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- атом хоорондын шууд холбоо. 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 нь том, бусад нь жижиг байдаг - өөрөөр хэлбэл зарим атомууд электроноо амархан өгдөг бол бусад нь хүлээн авах хандлагатай байдаг. тэдгээр нь (ихэвчлэн эдгээр нь ердийн металлыг үүсгэдэг элементүүдийн атомууд ба ердийн металл бус элементүүдийг үүсгэдэг элементийн атомууд юм); ийм атомын 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.

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. Жишээ нь:
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), ион(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 холбоо, гурвалсан холбоо, 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 бондын 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.

• 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.

Химийн бондын шинж чанар

Химийн холболтын тухай сургаал нь бүх онолын химийн үндэс суурийг бүрдүүлдэг. Химийн холбоо гэдэг нь атомуудыг молекул, ион, радикал, талст болгон холбосон харилцан үйлчлэл гэж ойлгогддог. Дөрвөн төрлийн химийн холбоо байдаг: ион, ковалент, металл ба устөрөгч. Ижил бодисуудаас янз бүрийн төрлийн холбоог олж болно.

1. Суурийн хувьд: гидроксо бүлэгт хүчилтөрөгч ба устөрөгчийн атомуудын хооронд туйлшралтай ковалент холбоо, харин металл ба гидроксо бүлгийн хооронд ион хэлбэртэй байна.

2. Хүчилтөрөгч агуулсан хүчлүүдийн давсанд: металл бус атом ба хүчилтөрөгчийн хүчиллэг үлдэгдлийн хооронд - ковалент туйлтай, металл ба хүчиллэг үлдэгдлийн хооронд - ион.

3. Аммони, метиламмони гэх мэт давсуудад азот ба устөрөгчийн атомуудын хооронд туйлын ковалент, аммонийн буюу метиламмонийн ион ба хүчиллэг үлдэгдэл хооронд ион байдаг.

4. Металлын хэт исэлд (жишээлбэл, Na 2 O 2) хүчилтөрөгчийн атомуудын хоорондын холбоо нь ковалент, туйлшралгүй, металл ба хүчилтөрөгчийн хоорондох ион гэх мэт.

Бүх төрлийн химийн бондын нэгдмэл байдлын шалтгаан нь тэдгээрийн ижил химийн шинж чанар - электрон-цөмийн харилцан үйлчлэл юм. Ямар ч тохиолдолд химийн холбоо үүсэх нь атомуудын электрон-цөмийн харилцан үйлчлэлийн үр дүн бөгөөд энерги ялгарах дагалддаг.

Ковалентын холбоо үүсгэх аргууд

Ковалент химийн холбоонь электрон хосууд үүссэний улмаас атомуудын хооронд үүсдэг холбоо юм.

Ковалент нэгдлүүд нь ихэвчлэн хий, шингэн эсвэл харьцангуй бага хайлах хатуу бодис юм. Ховор үл хамаарах зүйлүүдийн нэг бол 3500 хэмээс дээш температурт хайлдаг алмаз юм. Үүнийг бие даасан молекулуудын цуглуулга биш харин ковалентаар холбогдсон нүүрстөрөгчийн атомуудын тасралтгүй сүлжээ болох алмазын бүтцээр тайлбарладаг. Үнэн хэрэгтээ ямар ч очир алмааз болор хэмжээнээс үл хамааран нэг том молекул юм.

Хоёр металл бус атомын электронууд нэгдэх үед ковалент холбоо үүсдэг. Үүссэн бүтцийг молекул гэж нэрлэдэг.

Ийм холбоо үүсэх механизм нь солилцоо эсвэл донор хүлээн авагч байж болно.

Ихэнх тохиолдолд ковалент холболттой хоёр атом нь өөр өөр электрон сөрөг шинж чанартай байдаг ба хуваалцсан электронууд нь хоёр атомд адил хамааралгүй байдаг. Ихэнх тохиолдолд тэд нэг атомаас нөгөө атомаас илүү ойр байдаг. Жишээлбэл, устөрөгчийн хлоридын молекулд ковалент холбоо үүсгэдэг электронууд нь хлорын атомын цахилгаан сөрөг чанар нь устөрөгчийнхээс өндөр байдаг тул түүнд ойр байрладаг. Гэсэн хэдий ч электронуудыг татах чадварын ялгаа нь устөрөгчийн атомаас хлорын атом руу бүрэн электрон шилжихэд хангалттай биш юм. Тиймээс устөрөгч ба хлорын атомуудын хоорондын холбоог ионы холбоо (бүрэн электрон дамжуулалт) ба туйлшгүй ковалент холбоо (хоёр атомын хоорондох хос электронуудын тэгш хэмтэй зохион байгуулалт) хоорондын хөндлөн холбоо гэж үзэж болно. Атомын хэсэгчилсэн цэнэгийг Грекийн δ үсгээр тэмдэглэнэ. Ийм холбоог туйлын ковалент холбоо гэж нэрлэдэг ба устөрөгчийн хлоридын молекулыг туйлт гэж нэрлэдэг, өөрөөр хэлбэл эерэг цэнэгтэй төгсгөлтэй (устөрөгчийн атом), сөрөг цэнэгтэй төгсгөлтэй (хлорын атом).

1. Атомууд хосгүй электронуудыг нэгтгэн хамтран электрон хос үүсгэх үед солилцооны механизм ажилладаг.

1) H 2 - устөрөгч.

Энэ холбоо нь устөрөгчийн атомуудын s-электронууд (давхардсан s-орбиталууд) нийтлэг электрон хос үүсгэсний улмаас үүсдэг.

2) HCl - устөрөгчийн хлорид.

Бонд нь s- ба p-электронуудын нийтлэг электрон хос (s-p орбиталууд давхцаж) үүссэний улмаас үүсдэг.

3) Cl 2: Хлорын молекулд хосгүй р-электронууд (р-р орбиталууд давхцаж байгаа) улмаас ковалент холбоо үүсдэг.

4) N ​​2: Азотын молекулд атомуудын хооронд гурван нийтлэг электрон хос үүсдэг.

Ковалентын холбоо үүсэх донор-хүлээн авагч механизм

Донорэлектрон хостой хүлээн авагч- энэ хосыг эзэлж чадах чөлөөт тойрог зам. Аммонийн ион дахь устөрөгчийн атомтай бүх дөрвөн холбоо нь ковалент шинж чанартай байдаг: гурав нь солилцооны механизмын дагуу азотын атом ба устөрөгчийн атомууд нийтлэг электрон хос үүсгэсний улмаас үүссэн бөгөөд нэг нь донор-хүлээн авагч механизмаар дамждаг. Ковалент холбоог электрон орбиталуудын давхцал, түүнчлэн холбогдсон атомуудын аль нэг рүү шилжсэн байдлаар нь ангилдаг. Бондын шугамын дагуу электрон орбиталууд давхцсаны үр дүнд үүссэн химийн холбоог нэрлэдэг σ - холболтууд(сигма бонд). Сигма холбоо нь маш хүчтэй байдаг.

p орбиталууд нь хоёр мужид давхцаж, хажуугийн давхцлын улмаас ковалент холбоо үүсгэдэг.

Бондын шугамаас гадуур, өөрөөр хэлбэл хоёр бүсэд электрон орбиталуудын "хажуугийн" давхцлын үр дүнд үүссэн химийн холбоог пи бонд гэж нэрлэдэг.

Нийтлэг электрон хосыг тэдгээрийн холбосон атомуудын аль нэгэнд шилжүүлэх зэргээс хамааран ковалент холбоо нь туйл ба туйлшгүй байж болно. Ижил цахилгаан сөрөг хүчинтэй атомуудын хооронд үүссэн ковалент химийн холбоог туйлшралгүй гэж нэрлэдэг. Атомууд ижил электрон сөрөг шинж чанартай байдаг тул электрон хосууд нь аль ч атом руу шилждэггүй - бусад атомуудаас валентийн электронуудыг татах шинж чанартай байдаг. Жишээлбэл,

өөрөөр хэлбэл, энгийн металл бус бодисын молекулууд нь ковалент туйлтгүй холбоогоор үүсдэг. Электрон сөрөг чанар нь ялгаатай элементүүдийн атомуудын хоорондох ковалент химийн холбоог туйл гэж нэрлэдэг.

Жишээлбэл, NH 3 нь аммиак юм. Азот нь устөрөгчөөс илүү электрон сөрөг элемент тул хуваалцсан электрон хосууд нь түүний атом руу шилждэг.

Ковалентын бондын шинж чанар: бондын урт ба энерги

Ковалентын бондын онцлог шинж чанар нь түүний урт ба энерги юм. Бондын урт нь атомын цөм хоорондын зай юм. Химийн холбоо нь богино байх тусам илүү бат бөх байдаг. Гэсэн хэдий ч бондын бат бөх байдлын хэмжүүр нь бондын энерги бөгөөд энэ нь холбоог таслахад шаардагдах энергийн хэмжээгээр тодорхойлогддог. Энэ нь ихэвчлэн кЖ/моль-ээр хэмжигддэг. Ийнхүү туршилтын өгөгдлөөр H 2, Cl 2 ба N 2 молекулуудын бондын урт нь тус тус 0.074, 0.198 ба 0.109 нм, бондын энерги нь тус тус 436, 242, 946 кЖ/моль байна.

Ионууд. Ионы холбоо

Атом октетийн дүрэмд захирагдах хоёр үндсэн боломж бий. Эдгээрийн эхнийх нь ионы холбоо үүсэх явдал юм. (Хоёр дахь нь ковалент холбоо үүсэх явдал бөгөөд үүнийг доор авч үзэх болно). Ионы холбоо үүсэхэд металлын атом электроноо алдаж, металл бус атом электрон авдаг.

I бүлгийн металлын атом ба VII бүлгийн металл бус атом гэсэн хоёр атом "уулзсан" гэж төсөөлөөд үз дээ. Металлын атом нь гаднах энергийн түвшинд нэг электронтой байдаг бол металл бус атом нь гаднах түвшиндээ бүрэн дүүрэн байхын тулд ердөө нэг электрон дутагдалтай байдаг. Эхний атом нь хоёр дахь атом нь цөмөөс хол, түүнтэй сул холбоотой электроноо амархан өгөх бөгөөд хоёр дахь нь түүнийг гаднах электрон түвшинд чөлөөтэй байраар хангах болно. Дараа нь сөрөг цэнэгийнхээ аль нэгийг нь хассан атом эерэг цэнэгтэй бөөм болж, хоёр дахь нь үүссэн электроны улмаас сөрөг цэнэгтэй бөөм болж хувирна. Ийм бөөмсийг ион гэж нэрлэдэг.

Энэ нь ионуудын хооронд үүсдэг химийн холбоо юм. Атом, молекулын тоог харуулсан тоог коэффициент, молекул дахь атом, ионы тоог харуулсан тоог индекс гэнэ.

Металл холболт

Металл нь бусад бодисын шинж чанараас ялгаатай өвөрмөц шинж чанартай байдаг. Ийм шинж чанар нь харьцангуй өндөр хайлах температур, гэрлийг тусгах чадвар, өндөр дулаан, цахилгаан дамжуулалт юм. Эдгээр шинж чанарууд нь метал дахь тусгай төрлийн холбоо - металлын холбоо байдагтай холбоотой юм.

Металл холбоо нь болор даяар чөлөөтэй хөдөлж буй электронуудын таталцлын улмаас үүсдэг металл талст дахь эерэг ионуудын хоорондын холбоо юм. Ихэнх металлын атомууд нь гаднах түвшинд цөөн тооны электрон агуулдаг - 1, 2, 3. Эдгээр электронууд амархан сална, атомууд эерэг ион болж хувирдаг. Салсан электронууд нь нэг ионоос нөгөө ион руу шилжиж, тэдгээрийг бүхэлд нь холбодог. Ионуудтай холбогдож эдгээр электронууд түр зуур атом үүсгэж, дараа нь дахин задарч өөр ионтой нийлдэг гэх мэт. Үйл явц эцэс төгсгөлгүй явагддаг бөгөөд үүнийг схемийн дагуу дараах байдлаар дүрсэлж болно.

Үүний үр дүнд металлын эзэлхүүн дэх атомууд тасралтгүй ион болж хувирдаг ба эсрэгээр. Хуваалцсан электронуудаар дамжин ионуудын хоорондох металлын холбоог металл гэж нэрлэдэг. Металлын холбоо нь гадаад электронуудыг хуваалцахад суурилдаг тул ковалент бондтой зарим ижил төстэй байдаг. Гэсэн хэдий ч ковалент холбоонд зөвхөн хоёр хөрш атомын гаднах хосгүй электронууд хуваагддаг бол металлын холбоонд бүх атомууд эдгээр электронуудыг хуваалцахад оролцдог. Тийм ч учраас ковалентын холбоо бүхий талстууд хэврэг байдаг боловч металлын холболттой бол дүрмээр бол уян хатан, цахилгаан дамжуулагч, металл гялбаатай байдаг.

Металл холбоо нь цэвэр металл болон янз бүрийн металлын хольцын аль алинд нь онцлог шинж чанартай байдаг - хатуу ба шингэн төлөвт хайлш. Гэсэн хэдий ч уурын төлөвт металлын атомууд хоорондоо ковалент холбоогоор холбогддог (жишээлбэл, натрийн уур нь том хотуудын гудамжийг гэрэлтүүлэхийн тулд шар гэрлийн чийдэнг дүүргэдэг). Металл хосууд нь бие даасан молекулуудаас (монатом ба хоёр атом) бүрдэнэ.

Металлын холбоо нь ковалент холбооноос бат бөх чанараараа ялгаатай: түүний энерги нь ковалент холбооноос 3-4 дахин бага байдаг.

Бондын энерги нь нэг моль бодисыг бүрдүүлдэг бүх молекулын химийн холбоог таслахад шаардагдах энерги юм. Ковалентын болон ионы бондын энерги ихэвчлэн өндөр бөгөөд 100-800 кЖ/моль байдаг.

Устөрөгчийн холбоо

хоорондын химийн холбоо нэг молекулын эерэг туйлширсан устөрөгчийн атомууд(эсвэл түүний хэсэг) ба өндөр электрон сөрөг элементүүдийн сөрөг туйлшралтай атомуудНийтлэг электрон хос (F, O, N ба ихэвчлэн S ба Cl) байдаг өөр нэг молекулыг (эсвэл тэдгээрийн хэсэг) устөрөгч гэж нэрлэдэг. Устөрөгчийн холбоо үүсэх механизм нь зарим талаараа электростатик, хэсэгчлэн d хүндэтгэн хүлээн авагч дүр.

Молекул хоорондын устөрөгчийн холболтын жишээ:

Ийм холболт байгаа тохиолдолд бага молекултай бодисууд нь хэвийн нөхцөлд шингэн (архи, ус) эсвэл амархан шингэрүүлсэн хий (аммиак, устөрөгчийн фтор) байж болно. Биополимеруудад - уураг (хоёрдогч бүтэц) - карбонилийн хүчилтөрөгч ба амин бүлгийн устөрөгчийн хооронд молекулын устөрөгчийн холбоо байдаг.

Полинуклеотидын молекулууд - ДНХ (дезоксирибонуклеины хүчил) нь хоёр нуклеотидын гинж нь бие биентэйгээ устөрөгчийн холбоогоор холбогддог давхар спираль юм. Энэ тохиолдолд нөхөх зарчим үйлчилдэг, өөрөөр хэлбэл эдгээр холбоо нь пурин ба пиримидины суурийн хооронд үүсдэг: аденины нуклеотидын (A) эсрэг талд тимин (Т), гуанин (G) -ийн эсрэг цитозин байдаг. (C).

Устөрөгчийн холбоо бүхий бодисууд нь молекулын болор тортой байдаг.

Атомуудын хоорондын аливаа харилцан үйлчлэл нь зөвхөн химийн холбоо байгаа тохиолдолд л боломжтой байдаг. Ийм холболт нь тогтвортой полиатомын систем үүсэх шалтгаан болдог - молекулын ион, молекул, болор тор. Хүчтэй химийн холбоо тасрахын тулд маш их энерги шаардагддаг тул холбоосын бат бөх чанарыг хэмжих үндсэн хэмжигдэхүүн болдог.

Химийн холбоо үүсэх нөхцөл

Химийн холбоо үүсэх нь үргэлж энерги ялгарах дагалддаг. Энэ үйл явц нь харилцан үйлчилдэг бөөмс - молекул, ион, атомын системийн боломжит энерги буурсантай холбоотой юм. Үүссэн харилцан үйлчлэлийн элементүүдийн системийн боломжит энерги нь хоорондоо холбоогүй гарч буй хэсгүүдийн энергиээс үргэлж бага байдаг. Тиймээс системд химийн холбоо үүсэх үндэс нь түүний элементүүдийн боломжит энергийн бууралт юм.

Химийн харилцан үйлчлэлийн мөн чанар

Химийн холбоо гэдэг нь шинэ молекул эсвэл талст үүсэхэд оролцдог бодисуудын электрон ба атомын цөмүүдийн эргэн тойронд үүсдэг цахилгаан соронзон орны харилцан үйлчлэлийн үр дагавар юм. Атомын бүтцийн онолыг нээсний дараа энэхүү харилцан үйлчлэлийн мөн чанарыг судлахад илүү хүртээмжтэй болсон.

Химийн холбооны цахилгаан мөн чанарын тухай санаа анх удаа Английн физикч Г.Дэвигээс үүссэн бөгөөд тэрээр эсрэг цэнэгтэй бөөмсийн цахилгаан таталтаас болж молекулууд үүсдэг гэсэн санааг дэвшүүлжээ. Энэхүү санаа нь Шведийн химич, байгаль судлаач И.Я. Берцеллиус, химийн холбоо үүсэх цахилгаан химийн онолыг боловсруулсан.

Бодисын химийн харилцан үйлчлэлийн үйл явцыг тайлбарласан анхны онол нь төгс бус байсан тул цаг хугацаа өнгөрөхөд үүнийг орхих шаардлагатай болсон.

Бутлеровын онол

Бодисын химийн холбооны мөн чанарыг тайлбарлах илүү амжилттай оролдлогыг Оросын эрдэмтэн А.М. Энэ эрдэмтэн дараахь таамаглал дээр үндэслэн онолоо хийсэн.

• Холбоотой төлөвт байгаа атомууд хоорондоо тодорхой дарааллаар холбогддог. Энэ дарааллын өөрчлөлт нь шинэ бодис үүсэх шалтгаан болдог.
• Валентын хуулийн дагуу атомууд хоорондоо холбогддог.
• Бодисын шинж чанар нь тухайн бодисын молекул дахь атомуудын холболтын дарааллаас хамаарна. Өөр зохицуулалт нь бодисын химийн шинж чанарыг өөрчлөхөд хүргэдэг.
• Өөр хоорондоо холбогдсон атомууд бие биедээ хамгийн хүчтэй нөлөөлдөг.

Бутлеровын онол нь химийн бодисын шинж чанарыг зөвхөн найрлагаар нь төдийгүй атомуудын зохион байгуулалтын дарааллаар тайлбарлав. А.М-ийн энэхүү дотоод тушаал. Бутлеров үүнийг "химийн бүтэц" гэж нэрлэсэн.

Оросын эрдэмтний онол нь бодисын ангилалд дэг журмыг сэргээх боломжийг олгож, молекулын бүтцийг химийн шинж чанараар нь тодорхойлох боломжийг олгосон. Ижил тооны атом агуулсан молекулууд яагаад өөр өөр химийн шинж чанартай байдаг вэ гэсэн асуултад онол хариулав.

Химийн холболтын онолыг бий болгох урьдчилсан нөхцөл

Бутлеров химийн бүтцийн онолдоо химийн холбоо гэж юу вэ гэсэн асуултыг хөндөөгүй. Үүнийг хийхийн тулд материйн дотоод бүтцийн талаархи мэдээлэл хэтэрхий бага байсан. Атомын гаригийн загварыг нээсний дараа л Америкийн эрдэмтэн Льюис хоёр атомд нэгэн зэрэг хамаарах электрон хос үүсэх замаар химийн холбоо үүсдэг гэсэн таамаглал дэвшүүлж эхэлжээ. Дараа нь энэ санаа нь ковалент бондын онолыг хөгжүүлэх үндэс болсон.

Ковалент химийн холбоо

Хоёр хөрш атомын электрон үүл давхцахад химийн тогтвортой нэгдэл үүсч болно. Ийм харилцан огтлолцлын үр дүн нь цөмийн хоорондын зай дахь электрон нягтралын өсөлт юм. Бидний мэдэж байгаагаар атомын цөмүүд эерэг цэнэгтэй тул сөрөг цэнэгтэй электрон үүлэнд аль болох ойртуулахыг хичээдэг. Энэхүү таталцал нь эерэг цэнэгтэй хоёр цөмийн хоорондох түлхэлтийн хүчнээс хамаагүй хүчтэй тул энэ холболт тогтвортой байна.

Химийн бондын тооцоог анх химич Хайтлер, Лондон нар хийжээ. Тэд устөрөгчийн хоёр атомын хоорондын холбоог судалжээ. Үүний хамгийн энгийн дүрслэл дараах байдалтай байж болно.

Таны харж байгаагаар электрон хос нь устөрөгчийн атомын аль алинд нь квант байр эзэлдэг. Энэхүү электронуудын хоёр төвийн зохион байгуулалтыг "ковалент химийн холбоо" гэж нэрлэдэг. Ковалент холбоо нь энгийн бодис ба тэдгээрийн металл бус нэгдлүүдийн молекулуудын хувьд ердийн зүйл юм. Ковалентын холбоогоор үүсгэгдсэн бодисууд нь ихэвчлэн цахилгаан гүйдэл дамжуулдаггүй эсвэл хагас дамжуулагч байдаг.

Ионы холбоо

Ионы химийн холбоо нь эсрэг цэнэгтэй хоёр ион бие биенээ татах үед үүсдэг. Ионууд нь бодисын нэг атомаас бүрдэх энгийн байж болно. Энэ төрлийн нэгдлүүдэд энгийн ионууд нь электроноо алдсан 1 ба 2-р бүлгийн эерэг цэнэгтэй металлын атомууд байдаг. Сөрөг ион үүсэх нь ердийн металл бус ба тэдгээрийн хүчиллэг суурийн атомуудад байдаг. Тиймээс ердийн ионы нэгдлүүдийн дунд CsF, NaCl болон бусад шүлтлэг металлын галогенид олон байдаг.

Ковалентын холбооноос ялгаатай нь ион нь ханасан байдаггүй: ион эсвэл бүлэг ионууд нь янз бүрийн тооны эсрэг цэнэгтэй ионуудаар нэгдэж болно. Хавсаргасан бөөмсийн тоог зөвхөн харилцан үйлчлэгч ионуудын шугаман хэмжээс, түүнчлэн эсрэг цэнэгтэй ионуудын татах хүч нь ион төрлийн нэгдэлд оролцдог тэнцүү цэнэгтэй бөөмсийн түлхэх хүчнээс их байх нөхцөлөөр хязгаарлагддаг.

Устөрөгчийн холбоо

Химийн бүтцийн онолыг бий болгохоос өмнө янз бүрийн металл бус устөрөгчийн нэгдлүүд зарим талаараа ер бусын шинж чанартай болохыг туршилтаар анзаарсан. Жишээлбэл, устөрөгчийн хайлуур жонш ба усны буцлах цэг нь тооцоолж байснаас хамаагүй өндөр байна.

Устөрөгчийн нэгдлүүдийн эдгээр болон бусад шинж чанаруудыг H + атомын өөр химийн холбоо үүсгэх чадвараар тайлбарлаж болно. Энэ төрлийн холболтыг "устөрөгчийн холбоо" гэж нэрлэдэг. Устөрөгчийн холбоо үүсэх шалтгаан нь электростатик хүчний шинж чанарт оршдог. Жишээлбэл, фторын устөрөгчийн молекул дахь нийт электрон үүл фтор руу маш их шилжсэн тул энэ бодисын атомын эргэн тойрон дахь орон зай сөрөг цахилгаан орон зайд ханасан байна. Цорын ганц электроноо алдсан устөрөгчийн атомын эргэн тойронд талбар нь хамаагүй сул, эерэг цэнэгтэй байдаг. Үүний үр дүнд электрон үүлний H + ба сөрөг F - эерэг талбаруудын хооронд нэмэлт хамаарал үүсдэг.

Металлын химийн холбоо

Бүх металлын атомууд орон зайд тодорхой байдлаар байрладаг. Металлын атомуудын зохион байгуулалтыг болор тор гэж нэрлэдэг. Энэ тохиолдолд янз бүрийн атомын электронууд хоорондоо сул харилцан үйлчилж, нийтлэг электрон үүл үүсгэдэг. Атом ба электронуудын хоорондох ийм төрлийн харилцан үйлчлэлийг "металл холбоо" гэж нэрлэдэг.

Энэ нь метал дахь электронуудын чөлөөт хөдөлгөөн нь метал бодисын физик шинж чанарыг тайлбарлаж чаддаг: цахилгаан дамжуулалт, дулаан дамжуулалт, хүч чадал, хайлуулах чадвар болон бусад.

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 химийн элементийн атомуудын хооронд электростатик шинж чанартай бөгөөд үүнээс болж 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. гадаад(валент) электронууд. Цахилгаан сөрөг чанар нь гаднах электронуудын цөмд таталцлын хэмжээгээр 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 үйлчлэгч атомуудын электрон сөрөг утгууд 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 ион.

Химийн бондын үндсэн төрлүүд − ковалент, ионТэгээд 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 холбоосын өнцөг 104.45 o, тиймээс усны молекул туйлтай, метан молекулд 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 нөлөөтэй 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 ялгаагүйсолилцооны 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.

Жишээ нь , 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.

N2 азотын молекул дахь 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.

Жишээ нь

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

Жишээ нь . Цувралд: C–C, C=C, C≡C, холболтын урт багасна.

Харилцааны энерги

Химийн бондын бат бөх байдлын хэмжүүр нь бондын энерги юм. Харилцааны энерги холбоог тасалж, тэрхүү холбоог үүсгэсэн атомуудыг бие биенээсээ хязгааргүй хол зайд арилгахад шаардагдах эрчим хүчээр 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.

Жишээ нь, 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

Анхаарна уу:

• 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 таталтаас болж 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. Металлын 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. Туйл бус молекул нь туйлын үйлчлэлээс болж туйлширч, нэмэлт электростатик таталцлыг үүсгэдэг.

Молекул хоорондын харилцан үйлчлэлийн онцгой 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 болон 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 хэмжээгээр устөрөгчтэй азот .

Дараах бодисуудын хооронд устөрөгчийн холбоо үүсдэг.

— устөрөгчийн фторид HF(хий, устөрөгчийн фторын усан дахь 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.

Жишээ нь 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 буцалж буй температурын 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 бондын нэгдмэл онол байдаггүй; химийн холбоог ердийн байдлаар ковалент (бүх нийтийн төрлийн холбоо), ион (ковалентын бондын онцгой тохиолдол), металл ба устөрөгч гэж хуваадаг.

Ковалент холбоо

Ковалентын холбоо үүсэх нь солилцоо, донор хүлээн авагч, датив (Льюис) гэсэн гурван механизмаар боломжтой байдаг.

дагуу бодисын солилцооны механизмКовалент холбоо үүсэх нь нийтлэг электрон хосуудыг хуваалцсаны улмаас үүсдэг. Энэ тохиолдолд атом бүр инертийн хийн бүрхүүлийг олж авах хандлагатай байдаг, өөрөөр хэлбэл. дууссан гадаад эрчим хүчний түвшинг олж авах. Солилцооны төрлөөр химийн холбоо үүсэхийг Льюисийн томъёогоор дүрсэлсэн бөгөөд атомын валентийн электрон бүрийг цэгээр дүрсэлсэн (Зураг 1).

Цагаан будаа. 1 Солилцооны механизмаар HCl молекулд ковалент холбоо үүсэх

Атомын бүтэц, квант механикийн онол хөгжихийн хэрээр ковалент холбоо үүсэх нь электрон тойрог замын давхцал хэлбэрээр илэрхийлэгддэг (Зураг 2).

Цагаан будаа. 2. Электрон үүлний давхцлын улмаас ковалент холбоо үүсэх

Атомын орбиталуудын давхцал их байх тусам бонд илүү бат бөх, бондын урт богино, бондын энерги төдий чинээ их байна. Янз бүрийн орбиталуудыг давхцуулж ковалент холбоо үүсгэж болно. s-s, s-p орбиталууд, түүнчлэн d-d, p-p, d-p орбиталууд хажуугийн дэлбэнтэй давхцсаны үр дүнд бонд үүсдэг. 2 атомын цөмийг холбосон шугамд перпендикуляр холбоо үүсдэг. Нэг ба нэг холбоо нь алкен, алкадиен зэрэг органик бодисын шинж чанартай олон (давхар) ковалент холбоо үүсгэх чадвартай. алкин (ацетилен).

Ковалент холбоо үүсэх нь донор-хүлээн авагч механизмАммонийн катионы жишээг харцгаая.

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Азотын атом нь чөлөөт дан хос электронтой (молекул доторх химийн холбоо үүсэхэд оролцдоггүй электронууд), устөрөгчийн катион нь чөлөөт тойрог замтай тул электрон донор ба хүлээн авагч юм.

Хлорын молекулын жишээн дээр ковалент холбоо үүсэх датив механизмыг авч үзье.

17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Хлорын атом нь чөлөөт дан хос электрон ба сул орбиталтай байдаг тул донор ба хүлээн авагчийн шинж чанарыг харуулж чаддаг. Тиймээс хлорын молекул үүсэхэд нэг хлорын атом нь донор, нөгөө нь хүлээн авагчийн үүргийг гүйцэтгэдэг.

Үндсэн ковалент бондын шинж чанарнь: ханалт (атом нь валентийн боломжийнхоо хэрээр олон электроныг өөртөө хавсаргахад ханасан холбоо үүсдэг; хавсарсан электронуудын тоо атомын валентын чадвараас бага байвал ханаагүй холбоо үүсдэг); чиглэл (энэ утга нь молекулын геометр ба "холбооны өнцөг" гэсэн ойлголттой холбоотой - бондын хоорондох өнцөг).

Ионы холбоо

Цэвэр ионы холбоо бүхий нэгдлүүд байдаггүй, гэхдээ энэ нь нийт электрон нягтралыг илүү электрон сөрөг элементийн атом руу бүрэн шилжүүлэх үед атомын тогтвортой электрон орчин бий болсон атомуудын химийн холбоот төлөв гэж ойлгогддог. Ионы холбоо нь зөвхөн эсрэг цэнэгтэй ионууд - катион ба анионуудын төлөвт байгаа электрон сөрөг ба цахилгаан эерэг элементүүдийн атомуудын хооронд л боломжтой байдаг.

ТОДОРХОЙЛОЛТ

Ионнь атомд электроныг зайлуулах эсвэл нэмэхэд үүссэн цахилгаан цэнэгтэй бөөмс юм.

Электроныг шилжүүлэхдээ металл болон металл бус атомууд цөмийн эргэн тойронд тогтвортой электрон бүрхүүлийн тохиргоог бий болгох хандлагатай байдаг. Металл бус атом нь цөмийн эргэн тойронд дараагийн инертийн хийн бүрхүүлийг, металлын атом нь өмнөх инертийн хийн бүрхүүлийг үүсгэдэг (Зураг 3).

Цагаан будаа. 3. Натрийн хлоридын молекулын жишээг ашиглан ионы холбоо үүсгэх

Ионы холбоо нь цэвэр хэлбэрээр байдаг молекулууд нь тухайн бодисын уурын төлөвт байдаг. Ионы холбоо нь маш хүчтэй тул ийм холбоо бүхий бодисууд хайлах температур өндөртэй байдаг. Ковалентын холбооноос ялгаатай нь ионы холбоо нь чиглэл ба ханалтаар тодорхойлогддоггүй, учир нь ионуудын үүсгэсэн цахилгаан орон нь бөмбөрцөг тэгш хэмийн улмаас бүх ионуудад адилхан үйлчилдэг.

Металл холболт

Металлын холбоо нь зөвхөн металлд л үүсдэг - энэ нь металлын атомуудыг нэг торонд хадгалдаг харилцан үйлчлэл юм. Бонд үүсэхэд зөвхөн түүний бүх эзэлхүүнд хамаарах металлын атомуудын валентийн электронууд оролцдог. Металлын хувьд электронууд атомаас байнга салж, металлын бүх массын дагуу хөдөлдөг. Электроноор дутагдсан металлын атомууд эерэг цэнэгтэй ион болж хувирдаг бөгөөд энэ нь хөдөлгөөнт электроныг хүлээн авах хандлагатай байдаг. Энэхүү тасралтгүй үйл явц нь метал дотор бүх металлын атомуудыг нягт холбосон "электрон хий" гэж нэрлэгддэг бодисыг үүсгэдэг (Зураг 4).

Металлын холбоо нь хүчтэй байдаг тул металууд нь өндөр хайлах цэгээр тодорхойлогддог бөгөөд "электрон хий" байгаа нь металлын уян хатан чанар, уян хатан чанарыг өгдөг.

Устөрөгчийн холбоо

Устөрөгчийн холбоо нь тодорхой молекул хоорондын харилцан үйлчлэл юм, учир нь түүний илрэл ба хүч нь тухайн бодисын химийн шинж чанараас хамаарна. Энэ нь устөрөгчийн атом нь өндөр цахилгаан сөрөг (O, N, S) атомтай холбогдсон молекулуудын хооронд үүсдэг. Устөрөгчийн холбоо үүсэх нь хоёр шалтгаанаас шалтгаална: нэгдүгээрт, электрон сөрөг атомтай холбоотой устөрөгчийн атом нь электронгүй бөгөөд бусад атомуудын электрон үүлэнд амархан ордог, хоёрдугаарт, валент s-орбиталтай байдаг. устөрөгчийн атом нь электрон сөрөг атомын ганц хос электроныг хүлээн авч, донор-хүлээн авагч механизмаар дамжуулан түүнтэй холбоо үүсгэх чадвартай.