Химийн бондын төрлийг хэрхэн тодорхойлох вэ. Ковалент химийн холбоо

Өгүүлбэр дэх харилцаа- энэ бол өгүүлбэрийн утга учир, бодлын бүрэн байдал, түүнчлэн логик, лексик, синтаксийн бүрэн байдлыг өгөх арга юм. Өгүүлбэрт хоёр төрлийн холболт байдаг - зохицуулах ба захирах.

Зохицуулах холболтӨгүүлбэрт гэдэг нь бие биенээсээ хамааралгүй өгүүлбэрийн элементүүдийн нэгдэл юм: энгийн өгүүлбэр дэх нэгэн төрлийн гишүүд эсвэл нийлмэл өгүүлбэр дэх энгийн өгүүлбэрүүд.

Дэд холболтөгүүлбэрт бие биенээсээ хамааралтай элементүүдийн нэгдэл юм: хэллэг дэх үгс, өгүүлбэр эсвэл нийлмэл өгүүлбэрийн нэг хэсэг болох энгийн өгүүлбэрүүд.

Өгүүлбэр дэх холболтын төрлийг хэрхэн тодорхойлох вэ?

Юуны өмнө, энэ сэдэв нь үргэлж предикаттай холбоотой байдаг тул дүрмийн үндэслэлийг орхих шаардлагатай бөгөөд танилцуулах үгсийг хасах нь зүйтэй.

Жишээ. Би гадаа гарах гэсэн боловч хаалга түгжээтэй байв.

Хоёр бие даасан хэсэгтэй нийлмэл өгүүлбэр, нийлмэл. Үүний үндсэн дээр энэ өгүүлбэрийг ашигладаг харилцаа холбоог зохицуулах.

Өрөөний агаар маш хуучирсан байсан тул гадаа гарахыг хүссэн.

Байгаа нийлмэл өгүүлбэр дэд холболт- нэг өгүүлбэр нь нөгөө өгүүлбэрийн учир шалтгааныг илтгэнэ. Өгүүлбэр нь нарийн төвөгтэй.

Дэд холболтын төрлүүд.

Байгаа гурван төрлийн дэд холболт:

Зохицуулалт- энэ нь хамааралтай ба үндсэн үгсийг (нэр үг эсвэл нэр үгийн дүрд хамаарах ярианы өөр хэсэг) хүйс, тоо, тохиолдлын хувьд бие биентэйгээ харьцуулах холболтын төрөл юм. Гэрээний хамгийн энгийн жишээнүүд нь дараах хэллэгүүд юм. жигшүүртэй бороо, баяр баясгалантай би, үл үзэгдэгч хэн нэгэн, санамсаргүй байдлаар өнгөрөх хүн, цуурайтах "zy".

гэх мэт хамааралтай үгсЗөвшөөрсөн тохиолдолд ярианы ямар ч хувирах хэсгүүд гарч ирж болно: нэр үг, төлөөний үг (эзэмших, шинж чанар, харуулах, сөрөг, тодорхойгүй) ба дарааллын тоо.

Мөнгөгүй, хөгжилтэй түүхч, таны эгч, анхны уулзсан хүнд.

Хяналт- харилцааны төрөл гол үгхамааралтай үгийн тусгай тохиолдлын хэлбэрийг шаарддаг. Кейс маягтҮүний зэрэгцээ энэ нь орос хэл дээрх морфологийн тодорхой хэм хэмжээгээр тодорхойлогддог. Өгүүлбэр, өгүүлбэрт хяналт байгаагийн гол шинж тэмдэг нь угтвар үг ашиглах явдал боловч угтвар үггүй хяналтын хэлбэр байдаг. Хэрэв хяналт байгаа бол хамааралтай үг нь шууд бус тохиолдлын асуултанд үргэлж хариулах болно.

Сарыг харж, сарыг биширч, хүлээн авахдаа гарын үсэг зурж, баримт бичигт гарын үсэг зурж, асуудлыг мартаж, томъёогоо март.

Хамтарсан байршил- утга, дүрмийн хувьд дагалдах харилцааны үндсэн дээр өөр хоорондоо холбоотой хоёр ба түүнээс дээш ач холбогдолтой (бие даасан) үгсийн нэгдэл юм. Өгүүлбэр нь объект, үйлдэл, тэмдэг гэх мэтийг нэрлэнэ. Гэхдээ илүү нарийвчлалтай, үгсээс илүү тодорхой: унших - чангаар унших, үзэг - бал үзэг, хурдан - маш хурдан.

Дэд холболт– тэгш бус бүрэлдэхүүн хэсгүүдийг холбодог SS дахь үгсийн холболт, тэдгээрийн нэг нь үндсэн, нөгөө нь хамааралтай; Үндсэн үгээс хамааралтай үг хүртэл асуулт тавьж болно.

Дэд холболтын төрлүүд:

Өгүүлбэрийн бүрэлдэхүүн хэсгүүд нь бие биентэйгээ гурван төрлийн дэд холбоогоор холбогддог. зохицуулалт, хяналт, зэргэлдээ байдал:

1) зөвшөөрөл– захирагдах харилцаа хамааралтай үгийг үндсэн үгтэй зүйрлэдэгморфологийн шинж чанараараа, өөрөөр хэлбэл. Үүнд хамааралтай үгийн хүйс, тоо, тохиолдлын хэлбэрийг үндсэн үгийн харгалзах хэлбэрүүдээр урьдчилан тодорхойлсон байдаг.

Зохицуулалт нь харилцан адилгүй байдаг бүрэнТэгээд бүрэн бус:

a) бүрэн тохиролцсоны дагуу дэд үг хүлээн зөвшөөрнө дэд үгийн бүх хэлбэр, хоёр үгийн дүрмийн категорийн зөвшөөрлийн дагуу, жишээлбэл: харанхуй шөнө (хүйс, хэрэг, тоогоор тохиролцох); сүүлийн минут (тохиолдол, тоогоор тохиролцох); тэмдэг тавьсан (тоогоор зохицуулалт)

б) гэрээ дутуу хийгдсэн тохиолдолд зохицуулах бүх боломжууд дуусаагүй байна, жишээ нь: Би түүнийг явахад бэлэн байгааг харж байна (хүйс, тоогоор нь төлөөний үгтэй бэлэн нэр үгийн тохиролцоо, гэхдээ тохиолдолд биш; харна уу. хуучирсан барилга I see him ready to leave - with full acceptance)

Зөвшөөрсөн тохиолдолд хамааралтай үгийг дараах байдлаар илэрхийлж болно.

1) хүйс, тоо, тохиолдлын үндсэн үгтэй тохирч буй аливаа хэлбэрийн нэр үг (түүн дээр үндэслэсэн энгийн харьцуулах ба нийлмэл дээд зэргийн харьцуулалтаас бусад).

2) нэрийн нэр (түүний, тэр, тэднээс бусад)

3) дарааллын дугаар ба нэг тоо

4) нэгдэл; ижил гэрээ: ном унш

5) нэр үг - тохиолдол, тоон дахь үндсэн үгтэй тохирч буй зохицуулалттай програм (хэрэв зохицуулалттай нэр үг нь тоогоор өөрчлөгдвөл)

6) шууд бус тохиолдолд үндсэн тоо; case in case, мөн жендэрийн хоёр үгийн хувьд: both girls, both boys

2) удирдлага– нэр үг, төлөөний үг нь үндсэн үгээс үндсэн үгээс хамааралтай, угтвар үгтэй, угтвар үггүй тодорхой тохиолдлын хэлбэрээр хамаарах дэд харилцаа, i.e. үндсэн үгийн дүрмийн боломж, илэрхийлсэн утгаас хамааран хамааралтай үг нь аль нэг тохиолдлын хэлбэрийг авдаг. Хоёр үгийн хэлбэр нэгэн зэрэг өөрчлөгддөг тохиролцооноос ялгаатай нь үндсэн үгийн дүрмийн хэлбэр өөрчлөгдөхөд хамааралтай үгийн хэлбэр өөрчлөгдөөгүй хэвээр байна.

Удирдлага нь харилцаа холбоог бий болгодог обьект, аль нь дүрмийн хувьд давамгайлсан үгдуудлага үйлдэл буюу төлөв, хараат нь үйл ажиллагааны объект буюу төрийг тээгч юм(захиа илгээх, ном унших), болон субъектив, дүрмийн хувьд зонхилох үг нь үйлдэл, төлөвийг, хамаарагч үг нь үйлийн субьект буюу төрийг тээгчийг нэрлэх; болон цогц (нөхөх), ихэнх тохиолдолд үүрэг гүйцэтгэдэг синтаксийн хувьд хуваагдашгүй хэллэгүүд, учир нь үндсэн бүрэлдэхүүн хэсэг нь утга учир дутагдалтай, тодорхой бус байдлаас шалтгаалан хатуу тодорхойлсон хэлбэрээр ашиглах боломжгүй: арав хоног, сүрэг нугас, аяга ус, баатар болж, бэлдэж эхэл, дөрвөн булан, өөрийгөө зочин гэж нэрлэ. , энгийн зүйл гэж үзнэ.

Удирдлагын үндсэн үг нь:

1) ямар ч хэлбэрийн үйл үг: ном унших

2) нэр үг: ном унших

3) нэр үг: амжилтанд сэтгэл хангалуун байна

4) I. (V.) тохиолдолд кардинал тоо: гурван сандал, таван сандал

Удирдах үед хамааралтай үг - нэр үг, нэрийн нэр эсвэл нэр үгийн аль нэг хэсэг: найзыгаа хар.

3) зэргэлдээ байдал- дэд холболтын төрөл үндсэн үг нь хувиршгүй хамааралтай үгээр нийлдэгэсвэл тохирох чадваргүй хувьсах хамааралтай үгийн хэлбэр (үйл үгийн инфинитив, оролцооны хэлбэр, нэр үг, үйл ажиллагааны энгийн харьцуулах зэрэг), i.e. хамааралтай үг нь өөрчлөгддөггүй, ярианы тодорхой хэсэгт хамаарах тул тохиолдлын системээс тусгаарлагдсан, үндсэн үгийн хамаарлыг утгын хувьд илэрхийлдэг. Оролцох үг, үйлдэхүй, дагалдах үг зэргэлдээ байж болно.

Зэргэлдээ байх үеийн гол үг:

1) үйл үг: хурдан гүйх

2) нэр үг: маш хурдан,

3) adverb: маш хурдан

4) нэр үг: зөөлөн чанасан өндөг, хонхны ёроолтой өмд, ахимаг насны хүүхдүүд

Зэргэлдээ байх үед хамаарах үгийг дараах байдлаар илэрхийлнэ.

1) adverb, үүнд харьцуулах зэрэг хэлбэрээр: алхах, хурдан бичих

2) gerund: ярианы гацах

3) инфинитив: бичихийг хүссэн

4) нэр үгийн харьцуулсан зэрэг: ахимаг насны хүүхдүүд

5) өөрчлөгдөөгүй (аналитик) adjective: khaki

6) pronominal adjective his, her, their: his house

7) нэр үг - үл нийцэх хэрэглээ: "Известия" сонинд

3.3.1 Ковалент холбоо нь эсрэг параллель спинтэй хосгүй электронуудыг тээвэрлэж буй электрон үүлний давхцалаас үүссэн хоёр төвтэй, хоёр электронтой холбоо юм. Дүрмээр бол энэ нь нэг химийн элементийн атомуудын хооронд үүсдэг.

Энэ нь тоон хувьд валентаар тодорхойлогддог. Элементийн валент - энэ нь атомын валентын зурваст байрлах чөлөөт электронуудын улмаас тодорхой тооны химийн холбоо үүсгэх чадвар юм.

Ковалентын холбоо нь зөвхөн атомуудын хооронд байрлах хос электроноор үүсдэг. Үүнийг хуваах хос гэж нэрлэдэг. Үлдсэн хос электроныг дан хос гэж нэрлэдэг. Тэд бүрхүүлийг дүүргэж, холбоход оролцдоггүй.Атомуудын хоорондын холболтыг зөвхөн нэг төдийгүй хоёр, бүр гурван хуваагдсан хосоор хийж болно. Ийм холболтыг нэрлэдэг давхар гэх мэт сүрэг - олон холболт.

3.3.1.1 Ковалентын туйлт бус холбоо. Хоёр атомд адилхан хамаарах электрон хос үүсэх замаар үүссэн холбоог гэнэ ковалент туйлт бус. Энэ нь бараг ижил цахилгаан сөрөг (0.4 > ΔEO > 0) атомуудын хооронд үүсдэг ба иймээс нэгэн төрлийн молекул дахь атомуудын цөмүүдийн хооронд электрон нягтын жигд хуваарилалт үүсдэг. Жишээлбэл, H 2, O 2, N 2, Cl 2 гэх мэт. Ийм бондын диполь момент тэг байна. Ханасан нүүрсустөрөгч дэх CH-ын холбоог (жишээлбэл, CH 4-д) бараг туйлтгүй гэж үздэг, учир нь ΔEO = 2.5 (C) - 2.1 (H) = 0.4.

3.3.1.2 Ковалентын туйлын холбоо.Хэрэв молекул нь хоёр өөр атомаас үүссэн бол электрон үүлсийн давхцах бүс (орбиталууд) атомуудын аль нэг рүү шилжиж, ийм холбоог гэнэ. туйл . Ийм холболттой бол аль нэг атомын цөмийн ойролцоо электрон олох магадлал өндөр байдаг. Жишээлбэл, HCl, H 2 S, PH 3.

Туйлт (тэгш хэмт бус) ковалент холбоо - өөр өөр электрон сөрөг (2 > ΔEO > 0.4) атомуудын хоорондын холбоо ба нийтлэг электрон хосын тэгш бус тархалт. Ихэвчлэн энэ нь хоёр металл бус металлын хооронд үүсдэг.

Ийм бондын электрон нягтрал нь илүү цахилгаан сөрөг атом руу шилждэг бөгөөд энэ нь үүн дээр хэсэгчилсэн сөрөг цэнэг (дельта хасах), бага хэсэгт хэсэгчилсэн эерэг цэнэг (дельта нэмэх) үүсэхэд хүргэдэг. электрон сөрөг атом.

C?.

Электрон шилжилтийн чиглэлийг мөн сумаар зааж өгнө.

CCl, CO, CN, OH, CMg.

Холбогдсон атомуудын цахилгаан сөрөг байдлын ялгаа их байх тусам холболтын туйлшрал ихсэх ба диполь момент нь их байх болно. Эсрэг тэмдгийн хэсэгчилсэн цэнэгийн хооронд нэмэлт татах хүч үйлчилдэг. Иймээс холбоо нь туйлшрах тусам илүү бат бөх байдаг.

Үүнээс бусад нь туйлшрах чадвар ковалент холбоо өмчтэй ханасан байдал – атомын энергийн хүртээмжтэй атомын орбиталтай адил олон ковалент холбоо үүсгэх чадвар. Ковалент бондын гурав дахь шинж чанар нь түүний чиглэл.

3.3.2 Ионы холбоо. Үүнийг бий болгох хөдөлгөгч хүч нь атомын октет бүрхүүлийн ижил хүсэл юм. Гэхдээ зарим тохиолдолд ийм "октет" бүрхүүл нь электронуудыг нэг атомаас нөгөөд шилжүүлэх үед л үүсдэг. Тиймээс, дүрмээр бол металл ба металл бус хоёрын хооронд ионы холбоо үүсдэг.

Жишээлбэл, натри (3s 1) ба фтор (2s 2 3s 5) атомуудын хоорондох урвалыг авч үзье. NaF нэгдэл дэх цахилгаан сөрөг байдлын ялгаа

EO = 4.0 - 0.93 = 3.07

Натри нь 3s 1 электроноо фторт өгснөөр Na + ион болж, дүүргэсэн 2s 2 2p 6 бүрхүүлтэй үлддэг бөгөөд энэ нь неон атомын электрон тохиргоонд нийцдэг. Фтор нь натрийн өгсөн нэг электроныг хүлээн авснаар яг ижил электрон тохиргоог олж авдаг. Үүний үр дүнд эсрэг цэнэгтэй ионуудын хооронд электростатик татах хүч үүсдэг.

Ионы холбоо - ионуудын электростатик таталцлын үндсэн дээр туйлын ковалент холболтын онцгой тохиолдол. Ийм холбоо нь холбогдсон атомуудын цахилгаан сөрөг байдлын ялгаа их байх үед (EO > 2), бага цахилгаан сөрөг атом нь валентийн электронуудаа бараг бүрэн орхиж катион болж хувирах ба өөр илүү цахилгаан сөрөг атомыг бэхлэх үед үүсдэг. эдгээр электронууд нь анион болдог. Эсрэг тэмдгийн ионуудын харилцан үйлчлэл нь чиглэлээс хамаардаггүй бөгөөд Кулоны хүч нь ханалтын шинж чанартай байдаггүй. Үүнээс болж ионы холбоо орон зайгүй анхаарлаа төвлөрүүл Тэгээд ханасан байдал , учир нь ион бүр нь тодорхой тооны эсрэг ионуудтай холбоотой байдаг (ионы зохицуулалтын дугаар). Иймээс ионы холбоот нэгдлүүд нь молекулын бүтэцгүй, ионы талст тор үүсгэдэг хатуу бодис бөгөөд хайлах, буцлах температур өндөр, туйлшрал ихтэй, ихэвчлэн давстай төстэй, усан уусмалд цахилгаан дамжуулах чадвартай байдаг. Жишээлбэл, MgS, NaCl, A 2 O 3. Цэвэр ионы холбоо бүхий нэгдлүүд бараг байдаггүй, учир нь нэг электроныг нөгөө атом руу бүрэн шилжүүлэх нь ажиглагддаггүй тул тодорхой хэмжээний ковалент байдал үргэлж хэвээр үлддэг; хамгийн "ион" бодисуудын хувьд бондын ионы эзлэх хувь 90% -иас хэтрэхгүй байна. Жишээлбэл, NaF-д бондын туйлшрал 80% орчим байдаг.

Органик нэгдлүүдэд ионы холбоо нэлээд ховор байдаг, учир нь Нүүрстөрөгчийн атом нь ион үүсгэхийн тулд электроноо алдах эсвэл авах хандлагатай байдаггүй.

Валент Ионы холбоо бүхий нэгдлүүдийн элементүүд нь ихэвчлэн тодорхойлогддог исэлдэлтийн төлөв , энэ нь эргээд тухайн нэгдэл дэх элементийн ионы цэнэгийн утгатай тохирч байна.

Исэлдэлтийн төлөв - энэ нь электрон нягтын дахин хуваарилалтын үр дүнд атом олж авдаг ердийн цэнэг юм. Тоон хувьд энэ нь бага электрон сөрөг элементээс илүү электрон сөрөг элемент рүү шилжсэн электронуудын тоогоор тодорхойлогддог. Электроноо өгсөн элементээс эерэг цэнэгтэй ион, эдгээр электроныг хүлээн авсан элементээс сөрөг ион үүсдэг.

-д байрлах элемент хамгийн их исэлдэлтийн төлөв (хамгийн их эерэг), AVZ-д байрлах бүх валентийн электронуудаа аль хэдийн өгсөн. Тэдний тоо нь тухайн элемент байрладаг бүлгийн тоогоор тодорхойлогддог тул хамгийн их исэлдэлтийн төлөв ихэнх элементүүдийн хувьд тэнцүү байх болно бүлгийн дугаар . тухай хамгийн бага исэлдэлтийн төлөв (хамгийн их сөрөг), дараа нь энэ нь найман электрон бүрхүүл үүсэх үед, өөрөөр хэлбэл AVZ бүрэн дүүрсэн тохиолдолд гарч ирдэг. Учир нь металл бус томъёогоор тооцоолно Бүлгийн дугаар - 8 . Учир нь металлууд тэнцүү тэг , учир нь тэд электрон хүлээн авах боломжгүй.

Жишээлбэл, хүхрийн AVZ нь 3s 2 3p 4 хэлбэртэй байна. Хэрэв атом бүх электроноо (зургаа) өгвөл хамгийн их исэлдэлтийн төлөвийг олж авна +6 , бүлгийн дугаартай тэнцүү байна VI , хэрэв энэ нь тогтвортой бүрхүүлийг дуусгахад шаардлагатай хоёрыг авбал хамгийн бага исэлдэлтийн төлөвийг олж авна. –2 , тэнцүү Бүлгийн дугаар – 8 = 6 – 8= –2.

3.3.3 Металл холбоос.Ихэнх металлууд нь ерөнхий шинж чанартай, бусад бодисын шинж чанараас ялгаатай хэд хэдэн шинж чанартай байдаг. Ийм шинж чанар нь харьцангуй өндөр хайлах температур, гэрлийг тусгах чадвар, өндөр дулаан, цахилгаан дамжуулах чадвар юм. Эдгээр шинж чанарууд нь метал дахь тусгай төрлийн харилцан үйлчлэлтэй холбоотой байдаг – металл холболт.

Металлын атомууд үелэх систем дэх байрлалынхаа дагуу цөөн тооны валентийн электронуудтай байдаг бөгөөд тэдгээр нь цөмтэйгээ харьцангуй сул холбогддог бөгөөд тэдгээрээс амархан салдаг. Үүний үр дүнд металлын болор торонд эерэг цэнэгтэй ионууд гарч ирэн, талст торны тодорхой байрлалд нутагшсан, мөн эерэг төвүүдийн талбарт харьцангуй чөлөөтэй хөдөлж, бүх металлын хооронд холбоо тогтоодог олон тооны задарсан (чөлөөт) электронууд гарч ирдэг. электростатик таталцлын улмаас атомууд.

Энэ нь орон зайд хатуу чиг баримжаатай металлын холбоо ба ковалент холбоо хоёрын чухал ялгаа юм. Металлын холболтын хүч нь орон нутгийн шинж чанартай байдаггүй, чиглүүлдэггүй бөгөөд "электрон хий" үүсгэдэг чөлөөт электронууд нь өндөр дулаан, цахилгаан дамжуулалтыг үүсгэдэг. Тиймээс, энэ тохиолдолд валентийн электронууд талст даяар бараг жигд тархсан тул бондын чиглэлийн талаар ярих боломжгүй юм. Энэ нь жишээлбэл, металлын уян хатан байдал, өөрөөр хэлбэл ион ба атомыг аль ч чиглэлд шилжүүлэх боломжийг тайлбарладаг.

3.3.4 Донор хүлээн авагчийн холбоо. Хоёр электроны харилцан үйлчлэлийн үр дүнд хамтарсан электрон хос үүсдэг ковалент холбоо үүсэх механизмаас гадна тусгай хүчин зүйл байдаг. донор-хүлээн авагч механизм . Энэ нь аль хэдийн байгаа (ганц) электрон хосын шилжилтийн үр дүнд ковалент холбоо үүсдэгт ​​оршино. хандивлагч (электрон нийлүүлэгч) хандивлагчийн нийтлэг хэрэглээ болон хүлээн авагч (чөлөөт атомын орбитал нийлүүлэгч).

Нэгэнт үүссэн бол ковалентаас ялгаагүй. Донор-хүлээн авагч механизмыг аммонийн ион үүсгэх схемээр сайн дүрсэлсэн (Зураг 9) (од тэмдэг нь азотын атомын гаднах түвшний электронуудыг заана):

Зураг 9 - Аммонийн ион үүсэх схем

Азотын атомын ABZ-ийн электрон томъёо нь 2s 2 2p 3, өөрөөр хэлбэл гурван устөрөгчийн атомтай (1s 1) ковалент холбоонд ордог гурван хосгүй электронтой бөгөөд тус бүр нь нэг валент электронтой байдаг. Энэ тохиолдолд аммиакийн NH 3 молекул үүсдэг бөгөөд энэ нь азотын дан электрон хосыг хадгалдаг. Хэрэв электронгүй устөрөгчийн протон (1s 0) энэ молекулд ойртвол азот нь өөрийн хос электроныг (донор) устөрөгчийн атомын тойрог замд (хүлээн авагч) шилжүүлж, аммонийн ион үүснэ. Үүний дотор устөрөгчийн атом бүр нь азотын атомтай нийтлэг электрон хосоор холбогддог бөгөөд тэдгээрийн нэг нь донор-хүлээн авагч механизмаар хэрэгждэг. Янз бүрийн механизмаар үүссэн H-N бонд нь шинж чанарын хувьд ямар ч ялгаагүй гэдгийг анхаарах нь чухал юм. Энэ үзэгдэл нь холбоо үүсэх үед азотын атомын 2s ба 2p электронуудын орбиталууд хэлбэрээ өөрчилдөгтэй холбоотой юм. Үүний үр дүнд яг ижил хэлбэртэй дөрвөн тойрог зам гарч ирдэг.

Донорууд нь ихэвчлэн олон тооны электронтой атомууд байдаг боловч цөөн тооны хосгүй электронууд байдаг. II үеийн элементүүдийн хувьд азотын атомаас гадна хүчилтөрөгч (хоёр дан хос) болон фтор (гурван хос хос) зэрэгт ийм боломж бий. Жишээлбэл, усан уусмал дахь устөрөгчийн ион H + хэзээ ч чөлөөт төлөвт байдаггүй, учир нь гидронийн ион H 3 O + нь үргэлж H 2 O ба H + ионуудаас усны молекулуудаас үүсдэг. Гидроний ион нь бүх усан уусмалд байдаг. , гэхдээ бичихэд хялбар болгох үүднээс H+ тэмдэг хадгалагдсан байдаг.

3.3.5 Устөрөгчийн холбоо. Хүчтэй электрон сөрөг элементтэй (азот, хүчилтөрөгч, фтор гэх мэт) холбоотой устөрөгчийн атом нь нийтлэг электрон хосыг өөртөө "татах" электроны дутагдалд орж, үр дүнтэй эерэг цэнэгийг олж авдаг. Тиймээс энэ нь ижил (молекулын холбоо) эсвэл өөр молекулын (молекул хоорондын холбоо) өөр электрон сөрөг атомын (үр дүнтэй сөрөг цэнэгийг олж авдаг) дан хос электронтой харилцан үйлчлэх чадвартай. Үүний үр дүнд бий устөрөгчийн холбоо , энэ нь графикаар цэгээр тэмдэглэгдсэн:

Энэ холбоо нь бусад химийн холбооноос хамаагүй сул байдаг (түүний үүсэх энерги нь 10 байна – 40 кЖ/моль) ба голчлон хэсэгчлэн электростатик, хэсэгчлэн донор хүлээн авагч шинж чанартай байдаг.

Устөрөгчийн холбоо нь H 2 O, H 2 F 2, NH 3 зэрэг органик бус нэгдлүүд болох биологийн макромолекулуудад маш чухал үүрэг гүйцэтгэдэг. Жишээлбэл, H2O дахь O-H холбоо нь мэдэгдэхүйц туйлширсан шинж чанартай бөгөөд хүчилтөрөгчийн атомын сөрөг цэнэгийн – илүүдэлтэй байдаг. Устөрөгчийн атом нь эсрэгээрээ жижиг эерэг цэнэгийг  + олж авдаг бөгөөд хөрш усны молекулын хүчилтөрөгчийн атомын ганц хос электронтой харилцан үйлчилж чаддаг.

Усны молекулуудын харилцан үйлчлэл нь нэлээд хүчтэй болж, усны ууранд ч гэсэн найрлагын димер ба тример (H 2 O) 2, (H 2 O) 3 гэх мэт байдаг. Уусмал дахь холбогчдын урт гинж. Энэ төрөл гарч ирж болно:

Учир нь хүчилтөрөгчийн атом нь хоёр хос электронтой.

Устөрөгчийн холбоо байгаа нь ус, спирт, карбоксилын хүчлийн өндөр буцлах температурыг тайлбарладаг. Устөрөгчийн бондын улмаас ус нь H 2 E (E = S, Se, Te) -тэй харьцуулахад ийм өндөр хайлах, буцалгах температураар тодорхойлогддог. Хэрэв устөрөгчийн холбоо байхгүй байсан бол ус -100 хэмд хайлж, -80 хэм буцалгана. Спирт ба органик хүчлүүдийн хувьд нэгдлийн ердийн тохиолдол ажиглагддаг.

Устөрөгчийн холбоо нь өөр өөр молекулуудын хооронд болон молекул дотор аль алинд нь үүсч болно, хэрэв энэ молекул нь донор ба хүлээн авагч чадвартай бүлгүүдийг агуулдаг бол. Жишээлбэл, уургийн бүтцийг тодорхойлдог пептидийн гинж үүсэхэд гол үүрэг гүйцэтгэдэг молекулын устөрөгчийн холбоо юм. H-бонд нь бодисын физик, химийн шинж чанарт нөлөөлдөг.

Бусад элементийн атомууд нь устөрөгчийн холбоо үүсгэдэггүй Туйлтын бондын диполуудын эсрэг талын төгсгөлүүдийн электростатик таталцлын хүч (O-H, N-H гэх мэт) харьцангуй сул бөгөөд зөвхөн богино зайд үйлчилдэг. Хамгийн бага атомын радиустай устөрөгч нь ийм диполуудыг ойртуулж, татах хүч нь мэдэгдэхүйц болдог. Том атомын радиустай өөр ямар ч элемент ийм холбоо үүсгэх чадваргүй.

3.3.6 Молекул хоорондын харилцан үйлчлэлийн хүч (ван дер Ваалсын хүч). 1873 онд Голландын эрдэмтэн И.Ван дер Ваальс молекулуудын хооронд таталцлыг үүсгэдэг хүч байдаг гэж үзсэн. Эдгээр хүчийг хожим Ван дер Ваалсын хүч гэж нэрлэжээ – молекул хоорондын холбооны хамгийн түгээмэл төрөл. Ван дер Ваалсын бондын энерги нь устөрөгчийн холбооноос бага бөгөөд 2-20 кЖ/∙моль байна.

Үүсэх аргаас хамааран хүчийг дараахь байдлаар хуваана.

1) чиг баримжаа (диполь-диполь эсвэл ион-диполь) - туйлын молекулуудын хооронд эсвэл ион ба туйлын молекулуудын хооронд үүсдэг. Туйлын молекулууд бие биедээ ойртоход нэг диполын эерэг тал нь нөгөө диполийн сөрөг тал руу чиглэнэ (Зураг 10).

Зураг 10 - Баримтлалын харилцан үйлчлэл

2) индукц (диполь - өдөөгдсөн диполь эсвэл ион - өдөөгдсөн диполь) - туйлт молекул эсвэл ион ба туйлшралгүй молекулуудын хооронд үүсдэг, гэхдээ туйлшрах чадвартай. Диполууд нь туйлшралгүй молекулуудад нөлөөлж, тэдгээрийг заасан (индукцлагдсан) диполь болгон хувиргадаг. (Зураг 11).

Зураг 11 - Индуктив харилцан үйлчлэл

3) дисперс (индукцлагдсан диполь - өдөөгдсөн диполь) - туйлшрах чадвартай туйлшралгүй молекулуудын хооронд үүсдэг. Эрхэм хийн аливаа молекул эсвэл атомд цахилгаан нягтын хэлбэлзэл үүсдэг бөгөөд үүний үр дүнд агшин зуурын диполууд гарч ирдэг бөгөөд энэ нь хөрш молекулуудад агшин зуурын диполийг өдөөдөг. Агшин зуурын диполын хөдөлгөөн тогтмол болж, тэдгээрийн харагдах байдал, задрал нь синхроноор явагддаг. Агшин зуурын диполуудын харилцан үйлчлэлийн үр дүнд системийн энерги буурдаг (Зураг 12).

Зураг 12 - Тархалтын харилцан үйлчлэл

Sooo N-A-D-O, Химийн төрлийг хэрхэн тодорхойлох вэ. холболтууд? Энгийн хэлээр байвал зохимжтой...) мөн хамгийн сайн хариултыг авсан

Петросын хариулт[гуру]
Хоёр ижил металл бус хуурамч . туйлшралгүй (H-H, Cl-Cl).
Хоёр өөр - Cov.polar (H-Cl,C=O); металл ба металл бус - ион (K-Cl).
Металлуудад (Миний нэг хэсэг) - металл.

-аас хариу Амазан Курбанов[шинэхэн]
хими 8-р анги

-аас хариу Инга Филиппова[идэвхтэй]
Ковалент холбоо нь металл бус атомуудын хооронд үүсдэг химийн холбоо юм. Ковалентын холбоо нь ижил төрлийн металл бус атомуудын хооронд үүссэн бол туйлтай, эсвэл өөр төрлийн металл бус атомуудын хооронд үүссэн бол туйлшралгүй байж болно.
Хэрэв бодис нь нарийн төвөгтэй бөгөөд түүнд багтсан бүх атомууд нь металл биш бол энэ нь ковалент туйлшгүй холбоо болно.
Хэрэв тухайн бодисын бүх атомууд нь энгийн эсвэл нийлмэл байхаас үл хамааран металл байвал холбоо нь МЕТАЛ болно.
Хэрэв бодис нь нарийн төвөгтэй бөгөөд металлын атом ба металл бус атомыг хоёуланг нь агуулдаг бол IONIC холбоо үүсдэг - өөр өөр төрлийн атомуудын хоорондын холбоо.
Энэ бол миний хувьд.

-аас хариу Евгений Терентьев[мастер]
Ковалентын холбоо (Латин хэлнээс co - "хамтдаа" ба vales - "хүчтэй") нь хос валентын электрон үүлний давхцал (хуваалцах) замаар үүссэн химийн холбоо юм. Харилцаа холбоог хангадаг электрон үүл (электрон) -ийг нийтлэг электрон хос гэж нэрлэдэг.
Ковалентын холбоо гэдэг нэр томьёог анх 1919 онд Нобелийн шагналт Ирвинг Лангмуйр гаргаж байжээ. Энэ нэр томъёо нь электронууд чөлөөтэй байдаг металлын холбоо, эсвэл атомуудын аль нэг нь электроноо өгч катион, нөгөө нь атом болсон ионы холбоогоос ялгаатай нь электронуудыг хуваах химийн холбоог хэлдэг. электрон хүлээн авч анион болсон.
Хожим (1927) Ф.Лондон, В.Хейтлер нар устөрөгчийн молекулын жишээг ашиглан квант механикийн үүднээс ковалент холбоог анхлан тайлбарлав.
M. Born долгионы функцийн статистик тайлбарыг харгалзан үзэхэд бондын электроныг олох магадлалын нягт нь молекулын цөм хоорондын зайд төвлөрдөг (Зураг 1). Электрон хосын түлхэлтийн онол нь эдгээр хосуудын геометрийн хэмжээсийг авч үздэг. Тиймээс үе бүрийн элементүүдийн хувьд электрон хосын тодорхой дундаж радиус (A) байдаг:
неон хүртэлх элементүүдийн хувьд 0.6; аргон хүртэлх элементүүдийн хувьд 0.75; криптон хүртэлх элементүүдэд 0.75, ксенон хүртэлх элементүүдэд 0.8 байна.
Ковалентын бондын онцлог шинж чанарууд - чиглэл, ханалт, туйлшрал, туйлшрал зэрэг нь нэгдлүүдийн химийн болон физик шинж чанарыг тодорхойлдог.
Холболтын чиглэлийг тухайн бодисын молекулын бүтэц, түүний молекулын геометрийн хэлбэрээр тодорхойлно. Хоёр холбоосын хоорондох өнцгийг бондын өнцөг гэж нэрлэдэг.
Ханалт гэдэг нь атомуудын хязгаарлагдмал тооны ковалент холбоо үүсгэх чадвар юм. Атомын үүсгэсэн бондын тоо нь түүний гаднах атомын орбиталуудын тоогоор хязгаарлагддаг.
Бондын туйлшрал нь атомуудын цахилгаан сөрөг байдлын ялгаатай байдлаас шалтгаалан электрон нягтын жигд бус хуваарилалтаас үүдэлтэй. Үүний үндсэн дээр ковалент холбоог туйл биш ба туйлт гэж хуваадаг (туйлшгүй - хоёр атомт молекул нь ижил атомуудаас бүрддэг (H2, Cl2, N2) ба атом бүрийн электрон үүл нь эдгээр атомуудтай харьцуулахад тэгш хэмтэй тархсан байдаг; туйлт - хоёр атомт молекул нь янз бүрийн химийн элементүүдийн атомуудаас бүрдэх ба нийт электрон үүл нь атомуудын аль нэг рүү шилжиж, улмаар молекул дахь цахилгаан цэнэгийн хуваарилалтад тэгш бус байдал үүсч, молекулын диполь момент үүсдэг).

-аас хариу Динара Зарипова[гуру]
4 төрлийн химийн бодис байдаг. холболтууд (магадгүй илүү их байж магадгүй, гэхдээ хамгийн нийтлэгийг харцгаая)
1) ковалент - МЕТАЛ БУС хоорондын холбоо
a) туйлшралгүй - ижил химийн атомуудын хооронд. элемент (O2)
б) туйл - янз бүрийн химийн бодисын атомуудын хооронд. элементүүд (HCl)
2) ион - металл ба металл бус хооронд
3) металл - METALS хооронд
4) устөрөгч (органик химийн бодис) - бүх төрлийн химийн бондуудын дунд онцгой байр суурь эзэлдэг. Энэ нь хоёр электрон сөрөг ионы (жишээлбэл, хүчилтөрөгчийн атом) хооронд байрлах устөрөгчийн атомаар хангадаг.

-аас хариу Алия Есенбаева[гуру]
Ионы, ковалент (туйлт ба туйл биш) гэж байдаг... Ион нь МЕТАЛ+МЕТАЛ БУС, жишээ нь Слав---NA+CL....Ковалент---металл+метал бус... 2 төрөл байдаг бөгөөд миний хэлсэнчлэн ковалент холбоо нь хоёр өөр элемент (метал бус) нийлсэн үед жишээлбэл H+Cl, туйлшралгүй нь бараг үргэлж энгийн бодисууд байдаг, жишээлбэл Cl2.F2.O2. гэх мэт)) Би химийн 4-тэй, гэхдээ би 5-тай холбоотой ))Бидэнтэй холбогдоорой)) Амжилт хүсье Славик)) Ойлгохгүй байвал агент руу бичээрэй))

-аас хариу Татьяна Иванова[гуру]
Металл бондын талаар бүх зүйл үнэн байдаг: энэ нь металл болор дахь атомуудын хоорондын холбоо юм.
Ковалентын (туйлшгүй ба туйлшрал) ба ионы бондын хувьд бондын төрлийг элементүүдийн электрон сөрөг байдлын ялгаагаар тодорхойлно (электрон сөрөг байдлын утгыг хүснэгтээс эсвэл лавлах ном дахь электрон сөрөг байдлын хуваарь дээр харж болно. зарим сурах бичиг):
- хэрэв цахилгаан сөрөг байдлын ялгаа 0 бол холбоо нь КОВАЛЕНТ ТУЙЛТГҮЙ - нэг металл бус элементийн атомуудын хооронд (Cl2, H2, O2, P4, бал чулуу ба алмаз дахь нүүрстөрөгчийн атомуудын хооронд ...);
- хэрэв цахилгаан сөрөг байдлын ялгаа нь 0-ээс 2 (0 ба 2-ыг оруулаагүй) бол холбоо нь КОВАЛЕНТ ТУЯЛТ - янз бүрийн металл бус атомуудын хооронд (жишээлбэл, H2O, PCl5, CS2), түүнчлэн хэд хэдэн металл бус металлын нэгдлүүдийн (жишээлбэл, германий исэл GeO2 - цахилгаан сөрөг байдлын ялгаа 3.50 - 2.02 = 1.48; магнийн цахиур Mg2Si - цахилгаан сөрөг байдлын ялгаа 2.25 - 1.23 = 1.02);
- цахилгаан сөрөг байдлын ялгаа нь 2-оос их буюу тэнцүү бол IONIC холбоо нь үелэх системд бие биенээсээ хол байрладаг металл ба металл бус (1 ба 2-р бүлгийн металлууд ба металл бус металлууд) хоорондын холбоо юм. 6 ба 7-р бүлгүүд, жишээ нь: кальцийн исэл CaO - цахилгаан сөрөг байдлын зөрүү 3.50 - 0.86 = 2.64; калийн фторын KF - электрон сөрөг байдлын ялгаа 4.10 - 0.91 = 3.19).
Тиймээс ковалент туйлын холбоог ковалент туйлшралгүй ба ионы хоорондох шилжилт гэж үзэж болно. Ионы болон ковалент туйлын бондын хооронд тодорхой хил хязгаар байдаггүй, учир нь ковалент ба ионы холбоо үүсэх механизм нь ижил байдаг тул ионы холбоо нь ковалент туйлын бондын туйлын зэрэг юм.
Тиймээс, бондын төрлийг тодорхойлохдоо өмнөх хариултуудыг дагаж мөрдөөрэй, гэхдээ хэрэв та металл ба металл бус хоёрын хоорондох бондын төрлийг тодруулах шаардлагатай бол (энэ холбоо нь үргэлж ион биш юм!), цахилгаан сөрөг байдлын хуваарийг ашиглана уу.

170009 0

Атом бүр тодорхой тооны электронтой байдаг.

Химийн урвалд орохдоо атомууд электрон хандивлаж, олж авах эсвэл хуваалцаж, хамгийн тогтвортой электрон тохиргоонд хүрдэг. Хамгийн бага энергитэй (эрхэм хийн атомуудын нэгэн адил) тохиргоо нь хамгийн тогтвортой болж хувирдаг. Энэ загварыг "октет дүрэм" гэж нэрлэдэг (Зураг 1).

Цагаан будаа. 1.

Энэ дүрэм хүн бүрт хамаатай холболтын төрлүүд. Атомуудын хоорондох электрон холболт нь тэдэнд хамгийн энгийн талстуудаас эхлээд амьд системийг бүрдүүлдэг цогц биомолекул хүртэл тогтвортой бүтцийг бий болгох боломжийг олгодог. Тэд тасралтгүй бодисын солилцоонд талстуудаас ялгаатай. Үүний зэрэгцээ олон химийн урвалууд механизмын дагуу явагддаг цахим шилжүүлэг, бие махбод дахь энергийн процесст чухал үүрэг гүйцэтгэдэг.

Химийн холбоо гэдэг нь хоёр ба түүнээс дээш атом, ион, молекул эсвэл тэдгээрийн аль нэг хослолыг холбосон хүч юм..

Химийн бондын мөн чанар нь бүх нийтийн шинж чанартай байдаг: энэ нь атомын гаднах бүрхүүлийн электронуудын тохиргоогоор тодорхойлогддог сөрөг цэнэгтэй электрон ба эерэг цэнэгтэй цөмүүдийн хоорондох цахилгаан статик таталцлын хүч юм. Атомын химийн холбоо үүсгэх чадварыг гэнэ валент, эсвэл исэлдэлтийн төлөв. -ийн тухай ойлголт валентын электронууд- химийн холбоо үүсгэдэг электронууд, өөрөөр хэлбэл хамгийн өндөр энергийн тойрог замд байрладаг. Үүний дагуу эдгээр орбиталуудыг агуулсан атомын гаднах бүрхүүлийг нэрлэдэг валентын бүрхүүл. Одоогийн байдлаар химийн холбоо байгаа эсэхийг харуулах нь хангалтгүй, гэхдээ түүний төрлийг тодруулах шаардлагатай: ион, ковалент, диполь-диполь, металл.

Эхний төрлийн холболт ньион холболт

Льюис, Коссел нарын электрон валентын онолын дагуу атомууд хоёр аргаар тогтвортой электрон тохиргоонд хүрч чадна: нэгдүгээрт, электроноо алдаж, катионууд, хоёрдугаарт, тэдгээрийг олж авах, хувиргах анионууд. Электрон шилжилтийн үр дүнд эсрэг тэмдэгтийн цэнэгтэй ионуудын хооронд цахилгаан татах хүчний нөлөөгөөр химийн холбоо үүсдэг бөгөөд үүнийг Коссел гэж нэрлэдэг. цахилгаан валент"(одоо дуудаж байна ион).

Энэ тохиолдолд анион ба катионууд нь дүүргэсэн гаднах электрон бүрхүүлтэй тогтвортой электрон тохиргоог бүрдүүлдэг. Ердийн ионы холбоо нь үечилсэн системийн T ба II бүлгийн катионууд ба VI ба VII бүлгийн металл бус элементүүдийн анионуудаас (тус тус бүр 16 ба 17 дэд бүлэг) үүсдэг. халькогенТэгээд галоген). Ионы нэгдлүүдийн холбоо нь ханаагүй, чиглэлгүй байдаг тул бусад ионуудтай электростатик харилцан үйлчлэх боломжийг хадгалдаг. Зураг дээр. 2 ба 3-р зурагт электрон дамжуулалтын Косселийн загварт тохирох ионы бондын жишээг үзүүлэв.

Цагаан будаа. 2.

Цагаан будаа. 3.Хоолны давсны молекул дахь ионы холбоо (NaCl)

Байгаль дахь бодисын зан төлөвийг тайлбарладаг зарим шинж чанарыг эргэн санах нь зүйтэй бөгөөд ялангуяа санааг авч үзэх нь зүйтэй юм хүчилТэгээд шалтгаанууд.

Эдгээр бүх бодисын усан уусмал нь электролит юм. Тэд өөр өөр өнгөөр ​​өөрчлөгддөг үзүүлэлтүүд. Шалгуур үзүүлэлтүүдийн үйл ажиллагааны механизмыг Ф.В. Оствальд. Тэрээр индикаторууд нь сул хүчил эсвэл суурь бөгөөд тэдгээрийн өнгө нь салаагүй, салангид төлөвт ялгаатай байдаг.

Суурь нь хүчлийг саармагжуулж чаддаг. Бүх суурь нь усанд уусдаггүй (жишээлбэл, OH бүлэг агуулаагүй зарим органик нэгдлүүд уусдаггүй, ялангуяа, триэтиламин N(C 2 H 5) 3); уусдаг суурь гэж нэрлэдэг шүлт.

Хүчлийн усан уусмал нь дараах шинж чанартай урвалд ордог.

а) металлын ислүүдтэй - давс, ус үүсэх;

б) металлаар - давс, устөрөгч үүсэх;

в) карбонатуудтай - давс үүсэх, CO 2 ба Н 2 О.

Хүчил ба суурийн шинж чанарыг хэд хэдэн онолоор тайлбарладаг. S.A-ийн онолын дагуу. Аррениус, хүчил нь ион үүсгэдэг бодис юм Н+ , харин суурь нь ион үүсгэдэг ТЭР- . Энэ онол нь гидроксил бүлэггүй органик суурь байдгийг харгалздаггүй.

-ын дагуу протонБронстед ба Лоури нарын онолоор хүчил гэдэг нь протон өгдөг молекул эсвэл ион агуулсан бодис юм. хандивлагчидпротон), суурь нь протоныг хүлээн авдаг молекулууд эсвэл ионуудаас бүрдэх бодис юм ( хүлээн авагчидпротонууд). Усан уусмалд устөрөгчийн ионууд нь гидратжуулсан хэлбэрээр, өөрөөр хэлбэл гидрони ион хэлбэрээр байдаг гэдгийг анхаарна уу. H3O+ . Энэ онол нь зөвхөн ус ба гидроксидын ионуудтай төдийгүй уусгагч байхгүй эсвэл усан бус уусгагчтай явагддаг урвалыг тодорхойлдог.

Жишээлбэл, аммиакийн хоорондох урвалд Н.Х. 3 (сул суурь) ба устөрөгчийн хлорид нь хийн үе шатанд хатуу аммонийн хлорид үүсдэг бөгөөд хоёр бодисын тэнцвэрт холимогт үргэлж 4 бөөмс байдаг бөгөөд тэдгээрийн хоёр нь хүчил, нөгөө хоёр нь суурь юм.

Энэхүү тэнцвэрийн холимог нь хоёр хос хүчил ба суурийн хосолсон хэсгээс бүрдэнэ.

1)Н.Х. 4+ ба Н.Х. 3

2) HClТэгээд Cl ‑

Энд коньюгат хос бүрт хүчил ба суурь нь нэг протоноор ялгаатай байна. Хүчил бүр коньюгат суурьтай байдаг. Хүчтэй хүчил нь сул коньюгат суурьтай, сул хүчил нь хүчтэй коньюгат суурьтай байдаг.

Бронстед-Лоуригийн онол нь шим мандлын амьдралд усны онцгой үүргийг тайлбарлахад тусалдаг. Ус нь түүнтэй харьцаж буй бодисоос хамааран хүчил эсвэл суурийн шинж чанарыг харуулж чаддаг. Жишээлбэл, цууны хүчлийн усан уусмалтай урвалд ус нь суурь, аммиакийн усан уусмалтай урвалд ороход хүчил болдог.

1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Энд цууны хүчлийн молекул нь протоныг усны молекулд өгдөг;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + ТЭР- . Энд аммиакийн молекул нь усны молекулаас протоныг хүлээн авдаг.

Тиймээс ус нь хоёр хос хос үүсгэж болно:

1) H2O(хүчил) ба ТЭР- (холбогч суурь)

2) H 3 O+ (хүчил) ба H2O(холбогч суурь).

Эхний тохиолдолд ус нь протоныг өгч, хоёр дахь тохиолдолд үүнийг хүлээн авдаг.

Энэ өмчийг нэрлэдэг амфипротонизм. Хүчил ба шүлсний аль алинаар нь урвалд орж болох бодисыг нэрлэдэг амфотер. Ийм бодисууд ихэвчлэн амьд байгальд байдаг. Жишээлбэл, амин хүчлүүд нь хүчил ба суурьтай давс үүсгэж болно. Тиймээс пептидүүд нь одоо байгаа металлын ионуудтай координацын нэгдлүүдийг амархан үүсгэдэг.

Иймээс ионы бондын онцлог шинж чанар нь электронуудын аль нэг цөм рүү бүрэн шилжих хөдөлгөөн юм. Энэ нь ионуудын хооронд электрон нягт нь бараг тэг байх бүс байдаг гэсэн үг юм.

Хоёр дахь төрлийн холболт ньковалент холболт

Атомууд электрон хуваах замаар тогтвортой электрон тохиргоог үүсгэж чаддаг.

Хос электроныг нэг нэгээр нь хуваахад ийм холбоо үүсдэг хүн бүрээсатом. Энэ тохиолдолд хуваалцсан бондын электронууд атомуудын хооронд тэнцүү хуваарилагдана. Ковалентын бондын жишээнд орно гомонуклерхоёр атомт молекулууд H 2 , Н 2 , Ф 2. Ижил төрлийн холболт нь аллотропт байдаг О 2 ба озон О 3 ба олон атомт молекулын хувьд С 8 мөн түүнчлэн гетеронуклеар молекулуудустөрөгчийн хлорид HCl, нүүрстөрөгчийн давхар исэл CO 2, метан CH 4, этанол ХАМТ 2 Н 5 ТЭР, хүхрийн гексафторид SF 6, ацетилен ХАМТ 2 Н 2. Эдгээр бүх молекулууд ижил электронуудыг хуваалцдаг бөгөөд тэдгээрийн холбоо нь ханасан ба ижил аргаар чиглэгддэг (Зураг 4).

Биологичдын хувьд давхар ба гурвалсан холбоо нь нэг бондтой харьцуулахад ковалент атомын радиусыг багасгадаг нь чухал юм.

Цагаан будаа. 4. Cl 2 молекул дахь ковалент холбоо.

Ионы болон ковалент төрлийн холбоо нь одоо байгаа олон төрлийн химийн бондын хоёр онцгой тохиолдол бөгөөд бодит байдал дээр ихэнх холбоо нь завсрын шинж чанартай байдаг.

Тогтмол системийн ижил буюу өөр өөр үеүүдийн эсрэг талын төгсгөлд байрлах хоёр элементийн нэгдлүүд нь ихэвчлэн ионы холбоо үүсгэдэг. Тодорхой хугацааны дотор элементүүд хоорондоо ойртох тусам тэдгээрийн нэгдлүүдийн ионы шинж чанар буурч, ковалент шинж чанар нь нэмэгддэг. Жишээлбэл, үелэх системийн зүүн талд байгаа элементүүдийн галид ба исэлүүд нь голчлон ионы холбоо үүсгэдэг ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), хүснэгтийн баруун талд байгаа элементүүдийн ижил нэгдлүүд нь ковалент ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, фенол C6H5OH, глюкоз C 6 H 12 O 6, этанол C 2 H 5 OH).

Ковалентын холбоо нь эргээд өөр нэг өөрчлөлттэй байдаг.

Полатомт ионууд болон биологийн нарийн төвөгтэй молекулуудад электрон хоёулаа зөвхөн үүнээс л гарч ирдэг нэгатом. гэж нэрлэдэг хандивлагчэлектрон хос. Энэ хос электроныг хандивлагчтай хуваалцдаг атомыг нэрлэдэг хүлээн авагчэлектрон хос. Энэ төрлийн ковалент холбоог нэрлэдэг зохицуулалт (хандивлагч-хүлээн авагч, эсвэлболзоо) харилцаа холбоо(Зураг 5). Бодисын солилцоонд хамгийн чухал ач холбогдолтой d-элементүүдийн хими нь зохицуулалтын холбоогоор тодорхойлогддог тул энэ төрлийн холбоо нь биологи, анагаах ухаанд хамгийн чухал юм.

Зураг. 5.

Дүрмээр бол нийлмэл нэгдэлд металлын атом нь электрон хос хүлээн авагчийн үүрэг гүйцэтгэдэг; эсрэгээр, ион ба ковалент холбоонд металлын атом нь электрон хандивлагч юм.

Ковалентын бондын мөн чанар ба түүний төрөл зүйл болох зохицуулалтын холбоог GN-ийн санал болгосон хүчил ба суурийн өөр онолын тусламжтайгаар тодруулж болно. Льюис. Тэрээр Бронстед-Лоуригийн онолын дагуу "хүчил" ба "суурь" гэсэн нэр томъёоны утгын ойлголтыг бага зэрэг өргөжүүлсэн. Льюисийн онол нь нийлмэл ион үүсэх мөн чанарыг тайлбарлаж, нуклеофилийн орлуулах урвалд бодисуудын оролцоо, өөрөөр хэлбэл CS үүсэхэд оролцдог.

Льюисийн хэлснээр хүчил нь суурийн электрон хосыг хүлээн авч ковалент холбоо үүсгэх чадвартай бодис юм. Льюисийн суурь гэдэг нь дан электрон хостой бодис бөгөөд электрон хандивласнаар Льюисийн хүчилтэй ковалент холбоо үүсгэдэг.

Өөрөөр хэлбэл, Льюисийн онол нь хүчил-суурь урвалын хүрээг мөн протон огт оролцдоггүй урвалуудад өргөжүүлдэг. Түүгээр ч барахгүй протон өөрөө энэ онолын дагуу электрон хосыг хүлээн авах чадвартай тул хүчил юм.

Иймээс энэ онолын дагуу катионууд нь Льюисийн хүчил, анионууд нь Льюисын суурь юм. Жишээ нь дараах хариу үйлдэл байж болно.

Металлын атомаас хүлээн авагч атом руу бүрэн электрон шилжих нь ковалент молекулуудад тохиолддоггүй тул бодисыг ион ба ковалент болгон хуваах нь харьцангуй гэдгийг дээр дурдсан. Ионы холбоо бүхий нэгдлүүдийн хувьд ион бүр нь эсрэг тэмдгийн ионуудын цахилгаан талбарт байдаг тул тэдгээр нь харилцан туйлширч, бүрхүүл нь деформацид ордог.

Туйлшрах чадварионы электрон бүтэц, цэнэг, хэмжээгээр тодорхойлогддог; анионуудын хувьд энэ нь катионуудаас өндөр байдаг. Катионуудын дунд хамгийн их туйлшрах чадвар нь их цэнэгтэй, жижиг хэмжээтэй катионуудын хувьд, жишээлбэл, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Хүчтэй туйлшрах нөлөөтэй Н+ . Ионы туйлшралын нөлөөлөл нь хоёр талын шинж чанартай байдаг тул тэдгээрийн үүсгэсэн нэгдлүүдийн шинж чанарыг эрс өөрчилдөг.

Гурав дахь төрлийн холболт ньдиполь-диполь холболт

Бүртгэгдсэн харилцаа холбооны төрлөөс гадна диполь-диполь байдаг молекул хоорондынхарилцан үйлчлэлийг бас нэрлэдэг Ван дер Ваальс .

Эдгээр харилцан үйлчлэлийн хүч нь молекулуудын шинж чанараас хамаарна.

Гурван төрлийн харилцан үйлчлэл байдаг: байнгын диполь - байнгын диполь ( диполь-дипольтатах); байнгын диполь - өдөөгдсөн диполь ( индукцтатах); агшин зуурын диполь - өдөөгдсөн диполь ( тараагчтатах, эсвэл Лондонгийн хүчин; будаа. 6).

Цагаан будаа. 6.

Зөвхөн туйлын ковалент холбоо бүхий молекулууд л диполь-диполь моменттэй байдаг. HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), холболтын бат бэх нь 1-2 байна Дебая(1D = 3.338 × 10‑30 кулон метр - C × м).

Биохимийн хувьд өөр төрлийн холболт байдаг - устөрөгч хязгаарлах тохиолдол болох холболт диполь-дипольтатах. Энэ холбоо нь устөрөгчийн атом ба жижиг электрон сөрөг атом, ихэвчлэн хүчилтөрөгч, фтор, азотын хоорондох таталцлын үр дүнд үүсдэг. Ижил электрон сөрөг шинж чанартай том атомуудын хувьд (хлор, хүхэр гэх мэт) устөрөгчийн холбоо илүү сул байдаг. Устөрөгчийн атом нь нэг чухал шинж чанараараа ялгагдана: холболтын электронуудыг татах үед түүний цөм болох протон ил гарч, электронуудаар хамгаалагдахаа больсон.

Тиймээс атом нь том диполь болж хувирдаг.

Устөрөгчийн холбоо нь ван дер Ваалсын холбооноос ялгаатай нь зөвхөн молекул хоорондын харилцан үйлчлэлийн үед төдийгүй нэг молекул дотор үүсдэг. молекул доторхустөрөгчийн холбоо. Устөрөгчийн холбоо нь биохимид чухал үүрэг гүйцэтгэдэг, тухайлбал, а-геликс хэлбэрийн уургийн бүтцийг тогтворжуулах, эсвэл ДНХ-ийн давхар мушгиа үүсгэх (Зураг 7).

Зураг 7.

Устөрөгч ба ван дер Ваалсын холбоо нь ион, ковалент, координацын холбооноос хамаагүй сул байдаг. Молекул хоорондын бондын энергийг хүснэгтэд үзүүлэв. 1.

Хүснэгт 1.Молекул хоорондын хүчний энерги

Анхаарна уу: Молекул хоорондын харилцан үйлчлэлийн зэрэг нь хайлах, уурших (буцалгах) энтальпид тусгагдсан байдаг. Ионы нэгдлүүд нь ионуудыг салгахад молекулуудыг салгахаас хамаагүй их энерги шаарддаг. Ионы нэгдлүүдийн хайлах энтальпи нь молекулын нэгдлүүдээс хамаагүй өндөр байдаг.

Дөрөв дэх төрлийн холболт ньметалл холболт

Эцэст нь өөр төрлийн молекул хоорондын холбоо байдаг. металл: металл торны эерэг ионуудыг чөлөөт электронтой холбох. Энэ төрлийн холболт нь биологийн объектуудад тохиолддоггүй.

Бондын төрлийг товч тоймлон үзэхэд нэг нарийн ширийн зүйл тодорхой болно: металлын атом эсвэл ионы чухал параметр нь электрон донор, түүнчлэн атом - электрон хүлээн авагч юм. хэмжээ.

Дэлгэрэнгүй ярихгүйгээр атомын ковалент радиус, металлын ионы радиус, харилцан үйлчлэгч молекулуудын ван дер-Ваальс радиус нь үелэх системийн бүлгүүдэд атомын тоо нэмэгдэх тусам нэмэгддэг болохыг бид тэмдэглэж байна. Энэ тохиолдолд ионы радиусын утгууд хамгийн бага, ван дер Ваалсын радиус нь хамгийн том байна. Дүрмээр бол, бүлгийг доошлуулах үед бүх элементүүдийн радиусууд нь ковалент ба ван дер Ваальс хоёулаа нэмэгддэг.

Биологич, эмч нарын хувьд хамгийн чухал нь зохицуулалт(хандивлагч-хүлээн авагч) координацын хими гэж үздэг бонд.

Эмнэлгийн биоорганик. Г.К. Барашков