Kimyasal bağ.

kimyasal bağın belirlenmesi;

kimyasal bağ türleri;

değerlik bağı yöntemi;

kovalent bağların temel özellikleri;

kovalent bağ oluşum mekanizmaları;

karmaşık bileşikler;

moleküler yörünge yöntemi;

Moleküller arası etkileşimler.

KİMYASAL BAĞ TANIMI

Kimyasal bağ Moleküllerin veya iyonların oluşumuna ve atomların birbirine yakın güçlü bir şekilde tutulmasına yol açan atomlar arasındaki etkileşime denir.

Kimyasal bağ elektronik niteliktedir, yani değerlik elektronlarının etkileşimi nedeniyle gerçekleştirilir. Moleküldeki değerlik elektronlarının dağılımına bağlı olarak, aşağıdaki bağ türleri ayırt edilir: iyonik, kovalent, metalik vb. İyonik bir bağ, doğası gereği keskin bir şekilde farklılık gösteren atomlar arasındaki kovalent bağın aşırı bir durumu olarak düşünülebilir.

KİMYASAL BAĞ TÜRLERİ

İyonik bağ.

Modern iyonik bağ teorisinin temel hükümleri.

Özellikleri bakımından birbirinden keskin biçimde farklı olan elementlerin, yani metaller ve metal olmayanların etkileşimi sırasında iyonik bir bağ oluşur.

Kimyasal bir bağın oluşumu, atomların kararlı bir sekiz elektronlu dış kabuk (s 2 p 6) elde etme arzusuyla açıklanır.

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

Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3'ler 2 P 6

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

Cl – : 1s 2 2s 2 p 6 3'ler 2 P 6

Ortaya çıkan zıt yüklü iyonlar, elektrostatik çekim nedeniyle birbirine yakın tutulur.

İyonik bağ yönlü değildir.

Saf iyonik bağ yoktur. İyonlaşma enerjisi elektron ilgi enerjisinden daha büyük olduğundan, elektronegatiflik farkı büyük olan bir atom çifti durumunda bile tam bir elektron transferi gerçekleşmez. Bu nedenle bağın iyoniklik oranı hakkında konuşabiliriz. Bağın en yüksek iyonitesi, s-elementlerinin florürlerinde ve klorürlerinde meydana gelir.

Böylece RbCl, KCl, NaCl ve NaF kristallerinde sırasıyla %99, %98, %90 ve %97 olur.

Kovalent bağ.

Modern kovalent bağ teorisinin temel hükümleri.

Benzer özelliklere sahip elementler yani ametaller arasında kovalent bir bağ oluşur.

Aynı elementin atomları tarafından kovalent bir bağ oluşturulmuşsa, bu bağ polar değildir, yani ortak elektron çifti atomların hiçbirine yer değiştirmez. Eğer kovalent bağ iki farklı atom tarafından oluşturulursa, ortak elektron çifti en elektronegatif atoma kayar..

polar kovalent bağ Kovalent bir bağ oluştuğunda, etkileşime giren atomların elektron bulutları üst üste gelir; bunun sonucunda, atomlar arasındaki boşlukta, etkileşime giren atomların pozitif yüklü çekirdeklerini çeken ve onları birbirine yakın tutan, artan elektron yoğunluğuna sahip bir bölge belirir. Bunun sonucunda sistemin enerjisi azalır (Şekil 14). Ancak atomlar birbirine çok yakın olduğunda çekirdeklerin itme kuvveti artar. Bu nedenle çekirdekler arasında optimal bir mesafe vardır (,bağlantı uzunluğu ben

sv), sistemin minimum enerjiye sahip olduğu nokta. Bu durumda, bağlanma enerjisi olarak adlandırılan enerji açığa çıkar - E St. bağlantı uzunluğu Pirinç. 14. Paralel (1) ve antiparalel (2) spinli iki hidrojen atomundan oluşan sistemlerin enerjisinin çekirdekler arasındaki mesafeye bağımlılığı (E sistemin enerjisi, E bağlanma enerjisi, r çekirdekler arasındaki mesafedir) çekirdekler,

– iletişim uzunluğu).

Kovalent bağları tanımlamak için iki yöntem kullanılır: değerlik bağı (VB) yöntemi ve moleküler yörünge yöntemi (MMO).

DEĞERLİK BAĞLARI YÖNTEMİ.

BC yöntemi aşağıdaki hükümlere dayanmaktadır: 1. Zıt spinlere sahip iki elektron tarafından kovalent bir kimyasal bağ oluşur ve bu elektron çifti iki atoma aittir. Molekülün elektronik yapısını yansıtan bu tür iki elektronlu iki merkezli bağların kombinasyonlarına denir.

değerlik şemaları.

2. Kovalent bağ ne kadar güçlü olursa, etkileşen elektron bulutları o kadar fazla örtüşür.

Değerlik şemalarını görsel olarak tasvir etmek için genellikle aşağıdaki yöntem kullanılır: dış elektron katmanında bulunan elektronlar, atomun kimyasal sembolünün etrafında bulunan noktalarla gösterilir. İki atomun paylaştığı elektronlar, kimyasal sembollerinin arasına yerleştirilmiş noktalarla gösterilir; bir çift veya üçlü bağ sırasıyla iki veya üç çift ortak noktayla gösterilir: N: 1s 2 2 P 3 ;

2'ler N: 1s 2 2 P 4

C: 1s 2

Belirli bir elementin atomunu diğer atomlara bağlayan ortak elektron çiftlerinin sayısına veya başka bir deyişle bir atomun oluşturduğu kovalent bağların sayısına denir. ortak değerlik BC yöntemine göre. Böylece hidrojenin kovalensi 1, nitrojeninki ise 3 olur.

Üst üste binen elektron bulutları yöntemine göre bağlantılar iki türdür:  - bağlantı ve  - bağlantı.

 - iki elektron bulutu, atom çekirdeklerini bağlayan eksen boyunca üst üste bindiğinde bir bağ oluşur.

Pirinç. 15.  - bağlantılarının oluşum şeması.

 - etkileşime giren atomların çekirdeklerini bağlayan çizginin her iki tarafında elektron bulutları üst üste bindiğinde bir bağ oluşur.

Pirinç. 16.  - bağlantılarının oluşum şeması.

KOVALENT BAĞLARIN TEMEL ÖZELLİKLERİ.

1. Bağlantı uzunluğu, ℓ. Bu, sistemin en kararlı durumuna karşılık gelen, etkileşen atomların çekirdekleri arasındaki minimum mesafedir.

2. Bağ enerjisi, E min - kimyasal bir bağı kırmak ve atomları etkileşim sınırlarının ötesine çıkarmak için harcanması gereken enerji miktarıdır.

3. Dipol bağlantı momenti, ,=qℓ. Dipol momenti, bir molekülün polaritesinin niceliksel bir ölçüsü olarak hizmet eder. Polar olmayan moleküller için dipol momenti 0'dır, polar olmayan moleküller için 0'a eşit değildir. Çok atomlu bir molekülün dipol momenti, bireysel bağların dipollerinin vektör toplamına eşittir:

4. Bir kovalent bağ, yönlülük ile karakterize edilir. Kovalent bir bağın yönü, etkileşime giren atomların elektron bulutlarının uzayında maksimum örtüşme ihtiyacı ile belirlenir ve bu, en güçlü bağların oluşumuna yol açar.

Bu  bağları uzayda sıkı bir şekilde yönlendirildiğinden, molekülün bileşimine bağlı olarak birbirlerine belirli bir açıda olabilirler - böyle bir açıya değerlik denir.

Diatomik moleküller doğrusal bir yapıya sahiptir. Çok atomlu moleküller daha karmaşık bir konfigürasyona sahiptir. Hidridlerin oluşumu örneğini kullanarak çeşitli moleküllerin geometrisini ele alalım.

1. VI grubu, ana alt grup (oksijen hariç), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te.

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

Hidrojen için s-AO'lu bir elektron, kükürt için - 3p y ve 3p z bir bağ oluşumuna katılır. H2S molekülü, bağlar arasındaki açı 90 0 olan düz bir yapıya sahiptir. .

Şekil 17. H 2 E molekülünün yapısı

2. Grup V elementlerinin hidritleri, ana alt grup: PH 3, AsH 3, SbH 3.

P 1s 2 2s 2 6 3s 2 р 3 .

Bağ oluşumuna katılanlar şunlardır: hidrojen için s-AO, fosfor için - p y, p x ve p z AO.

PH 3 molekülü üçgen piramit şeklindedir (tabanda bir üçgen vardır).

Şekil 18. EN 3 molekülünün yapısı

5. Doygunluk kovalent bağ, bir atomun oluşturabileceği kovalent bağların sayısıdır. Sınırlıdır çünkü Bir elementin sınırlı sayıda değerlik elektronu vardır. Belirli bir atomun temel veya uyarılmış durumda oluşturabileceği maksimum kovalent bağ sayısına atom denir. ortak değerlik.

Örnek: hidrojen tek değerliktir, oksijen iki değerlidir, nitrojen üç değerlidir, vb.

Bazı atomlar, uyarılmış durumdaki eşleşmiş elektronları ayrıştırarak kovalensitelerini arttırabilirler.

Örnek. 0 1s 2 ol N: 1s 2 2

Uyarılmış durumdaki bir berilyum atomunun 2p-AO'da bir değerlik elektronu ve 2s-AO'da bir elektronu vardır, yani kovalans Be 0 = 0 ve kovalans Be* = 2. Etkileşim sırasında, yörüngelerin hibridizasyonu meydana gelir.

Hibridizasyon- bu, kimyasal etkileşimden önce karışmanın bir sonucu olarak çeşitli AO'ların enerjisinin eşitlenmesidir. Hibridizasyon, AO'ların bir kombinasyonu kullanılarak bir molekülün yapısının tahmin edilmesine olanak tanıyan koşullu bir tekniktir. Enerjileri birbirine yakın olan AO'lar hibridizasyonda yer alabilir.

Her hibridizasyon türü, moleküllerin belirli bir geometrik şekline karşılık gelir.

Ana alt grubun Grup II elemanlarının hidritleri durumunda, bağın oluşumuna iki özdeş sp-hibrit yörünge katılır. Bu tür bağlantıya sp-hibridizasyon denir.

Şekil 19. BeH 2.sp-Hibridizasyonu Molekülü.

sp-Hibrit yörüngeler asimetrik bir şekle sahiptir; AO'nun uzatılmış kısımları 180 o bağ açısıyla hidrojene doğru yönlendirilir. Bu nedenle BeH 2 molekülü doğrusal bir yapıya sahiptir (Şekil).

BH3 molekülünün oluşumu örneğini kullanarak ana alt grubun III. Grubundaki elementlerin hidrit moleküllerinin yapısını ele alalım.

B 0 1s 2 N: 1s 2 2 P 1

Kovalens B 0 = 1, kovalans B* = 3.

S-AO ve iki p-AO'nun elektron yoğunluklarının yeniden dağıtılması sonucu oluşan bağların oluşumunda üç sp-hibrit yörünge yer alır. Bu tür bağlantıya sp 2 - hibridizasyon denir. Sp 2 - hibridizasyondaki bağ açısı 120 0'dır, dolayısıyla BH3 molekülü düz üçgen bir yapıya sahiptir.

Şekil 20. Molekül BH 3. sp 2 -Hibridizasyon.

CH4 molekülünün oluşumu örneğini kullanarak, ana alt grubun IV. grubunun elementlerinin hidrit moleküllerinin yapısını ele alalım.

C 0 1s 2 N: 1s 2 2 P 2

Kovalentlik C0 = 2, kovalans C* = 4.

Karbonda, elektron yoğunluklarının s-AO ve üç p-AO arasında yeniden dağıtılması sonucu oluşan dört sp-hibrit yörünge, kimyasal bir bağın oluşumuna katılır. CH4 molekülünün şekli tetrahedrondur, bağ açısı 109°28`dir.

Pirinç. 21. Molekül CH4.sp3 -Hibridizasyon.

Genel kuralın istisnaları H2O ve NH3 molekülleridir.

Bir su molekülünde bağlar arasındaki açı 104,5 derecedir. Bu gruptaki diğer elementlerin hidritlerinden farklı olarak suyun özel özellikleri vardır: kutupsal ve diyamanyetiktir. Bütün bunlar, su molekülündeki bağ türünün sp3 olmasıyla açıklanmaktadır. Yani, kimyasal bir bağın oluşumuna dört sp - hibrit yörünge katılır. İki yörüngenin her biri bir elektron içerir, bu yörüngeler hidrojenle etkileşime girer ve diğer iki yörünge bir çift elektron içerir. Bu iki yörüngenin varlığı suyun benzersiz özelliklerini açıklamaktadır.

Amonyak molekülünde bağlar arasındaki açılar yaklaşık 107,3o'dur, yani amonyak molekülünün şekli tetrahedrondur, bağın türü sp3'tür. Bir nitrojen molekülü üzerinde bir bağ oluşumunda dört hibrit sp3 yörüngesi rol alır. Üç yörüngenin her biri bir elektron içerir; bu yörüngeler hidrojenle ilişkilidir; dördüncü AO, amonyak molekülünün benzersizliğini belirleyen yalnız bir elektron çifti içerir.

KOVALENT BAĞ OLUŞUMUNUN MEKANİZMALARI.

MBC, kovalent bağ oluşumunun üç mekanizmasının ayırt edilmesine izin verir: değişim, donör-alıcı ve datif.

Değişim mekanizması. İki bağlı atomun her biri, sanki onları değiştiriyormuş gibi paylaşım için bir elektron tahsis ettiğinde kimyasal bir bağ oluşumu durumlarını içerir. İki atomun çekirdeğinin bağlanabilmesi için elektronların çekirdekler arasındaki boşlukta olması gerekir. Moleküldeki bu bölgeye bağlanma bölgesi (bir elektron çiftinin molekülde bulunma olasılığının en yüksek olduğu bölge) adı verilir. Atomlar arasında eşleşmemiş elektron değişiminin gerçekleşebilmesi için atomik yörüngelerin örtüşmesi gerekir (Şekil 10,11). Bu, kovalent bir kimyasal bağın oluşumu için değişim mekanizmasının etkisidir. Atomik yörüngeler ancak nükleer eksene göre aynı simetri özelliklerine sahiplerse üst üste gelebilir (Şekil 10, 11, 22).

Pirinç. 22. Kimyasal bir bağ oluşumuna yol açmayan AO'nun örtüşmesi.

Donör-alıcı ve datif mekanizmalar.

Verici-alıcı mekanizması, yalnız bir elektron çiftinin bir atomdan başka bir atomun boş atomik yörüngesine transferini içerir. Örneğin iyonun oluşumu - :

BF3 molekülündeki bor atomundaki boş p-AO, florür iyonundan (donör) bir çift elektron kabul eder. Ortaya çıkan anyonda dört kovalent B-F bağının uzunluğu ve enerjisi eşittir. Orijinal molekülde, üç B-F bağının tümü değişim mekanizması tarafından oluşturulmuştur.

Dış kabuğu yalnızca s veya p elektronlarından oluşan atomlar, yalnız bir elektron çiftinin vericisi veya alıcısı olabilir. Değerlik elektronları d-AO'nun üzerinde bulunan atomlar aynı anda hem verici hem de alıcı olarak hareket edebilir. Bu iki mekanizmayı birbirinden ayırmak için bağ oluşumunun datif mekanizması kavramları tanıtıldı.

Bir datif mekanizmanın en basit örneği, iki klor atomunun etkileşimidir.

Bir klor molekülündeki iki klor atomu, eşleşmemiş 3p elektronlarını birleştirerek bir değişim mekanizması yoluyla kovalent bir bağ oluşturur. Ek olarak, Cl-1 atomu yalnız bir çift elektron 3р 5 - AO'yu Cl-2 atomuna boş 3d-AO'ya aktarır ve Cl-2 atomu aynı elektron çiftini boş 3d-AO'ya aktarır. Cl-1 atomu Her atom aynı anda bir alıcı ve vericinin işlevlerini yerine getirir. Bu datif mekanizmadır. Datif mekanizmanın etkisi bağ gücünü arttırır, böylece klor molekülü flor molekülünden daha güçlü olur.

KARMAŞIK BAĞLANTILAR.

Verici-alıcı mekanizması ilkesine göre, çok büyük bir karmaşık kimyasal bileşik sınıfı oluşur - karmaşık bileşikler.

Karmaşık bileşikler, bir donör-alıcı mekanizması tarafından oluşturulan kovalent bağlarla negatif yüklü iyonlar veya nötr moleküllerle ilişkili merkezi bir iyon veya atom dahil olmak üzere, hem kristal formda hem de çözelti halinde bulunabilen karmaşık iyonları içeren bileşiklerdir.

Werner'e göre karmaşık bileşiklerin yapısı.

Karmaşık bileşikler bir iç küre (kompleks iyon) ve bir dış küreden oluşur. İç kürenin iyonları arasındaki bağlantı, bir verici-alıcı mekanizması yoluyla gerçekleşir. Alıcılara kompleks oluşturucu maddeler denir; bunlar genellikle boş yörüngelere sahip pozitif metal iyonları (grup IA metalleri hariç) olabilir. İyonun yükü arttıkça ve boyutu azaldıkça kompleks oluşturma yeteneği artar.

Elektron çifti donörlerine ligand veya eklenenler denir. Ligandlar nötr moleküller veya negatif yüklü iyonlardır. Ligandların sayısı, kural olarak kompleksleştirici iyonun değerinin iki katına eşit olan kompleksleştirici maddenin koordinasyon numarası ile belirlenir. Ligandlar tek dişli veya çok dişli olabilir. Bir ligandın yoğunluğu, ligandın kompleks yapıcı maddenin koordinasyon alanında kapladığı koordinasyon bölgelerinin sayısına göre belirlenir. Örneğin, F- tek dişli bir liganddır, S2032- ise iki dişli bir liganddır. İç kürenin yükü, onu oluşturan iyonların yüklerinin cebirsel toplamına eşittir. İç küre negatif yüke sahipse anyonik bir komplekstir; pozitifse katyonik bir komplekstir. Katyonik kompleksler, Rusça'da kompleksleştirici iyonun adıyla adlandırılır; anyonik komplekslerde kompleksleştirici ajan, son ekin eklenmesiyle Latince olarak adlandırılır - en.

Karmaşık bir bileşikte dış ve iç küreler arasındaki bağlantı iyoniktir.

Örnek: K2 – potasyum tetrahidroksozinkat, anyonik kompleks.

2- - iç küre

2K+ - dış küre

Zn 2+ - kompleks yapıcı madde

OH – - ligandlar

koordinasyon numarası – 4

dış ve iç küreler arasındaki bağlantı iyoniktir:

K2 = 2K + + 2- .

Zn2+ iyonu ve hidroksil grupları arasındaki bağ kovalent olup donör-alıcı mekanizmasına göre oluşturulmuştur: OH - donörler, Zn2+ - alıcı.

Zn 0: … 3d 10 4s 2

Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0:

Karmaşık bileşik türleri

1. Amonyak bileşikleri, amonyak molekülünün ligandlarıdır.

Cl 2 – tetraamin bakır (II) klorür. Amonyak bileşikleri, amonyağın kompleks oluşturucu madde içeren bileşikler üzerindeki etkisi ile üretilir.

2. Hidrokso bileşikleri - OH - ligandları.

Na – sodyum tetrahidroksialüminat. Hidrokso kompleksleri, fazla alkalinin amfoterik özelliklere sahip metal hidroksitler üzerindeki etkisiyle elde edilir.

3. Su kompleksleri su moleküllerinin ligandlarıdır.

Cl 3 – heksaakuakrom (III) klorür.

Su kompleksleri susuz tuzların su ile reaksiyona sokulmasıyla elde edilir.

4. Asit kompleksleri - asit anyonlarının ligandları - Cl - , F - , CN - , SO 3 2- , I – , NO 2 – , C 2 O 4 – vb.

K4 – potasyum hekzasiyanoferrat (II). Ligand içeren bir tuzun fazlasının, kompleks yapıcı madde içeren bir tuzla reaksiyona sokulmasıyla hazırlanır.
19. yüzyılın sonunda oldukça güçlü bir moleküler hidrojen iyonunun varlığı tespit edilmiş olmasına rağmen
: Buradaki bağ kırma enerjisi 2,65 eV'dir. Ancak bu durumda iyonun bileşimi nedeniyle elektron çifti oluşamaz.
yalnızca bir elektron dahildir.

Moleküler yörünge yöntemi (MMO), değerlik bağı yöntemi kullanılarak açıklanamayan bir dizi çelişkinin açıklanmasına olanak tanır.

MMO'nun temel hükümleri.

İki atomik yörünge etkileşime girdiğinde iki moleküler yörünge oluşur.

Buna göre, n-atomik yörüngeler etkileşime girdiğinde n-moleküler yörüngeler oluşur.

Bir moleküldeki elektronlar molekülün tüm çekirdeklerine eşit olarak aittir. Oluşan iki moleküler yörüngeden birinin enerjisi orijinalinden daha düşüktür. bu bağlanma moleküler yörüngesidir diğeri orijinalinden daha yüksek enerjiye sahip, bu.

antibağ moleküler yörünge

MMO'lar ölçeklenmeyen enerji diyagramlarını kullanır.

Enerji alt düzeylerini elektronlarla doldururken atomik yörüngelerle aynı kurallar kullanılır:

minimum enerji ilkesi, yani. önce daha düşük enerjiye sahip alt seviyeler doldurulur;

Pauli ilkesi: Her enerji alt seviyesinde antiparalel spinlere sahip ikiden fazla elektron olamaz;

Hund kuralı: Enerji alt seviyelerinin doldurulması, toplam dönüş maksimum olacak şekilde gerçekleşir. İletişimin çokluğu.İletişim çokluğu

MMO'da aşağıdaki formülle belirlenir:

K p = 0 olduğunda hiçbir bağ oluşmaz.

Örnekler.

1. H2 molekülü var olabilir mi?

Pirinç. 23. Hidrojen molekülü H2'nin oluşum şeması.

Sonuç: Bağ çokluğu Kp > 0 olduğundan H2 molekülü mevcut olacaktır.

2. He 2 molekülü var olabilir mi?

Pirinç. 24. Helyum molekülü He 2'nin oluşum şeması.

Sonuç: Bağ çokluğu Kp = 0 olduğundan He 2 molekülü mevcut olmayacaktır.

3. H2+ parçacığı var olabilir mi?

Pirinç. 25. Bir H2 + parçacığının oluşum şeması.

Bağ çokluğu Kp > 0 olduğundan H2+ parçacığı mevcut olabilir.

4. O2 molekülü var olabilir mi?

Pirinç. 26. O2 molekülünün oluşum şeması.

O 2 molekülü mevcuttur. Şekil 26'dan oksijen molekülünün iki eşleşmemiş elektrona sahip olduğu anlaşılmaktadır. Bu iki elektron nedeniyle oksijen molekülü paramanyetiktir.

Böylece moleküler yörünge yöntemi moleküllerin manyetik özelliklerini açıklar.

MOLEKÜLLERARASI ETKİLEŞİM. Tüm moleküller arası etkileşimler iki gruba ayrılabilir: evrensel Ve. Evrensel olanlar istisnasız tüm moleküllerde görülür. Bu etkileşimlere genellikle denir bağlantı veya van der Waals kuvvetleri. Bu kuvvetler zayıf olmasına rağmen (enerji sekiz kJ/mol'ü geçmez), çoğu maddenin gaz halindeki durumdan sıvı duruma geçişinin, gazların katıların yüzeyleri üzerinde adsorpsiyonunun ve diğer olayların nedenidir. Bu kuvvetlerin doğası elektrostatiktir.

Ana etkileşim kuvvetleri:

1). Dipol – dipol (yönelim) etkileşimi Polar moleküller arasında bulunur.

Dipol momentleri ne kadar büyük olursa, moleküller arasındaki mesafe o kadar küçük olur ve sıcaklık ne kadar düşük olursa oryantasyonel etkileşim de o kadar büyük olur. Bu nedenle, bu etkileşimin enerjisi ne kadar büyük olursa, maddenin kaynaması için ısıtılması gereken sıcaklık da o kadar yüksek olur.

2). endüktif etkileşim Bir maddedeki polar ve polar olmayan moleküller arasında temas olması durumunda gerçekleştirilir. Polar bir molekül ile etkileşimin bir sonucu olarak, polar olmayan bir molekülde bir dipol indüklenir.

Cl  + - Cl  - … Al  + Cl  - 3

Bu etkileşimin enerjisi, moleküler polarizasyon yeteneğinin, yani moleküllerin bir elektrik alanının etkisi altında bir dipol oluşturma yeteneğinin artmasıyla artar. Endüktif etkileşimin enerjisi, dipol-dipol etkileşiminin enerjisinden önemli ölçüde daha azdır.

3). Dağılım etkileşimi- bu, atomlardaki elektron yoğunluğundaki dalgalanmalardan dolayı ortaya çıkan anlık dipoller nedeniyle polar olmayan moleküllerin etkileşimidir.

Aynı türden bir dizi maddede, bu maddelerin moleküllerini oluşturan atomların boyutlarının artmasıyla dispersiyon etkileşimi artar.

4) İtici kuvvetler moleküllerin elektron bulutlarının etkileşiminden kaynaklanır ve yaklaştıkça ortaya çıkar.

Spesifik moleküller arası etkileşimler, verici-alıcı niteliğindeki, yani elektronların bir molekülden diğerine aktarılmasıyla ilişkili her türlü etkileşimi içerir. Bu durumda oluşan moleküller arası bağ, kovalent bağın tüm karakteristik özelliklerine sahiptir: doygunluk ve yönlülük.

Polar bir grubun veya molekülün parçası olan pozitif polarize bir hidrojen ile başka bir veya aynı molekülün elektronegatif atomunun oluşturduğu kimyasal bağa hidrojen bağı denir. Örneğin su molekülleri şu şekilde temsil edilebilir:

Kesintisiz çizgiler, su molekülleri içindeki hidrojen ve oksijen atomları arasındaki kovalent polar bağlardır; noktalar hidrojen bağlarını gösterir. Hidrojen bağlarının oluşmasının nedeni, hidrojen atomlarının pratik olarak elektron kabuklarından yoksun olmasıdır: onların tek elektronları, moleküllerinin oksijen atomlarına kaydırılır. Bu, diğer katyonlardan farklı olarak protonların, oksijen atomlarının elektron kabuklarından bir itme yaşamadan komşu moleküllerin oksijen atomlarının çekirdeklerine yaklaşmasına olanak tanır.

Bir hidrojen bağı, 10 ila 40 kJ/mol'lük bir bağlanma enerjisi ile karakterize edilir. Ancak bu enerji neden olmak için yeterlidir. moleküllerin birleşimi, onlar. bazı durumlarda sadece maddenin sıvı halinde mevcut olmayıp aynı zamanda buhara geçtiğinde de korunan dimerler veya polimerler halinde birleşmeleri.

Örneğin gaz fazındaki hidrojen florür dimer formunda bulunur.

Karmaşık organik moleküllerde hem moleküller arası hidrojen bağları hem de molekül içi hidrojen bağları vardır.

Molekül içi hidrojen bağlarına sahip moleküller, moleküller arası hidrojen bağları oluşturamaz. Bu nedenle, bu tür bağlara sahip maddeler, moleküller arası hidrojen bağları oluşturabilen izomerlerine göre bileşik oluşturmazlar, daha uçucudurlar ve daha düşük viskozitelere, erime ve kaynama noktalarına sahiptirler.

KİMYASAL BAĞ

Kimyasal bağ elektron alışverişi yoluyla gerçekleştirilen iki atomun etkileşimidir. Kimyasal bir bağ oluştuğunda atomlar, en yakın inert gazın atomunun yapısına karşılık gelen, kararlı bir sekiz elektronlu (veya iki elektronlu) dış kabuk edinme eğilimindedir. Aşağıdaki kimyasal bağ türleri ayırt edilir: kovalent(kutupsal ve kutupsal olmayan; değişim ve bağışçı-alıcı), iyonik, hidrojen Ve maden.

KOVALENT BAĞ

Her iki atoma ait elektron çifti nedeniyle gerçekleştirilir. Kovalent bağların oluşumu için değişim ve verici-alıcı mekanizmaları vardır.

1) Değişim mekanizması . Her atom ortak bir elektron çiftine eşlenmemiş bir elektron katar:

2) Donör-alıcı mekanizması . Bir atom (verici) bir elektron çifti sağlar ve diğer atom (alıcı) bu çift için boş bir yörünge sağlar;

İki atom sosyalleşemez C kaç çift elektron var? Bu durumda onlar hakkında konuşuyorlar katlar bağlantılar:

Elektron yoğunluğu atomlar arasında simetrik olarak yerleştirilmişse kovalent bağ denir. kutupsal olmayan.

Elektron yoğunluğu atomlardan birine doğru kaydırılırsa kovalent bağ denir. kutupsal.

Atomların elektronegatifliğindeki fark ne kadar büyük olursa, bağın polaritesi de o kadar büyük olur.

Elektronegatiflik bir atomun diğer atomlardan elektron yoğunluğunu çekme yeteneğidir. En elektronegatif element flor, en elektropozitif element ise fransiyumdur.

İYONİK BAĞ

iyonlar- bunlar elektron kaybı veya eklenmesi sonucu atomların dönüştüğü yüklü parçacıklardır.

(sodyum florür sodyum iyonlarından oluşur Na+ ve florür iyonları F - )

Atomların elektronegatiflik farkı büyükse bağı gerçekleştiren elektron çifti atomlardan birine gider ve her iki atom da iyonlara dönüşür.

Elektrostatik çekim nedeniyle iyonlar arasındaki kimyasal bağa denir.iyonik bağ.

HİDROJEN BAĞLANMASI

Hidrojen bağı - Bu, bir molekülün pozitif yüklü hidrojen atomu ile başka bir molekülün negatif yüklü atomu arasındaki bağdır. Hidrojen bağı kısmen elektrostatik, kısmen de verici-alıcı niteliktedir.

Hidrojen bağlarının varlığı suyun, alkollerin ve karboksilik asitlerin yüksek kaynama sıcaklıklarını açıklar.

METAL BAĞLANTI

Metallerin değerlik elektronları çekirdeklerine oldukça zayıf bir şekilde bağlanır ve onlardan kolaylıkla ayrılabilir. Bu nedenle metal, kristal kafesinde belirli konumlarda bulunan çok sayıda pozitif iyon ve kristal boyunca serbestçe hareket eden çok sayıda elektron içerir. Bir metaldeki elektronlar tüm metal atomları arasında bağ sağlar.

ORBİTAL HİBRİDİZASYON

Yörünge hibridizasyonu Daha etkili bir yörünge örtüşmesi elde etmek için kovalent bir bağın oluşumu sırasında bazı yörüngelerin şeklindeki değişikliktir.

A

sp 3 - Hibridizasyon. Bir s yörünge ve üç p - yörüngeler, eksenleri arasındaki açı 109 olan dört özdeş "melez" yörüngeye dönüşür° 28".

sp3 - hibridizasyon, tetrahedral geometriye sahip ( CH4, NH3).

B

sp 2 - Hibridizasyon. Bir s-orbital ve iki p-orbital üç özdeş "melez" yörüngeye dönüşür, eksenleri arasındaki açı 120°'dir.

İçinde gerçekleştiği moleküller sp

iki sp - Orbitaller iki tane oluşturabilir s - bağlar (BeH 2, ZnCl 2). İki tane daha - eğer iki tane varsa bağlantılar oluşturulabilir P - Hibritleşmede yer almayan yörüngeler elektron içerir (asetilen C2H2).

İçinde gerçekleştiği moleküller sp - hibridizasyon, doğrusal geometriye sahiptir.

BÖLÜM SONU

Kimya adı verilen ilginç bir bilimin temel taşlarından biridir. Bu yazıda kimyasal bağları tüm yönleriyle analiz edeceğiz, bilimdeki önemini inceleyeceğiz, örnekler vereceğiz ve çok daha fazlasını yapacağız.

Kimyasal bağ nedir

Kimyada kimyasal bağ, bir molekül içindeki atomların karşılıklı yapışması ve aralarında var olan çekim kuvvetinin bir sonucu olarak anlaşılmaktadır. Kimyasal bağlar sayesinde çeşitli kimyasal bileşikler oluşur; kimyasal bağın doğası budur.

Kimyasal Bağ Çeşitleri

Bir kimyasal bağın oluşma mekanizması, genel olarak türüne veya türüne büyük ölçüde bağlıdır, aşağıdaki ana kimyasal bağ türleri farklılık gösterir:

• Kovalent kimyasal bağ (bu da polar veya polar olmayabilir)
• iyonik bağ
• Kimyasal bağ

insanlar gibi.

Buna gelince, web sitemizde ayrı bir makale ayrılmıştır ve bağlantıdan daha ayrıntılı olarak okuyabilirsiniz. Daha sonra diğer tüm ana kimyasal bağ türlerini daha ayrıntılı olarak inceleyeceğiz.

İyonik kimyasal bağ

İyonik bir kimyasal bağın oluşumu, farklı yüklere sahip iki iyonun karşılıklı elektriksel çekimi nedeniyle meydana gelir. Bu tür kimyasal bağlardaki iyonlar genellikle basit olup maddenin bir atomundan oluşur.

İyonik kimyasal bağ şeması.

İyonik tipteki kimyasal bağın karakteristik bir özelliği doygunluğun olmamasıdır ve bunun sonucunda çok farklı sayıda zıt yüklü iyon bir iyona, hatta bir iyon grubuna katılabilir. İyonik kimyasal bağın bir örneği, "iyoniklik" seviyesinin neredeyse %97 olduğu sezyum florür bileşiği CsF'dir.

Hidrojen kimyasal bağı

Modern kimyasal bağlar teorisinin modern haliyle ortaya çıkmasından çok önce kimyagerler, metal olmayan hidrojen bileşiklerinin çeşitli şaşırtıcı özelliklere sahip olduğunu fark ettiler. Diyelim ki suyun ve hidrojen florürün kaynama noktası olabileceğinden çok daha yüksek, burada hidrojen kimyasal bağının hazır bir örneği var.

Resimde bir hidrojen kimyasal bağının oluşumunun bir diyagramı gösterilmektedir.

Bir hidrojen kimyasal bağının doğası ve özellikleri, hidrojen atomu H'nin başka bir kimyasal bağ oluşturma yeteneği ile belirlenir, dolayısıyla bu bağın adı da buradan gelir. Böyle bir bağlantının oluşmasının nedeni elektrostatik kuvvetlerin özellikleridir. Örneğin, bir hidrojen florür molekülündeki toplam elektron bulutu, florine doğru o kadar kaydırılır ki, bu maddenin bir atomunun etrafındaki boşluk, negatif bir elektrik alanıyla doyurulur. Özellikle tek elektronundan yoksun olan bir hidrojen atomunun çevresinde her şey tam tersidir; elektronik alanı çok daha zayıftır ve sonuç olarak pozitif yüke sahiptir. Ve bildiğiniz gibi pozitif ve negatif yükler birbirini çeker ve bu basit şekilde bir hidrojen bağı ortaya çıkar.

Metallerin kimyasal bağı

Metallerin özelliği hangi kimyasal bağdır? Bu maddelerin kendi kimyasal bağ türleri vardır - tüm metallerin atomları hiçbir şekilde düzenlenmemiştir, ancak belirli bir şekilde düzenlenme sırasına kristal kafes denir. Farklı atomların elektronları ortak bir elektron bulutu oluşturur ve birbirleriyle zayıf etkileşime girerler.

Metal kimyasal bağı böyle görünür.

Metalik kimyasal bağın bir örneği herhangi bir metal olabilir: sodyum, demir, çinko vb.

Kimyasal bağın türü nasıl belirlenir

İçinde yer alan maddelere bağlı olarak, eğer bir metal ve bir metal olmayan varsa bağ iyoniktir, iki metal varsa o zaman metaliktir, iki metal olmayan varsa o zaman kovalenttir.

Kimyasal bağların özellikleri

Farklı kimyasal reaksiyonları karşılaştırmak için aşağıdakiler gibi farklı niceliksel özellikler kullanılır:

• uzunluk,
• enerji,
• polarite,
• bağlantı sırası.

Onlara daha detaylı bakalım.

Bağ uzunluğu, kimyasal bir bağla bağlanan atomların çekirdekleri arasındaki denge mesafesidir. Genellikle deneysel olarak ölçülür.

Kimyasal bir bağın enerjisi onun gücünü belirler. Bu durumda enerji, kimyasal bir bağı kırmak ve atomları ayırmak için gereken kuvveti ifade eder.

Bir kimyasal bağın polaritesi, elektron yoğunluğunun atomlardan birine doğru ne kadar kaydığını gösterir. Atomların elektron yoğunluğunu kendilerine doğru kaydırma ya da kimyada basit bir ifadeyle "battaniyeyi kendi üzerine çekme" yeteneğine elektronegatiflik denir.

Bir kimyasal bağın sırası (başka bir deyişle, bir kimyasal bağın çokluğu), bir kimyasal bağa giren elektron çiftlerinin sayısıdır. Sıra tam ya da kesirli olabilir; ne kadar yüksek olursa, kimyasal bağı gerçekleştiren elektronların sayısı da o kadar artar ve onu kırmak da o kadar zor olur.

Kimyasal bağ, video

Ve son olarak farklı kimyasal bağ türleri hakkında eğitici bir video.

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 büyük ölçüde farklı olduğunda oluşur: bazı atomlar büyük, diğerleri küçüktür - yani, bazı atomlar kolayca elektronlardan vazgeçerken diğerleri elektron kabul etme eğilimindedir. bunlar (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.

Periyodik tabloda yer alan ve şu anda bilinen tüm kimyasal elementler iki büyük gruba ayrılır: metaller ve metal olmayanlar. Bunların sadece element değil, bileşik, kimyasal madde haline gelebilmeleri ve birbirleriyle etkileşime girebilmeleri için basit ve karmaşık maddeler halinde var olmaları gerekir.

Bu nedenle bazı elektronlar kabul etmeye çalışırken bazıları vermeye çalışır. Elementler bu şekilde birbirlerini yenileyerek çeşitli kimyasal molekülleri oluştururlar. Peki onları bir arada tutan şey nedir? Neden en ciddi aletlerin bile yok edilemeyeceği kadar güçlü maddeler var? Diğerleri ise tam tersine en ufak bir darbeyle yok olur. Bütün bunlar, moleküllerdeki atomlar arasında çeşitli türde kimyasal bağların oluşması, belirli bir yapının kristal kafesinin oluşması ile açıklanmaktadır.

Bileşiklerdeki kimyasal bağ türleri

Toplamda 4 ana tip kimyasal bağ vardır.

1. Kovalent polar olmayan. Elektronların paylaşılması, ortak elektron çiftlerinin oluşması nedeniyle iki özdeş metal olmayan arasında oluşur. Değerlik eşleşmemiş parçacıklar oluşumunda rol alır. Örnekler: halojenler, oksijen, hidrojen, nitrojen, kükürt, fosfor.
2. Kovalent polar. İki farklı ametal arasında veya çok zayıf özelliklere sahip bir metal ile elektronegatifliği zayıf bir ametal arasında oluşur. Aynı zamanda ortak elektron çiftlerinin, elektron ilgisi daha yüksek olan atom tarafından kendine doğru çekilmesi esasına dayanır. Örnekler: NH3, SiC, P205 ve diğerleri.
3. Hidrojen bağı. En kararsız ve en zayıf olanı, bir molekülün yüksek elektronegatif atomu ile diğerinin pozitif atomu arasında oluşur. Çoğu zaman bu, maddeler suda (alkol, amonyak vb.) Çözüldüğünde olur. Bu bağlantı sayesinde proteinlerin, nükleik asitlerin, karmaşık karbonhidratların vb. makromolekülleri var olabilir.
4. İyonik bağ. Farklı yüklü metal ve metal olmayan iyonların elektrostatik çekim kuvvetleri nedeniyle oluşur. Bu göstergedeki fark ne kadar güçlü olursa, etkileşimin iyonik doğası o kadar net ifade edilir. Bileşik örnekleri: ikili tuzlar, karmaşık bileşikler - bazlar, tuzlar.
5. Oluşum mekanizması ve özellikleri daha ayrıntılı olarak tartışılacak olan metal bir bağ. Metallerden ve bunların çeşitli türdeki alaşımlarından oluşur.

Kimyasal bağın birliği diye bir şey vardır. Sadece her kimyasal bağı standart olarak kabul etmenin imkansız olduğunu söylüyor. Hepsi sadece geleneksel olarak belirlenmiş birimlerdir. Sonuçta, tüm etkileşimler tek bir prensibe dayanmaktadır: elektron-statik etkileşim. Bu nedenle iyonik, metalik, kovalent ve hidrojen bağları aynı kimyasal yapıya sahiptir ve yalnızca birbirlerinin sınır durumlarıdır.

Metaller ve fiziksel özellikleri

Metaller tüm kimyasal elementlerin ezici çoğunluğunda bulunur. Bu onların özel özelliklerinden kaynaklanmaktadır. Bunların önemli bir kısmı insanlar tarafından laboratuvar koşullarında nükleer reaksiyonlarla elde edildi; yarılanma ömrü kısa olan radyoaktif maddelerdir.

Ancak çoğunluğu kayaları ve cevherleri oluşturan ve en önemli bileşiklerin parçası olan doğal elementlerdir. İnsanlar alaşım dökmeyi ve birçok güzel ve önemli ürün yapmayı onlardan öğrendiler. Bunlar bakır, demir, alüminyum, gümüş, altın, krom, manganez, nikel, çinko, kurşun ve diğerleridir.

Tüm metaller için, metalik bir bağın oluşumuyla açıklanan ortak fiziksel özellikler tanımlanabilir. Bu özellikler nelerdir?

1. Dövülebilirlik ve süneklik. Birçok metalin folyo (altın, alüminyum) durumuna kadar haddelenebildiği bilinmektedir. Diğerleri tel, esnek metal levhalar, fiziksel darbe altında deforme olabilen, ancak durduktan sonra hemen şeklini geri kazanabilen ürünler üretiyor. Dövülebilirlik ve süneklik olarak adlandırılan metallerin bu nitelikleridir. Bu özelliğin nedeni bağlantının metal tipidir. Kristal içindeki iyonlar ve elektronlar birbirlerine göre kırılmadan kayarlar, bu da tüm yapının bütünlüğünün korunmasına olanak sağlar.
2. Metalik parlaklık. Ayrıca metalik bağı, oluşum mekanizmasını, özelliklerini ve özelliklerini de açıklar. Bu nedenle, tüm parçacıklar aynı dalga boyundaki ışık dalgalarını absorbe edemez veya yansıtamaz. Çoğu metalin atomları kısa dalga ışınlarını yansıtır ve hemen hemen aynı gümüş, beyaz ve soluk mavimsi renk tonunu elde eder. İstisnalar bakır ve altındır, renkleri sırasıyla kırmızı-kırmızı ve sarıdır. Daha uzun dalga boyundaki radyasyonu yansıtabilirler.
3. Isı ve elektrik iletkenliği. Bu özellikler aynı zamanda kristal kafesin yapısı ve oluşumunda metalik tipte bağın gerçekleşmesiyle de açıklanmaktadır. Kristalin içinde hareket eden “elektron gazı” nedeniyle elektrik akımı ve ısı, tüm atomlar ve iyonlar arasında anında ve eşit bir şekilde dağıtılır ve metal boyunca iletilir.
4. Normal koşullar altında katı toplanma durumu. Buradaki tek istisna cıvadır. Diğer tüm metaller mutlaka güçlü, katı bileşikler ve bunların alaşımlarıdır. Bu aynı zamanda metallerde mevcut olan metalik bağın bir sonucudur. Bu tip parçacık bağlanmasının oluşma mekanizması, özellikleri tam olarak doğrulamaktadır.

Bunlar, metalik bir bağın oluşum şemasıyla tam olarak açıklanan ve belirlenen metallerin temel fiziksel özellikleridir. Atomları bağlamanın bu yöntemi özellikle metal elementler ve bunların alaşımları için geçerlidir. Yani onlar için katı ve sıvı haldedir.

Metal tipi kimyasal bağ

Özelliği nedir? Mesele şu ki, böyle bir bağ, farklı yüklü iyonlardan ve bunların elektrostatik çekimlerinden veya elektronegatiflikteki farklılıktan ve serbest elektron çiftlerinin varlığından kaynaklanmamaktadır. Yani iyonik, metalik, kovalent bağlar biraz farklı doğaya ve bağlanan parçacıkların ayırt edici özelliklerine sahiptir.

Tüm metaller aşağıdaki özelliklere sahiptir:

• başına az sayıda elektron (6,7 ve 8 olabilecek bazı istisnalar hariç);
• büyük atom yarıçapı;
• düşük iyonlaşma enerjisi.

Bütün bunlar, dıştaki eşleşmemiş elektronların çekirdekten kolayca ayrılmasına katkıda bulunur. Aynı zamanda atomun çok sayıda serbest yörüngesi vardır. Metalik bir bağın oluşumunun diyagramı, farklı atomlardan oluşan çok sayıda yörünge hücresinin birbiriyle örtüşmesini tam olarak gösterecektir, bu da sonuç olarak ortak bir kristal içi boşluk oluşturur. Kafesin farklı kısımlarında serbestçe dolaşmaya başlayan her atomdan elektronlar ona beslenir. Periyodik olarak, her biri kristalin bir yerindeki bir iyona bağlanır ve onu bir atoma dönüştürür, sonra tekrar ayrılarak bir iyon oluşturur.

Dolayısıyla metalik bir bağ, ortak bir metal kristalindeki atomlar, iyonlar ve serbest elektronlar arasındaki bağdır. Bir yapı içinde serbestçe hareket eden elektron bulutuna “elektron gazı” denir. Çoğu metali ve alaşımlarını açıklayan şey budur.

Bir metal kimyasal bağı tam olarak nasıl kendini gerçekleştirir? Çeşitli örnekler verilebilir. Bir parça lityum üzerinde bakmaya çalışalım. Bir bezelye tanesi kadar alsanız bile binlerce atom olacaktır. Öyleyse bu binlerce atomun her birinin tek değerlik elektronunu ortak kristal uzaya bıraktığını hayal edelim. Aynı zamanda belirli bir elementin elektronik yapısını bilerek boş yörüngelerin sayısını da görebilirsiniz. Lityum bunlardan 3 tanesine sahip olacak (ikinci enerji seviyesinin p-orbitalleri). On binlerce atomdan her biri için üç tane - bu, kristalin içindeki "elektron gazının" serbestçe hareket ettiği ortak alandır.

Metal bağı olan bir madde her zaman güçlüdür. Sonuçta, elektron gazı kristalin çökmesine izin vermez, yalnızca katmanları yerinden çıkarır ve onları hemen geri yükler. Parlar, belirli bir yoğunluğa (çoğunlukla yüksek), eriyebilirliğe, işlenebilirliğe ve plastisiteye sahiptir.

Metal yapıştırma başka nerede satılıyor? Madde örnekleri:

• basit yapılar formundaki metaller;
• tüm metal alaşımları birbiriyle;
• sıvı ve katı haldeki tüm metaller ve bunların alaşımları.

Periyodik tabloda 80'den fazla metal bulunduğundan, inanılmaz sayıda spesifik örnek var!

Metal bağı: oluşum mekanizması

Genel hatlarıyla ele alırsak, yukarıda ana hatlarıyla belirtmiştik. Serbest elektronların varlığı ve düşük iyonlaşma enerjisi nedeniyle çekirdekten kolaylıkla ayrılan elektronlar bu tür bağların oluşmasının ana koşullarıdır. Böylece aşağıdaki parçacıklar arasında gerçekleştiği ortaya çıkıyor:

• kristal kafesin bölgelerindeki atomlar;
• metaldeki değerlik elektronları olan serbest elektronlar;
• kristal kafesin bölgelerindeki iyonlar.

Sonuç metal bir bağdır. Oluşum mekanizması genel olarak aşağıdaki gösterimle ifade edilir: Me 0 - e - ↔ Men n+. Diyagramdan metal kristalinde hangi parçacıkların mevcut olduğu açıktır.

Kristallerin kendileri farklı şekillere sahip olabilir. Bu, uğraştığımız spesifik maddeye bağlıdır.

Metal kristal çeşitleri

Bir metalin veya alaşımının bu yapısı, parçacıkların çok yoğun bir şekilde paketlenmesiyle karakterize edilir. Kristal düğümlerdeki iyonlar tarafından sağlanır. Kafeslerin kendisi uzayda farklı geometrik şekillere sahip olabilir.

1. Vücut merkezli kübik kafes - alkali metaller.
2. Altıgen kompakt yapı - baryum hariç tüm alkali topraklar.
3. Yüz merkezli kübik - alüminyum, bakır, çinko, birçok geçiş metali.
4. Merkür eşkenar dörtgen bir yapıya sahiptir.
5. Dörtgen - indiyum.

Periyodik sistemde ne kadar aşağıda ve aşağıda bulunursa, kristalin paketlenmesi ve mekansal organizasyonu o kadar karmaşık olur. Bu durumda kristalin yapısında mevcut her metal için örnekleri verilebilecek metalik kimyasal bağ belirleyicidir. Alaşımların uzayda çok çeşitli organizasyonları vardır ve bunlardan bazıları henüz tam olarak incelenmemiştir.

İletişim özellikleri: yönsüz

Kovalent ve metalik bağların çok belirgin bir ayırt edici özelliği vardır. İlkinden farklı olarak metalik bağ yönlü değildir. Bu ne anlama geliyor? Yani, kristalin içindeki elektron bulutu, sınırları içinde farklı yönlerde tamamen serbestçe hareket eder, her elektron, yapının düğümlerindeki kesinlikle herhangi bir iyona bağlanabilme yeteneğine sahiptir. Yani etkileşim farklı yönlerde gerçekleştirilir. Bu nedenle metalik bağın yönsüz olduğunu söylüyorlar.

Kovalent bağlanma mekanizması, paylaşılan elektron çiftlerinin, yani üst üste binen atom bulutlarının oluşumunu içerir. Üstelik kesinlikle merkezlerini birbirine bağlayan belirli bir çizgi boyunca gerçekleşir. Dolayısıyla böyle bir bağlantının yönünden bahsediyorlar.

Doygunluk

Bu özellik, atomların diğerleriyle sınırlı veya sınırsız etkileşime girme yeteneğini yansıtır. Dolayısıyla kovalent ve metalik bağlar bu göstergeye göre yine zıttır.

Birincisi doyurulabilir. Oluşumunda yer alan atomlar, bileşiğin oluşumunda doğrudan rol oynayan, kesin olarak tanımlanmış sayıda değerlik dış elektronuna sahiptir. Sahip olduğundan daha fazla elektrona sahip olmayacaktır. Bu nedenle oluşan bağların sayısı değerlik ile sınırlıdır. Dolayısıyla bağlantının doygunluğu. Bu özelliği nedeniyle çoğu bileşik sabit bir kimyasal bileşime sahiptir.

Metalik ve hidrojen bağları ise tam tersine doymamıştır. Bu, kristalin içinde çok sayıda serbest elektron ve yörüngenin varlığıyla açıklanmaktadır. İyonlar ayrıca kristal kafesin düğümlerinde de rol oynar; bunların her biri, herhangi bir zamanda bir atom ve tekrar bir iyon haline gelebilir.

Metalik bağlanmanın bir başka özelliği de iç elektron bulutunun delokalizasyonudur. Az sayıda paylaşılan elektronun, metallerin birçok atom çekirdeğini birbirine bağlama yeteneğinde kendini gösterir. Yani yoğunluk, olduğu gibi, kristalin tüm parçaları arasında eşit olarak dağıtılmış, delokalize edilmiştir.

Metallerde bağ oluşumu örnekleri

Metalik bir bağın nasıl oluştuğunu gösteren birkaç spesifik seçeneğe bakalım. Madde örnekleri şunlardır:

• çinko;
• alüminyum;
• potasyum;
• krom.

Çinko atomları arasında metalik bir bağ oluşumu: Zn 0 - 2e - ↔ Zn 2+. Çinko atomunun dört enerji seviyesi vardır. Elektronik yapıya göre 15 serbest yörüngeye sahiptir - 3'ü p-orbitallerinde, 5'i 4d'de ve 7'si 4f'de. Elektronik yapısı şu şekildedir: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 0 4d 0 4f 0, atomda toplam 30 elektron vardır. Yani iki serbest değerlikli negatif parçacık, 15 geniş ve boş yörünge içinde hareket edebilir. Ve bu her atom için böyledir. Sonuç, boş yörüngelerden ve tüm yapıyı birbirine bağlayan az sayıda elektrondan oluşan devasa bir ortak alandır.

Alüminyum atomları arasındaki metalik bağ: AL 0 - e - ↔ AL 3+. Bir alüminyum atomunun on üç elektronu, açıkça bol miktarda sahip oldukları üç enerji seviyesinde bulunur. Elektronik yapı: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Serbest yörüngeler - 7 adet. Açıkçası, elektron bulutu kristaldeki toplam iç boş alanla karşılaştırıldığında küçük olacaktır.

Krom metal bağı. Bu element elektronik yapısı itibariyle özeldir. Aslında, sistemi stabilize etmek için elektron 4'lerden 3d yörüngesine düşer: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 4p 0 4d 0 4f 0 . Altısı değerlik elektronu olmak üzere toplam 24 elektron vardır. Kimyasal bir bağ oluşturmak için ortak elektronik alana girenler onlardır. 15 serbest yörünge vardır ve bu sayı hâlâ doldurulması gerekenden çok daha fazladır. Bu nedenle krom aynı zamanda molekülde karşılık gelen bir bağa sahip bir metalin tipik bir örneğidir.

Sıradan suyla bile ateşle reaksiyona giren en aktif metallerden biri potasyumdur. Bu özellikleri açıklayan nedir? Yine birçok yönden - metal bağlantı türüyle. Bu elementin yalnızca 19 elektronu vardır, ancak bunlar 4 enerji seviyesinde bulunur. Yani, farklı alt seviyelerdeki 30 yörüngede. Elektronik yapı: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0 4p 0 4d 0 4f 0 . Sadece ikisi çok düşük iyonlaşma enerjisine sahip. Serbestçe ayrılıp ortak elektronik alana giriyorlar. Atom başına hareket için 22 yörünge vardır, yani “elektron gazı” için çok geniş bir boş alan vardır.

Diğer bağlantı türleriyle benzerlikler ve farklılıklar

Genel olarak bu konu yukarıda zaten tartışılmıştır. Sadece genelleme yapılabilir ve bir sonuç çıkarılabilir. Metal kristalleri diğer tüm bağlantı türlerinden ayıran temel özellikler şunlardır:

• bağlanma sürecine katılan çeşitli parçacık türleri (atomlar, iyonlar veya atom iyonları, elektronlar);
• kristallerin farklı uzaysal geometrik yapıları.

Metalik bağların hidrojen ve iyonik bağların doymamışlığı ve yönsüzlüğü ile ortak noktaları vardır. Parçacıklar arasında kovalent polar - güçlü elektrostatik çekim vardır. İyonikten ayrı olarak - bir kristal kafesin (iyonlar) düğümlerindeki bir tür parçacık. Kristalin düğümlerinde kovalent polar olmayan atomlar bulunur.

Farklı toplanma durumlarındaki metallerdeki bağ türleri

Yukarıda belirttiğimiz gibi, makalede örnekleri verilen metalik bir kimyasal bağ, metallerin ve alaşımlarının iki agregasyon durumunda oluşur: katı ve sıvı.

Soru ortaya çıkıyor: metal buharlarında ne tür bir bağ var? Cevap: kovalent polar ve polar olmayan. Gaz halindeki tüm bileşiklerde olduğu gibi. Yani metal uzun süre ısıtılıp katı durumdan sıvı duruma geçtiğinde bağlar kopmaz ve kristal yapı korunur. Ancak sıvının buhar haline aktarılması söz konusu olduğunda kristal yok edilir ve metalik bağ kovalent bağa dönüştürülür.