, химийн шинж чанар нь эдгээрээс хэрхэн хамаардаг болохыг олж мэдэх болно. янз бүрийн төрөлбодис дахь химийн холбоо.

Сэдэв: Химийн холбооны төрөл

Хичээл: Металл ба устөрөгчийн химийн холбоо

Металл холболтэнэ нь металл ба тэдгээрийн хайлш дахь металлын атом эсвэл ион ба болор тор дахь харьцангуй чөлөөт электрон (электрон хий) хоорондын холболтын нэг төрөл юм.

Металл нь электрон сөрөг чанар багатай химийн элементүүд тул валентийн электронуудаа амархан өгдөг. Хэрэв металл элементийн хажууд металл бус байвал металлын атомаас электронууд металл бус руу очдог. Энэ төрлийн холболтыг нэрлэдэг ионы(Зураг 1).

Цагаан будаа. 1. Боловсрол

Хэзээ энгийн бодисуудметаллуудэсвэл тэдний хайлш, нөхцөл байдал өөрчлөгдөж байна.

Молекулууд үүсэх үед металлын электрон орбиталууд өөрчлөгдөөгүй хэвээр үлддэг. Тэд хоорондоо харилцан үйлчилж, шинэ молекулын тойрог зам үүсгэдэг. Нэгдлийн найрлага, бүтцээс хамааран молекул орбиталууд нь атомын орбиталуудын нийлбэртэй ойролцоо эсвэл тэдгээрээс эрс ялгаатай байж болно. Металлын атомуудын электрон орбиталууд харилцан үйлчлэхэд молекулын орбиталууд үүсдэг. Металлын атомын валентийн электронууд эдгээр молекул орбиталуудаар чөлөөтэй хөдөлж чаддаг. Цэнэглэлийг бүрэн салгахгүй, өөрөөр хэлбэл. металл- энэ бол эргэн тойронд хөвж буй катион ба электронуудын цуглуулга биш юм. Гэхдээ энэ нь заримдаа катион хэлбэрт шилжиж, электроноо өөр катион руу шилжүүлдэг атомуудын цуглуулга биш юм. Бодит нөхцөл байдал бол эдгээр хоёр туйлын сонголтуудын нэгдэл юм.

Цагаан будаа. 2

Металлын холбоо үүсэх мөн чанар тогтонодараах байдлаар: металлын атомууд гаднах электронуудыг өгч, тэдгээрийн зарим нь болж хувирдаг эерэг цэнэгтэй ионууд. Атомоос тасарсан электронуудгарч ирэх хооронд харьцангуй чөлөөтэй хөдөлдөг эерэгметаллын ионууд. Эдгээр хэсгүүдийн хооронд металлын холбоо үүсдэг, өөрөөр хэлбэл электронууд нь металл торонд эерэг ионуудыг цементлэх мэт санагддаг (Зураг 2).

Металл холбоо байгаа нь металын физик шинж чанарыг тодорхойлдог.

Өндөр уян хатан чанар

Дулаан ба цахилгаан дамжуулах чанар

Металл гялалзсан

Хуванцар - энэ нь материалын механик ачааллын дор амархан деформаци хийх чадвар юм. Металлын холбоо нь бүх металлын атомуудын хооронд нэгэн зэрэг явагддаг тул метал механик нөлөөлөлд өртөх үед тусгай холбоо тасрахгүй, зөвхөн атомын байрлал өөрчлөгддөг. Бие биетэйгээ хатуу холбоогоор холбогдоогүй металлын атомууд нь электрон хийн давхаргын дагуу гулсдаг шиг, нэг шил нөгөө шилийг хооронд нь усны давхаргатай гулсуулж байдаг шиг. Үүний ачаар металыг амархан деформаци хийх эсвэл нимгэн тугалган цаас болгон өнхрүүлж болно. Хамгийн уян хатан металл бол цэвэр алт, мөнгө, зэс юм. Эдгээр бүх металлууд байгальд төрөл бүрийн цэвэршилттэй байдаг. Цагаан будаа. 3.

Цагаан будаа. 3. Байгальд уугуул хэлбэрээр олддог металлууд

Тэднээс янз бүрийн үнэт эдлэл, ялангуяа алт хийдэг. Гайхамшигтай уян хатан чанараараа алтыг ордны чимэглэлд ашигладаг. Үүнээс та зөвхөн 3 зузаантай тугалган цаасыг өнхрүүлж болно. 10-3 мм. Үүнийг алтан навч гэж нэрлэдэг бөгөөд гипс, хэвэнд эсвэл бусад объектод хэрэглэдэг.

Дулаан ба цахилгаан дамжуулалт . Хамгийн сайхан нь цахилгаанзэс, мөнгө, алт, хөнгөн цагааныг дамжуулдаг. Харин алт мөнгө үнэтэй металл учраас хямд зэс, хөнгөн цагаанаар кабель хийдэг. Хамгийн муу цахилгаан дамжуулагч нь манган, хар тугалга, мөнгөн ус, вольфрам юм. Гянт болд нь маш өндөр цахилгаан эсэргүүцэлтэй тул цахилгаан гүйдэл дамжин өнгөрөхөд гэрэлтэж эхэлдэг. Энэ өмчийг улайсдаг чийдэн үйлдвэрлэхэд ашигладаг.

Биеийн температурнь түүнийг бүрдүүлэгч атом эсвэл молекулуудын энергийн хэмжүүр юм. Металлын электрон хий нь илүүдэл энергийг нэг ион эсвэл атомаас нөгөөд маш хурдан шилжүүлж чаддаг. Металлын температур нь нэг талдаа халсан ч гэсэн бүхэл бүтэн эзэлхүүний дагуу хурдан жигдэрдэг. Жишээлбэл, хэрэв та цайнд төмөр халбага дүрвэл энэ нь ажиглагддаг.

Металл гялалзсан. Гялбаа гэдэг нь биеийн гэрлийн цацрагийг тусгах чадвар юм. Мөнгө, хөнгөн цагаан, палладий нь гэрлийн тусгал өндөртэй байдаг. Тиймээс гэрэл, гэрэлтүүлэг, толь үйлдвэрлэхэд эдгээр металлыг шилэн гадаргуу дээр нимгэн давхаргаар түрхдэг.

Устөрөгчийн холбоо

Буцалж буй болон хайлах цэгүүдийг анхаарч үзээрэй устөрөгчийн нэгдлүүдхалькоген: хүчилтөрөгч, хүхэр, селен, теллур. Цагаан будаа. 4.

Цагаан будаа. 4

Хэрэв бид хүхэр, селен, теллурын устөрөгчийн нэгдлүүдийн шууд буцалгах, хайлах температурыг оюун ухаанаар экстраполяци хийх юм бол усны хайлах цэг нь ойролцоогоор -100 0 С, буцлах цэг нь ойролцоогоор -80 0 С байх ёстой. Энэ нь тохиолддог. Учир нь усны молекулуудын харилцан үйлчлэлийн хооронд ялгаа байдаг - устөрөгчийн холбоо, аль нэгтгэдэг усны молекулууд холбоонд . Эдгээр түншүүдийг устгахын тулд нэмэлт эрчим хүч шаардагдана.

Устөрөгчийн холбоо нь маш их туйлширсан, өндөр эерэг цэнэгтэй устөрөгчийн атом ба цахилгаан сөрөг хүчин чадалтай өөр атомын хооронд үүсдэг: фтор, хүчилтөрөгч эсвэл азот. . Устөрөгчийн холбоо үүсгэх чадвартай бодисын жишээг Зураг дээр үзүүлэв. 5.

Цагаан будаа. 5

Устөрөгчийн холбоо үүсэхийг авч үзье усны молекулуудын хооронд.Устөрөгчийн холбоог гурван цэгээр илэрхийлнэ. Устөрөгчийн холбоо үүсэх нь устөрөгчийн атомын өвөрмөц онцлогтой холбоотой юм. Устөрөгчийн атом нь зөвхөн нэг электрон агуулдаг тул нийтлэг электрон хосыг өөр атом татан гаргахад устөрөгчийн атомын цөм ил гарч, эерэг цэнэг нь бодисын молекул дахь электрон сөрөг элементүүдэд үйлчилдэг.

шинж чанаруудыг харьцуулж үзье этилийн спирт ба диметил эфир. Эдгээр бодисын бүтцэд үндэслэн этилийн спирт нь молекул хоорондын устөрөгчийн холбоо үүсгэж болно. Энэ нь гидроксо бүлэг байгаатай холбоотой юм. Диметил эфир нь молекул хоорондын устөрөгчийн холбоо үүсгэж чадахгүй.

Тэдний шинж чанарыг 1-р хүснэгтэд харьцуулж үзье.

Хүснэгт 1

Буцлах цэг, mp., усанд уусах чадвар нь этилийн спиртийн хувьд илүү өндөр байдаг. Энэ ерөнхий загвармолекулууд нь устөрөгчийн холбоо үүсгэдэг бодисын хувьд. Эдгээр бодисууд нь буцлах температур өндөр, хайлах температур, усанд уусах чадвар, дэгдэмхий чанар багатай байдаг.

Физик шинж чанар нэгдлүүд нь мөн бодисын молекул жингээс хамаардаг. Тиймээс устөрөгчийн холбоо бүхий бодисын физик шинж чанарыг зөвхөн ижил молекулын масстай бодисын хувьд харьцуулах нь зүй ёсны хэрэг юм.

Эрчим хүчнэг устөрөгчийн холбооойролцоогоор 10 дахин бага эрчим хүч ковалент холбоо . Хэрэв нарийн төвөгтэй найрлагатай органик молекулууд нь устөрөгчийн холбоо үүсгэх чадвартай хэд хэдэн функциональ бүлгүүдтэй бол тэдгээрийн дотор молекулын устөрөгчийн холбоо (уураг, ДНХ, амин хүчил, ортонитрофенол гэх мэт) үүсч болно. Устөрөгчийн холболтын улмаас энэ нь үүсдэг хоёрдогч бүтэцуураг, ДНХ-ийн давхар спираль.

Ван дер Ваалсын холболт.

Эрхэм хийг санацгаая. Гелийн нэгдлүүдийг хараахан олж аваагүй байна. Энэ нь энгийн химийн холбоо үүсгэх чадваргүй.

Маш бага температурт шингэн, тэр ч байтугай хатуу гелий авч болно. Шингэн төлөвт гелийн атомууд цахилгаан статик таталцлын хүчээр нэгдмэл байдаг. Эдгээр эрх мэдлийн гурван хувилбар байдаг:

· чиг баримжаа олгох хүч. Энэ нь хоёр диполь (HCl) хоорондын харилцан үйлчлэл юм.

· индуктив таталцал. Энэ бол диполь ба туйлт бус молекулын хоорондох таталцал юм.

· тархалтын таталцал. Энэ нь хоёр туйл биш молекулын (He) хоорондын харилцан үйлчлэл юм. Энэ нь цөмийн эргэн тойронд электронуудын жигд бус хөдөлгөөнөөс болж үүсдэг.

Хичээлийг дүгнэж байна

Хичээл нь метал, устөрөгч, ван дер Ваальс гэсэн гурван төрлийн химийн холбоог хамардаг. Бие махбодийн хамаарал ба химийн шинж чанарбодис дахь янз бүрийн төрлийн химийн холбооноос .

Ном зүй

1. Rudzitis G.E. Хими. Үндсэн мэдээлэл ерөнхий хими. 11-р анги: сурах бичиг боловсролын байгууллагууд: суурь түвшин/ Г.Э. Рудзит, Ф.Г. Фельдман. - 14-р хэвлэл. - М.: Боловсрол, 2012.

2. Попел П.П. Хими: 8-р анги: Ерөнхий боловсролын сурах бичиг боловсролын байгууллагууд/ P.P. Попел, Л.С.Кривля. - К.: IC "Академи", 2008. - 240 х.: өвчтэй.

3. Габриелян О.С. Хими. 11-р анги. Үндсэн түвшин. 2-р хэвлэл, устгасан. - М .: Bustard, 2007. - 220 х.

Гэрийн даалгавар

1. No 2, 4, 6 (х. 41) Rudzitis G.E. Хими. Ерөнхий химийн үндэс. 11-р анги: Ерөнхий боловсролын сургалтын байгууллагын сурах бичиг: суурь түвшин / Г.Е. Рудзит, Ф.Г. Фельдман. - 14-р хэвлэл. - М.: Боловсрол, 2012.

2. Улайсдаг чийдэнгийн утас хийхэд вольфрамыг яагаад ашигладаг вэ?

3. Альдегидийн молекулд устөрөгчийн холбоо байхгүй байгааг юу гэж тайлбарладаг вэ?

Металл холболт. Металл бондын шинж чанарууд.

Металлын холбоо нь харьцангуй чөлөөт электронууд байдгаас үүссэн химийн холбоо юм. Цэвэр металл ба тэдгээрийн хайлш ба хоорондын металлын нэгдлүүдийн шинж чанар.

Металл холбох механизм

Эерэг металлын ионууд нь болор торны бүх зангилаанд байрладаг. Тэдгээрийн хооронд валентийн электронууд ион үүсэх явцад атомуудаас салсан хийн молекулууд шиг санамсаргүй байдлаар хөдөлдөг. Эдгээр электронууд нь цементийн үүрэг гүйцэтгэж, эерэг ионуудыг хамтад нь хадгалдаг; эс бөгөөс ионуудын хоорондох түлхэх хүчний нөлөөн дор тор нь задрах болно. Үүний зэрэгцээ электронууд нь болор торны доторх ионуудаар баригдаж, түүнийг орхиж чадахгүй. Холбох хүч нь орон нутгийн шинж чанартай эсвэл чиглүүлээгүй байна. Энэ шалтгааны улмаас ихэнх тохиолдолд зохицуулалтын өндөр тоо гарч ирдэг (жишээлбэл, 12 эсвэл 8). Хоёр металлын атом ойртох үед тэдгээрийн гаднах бүрхүүлийн тойрог замууд давхцаж молекулын орбитал үүсгэдэг. Хэрэв гуравдахь атом ойртоход түүний тойрог зам нь эхний хоёр атомын тойрог замтай давхцаж, өөр молекул орбитал үүснэ. Олон атом байх үед асар олон тооны гурван хэмжээст молекулын тойрог замууд үүсч, бүх чиглэлд тархдаг. Олон тооны орбиталууд давхцдаг тул атом бүрийн валентийн электронуудад олон атомууд нөлөөлдөг.

Онцлог талст торууд

Ихэнх металлууд нь атомуудын нягт савлагаатай дараах өндөр тэгш хэмтэй торны аль нэгийг үүсгэдэг: бие төвтэй куб, нүүр төвтэй куб, зургаан өнцөгт.

Бие төвтэй куб (bcc) торонд атомууд нь шооны орой дээр, нэг атом нь шоо эзэлхүүний төвд байрладаг. Металууд нь куб биет төвтэй тортой байдаг: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba гэх мэт.

Нүүр төвтэй куб (fcc) торонд атомууд нь шооны орой болон нүүр бүрийн төвд байрладаг. Энэ төрлийн металлууд нь тортой байдаг: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co гэх мэт.

Зургаан өнцөгт торонд атомууд нь призмийн зургаан өнцөгт суурийн орой ба төвд байрладаг ба гурван атом нь призмийн дунд хавтгайд байрладаг. Металуудад ийм атомын багц байдаг: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca гэх мэт.

Бусад шинж чанарууд

Чөлөөт хөдөлж буй электронууд нь өндөр цахилгаан ба дулаан дамжуулалтыг үүсгэдэг. Металл холбоо бүхий бодисууд нь ихэвчлэн хүч чадлыг уян хатан чанартай хослуулдаг, учир нь атомууд бие биенээсээ шилжих үед холбоо тасрахгүй. Мөн чухал өмчметалл үнэрт чанар юм.

Металл нь дулаан, цахилгааныг сайн дамжуулдаг, тэдгээр нь хангалттай хүчтэй, эвдрэлгүйгээр деформацид ордог. Зарим металлууд уян хатан байдаг (тэдгээрийг хуурамчаар хийж болно), зарим нь уян хатан байдаг (та тэдгээрээс утас зурж болно). Эдгээр өвөрмөц шинж чанаруудыг металлын атомуудыг хооронд нь холбодог тусгай төрлийн химийн холбоо - металлын холбоогоор тайлбарладаг.

Хатуу төлөвт байгаа металууд нь эерэг ионуудын талст хэлбэрээр байдаг бөгөөд тэдгээрийн хооронд чөлөөтэй хөдөлж буй электронуудын далайд "хөвөгч" байдаг.

Металлын холбоо нь металлын шинж чанарыг, ялангуяа тэдгээрийн хүчийг тайлбарладаг. Деформацийн хүчний нөлөөн дор метал тор нь ионы талстаас ялгаатай нь хагаралгүйгээр хэлбэрээ өөрчилж чаддаг.

Металлын дулаан дамжилтын илтгэлцүүр өндөр байдаг нь металыг нэг талдаа халаавал электронуудын кинетик энерги нэмэгддэгтэй холбон тайлбарладаг. Эрчим хүчний энэхүү өсөлт нь "электрон далай" -д өндөр хурдтайгаар бүх дээжинд тархах болно.

Металлын цахилгаан дамжуулах чанар бас тодорхой болно. Хэрэв металл дээжийн төгсгөлд потенциалын зөрүүг хэрэглэвэл задарсан электронуудын үүл эерэг потенциалын чиглэлд шилжинэ: нэг чиглэлд хөдөлж буй электронуудын энэ урсгал нь танил цахилгаан гүйдлийг илэрхийлдэг.

Металл холболт. Металл бондын шинж чанарууд. - үзэл баримтлал ба төрөл. "Металлын бонд. Металл бондын шинж чанар" ангиллын ангилал ба онцлог. 2017, 2018 он.

Металл холболт

Катион ба анионы хоорондох электростатик таталцлын үр дүнд молекул үүсдэг.

Ионы холбоо

Ионы холболтын онолыг санал болгосон 1916 ᴦ. Германы эрдэмтэн В.Коссель. Энэ онол нь хоорондын холбоо үүсэхийг тайлбарладаг ердийн металлын атом ба атомуудердийн металл бус: CsF, CsCl, NaCl, KF, KCl, Na 2 O гэх мэт.

Энэ онолын дагуу ионы холбоо үүсэхэд ердийн металлын атомууд электроноо өгч, ердийн металл бус атомууд электроныг хүлээн авдаг.

Эдгээр үйл явцын үр дүнд металлын атомууд эерэг цэнэгтэй бөөмс болж хувирдаг бөгөөд тэдгээрийг эерэг ион эсвэл катион гэж нэрлэдэг; ба металл бус атомууд сөрөг ионууд - анионууд болж хувирдаг. Катионы цэнэг нь өгөгдсөн электронуудын тоотой тэнцүү байна.

Металлын атомууд нь электронуудыг гаднах давхаргадаа өгдөг ба үүссэн ионууд нь бүрэн электрон бүтэцтэй байдаг (гадна электрон давхарга).

Анионы сөрөг цэнэгийн хэмжээ нь хүлээн авсан электронуудын тоотой тэнцүү байна.

Металл бус атомууд нь тэдний хувьд маш чухал электронуудын тоог хүлээн зөвшөөрдөг электрон октет дуусгах (гадна электрон давхарга).

Жишээ нь: Na ба С1 атомуудаас NaCl молекул үүсэх ерөнхий схем: Na°-le = Na +1 Ион үүсэх.

Сl°+1е - = Сl -

Na +1 + Cl - = Na + Cl -

Na°+ Сl°= Na + Сl - Ионы нэгдэл

· Ионуудын хоорондын холбоог ихэвчлэн ионы холбоо гэж нэрлэдэг.

Ионуудаас бүрдэх нэгдлүүдийг нэрлэдэг ионы нэгдлүүд.

Ионы нэгдлийн молекул дахь бүх ионуудын цэнэгийн алгебрийн нийлбэр тэгтэй тэнцүү байх ёстой.учир нь аливаа молекул нь цахилгаан саармаг бөөмс юм.

Ионы болон ковалент бондын хооронд хурц зааг байхгүй. Ионы холбоог туйлын ковалент бондын онцгой тохиолдол гэж үзэж болох бөгөөд үүнд электрон хосууд үүсдэг. бүрэнилүү өндөр цахилгаан сөрөг нөлөөтэй атом руу шилждэг.

Ихэнх ердийн металлын атомууд гаднах электрон давхаргадаа цөөн тооны электронтой байдаг (ихэвчлэн 1-ээс 3); эдгээр электронуудыг валентийн электрон гэж нэрлэдэг. Металлын атомуудад валентийн электронууд ба цөмийн хоорондын холболтын хүч бага байдаг, өөрөөр хэлбэл атомууд нь иончлох энерги багатай байдаг. Энэ нь валентийн электроныг алдахад хялбар болгодог hметаллын атомыг эерэг цэнэгтэй ион (катион) болгон хувиргах:

Ме° -ne ® Ме n +

Металлын болор бүтцэд валентийн электронууд нь нэг атомаас нөгөөд амархан шилжих чадвартай бөгөөд энэ нь хөрш зэргэлдээх бүх атомууд электронуудыг хуваалцахад хүргэдэг. Хялбаршуулсан байдлаар металл болорын бүтцийг дараах байдлаар дүрсэлдэг: болор торны зангилаанууд дээр Me n+ ион ба Me° атомууд байдаг бөгөөд тэдгээрийн хооронд валентийн электронууд харьцангуй чөлөөтэй хөдөлж, бүх атом ба ионуудын хооронд холбоо тогтоодог. металл (Зураг 3). Энэ бол металлын холбоо гэж нэрлэгддэг тусгай төрлийн химийн холбоо юм.

· Металлын холбоо - талст тор дахь металлын атом ба ионуудын хоорондын валентын электронуудаар явагддаг холбоо.

Энэ төрлийн химийн бондын ачаар металууд нь метал бусаас ялгагдах тодорхой физик, химийн шинж чанартай байдаг.

Цагаан будаа. 3. Металлын болор торны диаграмм.

Металлын холболтын бат бөх чанар нь болор торны тогтвортой байдал, металлын уян хатан чанарыг (устгахгүйгээр янз бүрийн боловсруулалт хийх чадвартай) хангадаг. Валент электронуудын чөлөөт хөдөлгөөн нь металыг цахилгаан, дулааныг сайн дамжуулах боломжийг олгодог. Гэрлийн долгионыг тусгах чадварыг (ᴛ.ᴇ. металл гялбаа) мөн металлын болор торны бүтцээр тайлбарладаг.

Гэсэн хэдий ч металлын холбоонд тулгуурлан металлын хамгийн онцлог физик шинж чанарууд нь:

■болор бүтэц;

■металл гялбаа, тунгалаг байдал;

■хуванцар, уян хатан чанар, уян хатан чанар;

■цахилгаан болон дулаан дамжуулалт өндөр; болон хайлш үүсгэх хандлагатай.

Металлын холбоо - ойлголт ба төрөл. "Металл холболт" ангиллын ангилал ба онцлог 2017, 2018 он.

- Металл холболт

- Металл холболт

"Металлын холбоо" гэдэг нэр нь бид металлын дотоод бүтцийн тухай ярьж байгааг харуулж байна. Ихэнх металлын атомууд нь гадаад энергийн түвшнийхтэй харьцуулахад цөөн тооны валентийн электрон агуулдаг нийт тоогадаад эрч хүчтэй ойр ... .

- Металл холболт

Металлын холбоо нь хоёр биш, харин болор дахь бараг бүх металлын атомуудад хамаарах валентийн электронуудыг хуваалцахад суурилдаг. Металд валентийн электронууд чөлөөт орбиталуудаас хамаагүй бага байдаг. Ингэснээр чөлөөтэй зорчих нөхцөл бүрдэж байна... .

- Металл холболт

Металл дахь химийн бондын шинж чанарын талаархи чухал мэдээллийг хоёр үндсэн дээр авч болно онцлог шинж чанаруудковалент ба ионы нэгдлүүдтэй харьцуулахад. Металл нь нэгдүгээрт, бусад бодисоос цахилгаан дамжуулах чанар өндөр ба... .

- Металл холболт

Металл дахь химийн бондын шинж чанарын талаархи чухал мэдээллийг ковалент ба ионы нэгдлүүдтэй харьцуулахад тэдгээрийн хоёр онцлог шинж чанарт үндэслэн олж авах боломжтой. Металл нь нэгдүгээрт, бусад бодисоос цахилгаан дамжуулах чанар өндөр ба... .

- Металл холболт

Орбиталуудын эрлийзжилт ба молекулын орон зайн тохиргоо Молекулын төрөл Атомын анхны орбитал A Гибриджилтийн төрөл Атомын эрлийз орбиталын тоо A Молекулын орон зайн тохиргоо AB2 AB3 AB4 s + p s + p + p s + p + p + p sp sp2 sp3 ... .

- Металл холболт. Металл бондын шинж чанарууд.

Металлын холбоо нь харьцангуй чөлөөт электронууд байдгаас үүссэн химийн холбоо юм. Цэвэр металл ба тэдгээрийн хайлш ба хоорондын металлын нэгдлүүдийн шинж чанар. Металл холболтын механизм Кристал торны бүх зангилаанд... .

- Молекулын бүтэц. Химийн холболтын онол. Ионы холбоо Металлын холбоо. Ковалент холбоо. Харилцааны эрчим хүч. Холбоосын урт. Бондын өнцөг. Химийн бондын шинж чанарууд.

Молекул нь химийн шинж чанартай бодисын хамгийн жижиг бөөмс юм. Химийн холболтын онолын дагуу элементийн тогтвортой байдал нь гадаад түвшний s2p6 (аргон, криптон, радон болон бусад) электрон томъёотой бүтэцтэй тохирч байна. Боловсролын явцад....

Улсын нэгдсэн шалгалтын кодлогчийн сэдвүүд: Ковалент химийн холбоо, түүний сорт, үүсэх механизм. Ковалентын бондын шинж чанар (туйлшрал ба бондын энерги). Ионы холбоо. Металл холболт. Устөрөгчийн холбоо

Молекулын химийн холбоо

Эхлээд молекул доторх бөөмсийн хооронд үүсдэг холбоог харцгаая. Ийм холболтыг нэрлэдэг молекул доторх.

Химийн холбоо атомуудын хооронд химийн элементүүдцахилгаан статик шинж чанартай бөгөөд улмаас үүсдэг гадаад (валент) электронуудын харилцан үйлчлэл, их бага хэмжээгээр эерэг цэнэгтэй цөмд хадгалагддагхолбогдсон атомууд.

Энд байгаа гол ойлголт нь ЭЛЕКТРОНГАТ БАЙДАЛ. Энэ нь атомуудын хоорондох химийн холбоо, түүний шинж чанарыг тодорхойлдог зүйл юм.

гэдэг нь атомын татах (барих) чадвар юм. гадна(валент) электронууд. Цахилгаан сөрөг чанар нь гаднах электронуудын цөмд татагдах зэргээр тодорхойлогддог бөгөөд үндсэндээ атомын радиус ба цөмийн цэнэгээс хамаардаг.

Цахилгаан сөрөг чанарыг хоёрдмол утгагүй тодорхойлоход хэцүү байдаг. Л.Полинг харьцангуй цахилгаан сөрөг байдлын хүснэгтийг эмхэтгэсэн (хоёр атомын молекулуудын бондын энерги дээр үндэслэсэн). Хамгийн электрон сөрөг элемент бол фторутга учиртай 4 .

Янз бүрийн эх сурвалжаас цахилгаан сөрөг байдлын утгын янз бүрийн масштаб, хүснэгтийг олж болно гэдгийг анхаарах нь чухал юм. Химийн холбоо үүсэх нь чухал үүрэг гүйцэтгэдэг тул үүнийг сандрах хэрэггүй атомууд бөгөөд энэ нь ямар ч системд ойролцоогоор ижил байдаг.

Хэрэв A:B химийн холбоонд байгаа атомуудын аль нэг нь электроныг илүү хүчтэй татдаг бол электрон хос түүн рүү шилжинэ. Илүү их цахилгаан сөрөг байдлын ялгааатомууд байх тусам электрон хос шилжинэ.

Хэрэв харилцан үйлчлэлцэж буй атомуудын электрон сөрөг чанар тэнцүү буюу ойролцоогоор тэнцүү бол: EO(A)≈EO(B), тэгвэл нийтлэг электрон хос атомуудын аль нэгэнд шилжихгүй: А: Б. Энэ холболтыг нэрлэдэг ковалент туйлт бус.

Хэрэв харилцан үйлчлэлцэж буй атомуудын электрон сөрөг чанар нь ялгаатай боловч тийм ч их биш бол (цахилгаан сөрөг байдлын ялгаа нь ойролцоогоор 0.4-2 хооронд байна: 0,4<ΔЭО<2 ), дараа нь электрон хос атомуудын аль нэгэнд шилждэг. Энэ холболтыг нэрлэдэг ковалент туйл .

Хэрэв харилцан үйлчлэлцэж буй атомуудын электрон сөрөг чанар мэдэгдэхүйц ялгаатай бол (цахилгаан сөрөг байдлын ялгаа 2-оос их байвал: ΔEO>2), дараа нь электронуудын нэг нь бараг бүрэн өөр атом руу шилжсэн, үүсэх нь ионууд. Энэ холболтыг нэрлэдэг ионы.

Химийн бондын үндсэн төрлүүд − ковалент, ионыТэгээд металлхарилцаа холбоо. Тэднийг илүү нарийвчлан авч үзье.

Ковалент химийн холбоо

Ковалент холбоо – энэ нь химийн холбоо юм , улмаас үүссэн нийтлэг электрон хос үүсэх A:B . Түүнээс гадна хоёр атом давхцахатомын орбиталууд. Ковалентын холбоо нь электрон сөрөг байдлын бага зэрэг ялгаатай атомуудын харилцан үйлчлэлээр үүсдэг (ихэвчлэн хоёр металл бус металлын хооронд) эсвэл нэг элементийн атомууд.

Ковалентын бондын үндсэн шинж чанарууд

• анхаарлаа төвлөрүүл,
• ханасан байдал,
• туйлшрал,
• туйлшрах чадвар.

Эдгээр холболтын шинж чанарууд нь бодисын химийн болон физик шинж чанарт нөлөөлдөг.

Харилцааны чиглэл бодисын химийн бүтэц, хэлбэрийг тодорхойлдог. Хоёр холбоосын хоорондох өнцгийг бондын өнцөг гэж нэрлэдэг. Жишээлбэл, усны молекулд H-O-H холболтын өнцөг 104.45 o, тиймээс усны молекул туйлтай, метан молекул дахь H-C-H холбоосын өнцөг 108 o 28' байна.

Хангалттай байдал нь атомуудын хязгаарлагдмал тооны ковалент химийн холбоо үүсгэх чадвар юм. Атом үүсгэж болох бондын тоог нэрлэдэг.

Туйлшралхарилцан адилгүй электрон сөрөг хүчин чадалтай хоёр атомын хооронд электрон нягтын жигд бус хуваарилалтаас болж холбоо үүсдэг. Ковалентын холбоог туйлт ба туйлт бус гэж хуваадаг.

Туйлшрах чадвар холболтууд байна гадаад цахилгаан орны нөлөөн дор бондын электрон шилжих чадвар(ялангуяа өөр бөөмийн цахилгаан орон). Туйлшрах чадвар нь электрон хөдөлгөөнөөс хамаарна. Электрон цөмөөс хол байх тусам илүү хөдөлгөөнтэй, үүний дагуу молекул илүү туйлшрах чадвартай байдаг.

Ковалентын туйлт бус химийн холбоо

2 төрлийн ковалент холбоо байдаг - ТУЯСТэгээд ТУЙЛ БУС .

Жишээ . Устөрөгчийн молекул Н2-ийн бүтцийг авч үзье. Гадна энергийн түвшинд байгаа устөрөгчийн атом бүр 1 хосгүй электроныг агуулдаг. Атомыг харуулахын тулд бид Льюисын бүтцийг ашигладаг - энэ нь электронуудыг цэгээр зааж өгсөн атомын гаднах энергийн түвшний бүтцийн диаграмм юм. Льюис цэгийн бүтцийн загварууд нь хоёр дахь үеийн элементүүдтэй ажиллахад ихээхэн тустай байдаг.

Х. + . H = H: H

Тиймээс устөрөгчийн молекул нь нэг электрон хос, нэг H-H химийн холбоотой байдаг. Энэ электрон хос нь устөрөгчийн атомуудын аль нэгэнд шилжихгүй, учир нь Устөрөгчийн атомууд ижил цахилгаан сөрөг чадвартай байдаг. Энэ холболтыг нэрлэдэг ковалент туйлт бус .

Ковалентын туйлт бус (тэгш хэмтэй) холбоо Энэ нь ижил цахилгаан сөрөг (ихэвчлэн ижил металл бус) атомуудаас үүссэн ковалент холбоо бөгөөд иймээс атомын цөмүүдийн хооронд электрон нягтын жигд тархалттай байдаг.

Туйл бус бондын диполь момент 0 байна.

Жишээ: H 2 (H-H), O 2 (O=O), S 8.

Ковалент туйлын химийн холбоо

Ковалент туйлын холбоо хооронд үүсэх ковалент холбоо юм өөр өөр электрон сөрөг шинж чанартай атомууд (ихэвчлэн, төрөл бүрийн металл бус) бөгөөд тодорхойлогддог нүүлгэн шилжүүлэлтэлектрон хосыг илүү электрон сөрөг атом руу хуваана (туйлшрал).

Электрон нягтрал нь илүү электрон сөрөг атом руу шилждэг тул үүн дээр хэсэгчилсэн сөрөг цэнэг (δ-), бага электрон сөрөг атом дээр хэсэгчилсэн эерэг цэнэг (δ+, дельта +) гарч ирдэг.

Атомуудын цахилгаан сөрөг байдлын ялгаа их байх тусам өндөр байна туйлшралхолболт ба бусад диполь момент . Хөрш зэргэлдээх молекулууд болон эсрэг тэмдгийн цэнэгүүдийн хооронд нэмэлт татах хүч үйлчилдэг бөгөөд энэ нь нэмэгддэг хүч чадалхарилцаа холбоо.

Бондын туйлшрал нь нэгдлүүдийн физик, химийн шинж чанарт нөлөөлдөг. Урвалын механизм, тэр ч байтугай хөрш зэргэлдээх бондын реактив байдал нь бондын туйлшралаас хамаардаг. Холболтын туйлшралыг ихэвчлэн тодорхойлдог молекулын туйлшралулмаар буцлах ба хайлах цэг, туйлын уусгагч дахь уусах чадвар зэрэг физик шинж чанаруудад шууд нөлөөлдөг.

Жишээ нь: HCl, CO 2, NH 3.

Ковалентын холбоо үүсэх механизм

Ковалент химийн холбоо нь 2 механизмаар үүсдэг.

1. Солилцооны механизм Ковалент химийн холбоо үүсэх нь бөөмс бүр нэг хосгүй электроныг өгч, нийтлэг электрон хос үүсгэдэг.

А . + . B= A:B

2. Ковалентын холбоо үүсэх нь бөөмийн нэг нь дан хос электроныг, нөгөө бөөмс нь энэ электрон хосын хоосон орбиталыг хангадаг механизм юм.

Х: + B= A:B

Энэ тохиолдолд атомуудын аль нэг нь дан электрон хосоор хангадаг ( хандивлагч), нөгөө атом нь энэ хосын хувьд хоосон тойрог замыг өгдөг ( хүлээн авагч). Хоёр холбоо үүссэний үр дүнд электронуудын энерги буурдаг, өөрөөр хэлбэл. Энэ нь атомуудад ашигтай.

Донор-хүлээн авагч механизмаар үүссэн ковалент холбоо ялгаатай бишсолилцооны механизмаар бий болсон бусад ковалент бондын шинж чанарт. Донор-хүлээн авагч механизмаар ковалент холбоо үүсэх нь гадаад энергийн түвшинд олон тооны электронтой (электрон хандивлагчид), эсвэл эсрэгээрээ маш цөөн тооны электронтой (электрон хүлээн авагч) атомуудын хувьд ердийн зүйл юм. Атомын валентын чадварыг холбогдох хэсэгт илүү дэлгэрэнгүй авч үзнэ.

Ковалентын холбоо нь донор хүлээн авагч механизмаар үүсдэг.

- молекулд нүүрстөрөгчийн дутуу исэл CO(молекул дахь холбоо гурав дахин, 2 холбоо нь солилцооны механизмаар, нэг нь донор-хүлээн авагч механизмаар үүсдэг): C≡O;

- В аммонийн ион NH 4+, ион дахь органик аминууджишээлбэл, метиламмонийн ион дахь CH 3 -NH 2 +;

- В нарийн төвөгтэй нэгдлүүд, төвийн атом ба лигандын бүлгүүдийн хоорондох химийн холбоо, жишээлбэл, натрийн тетрагидроксоалюминат дахь Na-ийн хөнгөн цагаан ба гидроксидын ионуудын хоорондох холбоо;

- В азотын хүчил ба түүний давс- нитратууд: HNO 3, NaNO 3, бусад азотын нэгдлүүдэд;

- молекулд озон O3.

Ковалентын бондын үндсэн шинж чанарууд

Ковалент холбоо нь ихэвчлэн металл бус атомуудын хооронд үүсдэг. Ковалентын бондын үндсэн шинж чанарууд нь урт, эрчим хүч, олон талт байдал, чиглэл.

Химийн холбооны олон талт байдал

Химийн холбооны олон талт байдал - Энэ нэгдэл дэх хоёр атомын хооронд хуваалцсан электрон хосуудын тоо. Молекулыг бүрдүүлдэг атомын утгуудаас бондын олон талт байдлыг хялбархан тодорхойлж болно.

Жишээлбэл , устөрөгчийн молекул H 2-д бондын үржвэр нь 1, учир нь Устөрөгч бүр гаднах энергийн түвшинд зөвхөн 1 хосгүй электронтой байдаг тул нэг хос электрон хос үүсдэг.

O 2 хүчилтөрөгчийн молекул дахь бондын үржвэр нь 2, учир нь Гадаад энергийн түвшний атом бүр 2 хосгүй электронтой: O=O.

Азотын молекул N2-д бондын үржвэр нь 3, учир нь атом бүрийн хооронд гаднах энергийн түвшинд 3 хосгүй электрон байх ба атомууд N≡N 3 нийтлэг электрон хос үүсгэдэг.

Ковалент холболтын урт

Химийн холболтын урт нь холбоо үүсгэгч атомуудын цөмийн төвүүдийн хоорондох зай юм. Энэ нь туршилтын физик аргаар тодорхойлогддог. Бондын уртыг нэмэлтийн дүрмийг ашиглан ойролцоогоор тооцоолж болно, үүний дагуу AB молекул дахь бондын урт нь A 2 ба В 2 молекулуудын бондын уртын нийлбэрийн хагастай тэнцүү байна.

Химийн бондын уртыг ойролцоогоор тооцоолж болно атомын радиусаархолбоо үүсгэх, эсвэл харилцааны олон талт байдлаар, хэрэв атомуудын радиус нь тийм ч их ялгаатай биш бол.

Бонд үүсгэгч атомуудын радиус ихсэх тусам холболтын урт нэмэгдэнэ.

Жишээлбэл

Атомуудын хоорондох олон тооны холбоо нэмэгдэх тусам (атомын радиус нь ялгаатай эсвэл бага зэрэг ялгаатай) бондын урт багасах болно.

Жишээлбэл . Цувралд: C–C, C=C, C≡C, холбоосын урт багасна.

Харилцааны энерги

Химийн бондын бат бөх байдлын хэмжүүр нь бондын энерги юм. Харилцааны энерги холбоог тасалж, бие биенээсээ хязгааргүй хол зайд үүссэн атомуудыг арилгахад шаардагдах энергиээр тодорхойлогддог.

Ковалентын холбоо гэдэг маш бат бөх.Түүний энерги нь хэдэн араваас хэдэн зуун кЖ/моль хооронд хэлбэлздэг. Бондын энерги өндөр байх тусам холболтын бат бөх байх болно, мөн эсрэгээр.

Химийн бондын бат бөх чанар нь бондын урт, бондын туйлшрал, олон талт байдлаас хамаарна. Химийн холбоо урт байх тусмаа тасрахад хялбар, бондын энерги бага байх тусам хүч нь багасна. Химийн холбоо богино байх тусам илүү бат бөх, бондын энерги их болно.

Жишээлбэл, HF, HCl, HBr нэгдлүүдийн цувралд зүүнээс баруун тийш, химийн бондын бат бэх буурдаг, учир нь Холболтын урт нэмэгддэг.

Ионы химийн холбоо

Ионы холбоо дээр суурилсан химийн холбоо юм ионуудын электростатик таталцал.

Ионуудатомууд электрон хүлээн авах эсвэл өгөх явцад үүсдэг. Жишээлбэл, бүх металлын атомууд гадаад энергийн түвшнээс электронуудыг сул барьдаг. Тиймээс металлын атомууд нь тодорхойлогддог нөхөн сэргээх шинж чанар- электрон хандивлах чадвар.

Жишээ. Натрийн атом нь энергийн 3-р түвшинд 1 электрон агуулдаг. Натрийн атом нь түүнээс амархан татгалзсанаар илүү тогтвортой Na+ ионыг бий болгож, үнэт хийн неон Ne-ийн электрон бүтэцтэй. Натрийн ион нь 11 протон, ердөө 10 электрон агуулдаг тул ионы нийт цэнэг -10+11 = +1:

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

Жишээ. Хлорын атом нь гаднах энергийн түвшинд 7 электрон агуулдаг. Тогтвортой инерт аргон атомын Ar-ийн тохиргоог олж авахын тулд хлор нь 1 электрон авах шаардлагатай. Электроныг нэмсний дараа электронуудаас бүрдэх тогтвортой хлорын ион үүсдэг. Ионы нийт цэнэг -1:

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

Жич:

• Ионы шинж чанар нь атомын шинж чанараас ялгаатай!
• Тогтвортой ионууд нь зөвхөн үүсдэггүй атомууд, Гэхдээ бас атомын бүлгүүд. Жишээ нь: аммонийн ион NH 4 +, сульфатын ион SO 4 2- гэх мэт Ийм ионуудаас үүссэн химийн холбоог мөн ион гэж үзнэ;
• Ионы холбоо нь ихэвчлэн бие биенийхээ хооронд үүсдэг металлуудТэгээд металл бус(металл бус бүлгүүд);

Үүссэн ионууд нь цахилгаан таталцлын улмаас татагддаг: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Бид нүдээр дүгнэж хэлье ковалент ба ионы бондын төрлүүдийн ялгаа:

Металл холболт харьцангуй үүссэн холболт юм чөлөөт электронуудхооронд металлын ионууд, болор тор үүсгэдэг.

Металлын атомууд нь ихэвчлэн гаднах энергийн түвшинд байрладаг нэгээс гурван электрон. Металл атомын радиус нь дүрмээр бол том байдаг тул металлын атомууд нь металл бусаас ялгаатай нь гадаад электронуудаа маш амархан өгдөг, өөрөөр хэлбэл. хүчтэй бууруулагч бодисууд юм.

Электроныг өгснөөр металлын атомууд болж хувирдаг эерэг цэнэгтэй ионууд . Салсан электронууд харьцангуй чөлөөтэй байдаг хөдөлж байнаэерэг цэнэгтэй металлын ионуудын хооронд. Эдгээр хэсгүүдийн хооронд холбоо үүсдэг, учир нь хуваалцсан электронууд нь давхаргуудаар байрлуулсан металл катионуудыг хамтад нь барьдаг , ингэснээр нэлээд хүчтэй бий болгож байна металл болор тор . Энэ тохиолдолд электронууд тасралтгүй эмх замбараагүй хөдөлдөг, i.e. Шинэ төвийг сахисан атомууд, шинэ катионууд байнга гарч ирдэг.

Молекул хоорондын харилцан үйлчлэл

Бодис дахь бие даасан молекулуудын хоорондын харилцан үйлчлэлийг тусад нь авч үзэх нь зүйтэй. молекул хоорондын харилцан үйлчлэл . Молекул хоорондын харилцан үйлчлэл нь саармаг атомуудын хоорондын харилцан үйлчлэлийн нэг хэлбэр бөгөөд шинэ ковалент холбоо үүсэхгүй. Молекулуудын харилцан үйлчлэлийн хүчийг 1869 онд Ван дер Ваальс нээж, түүний нэрээр нэрлэжээ. Ван дар Ваалсын хүчин. Ван дер Ваалсын хүчнүүд хуваагдана чиг баримжаа, индукц Тэгээд тараагч . Молекул хоорондын харилцан үйлчлэлийн энерги нь химийн бондын энергиээс хамаагүй бага байдаг.

Таталцлын чиг баримжаа олгох хүч туйлын молекулуудын хооронд үүсдэг (диполь-диполь харилцан үйлчлэл). Эдгээр хүч нь туйлын молекулуудын хооронд үүсдэг. Индуктив харилцан үйлчлэл нь туйл ба туйл биш молекулын харилцан үйлчлэл юм. Поляр молекул нь туйлын үйлчлэлээс болж туйлширч, нэмэлт электростатик таталцлыг үүсгэдэг.

Молекул хоорондын харилцан үйлчлэлийн тусгай төрөл бол устөрөгчийн холбоо юм. - эдгээр нь өндөр туйлт ковалент холбоо бүхий молекулуудын хооронд үүсдэг молекул хоорондын (эсвэл молекул доторх) химийн холбоо юм. H-F, H-O эсвэл H-N. Хэрэв молекулд ийм холбоо байгаа бол молекулуудын хооронд байх болно нэмэлт татах хүч .

Боловсролын механизм Устөрөгчийн холбоо нь зарим талаараа электростатик, хэсэгчлэн донор хүлээн авагч юм. Энэ тохиолдолд электрон хос донор нь хүчтэй электрон сөрөг элементийн атом (F, O, N) бөгөөд хүлээн авагч нь эдгээр атомуудтай холбогдсон устөрөгчийн атомууд юм. Устөрөгчийн холбоо нь тодорхойлогддог анхаарлаа төвлөрүүл орон зайд ба ханасан байдал

Устөрөгчийн холбоог цэгээр тэмдэглэж болно: H ··· O. Устөрөгчтэй холбогдсон атомын цахилгаан сөрөг чанар их байх тусам хэмжээ нь бага байх тусам устөрөгчийн холбоо илүү хүчтэй болно. Энэ нь үндсэндээ холболтын хувьд ердийн зүйл юм устөрөгчтэй фтор , түүнчлэн хүчилтөрөгч ба устөрөгч , бага устөрөгчтэй азот .

Дараах бодисуудын хооронд устөрөгчийн холбоо үүсдэг.

— устөрөгчийн фторид HF(хий, устөрөгчийн фторын уусмал - фторын хүчил), ус H 2 O (уур, мөс, шингэн ус):

— аммиак ба органик амины уусмал- аммиак ба усны молекулуудын хооронд;

— O-H эсвэл N-H холбоо бүхий органик нэгдлүүд: спирт, карбоксилын хүчил, амин, амин хүчил, фенол, анилин ба түүний уламжлал, уураг, нүүрс усны уусмал - моносахарид ба дисахарид.

Устөрөгчийн холбоо нь бодисын физик, химийн шинж чанарт нөлөөлдөг. Тиймээс молекулуудын хоорондох нэмэлт таталт нь бодисыг буцалгахад хүндрэл учруулдаг. Устөрөгчийн холбоо бүхий бодисууд буцалгах цэгийн хэвийн бус өсөлтийг харуулдаг.

Жишээлбэл Дүрмээр бол молекулын жин нэмэгдэх тусам бодисын буцалгах температур нэмэгддэг. Гэсэн хэдий ч хэд хэдэн бодисоор H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 TeБид буцлах цэгийн шугаман өөрчлөлтийг ажигладаггүй.

Тухайлбал, at ус буцалгах цэг хэвийн бус өндөр байна - -61 o C-аас багагүй, шулуун шугамаас харахад илүү их, +100 o C. Энэ гажиг нь усны молекулуудын хооронд устөрөгчийн холбоо байгаагаар тайлбарлагддаг. Тиймээс хэвийн нөхцөлд (0-20 o C) ус байдаг шингэнфазын төлөвөөр.

Химийн холбоо

Химийн тоосонцор (атом, молекул, ион гэх мэт) бодисуудад нэгдэхэд хүргэдэг бүх харилцан үйлчлэлийг химийн холбоо ба молекул хоорондын холбоо (молекул хоорондын харилцан үйлчлэл) гэж хуваадаг.

Химийн холбоо- атомуудын хооронд шууд холбогддог. Ионы, ковалент, металлын холбоо байдаг.

Молекул хоорондын холбоо- молекулуудын хоорондын холбоо. Эдгээр нь устөрөгчийн холбоо, ион-диполь бонд (энэ бонд үүссэний улмаас, жишээлбэл, ионуудын гидрацийн бүрхүүл үүсдэг), диполь-диполь (энэ холбоо үүссэний улмаас туйлын бодисын молекулууд нийлдэг. жишээлбэл, шингэн ацетон) гэх мэт.

Ионы холбоо- эсрэг цэнэгтэй ионуудын электростатик таталцлын улмаас үүссэн химийн холбоо. Хоёртын нэгдлүүдэд (хоёр элементийн нэгдлүүд) энэ нь холбогдсон атомуудын хэмжээ бие биенээсээ эрс ялгаатай байх үед үүсдэг: зарим атомууд том, бусад нь жижиг, өөрөөр хэлбэл зарим атомууд электроноо амархан өгдөг бол зарим нь электроноо амархан өгдөг. тэдгээрийг хүлээн авах (ихэвчлэн эдгээр нь ердийн металлыг үүсгэдэг элементүүдийн атомууд ба ердийн металл бус элементүүдийг үүсгэдэг элементийн атомууд юм); ийм атомуудын цахилгаан сөрөг чанар нь бас маш өөр байдаг.
Ионы холбоо нь чиглэлгүй, ханадаггүй.

Ковалент холбоо- нийтлэг хос электрон үүссэний улмаас үүсдэг химийн холбоо. Ижил буюу ойролцоо радиустай жижиг атомуудын хооронд ковалент холбоо үүсдэг. Шаардлагатай нөхцөл бол холбогдсон атомын аль алинд нь хосгүй электронууд (солилцооны механизм) эсвэл нэг атом дахь дан хос, нөгөөд нь чөлөөт тойрог зам (донор-хүлээн авагч механизм) байх явдал юм.

A)	H· + ·H H:H	H-H	H 2	(нэг хос электрон; H нэг валент);
б)		Н.Н	N 2	(гурван хос электрон; N нь гурван валент);
V)		H-F	HF	(нэг хос электрон; H ба F нь моновалент);
G)			NH4+	(дөрвөн хос электрон; N нь дөрвөн валент)

Хуваалцсан электрон хосуудын тоонд үндэслэн ковалент холбоог дараахь байдлаар хуваана
• энгийн (ганц)- нэг хос электрон;
• давхар- хоёр хос электрон,
• гурав дахин- гурван хос электрон.

Давхар ба гурвалсан бондыг олон тооны бонд гэж нэрлэдэг.

Холбоотой атомуудын хоорондох электрон нягтын хуваарилалтын дагуу ковалент холбоог дараахь байдлаар хуваана. туйлшралгүйТэгээд туйл. Ижил атомуудын хооронд туйлт бус холбоо, өөр өөр атомуудын хооронд туйлшрал үүсдэг.

Цахилгаан сөрөг чанар- бодис дахь атомын нийтлэг электрон хосыг татах чадварыг хэмжих хэмжүүр.
Туйлын бондын электрон хосууд илүү цахилгаан сөрөг элементүүд рүү шилждэг. Электрон хосуудын шилжилтийг бондын туйлшрал гэж нэрлэдэг. Туйлшралын үед үүссэн хэсэгчилсэн (илүүдэл) цэнэгийг + ба - гэж тэмдэглэнэ, жишээлбэл: .

Электрон үүлний ("орбиталууд") давхцах шинж чанарт үндэслэн ковалент холбоог -бонд ба -бонд гэж хуваадаг.
-Электрон үүлний шууд давхцлаас (атомын цөмүүдийг холбосон шулуун шугамын дагуу) холбоо үүснэ, -хажуугийн давхцлын улмаас (атомын цөм орших хавтгайн хоёр талд) холбоо үүсдэг.

Ковалентын холбоо нь чиглэлтэй, ханасан, түүнчлэн туйлширдаг.
Гибридизацийн загварыг ковалент бондын харилцан чиглэлийг тайлбарлах, урьдчилан таамаглахад ашигладаг.

Атомын орбитал ба электрон үүлсийн эрлийзжилт- атом ковалент холбоо үүсгэх үед энергийн хувьд атомын тойрог зам, электрон үүлний хэлбэрийн тохирол.
Гибридизацийн хамгийн түгээмэл гурван төрөл нь: sp-, sp 2 ба sp 3 - эрлийзжүүлэх. Жишээлбэл:
sp-гибридизаци - молекулуудад C 2 H 2, BeH 2, CO 2 (шугаман бүтэц);
sp 2-гибридизаци - молекулуудад C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 (хавтгай гурвалжин хэлбэртэй);
sp 3-гибридизаци - CCl 4, SiH 4, CH 4 (тетраэдр хэлбэр) молекулуудад; NH 3 (пирамид хэлбэр); H 2 O (өнцгийн хэлбэр).

Металл холболт- металл болорын бүх холбогдсон атомуудын валентийн электронуудыг хуваалцах замаар үүссэн химийн холбоо. Үүний үр дүнд болорын нэг электрон үүл үүсдэг бөгөөд энэ нь цахилгаан хүчдэлийн нөлөөн дор амархан хөдөлдөг - иймээс металлын цахилгаан дамжуулах чанар өндөр байдаг.
Холбогдсон атомууд нь том хэмжээтэй тул электроноо өгөх хандлагатай үед металлын холбоо үүсдэг. Металл холбоо бүхий энгийн бодисууд нь метал (Na, Ba, Al, Cu, Au гэх мэт), нийлмэл бодисууд нь металл хоорондын нэгдлүүд (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 гэх мэт) юм.
Металлын холбоо нь чиглэлтэй, ханалтгүй байдаг. Мөн металлын хайлмалд хадгалагддаг.

Устөрөгчийн холбоо- их хэмжээний эерэг хэсэгчилсэн цэнэгтэй устөрөгчийн атом өндөр электрон сөрөг атомаас хос электроныг хэсэгчлэн хүлээн авсны улмаас үүссэн молекул хоорондын холбоо. Энэ нь нэг молекул нь дан хос электрон, өндөр цахилгаан сөрөг (F, O, N) бүхий атом агуулсан, нөгөө нь ийм атомуудын аль нэгтэй нь маш туйлттай холбоогоор холбогдсон устөрөгчийн атом агуулсан тохиолдолд үүсдэг. Молекул хоорондын устөрөгчийн бондын жишээ:

H—O—H OH 2, H—O—H NH 3, H—O—H F—H, H—F H—F.

Молекул доторх устөрөгчийн холбоо нь полипептид, нуклейн хүчил, уураг гэх мэт молекулуудад байдаг.

Аливаа бондын бат бөх байдлын хэмжүүр бол бондын энерги юм.
Харилцааны энерги- 1 моль бодисын өгөгдсөн химийн холбоог таслахад шаардагдах энерги. Хэмжих нэгж нь 1 кЖ/моль.

Ионы болон ковалент бондын энерги нь ижил дараалалтай, устөрөгчийн бондын энерги нь бага зэрэг дараалалтай байдаг.

Ковалентын бондын энерги нь холбогдсон атомуудын хэмжээ (бондын урт) болон олон тооны холбооноос хамаарна. Атомууд бага байх тусам бондын олон талт байдал их байх тусам түүний энерги их болно.

Ионы бондын энерги нь ионуудын хэмжээ ба тэдгээрийн цэнэгээс хамаарна. Ионууд бага байх тусам тэдгээрийн цэнэг их байх тусам холболтын энерги их болно.

Бодисын бүтэц

Бүтцийн төрлөөс хамааран бүх бодисыг хуваана молекулТэгээд молекул бус. Органик бодисуудаас молекул бодисууд, органик бус бодисуудаас молекул бус бодисууд давамгайлдаг.

Химийн бондын төрлөөс хамааран бодисыг ковалент холбоо бүхий бодис, ионы холбоо бүхий бодис (ионы бодис) ба металлын холбоо (металл) гэж хуваадаг.

Ковалентын холбоо бүхий бодисууд нь молекул болон молекул бус байж болно. Энэ нь тэдний физик шинж чанарт ихээхэн нөлөөлдөг.

Молекулын бодисууд нь хоорондоо сул молекул хоорондын холбоогоор холбогдсон молекулуудаас бүрддэг бөгөөд үүнд: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 болон бусад энгийн бодисууд; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, органик полимер болон бусад олон бодисууд. Эдгээр бодисууд нь өндөр хүч чадалгүй, хайлах, буцалгах температур багатай, цахилгаан гүйдэл дамжуулахгүй, зарим нь ус болон бусад уусгагчид уусдаг.

Ковалентын холбоо буюу атомын бодис (алмаз, бал чулуу, Si, SiO 2, SiC болон бусад) бүхий молекул бус бодисууд нь маш хүчтэй талст үүсгэдэг (давхаргатай бал чулууг эс тооцвол), ус болон бусад уусгагчид уусдаггүй, хайлах өндөр чадвартай, буцлах цэгүүд, тэдгээрийн ихэнх нь цахилгаан гүйдэл дамжуулдаггүй (цахилгаан дамжуулагч бал чулуу, хагас дамжуулагч - цахиур, германий гэх мэт)

Бүх ионы бодисууд байгалиасаа молекул бус байдаг. Эдгээр нь цахилгаан гүйдэл дамжуулдаг хатуу, галд тэсвэртэй бодис, уусмал, хайлмал юм. Тэдний олонх нь усанд уусдаг. Талстууд нь нарийн төвөгтэй ионуудаас бүрддэг ионы бодисуудад ковалент холбоо байдаг гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй, жишээлбэл: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-) гэх мэт нийлмэл ионуудыг бүрдүүлдэг атомууд нь ковалент холбоогоор холбогддог.

Метал (металл холбоо бүхий бодис)физик шинж чанараараа маш олон янз байдаг. Тэдгээрийн дотор шингэн (Hg), маш зөөлөн (Na, K) болон маш хатуу металлууд (W, Nb) байдаг.

Металлын физик шинж чанар нь өндөр цахилгаан дамжуулах чанар (хагас дамжуулагчаас ялгаатай нь температур нэмэгдэх тусам буурдаг), өндөр дулаан багтаамж, уян хатан чанар (цэвэр металлын хувьд) юм.

Хатуу төлөвт бараг бүх бодис нь талстаас тогтдог. Бүтцийн төрөл, химийн бондын төрлөөс хамааран талстуудыг ("болор тор") хуваана. атомын(ковалентын холбоо бүхий молекул бус бодисын талстууд), ионы(ионы бодисын талстууд), молекул(ковалентын холбоо бүхий молекул бодисын талстууд) ба металл(металл холбоо бүхий бодисын талстууд).

"Сэдэв 10. "Химийн холбоо. Материйн бүтэц."

• Химийн холболтын төрлүүд - Бодисын бүтэц 8-9-р анги

  Хичээл: 2 Даалгавар: 9 Тест: 1

• Даалгавар: 9 Тест: 1

Энэ сэдвийг судалсны дараа та дараах ойлголтуудыг ойлгох хэрэгтэй: химийн холбоо, молекул хоорондын холбоо, ионы холбоо, ковалент холбоо, металлын холбоо, устөрөгчийн холбоо, энгийн бонд, давхар бонд, гурвалсан бонд, олон бонд, туйл биш бонд, туйлын холбоо , цахилгаан сөрөг чанар, бондын туйлшрал , - ба -бонд, атомын орбиталуудын эрлийзжилт, холбох энерги.

Та бодисыг бүтцийн төрөл, химийн бондын төрлөөр ангилах, энгийн ба нарийн төвөгтэй бодисын шинж чанар нь химийн холбоо, "болор тор" -ын төрлөөс хамаарал зэргийг мэддэг байх ёстой.

Та дараахь зүйлийг хийх ёстой: бодис дахь химийн бондын төрөл, эрлийзжүүлэлтийн төрлийг тодорхойлох, бонд үүсэх диаграммыг зурах, цахилгаан сөрөг байдлын тухай ойлголтыг ашиглах, олон тооны цахилгаан сөрөг нөлөөллийг ашиглах; ковалент холболтын туйлшралыг тодорхойлохын тулд ижил үеийн химийн элементүүд болон нэг бүлэгт цахилгаан сөрөг байдал хэрхэн өөрчлөгддөгийг мэдэх.

Танд хэрэгтэй бүх зүйл сурсан эсэхээ шалгасны дараа даалгавраа дуусга. Бид танд амжилт хүсье.

Уншихыг зөвлөж байна:

• О.С.Габриелян, Г.Г.Лысова. Хими 11-р анги. М., Бастард, 2002.
• Г.Е.Рудзитис, Ф.Г.Фельдман. Хими 11-р анги. М., Боловсрол, 2001.