Genel kimyaya giriş. Kükürt hangi maddelerde en yüksek değerini gösterir? Değerlik neden farklıdır?

1(1) numaralı sorunun cevabı.

Hidrojen ve fosforun EO değerleri aynı olduğundan PH 3 molekülündeki kimyasal bağ kovalent apolar olacaktır.

2(2) numaralı sorunun cevabı.

BEN. a) S2 molekülündeki bağ polar olmayan kovalenttir, çünkü aynı elementin atomlarından oluşur. Bağlantı oluşum şeması aşağıdaki gibi olacaktır:
Kükürt, grup VI'nın ana alt grubunun bir elementidir. Kükürt atomlarının dış kabuğunda 6 elektron bulunur. İki eşleşmemiş elektron olacaktır (8-6=2).
Dış elektronları ile gösterelim, o zaman bir kükürt molekülünün oluşum şeması şöyle görünecektir:

veya S=S
b) K2O molekülündeki bağ iyoniktir çünkü metal atomları ve metal olmayan elementlerden oluşur.
Potasyum, bir metal olan ana alt grubun ilk grubunun bir elementidir. Atomunun 1 elektron vermesi, eksik olan 7 elektronu kabul etmesinden daha kolaydır:

2. Oksijen metal olmayan bir grup VI'nın ana alt grubunun bir elementidir. Atomunun dış seviyeyi tamamlamaya yetmeyen 2 elektronu kabul etmesi, dış seviyeden 6 elektron vermekten daha kolaydır:

Oluşan iyonların yükleri arasındaki en küçük ortak katın 2(2.1) olduğunu bulalım. Potasyum atomlarının 2 elektron vermesi için 2 atom almanız gerekir, böylece oksijen atomları 2 elektron alabilir, 1 atom almanız gerekir, böylece potasyum oksit oluşum şeması şöyle görünecektir:

c) H2S molekülünde bağ kovalent polardır çünkü farklı EO'ya sahip elementlerin atomlarından oluşur. Kimyasal bir bağın oluşumu aşağıdaki gibi olacaktır:
Kükürt, grup VI'nın ana alt grubunun bir elementidir. Atomlarının dış kabuklarında 6 elektron bulunur. 2 adet eşleşmemiş elektron olacaktır (8-6=2).
Hidrojen, grup 1'in ana alt grubunun bir elementidir. Atomlarının dış kabuğunda 1 elektron bulunur. Bir elektron eşleşmemiştir (bir hidrojen atomu için iki elektrot seviyesi tamamlanmıştır).
Sırasıyla kükürt ve hidrojen atomlarının dış elektronlarını gösterelim:

Hidrojen sülfür molekülünde ortak elektron çiftleri daha elektronegatif olan atom olan kükürte doğru kaydırılır:

1. a) N2 molekülündeki kovalent bağ polar değildir çünkü aynı elementin atomlarından oluşur. Bağlantı oluşum şeması aşağıdaki gibidir:
Azot, V grubunun ana alt grubunun bir elementidir. Atomlarının dış kabuğunda 5 elektron bulunur. Üç adet eşleşmemiş elektron vardır (8 -5 = 3).
Azot atomunun dış elektronlarını noktalarla gösterelim:

b) Li3H molekülündeki bağ iyoniktir çünkü metal atomları ve metal olmayan elementlerden oluşur.
Lityum, bir metal olan grup I'in ana alt grubunun bir elementidir. Atomunun 1 elektron vermesi, eksik olan 7 elektronu kabul etmesinden daha kolaydır:

Azot, metal olmayan V grubunun ana alt grubunun bir elementidir. Atomunun dış seviyeyi tamamlamaya yetmeyen 3 elektronu kabul etmesi, dış seviyeden beş elektron vermekten daha kolaydır:

Oluşan iyonların yükleri arasındaki en küçük ortak katı bulalım, 3(3: 1 = 3)'e eşittir. Lityum atomunun 3 elektron verebilmesi için 3 atoma ihtiyaç vardır, böylece nitrojen atomlarının 3 elektron kabul edebilmesi için yalnızca bir atoma ihtiyaç vardır:

c) NCl3 molekülünde bağ kovalent polardır, çünkü metal olmayan elementlerin farklı EO değerlerine sahip atomlarından oluşur. Bağlantı oluşum şeması aşağıdaki gibidir:
Azot V grubunun ana alt grubunun bir elementidir. Atomlarının dış kabuklarında 5 elektron bulunur. Üç adet eşleşmemiş elektron olacaktır (8-5=3).
Klor, grup VII'nin ana alt grubunun bir elementidir. Atomlarının dış kabuğunda 7 elektron bulunur. 1 elektron eşleşmeden kalır (8 – 7 = 1). Sırasıyla nitrojen ve klor atomlarının dış elektronlarını gösterelim:

Ortak elektron çiftleri, daha elektronegatif olduğu için nitrojen atomuna kaydırılır:

3(3) numaralı sorunun cevabı.

HCl molekülündeki bağ, HF molekülüne göre daha az polardır çünkü EO serisinde klor ve hidrojen, flor ve hidrojene göre birbirlerine daha az uzaktır.

4(4) numaralı sorunun cevabı.

Dış elektronların paylaşılmasıyla kovalent bir kimyasal bağ oluşur. Ortak elektron çiftlerinin sayısına göre tek, çift veya üçlü olabilir ve onu oluşturan atomların elektronegatifliğine göre - kovalent polar ve kovalent polar olmayan

5.1. Kovalent bağ

Etkileşimleri sonucunda sistemin toplam enerjisi azalırsa, iki veya daha fazla atom bir araya geldiğinde kimyasal bir bağ oluşur. Atomların dış elektron kabuklarının en kararlı elektronik konfigürasyonları, iki veya sekiz elektrondan oluşan soy gaz atomlarının konfigürasyonlarıdır. Diğer elementlerin atomlarının dış elektron kabukları bir ila yedi elektron içerir; tamamlanmamış. Bir molekül oluştuğunda, atomlar kararlı iki elektronlu veya sekiz elektronlu bir kabuk kazanma eğilimindedir. Atomların değerlik elektronları kimyasal bir bağın oluşumunda rol alır.

Kovalent, iki atom arasında, aynı anda bu iki atoma ait olan elektron çiftlerinin oluşturduğu kimyasal bir bağdır.

Kovalent bağların oluşumu için iki mekanizma vardır: değişim ve verici-alıcı.

5.1.1. Kovalent bağ oluşumunun değişim mekanizması

Değişim mekanizması Kovalent bir bağın oluşumu, farklı atomlara ait elektron bulutlarının üst üste binmesi nedeniyle gerçekleştirilir. Örneğin iki hidrojen atomu birbirine yaklaştığında 1'lerin elektron yörüngeleri örtüşür. Sonuç olarak, aynı anda her iki atoma ait olan ortak bir elektron çifti ortaya çıkar. Bu durumda antiparalel spinlere sahip elektronlar tarafından kimyasal bir bağ oluşur, Şekil 2.1. 5.1.

Pirinç. 5.1. İki H atomundan hidrojen molekülünün oluşumu

5.1.2. Kovalent bağların oluşumu için verici-alıcı mekanizması

Kovalent bağ oluşumunun verici-alıcı mekanizması ile bağ, elektron çiftleri kullanılarak da oluşturulur. Ancak bu durumda bir atom (verici) elektron çiftini sağlar, diğer atom (alıcı) ise serbest yörüngesiyle bağ oluşumuna katılır. Bir donör-alıcı bağının uygulanmasına bir örnek, amonyak NH3'ün hidrojen katyonu H + ile etkileşimi sırasında amonyum iyonu NH4 + oluşumudur.

NH3 molekülünde üç elektron çifti üç N – H bağı oluşturur, nitrojen atomuna ait dördüncü elektron çifti ise yalnızdır. Bu elektron çifti, boş bir yörüngeye sahip bir hidrojen iyonu ile bağ oluşturabilir. Sonuç amonyum iyonu NH4+'dır, Şekil 1. 5.2.

Pirinç. 5.2. Amonyum iyonunun oluşumu sırasında donör-alıcı bağının ortaya çıkışı

NH4+ iyonunda bulunan dört kovalent N – H bağının eşdeğer olduğuna dikkat edilmelidir. Amonyum iyonunda verici-alıcı mekanizmasının oluşturduğu bağı izole etmek mümkün değildir.

5.1.3. Polar ve polar olmayan kovalent bağ

Aynı atomlar tarafından bir kovalent bağ oluşturulmuşsa, elektron çifti bu atomların çekirdekleri arasında aynı mesafede bulunur. Böyle bir kovalent bağa polar olmayan denir. Polar olmayan kovalent bağa sahip moleküllerin örnekleri H2, Cl2, O2, N2 vb.'dir.

Polar kovalent bağ durumunda, paylaşılan elektron çifti, elektronegatifliği daha yüksek olan atoma kaydırılır. Bu tür bağ farklı atomların oluşturduğu moleküllerde gerçekleşir. HCl, HBr, CO, NO, vb. moleküllerinde polar bir kovalent bağ meydana gelir. Örneğin, bir HCl molekülünde polar bir kovalent bağın oluşumu, Şekil 2'deki bir diyagramla temsil edilebilir. 5.3:

Pirinç. 5.3. HC1 molekülünde kovalent polar bağ oluşumu

Söz konusu molekülde, elektronegatifliği (2.83), hidrojen atomunun (2.1) elektronegatifliğinden daha büyük olduğundan, elektron çifti klor atomuna kaydırılır.

5.1.4. Dipol momenti ve moleküler yapı

Bir bağın polaritesinin ölçüsü onun dipol momentidir μ:

μ = e l,

Nerede e– elektron yükü, ben– pozitif ve negatif yüklerin merkezleri arasındaki mesafe.

Dipol momenti vektörel bir büyüklüktür. "Bağ dipol momenti" ve "molekül dipol momenti" kavramları yalnızca iki atomlu moleküller için örtüşür. Bir molekülün dipol momenti, tüm bağların dipol momentlerinin vektör toplamına eşittir. Dolayısıyla çok atomlu bir molekülün dipol momenti yapısına bağlıdır.

Örneğin doğrusal bir CO2 molekülünde C–O bağlarının her biri polardır. Bununla birlikte, bağların dipol momentleri birbirini iptal ettiğinden CO2 molekülü genel olarak polar değildir (Şekil 5.4). Karbondioksit molekülünün dipol momenti m = 0'dır.

Açısal H2O molekülünde polar H–O bağları 104,5 o açıda bulunur. İki H-O bağının dipol momentlerinin vektör toplamı paralelkenarın köşegeniyle ifade edilir (Şekil 5.4). Sonuç olarak su molekülünün dipol momenti m sıfıra eşit değildir.

Pirinç. 5.4. CO 2 ve H 2 O moleküllerinin dipol momentleri

5.1.5. Kovalent bağlı bileşiklerdeki elementlerin değerliği

Atomların değeri, diğer atomların elektronları ile ortak elektron çiftlerinin oluşumuna katılan eşleşmemiş elektronların sayısı ile belirlenir. Dış elektron katmanında eşlenmemiş bir elektrona sahip olan F2, HCl, PBr3 ve CCl4 moleküllerindeki halojen atomları tek değerlidir. Oksijen alt grubunun elemanları, dış katmanda iki eşleşmemiş elektron içerir, bu nedenle O2, H2O, H2S ve SCl2 gibi bileşiklerde bunlar iki değerlidir.

Sıradan kovalent bağlara ek olarak, moleküllerde bir verici-alıcı mekanizması yoluyla bir bağ oluşturulabildiğinden, atomların değerliliği aynı zamanda yalnız elektron çiftlerinin ve serbest elektron yörüngelerinin varlığına da bağlıdır. Değerliliğin niceliksel bir ölçüsü, belirli bir atomun diğer atomlara bağlandığı kimyasal bağların sayısıdır.

Elementlerin maksimum değeri kural olarak bulundukları grubun sayısını aşamaz. Bunun istisnası, bileşiklerdeki değeri birden büyük olan birinci grup Cu, Ag, Au'nun ikincil alt grubunun elemanlarıdır. Değerlik elektronları öncelikle dış katmanların elektronlarını içerir, ancak yan alt grupların elemanları için sondan bir önceki (ön-dış) katmanların elektronları da kimyasal bir bağın oluşumunda rol alır.

5.1.6. Normal ve uyarılmış hallerdeki elementlerin değerliği

Çoğu kimyasal elementin değeri, bu elementlerin normal veya uyarılmış durumda olmasına bağlıdır. Li atomunun elektronik konfigürasyonu: 1s 2 2s 1. Dış seviyedeki lityum atomunun eşlenmemiş bir elektronu vardır; lityum tek değerlidir. Üç değerlikli lityum elde etmek için 1s elektronunun 2p yörüngesine geçişiyle ilişkili olarak çok büyük bir enerji harcaması gerekir. Bu enerji harcaması o kadar büyüktür ki, kimyasal bağların oluşumu sırasında açığa çıkan enerji ile telafi edilemez. Bu bakımdan üç değerlikli lityum bileşiği yoktur.

Berilyum alt grubu ns 2'nin dış elektronik element katmanının konfigürasyonu. Bu, ns hücresi yörüngesindeki bu elementlerin dış elektron katmanında zıt spinlere sahip iki elektronun bulunduğu anlamına gelir. Berilyum alt grubunun elemanları eşleşmemiş elektronlar içermez, dolayısıyla normal durumdaki değerleri sıfırdır. Uyarılmış durumda, berilyum alt grubunun elemanlarının elektronik konfigürasyonu ns 1 nр 1'dir, yani. elementler iki değerlikli oldukları bileşikleri oluşturur.

Bor atomunun değerlik olasılıkları

Bor atomunun temel durumdaki elektronik konfigürasyonunu ele alalım: 1s 2 2s 2 2p 1. Temel durumdaki bor atomu bir eşleşmemiş elektron içerir (Şekil 5.5), yani. tek değerliklidir. Ancak bor, tek değerlikli olduğu bileşiklerin oluşumuyla karakterize edilmez. Bir bor atomu uyarıldığında, bir 2s elektronu 2p yörüngesine geçiş yapar (Şekil 5.5). Uyarılmış durumdaki bir bor atomunun 3 eşleşmemiş elektronu vardır ve değerliği üç olan bileşikler oluşturabilir.

Pirinç. 5.5. Bor atomunun normal ve uyarılmış hallerdeki değerlik durumları

Bir atomun bir enerji seviyesinde uyarılmış bir duruma geçişinde harcanan enerji, kural olarak, ek bağların oluşumu sırasında açığa çıkan enerji ile telafi edilenden daha fazladır.

Bor atomunda bir serbest 2p yörüngesinin varlığı nedeniyle bileşiklerdeki bor, elektron çifti alıcısı olarak görev yapan dördüncü bir kovalent bağ oluşturabilir. Şekil 5.6, BF molekülünün F – iyonu ile nasıl etkileşime girdiğini ve borun dört kovalent bağ oluşturduğu – iyonunun oluşumuyla sonuçlandığını göstermektedir.

Pirinç. 5.6. Bor atomunda dördüncü kovalent bağın oluşumu için verici-alıcı mekanizması

Azot atomunun değerlik olasılıkları

Azot atomunun elektronik yapısını ele alalım (Şekil 5.7).

Pirinç. 5.7. Azot atomunun yörüngelerindeki elektronların dağılımı

Sunulan diyagramdan nitrojenin üç eşleşmemiş elektrona sahip olduğu, üç kimyasal bağ oluşturabildiği ve değerinin üç olduğu açıktır. Azot atomunun uyarılmış duruma geçişi imkansızdır çünkü ikinci enerji seviyesi d-orbitalleri içermez. Aynı zamanda nitrojen atomu, serbest bir yörüngeye (alıcı) sahip bir atoma dış elektronlardan (2s2) oluşan yalnız bir elektron çifti sağlayabilir. Sonuç olarak, örneğin amonyum iyonunda olduğu gibi nitrojen atomunun dördüncü bir kimyasal bağı meydana gelir (Şekil 5.2). Böylece, bir nitrojen atomunun maksimum kovalentliği (oluşan kovalent bağların sayısı) dörttür. Bileşiklerinde nitrojen, beşinci grubun diğer elementlerinden farklı olarak beş değerli olamaz.

Fosfor, kükürt ve halojen atomlarının değerlik olasılıkları

Nitrojen, oksijen ve flor atomlarından farklı olarak üçüncü periyotta yer alan fosfor, kükürt ve klor atomları, elektronların aktarılabileceği serbest 3d hücrelere sahiptir. Bir fosfor atomu uyarıldığında (Şekil 5.8), dış elektron katmanında 5 eşleşmemiş elektron bulunur. Sonuç olarak bileşiklerde fosfor atomu yalnızca üç değerlikli değil aynı zamanda beş değerlikli de olabilir.

Pirinç. 5.8. Uyarılmış durumdaki bir fosfor atomu için değerlik elektronlarının yörüngelerdeki dağılımı

Uyarılmış durumda kükürt, iki değerliğe ek olarak dört ve altı değerliğe de sahiptir. Bu durumda 3p ve 3s elektronları sırayla eşleşir (Şekil 5.9).

Pirinç. 5.9. Uyarılmış haldeki bir kükürt atomunun değerlik olasılıkları

Uyarılmış durumda, V grubunun ana alt grubunun flor hariç tüm elemanları için, önce p- ve sonra s-elektron çiftlerinin sıralı eşleşmesi mümkündür. Sonuç olarak, bu elementler üç, beş ve yedi değerlikli hale gelir (Şekil 5.10).

Pirinç. 5.10. Uyarılmış haldeki klor, brom ve iyot atomlarının değerlik olasılıkları

5.1.7. Kovalent bağın uzunluğu, enerjisi ve yönü

Kovalent bağlar tipik olarak ametal atomlar arasında oluşur. Kovalent bir bağın temel özellikleri uzunluk, enerji ve yöndür.

Kovalent bağ uzunluğu

Bir bağın uzunluğu, bu bağı oluşturan atomların çekirdekleri arasındaki mesafedir. Deneysel fiziksel yöntemlerle belirlenir. Bağ uzunluğu, AB molekülündeki bağ uzunluğunun A2 ve B2 moleküllerindeki bağ uzunluklarının toplamının yaklaşık yarısına eşit olduğu toplama kuralı kullanılarak tahmin edilebilir:

.

Periyodik element sisteminin alt grupları boyunca yukarıdan aşağıya doğru, atomların yarıçapları bu yönde arttığından kimyasal bağın uzunluğu artar (Tablo 5.1). Bağ çokluğu arttıkça uzunluğu azalır.

Tablo 5.1.

Bazı kimyasal bağların uzunluğu

İletişim enerjisi

Bağ kuvvetinin bir ölçüsü bağ enerjisidir. İletişim enerjisi Bir bağı kırmak ve bu bağı oluşturan atomları birbirinden sonsuz uzaklığa uzaklaştırmak için gereken enerjiyle belirlenir. Kovalent bağ çok güçlüdür. Enerjisi birkaç on ila birkaç yüz kJ/mol arasında değişir. Örneğin bir IL3 molekülü için Ebond ≈40'tır ve N2 ve CO molekülleri için Ebond ≈1000 kJ/mol'dür.

Periyodik element sisteminin alt grupları boyunca yukarıdan aşağıya doğru, bağ uzunluğu bu yönde arttığı için kimyasal bağın enerjisi azalır (Tablo 5.1). Bağ çokluğu arttıkça enerjisi de artar (Tablo 5.2).

Tablo 5.2.

Bazı kimyasal bağların enerjileri

Kovalent bağların doygunluğu ve yönlülüğü

Kovalent bir bağın en önemli özellikleri doygunluğu ve yönlülüğüdür. Doyabilirlik, atomların sınırlı sayıda kovalent bağ oluşturabilme yeteneği olarak tanımlanabilir. Böylece, bir karbon atomu yalnızca dört kovalent bağ oluşturabilir ve bir oksijen atomu iki kovalent bağ oluşturabilir. Bir atomun oluşturabileceği maksimum sıradan kovalent bağ sayısı (verici-alıcı mekanizması tarafından oluşturulan bağlar hariç), eşleşmemiş elektronların sayısına eşittir.

Kovalent bağlar uzamsal bir yönelime sahiptir, çünkü tek bir bağın oluşumu sırasında yörüngelerin örtüşmesi atom çekirdeğini birleştiren çizgi boyunca meydana gelir. Bir molekülün elektron yörüngelerinin uzaysal düzeni onun geometrisini belirler. Kimyasal bağlar arasındaki açılara bağ açıları denir.

Kovalent bir bağın doygunluğu ve yönlülüğü, bu bağı, kovalent bağın aksine doymamış ve yönsüz olan iyonik bağdan ayırır.

H 2 O ve NH 3 moleküllerinin uzaysal yapısı

H2O ve NH3 molekülleri örneğini kullanarak kovalent bağın yönünü ele alalım.

H2O molekülü bir oksijen atomu ve iki hidrojen atomundan oluşur. Oksijen atomu, birbirine dik açılarda bulunan iki yörüngeyi işgal eden iki eşleşmemiş p elektronuna sahiptir. Hidrojen atomları eşleşmemiş 1s elektronlarına sahiptir. P-elektronlarının oluşturduğu bağlar arasındaki açı, p-elektronlarının yörüngeleri arasındaki açıya yakın olmalıdır. Ancak deneysel olarak bir su molekülündeki O-H bağları arasındaki açının 104,50 olduğu bulunmuştur. Açının 90°'lik açıya göre artması, hidrojen atomları arasında etki eden itme kuvvetleriyle açıklanabilir (Şekil 1). 5.11. Böylece H 2 O molekülü açısal bir şekle sahiptir.

Yörüngeleri karşılıklı olarak üç dik yönde bulunan nitrojen atomunun üç eşleşmemiş p elektronu, NH3 molekülünün oluşumuna katılır. Bu nedenle, üç N-H bağı birbirine 90°'ye yakın açılarda yerleştirilmelidir (Şekil 5.11). NH3 molekülündeki bağlar arasındaki açının deneysel değeri 107,3°'dir. Bağlar arasındaki açılar ile teorik değerler arasındaki fark, su molekülünde olduğu gibi hidrojen atomlarının karşılıklı itmesinden kaynaklanmaktadır. Ek olarak, sunulan şemalar, iki elektronun 2s yörüngelerine kimyasal bağ oluşumuna katılma olasılığını hesaba katmamaktadır.

Pirinç. 5.11. H2O (a) ve NH3 (b) moleküllerinde kimyasal bağların oluşumu sırasında elektronik yörüngelerin örtüşmesi

BeC1 2 molekülünün oluşumunu ele alalım. Uyarılmış durumdaki bir berilyum atomunun iki eşlenmemiş elektronu vardır: 2s ve 2p. Berilyum atomunun iki bağ oluşturması gerektiği varsayılabilir: bir bağ s-elektronu tarafından oluşturulur ve bir bağ p-elektron tarafından oluşturulur. Bu bağların farklı enerjilere ve farklı uzunluklara sahip olması gerekir. Bu durumda BeCl 2 molekülü doğrusal olmamalı, açısal olmalıdır. Ancak deneyimler BeCl 2 molekülünün doğrusal bir yapıya sahip olduğunu ve içindeki her iki kimyasal bağın eşdeğer olduğunu göstermektedir. BCl3 ve CCl4 moleküllerinin yapısı göz önüne alındığında da benzer bir durum gözlenmektedir - bu moleküllerdeki tüm bağlar eşdeğerdir. BC1 3 molekülü düz bir yapıya sahiptir, CC1 4 ise tetrahedral bir yapıya sahiptir.

BeCl 2, BCl 3 ve CCl 4 gibi moleküllerin yapısını açıklamak, Pauling ve Slater(ABD) atomik yörüngelerin hibridizasyonu kavramını tanıttı. Enerjileri pek farklı olmayan birkaç atomik yörüngeyi, hibrit olarak adlandırılan aynı sayıda eşdeğer yörüngeyle değiştirmeyi önerdiler. Bu hibrit yörüngeler, doğrusal kombinasyonlarının bir sonucu olarak atomik yörüngelerden oluşur.

L. Pauling'e göre, bir katmanda farklı türde elektronlara sahip olan ve dolayısıyla enerjileri (örneğin, s ve p) çok farklı olmayan bir atom tarafından kimyasal bağlar oluştuğunda, yörüngelerin konfigürasyonunu değiştirmek mümkündür. Şekil ve enerji açısından uyumlarının meydana geldiği farklı türlerde. Sonuç olarak, asimetrik bir şekle sahip olan ve çekirdeğin bir tarafında oldukça uzun olan hibrit yörüngeler oluşur. Bağ oluşumuna farklı türdeki elektronlar (örneğin s ve p) dahil olduğunda hibridizasyon modelinin kullanıldığını vurgulamak önemlidir.

5.1.8.2. Çeşitli atomik yörünge hibridizasyonu türleri

sp hibridizasyonu

Birinin hibridizasyonu S- ve bir R- yörüngeler ( sp- hibridizasyon)örneğin berilyum klorürün oluşumu sırasında gerçekleşir. Yukarıda gösterildiği gibi, uyarılmış durumdaki bir Be atomunun iki eşleşmemiş elektronu vardır; bunlardan biri 2s yörüngesini, diğeri ise 2p yörüngesini işgal eder. Bir kimyasal bağ oluştuğunda, bu iki farklı yörünge birbirine 180° açıyla yönlendirilmiş iki özdeş hibrit yörüngeye dönüşür (Şekil 5.12). İki hibrit yörüngenin doğrusal düzeni, birbirlerinden minimum düzeyde itilmelerine karşılık gelir. Sonuç olarak BeCl 2 molekülü doğrusal bir yapıya sahiptir - üç atomun tümü aynı çizgide bulunur.

Pirinç. 5.12. Bir BeCl 2 molekülünün oluşumu sırasında elektron yörünge örtüşmesinin şeması

Asetilen molekülünün yapısı; sigma ve pi bağları

Bir asetilen molekülünün oluşumu sırasında elektronik yörüngelerin örtüşmesini gösteren bir diyagramı ele alalım. Asetilen molekülünde her karbon atomu sp-hibrit durumdadır. İki sp-hibrit yörünge birbirine 1800 derecelik bir açıyla yerleştirilmiştir; karbon atomları arasında bir σ bağı ve hidrojen atomlarıyla iki σ bağı oluştururlar (Şekil 5.13).

Pirinç. 5.13. Bir asetilen molekülünde s-bağlarının oluşum şeması

σ bağı, atom çekirdeklerini birbirine bağlayan bir hat boyunca elektron yörüngelerinin örtüşmesi sonucu oluşan bir bağdır.

Asetilen molekülündeki her karbon atomu, σ bağlarının oluşumunda yer almayan iki p-elektronu daha içerir. Bu elektronların elektron bulutları karşılıklı olarak dik düzlemlerde bulunur ve birbirleriyle örtüşerek, hibrit olmayanların yanal örtüşmesi nedeniyle karbon atomları arasında iki π bağı daha oluşturur. R–bulutlar (Şekil 5.14).

π bağı, atom çekirdeklerini birleştiren çizginin her iki tarafındaki elektron yoğunluğunun artması sonucu oluşan kovalent bir kimyasal bağdır.

Pirinç. 5.14. Asetilen molekülünde σ - ve π - bağlarının oluşum şeması.

Böylece asetilen molekülünde karbon atomları arasında bir σ bağı ve iki π bağından oluşan üçlü bir bağ oluşur; σ -bağlar π-bağlarından daha güçlüdür.

sp2 hibridizasyonu

BCl3 molekülünün yapısı şu şekilde açıklanabilir: sp2- hibridizasyon. Dış elektron katmanında uyarılmış durumdaki bir bor atomu bir s-elektronu ve iki p-elektronu içerir; üç eşlenmemiş elektron. Bu üç elektron bulutu, üç eşdeğer hibrit yörüngeye dönüştürülebilir. Üç hibrit yörüngenin birbirinden minimum itmesi, aynı düzlemde birbirlerine 120 o açıyla konumlarına karşılık gelir (Şekil 5.15). Böylece BCl3 molekülü düz bir şekle sahiptir.

Pirinç. 5.15. BCl 3 molekülünün düz yapısı

sp 3 - hibridizasyon

Karbon atomunun değerlik yörüngeleri (s, р x, р y, р z), uzayda birbirine 109,5 o açıyla yerleştirilen ve tetrahedronun köşelerine yönlendirilen dört eşdeğer hibrit yörüngeye dönüştürülebilir. merkezinde karbon atomunun çekirdeği bulunur (Şekil 5.16).

Pirinç. 5.16. Metan molekülünün tetrahedral yapısı

5.1.8.3. Yalnız elektron çiftlerini içeren hibridizasyon

Hibridizasyon modeli, bağlanan moleküllerin yanı sıra yalnız elektron çiftleri de içeren moleküllerin yapısını açıklamak için kullanılabilir. Su ve amonyak moleküllerinde merkezi atomun (O ve N) toplam elektron çifti sayısı dörttür. Aynı zamanda, bir su molekülünde iki tane bulunur ve bir amonyak molekülünde bir yalnız elektron çifti bulunur. Bu moleküllerdeki kimyasal bağların oluşumu, yalnız elektron çiftlerinin de hibrit yörüngeleri doldurabileceği varsayılarak açıklanabilir. Yalnız elektron çiftleri, uzayda bağlananlardan çok daha fazla yer kaplar. Yalnız ve bağlı elektron çiftleri arasında meydana gelen itme sonucunda su ve amonyak moleküllerindeki bağ açıları azalarak 109,5°'nin altına iner.

Pirinç. 5.17. sp 3 – H2O (A) ve NH3 (B) moleküllerindeki yalnız elektron çiftlerini içeren hibridizasyon

5.1.8.4. Hibridizasyon tipinin belirlenmesi ve moleküllerin yapısının belirlenmesi

Hibridizasyon tipini ve dolayısıyla moleküllerin yapısını belirlemek için aşağıdaki kuralların kullanılması gerekir.

1. Yalnız elektron çifti içermeyen merkezi atomun hibridizasyon tipi, sigma bağlarının sayısına göre belirlenir. Bu tür iki bağ varsa, sp-hibridizasyon meydana gelir, üç - sp2 -hibridizasyon, dört - sp3 -hibridizasyon meydana gelir. Berilyum, bor, karbon, silikon atomlarının oluşturduğu moleküllerde yalnız elektron çiftleri (verici-alıcı mekanizması tarafından oluşturulan bağların yokluğunda) yoktur. grup II - IV'ün ana alt gruplarının elemanlarında.

2. Merkezi atom yalnız elektron çiftleri içeriyorsa, hibrit yörüngelerin sayısı ve hibridizasyon türü, sigma bağlarının sayısı ve yalnız elektron çiftlerinin sayısının toplamı ile belirlenir. Yalnız elektron çiftlerini içeren hibridizasyon, nitrojen, fosfor, oksijen, kükürt atomlarından oluşan moleküllerde meydana gelir; V ve VI gruplarının ana alt gruplarının elemanları.

3. Moleküllerin geometrik şekli, merkezi atomun hibridizasyon tipine göre belirlenir (Tablo 5.3).

Tablo 5.3.

Bağ açıları, hibrit yörüngelerin sayısına ve merkezi atomun hibritleşme türüne bağlı olarak moleküllerin geometrik şekli

5.2. iyonik bağ

İyonik bağlanma, zıt yüklü iyonlar arasındaki elektrostatik çekim yoluyla gerçekleşir. Bu iyonlar elektronların bir atomdan diğerine aktarılması sonucu oluşur. Elektronegatiflikte büyük farklılıklar olan (genellikle Pauling ölçeğinde 1,7'den büyük) atomlar arasında, örneğin alkali metal ve halojen atomları arasında iyonik bir bağ oluşur.

NaCl oluşumu örneğini kullanarak iyonik bir bağın oluşumunu ele alalım. Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ve Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 atomlarının elektronik formüllerinden, dış seviyeyi tamamlamak için sodyum atomunun bir elektrondan vazgeçmesinin daha kolay olduğu açıktır. Yedi eklemektense, klor atomunun bir eklemesi yedi vermekten daha kolaydır. Kimyasal reaksiyonlarda sodyum atomu bir elektron verir ve onu klor atomu alır. Sonuç olarak, sodyum ve klor atomlarının elektronik kabukları soy gazların kararlı elektron kabuklarına dönüştürülür (sodyum katyonunun elektronik konfigürasyonu Na + 1s 2 2s 2 2p 6'dır ve klor anyonunun elektronik konfigürasyonu Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). İyonların elektrostatik etkileşimi bir NaCl molekülünün oluşumuna yol açar.

İyonik bağların temel özellikleri ve iyonik bileşiklerin özellikleri

1. İyonik bağ güçlü bir kimyasal bağdır. Bu bağın enerjisi 300 – 700 kJ/mol civarındadır.

2. Kovalent bağdan farklı olarak iyonik bağ yönsüzÇünkü bir iyon zıt işaretli iyonları herhangi bir yönde kendine çekebilir.

3. Kovalent bağdan farklı olarak iyonik bağ doymamış, çünkü zıt işaretli iyonların etkileşimi, kuvvet alanlarının karşılıklı olarak tamamen telafi edilmesine yol açmaz.

4. İyonik bağa sahip moleküllerin oluşumu sırasında elektronların tam transferi gerçekleşmez, dolayısıyla doğada yüzde yüz iyonik bağ yoktur. NaCl molekülünde kimyasal bağ yalnızca %80 iyoniktir.

5. İyonik bağa sahip bileşikler, yüksek erime ve kaynama noktalarına sahip kristal katılardır.

6. İyonik bileşiklerin çoğu suda çözünür. İyonik bileşiklerin çözeltileri ve eriyikleri elektrik akımını iletir.

5.3. Metal bağlantı

Dış enerji seviyesindeki metal atomları az sayıda değerlik elektronu içerir. Metal atomlarının iyonlaşma enerjisi düşük olduğundan değerlik elektronları bu atomlarda zayıf bir şekilde tutulur. Sonuç olarak metallerin kristal kafesinde pozitif yüklü iyonlar ve serbest elektronlar belirir. Bu durumda, metal katyonları kristal kafeslerinin düğümlerinde bulunur ve elektronlar, "elektron gazı" olarak adlandırılan pozitif merkezler alanında serbestçe hareket eder. İki katyon arasında negatif yüklü bir elektronun varlığı, her katyonun bu elektronla etkileşime girmesine neden olur. Dolayısıyla metalik bağlanma, metal kristallerindeki pozitif iyonlar arasındaki, kristal boyunca serbestçe hareket eden elektronların çekilmesiyle oluşan bağdır.

Bir metaldeki değerlik elektronları kristal boyunca eşit olarak dağıldığından, iyonik bağ gibi metalik bir bağ da yönsüz bir bağdır. Kovalent bağın aksine metal bağı doymamış bir bağdır. Kovalent bağdan metal bağlantı Dayanıklılık açısından da farklılık gösterir. Metalik bir bağın enerjisi, kovalent bir bağın enerjisinden yaklaşık üç ila dört kat daha azdır.

Elektron gazının yüksek hareketliliği nedeniyle metaller yüksek elektriksel ve termal iletkenlik ile karakterize edilir.

5.4. Hidrojen bağı

HF, H2O, NH3 bileşiklerinin moleküllerinde güçlü elektronegatif bir elementle (H–F, H–O, H–N) hidrojen bağları vardır. Bu tür bileşiklerin molekülleri arasında oluşabilir moleküller arası hidrojen bağları. H–O, H–N bağları içeren bazı organik moleküllerde, molekül içi hidrojen bağları.

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

Hidrojen bağları genellikle noktalarla gösterilir: H ··· F. Hidrojen bağı ne kadar güçlü olursa, ortak atomun elektronegatifliği o kadar büyük ve boyutu da o kadar küçük olur. Öncelikle flor bileşiklerinin yanı sıra oksijen, daha az ölçüde nitrojen ve daha az ölçüde klor ve kükürt için karakteristiktir. Hidrojen bağının enerjisi de buna göre değişir (Tablo 5.4).

Tablo 5.4.

Hidrojen bağı enerjilerinin ortalama değerleri

Moleküller arası ve molekül içi hidrojen bağları

Hidrojen bağları sayesinde moleküller dimerler ve daha karmaşık bileşenler halinde birleşir. Örneğin bir formik asit dimerinin oluşumu aşağıdaki diyagramla gösterilebilir (Şekil 5.18).

Pirinç. 5.18. Formik asitte moleküller arası hidrojen bağlarının oluşumu

(H 2 O) n bileşiklerinin uzun zincirleri suda görünebilir (Şekil 5.19).

Pirinç. 5.19. Moleküller arası hidrojen bağları nedeniyle sıvı suda bir ortaklar zincirinin oluşumu

Her H2O molekülü dört hidrojen bağı oluşturabilir, ancak bir HF molekülü yalnızca iki hidrojen bağı oluşturabilir.

Hidrojen bağları hem farklı moleküller arasında (moleküller arası hidrojen bağı) hem de bir molekül içinde (molekül içi hidrojen bağı) oluşabilir. Bazı organik maddeler için molekül içi bağ oluşumunun örnekleri Şekil 1'de sunulmaktadır. 5.20.

Pirinç. 5.20. Çeşitli organik bileşiklerin moleküllerinde molekül içi hidrojen bağlarının oluşumu

Hidrojen bağının maddelerin özelliklerine etkisi

Moleküller arası hidrojen bağlarının varlığının en uygun göstergesi, bir maddenin kaynama noktasıdır. Suyun daha yüksek kaynama noktası (oksijen alt grubunun (H2S, H2Se, H2Te) elementlerinin hidrojen bileşiklerine kıyasla 100 o C) hidrojen bağlarının varlığıyla açıklanır: moleküller arası yok etmek için ek enerji harcanmalıdır Sudaki hidrojen bağları.

Hidrojen bağı maddelerin yapısını ve özelliklerini önemli ölçüde etkileyebilir. Moleküller arası hidrojen bağlarının varlığı maddelerin erime ve kaynama noktalarını arttırır. Molekül içi bir hidrojen bağının varlığı, deoksiribonükleik asit (DNA) molekülünün su içinde çift sarmal halinde katlanmasına neden olur.

Çözünürlük aynı zamanda bir bileşiğin solvent ile hidrojen bağları oluşturma yeteneğine de bağlı olduğundan hidrojen bağı çözünme proseslerinde de önemli bir rol oynar. Sonuç olarak şeker, glikoz, alkoller ve karboksilik asitler gibi OH grupları içeren maddeler genellikle suda yüksek oranda çözünür.

5.5. Kristal kafes türleri

Katılar genellikle kristal yapıya sahiptir. Kristalleri oluşturan parçacıklar (atomlar, iyonlar veya moleküller), uzayda kesin olarak tanımlanmış noktalara yerleşerek bir kristal kafes oluşturur. Kristal kafes, belirli bir kafesin karakteristik yapısal özelliklerini koruyan temel hücrelerden oluşur. Parçacıkların bulunduğu noktalara denir kristal kafes düğümleri. Kafes bölgelerinde bulunan parçacıkların türüne ve aralarındaki bağlantının niteliğine bağlı olarak 4 tip kristal kafes ayırt edilir.

5.5.1. Atomik kristal kafes

Atomik kristal kafeslerin düğümlerinde birbirine kovalent bağlarla bağlanan atomlar vardır. Atomik kafese sahip maddeler arasında elmas, silikon, karbürler, silisitler vb. bulunur. Bir atomik kristalin yapısında tek tek molekülleri izole etmek imkansızdır; kristalin tamamı dev bir molekül olarak kabul edilir. Elmasın yapısı Şekil 2'de gösterilmektedir. 5.21. Elmas, her biri dört komşu atoma bağlı karbon atomlarından oluşur. Kovalent bağların güçlü olması nedeniyle atomik örgüye sahip tüm maddeler refrakter, sert ve düşük uçucudur. Suda az çözünürler.

Pirinç. 5.21. Elmas kristal kafes

5.5.2. Moleküler kristal kafes

Moleküler kristal kafeslerin düğümlerinde, moleküller arası zayıf kuvvetlerle birbirine bağlanan moleküller vardır. Bu nedenle, moleküler kafesli maddeler düşük sertliğe sahiptir, eriyebilir, önemli uçuculuk ile karakterize edilir, suda az çözünür ve çözeltileri kural olarak elektrik akımı iletmez. Moleküler kristal kafesi olan birçok madde bilinmektedir. Bunlar katı hidrojen, klor, karbon monoksit (IV) ve normal sıcaklıklarda gaz halinde olan diğer maddelerdir. Çoğu kristalli organik bileşiğin moleküler bir kafesi vardır.

5.5.3. İyonik kristal kafes

Düğümlerinde iyon bulunan kristal kafeslere denir. iyonik. Alkali metal halojenürler gibi iyonik bağları olan maddelerden oluşurlar. İyonik kristallerde tek tek moleküller ayırt edilemez; kristalin tamamı tek bir makromolekül olarak düşünülebilir. İyonlar arasındaki bağlar güçlüdür, bu nedenle iyonik kafese sahip maddeler düşük uçuculuğa ve yüksek erime ve kaynama noktalarına sahiptir. Sodyum klorürün kristal kafesi Şekil 2'de gösterilmektedir. 5.22.

Pirinç. 5.22. Sodyum klorürün kristal kafesi

Bu şekilde açık renkli toplar Na+ iyonları, koyu renkli toplar ise Cl – iyonlarıdır. Şekil 2'de solda. Şekil 5.22 NaCl'nin birim hücresini göstermektedir.

5.5.4. Metal kristal kafes

Katı haldeki metaller metalik kristal kafesler oluşturur. Bu tür kafeslerin bölgeleri pozitif metal iyonları içerir ve değerlik elektronları bunlar arasında serbestçe hareket eder. Elektronlar elektrostatik olarak katyonları çeker, böylece metal kafese stabilite kazandırır. Bu kafes yapısı, metallerin yüksek ısı iletkenliğini, elektriksel iletkenliğini ve plastisitesini belirler - mekanik deformasyon sırasında, onu oluşturan iyonlar bir elektron gazı bulutu içinde yüzüyor gibi göründüğünden, bağların kopması ve kristalin tahrip olması söz konusu değildir. Şek. Şekil 5.23 sodyum kristal kafesini göstermektedir.

Pirinç. 5.23. Sodyum kristal kafes

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.

Her element bağ oluşumu için 1 elektron sağlar ve elektronların spinleri antiparalel olmalıdır. 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,ben 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.

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 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'ler 2 P 3 ;

C: 1s 2 2'ler 2 P 4

Yukarıdaki diyagramlardan, iki atomu bağlayan her bir elektron çiftinin, yapısal formüllerdeki kovalent bağı gösteren bir çizgiye karşılık geldiği açıktır:

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 2'ler 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 2'ler 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 2'ler 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.

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.

MOLEKÜLER ORBİTALLERİN YÖNTEMİ.
MBC birçok molekülün oluşumunu ve yapısını oldukça iyi açıklıyor ancak bu yöntem evrensel değil. Örneğin değerlik bağı yöntemi iyonun varlığına ilişkin tatmin edici bir açıklama sağlamamaktadır.
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.

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 özel. 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.

Test 4

Konu: Kovalent Bağlar

Seçenek 1

1. Kovalent bağlarla kombinasyon halinde bir kimyasal elementin atomunun değeri şuna eşittir: a) bu atomun elektron sayısı b) bu ​​atomun oluşturduğu ortak elektron çiftlerinin sayısı c) bunun çekirdeğinin yükü atom d) bu elementin bulunduğu periyodun numarası

2. Karbondioksit molekülü CO2'nin formülü denir

a) moleküler formül b) grafik formül c) elektronik formül d) fiziksel formül

3. Klor atomunun dış elektron katmanını tamamlamadan önce kaç elektronu eksiktir?

a) 1 b)2 c) 3 d) 7

4. Bir karbon atomu iki oksijen atomunu bağlayarak dört ortak elektron çifti oluşturdu. Bu bileşikteki karbonun değerini belirtiniz.

a) I b) II c) III d) IV

5. Brom molekülü Br 2'deki kimyasal bağ

a) iyonik b) metalik

c) kovalent polar olmayan d) kovalent polar

6. Alkali metalden halojene geçiş döneminde kural olarak bir atomun elektronegatifliği,

a) değişmez

c) azalır

d) artar

a) berilyum b) sodyum

c) magnezyum d) lityum

8. Bir dizi elementte, elementlerin elektronegatifliği aynı şekilde değişir (artar veya azalır).

a) metalik özellikleri

b) atomlarının yarıçapları

c) metalik olmayan özellikleri

d) atomun dış seviyesindeki elektronların sayısı

9. NO molekülünde nitrojen ve oksijen atomları sırasıyla hangi kısmi yüke sahiptir?

a) N 2 b) NH 3 c) H 2 d) Cl 2

Seçenek 2

1. Kovalent bağ, a) paylaşılan elektron çiftlerinin oluşmasının neden olduğu kimyasal bir bağdır.

b) yalnız elektron çiftlerinin oluşumu

c) zıt yüklü iyonların çekilmesi

d)) metal iyonları ve serbest elektronlar arasındaki etkileşim

2. Hidrojen sülfit molekülünün elektronik formülü hangi formüldür?

a) H 2 S b) H – S – H

c)H : : S : : H g) H : S : H

3. Fosfor atomunun dış elektron katmanını tamamlamadan önce kaç elektronu eksiktir?

a) 5 b) 2 c) 3 d) 4

4. Kükürt atomu üç oksijen atomunu bağlayarak altı ortak elektron çifti oluşturdu. Bu bileşikteki kükürtün değerini belirtiniz.

a) II b) VI c) IV d) III

5. Kovalent polar olmayan bağa sahip bir maddenin formülü

a) SO 2 b) Br 2 c) H 2 O d) NaCl

6. Bir grupta, ana alt grupta, yukarıdan aşağıya doğru bir atomun elektronegatifliği, kural olarak,

a) değişmez

b) önce artar, sonra azalır

c) azalır

d) artar

7. Listelenen elementler arasından en az elektronegatif elementi seçin

a) flor b) oksijen

c) kükürt d) klor

8. Moleküldeki bor ve flor atomlarının sırasıyla hangi kısmi yükü vardır?

a) olumlu ve olumsuz

b) negatif ve negatif

c) olumlu ve olumlu

d) negatif ve pozitif

9. Polar kovalent bağ içeren bir molekül seçin

a) NH 3 b) HC1 c) F 2 d) SO 3

10. Amonyak molekülü NH3'teki kimyasal bağ

a) iyonik

b) metal

c) kovalent polar olmayan

d) kovalent polar

Seçenek 3 1. Kural olarak aşağıdakiler arasında kovalent bir bağ oluşur:

a) tipik bir metalin atomları ve tipik bir metal olmayan atomun atomları

b) metal atomları

c) tipik bir metalin atomları ve bir inert gazın atomları

d) metal olmayan atomlar

2. Klor molekülü Cl'nin formülü : Cl denir

a) moleküler formül

b) grafik formülü

c) elektronik formül

d) fiziksel formül

3. Dış elektron katmanını tamamlamadan önce oksijen atomunda kaç elektron eksiktir?

a) 1 b) 2 c) 3 d) 6

4. Bir kimyasal elementin atomunun oluşturduğu kovalent bağların sayısı eşittir

a) bu atomun oluşturduğu ortak elektron çiftlerinin sayısı

c) atomun dış seviyesindeki eşleşmiş elektronların sayısı

d) bu atomun bağladığı diğer atomların sayısı

5. Bir grupta, ana alt grupta yukarıdan aşağıya doğru bir atomun yarıçapı genellikle

6. Listelenen elementler arasından atomu en büyük yarıçapa sahip olan elementi seçin

a) bor b) silikon c) alüminyum d) karbon

7. Kovalent polar olmayan bir bağ durumunda ortak bir elektron çifti

d) yok

8. SO2 molekülünde oksijen ve kükürt atomları sırasıyla hangi kısmi yüke sahiptir?

b) negatif ve negatif

9. Polar olmayan kovalent bağ içeren bir molekül seçin:

a) NH3 b) H20 c) NO2 d) H2

10. Kurşun sülfür molekülü PbS'deki kimyasal bağ

a) kovalent polar olmayan b) kovalent polar

c) iyonik d) metalik

Seçenek 4

1. Bir molekülde iki hidrojen atomunu tutan kuvvetlerin doğası nedir?

a) kimyasal b) fiziksel

c) elektrik d) nükleer

2. Bir su molekülünün H – O – H formülüne denir

a) moleküler formül

b) grafik formülü

c) elektronik formül

d) fiziksel formül

3. Bir silikon atomunun dış elektron katmanını tamamlamadan önce kaç elektronu eksiktir?

1) 1 b) 2 c) 3 d) 4

4. Bir bor atomundaki eşleşmemiş elektronların sayısı

1) 1 b) 2 c) 3 d) 4

5. Bir kimyasal elementin atomunun oluşturduğu ortak çiftlerin sayısı eşittir

a) Bir atomdaki toplam elektron sayısı

b) atomun dış seviyesindeki elektronların sayısı

c) atomun dış seviyesindeki eşleşmemiş elektronların sayısı

d) atomun dış seviyesindeki eşleşmiş elektronların sayısı

6. Alkali metalden halojene geçiş döneminde atom yarıçapı genellikle

a) artar b) azalır

c) değişmez d) önce artar, sonra azalır

7. Listelenen elementler arasından atomu en küçük yarıçapa sahip olan elementi seçin:

1) karbon b) fosfor c) silikon d) nitrojen

8. Kovalent polar bağ durumunda ortak bir elektron çifti

a) daha elektronegatif bir atoma doğru kaymıştır

b) atom çekirdeğinden eşit uzaklıkta bulunur

c) tamamen atomlardan birine aittir

d) yok

9. Amonyak molekülü NH3'te hidrojen ve nitrojen atomları sırasıyla hangi kısmi yüke sahiptir?

a) olumlu ve olumlu

b) negatif ve negatif

c) olumlu ve olumsuz

d) negatif mi pozitif mi?

10. Polar kovalent bağ içeren bir molekül seçin

a) H 2 Ö b) H 2 c) Ö 2 d) F 2

Kodlayıcı

Seçenek

№ soru

1

2

3

4

Kovalent bağ ametallerin etkileşimi sonucu oluşur. Ametal atomlar yüksek elektronegatifliğe sahiptir ve dış elektron katmanını yabancı elektronlarla doldurma eğilimindedir. Böyle iki atom elektronlarını birleştirirlerse kararlı bir duruma geçebilirler .

Kovalent bağ oluşumunu ele alalım. basit maddeler.

1.Hidrojen molekülünün oluşumu.

Her atom hidrojen bir elektronu vardır. Kararlı bir duruma geçmek için bir elektrona daha ihtiyacı vardır.

İki atom birbirine yaklaştığında elektron bulutları üst üste gelir. Hidrojen atomlarını bir moleküle bağlayan ortak bir elektron çifti oluşur.

İki çekirdek arasındaki boşluk diğer yerlere göre daha fazla elektron paylaşır. Bir alan artan elektron yoğunluğu ve negatif bir yük. Pozitif yüklü çekirdekler ona çekilir ve bir molekül oluşur.

Bu durumda her atom tamamlanmış iki elektronlu bir dış seviye alır ve kararlı duruma geçer.

Paylaşılan bir elektron çiftinin oluşmasından kaynaklanan kovalent bağa tekli denir.

Paylaşılan elektron çiftleri (kovalent bağlar) nedeniyle oluşur eşleşmemiş elektronlar, Etkileşen atomların dış enerji seviyelerinde bulunur.

Hidrojenin eşlenmemiş bir elektronu vardır. Diğer elementler için sayıları 8 - grup numarasıdır.

Ametaller VII Grupların (halojenlerin) dış katmanında eşlenmemiş bir elektron bulunur.

Metal olmayanlarda VI A gruplar (oksijen, kükürt) bu tür iki elektrona sahiptir.

Metal olmayanlarda V Ve grupların (azot, fosfor) üç eşleşmemiş elektronu vardır.

2.Bir flor molekülünün oluşumu.

Atom florür dış seviyede yedi elektronu vardır. Bunlardan altısı çift oluşturur ve yedincisi eşleşmez.

Atomlar birleştiğinde ortak bir elektron çifti oluşur, yani bir kovalent bağ oluşur. Her atom tamamlanmış sekiz elektronlu bir dış katman alır. Flor molekülündeki bağ da tektir. Moleküllerde aynı tekli bağlar bulunur klor, brom ve iyot .

Atomların birden fazla eşleşmemiş elektronu varsa, iki veya üç ortak çift oluşur.

3.Oksijen molekülünün oluşumu.

Atomda oksijen dış seviyede iki eşleşmemiş elektron vardır.

İki atom etkileşime girdiğinde oksijen iki ortak elektron çifti ortaya çıkar. Her atom dış seviyesini sekize kadar elektronla doldurur. Oksijen molekülünde çift bağ bulunur.