Химийн холбоо ямар төрлүүд байдаг вэ? Металлын холбоо: үүсэх механизм

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 судалсан. Үүний хамгийн энгийн дүрслэл дараах байдалтай байж болно.

Таны харж байгаагаар электрон хос нь устөрөгчийн атомын аль алинд нь квант байр эзэлдэг. Электронуудын энэхүү хоёр төвийн зохион байгуулалтыг "ковалентын химийн холбоо" гэж нэрлэдэг. Ковалентын холбоо нь энгийн бодис ба тэдгээрийн металл бус нэгдлүүдийн молекулуудын онцлог шинж 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 өөр өөр атомуудын электронууд хоорондоо сул харилцан үйлчилж, нийтлэг электрон үүл үүсгэдэг. Атом ба электронуудын хоорондын 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.

Энэ бол хими хэмээх сонирхолтой шинжлэх ухааны тулгын чулуунуудын нэг юм. Энэ нийтлэлд бид химийн бондын бүх талыг шинжлэх, шинжлэх ухаанд ач холбогдол өгөх, жишээ өгөх гэх мэт олон зүйлийг авч үзэх болно.

Химийн холбоо гэж юу вэ

Химийн шинжлэх ухаанд химийн холбоо гэдэг нь молекул дахь атомуудын харилцан наалдац, тэдгээрийн хооронд орших таталцлын хүчний үр дүнд үүсдэг. Энэ нь химийн бондын ачаар янз бүрийн химийн нэгдлүүд үүсдэг;

Химийн бондын төрлүүд

Химийн холбоо үүсэх механизм нь түүний төрөл эсвэл төрлөөс ихээхэн хамаардаг бөгөөд дараахь үндсэн төрлийн химийн бондууд ялгаатай байдаг.

• Ковалент химийн холбоо (энэ нь туйл ба туйл биш байж болно)
• Ионы холбоо
• Химийн холбоо

хүмүүс шиг.

Үүний тухайд манай вэбсайтад тусдаа нийтлэл зориулагдсан бөгөөд та линкээс илүү дэлгэрэнгүй унших боломжтой. Дараа нь бид бусад бүх үндсэн төрлийн химийн холбоог илүү нарийвчлан судлах болно.

Ионы химийн холбоо

Ионы химийн холбоо үүсэх нь өөр өөр цэнэгтэй хоёр ионы харилцан цахилгаан таталтаас болж үүсдэг. Ийм химийн холбоонд байгаа ионууд нь ихэвчлэн энгийн бөгөөд бодисын нэг атомаас бүрддэг.

Ионы химийн бондын схем.

Химийн төрлийн ион хэлбэрийн нэг онцлог шинж чанар нь түүний ханалт дутагдалтай байдаг бөгөөд үүний үр дүнд маш өөр тооны эсрэг цэнэгтэй ионууд нэг ион эсвэл бүр бүхэл бүтэн бүлэг ионуудтай нэгдэж чаддаг. Ионы химийн бондын жишээ бол цезийн фторын нэгдэл CsF бөгөөд "ионы чанар" бараг 97% байдаг.

Устөрөгчийн химийн холбоо

Химийн бондын орчин үеийн онол орчин үеийн хэлбэрээр гарч ирэхээс олон жилийн өмнө химич нар металл бус устөрөгчийн нэгдлүүд янз бүрийн гайхалтай шинж чанартай болохыг анзаарсан. Устөрөгчийн хайлуур жоншны буцлах цэг нь байж болох хэмжээнээс хамаагүй өндөр байна гэж бодъё, энд устөрөгчийн химийн бондын бэлэн жишээ байна.

Зураг дээр устөрөгчийн химийн холбоо үүсэх диаграммыг үзүүлэв.

Устөрөгчийн химийн бондын шинж чанар, шинж чанар нь устөрөгчийн атом Н өөр химийн холбоо үүсгэх чадвараар тодорхойлогддог тул энэ холбоог нэрлэжээ. Ийм холболт үүсэх шалтгаан нь цахилгаан статик хүчний шинж чанар юм. 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. Устөрөгчийн атомын эргэн тойронд, ялангуяа түүний цорын ганц электрон нь бүх зүйл эсрэгээрээ, түүний электрон талбар нь хамаагүй сул, үр дүнд нь эерэг цэнэгтэй байдаг; Таны мэдэж байгаагаар эерэг ба сөрөг цэнэгүүд татагддаг бөгөөд ийм энгийн аргаар устөрөгчийн холбоо үүсдэг.

Металлын химийн холбоо

Металлын ямар химийн холбоо байдаг вэ? Эдгээр бодисууд нь өөрийн гэсэн төрлийн химийн холбоотой байдаг - бүх металлын атомууд ямар ч байдлаар байрладаггүй, гэхдээ тодорхой байдлаар тэдгээрийн зохион байгуулалтын дарааллыг болор тор гэж нэрлэдэг. Янз бүрийн атомын электронууд нь нийтлэг электрон үүл үүсгэдэг бөгөөд тэдгээр нь хоорондоо сул харилцан үйлчилдэг.

Металл химийн холбоо ийм харагддаг.

Металл химийн бондын жишээ нь ямар ч металл байж болно: натри, төмөр, цайр гэх мэт.

Химийн бондын төрлийг хэрхэн тодорхойлох вэ

Үүнд оролцож буй бодисуудаас хамааран металл ба металл бус байвал холбоо нь ион, хоёр металл байвал металл, хоёр металл бус байвал ковалент байна.

Химийн бондын шинж чанарууд

Төрөл бүрийн химийн урвалыг харьцуулахын тулд янз бүрийн тоон үзүүлэлтүүдийг ашигладаг, тухайлбал:

• урт,
• эрчим хүч,
• туйлшрал,
• холболтын дараалал.

Тэднийг илүү нарийвчлан авч үзье.

Бондын урт гэдэг нь химийн холбоогоор холбогдсон атомуудын цөм хоорондын тэнцвэрт зай юм. Ихэвчлэн туршилтаар хэмждэг.

Химийн бондын энерги нь түүний хүчийг тодорхойлдог. Энэ тохиолдолд энерги гэдэг нь химийн холбоог таслах, атомуудыг салгахад шаардагдах хүчийг хэлнэ.

Химийн бондын туйлшрал нь электронуудын нягтрал аль нэг атом руу шилжиж байгааг харуулдаг. Атомуудын электроны нягтыг өөрсөд рүүгээ шилжүүлэх, эсвэл энгийнээр хэлбэл, химийн шинжлэх ухаанд "өөртөө хөнжлөө татах" чадварыг электрон сөрөг чанар гэж нэрлэдэг.

Химийн бондын дараалал (өөрөөр хэлбэл химийн бондын олон талт байдал) нь химийн холбоонд орох электрон хосуудын тоо юм. Захиалга нь бүхэлдээ эсвэл бутархай байж болно; энэ нь өндөр байх тусам химийн холбоог гүйцэтгэдэг электронуудын тоо их байх тусам түүнийг таслахад хэцүү байдаг.

Химийн холбоо, видео

Эцэст нь янз бүрийн төрлийн химийн бондын тухай боловсролын видео.

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 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 үүл давхардсаны 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 орбитальтай тул тэдгээр нь 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 металлын доторх "электрон хий" гэж нэрлэгддэг бодисыг үүсгэдэг бөгөөд энэ нь бүх металлын атомуудыг хооронд нь нягт холбодог (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.

Ихэнх элементүүдийн атомууд бие биетэйгээ харьцаж чаддаг тул тусдаа байдаггүй. Энэ харилцан үйлчлэл нь илүү нарийн төвөгтэй хэсгүүдийг үүсгэдэг.

Химийн бондын мөн чанар нь цахилгаан цэнэгийн харилцан үйлчлэлийн хүч болох цахилгаан статик хүчний үйлчлэл юм. Электрон ба атомын цөм ийм цэнэгтэй байдаг.

Гадаад электрон түвшинд (валент электронууд) байрладаг электронууд нь цөмөөс хамгийн алслагдсан тул түүнтэй хамгийн сул харилцан үйлчлэлцдэг тул цөмөөс салж чаддаг. Тэд атомуудыг хооронд нь холбох үүрэгтэй.

Химийн харилцан үйлчлэлийн төрлүүд

Химийн бондын төрлийг дараах хүснэгтэд үзүүлэв.

Ионы холболтын шинж чанар

улмаас үүссэн химийн харилцан үйлчлэл ионы таталцалөөр өөр цэнэгтэй байхыг ион гэж нэрлэдэг. Хэрэв холбогдож буй атомууд нь электрон сөрөг чанар (өөрөөр хэлбэл электрон татах чадвар) мэдэгдэхүйц ялгаатай бөгөөд электрон хос илүү электрон сөрөг элемент рүү очвол ийм зүйл тохиолддог. Электроныг нэг атомаас нөгөөд шилжүүлсний үр дүн нь цэнэглэгдсэн тоосонцор - ион үүсэх явдал юм. Тэдний хооронд таталцал үүсдэг.

Тэд хамгийн бага цахилгаан сөрөг индекстэй байдаг ердийн металлууд, хамгийн том нь ердийн металл биш юм. Иймээс ионууд нь ердийн металл ба ердийн металл бусуудын харилцан үйлчлэлийн үр дүнд үүсдэг.

Металлын атомууд эерэг цэнэгтэй ион (катион) болж, электронуудыг гадаад электрон түвшиндээ өгч, металл бусууд электроныг хүлээн авч, улмаар сөрөг цэнэгтэйионууд (анионууд).

Атомууд илүү тогтвортой энергийн төлөвт шилжиж, электрон тохиргоогоо дуусгадаг.

Ионы холбоо нь чиглэлгүй, ханадаггүй, учир нь электростатик харилцан үйлчлэл нь бүх чиглэлд явагддаг тул ион нь бүх чиглэлд эсрэг тэмдгийн ионуудыг татах боломжтой.

Ионуудын зохион байгуулалт нь тус бүрийн эргэн тойронд тодорхой тооны эсрэг цэнэгтэй ионууд байдаг. Ионы нэгдлүүдийн "молекул" гэсэн ойлголт утгагүй юм.

Боловсролын жишээ

Натрийн хлорид (nacl) дахь холбоо үүсэх нь электроныг Na атомаас Cl атом руу шилжүүлж, харгалзах ионуудыг үүсгэсэнтэй холбоотой юм.

Na 0 - 1 e = Na + (катион)

Cl 0 + 1 e = Cl - (анион)

Натрийн хлоридын хувьд натрийн катионуудын эргэн тойронд зургаан хлоридын анион, хлоридын ион тус бүрийн эргэн тойронд зургаан натрийн ион байдаг.

Барийн сульфидын атомуудын хооронд харилцан үйлчлэл үүсэх үед дараах процессууд явагдана.

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ба хоёр электроноо хүхэрт өгснөөр хүхрийн анион S 2-, барийн катион Ba 2+ үүснэ.

Металлын химийн холбоо

Металлын гаднах энергийн түвшин дэх электронуудын тоо нь цөмөөс амархан тусгаарлагддаг; Энэ салалтын үр дүнд металлын ионууд болон чөлөөт электронууд үүсдэг. Эдгээр электронуудыг "электрон хий" гэж нэрлэдэг. Электронууд металлын эзлэхүүний туршид чөлөөтэй хөдөлж, атомуудаас байнга холбогдож, тусгаарлагддаг.

Металл бодисын бүтэц нь дараах байдалтай байна: болор тор нь бодисын араг яс бөгөөд түүний зангилааны хооронд электронууд чөлөөтэй хөдөлдөг.

Дараах жишээг өгч болно.

Mg - 2е<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Ковалент: туйл ба туйл биш

Химийн харилцан үйлчлэлийн хамгийн түгээмэл төрөл бол ковалент холбоо юм. Харилцан үйлчилдэг элементүүдийн электрон сөрөг утгууд нь эрс ялгаатай байдаггүй тул зөвхөн нийтлэг электрон хосыг илүү электрон сөрөг атом руу шилжүүлдэг.

Ковалент харилцан үйлчлэл нь солилцооны механизм эсвэл донор хүлээн авагч механизмаар үүсдэг.

Хэрэв атом бүр гаднах электрон түвшинд хосгүй электронтой бөгөөд атомын орбиталуудын давхцал нь хоёр атомд аль хэдийн хамаарах хос электронууд гарч ирэхэд хүргэдэг бол солилцооны механизм хэрэгждэг. Атомын аль нэг нь гаднах электрон түвшинд хос электронтой, нөгөө нь чөлөөт орбитальтай бол атомын орбиталууд давхцах үед хос электронууд хуваагдаж, донор хүлээн авагч механизмын дагуу харилцан үйлчилдэг.

Ковалентуудыг үржвэрийн хувьд дараахь байдлаар хуваана.

• энгийн эсвэл ганц;
• давхар;
• гурав дахин.

Давхар нэг нь хоёр хос электроныг нэг дор, гурвалсан нь гурвыг хуваалцах боломжийг олгодог.

Холбоотой атомуудын хоорондох электрон нягтын (туйлшрал) хуваарилалтын дагуу ковалент холбоог дараахь байдлаар хуваана.

• туйлшралгүй;
• туйл.

Туйлт бус холбоо нь ижил атомуудаар, туйлын холбоо нь янз бүрийн цахилгаан сөрөг нөлөөгөөр үүсдэг.

Ижил цахилгаан сөрөг хүчинтэй атомуудын харилцан үйлчлэлийг туйлшгүй холбоо гэж нэрлэдэг. Ийм молекул дахь нийтлэг хос электрон нь аль ч атомд татагдахгүй, харин хоёуланд нь адилхан хамаарна.

Электрон сөрөг шинж чанараараа ялгаатай элементүүдийн харилцан үйлчлэл нь туйлын холбоо үүсэхэд хүргэдэг. Энэ төрлийн харилцан үйлчлэлийн үед электрон хосууд илүү электрон сөрөг элемент рүү татагддаг боловч түүнд бүрэн шилждэггүй (өөрөөр хэлбэл ион үүсэхгүй). Электрон нягтын ийм шилжилтийн үр дүнд атомууд дээр хэсэгчилсэн цэнэгүүд гарч ирдэг: илүү цахилгаан сөрөг цэнэг нь сөрөг, бага электрон сөрөг цэнэг эерэг цэнэгтэй байдаг.

Ковалентын шинж чанар ба шинж чанарууд

Ковалент бондын үндсэн шинж чанарууд:

• Урт нь харилцан үйлчилж буй атомуудын цөм хоорондын зайгаар тодорхойлогддог.
• Туйлшрал нь электрон үүлний атомын аль нэг рүү шилжих замаар тодорхойлогддог.
• Чиглэл нь орон зайд чиглэсэн холбоо, үүний дагуу тодорхой геометрийн хэлбэртэй молекулуудыг бий болгох шинж чанар юм.
• Ханалт нь хязгаарлагдмал тооны бонд үүсгэх чадвараар тодорхойлогддог.
• Туйлшрах чадвар нь гадаад цахилгаан орны нөлөөн дор туйлшралыг өөрчлөх чадвараар тодорхойлогддог.
• Бондыг таслахад шаардагдах энерги нь түүний хүчийг тодорхойлдог.

Ковалентын туйлшралгүй харилцан үйлчлэлийн жишээ нь устөрөгч (H2), хлор (Cl2), хүчилтөрөгч (O2), азот (N2) болон бусад олон молекулууд байж болно.

H· + ·H → H-H молекул нь нэг туйлт бус холбоо,

O: + :O → O=O молекул нь давхар туйлтгүй,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N молекул нь гурвалсан туйлт биш юм.

Химийн элементүүдийн ковалент бондын жишээнд нүүрстөрөгчийн давхар исэл (CO2) ба нүүрстөрөгчийн дутуу исэл (CO), хүхэрт устөрөгч (H2S), давсны хүчил (HCL), ус (H2O), метан (CH4), хүхрийн исэл (SO2) болон молекулууд орно. бусад олон.

CO2 молекул дахь нүүрстөрөгч ба хүчилтөрөгчийн атомуудын хоорондын хамаарал нь ковалент туйлтай байдаг, учир нь илүү электрон сөрөг устөрөгч нь электрон нягтралыг татдаг. Хүчилтөрөгч нь гаднах бүрхүүлд хосгүй хоёр электронтой байдаг бол нүүрстөрөгч нь харилцан үйлчлэлийг бий болгохын тулд дөрвөн валентын электроныг хангаж чаддаг. Үүний үр дүнд давхар холбоо үүсч, молекул нь дараах байдалтай байна: O=C=O.

Тодорхой молекул дахь бондын төрлийг тодорхойлохын тулд түүнийг бүрдүүлэгч атомуудыг авч үзэхэд хангалттай. Энгийн металл бодисууд металлын холбоо, металл бус металлууд нь ионы холбоо, энгийн металл бус бодисууд нь ковалент туйлт бус холбоо, янз бүрийн металл бус бодисуудаас бүрдсэн молекулууд нь туйлын ковалент холбоог үүсгэдэг.

Ковалент химийн холбоо, түүний сорт, үүсэх механизм. Ковалентын бондын шинж чанар (туйлшрал ба бондын энерги). Ионы холбоо. Металл холболт. Устөрөгчийн холбоо

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.

Ион, ковалент, металл, устөрөгч гэсэн дөрвөн төрлийн химийн холбоо байдаг.

Химийн холбоог төрөл болгон хуваах нь нөхцөлт байдаг, учир нь тэдгээр нь бүгд тодорхой нэгдмэл байдлаар тодорхойлогддог.

Ионы холбоог туйлын ковалент бондын онцгой тохиолдол гэж үзэж болно.

Металл холбоо нь хуваалцсан электронуудыг ашиглан атомуудын ковалент харилцан үйлчлэл ба эдгээр электрон ба металлын ионуудын хоорондох электростатик таталцлыг нэгтгэдэг.

Бодис нь ихэвчлэн химийн бонд (эсвэл цэвэр химийн холбоо) хязгаарлагдмал тохиолдол байдаггүй.

Жишээлбэл, литийн фтор $LiF$ нь ионы нэгдэл гэж ангилагддаг. Үнэн хэрэгтээ түүний доторх бонд нь $80%$ ион, $20%$ ковалент юм. Тиймээс химийн бондын туйлшралын (ионы) зэргийг ярих нь илүү зөв юм.

Устөрөгчийн галоген $HF-HCl-HBr-HI-HAt$ цувралд галоген ба устөрөгчийн атомуудын электрон сөрөг утгын зөрүү буурч, астатин устөрөгчийн холбоо бараг туйлшралгүй болдог тул холболтын туйлшралын зэрэг буурч байна. $(EO(H) = 2.1; EO(At) = 2.2)$.

Ижил бодисуудаас янз бүрийн төрлийн холбоог олж болно, жишээлбэл:

1. суурийн хувьд: гидроксо бүлэгт хүчилтөрөгч ба устөрөгчийн атомуудын хоорондын холбоо нь туйлын ковалент, металл ба гидроксо бүлгийн хооронд ион юм;
2. хүчилтөрөгч агуулсан хүчлүүдийн давсанд: металл бус атом ба хүчилтөрөгчийн хүчиллэг үлдэгдлийн хооронд - ковалент туйл, металл ба хүчиллэг үлдэгдэл хооронд - ион;
3. аммони, метиламмонийн давс гэх мэт: азот ба устөрөгчийн атомуудын хооронд - ковалент туйлтай, аммони эсвэл метиламмонийн ион ба хүчиллэг үлдэгдэл хооронд - ион;
4. металлын хэт исэлд (жишээлбэл, $Na_2O_2$) хүчилтөрөгчийн атомуудын хоорондын холбоо нь ковалент туйлтгүй, металл ба хүчилтөрөгчийн хоорондох ион гэх мэт.

Өөр өөр төрлийн холболтууд бие биедээ хувирч болно:

- усан дахь ковалент нэгдлүүдийн электролитийн диссоциацийн үед ковалент туйлын холбоо нь ионы холбоо болж хувирдаг;

- металл уурших үед металлын холбоо нь туйлт бус ковалент холбоо болон хувирдаг.

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. Ковалентын бондын шинж чанар: бондын урт ба энерги

Ковалент химийн холбоо гэдэг нь электрон хосууд үүсэх замаар атомуудын хооронд үүсдэг холбоо юм.

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

I. Солилцооны механизматомууд хосгүй электронуудыг нэгтгэн электрон хос үүсгэх үед ажилладаг.

1) $H_2$ - устөрөгч:

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

2) $HCl$ - устөрөгчийн хлорид:

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

3) $Cl_2$: хлорын молекулд хосгүй $p-$электронуудын улмаас ($p-p-$орбиталууд давхцаж) ковалент холбоо үүсдэг:

4) $N_2$: азотын молекулд атомуудын хооронд гурван нийтлэг электрон хос үүсдэг.

II. Донор-хүлээн авагч механизм$NH_4^+$ аммонийн ионы жишээн дээр ковалент холбоо үүсэхийг авч үзье.

Донор нь электрон хостой, хүлээн авагч нь энэ хосыг эзлэх боломжтой хоосон тойрог замтай байдаг. 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 ангилж болно.

Бондын шугамын дагуу электрон орбиталууд давхацсаны үр дүнд үүссэн химийн холбоог $σ$ гэнэ. - бонд (сигма бонд). Сигма холбоо нь маш хүчтэй байдаг.

$p-$орбиталууд нь хоёр мужид давхцаж, хажуугийн давхцлын улмаас ковалент холбоо үүсгэдэг:

Холбооны шугамын гаднах электрон орбиталуудын "хажуугийн" давхцлын үр дүнд үүссэн химийн бондууд, өөрөөр хэлбэл. хоёр бүсийг $π$ гэж нэрлэдэг -бонд (пи-бонд).

By шилжилтийн зэрэгТэдгээрийн нэг атомтай электрон хос хосолсон бол ковалент холбоо байж болно туйлТэгээд туйлшралгүй.

Ижил цахилгаан сөрөг хүчинтэй атомуудын хооронд үүссэн ковалент химийн холбоог гэнэ туйлшралгүй.Электрон хосууд атомын аль нэгэнд шилждэггүй, учир нь атомууд ижил EO-тэй байдаг - бусад атомуудаас валентийн электронуудыг татах шинж чанартай. Жишээлбэл:

тэдгээр. энгийн металл бус бодисын молекулууд нь ковалент туйлшгүй холбоогоор үүсдэг. Цахилгаан сөрөг чанар нь ялгаатай элементүүдийн атомуудын хоорондох ковалент химийн холбоог гэнэ туйл.

Ковалентын бондын урт ба энерги.

Онцлог шинж чанартай ковалент бондын шинж чанарууд- түүний урт ба энерги. Холбоосын уртнь атомын цөм хоорондын зай юм. Химийн холбоо нь богино байх тусам илүү бат бөх байдаг. Гэсэн хэдий ч холболтын бат бөх байдлын хэмжүүр нь юм холбох энерги, энэ нь холбоог таслахад шаардагдах энергийн хэмжээгээр тодорхойлогддог. Энэ нь ихэвчлэн кЖ/моль-ээр хэмжигддэг. Тиймээс туршилтын мэдээллээс үзэхэд $H_2, Cl_2$ ба $N_2$ молекулуудын бондын урт нь тус бүр $0.074, 0.198$, $0.109$ нм, бондын энерги нь тус тус $436, 242$, $946$ кЖ/моль байна.

Ионууд. Ионы холбоо

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 нэрлэдэг ионууд.

Ионуудын хооронд үүсдэг химийн холбоог ион гэж нэрлэдэг.

Алдарт натрийн хлоридын нэгдэл (хүснэгтийн давс) -ын жишээн дээр энэхүү холбоо үүсэхийг авч үзье.

Атомыг ион болгон хувиргах үйл явцыг диаграммд үзүүлэв.

Атомыг ион болгон хувиргах нь ердийн металл ба ердийн металл бус атомуудын харилцан үйлчлэлийн явцад үргэлж тохиолддог.

Ионы холбоо, жишээлбэл, кальци ба хлорын атомуудын хооронд үүсэхийг бүртгэхдээ үндэслэлийн алгоритмыг (дараалал) авч үзье.

Атом эсвэл молекулын тоог харуулсан тоонуудыг дууддаг коэффициентүүд, мөн молекул дахь атом эсвэл ионы тоог харуулсан тоонууд гэж нэрлэдэг индексүүд.

Металл холболт

Металл элементийн атомууд хоорондоо хэрхэн харилцан үйлчилдэгтэй танилцацгаая. Металууд нь ихэвчлэн тусгаарлагдсан атом хэлбэрээр байдаггүй, харин хэсэг, ембүү, металл бүтээгдэхүүн хэлбэрээр байдаг. Металлын атомыг нэг эзэлхүүнд юу хадгалдаг вэ?

Ихэнх металлын атомууд гаднах түвшинд цөөн тооны электрон агуулдаг - $ 1, 2, 3 $. Эдгээр электронууд амархан салж, атомууд эерэг ион болдог. Салсан электронууд нь нэг ионоос нөгөө ион руу шилжиж, тэдгээрийг бүхэлд нь холбодог. Ионуудтай холбогдож эдгээр электронууд түр зуур атом үүсгэдэг, дараа нь дахин задарч, өөр ионтой нэгддэг гэх мэт. Үүний үр дүнд металлын эзэлхүүн дэх атомууд тасралтгүй ион болж хувирдаг ба эсрэгээр.

Хуваалцсан электронуудаар дамжин ионуудын хоорондох металлын холбоог металл гэж нэрлэдэг.

Зураг дээр натрийн металлын хэлтэрхийн бүтцийг бүдүүвчээр харуулав.

Энэ тохиолдолд цөөн тооны хуваалцсан электронууд нь олон тооны ион ба атомуудыг холбодог.

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 холимог буюу хатуу ба шингэн төлөвт байгаа хайлшийн аль алинд нь шинж чанартай байдаг.

Устөрөгчийн холбоо

Нэг молекулын (эсвэл түүний хэсэг) эерэг туйлширсан устөрөгчийн атомууд болон өөр молекулын дан электрон хос ($F, O, N$, бага түгээмэл $S$, $Cl$) бүхий хүчтэй электрон сөрөг элементүүдийн сөрөг туйлшралтай атомуудын хоорондох химийн холбоо (эсвэл түүний хэсгийг) устөрөгч гэж нэрлэдэг.

Устөрөгчийн холбоо үүсэх механизм нь зарим талаараа электростатик, зарим нь донор хүлээн авагч шинж чанартай байдаг.

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.

Устөрөгчийн холбоо бүхий бодисууд нь молекулын болор тортой байдаг.

Молекул ба молекул бус бүтцийн бодисууд. Кристал торны төрөл. Бодисын шинж чанар нь тэдгээрийн найрлага, бүтцээс хамаарах байдал

Бодисын молекул ба молекул бус бүтэц

Химийн харилцан үйлчлэлд бие даасан атом эсвэл молекулууд биш, харин бодисууд ордог. Өгөгдсөн нөхцөлд бодис нь хатуу, шингэн эсвэл хий хэлбэртэй гурван төлөв байдлын аль нэгэнд байж болно. Бодисын шинж чанар нь түүнийг бүрдүүлдэг тоосонцор - молекул, атом эсвэл ионуудын хоорондох химийн холбооны шинж чанараас хамаарна. Бондын төрлөөс хамааран молекул ба молекул бус бүтэцтэй бодисуудыг ялгадаг.

Молекулуудаас бүрдэх бодисыг нэрлэдэг молекулын бодисууд. Ийм бодис дахь молекулуудын хоорондын холбоо нь маш сул, молекул доторх атомуудаас хамаагүй сул, харьцангуй бага температурт ч эвдэрдэг - бодис нь шингэн болж, дараа нь хий болж хувирдаг (иодын сублимация). Молекулуудаас бүрдэх бодисын хайлах болон буцлах цэг нь молекулын жин нэмэгдэх тусам нэмэгддэг.

Молекулын бодисууд нь атомын бүтэцтэй бодисууд ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W $) бөгөөд тэдгээрийн дотор металл ба металл бус бодисууд байдаг.

Шүлтлэг металлын физик шинж чанарыг авч үзье. Атомуудын хоорондох холбоо харьцангуй бага хүч чадал нь бага механик бат бэхийг үүсгэдэг: шүлтлэг металлууд нь зөөлөн бөгөөд хутгаар амархан зүсэж болно.

Том атомын хэмжээ нь шүлтлэг металлын нягтрал багатай байдаг: лити, натри, кали нь уснаас ч хөнгөн байдаг. Шүлтлэг металлын бүлэгт элементийн атомын тоо нэмэгдэх тусам буцлах болон хайлах цэгүүд буурдаг. Атомын хэмжээ нэмэгдэж, холбоо суларч байна.

Бодис руу молекул бусбүтцэд ионы нэгдлүүд орно. Металл бус металлын ихэнх нэгдлүүд ийм бүтэцтэй байдаг: бүх давс ($NaCl, K_2SO_4$), зарим гидридүүд ($LiH$) ба исэлүүд ($CaO, MgO, FeO$), суурь ($NaOH, KOH$). Ионы (молекул бус) бодисууд нь хайлах, буцлах температур өндөртэй байдаг.

Кристал тор

Мэдэгдэж байгаагаар бодис нь хийн, шингэн, хатуу гурван төлөвт байж болно.

Хатуу бодис: аморф ба талст.

Химийн бондын шинж чанар нь хатуу бодисын шинж чанарт хэрхэн нөлөөлж байгааг авч үзье. Хатуу бодисыг хуваана талстТэгээд аморф.

Аморф бодис нь халах үед тодорхой хайлах цэггүй, аажмаар зөөлөрч, шингэн төлөвт хувирдаг. Жишээлбэл, plasticine болон төрөл бүрийн давирхай нь аморф төлөвт байдаг.

Талст бодисууд нь тэдгээрийн бүрдсэн хэсгүүдийн зөв зохион байгуулалтаар тодорхойлогддог: атом, молекул, ионууд - орон зайн тодорхой цэгүүдэд. Эдгээр цэгүүдийг шулуун шугамаар холбоход болор тор гэж нэрлэгддэг орон зайн хүрээ үүсдэг. Кристал хэсгүүдийн байрлах цэгүүдийг торны зангилаа гэж нэрлэдэг.

Кристал торны зангилаанд байрлах бөөмсийн төрөл ба тэдгээрийн хоорондын холболтын шинж чанараас хамааран дөрвөн төрлийн болор торыг ялгадаг. ион, атом, молекулТэгээд металл.

Ионы болор тор.

ИоникТэдний зангилаанд ионууд байдаг болор тор гэж нэрлэдэг. Эдгээр нь энгийн $Na^(+), Cl^(-)$, нийлмэл $SO_4^(2−), OH^-$ ионуудыг хоёуланг нь холбож чаддаг ионы холбоо бүхий бодисоор үүсгэгддэг. Иймээс металлын давс, зарим исэл ба гидроксид нь ион талст тортой байдаг. Жишээлбэл, натрийн хлоридын талст нь эерэг $Na^+$, сөрөг $Cl^-$ ионуудаас бүрдэж, шоо хэлбэртэй тор үүсгэдэг. Ийм талст дахь ионуудын хоорондын холбоо нь маш тогтвортой байдаг. Тиймээс ионы тортой бодисууд нь харьцангуй өндөр хатуулаг, хүч чадлаар тодорхойлогддог бөгөөд тэдгээр нь галд тэсвэртэй, дэгдэмхий бус байдаг.

Атомын болор торууд.

АтомТэдний зангилаанд бие даасан атомууд байдаг болор тор гэж нэрлэдэг. Ийм торонд атомууд хоорондоо маш хүчтэй ковалент холбоогоор холбогддог. Ийм төрлийн болор тортой бодисын жишээ бол нүүрстөрөгчийн аллотропийн өөрчлөлтүүдийн нэг болох алмаз юм.

Атомын болор тортой ихэнх бодисууд нь маш өндөр хайлах цэгтэй (жишээлбэл, алмазын хувьд 3500 0С-ээс дээш байдаг), тэдгээр нь бат бөх, хатуу бөгөөд бараг уусдаггүй.

Молекулын болор торууд.

Молекулзангилаанд молекулууд байрладаг болор тор гэж нэрлэдэг. Эдгээр молекулуудын химийн холбоо нь туйлт ($HCl, H_2O$) ба туйлт бус ($N_2, O_2$) хоёулаа байж болно. Молекулуудын доторх атомууд нь маш хүчтэй ковалент холбоогоор холбогдсон хэдий ч молекулуудын хооронд сул молекул хоорондын таталцлын хүч үйлчилдэг. Тиймээс молекулын болор тортой бодисууд нь хатуулаг багатай, хайлах цэг багатай, дэгдэмхий шинж чанартай байдаг. Ихэнх хатуу органик нэгдлүүд нь молекулын талст тортой байдаг (нафталин, глюкоз, элсэн чихэр).

Металл болор тор.

Металл холбоо бүхий бодисууд нь металл талст тортой байдаг. Ийм торны газруудад атом ба ионууд байдаг (металл атомууд амархан хувирдаг атомууд эсвэл ионууд нь "нийтлэг хэрэглээнд" гадаад электронуудаа орхидог). Металлын энэхүү дотоод бүтэц нь тэдгээрийн физик шинж чанарыг тодорхойлдог: уян хатан чанар, уян хатан чанар, цахилгаан ба дулаан дамжуулалт, металлын гялбаа.