Kimyasal bağ

Kimyasal parçacıkların (atomlar, moleküller, iyonlar vb.) maddeler halinde birleşmesine yol açan tüm etkileşimler, kimyasal bağlara ve moleküller arası bağlara (moleküller arası etkileşimler) ayrılır.

Kimyasal bağlar- doğrudan atomlar arasında bağlar. İyonik, kovalent ve metalik bağlar vardır.

Moleküller arası bağlar- moleküller arasındaki bağlantılar. Bunlar hidrojen bağları, iyon-dipol bağları (bu bağın oluşumu nedeniyle, örneğin iyonların bir hidrasyon kabuğunun oluşumu meydana gelir), dipol-dipol (bu bağın oluşumu nedeniyle, polar maddelerin molekülleri birleştirilir) örneğin sıvı asetonda) vb.

iyonik bağ- Zıt yüklü iyonların elektrostatik çekimi nedeniyle oluşan kimyasal bir bağ. İkili bileşiklerde (iki elementin bileşikleri), bağlı atomların boyutları birbirinden çok farklı olduğunda oluşur: bazı atomlar büyük, diğerleri küçüktür; yani bazı atomlar kolayca elektron verir, diğerleri ise elektron verme eğilimindedir. onları kabul edin (genellikle bunlar tipik metalleri oluşturan elementlerin atomları ve tipik ametalleri oluşturan elementlerin atomlarıdır); bu tür atomların elektronegatifliği de çok farklıdır.
İyonik bağ yönsüzdür ve doyurulamaz.

Kovalent bağ- ortak bir elektron çiftinin oluşması nedeniyle oluşan kimyasal bir bağ. Aynı veya benzer yarıçapa sahip küçük atomlar arasında kovalent bir bağ oluşur. Gerekli bir koşul, her iki bağlı atomda (değişim mekanizması) eşleşmemiş elektronların veya bir atomda yalnız bir çift ve diğerinde serbest bir yörüngenin (verici-alıcı mekanizması) bulunmasıdır:

Paylaşılan elektron çiftlerinin sayısına bağlı olarak kovalent bağlar ikiye ayrılır:
• basit (tek)- bir çift elektron,
• çift- iki çift elektron,
• üçlüler- üç çift elektron.

İkili ve üçlü bağlara çoklu bağ denir.

Bağlanan atomlar arasındaki elektron yoğunluğunun dağılımına göre bir kovalent bağ ikiye ayrılır: kutupsal olmayan Ve kutupsal. Aynı atomlar arasında polar olmayan bir bağ, farklı atomlar arasında ise polar bir bağ oluşur.

Elektronegatiflik- Bir maddedeki bir atomun ortak elektron çiftlerini çekme yeteneğinin ölçüsü.
Polar bağların elektron çiftleri daha elektronegatif elementlere doğru kaydırılır. Elektron çiftlerinin yer değiştirmesine bağ polarizasyonu denir. Polarizasyon sırasında oluşan kısmi (fazla) yükler + ve - ile gösterilir, örneğin: .

Elektron bulutlarının ("orbitaller") örtüşmesinin doğasına bağlı olarak, bir kovalent bağ -bağ ve -bağ olarak ikiye ayrılır.
-Elektron bulutlarının doğrudan örtüşmesi nedeniyle bir bağ oluşur (atom çekirdeğini birleştiren düz çizgi boyunca), -yanal örtüşme nedeniyle bir bağ oluşur (atom çekirdeğinin bulunduğu düzlemin her iki tarafında).

Kovalent bir bağ yönlü ve doyurulabilir olmasının yanı sıra polarize edilebilir.
Hibridizasyon modeli, kovalent bağların karşılıklı yönünü açıklamak ve tahmin etmek için kullanılır.

Atomik yörüngelerin ve elektron bulutlarının melezleşmesi- Atomik yörüngelerin enerji açısından sözde hizalanması ve bir atom kovalent bağlar oluşturduğunda elektron bulutlarının şekli.
En yaygın üç hibridizasyon türü şunlardır: sp-, sp 2 ve sp 3 -hibridizasyon. Örneğin:
sp-hibridizasyon - C2H2, BeH2, C02 moleküllerinde (doğrusal yapı);
sp 2-hibridizasyon - C2H4, C6H6, BF3 moleküllerinde (düz üçgen şekli);
sp 3-hibridizasyon - CCl 4, SiH4, CH4 moleküllerinde (dört yüzlü form); NH3 (piramidal şekil); H 2 O (açısal şekil).

Metal bağlantı- Bir metal kristalinin tüm bağlı atomlarının değerlik elektronlarının paylaşılmasıyla oluşan kimyasal bir bağ. Sonuç olarak, elektrik voltajının etkisi altında kolayca hareket eden kristalin tek bir elektron bulutu oluşur - dolayısıyla metallerin yüksek elektrik iletkenliği.
Bağlanan atomlar büyük olduğunda ve dolayısıyla elektron verme eğiliminde olduğunda metalik bir bağ oluşur. Metalik bağı olan basit maddeler metallerdir (Na, Ba, Al, Cu, Au, vb.), karmaşık maddeler ise intermetalik bileşiklerdir (AlCr 2, Ca2 Cu, Cu 5 Zn 8, vb.).
Metal bağının yönlülüğü veya doygunluğu yoktur. Ayrıca metal eriyiklerinde de korunur.

Hidrojen bağı- yüksek derecede elektronegatif bir atomdan bir çift elektronun, büyük pozitif kısmi yüke sahip bir hidrojen atomu tarafından kısmi kabulü nedeniyle oluşan moleküller arası bir bağ. Bir molekülün yalnız bir çift elektrona ve yüksek elektronegatifliğe (F, O, N) sahip bir atom içerdiği ve diğerinin, bu tür atomlardan birine oldukça polar bir bağla bağlanmış bir hidrojen atomu içerdiği durumlarda oluşur. Moleküller arası hidrojen bağlarına örnekler:

H—O—H OH 2 , H—O—H NH3 , H—O—H F—H, H—F H—F.

Molekül içi hidrojen bağları polipeptitlerin, nükleik asitlerin, proteinlerin vb. moleküllerinde bulunur.

Herhangi bir bağın kuvvetinin ölçüsü bağ enerjisidir.
İletişim enerjisi- 1 mol maddede belirli bir kimyasal bağı kırmak için gereken enerji. Ölçü birimi 1 kJ/mol'dür.

İyonik ve kovalent bağların enerjileri aynı derecededir, hidrojen bağlarının enerjisi daha küçüktür.

Kovalent bir bağın enerjisi, bağlı atomların boyutuna (bağ uzunluğu) ve bağın çokluğuna bağlıdır. Atomlar ne kadar küçükse ve bağ çeşitliliği ne kadar büyük olursa enerjisi de o kadar büyük olur.

İyonik bağ enerjisi iyonların büyüklüğüne ve yüklerine bağlıdır. İyonlar ne kadar küçükse ve yükleri ne kadar büyük olursa bağlanma enerjisi de o kadar büyük olur.

Maddenin yapısı

Yapı türüne göre tüm maddeler ayrılır moleküler Ve moleküler olmayan. Organik maddeler arasında moleküler maddeler, inorganik maddeler arasında ise moleküler olmayan maddeler çoğunluktadır.

Kimyasal bağın türüne göre maddeler kovalent bağlı maddelere, iyonik bağlı maddelere (iyonik maddeler) ve metalik bağlı maddelere (metaller) ayrılır.

Kovalent bağa sahip maddeler moleküler veya moleküler olmayabilir. Bu onların fiziksel özelliklerini önemli ölçüde etkiler.

Moleküler maddeler birbirine zayıf moleküller arası bağlarla bağlanan moleküllerden oluşur; bunlar şunları içerir: H2, O2, N2, Cl2, Br2, S8, P4 ve diğer basit maddeler; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HC1, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, organik polimerler ve diğer birçok madde. Bu maddeler yüksek mukavemete sahip değildir, erime ve kaynama noktaları düşüktür, elektriği iletmezler ve bir kısmı su veya diğer solventlerde çözünür.

Kovalent bağları olan moleküler olmayan maddeler veya atomik maddeler (elmas, grafit, Si, Si02, SiC ve diğerleri) çok güçlü kristaller oluşturur (katmanlı grafit hariç), suda ve diğer çözücülerde çözünmez, yüksek erime noktasına sahiptir ve kaynama noktaları, çoğu elektrik akımı iletmezler (elektriksel olarak iletken olan grafit ve yarı iletkenler - silikon, germanyum vb. hariç)

Tüm iyonik maddeler doğal olarak moleküler değildir. Bunlar elektrik akımını ileten katı, refrakter maddeler, çözeltiler ve eriyiklerdir. Birçoğu suda çözünür. Kristalleri karmaşık iyonlardan oluşan iyonik maddelerde kovalent bağların da bulunduğuna dikkat edilmelidir, örneğin: (Na +) 2 (S04 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-), vb. Karmaşık iyonları oluşturan atomlar kovalent bağlarla bağlanır.

Metaller (metalik bağları olan maddeler) fiziksel özellikleri bakımından çok çeşitlidir. Bunlar arasında sıvı (Hg), çok yumuşak (Na, K) ve çok sert metaller (W, Nb) bulunmaktadır.

Metallerin karakteristik fiziksel özellikleri, yüksek elektrik iletkenlikleri (yarı iletkenlerden farklı olarak artan sıcaklıkla azalır), yüksek ısı kapasitesi ve sünekliktir (saf metaller için).

Katı halde hemen hemen tüm maddeler kristallerden oluşur. Yapının türüne ve kimyasal bağın türüne bağlı olarak kristaller (“kristal kafesler”) aşağıdakilere ayrılır: atomik(kovalent bağlara sahip moleküler olmayan maddelerin kristalleri), iyonik(iyonik maddelerin kristalleri), moleküler(kovalent bağlara sahip moleküler maddelerin kristalleri) ve maden(metalik bağa sahip maddelerin kristalleri).

"Konu 10." Konulu görevler ve testler. "Kimyasal bağlanma. Maddenin yapısı."

• Kimyasal bağ türleri - Maddenin yapısı 8-9. sınıf

  Dersler: 2 Ödevler: 9 Testler: 1

• Ödevler: 9 Testler: 1

Bu konu üzerinde çalıştıktan sonra şu kavramları anlamalısınız: kimyasal bağ, moleküller arası bağ, iyonik bağ, kovalent bağ, metalik bağ, hidrojen bağı, basit bağ, çift bağ, üçlü bağ, çoklu bağlar, polar olmayan bağ, polar bağ , elektronegatiflik, bağ polarizasyonu, - ve -bağ, atomik yörüngelerin hibridizasyonu, bağlanma enerjisi.

Maddelerin yapı türüne, kimyasal bağ türüne göre sınıflandırılmasını, basit ve karmaşık maddelerin özelliklerinin kimyasal bağ türüne ve "kristal kafes" türüne bağımlılığını bilmelisiniz.

Şunları yapabilmeniz gerekir: bir maddedeki kimyasal bağın tipini, hibridizasyon tipini belirlemek, bağ oluşumunun diyagramlarını çizmek, elektronegatiflik kavramını, bir dizi elektronegatifliği kullanmak; Kovalent bir bağın polaritesini belirlemek için aynı periyoda ve bir gruba ait kimyasal elementlerde elektronegatifliğin nasıl değiştiğini bilir.

İhtiyacınız olan her şeyin öğrenildiğinden emin olduktan sonra görevleri tamamlamaya devam edin. Başarılar dileriz.

• O. S. Gabrielyan, G. G. Lysova. Kimya 11. sınıf. M., Bustard, 2002.
• G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kimya 11. sınıf. M., Eğitim, 2001.

Kimyasal bağların özellikleri

Kimyasal bağ doktrini tüm teorik kimyanın temelini oluşturur. Kimyasal bağ, atomların onları moleküllere, iyonlara, radikallere ve kristallere bağlayan etkileşimi olarak anlaşılır. Dört tür kimyasal bağ vardır: iyonik, kovalent, metalik ve hidrojen. Aynı maddelerde farklı türde bağlar bulunabilir.

1. Bazlarda: Hidrokso gruplarındaki oksijen ve hidrojen atomları arasındaki bağ polar kovalenttir ve metal ile hidrokso grubu arasındaki bağ iyoniktir.

2. Oksijen içeren asitlerin tuzlarında: metal olmayan atom ile asidik kalıntının oksijeni arasında - kovalent polar ve metal ile asidik kalıntı arasında - iyonik.

3. Amonyum, metilamonyum vb. tuzlarında, nitrojen ve hidrojen atomları arasında polar bir kovalent vardır ve amonyum veya metilamonyum iyonları ile asit kalıntısı - iyonik arasında bulunur.

4. Metal peroksitlerde (örneğin, Na202), oksijen atomları arasındaki bağ kovalenttir, polar değildir ve metal ile oksijen arasındaki bağ iyoniktir vb.

Tüm tür ve kimyasal bağ türlerinin birliğinin nedeni, bunların aynı kimyasal doğasıdır - elektron-nükleer etkileşimi. Her durumda kimyasal bir bağın oluşumu, enerji salınımıyla birlikte atomların elektron-nükleer etkileşiminin sonucudur.

Kovalent bağ oluşturma yöntemleri

Kovalent kimyasal bağ ortak elektron çiftlerinin oluşması nedeniyle atomlar arasında ortaya çıkan bir bağdır.

Kovalent bileşikler genellikle gazlar, sıvılar veya nispeten düşük erime noktalı katılardır. Nadir istisnalardan biri, 3.500 °C'nin üzerinde eriyen elmastır. Bu, tek tek moleküllerin bir koleksiyonu değil, kovalent olarak bağlı karbon atomlarından oluşan sürekli bir kafes olan elmasın yapısıyla açıklanmaktadır. Aslında herhangi bir elmas kristali, boyutu ne olursa olsun çok büyük bir moleküldür.

Ametal olmayan iki atomun elektronları birleştiğinde kovalent bağ oluşur. Ortaya çıkan yapıya molekül denir.

Böyle bir bağın oluşma mekanizması takas veya bağışçı-alıcı olabilir.

Çoğu durumda, kovalent bağlı iki atom farklı elektronegatifliğe sahiptir ve paylaşılan elektronlar iki atoma eşit şekilde ait değildir. Çoğu zaman bir atoma diğerine göre daha yakındırlar. Örneğin bir hidrojen klorür molekülünde kovalent bağ oluşturan elektronlar, elektronegatifliği hidrojeninkinden daha yüksek olduğundan klor atomuna daha yakın konumlandırılır. Ancak elektronları çekme yeteneğindeki fark, hidrojen atomundan klor atomuna tam elektron transferinin gerçekleşmesine yetecek kadar büyük değildir. Bu nedenle, hidrojen ve klor atomları arasındaki bağ, iyonik bir bağ (tam elektron transferi) ile polar olmayan bir kovalent bağ (iki atom arasında bir elektron çiftinin simetrik düzeni) arasındaki bir çapraz olarak düşünülebilir. Atomlardaki kısmi yük Yunanca δ harfiyle gösterilir. Böyle bir bağa polar kovalent bağ denir ve hidrojen klorür molekülünün polar olduğu söylenir, yani pozitif yüklü bir ucu (hidrojen atomu) ve negatif yüklü bir ucu (klor atomu) vardır.

1. Değişim mekanizması, atomların eşleşmemiş elektronları birleştirerek ortak elektron çiftleri oluşturmasıyla çalışır.

1) H2 - hidrojen.

Bağ, hidrojen atomlarının s-elektronları (örtüşen s-orbitalleri) tarafından ortak bir elektron çiftinin oluşması nedeniyle oluşur.

2) HC1 - hidrojen klorür.

Bağ, ortak bir s- ve p-elektron çiftinin (örtüşen s-p yörüngeleri) oluşması nedeniyle oluşur.

3) Cl 2: Bir klor molekülünde eşleşmemiş p-elektronları (örtüşen p-p yörüngeleri) nedeniyle kovalent bir bağ oluşur.

4) N2: Azot molekülünde atomlar arasında üç ortak elektron çifti oluşur.

Kovalent bağ oluşumunun donör-alıcı mekanizması

Donör bir elektron çifti var akseptör- bu çiftin işgal edebileceği serbest yörünge. Amonyum iyonunda, hidrojen atomlarıyla olan dört bağın tümü kovalenttir: üçü, değişim mekanizmasına göre nitrojen atomu ve hidrojen atomları tarafından ortak elektron çiftlerinin oluşturulması nedeniyle, biri donör-alıcı mekanizması yoluyla oluşturulmuştur. Kovalent bağlar, elektron yörüngelerinin örtüşme şekline ve ayrıca bağlı atomlardan birine doğru yer değiştirmelerine göre sınıflandırılır. Bir bağ çizgisi boyunca elektron yörüngelerinin örtüşmesi sonucu oluşan kimyasal bağlara denir. σ - bağlantılar(sigma bağları). Sigma bağı çok güçlüdür.

p yörüngeleri iki bölgede üst üste binebilir ve yanal örtüşme yoluyla kovalent bir bağ oluşturabilir.

Bağ çizgisinin dışında, yani iki bölgede elektron yörüngelerinin "yanal" örtüşmesi sonucu oluşan kimyasal bağlara pi bağları denir.

Ortak elektron çiftlerinin bağlandıkları atomlardan birine göre yer değiştirme derecesine göre bir kovalent bağ polar veya apolar olabilir. Aynı elektronegatifliğe sahip atomlar arasında oluşan kovalent kimyasal bağa polar olmayan denir. Atomlar aynı elektronegatifliğe (diğer atomlardan değerlik elektronlarını çekme özelliği) sahip olduğundan, elektron çiftleri atomlardan herhangi birine doğru yer değiştirmez. Örneğin,

yani basit metal olmayan maddelerin molekülleri, kovalent, polar olmayan bir bağ yoluyla oluşturulur. Elektronegatifliği farklı olan elementlerin atomları arasındaki kovalent kimyasal bağa polar denir.

Örneğin NH3 amonyaktır. Azot, hidrojenden daha elektronegatif bir element olduğundan, paylaşılan elektron çiftleri atomuna doğru kayar.

Kovalent bağın özellikleri: bağ uzunluğu ve enerji

Kovalent bir bağın karakteristik özellikleri uzunluğu ve enerjisidir. Bağ uzunluğu atom çekirdekleri arasındaki mesafedir. Kimyasal bir bağın uzunluğu ne kadar kısa olursa o kadar güçlü olur. Ancak bağ kuvvetinin bir ölçüsü, bağı kırmak için gereken enerji miktarına göre belirlenen bağ enerjisidir. Genellikle kJ/mol cinsinden ölçülür. Dolayısıyla deneysel verilere göre H2, Cl2 ve N2 moleküllerinin bağ uzunlukları sırasıyla 0,074, 0,198 ve 0,109 nm, bağ enerjileri ise sırasıyla 436, 242 ve 946 kJ/mol'dür.

İyonlar. iyonik bağ

Bir atomun oktet kuralına uyması için iki ana olasılık vardır. Bunlardan ilki iyonik bağların oluşmasıdır. (İkincisi, aşağıda tartışılacak olan kovalent bir bağın oluşmasıdır). İyonik bir bağ oluştuğunda metal atomu elektron kaybeder, metal olmayan atom ise elektron kazanır.

İki atomun "karşılaştığını" hayal edelim: grup I metalinin bir atomu ve grup VII'nin metal olmayan bir atomu. Bir metal atomunun dış enerji seviyesinde tek bir elektronu bulunurken, metal olmayan bir atomun dış seviyesinin tamamlanması için sadece bir elektronu eksiktir. Birinci atom, ikinciye çekirdekten uzak ve ona zayıf bağlı olan elektronunu kolaylıkla verecek, ikincisi ise ona dış elektronik seviyesinde boş bir yer sağlayacaktır. Daha sonra negatif yüklerinden birinden mahrum kalan atom pozitif yüklü bir parçacık haline gelecek, ikincisi ise ortaya çıkan elektron nedeniyle negatif yüklü bir parçacık haline gelecektir. Bu tür parçacıklara iyon denir.

Bu iyonlar arasında oluşan kimyasal bir bağdır. Atom veya molekül sayısını gösteren sayılara katsayı, bir moleküldeki atom veya iyon sayısını gösteren sayılara ise indeks adı verilir.

Metal bağlantı

Metallerin diğer maddelerin özelliklerinden farklı olan kendine has özellikleri vardır. Bu özellikler nispeten yüksek erime sıcaklıkları, ışığı yansıtma yeteneği ve yüksek termal ve elektriksel iletkenliktir. Bu özellikler metallerde özel bir bağ türünün (metalik bağ) varlığından kaynaklanmaktadır.

Metalik bağ, metal kristallerindeki pozitif iyonlar arasında, kristal boyunca serbestçe hareket eden elektronların çekimi nedeniyle gerçekleştirilen bir bağdır. Çoğu metalin dış seviyedeki atomları az sayıda elektron içerir - 1, 2, 3. Bu elektronlar kolayca çıkmak ve atomlar pozitif iyonlara dönüşür. Ayrılan elektronlar bir iyondan diğerine hareket ederek onları tek bir bütün halinde birleştirir. İyonlarla birleşerek bu elektronlar geçici olarak atomları oluşturur, sonra tekrar koparak başka bir iyonla birleşir vb. Şematik olarak aşağıdaki gibi gösterilebilecek bir süreç sonsuz şekilde meydana gelir:

Sonuç olarak, metalin hacminde atomlar sürekli olarak iyonlara dönüşür ve bunun tersi de geçerlidir. Metallerde iyonlar arasında paylaşılan elektronlar aracılığıyla oluşan bağa metalik denir. Metalik bağın kovalent bağla bazı benzerlikleri vardır, çünkü dış elektronların paylaşımına dayanır. Ancak kovalent bağda yalnızca iki komşu atomun dıştaki eşleşmemiş elektronları paylaşılırken, metalik bağda tüm atomlar bu elektronların paylaşımında yer alır. Bu nedenle kovalent bağa sahip kristaller kırılgandır, ancak metal bağ ile kural olarak sünektirler, elektriksel olarak iletkendirler ve metalik bir parlaklığa sahiptirler.

Metalik bağlanma, hem saf metallerin hem de çeşitli metallerin - katı ve sıvı hallerdeki alaşımların karışımlarının karakteristiğidir. Bununla birlikte, buhar halinde metal atomları birbirine kovalent bir bağla bağlanır (örneğin, sodyum buharı, büyük şehirlerin sokaklarını aydınlatmak için sarı ışıklı lambaları doldurur). Metal çiftleri ayrı moleküllerden (monatomik ve diatomik) oluşur.

Bir metal bağı aynı zamanda güç açısından da bir kovalent bağdan farklıdır: enerjisi, bir kovalent bağın enerjisinden 3-4 kat daha azdır.

Bağ enerjisi, bir maddenin bir molünü oluşturan tüm moleküllerdeki kimyasal bir bağı kırmak için gereken enerjidir. Kovalent ve iyonik bağların enerjileri genellikle yüksektir ve 100-800 kJ/mol civarındaki değerlere ulaşır.

Hidrojen bağı

Arasındaki kimyasal bağ bir molekülün pozitif polarize hidrojen atomları(veya bunların parçaları) ve Yüksek derecede elektronegatif elementlerin negatif polarize atomları Paylaşılan elektron çiftlerine (F, O, N ve daha az sıklıkla S ve Cl) sahip olan başka bir moleküle (veya bunun parçalarına) hidrojen denir. Hidrojen bağı oluşum mekanizması kısmen elektrostatik, kısmen d onur-kabul eden karakteri.

Moleküller arası hidrojen bağı örnekleri:

Böyle bir bağlantının varlığında düşük moleküllü maddeler bile normal koşullar altında sıvı (alkol, su) veya kolayca sıvılaştırılabilen gazlar (amonyak, hidrojen florür) olabilir. Biyopolimerlerde - proteinler (ikincil yapı) - karbonil oksijen ile amino grubunun hidrojeni arasında molekül içi bir hidrojen bağı vardır:

Polinükleotid molekülleri - DNA (deoksiribonükleik asit) - iki nükleotid zincirinin birbirine hidrojen bağlarıyla bağlandığı çift sarmallardır. Bu durumda tamamlayıcılık ilkesi işler, yani bu bağlar pürin ve pirimidin bazlarından oluşan belirli çiftler arasında oluşturulur: timin (T), adenin nükleotidinin (A) karşısında bulunur ve sitozin (C) karşısında bulunur. guanin (G).

Hidrojen bağına sahip maddelerin moleküler kristal kafesleri vardır.

Atomlar arasındaki herhangi bir etkileşim ancak kimyasal bağ olması durumunda mümkündür. Böyle bir bağlantı, kararlı bir çok atomlu sistemin - moleküler bir iyon, molekül, kristal kafes - oluşumunun nedenidir. Güçlü bir kimyasal bağın kırılması çok fazla enerji gerektirir, bu nedenle bağ kuvvetinin ölçülmesinde temel miktardır.

Kimyasal bağ oluşumu koşulları

Kimyasal bir bağın oluşumuna her zaman enerji salınımı eşlik eder. Bu süreç, etkileşime giren parçacıklar (moleküller, iyonlar, atomlar) sisteminin potansiyel enerjisindeki bir azalma nedeniyle meydana gelir. Ortaya çıkan etkileşimli elementler sisteminin potansiyel enerjisi her zaman bağlanmamış parçacıkların enerjisinden daha azdır. Dolayısıyla bir sistemde kimyasal bağın ortaya çıkmasının temeli, elemanlarının potansiyel enerjisinin azalmasıdır.

Kimyasal etkileşimin doğası

Kimyasal bağ, yeni bir molekül veya kristal oluşumunda yer alan maddelerin elektronları ve atom çekirdekleri etrafında ortaya çıkan elektromanyetik alanların etkileşiminin bir sonucudur. Atomik yapı teorisinin keşfinden sonra bu etkileşimin doğasının incelenmesi daha kolay hale geldi.

Kimyasal bir bağın elektriksel doğası fikri ilk olarak, moleküllerin zıt yüklü parçacıkların elektriksel çekimi nedeniyle oluştuğunu öne süren İngiliz fizikçi G. Davy'den geldi. Bu fikir İsveçli kimyager ve doğa bilimci I.Ya'nın ilgisini çekti. Kimyasal bağların oluşumunun elektrokimyasal teorisini geliştiren Bercellius.

Maddelerin kimyasal etkileşim süreçlerini açıklayan ilk teori kusurluydu ve zamanla terk edilmesi gerekiyordu.

Butlerov'un teorisi

Maddelerin kimyasal bağlarının doğasını açıklamaya yönelik daha başarılı bir girişim, Rus bilim adamı A.M. Butlerov tarafından yapıldı. Bu bilim adamı teorisini aşağıdaki varsayımlara dayandırdı:

• Bağ halindeki atomlar belirli bir sırayla birbirine bağlanır. Bu düzendeki bir değişiklik yeni bir maddenin oluşmasına neden olur.
• Atomlar birbirlerine değerlik yasalarına göre bağlanırlar.
• Bir maddenin özellikleri, maddenin molekülündeki atomların bağlantı sırasına bağlıdır. Farklı bir düzenleme maddenin kimyasal özelliklerinin değişmesine neden olur.
• Birbirine bağlı atomlar birbirlerini en güçlü şekilde etkiler.

Butlerov'un teorisi, kimyasal maddelerin özelliklerini yalnızca bileşimlerine göre değil aynı zamanda atomların düzenlenme sırasına göre de açıkladı. A.M.'nin bu iç düzeni. Butlerov buna “kimyasal yapı” adını verdi.

Rus bilim adamının teorisi, maddelerin sınıflandırılmasındaki düzeni yeniden sağlamayı mümkün kıldı ve moleküllerin yapısını kimyasal özelliklerine göre belirleme fırsatı sağladı. Teori aynı zamanda şu soruyu da yanıtladı: Aynı sayıda atom içeren moleküllerin neden farklı kimyasal özelliklere sahip olduğu.

Kimyasal bağlanma teorilerinin oluşturulması için önkoşullar

Butlerov, kimyasal yapı teorisinde kimyasal bağın ne olduğu sorusuna değinmedi. Bunu yapmak için maddenin iç yapısına ilişkin çok az veri vardı. Ancak atomun gezegensel modelinin keşfinden sonra Amerikalı bilim adamı Lewis, aynı anda iki atoma ait olan bir elektron çiftinin oluşması yoluyla kimyasal bir bağın ortaya çıktığı hipotezini geliştirmeye başladı. Daha sonra bu fikir, kovalent bağlar teorisinin gelişiminin temeli oldu.

Kovalent kimyasal bağ

İki komşu atomun elektron bulutları örtüştüğünde kararlı bir kimyasal bileşik oluşturulabilir. Böyle bir karşılıklı kesişmenin sonucu, nükleerler arası uzayda artan elektron yoğunluğudur. Bildiğimiz gibi atom çekirdekleri pozitif yüklüdür ve bu nedenle negatif yüklü elektron bulutuna mümkün olduğunca yakın çekilmeye çalışılır. Bu çekim, pozitif yüklü iki çekirdek arasındaki itme kuvvetlerinden çok daha güçlüdür, dolayısıyla bu bağlantı stabildir.

Kimyasal bağ hesaplamaları ilk kez kimyager Heitler ve Londra tarafından yapılmıştır. İki hidrojen atomu arasındaki bağı incelediler. Bunun en basit görsel temsili şöyle görünebilir:

Gördüğünüz gibi elektron çifti her iki hidrojen atomunda da kuantum bir yer kaplıyor. Elektronların bu iki merkezli düzenine "kovalent kimyasal bağ" denir. Kovalent bağlar, basit maddelerin molekülleri ve bunların metal olmayan bileşikleri için tipiktir. Kovalent bağlarla oluşturulan maddeler genellikle elektriği iletmez veya yarı iletkendir.

iyonik bağ

Zıt yüklü iki iyon birbirini çektiğinde iyonik bir kimyasal bağ oluşur. İyonlar basit olabilir ve bir maddenin bir atomundan oluşabilir. Bu tip bileşiklerde, basit iyonlar çoğunlukla 1. ve 2. grupların elektronlarını kaybetmiş pozitif yüklü metal atomlarıdır. Negatif iyonların oluşumu, tipik ametallerin atomlarında ve bunların asit bazlarında doğaldır. Bu nedenle tipik iyonik bileşikler arasında CsF, NaCl ve diğerleri gibi birçok alkali metal halojenür bulunur.

Kovalent bağın aksine iyon doymuş değildir: bir iyon veya iyon grubu, değişen sayıda zıt yüklü iyonlarla birleştirilebilir. Bağlı parçacıkların sayısı, yalnızca etkileşime giren iyonların doğrusal boyutlarıyla ve ayrıca zıt yüklü iyonların çekici kuvvetlerinin, iyonik tip bileşiğe katılan eşit yüklü parçacıkların itici kuvvetlerinden daha büyük olması gerektiği durumla sınırlıdır.

Hidrojen bağı

Kimyasal yapı teorisinin yaratılmasından önce bile, çeşitli metal olmayan hidrojen bileşiklerinin alışılmadık özelliklere sahip olduğu deneysel olarak fark edilmişti. Örneğin hidrojen florür ve suyun kaynama noktaları beklenenden çok daha yüksektir.

Hidrojen bileşiklerinin bu ve diğer özellikleri H+ atomunun başka bir kimyasal bağ oluşturabilme yeteneği ile açıklanabilir. Bu tür bağlantıya "hidrojen bağı" denir. Hidrojen bağının ortaya çıkma nedenleri elektrostatik kuvvetlerin özelliklerinde yatmaktadır. Örneğin, bir hidrojen florür molekülünde, toplam elektron bulutu florine doğru o kadar kaydırılır ki, bu maddenin bir atomunun etrafındaki boşluk negatif bir elektrik alanıyla doyurulur. Tek elektronundan yoksun bir hidrojen atomunun etrafındaki alan çok daha zayıftır ve pozitif yüke sahiptir. Sonuç olarak, H + elektron bulutlarının pozitif alanları ile negatif F - alanları arasında ek bir ilişki ortaya çıkar.

Metallerin kimyasal bağı

Tüm metallerin atomları uzayda belirli bir şekilde konumlandırılmıştır. Metal atomlarının dizilişine kristal kafes denir. Bu durumda, farklı atomların elektronları birbirleriyle zayıf bir şekilde etkileşime girerek ortak bir elektron bulutu oluşturur. Atomlar ve elektronlar arasındaki bu tür etkileşime "metalik bağ" denir.

Metalik maddelerin fiziksel özelliklerini açıklayabilen, metallerdeki elektronların serbest hareketidir: elektriksel iletkenlik, termal iletkenlik, mukavemet, eriyebilirlik ve diğerleri.

Birleşik Devlet Sınavı kodlayıcısının konuları: Kovalent kimyasal bağ, çeşitleri ve oluşum mekanizmaları. Kovalent bağların özellikleri (polarite ve bağ enerjisi). İyonik bağ. Metal bağlantı. Hidrojen bağı

Molekül içi kimyasal bağlar

İlk olarak molekül içindeki parçacıklar arasında ortaya çıkan bağlara bakalım. Bu tür bağlantılara denir molekül içi.

Kimyasal bağ Kimyasal elementlerin atomları arasında elektrostatik bir doğa vardır ve nedeniyle oluşur dış (değerlik) elektronların etkileşimi, daha fazla veya daha az ölçüde pozitif yüklü çekirdekler tarafından tutulur bağlı atomlar

Buradaki anahtar kavram ELEKTRONEGATIVİTE. Atomlar arasındaki kimyasal bağın türünü ve bu bağın özelliklerini belirleyen budur.

bir atomun çekme (tutma) yeteneğidir harici(değerlik) elektronlar. Elektronegatiflik, dış elektronların çekirdeğe çekilme derecesine göre belirlenir ve öncelikle atomun yarıçapına ve çekirdeğin yüküne bağlıdır.

Elektronegatifliğin kesin olarak belirlenmesi zordur. L. Pauling, göreceli elektronegatifliklerin bir tablosunu derledi (diatomik moleküllerin bağ enerjilerine dayanarak). En elektronegatif element flor anlamı olan 4 .

Farklı kaynaklarda farklı ölçekler ve elektronegatiflik değerleri tabloları bulabileceğinizi unutmamak önemlidir. Kimyasal bir bağın oluşumu rol oynadığı için bu durum alarma geçirilmemelidir. atomlar ve herhangi bir sistemde yaklaşık olarak aynıdır.

A:B kimyasal bağındaki atomlardan biri elektronları daha güçlü çekerse elektron çifti ona doğru hareket eder. Daha fazla elektronegatiflik farkı atomlar, elektron çifti ne kadar fazla kayarsa.

Etkileşen atomların elektronegatiflikleri eşit veya yaklaşık olarak eşitse: EO(A)≈EO(B) o zaman ortak elektron çifti atomlardan herhangi birine kaymaz: C: B. Bu bağlantıya denir kovalent polar olmayan.

Etkileşen atomların elektronegatiflikleri farklıysa ancak çok fazla değilse (elektronegatiflikteki fark yaklaşık 0,4 ila 2 arasındadır: 0,4<ΔЭО<2 ), daha sonra elektron çifti atomlardan birine kaydırılır. Bu bağlantıya denir kovalent kutup .

Etkileşen atomların elektronegatiflikleri önemli ölçüde farklıysa (elektronegatiflikteki fark 2'den büyükse: ΔEO>2), daha sonra elektronlardan biri neredeyse tamamen başka bir atoma aktarılır ve oluşumla birlikte iyonlar. Bu bağlantıya denir iyonik.

Temel kimyasal bağ türleri – kovalent, iyonik Ve maden iletişim. Gelin onlara daha yakından bakalım.

Kovalent kimyasal bağ

Kovalent bağ – bu kimyasal bir bağ nedeniyle oluşmuş ortak bir elektron çiftinin oluşumu A:B . Ayrıca iki atom örtüşmek atomik yörüngeler. Kovalent bir bağ, elektronegatiflikte küçük bir fark olan atomların etkileşimi ile oluşur (genellikle iki metal olmayan arasında) veya bir elementin atomları.

Kovalent bağların temel özellikleri

• odak,
• doygunluk,
• polarite,
• polarize edilebilirlik.

Bu bağlanma özellikleri maddelerin kimyasal ve fiziksel özelliklerini etkiler.

İletişim yönü Maddelerin kimyasal yapısını ve formunu karakterize eder. İki bağ arasındaki açılara bağ açıları denir. Örneğin, bir su molekülünde H-O-H bağ açısı 104,45 o'dur, dolayısıyla su molekülü polardır ve bir metan molekülünde H-C-H bağ açısı 108 o 28' olur.

Doygunluk atomların sınırlı sayıda kovalent kimyasal bağ oluşturma yeteneğidir. Bir atomun oluşturabileceği bağ sayısına denir.

Polarite Bağlanma, farklı elektronegatifliğe sahip iki atom arasındaki elektron yoğunluğunun eşit olmayan dağılımı nedeniyle oluşur. Kovalent bağlar polar ve polar olmayan olarak ikiye ayrılır.

Polarize edilebilirlik bağlantılar bağ elektronlarının harici bir elektrik alanın etkisi altında kayma yeteneği(özellikle başka bir parçacığın elektrik alanı). Polarize edilebilirlik elektron hareketliliğine bağlıdır. Elektron çekirdeğe ne kadar uzaksa o kadar hareketlidir ve buna bağlı olarak molekül daha polarize olur.

Kovalent polar olmayan kimyasal bağ

2 tip kovalent bağ vardır; KUTUP Ve POLAR OLMAYAN .

Örnek . Hidrojen molekülü H2'nin yapısını ele alalım. Dış enerji seviyesindeki her hidrojen atomu 1 eşleşmemiş elektron taşır. Bir atomu görüntülemek için Lewis yapısını kullanırız; bu, elektronların noktalarla gösterildiği bir atomun dış enerji seviyesinin yapısının bir diyagramıdır. Lewis nokta yapısı modelleri, ikinci periyodun unsurlarıyla çalışırken oldukça faydalıdır.

H. + . H = H:H

Böylece, bir hidrojen molekülünde ortak bir elektron çifti ve bir H-H kimyasal bağı bulunur. Bu elektron çifti hidrojen atomlarından herhangi birine kaymaz çünkü Hidrojen atomları aynı elektronegatifliğe sahiptir. Bu bağlantıya denir kovalent polar olmayan .

Kovalent polar olmayan (simetrik) bağ eşit elektronegatifliğe sahip (genellikle aynı metal olmayanlar) atomlar tarafından oluşturulan ve dolayısıyla atom çekirdekleri arasında elektron yoğunluğunun düzgün bir şekilde dağıldığı kovalent bir bağdır.

Polar olmayan bağların dipol momenti 0'dır.

Örnekler: H 2 (H-H), O 2 (O=O), S 8.

Kovalent polar kimyasal bağ

Kovalent polar bağ arasında oluşan kovalent bir bağdır. farklı elektronegatifliğe sahip atomlar (genellikle çeşitli metal olmayanlar) ve karakterize edilir yer değiştirme elektron çiftinin daha elektronegatif bir atomla paylaşılması (polarizasyon).

Elektron yoğunluğu daha elektronegatif olan atoma kaydırılır - bu nedenle üzerinde kısmi bir negatif yük (δ-) belirir ve daha az elektronegatif olan atomda kısmi bir pozitif yük (δ+, delta +) belirir.

Atomların elektronegatifliği arasındaki fark ne kadar büyük olursa, o kadar yüksek olur. polarite bağlantılar ve daha fazlası dipol momenti . Komşu moleküller ve zıt işaretli yükler arasında ek çekici kuvvetler etki eder ve bu da artar. kuvvet iletişim.

Bağ polaritesi bileşiklerin fiziksel ve kimyasal özelliklerini etkiler. Reaksiyon mekanizmaları ve hatta komşu bağların reaktivitesi bağın polaritesine bağlıdır. Bağlantının polaritesi çoğu zaman belirler molekül polaritesi ve dolayısıyla kaynama noktası ve erime noktası, polar çözücülerdeki çözünürlük gibi fiziksel özellikleri doğrudan etkiler.

Örnekler: HC1, C02, NH3.

Kovalent bağ oluşum mekanizmaları

Kovalent kimyasal bağlar 2 mekanizma ile oluşabilir:

1. Değişim mekanizması Kovalent bir kimyasal bağın oluşumu, her parçacığın ortak bir elektron çifti oluşturmak için eşlenmemiş bir elektron sağlamasıdır:

A . + . B= A:B

2. Kovalent bağ oluşumu, parçacıklardan birinin yalnız bir elektron çifti sağladığı ve diğer parçacığın bu elektron çifti için boş bir yörünge sağladığı bir mekanizmadır:

A: + B= A:B

Bu durumda atomlardan biri yalnız bir elektron çifti sağlar ( bağışçı) ve diğer atom bu çift için boş bir yörünge sağlar ( akseptör). Her iki bağın oluşması sonucunda elektronların enerjisi azalır, yani. bu atomlar için faydalıdır.

Verici-alıcı mekanizması tarafından oluşturulan kovalent bir bağ farklı değil değişim mekanizması tarafından oluşturulan diğer kovalent bağların özelliklerinde. Verici-alıcı mekanizması tarafından kovalent bir bağın oluşması, dış enerji seviyesinde çok sayıda elektrona sahip (elektron vericiler) veya tersine çok az sayıda elektrona sahip (elektron alıcıları) atomlar için tipiktir. Atomların değerlik yetenekleri ilgili bölümde daha ayrıntılı olarak tartışılmaktadır.

Bir donör-alıcı mekanizması tarafından kovalent bir bağ oluşturulur:

- bir molekülde karbon monoksit CO(Moleküldeki bağ üçlüdür, değişim mekanizmasıyla 2 bağ, biri donör-alıcı mekanizmasıyla oluşur): C≡O;

-V amonyum iyonu NH 4 +, iyonlarda organik aminlerörneğin metilamonyum iyonu CH3-NH2+'da;

-V karmaşık bileşikler merkezi atom ile ligand grupları arasında bir kimyasal bağ, örneğin sodyum tetrahidroksoalüminattaki alüminyum ve hidroksit iyonları arasındaki Na bağı;

-V nitrik asit ve tuzları- nitratlar: HNO 3, NaNO 3, diğer bazı nitrojen bileşiklerinde;

- bir molekülde ozon O3.

Kovalent bağların temel özellikleri

Kovalent bağlar tipik olarak ametal atomlar arasında oluşur. Kovalent bir bağın temel özellikleri şunlardır: uzunluk, enerji, çokluk ve yönlülük.

Kimyasal bağın çokluğu

Kimyasal bağın çokluğu - Bu Bir bileşikteki iki atom arasında paylaşılan elektron çifti sayısı. Bir bağın çokluğu, molekülü oluşturan atomların değerlerinden oldukça kolay bir şekilde belirlenebilir.

Örneğin , hidrojen molekülü H2'de bağ çokluğu 1'dir, çünkü Her hidrojenin dış enerji seviyesinde yalnızca 1 eşleşmemiş elektronu vardır, dolayısıyla bir ortak elektron çifti oluşur.

O 2 oksijen molekülünde bağ çokluğu 2'dir çünkü Dış enerji seviyesindeki her atomun 2 eşleşmemiş elektronu vardır: O=O.

Azot molekülü N2'de bağ çokluğu 3'tür çünkü Her atom arasında dış enerji seviyesinde 3 eşleşmemiş elektron vardır ve atomlar 3 ortak elektron çifti N≡N oluşturur.

Kovalent bağ uzunluğu

Kimyasal bağ uzunluğu bağı oluşturan atomların çekirdek merkezleri arasındaki mesafedir. Deneysel fiziksel yöntemlerle belirlenir. Bağ uzunluğu, AB molekülündeki bağ uzunluğunun A 2 ve B 2 moleküllerindeki bağ uzunluklarının toplamının yaklaşık yarısına eşit olduğu toplama kuralı kullanılarak yaklaşık olarak tahmin edilebilir:

Kimyasal bir bağın uzunluğu kabaca tahmin edilebilir. atom yarıçapına göre bir bağ oluşturmak veya iletişim çokluğuna göre Eğer atomların yarıçapları çok farklı değilse.

Bir bağı oluşturan atomların yarıçapı arttıkça bağ uzunluğu da artar.

Örneğin

Atomlar arasındaki bağların sayısı arttıkça (atom yarıçapları farklılık göstermez veya çok az farklılık gösterir), bağ uzunluğu azalacaktır.

Örneğin . C–C, C=C, C≡C serisinde bağ uzunluğu azalır.

İletişim enerjisi

Kimyasal bir bağın kuvvetinin ölçüsü bağ enerjisidir. İletişim enerjisi Bir bağı kırmak ve bu bağı oluşturan atomları birbirinden sonsuz uzaklığa uzaklaştırmak için gereken enerjiyle belirlenir.

Kovalent bir bağ çok dayanıklı. Enerjisi birkaç on ila birkaç yüz kJ/mol arasında değişir. Bağ enerjisi ne kadar yüksek olursa, bağ kuvveti de o kadar büyük olur ve bunun tersi de geçerlidir.

Kimyasal bir bağın gücü bağ uzunluğuna, bağ polaritesine ve bağ çokluğuna bağlıdır. Kimyasal bağ ne kadar uzun olursa kırılması o kadar kolay olur ve bağ enerjisi ne kadar düşük olursa gücü de o kadar düşük olur. Kimyasal bağ ne kadar kısa olursa o kadar güçlü olur ve bağ enerjisi de o kadar büyük olur.

Örneğin HF, HCl, HBr bileşikleri serisinde soldan sağa, kimyasal bağın kuvveti azalır, Çünkü Bağlantı uzunluğu artar.

İyonik kimyasal bağ

iyonik bağ bazlı bir kimyasal bağdır İyonların elektrostatik çekimi.

iyonlar atomların elektronları kabul etmesi veya bağışlaması sürecinde oluşur. Örneğin, tüm metallerin atomları dış enerji seviyesindeki elektronları zayıf bir şekilde tutar. Bu nedenle metal atomları şu şekilde karakterize edilir: onarıcı özellikler- elektron bağışlama yeteneği.

Örnek. Sodyum atomu enerji seviyesi 3'te 1 elektron içerir. Kolayca vazgeçerek, sodyum atomu soy gaz neon Ne'nin elektron konfigürasyonuyla çok daha kararlı Na + iyonunu oluşturur. Sodyum iyonu 11 proton ve yalnızca 10 elektron içerdiğinden iyonun toplam yükü -10+11 = +1'dir:

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

Örnek. Dış enerji seviyesindeki bir klor atomu 7 elektron içerir. Kararlı bir inert argon atomu Ar konfigürasyonunu elde etmek için klorun 1 elektron kazanması gerekir. Bir elektron eklendikten sonra elektronlardan oluşan kararlı bir klor iyonu oluşur. İyonun toplam yükü -1'dir:

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

Lütfen aklınızda bulundurun:

• İyonların özellikleri atomların özelliklerinden farklıdır!
• Kararlı iyonlar yalnızca atomlar, ama aynı zamanda atom grupları. Örneğin: amonyum iyonu NH4+, sülfat iyonu SO42-, vb. Bu tür iyonların oluşturduğu kimyasal bağlar da iyonik olarak kabul edilir;
• İyonik bağlar genellikle birbirleri arasında oluşur metaller Ve ametaller(metal olmayan gruplar);

Ortaya çıkan iyonlar elektriksel çekim nedeniyle çekilir: Na + Cl -, Na2 + SO42-.

Görsel olarak özetleyelim kovalent ve iyonik bağ tipleri arasındaki fark:

Metal bağlantı göreceli olarak oluşan bir bağlantıdır serbest elektronlar arasında metal iyonları, bir kristal kafes oluşturuyor.

Metal atomları genellikle dış enerji seviyesinde bulunur. bir ila üç elektron. Metal atomlarının yarıçapları kural olarak büyüktür - bu nedenle metal atomları, metal olmayanlardan farklı olarak dış elektronlarını oldukça kolay bırakırlar, yani. güçlü indirgeyici maddelerdir.

Elektron vererek metal atomları dönüşür pozitif yüklü iyonlar . Ayrılan elektronlar nispeten serbesttir hareket ediyorlar Pozitif yüklü metal iyonları arasında. Bu parçacıklar arasında bir bağlantı ortaya çıkıyor, Çünkü Paylaşılan elektronlar katmanlar halinde düzenlenmiş metal katyonlarını bir arada tutar Böylece oldukça güçlü bir metal kristal kafes . Bu durumda elektronlar sürekli olarak kaotik bir şekilde hareket ederler. Sürekli olarak yeni nötr atomlar ve yeni katyonlar ortaya çıkıyor.

Moleküller arası etkileşimler

Ayrı olarak, bir maddedeki bireysel moleküller arasında ortaya çıkan etkileşimleri dikkate almaya değer - moleküller arası etkileşimler . Moleküller arası etkileşimler, yeni kovalent bağların görünmediği nötr atomlar arasındaki bir etkileşim türüdür. Moleküller arasındaki etkileşim kuvvetleri 1869'da Van der Waals tarafından keşfedildi ve onun adını aldı. Van dar Waals kuvvetleri. Van der Waals kuvvetleri ikiye ayrılır yönlendirme, tümevarım Ve dağıtıcı . Moleküller arası etkileşimlerin enerjisi, kimyasal bağların enerjisinden çok daha azdır.

Oryantasyon çekim kuvvetleri polar moleküller arasında meydana gelir (dipol-dipol etkileşimi). Bu kuvvetler polar moleküller arasında meydana gelir. Endüktif etkileşimler polar bir molekül ile polar olmayan bir molekül arasındaki etkileşimdir. Polar olmayan bir molekül, polar olanın etkisi nedeniyle polarize olur ve bu da ek elektrostatik çekim oluşturur.

Moleküller arası etkileşimin özel bir türü hidrojen bağlarıdır. - bunlar, yüksek derecede polar kovalent bağlara sahip moleküller arasında ortaya çıkan moleküller arası (veya molekül içi) kimyasal bağlardır - H-F, H-O veya H-N. Bir molekülde bu tür bağlar varsa, o zaman moleküller arasında ek çekici kuvvetler .

Eğitim mekanizması Hidrojen bağı kısmen elektrostatik, kısmen de verici-alıcıdır. Bu durumda elektron çifti donörü, güçlü elektronegatif bir elementin (F, O, N) bir atomudur ve alıcı, bu atomlara bağlı hidrojen atomlarıdır. Hidrojen bağları şu şekilde karakterize edilir: odak uzayda ve doygunluk

Hidrojen bağları noktalarla gösterilebilir: H ··· O. Hidrojene bağlı atomun elektronegatifliği ne kadar büyükse ve boyutu ne kadar küçükse, hidrojen bağı o kadar güçlü olur. Öncelikle bağlantılar için tipiktir hidrojen ile flor , aynı zamanda oksijen ve hidrojen daha az ölçüde hidrojen ile nitrojen .

Aşağıdaki maddeler arasında hidrojen bağları oluşur:

— hidrojen florür HF(gaz, sudaki hidrojen florür çözeltisi - hidroflorik asit), su H 2 O (buhar, buz, sıvı su):

— amonyak ve organik aminlerin çözeltisi- amonyak ve su molekülleri arasında;

— O-H veya N-H bağlarının olduğu organik bileşikler: alkoller, karboksilik asitler, aminler, amino asitler, fenoller, anilin ve türevleri, proteinler, karbonhidrat çözeltileri - monosakkaritler ve disakkaritler.

Hidrojen bağı maddelerin fiziksel ve kimyasal özelliklerini etkiler. Böylece moleküller arasındaki ilave çekim, maddelerin kaynamasını zorlaştırır. Hidrojen bağına sahip maddelerin kaynama noktasında anormal bir artış görülür.

Örneğin Kural olarak, molekül ağırlığının artmasıyla birlikte maddelerin kaynama noktasında bir artış gözlenir. Ancak bazı maddelerde H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te kaynama noktalarında doğrusal bir değişiklik gözlemlemiyoruz.

Yani, suyun kaynama noktası anormal derecede yüksek - düz çizginin bize gösterdiği gibi -61 o C'den az değil, ama +100 o C'den çok daha fazlası. Bu anormallik, su molekülleri arasındaki hidrojen bağlarının varlığıyla açıklanmaktadır. Bu nedenle normal şartlarda (0-20 o C) su sıvı faz durumuna göre.

Kimyasal bağlara ilişkin birleşik bir teori yoktur; kimyasal bağlar geleneksel olarak kovalent (evrensel bir bağ türü), iyonik (kovalent bağın özel bir durumu), metalik ve hidrojen olarak ikiye ayrılır.

Kovalent bağ

Kovalent bir bağın oluşumu üç mekanizma ile mümkündür: değişim, verici-alıcı ve datif (Lewis).

Buna göre metabolik mekanizma Ortak elektron çiftlerinin paylaşılması nedeniyle kovalent bir bağın oluşumu meydana gelir. Bu durumda her atom bir inert gaz kabuğu edinme eğilimindedir; Tamamlanmış bir dış enerji seviyesi elde edin. Değişim tipine göre bir kimyasal bağın oluşumu, bir atomun her değerlik elektronunun noktalarla temsil edildiği Lewis formülleri kullanılarak gösterilmektedir (Şekil 1).

Pirinç. 1 HCl molekülünde değişim mekanizmasıyla kovalent bağ oluşumu

Atomik yapı teorisinin ve kuantum mekaniğinin gelişmesiyle birlikte kovalent bir bağın oluşumu, elektronik yörüngelerin örtüşmesi olarak temsil edilir (Şekil 2).

Pirinç. 2. Elektron bulutlarının örtüşmesi nedeniyle kovalent bağ oluşumu

Atomik yörüngelerin örtüşmesi ne kadar büyük olursa, bağ o kadar güçlü, bağ uzunluğu o kadar kısa ve bağ enerjisi o kadar büyük olur. Farklı yörüngelerin üst üste gelmesiyle kovalent bir bağ oluşturulabilir. S-s, s-p yörüngelerinin yanı sıra d-d, p-p, d-p yörüngelerinin yan loblarla örtüşmesi sonucunda bağ oluşumu meydana gelir. 2 atomun çekirdeklerini birleştiren çizgiye dik bir bağ oluşur. Bir ve bir bağ, alkenler, alkadienler vb. sınıfındaki organik maddelerin özelliği olan çoklu (çift) kovalent bağ oluşturma kapasitesine sahiptir. Bir ve iki bağ, sınıftaki organik maddelerin özelliği olan çoklu (üçlü) bir kovalent bağ oluşturur. alkinler (asetilenler).

Kovalent bağ oluşumu bağışçı-alıcı mekanizması Amonyum katyonu örneğine bakalım:

NH3 + H + = NH4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Azot atomunun serbest bir yalnız elektron çifti (molekül içindeki kimyasal bağların oluşumunda yer almayan elektronlar) vardır ve hidrojen katyonunun serbest bir yörüngesi vardır, dolayısıyla bunlar sırasıyla bir elektron verici ve alıcıdır.

Bir klor molekülü örneğini kullanarak kovalent bağ oluşumunun datif mekanizmasını ele alalım.

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

Klor atomunun hem serbest yalnız bir elektron çifti hem de boş yörüngeleri vardır, bu nedenle hem verici hem de alıcı özelliklerini sergileyebilir. Bu nedenle, bir klor molekülü oluştuğunda, bir klor atomu verici, diğeri alıcı olarak hareket eder.

Ana kovalent bağın özelliklerişunlardır: doygunluk (doymuş bağlar, bir atom kendisine değerlik kapasitesinin izin verdiği kadar çok elektron bağladığında oluşur; doymamış bağlar, bağlanan elektronların sayısı atomun değerlik kapasitesinden az olduğunda oluşur); yönlülük (bu değer molekülün geometrisi ve “bağ açısı” kavramı - bağlar arasındaki açı ile ilgilidir).

iyonik bağ

Saf iyonik bağa sahip hiçbir bileşik yoktur, ancak bu, toplam elektron yoğunluğunun daha elektronegatif bir elementin atomuna tamamen aktarıldığı zaman atomun kararlı bir elektronik ortamının yaratıldığı, atomların kimyasal olarak bağlı bir durumu olarak anlaşılmaktadır. İyonik bağlanma yalnızca zıt yüklü iyonlar - katyonlar ve anyonlar durumunda olan elektronegatif ve elektropozitif elementlerin atomları arasında mümkündür.

TANIM

İyon Bir atomdan bir elektronun çıkarılması veya eklenmesiyle oluşan elektrik yüklü parçacıklardır.

Bir elektronu aktarırken metal ve ametal atomları, çekirdeklerinin etrafında kararlı bir elektron kabuğu konfigürasyonu oluşturma eğilimindedir. Metal olmayan bir atom, çekirdeğinin etrafında sonraki inert gazın bir kabuğunu oluşturur ve bir metal atomu, önceki inert gazın bir kabuğunu oluşturur (Şekil 3).

Pirinç. 3. Sodyum klorür molekülü örneğini kullanarak iyonik bir bağın oluşumu

İyonik bağların saf halde bulunduğu moleküller, maddenin buhar halinde bulunur. İyonik bağ çok güçlüdür ve bu nedenle bu bağa sahip maddelerin erime noktası yüksektir. Kovalent bağlardan farklı olarak iyonik bağlar, yön ve doygunluk ile karakterize edilmez, çünkü iyonların yarattığı elektrik alanı, küresel simetri nedeniyle tüm iyonlara eşit şekilde etki eder.

Metal bağlantı

Metalik bağ yalnızca metallerde gerçekleşir; bu, metal atomlarını tek bir kafeste tutan etkileşimdir. Bir bağ oluşumuna yalnızca tüm hacmine ait metal atomlarının değerlik elektronları katılır. Metallerde elektronlar sürekli olarak atomlardan sıyrılır ve metalin tüm kütlesi boyunca hareket eder. Elektronlardan yoksun kalan metal atomları, hareketli elektronları kabul etme eğiliminde olan pozitif yüklü iyonlara dönüşür. Bu sürekli süreç, metalin içinde tüm metal atomlarını sıkı bir şekilde birbirine bağlayan "elektron gazı" adı verilen şeyi oluşturur (Şekil 4).

Metalik bağ güçlüdür, bu nedenle metaller yüksek bir erime noktasına sahiptir ve "elektron gazının" varlığı metallere işlenebilirlik ve süneklik kazandırır.

Hidrojen bağı

Hidrojen bağı spesifik bir moleküller arası etkileşimdir, çünkü oluşumu ve gücü, maddenin kimyasal yapısına bağlıdır. Bir hidrojen atomunun yüksek elektronegatifliğe sahip bir atoma (O, N, S) bağlandığı moleküller arasında oluşur. Bir hidrojen bağının oluşması iki nedene bağlıdır: birincisi, elektronegatif bir atomla ilişkili hidrojen atomunun elektronları yoktur ve diğer atomların elektron bulutlarına kolayca dahil edilebilir; ikincisi, bir değerlik s-orbitaline sahiptir. Hidrojen atomu, elektronegatif bir atomun yalnız bir çift elektronunu kabul edebilir ve verici-alıcı mekanizması yoluyla onunla bir bağ oluşturabilir.