Холболтын төрөл ба төрөл хими. Химийн бондын төрлүүд

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 холбоос дээр илүү дэлгэрэнгүй уншиж болно. 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" нь 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 шинж чанар ямар химийн холбоо 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.

.

Атомууд бие биетэйгээ нийлж энгийн ба нийлмэл бодисыг үүсгэдэг гэдгийг та мэднэ. Энэ тохиолдолд янз бүрийн төрлийн химийн холбоо үүсдэг. ион, ковалент (туйлшгүй ба туйлт), металл ба устөрөгч.Элементүүдийн атомуудын хамгийн чухал шинж чанаруудын нэг нь тэдгээрийн хооронд ямар төрлийн холбоо үүсэхийг тодорхойлдог - ион эсвэл ковалент - Энэ бол электрон сөрөг чанар, өөрөөр хэлбэл. нэгдэл дэх атомуудын электроныг татах чадвар.

Цахилгаан сөрөг байдлын нөхцөлт тоон үнэлгээг харьцангуй цахилгаан сөрөг байдлын хуваариар өгдөг.

Үеийн үед элементүүдийн электрон сөрөг байдал нэмэгдэх, бүлгээр нь буурах ерөнхий хандлага байдаг. Элементүүдийг цахилгаан сөрөг байдлын дагуу дараалан байрлуулсан бөгөөд үүний үндсэн дээр янз бүрийн хугацаанд байрлах элементүүдийн электрон сөрөг чанарыг харьцуулж болно.

Химийн бондын төрөл нь элементүүдийн холбогч атомуудын электрон сөрөг утгын ялгаа хэр их байгаагаас хамаарна. Бонд үүсгэгч элементүүдийн атомууд цахилгаан сөрөг чанараараа ялгаатай байх тусам химийн холбоо илүү туйлширдаг. Химийн бондын төрлүүдийн хооронд хурц хил хязгаарыг зурах боломжгүй юм. Ихэнх нэгдлүүдэд химийн бондын төрөл нь завсрын байдаг; жишээлбэл, өндөр туйлттай ковалент химийн холбоо нь ионы холбоонд ойрхон байдаг. Химийн холбоо нь хязгаарлагдмал тохиолдлуудын аль нь илүү ойр байхаас хамааран ион ба ковалент туйлын холбоо гэж ангилдаг.

Ионы холбоо нь бие биенээсээ цахилгаан сөрөг чанараараа эрс ялгаатай атомуудын харилцан үйлчлэлээр үүсдэг.Жишээлбэл, лити (Li), натри (Na), кали (K), кальци (Ca), стронци (Sr), бари (Ba) зэрэг ердийн металлууд нь ердийн металл бус, голчлон галогентэй ионы холбоо үүсгэдэг.

Шүлтлэг металлын галидуудаас гадна шүлт, давс зэрэг нэгдлүүдэд ионы холбоо үүсдэг. Жишээлбэл, натрийн гидроксид (NaOH) ба натрийн сульфат (Na 2 SO 4) -д ионы холбоо нь зөвхөн натри ба хүчилтөрөгчийн атомуудын хооронд байдаг (үлдсэн холбоо нь туйлын ковалент).

Ижил цахилгаан сөрөг хүчинтэй атомууд харилцан үйлчлэхэд ковалент туйлшгүй холбоо бүхий молекулууд үүсдэг.Ийм холбоо нь дараахь энгийн бодисын молекулуудад байдаг: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. Эдгээр хий дэх химийн холбоо нь электрон хосоор дамжин үүсдэг, өөрөөр хэлбэл. атомууд бие биедээ ойртох үед үүсдэг электрон-цөмийн харилцан үйлчлэлийн улмаас харгалзах электрон үүлнүүд давхцах үед.

Бодисын электрон томьёог зохиохдоо нийтлэг электрон хос бүр нь харгалзах электрон үүлний давхцалаас үүссэн электрон нягтрал ихэссэн ердийн дүрс гэдгийг санах нь зүйтэй.

Атомууд харилцан үйлчлэх үед электрон сөрөг утгууд нь ялгаатай боловч огцом биш, нийтлэг электрон хос илүү электрон сөрөг атом руу шилждэг.Энэ бол органик бус болон органик нэгдлүүдийн аль алинд нь олддог хамгийн түгээмэл химийн холбоо юм.

Ковалентын холбоонд мөн донор-хүлээн авагч механизмаар үүсдэг, тухайлбал гидрони ба аммонийн ионууд дахь холбоог бүрэн агуулдаг.

Металл холболт.

Металлын ионуудтай харьцангуй чөлөөт электронуудын харилцан үйлчлэлийн үр дүнд үүссэн холбоог металлын холбоо гэнэ.Энэ төрлийн холбоо нь энгийн бодис болох металлын шинж чанартай байдаг.

Металлын холбоо үүсэх үйл явцын мөн чанар нь дараах байдалтай байна: металлын атомууд валентийн электронуудаас амархан татгалзаж, эерэг цэнэгтэй ионууд болж хувирдаг. Атомоос салсан харьцангуй чөлөөт электронууд эерэг металлын ионуудын хооронд шилжинэ. Тэдгээрийн хооронд металлын холбоо үүсдэг, өөрөөр хэлбэл электронууд нь металлын болор торны эерэг ионуудыг цементлэдэг.

Устөрөгчийн холбоо.

Нэг молекулын устөрөгчийн атом ба хүчтэй электрон сөрөг элементийн атомын хооронд үүсдэг холбоо(O, N, F) өөр нэг молекулыг устөрөгчийн холбоо гэж нэрлэдэг.

Асуулт гарч ирж магадгүй: устөрөгч яагаад ийм тодорхой химийн холбоо үүсгэдэг вэ?

Үүнийг устөрөгчийн атомын радиус маш бага байгаатай холбон тайлбарлаж байна. Нэмж дурдахад, цорын ганц электроноо нүүлгэн шилжүүлэх эсвэл бүрэн өгөх үед устөрөгч нь харьцангуй өндөр эерэг цэнэгийг олж авдаг бөгөөд үүний үр дүнд нэг молекулын устөрөгч нь бусад молекулуудын бүрэлдэхүүнд ордог хэсэгчилсэн сөрөг цэнэгтэй электрон сөрөг элементийн атомуудтай харилцан үйлчилдэг (HF). , H 2 O, NH 3).

Зарим жишээг харцгаая. Бид усны найрлагыг ихэвчлэн H 2 O химийн томъёогоор илэрхийлдэг. Гэсэн хэдий ч энэ нь бүрэн зөв биш юм. Усны найрлагыг (H 2 O)n томьёогоор тэмдэглэх нь илүү зөв байх ба энд n = 2,3,4 гэх мэт. Үүнийг усны бие даасан молекулууд хоорондоо устөрөгчийн холбоогоор холбогддогтой холбон тайлбарладаг. .

Устөрөгчийн холбоог ихэвчлэн цэгээр тэмдэглэдэг. Энэ нь ион эсвэл ковалент холбооноос хамаагүй сул боловч энгийн молекул хоорондын харилцан үйлчлэлээс илүү хүчтэй байдаг.

Устөрөгчийн холбоо байгаа нь усны эзэлхүүний өсөлтийг температур буурахтай холбон тайлбарладаг. Энэ нь температур буурах тусам молекулууд хүчтэй болж, улмаар тэдгээрийн "савлах" нягт багасдагтай холбоотой юм.

Органик хими судлахдаа дараахь асуулт гарч ирэв: яагаад спиртийн буцалгах цэгүүд харгалзах нүүрсустөрөгчөөс хамаагүй өндөр байдаг вэ? Энэ нь архины молекулуудын хооронд устөрөгчийн холбоо үүсдэгтэй холбон тайлбарладаг.

Спиртийн буцалгах температур нэмэгдэх нь тэдний молекулын хэмжээ ихэссэнтэй холбоотой юм.

Устөрөгчийн холбоо нь бусад олон органик нэгдлүүдийн (фенол, карбоксилын хүчил гэх мэт) шинж чанартай байдаг. Органик хими, ерөнхий биологийн хичээлүүдээс харахад устөрөгчийн холбоо байгаа нь уургийн хоёрдогч бүтэц, ДНХ-ийн давхар мушгиа, өөрөөр хэлбэл нэмэлт байдлын үзэгдлийг тайлбарладаг гэдгийг та мэднэ.

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 байх нь ойлгомжтой.

Устөрөгчийн галоген $HF-HCl-HBr-HI-HAt$ цувралд галоген ба устөрөгчийн атомуудын цахилгаан сөрөг утгын зөрүү буурч, астатин устөрөгчийн хувьд холболтын туйлшралын зэрэг буурч байна. туйлт бус $(EO(H) = 2.1; EO(At) = 2.2)$.

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, нэг нь донор-хүлээн авагч механизмын дагуу.

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. Жишээ нь:

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 (хүснэгтийн давс) 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 үйлчлэлцдэгтэй 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 температур 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, тэдгээр нь галд тэсвэртэй, дэгдэмхий биш 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 хувирч, гадаад электронуудаа "нийтлэг хэрэгцээнд зориулж" өгдөг атом эсвэл ионууд). Металлын энэхүү дотоод бүтэц нь тэдгээрийн физик шинж чанарыг тодорхойлдог: уян хатан чанар, уян хатан чанар, цахилгаан ба дулаан дамжуулалт, металлын гялбаа.

Химийн холбоо.

химийн холбоог тодорхойлох;

химийн бондын төрөл;

валентын бондын арга;

ковалент бондын үндсэн шинж чанар;

ковалент холбоо үүсэх механизм;

нарийн төвөгтэй нэгдлүүд;

молекулын тойрог замын арга;

молекул хоорондын харилцан үйлчлэл.

ХИМИЙН БОНДЫН ТОДОРХОЙЛОЛТ

Химийн холбооатомуудын хоорондын харилцан үйлчлэл гэж нэрлэгддэг бөгөөд энэ нь молекулууд эсвэл ионууд үүсэх, атомуудыг бие биенийхээ ойролцоо хүчтэй байлгахад хүргэдэг.

Химийн холбоо нь электрон шинж чанартай, өөрөөр хэлбэл валентийн электронуудын харилцан үйлчлэлийн улмаас үүсдэг. Молекул дахь валентийн электронуудын тархалтаас хамааран дараахь төрлийн холбоог ялгадаг: ион, ковалент, металл гэх мэт.Ионы холбоог шинж чанараараа эрс ялгаатай атомуудын хоорондын ковалент бондын онцгой тохиолдол гэж үзэж болно.

ХИМИЙН БОНДЫН ТӨРЛҮҮД

Ионы холбоо.

Ионы холболтын орчин үеийн онолын үндсэн заалтууд.

Ионы холбоо нь шинж чанараараа бие биенээсээ эрс ялгаатай элементүүдийн харилцан үйлчлэлийн явцад үүсдэг, өөрөөр хэлбэл металл ба металл бус хооронд.

Химийн холбоо үүсэх нь атомуудын тогтвортой найман электрон гадна бүрхүүлд хүрэх хүслээр тайлбарлагддаг (s 2 p 6).

Ca: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2

Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3сек 2 х 6

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

Cl – : 1s 2 2s 2 p 6 3сек 2 х 6

Үүссэн эсрэг цэнэгтэй ионууд нь электростатик таталцлын улмаас бие биенийхээ ойролцоо байрладаг.

Ионы холбоо нь чиглэлтэй биш юм.

Цэвэр ионы холбоо гэж байдаггүй. Иончлолын энерги нь электрон ойрын энергиэс их байдаг тул электрон сөрөг чанарын ялгаа ихтэй хос атомын хувьд ч бүрэн электрон дамжуулалт үүсдэггүй. Тиймээс бид бондын ионы хэсгийн тухай ярьж болно. Бондын хамгийн их ион чанар нь s-элементийн фтор ба хлоридуудад тохиолддог.

Тиймээс RbCl, KCl, NaCl, NaF талстуудад тус тус 99, 98, 90, 97% байна.

Ковалент холбоо.

Ковалентын бондын орчин үеийн онолын үндсэн заалтууд.

Ижил шинж чанартай, өөрөөр хэлбэл металл бус элементүүдийн хооронд ковалент холбоо үүсдэг.

Элемент бүр нь холбоо үүсгэхэд 1 электрон өгдөг бөгөөд электронуудын спин нь эсрэг параллель байх ёстой. Хэрэв ковалент холбоо нь ижил элементийн атомуудаар үүсгэгддэг бол энэ холбоо нь туйлшралгүй, өөрөөр хэлбэл нийтлэг электрон хос нь аль ч атом руу шилждэггүй..

Хэрэв ковалент холбоо нь хоёр өөр атомаас үүссэн бол нийтлэг электрон хос хамгийн их электрон сөрөг атом руу шилждэг. туйлын ковалент холбоо,Ковалентын холбоо үүсэх үед харилцан үйлчлэлцдэг атомуудын электрон үүлнүүд давхцаж, атомуудын хоорондын зайд электрон нягтрал ихэссэн бүс гарч ирж, харилцан үйлчлэлцдэг атомуудын эерэг цэнэгтэй цөмүүдийг өөртөө татаж, бие биедээ ойртуулдаг. Үүний үр дүнд системийн энерги буурдаг (Зураг 14). Гэсэн хэдий ч атомууд хоорондоо маш ойрхон байх үед цөмийн түлхэлт нэмэгддэг. Тиймээс цөмүүдийн хооронд хамгийн оновчтой зай байдаг (холбоосын урт

л Ковалентын холбоо үүсэх үед харилцан үйлчлэлцдэг атомуудын электрон үүлнүүд давхцаж, атомуудын хоорондын зайд электрон нягтрал ихэссэн бүс гарч ирж, харилцан үйлчлэлцдэг атомуудын эерэг цэнэгтэй цөмүүдийг өөртөө татаж, бие биедээ ойртуулдаг. Үүний үр дүнд системийн энерги буурдаг (Зураг 14). Гэсэн хэдий ч атомууд хоорондоо маш ойрхон байх үед цөмийн түлхэлт нэмэгддэг. Тиймээс цөмүүдийн хооронд хамгийн оновчтой зай байдаг ( sv), систем нь хамгийн бага энергитэй байдаг. Энэ төлөвт энерги ялгардаг бөгөөд үүнийг холбох энерги гэж нэрлэдэг - E St.

Цагаан будаа. 14. Зэрэгцээ (1) ба эсрэг параллель (2) спинтэй хоёр устөрөгчийн атомын системийн энерги нь цөм хоорондын зайнаас хамаарах хамаарал (E - системийн энерги, Е - холболтын энерги, r - атомын хоорондох зай. цөм,

- харилцааны урт).

Ковалентын холбоог тодорхойлохын тулд хоёр аргыг ашигладаг: валентын холбоо (VB) ба молекул тойрог замын арга (MMO).

1. Ковалентын химийн холбоо нь эсрэг спинтэй хоёр электроноор үүсгэгдэх ба энэ электрон хос нь хоёр атомд хамаарна. Молекулын электрон бүтцийг тусгасан ийм хоёр электрон хоёр төвийн бондын хослолыг нэрлэдэг. валентын схемүүд.

2. Ковалентын холбоо хүчтэй байх тусам харилцан үйлчлэлцэж буй электрон үүлнүүд давхцдаг.

Валентын схемийг нүдээр харуулахын тулд дараахь аргыг ихэвчлэн ашигладаг: гаднах электрон давхаргад байрлах электронууд нь атомын химийн тэмдгийн эргэн тойронд байрлах цэгүүдээр тодорхойлогддог. Хоёр атомын хуваалцсан электронуудыг химийн тэмдгийн хооронд байрлуулсан цэгүүдээр харуулав; давхар эсвэл гурвалсан холбоог хоёр буюу гурван хос нийтлэг цэгээр тэмдэглэнэ.

N: 1с 2 2сек 2 х 3 ;

C: 1с 2 2сек 2 х 4

Дээрх диаграммуудаас харахад хоёр атомыг холбосон электрон хос бүр нь бүтцийн томъёонд ковалент холбоог дүрсэлсэн нэг шугамтай тохирч байгаа нь тодорхой байна.

Тухайн элементийн атомыг бусад атомуудтай холбосон нийтлэг электрон хосуудын тоог, өөрөөр хэлбэл атомын үүсгэсэн ковалент бондын тоог гэнэ. ковалент байдалМЭӨ аргын дагуу. Тиймээс устөрөгчийн ковалент нь 1, азотынх 3 байна.

Электрон үүлийг давхцуулах аргын дагуу холболтууд нь  - холболт ба  - холболт гэсэн хоёр төрөлтэй.

 - атомын цөмүүдийг холбосон тэнхлэгийн дагуу хоёр электрон үүл давхцах үед холбоо үүсдэг.

Цагаан будаа. 15.  - холболт үүсэх схем.

 - харилцан үйлчлэлцдэг атомуудын цөмүүдийг холбосон шугамын хоёр талд электрон үүл давхцахад холбоо үүснэ.

Цагаан будаа. 16.  - холболт үүсэх схем.

КОВАЛЕНТИЙН БОНДЫН ҮНДСЭН ОНЦЛОГ.

1. Холболтын урт, ℓ. Энэ нь харилцан үйлчлэгч атомуудын цөмүүдийн хоорондох хамгийн бага зай бөгөөд энэ нь системийн хамгийн тогтвортой төлөвтэй тохирч байна.

2. Бондын энерги, E min - энэ нь химийн холбоог таслах, харилцан үйлчлэлийн хязгаараас давсан атомуудыг арилгахад зарцуулагдах эрчим хүчний хэмжээ юм.

3. Холболтын диполь момент, ,=qℓ. Диполь момент нь молекулын туйлшралын тоон хэмжүүр болдог. Туйл биш молекулын хувьд диполь момент 0, туйл биш молекулын хувьд 0-тэй тэнцүү биш Полатом молекулын диполь момент нь бие даасан бондын диполын векторын нийлбэртэй тэнцүү байна.

4. Ковалентын холбоо нь чиглэлтэй байдаг. Ковалентын бондын чиглэл нь харилцан үйлчлэлцдэг атомуудын электрон үүлний орон зайд хамгийн их давхцах хэрэгцээгээр тодорхойлогддог бөгөөд энэ нь хамгийн хүчтэй холбоо үүсэхэд хүргэдэг.

Эдгээр -бондууд нь молекулын найрлагаас хамааран орон зайд хатуу чиглэгддэг тул бие биенээсээ тодорхой өнцгөөр байрлаж болно - ийм өнцгийг валент гэж нэрлэдэг.

Хоёр атомт молекулууд нь шугаман бүтэцтэй байдаг. Полятом молекулууд нь илүү төвөгтэй бүтэцтэй байдаг. Гидрид үүсэх жишээг ашиглан янз бүрийн молекулуудын геометрийг авч үзье.

1. VI бүлэг, үндсэн дэд бүлэг (хүчилтөрөгчөөс бусад), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te.

S1s 2 2s 2 r 6 3s 2 r 4

Устөрөгчийн хувьд s-AO бүхий электрон нь холбоо үүсгэхэд оролцдог бол хүхрийн хувьд - 3p y ба 3p z. H2S молекул нь 90 0-ийн бондын хоорондох өнцөг бүхий хавтгай бүтэцтэй. .

Зураг 17. H 2 E молекулын бүтэц

2. Үндсэн дэд бүлгийн V бүлгийн элементүүдийн гидридүүд: PH 3, ASH 3, SbH 3.

Р 1s 2 2s 2 р 6 3s 2 р 3 .

Бонд үүсэхэд оролцдог: устөрөгчийн s-AO, фосфорын хувьд - p y, p x ба p z AO.

PH 3 молекул нь гурвалжин пирамид хэлбэртэй (суурь дээр гурвалжин байдаг).

Зураг 18. EN 3 молекулын бүтэц

5. Хангалттай байдалковалент холбоо гэдэг нь атом үүсгэж болох ковалент бондын тоо юм. Учир нь энэ нь хязгаарлагдмал Элемент нь хязгаарлагдмал тооны валентийн электронтой. Өгөгдсөн атомын үндсэн болон өдөөгдсөн төлөвт үүсгэж болох ковалент бондын хамгийн их тоог түүнийг гэнэ ковалент байдал.

Жишээ нь: устөрөгч нь моноковалент, хүчилтөрөгч нь хоёр валент, азот нь гурван валент гэх мэт.

Зарим атомууд хосолсон электронуудыг салгах замаар өдөөгдсөн төлөвт ковалентаа нэмэгдүүлэх боломжтой.

Жишээ. 0 1s 2 байх 2сек 2

Өдөөгдсөн төлөвт байгаа бериллийн атом нь 2p-AO дээр нэг валент электронтой, 2s-AO дээр нэг электронтой, өөрөөр хэлбэл ковалент байдал Be 0 = 0, ковалент байдал Be* = 2. Харилцан үйлчлэлийн явцад орбиталуудын эрлийзжилт явагдана.

Гибридизаци- энэ нь химийн харилцан үйлчлэлийн өмнө холилдсоны үр дүнд янз бүрийн AO-ийн энергийг тэнцүүлэх явдал юм. Гибридизаци нь AO-ийн хослолыг ашиглан молекулын бүтцийг урьдчилан таамаглах боломжийг олгодог нөхцөлт арга юм. Эрлийзжүүлэхэд эрчим хүч нь ойрхон байгаа АО-ууд оролцож болно.

Гибридизацийн төрөл бүр нь молекулуудын тодорхой геометрийн хэлбэртэй тохирдог.

Үндсэн дэд бүлгийн II бүлгийн элементүүдийн гидридийн хувьд хоёр ижил sp-эрлийз орбитал нь холбоо үүсгэхэд оролцдог. Энэ төрлийн холболтыг sp-hybridization гэж нэрлэдэг.

Зураг 19. Молекул BeH 2 .sp-Эрлийзжүүлэх.

sp-эрлийз тойрог замууд нь тэгш хэмт бус хэлбэртэй, сунасан хэсгүүд нь 180 o-ийн холболтын өнцөгтэй устөрөгч рүү чиглэгддэг. Тиймээс BeH 2 молекул нь шугаман бүтэцтэй байдаг (Зураг).

BH 3 молекул үүсэх жишээг ашиглан үндсэн дэд бүлгийн III бүлгийн элементүүдийн гидридийн молекулуудын бүтцийг авч үзье.

B 0 1s 2 2сек 2 х 1

Ковалент байдал B 0 = 1, ковалент байдал B* = 3.

Гурван sp-эрлийз орбитал нь s-AO ба хоёр p-AO-ийн электрон нягтыг дахин хуваарилсны үр дүнд үүсдэг бонд үүсэхэд оролцдог. Энэ төрлийн холболтыг sp 2 - гибридизаци гэж нэрлэдэг. Sp 2 - эрлийзжих үе дэх холбоосын өнцөг нь 120 0-тэй тэнцүү тул BH 3 молекул нь хавтгай гурвалжин бүтэцтэй байдаг.

Зураг 20. Молекул BH 3. sp 2 - эрлийзжүүлэх.

CH 4 молекул үүсэх жишээг ашиглан үндсэн дэд бүлгийн IV бүлгийн элементүүдийн гидридын молекулуудын бүтцийг авч үзье.

C 0 1s 2 2сек 2 х 2

Ковалент байдал C0 = 2, ковалент байдал C* = 4.

Нүүрстөрөгчийн хувьд дөрвөн sp-эрлийз орбитал нь s-AO ба гурван p-AO хоорондын электрон нягтыг дахин хуваарилсны үр дүнд үүссэн химийн холбоо үүсэхэд оролцдог. CH 4 молекулын хэлбэр нь тетраэдр, холболтын өнцөг нь 109°28` байна.

Цагаан будаа. 21. Молекул CH 4 .sp 3 -Эрлийзжих.

Ерөнхий дүрмийн үл хамаарах зүйл бол H 2 O ба NH 3 молекулууд юм.

Усны молекул дахь холбоос хоорондын өнцөг нь 104.5 градус байна. Энэ бүлгийн бусад элементүүдийн гидридээс ялгаатай нь ус нь онцгой шинж чанартай байдаг: энэ нь туйл, диамагнит юм. Энэ бүхэн нь усны молекул дахь бондын төрөл нь sp 3 байгаатай холбоотой юм. Өөрөөр хэлбэл, дөрвөн sp - эрлийз орбитал нь химийн холбоо үүсгэхэд оролцдог. Хоёр орбитал нь тус бүр нэг электрон агуулдаг бөгөөд эдгээр орбиталууд нь устөрөгчтэй харилцан үйлчилдэг, нөгөө хоёр тойрог нь хос электрон агуулдаг. Эдгээр хоёр тойрог зам байгаа нь усны өвөрмөц шинж чанарыг тайлбарладаг.

Аммиакийн молекул дахь бондын хоорондох өнцөг нь ойролцоогоор 107.3 o, өөрөөр хэлбэл аммиакийн молекулын хэлбэр нь тетраэдр, холболтын төрөл нь sp 3 байна. Дөрвөн эрлийз sp 3 орбитал нь азотын молекул дээр холбоо үүсгэхэд оролцдог. Гурван орбитал нь нэг электроныг агуулдаг бөгөөд эдгээр орбиталууд нь устөрөгчтэй холбоотой байдаг бөгөөд энэ нь аммиакийн молекулын өвөрмөц байдлыг тодорхойлдог.

КОВАЛЕНТИЙН БОНД ҮҮСЭХ МЕХАНИЗМ.

MBC нь ковалент холбоо үүсэх гурван механизмыг ялгах боломжийг олгодог: солилцоо, донор хүлээн авагч, датив.

Солилцооны механизм. Үүнд хоёр холбогдсон атом тус бүр нэг электроныг солилцох мэт хуваарилах үед химийн холбоо үүсэх тохиолдлууд орно. Хоёр атомын цөмийг холбохын тулд электронууд цөмийн хоорондын зайд байх ёстой. Молекул дахь энэ бүсийг холбох бүс гэж нэрлэдэг (молекулд электрон хос хамгийн их байх магадлалтай бүс). Атомуудын хооронд хосгүй электрон солилцохын тулд атомын орбиталууд давхцах ёстой (Зураг 10,11). Энэ нь ковалент химийн холбоо үүсгэх солилцооны механизмын үйлдэл юм. Цөм хоорондын тэнхлэгтэй харьцуулахад ижил тэгш хэмийн шинж чанартай байвал атомын орбиталууд давхцаж болно (Зураг 10, 11, 22).

Цагаан будаа. 22. Химийн холбоо үүсэхэд хүргэдэггүй AO-ийн давхцал.

Донор-хүлээн авагч ба датив механизмууд.

Донор-хүлээн авагч механизм нь нэг атомаас дан электрон хос электроныг нөгөө атомын сул атомын тойрог замд шилжүүлэх явдал юм. Жишээлбэл, ион үүсэх -:

BF 3 молекул дахь борын атом дахь хоосон p-AO нь фторын ионоос (донор) хос электроныг хүлээн авдаг. Үүссэн анион дахь дөрвөн ковалент B-F холбоо нь урт ба энергийн хувьд тэнцүү байна. Анхны молекулд бүх гурван B-F холбоо нь солилцооны механизмаар үүссэн.

Гаднах бүрхүүл нь зөвхөн s- эсвэл p-электронуудаас бүрдэх атомууд нь ганц хос электроны донор эсвэл хүлээн авагч байж болно. Валентийн электронууд нь d-AO-ийн дээгүүр байрласан атомууд нэгэн зэрэг донор болон хүлээн авагчийн үүрэг гүйцэтгэдэг. Эдгээр хоёр механизмыг ялгахын тулд бонд үүсэх датив механизмын тухай ойлголтыг нэвтрүүлсэн.

Датив механизмын хамгийн энгийн жишээ бол хоёр хлорын атомын харилцан үйлчлэл юм.

Хлорын молекул дахь хоёр хлорын атом нь солилцооны механизмаар ковалент холбоо үүсгэдэг бөгөөд тэдгээрийн хосгүй 3p электронуудыг нэгтгэдэг. Үүнээс гадна Cl- 1 атом нь Cl- 2 атом руу 3p 5 - AO хос электроныг, Cl- 2 атом нь ижил хос электроныг сул 3d-AO руу шилжүүлдэг. Cl-1 атом нь хүлээн авагч болон донорын үүргийг нэгэн зэрэг гүйцэтгэдэг. Энэ бол дата механизм юм. Датив механизмын үйл ажиллагаа нь холболтын хүчийг нэмэгдүүлдэг тул хлорын молекул нь фторын молекулаас илүү хүчтэй байдаг.

ЦОГЦ ХОЛБООТОЙ.

Хандивлагч-хүлээн авагч механизмын зарчмын дагуу химийн нарийн төвөгтэй нэгдлүүдийн асар том анги үүсдэг - нарийн төвөгтэй нэгдлүүд.

Цогцолбор нэгдлүүд гэдэг нь талст хэлбэрээр болон уусмал хэлбэрээр байх чадвартай нийлмэл ионуудыг агуулсан нэгдлүүд бөгөөд үүнд донор-хүлээн авагч механизмаар үүссэн ковалент холбоогоор сөрөг цэнэгтэй ион эсвэл төвийг сахисан молекулуудтай холбоотой төв ион эсвэл атом орно.

Вернерийн дагуу нийлмэл нэгдлүүдийн бүтэц.

Нарийн төвөгтэй нэгдлүүд нь дотоод бөмбөрцөг (нийлмэл ион) ба гадна бөмбөрцөгөөс бүрдэнэ. Дотоод бөмбөрцгийн ионуудын хоорондын холболт нь донор-хүлээн авагч механизмаар явагддаг. Хүлээн авагчдыг комплекс үүсгэгч гэж нэрлэдэг бөгөөд тэдгээр нь ихэвчлэн сул орбиталтай эерэг металлын ионууд (IA бүлгийн металаас бусад) байж болно. Ионы цэнэг нэмэгдэж, хэмжээ нь багасах тусам цогцолбор үүсгэх чадвар нэмэгддэг.

Электрон хос доноруудыг лиганд эсвэл нэмэлт гэж нэрлэдэг. Лигандууд нь төвийг сахисан молекулууд эсвэл сөрөг цэнэгтэй ионууд юм. Лигандын тоог цогцолбор үүсгэгчийн координацын тоогоор тодорхойлдог бөгөөд энэ нь ихэвчлэн комплекс үүсгэгч ионы валентаас хоёр дахин их байдаг. Лиганд нь монодентант эсвэл полидентант байж болно. Лигандын нягтрал нь комплекс үүсгэгчийн зохицуулалтын бүсэд лиганд эзэлдэг зохицуулалтын талбайн тоогоор тодорхойлогддог. Жишээлбэл, F - нь нэг шүдтэй, S 2 O 3 2- нь хоёр шүдтэй лиганд юм. Дотоод бөмбөрцгийн цэнэг нь түүнийг бүрдүүлэгч ионуудын цэнэгийн алгебрийн нийлбэртэй тэнцүү байна. Хэрэв дотоод бөмбөрцөг нь сөрөг цэнэгтэй бол энэ нь эерэг бол энэ нь анионик цогцолбор юм. Катион цогцолборыг орос хэлээр комплекс үүсгэгч ионы нэрээр анионикийн нэгдэлд комплекс үүсгэгчийг латин хэлээр - дагавар нэмсэн гэж нэрлэдэг; цагт.

Нарийн нийлмэл нэгдлийн гадна болон дотоод бөмбөрцөг хоорондын холбоо нь ион юм.

Жишээ нь: K 2 – калийн тетрагидроксозинкат, анион цогцолбор.

2- - дотоод бөмбөрцөг

2K+ - гаднах бөмбөрцөг

Zn 2+ - цогцолбор үүсгэгч бодис

OH – - лигандууд

зохицуулалтын дугаар - 4

Гадаад ба дотоод бөмбөрцөг хоорондын холбоо нь ион юм.

K 2 = 2К + + 2- .

Zn 2+ ион ба гидроксил бүлгүүдийн хоорондын холбоо нь ковалент бөгөөд донор-хүлээн авагч механизмын дагуу үүсдэг: OH - донор, Zn 2+ - хүлээн авагч.

Zn 0: … 3d 10 4s 2

Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0:

Нарийн төвөгтэй нэгдлүүдийн төрлүүд

1. Аммиакийн нэгдлүүд нь аммиакийн молекулын лигандууд юм.

Cl 2 - тетрааммин зэс (II) хлорид. Аммиакийн нэгдлүүд нь комплекс үүсгэгч бодис агуулсан нэгдлүүд дээр аммиакийн үйлчлэлээр үүсдэг.

Na - натрийн тетрагидроксиалюминат. Гидроксо цогцолбор нь амфотер шинж чанартай металлын гидроксид дээр илүүдэл шүлтийн үйлчлэлээр олддог.

3. Усан цогцолбор нь усны молекулуудын лиганд юм.

Cl 3 - гексааквахром (III) хлорид.

Усгүй давсыг усаар урвалд оруулснаар усан цогцолборыг олж авдаг.

4. Хүчиллэг цогцолбор - лиганд хүчлийн анионууд - Cl - , F - , CN - , SO 3 2- , I – , NO 2 – , C 2 O 4 – гэх мэт.

K 4 - калийн гексацианоферрат (II). Лиганд агуулсан давсны илүүдэлийг цогцолбор үүсгэгч агуулсан давстай урвалд оруулах замаар бэлтгэсэн.

Молекулын тойрог замын АРГА.
MBC нь олон молекулуудын үүсэх, бүтцийг маш сайн тайлбарладаг боловч энэ арга нь бүх нийтийнх биш юм. Жишээлбэл, валентийн холболтын арга нь ион байгаа эсэхийг хангалттай тайлбарлаж чадахгүй.
19-р зууны төгсгөлд нэлээд хүчтэй молекул устөрөгчийн ион оршин тогтнож байсан нь тогтоогдсон.
: Энд байгаа холбоо тасрах энерги нь 2.65 эВ байна. Гэсэн хэдий ч ионы найрлагаас хойш энэ тохиолдолд электрон хос үүсэх боломжгүй

зөвхөн нэг электрон орно.

Молекулын тойрог замын арга (ММО) нь валентын бондын аргыг ашиглан тайлбарлах боломжгүй хэд хэдэн зөрчилдөөнийг тайлбарлах боломжийг олгодог.

БСУН-ын үндсэн заалтууд.

Хоёр атомын орбитал харилцан үйлчлэхэд хоёр молекул орбитал үүсдэг.

Үүний дагуу n-атомын орбиталууд харилцан үйлчлэхэд n-молекул орбиталууд үүсдэг. Молекул дахь электронууд нь молекулын бүх цөмд адилхан хамаарна.Үүссэн хоёр молекул орбиталаас нэг нь анхныхаасаа бага энергитэй, Энэ нь молекулын орбиталыг холбодог.

, нөгөө нь анхныхаасаа өндөр энергитэй, энэ

antibonding молекул орбитал

БСУН нь масштабтай биш эрчим хүчний диаграммыг ашигладаг.

Эрчим хүчний дэд түвшинг электроноор дүүргэхдээ атомын орбиталтай ижил дүрмийг ашигладаг.

хамгийн бага эрчим хүчний зарчим, өөрөөр хэлбэл. бага энергитэй дэд түвшнийг эхлээд дүүргэдэг;

Паули зарчим: энергийн дэд түвшин бүрт эсрэг параллель спинтэй хоёроос илүү электрон байж болохгүй; Хундын дүрэм: Эрчим хүчний дэд түвшинг дүүргэх нь нийт эргэлт хамгийн их байхаар явагддаг.Харилцааны олон талт байдал.

Харилцааны олон талт байдал

БСУН-д дараахь томъёогоор тодорхойлогддог.

, K p = 0 үед холбоо үүсэхгүй.

Жишээ.

1. Н2 молекул байж болох уу?

Цагаан будаа. 23. Устөрөгчийн молекул Н2 үүсэх схем.

Цагаан будаа. 24. Гелийн молекул үүсэх схем He 2.

Дүгнэлт: Бондын үржвэр Kp = 0 тул He 2 молекул байхгүй болно.

3. H 2 + бөөмс байж болох уу?

Цагаан будаа. 25. H 2 + бөөмс үүсэх схем.

Бондын үржвэр Kp > 0 тул H 2 + бөөмс оршин байж болно.

4. О2 молекул байж болох уу?

Цагаан будаа. 26. O 2 молекул үүсэх схем.

O 2 молекул байдаг. 26-р зурагнаас үзэхэд хүчилтөрөгчийн молекул нь хосгүй хоёр электронтой байна. Эдгээр хоёр электроны улмаас хүчилтөрөгчийн молекул нь парамагнит шинж чанартай байдаг.

Тиймээс молекулын тойрог замын арга нь молекулуудын соронзон шинж чанарыг тайлбарладаг.

Молекул хоорондын харилцан үйлчлэл.

Бүх молекул хоорондын харилцан үйлчлэлийг хоёр бүлэгт хувааж болно. бүх нийтийнТэгээд тодорхой. Бүх молекулуудад түгээмэл байдаг. Эдгээр харилцан үйлчлэлийг ихэвчлэн нэрлэдэг холболт буюу ван дер Ваалсын хүч. Хэдийгээр эдгээр хүч нь сул (энерги нь найман кЖ/моль-ээс ихгүй) боловч ихэнх бодисууд хийн төлөвөөс шингэн төлөвт шилжих, хатуу биетийн гадаргуу дээрх хийн шингээлт болон бусад үзэгдлийн шалтгаан болдог. Эдгээр хүчний мөн чанар нь электростатик юм.

Гол харилцан үйлчлэлийн хүч:

1). Диполь – диполь (чиг баримжаа) харилцан үйлчлэлтуйлын молекулуудын хооронд байдаг.

Диполь момент их байх тусам молекулуудын хоорондох зай бага байх ба температур бага байх тусам чиг баримжаа харилцан үйлчлэл нэмэгдэнэ. Тиймээс энэ харилцан үйлчлэлийн энерги их байх тусам бодисыг буцалгахын тулд температур өндөр байх ёстой.

2). Индуктив харилцан үйлчлэлбодис дахь туйл ба туйлшгүй молекулуудын хооронд холбоо байгаа тохиолдолд гүйцэтгэнэ. Поляр молекултай харилцан үйлчлэлийн үр дүнд туйл биш молекулд диполь үүсдэг.

Cl  + - Cl  - … Al  + Cl  - 3

Энэхүү харилцан үйлчлэлийн энерги нь молекулын туйлшрал, өөрөөр хэлбэл цахилгаан талбайн нөлөөн дор молекулуудын диполь үүсгэх чадвар нэмэгдэх тусам нэмэгддэг. Индуктив харилцан үйлчлэлийн энерги нь диполь-диполь харилцан үйлчлэлийн энергиээс хамаагүй бага байна.

3). Тархалтын харилцан үйлчлэл- энэ нь атом дахь электрон нягтын хэлбэлзлээс үүдэлтэй агшин зуурын диполийн улмаас туйл биш молекулуудын харилцан үйлчлэл юм.

Ижил төрлийн бодисуудын цувралд дисперсийн харилцан үйлчлэл нь эдгээр бодисын молекулыг бүрдүүлдэг атомын хэмжээ нэмэгдэх тусам нэмэгддэг.

4) Зөөх хүчмолекулуудын электрон үүлний харилцан үйлчлэлийн үр дүнд үүсдэг ба цааш ойртох тусам гарч ирдэг.

Тодорхой молекул хоорондын харилцан үйлчлэлд донор-хүлээн авагч шинж чанартай бүх төрлийн харилцан үйлчлэл, өөрөөр хэлбэл нэг молекулаас нөгөөд электрон шилжихтэй холбоотой харилцан үйлчлэл орно. Энэ тохиолдолд үүссэн молекул хоорондын холбоо нь ковалент холболтын бүх онцлог шинж чанартай байдаг: ханалт ба чиглэл.

Туйлтын бүлэг буюу молекулын нэг хэсэг болох эерэг туйлширсан устөрөгч болон өөр эсвэл ижил молекулын электрон сөрөг атомаас үүссэн химийн холбоог устөрөгчийн холбоо гэнэ. Жишээлбэл, усны молекулуудыг дараах байдлаар илэрхийлж болно.

Хатуу шугамууд нь устөрөгч ба хүчилтөрөгчийн атомуудын хоорондох усны молекулуудын доторх ковалент туйлын холбоо юм. Устөрөгчийн холбоо үүсэх шалтгаан нь устөрөгчийн атомууд бараг л электрон бүрхүүлгүй байдаг: тэдгээрийн цорын ганц электронууд нь молекулуудын хүчилтөрөгчийн атомууд руу шилждэг. Энэ нь протонууд нь бусад катионуудаас ялгаатай нь хүчилтөрөгчийн атомын электрон бүрхүүлээс түлхэлт үзүүлэхгүйгээр хөрш молекулуудын хүчилтөрөгчийн атомын цөмд ойртох боломжийг олгодог.

Устөрөгчийн холбоо нь 10-аас 40 кЖ/моль хүртэлх холболтын энергиээр тодорхойлогддог. Гэсэн хэдий ч, энэ энергийг үүсгэхэд хангалттай молекулуудын холбоо,тэдгээр. тэдгээрийн димер эсвэл полимертэй нэгдэх нь зарим тохиолдолд бодисын шингэн төлөвт оршдог төдийгүй уур руу шилжих үед хадгалагддаг.

Жишээлбэл, хийн фаз дахь фтор устөрөгч нь димер хэлбэрээр байдаг.

Нарийн төвөгтэй органик молекулуудад молекул хоорондын устөрөгчийн холбоо ба молекул доторх устөрөгчийн холбоо хоёулаа байдаг.

Молекул доторх устөрөгчийн холбоо бүхий молекулууд нь молекул хоорондын устөрөгчийн холбоо үүсгэж чадахгүй. Иймд ийм холбоо бүхий бодисууд нь холбоо үүсгэдэггүй, илүү дэгдэмхий, молекул хоорондын устөрөгчийн холбоо үүсгэх чадвартай изомеруудаас бага зуурамтгай чанар, хайлах, буцлах температуртай байдаг.

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 холбоо 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 тэмдэгт цэнэгтэй ионуудын хоорондох электростатик таталцлын хүчнээс болж химийн холбоо үүсдэг бөгөөд үүнийг Косселийн нэрлэсэн " 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 аль нэг цөмд холбогдох электронуудын бүрэн 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 зогсохгүй протон өөрөө энэ онолын дагуу электрон хосыг хүлээн авах чадвартай тул хүчил юм.

Тиймээс энэ онолын дагуу катионууд нь Льюисийн хүчил, анионууд нь Льюисийн 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 өндөр 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 Ваальсийн радиус нь үелэх системийн бүлгүүдэд атомын тоо нэмэгдэх тусам нэмэгддэг гэдгийг бид тэмдэглэж байна. Энэ тохиолдолд ионы радиусын утгууд хамгийн бага, ван дер Ваалсын радиус нь хамгийн том байна. Дүрмээр бол, бүлгийг доошлуулах үед бүх элементийн радиус 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