Konsept Kimyasal bağ Bir bilim olarak kimyanın çeşitli alanlarında önemi az değildir. Bunun nedeni, tek tek atomların moleküller halinde birleşerek her türlü maddeyi oluşturabilmesi ve bunların da kimyasal araştırmaya konu olabilmesidir.

Atom ve moleküllerin çeşitliliği, aralarında çeşitli bağ türlerinin ortaya çıkmasıyla ilişkilidir. Farklı molekül sınıfları, kendi elektron dağılım özellikleri ve dolayısıyla kendi bağ türleri ile karakterize edilir.

Temel konseptler

Kimyasal bağ daha karmaşık bir yapıya (moleküller, iyonlar, radikaller) ve ayrıca agregatlara (kristaller, camlar vb.) sahip kararlı parçacıkların oluşumuyla atomların bağlanmasına yol açan bir dizi etkileşim denir. Bu etkileşimlerin doğası elektriksel niteliktedir ve değerlik elektronlarının yaklaşan atomlardaki dağılımı sırasında ortaya çıkarlar.

Değerlik kabul edildi Bir atomun diğer atomlarla belirli sayıda bağ kurma yeteneğine verilen ad. İyonik bileşiklerde verilen veya kazanılan elektronların sayısı değerlik değeri olarak alınır. Kovalent bileşiklerde paylaşılan elektron çiftlerinin sayısına eşittir.

Altında oksidasyon derecesi koşullu olarak anlaşılır Tüm polar kovalent bağların doğası gereği iyonik olması durumunda bir atomda olabilecek yük.

Bir bağlantının çokluğuna denir söz konusu atomlar arasında paylaşılan elektron çiftlerinin sayısı.

Kimyanın çeşitli dallarında ele alınan bağlar iki tür kimyasal bağa ayrılabilir: yeni maddelerin oluşumuna yol açanlar (molekül içi) , Ve moleküller arasında (moleküller arası) meydana gelenler.

Temel iletişim özellikleri

İletişim enerjisi Bir moleküldeki mevcut tüm bağları kırmak için gereken enerjidir. Aynı zamanda bağ oluşumu sırasında açığa çıkan enerjidir.

Bağlantı uzunluğu Bir moleküldeki çekim ve itme kuvvetlerinin dengelendiği komşu atom çekirdekleri arasındaki mesafedir.

Atomlar arasındaki kimyasal bağın bu iki özelliği, bağın gücünün bir ölçüsüdür: uzunluk ne kadar kısa ve enerji ne kadar büyük olursa bağ o kadar güçlü olur.

Bağ açısı atom çekirdeği boyunca iletişim yönünde geçen temsil edilen çizgiler arasındaki açıyı adlandırmak gelenekseldir.

Bağlantıları tanımlama yöntemleri

Kuantum mekaniğinden alınan, kimyasal bağı açıklamaya yönelik en yaygın iki yaklaşım:

Moleküler yörünge yöntemi. Bir molekülü, her bir elektronun diğer tüm elektronların ve çekirdeklerin etki alanında hareket ettiği bir elektron ve atom çekirdeği koleksiyonu olarak görüyor. Molekül yörüngesel bir yapıya sahiptir ve tüm elektronları bu yörüngelere dağılmıştır. Bu yöntem aynı zamanda "moleküler yörünge - doğrusal kombinasyon" anlamına gelen MO LCAO olarak da adlandırılır.

Değerlik bağı yöntemi. Bir molekülü iki merkezi moleküler yörüngeden oluşan bir sistem olarak temsil eder. Üstelik bunların her biri moleküldeki iki komşu atom arasındaki bir bağa karşılık gelir. Yöntem aşağıdaki hükümlere dayanmaktadır:

1. Kimyasal bir bağın oluşumu, söz konusu iki atom arasında yer alan zıt spinlere sahip bir çift elektron tarafından gerçekleştirilir. Oluşan elektron çifti her iki atoma da eşit olarak aittir.
2. Belirli bir atomun oluşturduğu bağların sayısı, temel ve uyarılmış durumdaki eşleşmemiş elektronların sayısına eşittir.
3. Elektron çiftleri bir bağın oluşumuna katılmıyorsa bunlara yalnız çiftler denir.

Elektronegatiflik

Maddelerdeki kimyasal bağın türü, kendisini oluşturan atomların elektronegatiflik değerlerindeki farklılığa göre belirlenebilir. Altında elektronegatiflik Atomların, bağ polarizasyonuna yol açan paylaşılan elektron çiftlerini (elektron bulutu) çekme yeteneğini anlayın.

Var olmak çeşitli yollar elektronegatiflik değerlerinin belirlenmesi kimyasal elementler. Ancak en çok kullanılan ölçek, 1932'de L. Pauling tarafından önerilen termodinamik verilere dayalı ölçektir.

Atomların elektronegatifliğindeki fark ne kadar büyük olursa, iyonikliği de o kadar belirgin olur. Aksine eşit veya benzer elektronegatiflik değerleri bağın kovalent yapısını gösterir. Yani belirli bir molekülde hangi kimyasal bağın gözlendiğini matematiksel olarak belirlemek mümkündür. Bunu yapmak için, aşağıdaki formülü kullanarak atomların elektronegatifliğindeki fark olan ΔХ'yi hesaplamanız gerekir: ΔХ=|Х 1 -X 2 |.

• Eğer ΔХ>1,7, o zaman bağ iyoniktir.
• Eğer 0,5≤ΔХ≤1,7, o zaman kovalent bağ polardır.
• Eğer ΔХ=0 veya ona yakınsa bağ, kovalent apolar olarak sınıflandırılır.

İyonik bağ

İyonik bağ, iyonlar arasında veya ortak bir elektron çiftinin atomlardan biri tarafından tamamen çekilmesi nedeniyle ortaya çıkan bir bağdır. Maddelerde bu tür kimyasal bağ, elektrostatik çekim kuvvetleri tarafından gerçekleştirilir.

İyonlar atomlardan elektron kazanarak veya kaybederek oluşan yüklü parçacıklardır. Bir atom elektron alırsa negatif yük alır ve anyon haline gelir. Bir atom değerlik elektronlarını bırakırsa katyon adı verilen pozitif yüklü bir parçacık haline gelir.

Tipik metallerin atomlarının tipik metal olmayan atomlarla etkileşimi sonucu oluşan bileşiklerin karakteristiğidir. Bu sürecin temel nedeni atomların kararlı elektronik konfigürasyonlar elde etme isteğidir. Bunun için de tipik metallerin ve metal olmayanların yalnızca 1-2 elektron vermesi veya alması gerekir ki bunu da kolaylıkla yaparlar.

Bir molekülde iyonik bir kimyasal bağın oluşum mekanizması geleneksel olarak sodyum ve klorun etkileşimi örneği kullanılarak düşünülür. Alkali metal atomları, halojen atomu tarafından çekilen bir elektronu kolayca verir. Sonuç olarak, elektrostatik çekimle bir arada tutulan Na + katyonu ve Cl - anyonu oluşur.

İdeal bir iyonik bağ yoktur. Çoğu zaman iyonik olarak sınıflandırılan bu tür bileşiklerde bile elektronların atomdan atoma nihai transferi gerçekleşmez. Oluşan elektron çifti hala Genel kullanım. Bu nedenle kovalent bir bağın iyoniklik derecesinden bahsederler.

Bir iyonik bağ birbiriyle ilişkili iki ana özellik ile karakterize edilir:

• yönsüzlük, yani Elektrik alanı iyonun etrafında küre şeklindedir;
• doymamışlık, yani herhangi bir iyonun etrafına yerleştirilebilecek zıt yüklü iyonların sayısı, boyutlarına göre belirlenir.

Kovalent kimyasal bağ

Ametal atomların üst üste binen elektron bulutlarının oluşturduğu, yani ortak bir elektron çifti tarafından gerçekleştirilen bağa kovalent bağ denir. Paylaşılan elektron çiftlerinin sayısı bağın çokluğunu belirler. Böylece, hidrojen atomları tek bir H··H bağıyla bağlanır ve oksijen atomları bir O::O çift bağı oluşturur.

Oluşumunun iki mekanizması vardır:

• Değişim - her atom, ortak bir çift oluşturmak için bir elektronu temsil eder: A· + ·B = A:B, üzerinde bir elektronun bulunduğu dış atomik yörüngeler ise bağlanmaya katılır.
• Donör-alıcı - bir bağ oluşturmak için atomlardan biri (verici) bir çift elektron sağlar ve ikincisi (alıcı) yerleştirilmesi için serbest bir yörünge sağlar: A + : B = A: B.

Kovalent bir kimyasal bağın oluşumu sırasında elektron bulutlarının üst üste binme yolları da farklıdır.

1. Doğrudan. Bulut örtüşme bölgesi, söz konusu atomların çekirdeklerini birbirine bağlayan düz bir hayali çizgi üzerinde yer alır. Bu durumda σ bağları oluşur. Bu durumda ortaya çıkan kimyasal bağın türü, örtüşen elektron bulutlarının türüne bağlıdır: s-s, s-p, p-p, s-d veya p-d σ bağları. Bir parçacıkta (molekül veya iyon), iki komşu atom arasında yalnızca bir σ bağı mümkündür.
2. Yanal. Atom çekirdeklerini birbirine bağlayan çizginin her iki tarafında gerçekleştirilir. Bir π bağı bu şekilde oluşur ve çeşitleri de mümkündür: p-p, p-d, d-d. Bir π bağı asla bir σ bağından ayrı olarak oluşmaz; çoklu (çift ve üçlü) bağ içeren moleküllerde meydana gelebilir.

Kovalent bağların özellikleri

Bileşiklerin kimyasal ve fiziksel özelliklerini belirlerler. Maddelerdeki herhangi bir kimyasal bağın temel özellikleri, yönlülüğü, polaritesi ve polarize edilebilirliğinin yanı sıra doygunluğudur.

Odak bağlantılar, maddelerin moleküler yapısının özellikleri ve moleküllerinin geometrik şekli ile belirlenir. Özü, uzayda belirli bir yönelimde elektron bulutlarının en iyi şekilde örtüşmesinin mümkün olmasıdır. σ- ve π-bağlarının oluşumuna ilişkin seçenekler yukarıda zaten tartışılmıştır.

Altında doyma Atomların bir molekülde belirli sayıda kimyasal bağ oluşturma yeteneğini anlamak. Her atom için kovalent bağların sayısı dış yörüngelerin sayısıyla sınırlıdır.

Polarite bağ atomların elektronegatiflik değerlerindeki farklılığa bağlıdır. Elektronların atom çekirdekleri arasındaki dağılımının düzgünlüğü buna bağlıdır. Bu özelliğe göre bir kovalent bağ polar veya apolar olabilir.

• Ortak elektron çifti her atoma eşit olarak aitse ve çekirdeklerinden aynı uzaklıkta bulunuyorsa, kovalent bağ polar değildir.
• Ortak bir elektron çifti atomlardan birinin çekirdeğine doğru kaydırılırsa, kovalent polar bir kimyasal bağ oluşur.

Polarize edilebilirlik dış etkenlerin etkisi altında bağ elektronlarının yer değiştirmesi ile ifade edilir. Elektrik alanı başka bir parçacığa ait olabilen, aynı moleküldeki komşu bağlara ait olabilen veya dış kaynaklar Elektromanyetik alanlar. Böylece, onların etkisi altındaki bir kovalent bağ, polaritesini değiştirebilir.

Orbitallerin hibridizasyonu ile kimyasal bağ sırasında şekillerinde meydana gelen değişikliği kastediyoruz. En etkili örtüşmeyi elde etmek için bu gereklidir. Aşağıdaki hibridizasyon türleri mevcuttur:

• sp3. Bir s ve üç p yörüngesi, aynı şekle sahip dört "melez" yörünge oluşturur. Dışa doğru, eksenler arasındaki açı 109° olan bir tetrahedrona benzer.
• sp2. Bir s- ve iki p-orbital, eksenleri arasında 120°'lik bir açıya sahip düz bir üçgen oluşturur.
• sp. Bir s- ve bir p-orbital, eksenleri arasındaki açı 180° olan iki "hibrit" yörünge oluşturur.

Metal atomlarının yapısının özel bir özelliği, oldukça büyük yarıçapları ve dış yörüngelerde az sayıda elektronun varlığıdır. Sonuç olarak, bu tür kimyasal elementlerde çekirdek ile değerlik elektronları arasındaki bağ nispeten zayıftır ve kolayca kırılır.

Metal Bağ, metal atomları ve iyonlar arasında, delokalize elektronların yardımıyla meydana gelen bir etkileşimdir.

Metal parçacıklarında değerlik elektronları dış yörüngeleri kolaylıkla terk edebildiği gibi üzerlerinde boş konumları da işgal edebilir. Böylece aynı parçacık zamanın farklı anlarında hem atom hem de iyon olabilir. Onlardan ayrılan elektronlar, kristal kafesin tüm hacmi boyunca serbestçe hareket eder ve kimyasal bir bağ kurar.

Bu bağ türünün iyonik ve kovalent bağlarla benzerlikleri vardır. İyonik bağlar gibi metalik bağlar da iyonların varlığını gerektirir. Ancak ilk durumda elektrostatik etkileşimi gerçekleştirmek için katyonlara ve anyonlara ihtiyaç duyulursa, ikinci durumda negatif yüklü parçacıkların rolü elektronlar tarafından oynanır. Metalik bir bağı kovalent bir bağla karşılaştırırken her ikisinin de oluşması için paylaşılan elektronlar gerekir. Bununla birlikte, polar kimyasal bağların aksine, iki atom arasında lokalize değildirler, kristal kafesteki tüm metal parçacıklarına aittirler.

Metalik bağ hemen hemen tüm metallerin özel özelliklerinden sorumludur:

• plastisite, bir elektron gazı tarafından tutulan bir kristal kafes içindeki atom katmanlarının yer değiştirme olasılığından dolayı mevcuttur;
• ışık ışınlarının elektronlardan yansıması nedeniyle gözlenen metalik parlaklık (toz halinde kristal kafes yoktur ve bu nedenle içinden geçen elektronlar);
• yüklü parçacıkların akışıyla gerçekleştirilen elektriksel iletkenlik ve bu durumda küçük elektronlar büyük metal iyonları arasında serbestçe hareket eder;
• Elektronların ısıyı aktarma yeteneğinden dolayı termal iletkenlik gözlenir.

Bu tür kimyasal bağa bazen kovalent ve moleküller arası etkileşimler arasındaki ara madde denir. Bir hidrojen atomunun elektronegatifliği yüksek elementlerden (fosfor, oksijen, klor, nitrojen gibi) biriyle bağı varsa, hidrojen bağı adı verilen ek bir bağ oluşturabilir.

Yukarıda tartışılan tüm bağ türlerinden çok daha zayıftır (enerjisi 40 kJ/mol'den fazla değildir), ancak ihmal edilemez. Bu nedenle hidrojen kimyasal bağı diyagramda noktalı çizgi olarak görünür.

Eş zamanlı donör-alıcı elektrostatik etkileşimi nedeniyle bir hidrojen bağının oluşması mümkündür. Elektronegatiflik değerlerinde büyük bir fark, O, N, F ve diğer atomlarda aşırı elektron yoğunluğunun ortaya çıkmasına ve ayrıca hidrojen atomunda eksikliğine yol açar. Bu tür atomlar arasında herhangi bir kimyasal bağ bulunmaması durumunda, yeterince yakınlaştıklarında çekici kuvvetler devreye girer. Bu durumda proton elektron çiftinin alıcısı, ikinci atom ise vericidir.

Hidrojen bağları hem su, karboksilik asitler, alkoller, amonyak gibi komşu moleküller arasında hem de salisilik asit gibi bir molekül içinde oluşabilir.

Su molekülleri arasında hidrojen bağlarının varlığı, onun bazı benzersiz özelliklerini açıklamaktadır. fiziki ozellikleri:

• Hesaplamalara göre ısı kapasitesi, dielektrik sabiti, kaynama ve erime noktalarının değerleri, moleküllerin bağlantısı ve moleküller arası hidrojen bağlarını kırmak için enerji harcama ihtiyacı ile açıklanan gerçek değerlerden önemli ölçüde daha az olmalıdır.
• Diğer maddelerden farklı olarak sıcaklık düştükçe suyun hacmi artar. Bu, moleküllerin buzun kristal yapısında belirli bir pozisyon işgal etmesi ve hidrojen bağının uzunluğu kadar birbirlerinden uzaklaşması nedeniyle oluşur.

Bu bağlantı canlı organizmalar için özel bir rol oynar çünkü protein moleküllerindeki varlığı onların özel yapısını ve dolayısıyla özelliklerini belirler. Ayrıca, nükleik asitler DNA'nın çift sarmalını oluşturan DNA'lar da hidrojen bağlarıyla bağlanır.

Kristallerdeki bağlar

Ezici çoğunluk katılar kristal bir kafesi vardır - onları oluşturan parçacıkların özel bir karşılıklı düzeni. Bu durumda üç boyutlu periyodiklik gözlenir ve hayali çizgilerle birbirine bağlanan düğümlerde atomlar, moleküller veya iyonlar bulunur. Bu parçacıkların doğasına ve aralarındaki bağlantılara bağlı olarak tüm kristal yapılar atomik, moleküler, iyonik ve metalik olarak ayrılır.

İyonik kristal kafesin düğümleri katyonlar ve anyonlar içerir. Üstelik her biri, yalnızca zıt yüke sahip, kesin olarak tanımlanmış sayıda iyonla çevrilidir. Tipik bir örnek sodyum klorürdür (NaCl). Parçalanmaları için çok fazla enerjiye ihtiyaç duymaları nedeniyle yüksek erime noktalarına ve sertliğe sahip olma eğilimindedirler.

Moleküler kristal kafesin düğümlerinde kovalent bağlarla oluşturulan madde molekülleri vardır (örneğin I2). Birbirlerine zayıf bir van der Waals etkileşimi ile bağlanırlar ve bu nedenle böyle bir yapının yıkılması kolaydır. Bu tür bileşiklerin kaynama ve erime noktaları düşüktür.

Atomik kristal kafes, yüksek değerlik değerlerine sahip kimyasal elementlerin atomlarından oluşur. Güçlü kovalent bağlarla bağlanırlar, bu da maddelerin farklı olduğu anlamına gelir. yüksek sıcaklıklar kaynama, erime ve büyük sertlik. Bir örnek bir elmastır.

Böylece her türlü bağlantı mevcut kimyasallar, parçacıkların moleküller ve maddeler içindeki etkileşiminin inceliklerini açıklayan kendi özelliklerine sahiptir. Bileşiklerin özellikleri onlara bağlıdır. Çevrede meydana gelen tüm süreçleri belirlerler.

.

Atomların birbirleriyle birleşerek hem basit hem de karmaşık maddeler oluşturabildiğini biliyorsunuz. Bu durumda, çeşitli türler Kimyasal bağlar: iyonik, kovalent (polar olmayan ve polar), metalik ve hidrojen. Element atomlarının, aralarında ne tür bir bağın (iyonik veya kovalent) oluştuğunu belirleyen en temel özelliklerinden biri. Bu elektronegatifliktir, yani. Bir bileşikteki atomların elektronları çekebilme yeteneği.

Elektronegatifliğin koşullu bir niceliksel değerlendirmesi, göreceli elektronegatiflik ölçeği tarafından verilir.

Dönemlerde, elementlerin elektronegatifliğinin artması ve gruplar halinde azalması yönünde genel bir eğilim vardır. Elementler elektronegatifliklerine göre bir seri halinde düzenlenir ve bu sayede farklı dönemlerde bulunan elementlerin elektronegatifliği karşılaştırılabilir.

Kimyasal bağın türü, elementlerin bağlanan atomlarının elektronegatiflik değerlerindeki farkın ne kadar büyük olduğuna bağlıdır. Bağı oluşturan elementlerin atomları elektronegatiflik açısından ne kadar farklı olursa, kimyasal bağ o kadar polar olur. Kimyasal bağ türleri arasında keskin bir sınır çizmek mümkün değildir. Çoğu bileşikte kimyasal bağ türü orta düzeydedir; örneğin, oldukça polar bir kovalent kimyasal bağ, iyonik bir bağa yakındır. Bir kimyasal bağın doğadaki sınırlayıcı durumlardan hangisine daha yakın olduğuna bağlı olarak iyonik veya kovalent polar bağ olarak sınıflandırılır.

İyonik bir bağ, elektronegatiflik açısından birbirinden keskin bir şekilde farklı olan atomların etkileşimi ile oluşur.Örneğin, tipik metaller lityum (Li), sodyum (Na), potasyum (K), kalsiyum (Ca), stronsiyum (Sr), baryum (Ba), tipik metal olmayan maddelerle, özellikle de halojenlerle iyonik bağlar oluşturur.

Alkali metal halojenürlerin yanı sıra alkaliler ve tuzlar gibi bileşiklerde de iyonik bağlar oluşur. Örneğin, sodyum hidroksit (NaOH) ve sodyum sülfatta (Na2S04) iyonik bağlar yalnızca sodyum ve oksijen atomları arasında bulunur (geri kalan bağlar polar kovalenttir).

Aynı elektronegatifliğe sahip atomlar etkileşime girdiğinde kovalent polar olmayan bağa sahip moleküller oluşur. Böyle bir bağ, aşağıdaki basit maddelerin moleküllerinde mevcuttur: H2, F2, Cl2, O2, N2. Bu gazlardaki kimyasal bağlar, paylaşılan elektron çiftleri aracılığıyla oluşturulur; atomlar birbirine yaklaştığında meydana gelen elektron-nükleer etkileşimi nedeniyle karşılık gelen elektron bulutları üst üste geldiğinde.

Maddelerin elektronik formüllerini oluştururken, her ortak elektron çiftinin, karşılık gelen elektron bulutlarının örtüşmesinden kaynaklanan artan elektron yoğunluğunun geleneksel bir görüntüsü olduğu unutulmamalıdır.

Elektronegatiflik değerleri farklı olan ancak keskin olmayan atomlar etkileşime girdiğinde, ortak elektron çifti daha elektronegatif bir atoma kayar. Bu, hem inorganik hem de organik bileşiklerde bulunan en yaygın kimyasal bağ türüdür.

Kovalent bağlar ayrıca, örneğin hidronyum ve amonyum iyonlarında bir donör-alıcı mekanizması tarafından oluşturulan bağları da tamamen içerir.

Metal bağlantı.

Nispeten serbest elektronların metal iyonlarıyla etkileşimi sonucu oluşan bağa metalik bağ denir. Bu tür bir bağ, basit maddelerin - metallerin karakteristiğidir.

Metal bağ oluşumu sürecinin özü şu şekildedir: metal atomları kolaylıkla değerlik elektronlarından vazgeçer ve pozitif yüklü iyonlara dönüşür. Atomdan ayrılan nispeten serbest elektronlar pozitif metal iyonları arasında hareket eder. Aralarında metalik bir bağ ortaya çıkar, yani. Elektronlar, metallerin kristal kafesinin pozitif iyonlarını olduğu gibi yapıştırır.

Hidrojen bağı.

Bir molekülün hidrojen atomları ile güçlü elektronegatif bir elementin atomu arasında oluşan bağ(O,N,F) başka bir moleküle hidrojen bağı denir.

Şu soru ortaya çıkabilir: Hidrojen neden bu kadar spesifik bir kimyasal bağ oluşturuyor?

Bu, hidrojenin atom yarıçapının çok küçük olmasıyla açıklanmaktadır. Buna ek olarak, hidrojen tek elektronunun yerini aldığında veya tamamen vazgeçtiğinde nispeten yüksek bir etki elde eder. pozitif yük, bir molekülün hidrojeninin, diğer moleküllerin (HF, H2O, NH3) bileşimine giren kısmi negatif yüke sahip elektronegatif elementlerin atomlarıyla etkileşime girmesi nedeniyle.

Bazı örneklere bakalım. Genellikle suyun bileşimini tasvir ederiz kimyasal formül H 2 O. Ancak bu tamamen doğru değildir. Suyun bileşimini (H2O)n formülüyle belirtmek daha doğru olacaktır; burada n = 2,3,4 vb. Bu, bireysel su moleküllerinin hidrojen bağları yoluyla birbirine bağlanmasıyla açıklanır. .

Hidrojen bağları genellikle noktalarla gösterilir. İyonik veya kovalent bağlardan çok daha zayıftır ancak sıradan moleküller arası etkileşimlerden daha güçlüdür.

Hidrojen bağlarının varlığı, sıcaklığın azalmasıyla birlikte su hacmindeki artışı açıklamaktadır. Bunun nedeni, sıcaklık düştükçe moleküllerin güçlenmesi ve dolayısıyla "paketlenmelerinin" yoğunluğunun azalmasıdır.

Organik kimyayı incelerken şu soru ortaya çıktı: Alkollerin kaynama noktaları neden karşılık gelen hidrokarbonlardan çok daha yüksek? Bu, alkol molekülleri arasında da hidrojen bağlarının oluşmasıyla açıklanmaktadır.

Alkollerin kaynama noktaları da moleküllerinin genişlemesine bağlı olarak yükselir.

Hidrojen bağı aynı zamanda diğer birçok bağın da karakteristiğidir. organik bileşikler(fenoller, karboksilik asitler, vb.). Organik kimya ve genel biyoloji derslerinden, bir hidrojen bağının varlığının proteinlerin ikincil yapısını, DNA'nın çift sarmal yapısını, yani tamamlayıcılık olgusunu açıkladığını biliyorsunuz.

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

Molekül içi kimyasal bağlar

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

Kimyasal bağ Kimyasal elementlerin atomları arasında elektrostatik bir doğa vardır ve nedeniyle oluşur dış (değerlik) elektronların etkileşimi, az ya da çok derecede pozitif yüklü çekirdekler tarafından tutulur bağlı atomlar

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Kovalent kimyasal bağ

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

Kovalent bağların temel özellikleri

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

Bu bağlanma özellikleri maddelerin kimyasal ve fiziksel özelliklerini etkiler.

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

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

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

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

Kovalent polar olmayan kimyasal bağ

2 tip kovalent bağ vardır; KUTUP Ve POLAR OLMAYAN .

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

H. + . H = H:H

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

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

Polar olmayan bağların dipol momenti 0'dır.

Örnekler: H 2 (H-H), O 2 (O=O), S 8.

Kovalent polar kimyasal bağ

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

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

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

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

Örnekler: HC1, C02, NH3.

Kovalent bağ oluşum mekanizmaları

Kovalent kimyasal bağlar 2 mekanizma ile oluşabilir:

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

A . + . B= A:B

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

A: + B= A:B

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

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

Bir donör-alıcı mekanizması tarafından kovalent bir bağ oluşturulur:

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

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

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

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

- bir molekülde ozon O3.

Kovalent bağların temel özellikleri

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

Kimyasal bağın çokluğu

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

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

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

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

Kovalent bağ uzunluğu

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

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

Bir bağı oluşturan atomların yarıçapı arttıkça bağ uzunluğu da artar.

Örneğin

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

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

İletişim enerjisi

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

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

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

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

İyonik kimyasal bağ

İyonik bağ bazlı bir kimyasal bağdır İyonların elektrostatik çekimi.

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

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

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

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

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

Not:

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

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

Görsel olarak özetleyelim kovalent ve iyonik bağ tipleri arasındaki fark:

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

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

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

Moleküller arası etkileşimler

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

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

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

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

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

Aşağıdaki maddeler arasında hidrojen bağları oluşur:

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

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

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

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

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

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

Kimyasal 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.

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

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

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

İkili ve üçlü bağlara çoklu bağ denir.

Bağlanan atomlar arasındaki elektron yoğunluğunun dağılımına göre bir kovalent bağ ikiye ayrılır: polar 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 büyüklüktedir, 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 metal(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.

Soy gazlar hariç tüm elementlerin dış kabukları TAMAMLANMAMIŞTIR ve kimyasal etkileşim sürecinde TAMAMLANMIŞTIR.

Dış elektron kabuklarının elektronları tarafından kimyasal bir bağ oluşturulur, ancak bu farklı şekillerde gerçekleştirilir.

Üç ana kimyasal bağ türü vardır:

Kovalent bağ ve çeşitleri: polar ve polar olmayan kovalent bağ;

İyonik bağ;

Metal bağlantı.

İyonik bağ

İyonik bir kimyasal bağ, katyonların anyonlara elektrostatik çekimi nedeniyle oluşan bir bağdır.

Birbirlerinden keskin bir şekilde farklı elektronegatiflik değerlerine sahip atomlar arasında iyonik bir bağ oluşur, bu nedenle bağı oluşturan elektron çifti, atomlardan birine karşı kuvvetli bir şekilde önyargılıdır, böylece bu elementin atomuna ait olduğu düşünülebilir.

Elektronegatiflik, kimyasal elementlerin atomlarının kendilerinin ve diğer insanların elektronlarını çekme yeteneğidir.

İyonik bağın doğası, iyonik bileşiklerin yapısı ve özellikleri, kimyasal bağların elektrostatik teorisinin konumundan açıklanmaktadır.

Katyonların oluşumu: M 0 - n e - = M n+

Anyonların oluşumu: HeM 0 + n e - = HeM n-

Örneğin: 2Na 0 + Cl 2 0 = 2Na + Cl -

Metalik sodyum klorda yandığında, redoks reaksiyonunun bir sonucu olarak, güçlü elektropozitif element sodyumun katyonları ve güçlü elektronegatif element klorun anyonları oluşur.

Sonuç: Metal ve metal olmayan atomlar arasında elektronegatiflik açısından büyük farklılık gösteren iyonik bir kimyasal bağ oluşur.

Örneğin: CaF2KCl Na20 MgBr2, vb.

Kovalent polar olmayan ve polar bağlar

Kovalent bağ, atomların ortak (aralarında paylaşılan) elektron çiftleri kullanılarak bağlanmasıdır.

Kovalent polar olmayan bağ

İki hidrojen atomundan bir hidrojen molekülünün oluşumu örneğini kullanarak kovalent polar olmayan bir bağın oluşumunu ele alalım. Bu süreç zaten tipik bir kimyasal reaksiyondur, çünkü bir maddeden (atomik hidrojen) diğeri moleküler hidrojen oluşur. Bu sürecin enerjik "faydasının" dış işareti, büyük miktarda ısının açığa çıkmasıdır.

Hidrojen atomlarının elektron kabukları (her atom için bir s-elektronu ile), "bizim" çekirdeğimiz veya "yabancı" olmasına bakılmaksızın, her iki elektronun da çekirdeğe "hizmet ettiği" ortak bir elektron bulutunda (moleküler yörünge) birleşir. Yeni elektron kabuğu, iki elektrondan oluşan inert gaz helyumunun tamamlanmış elektron kabuğuna benzer: 1s 2.

Uygulamada daha basit yöntemler kullanılmaktadır. Örneğin, Amerikalı kimyager J. Lewis 1916'da elektronların element sembollerinin yanında noktalarla belirtilmesini önerdi. Bir nokta bir elektronu temsil eder. Bu durumda atomlardan hidrojen molekülünün oluşumu şu şekilde yazılır:

İki klor atomunun (17 Cl) (nükleer yük Z = 17) iki atomlu bir moleküle bağlanmasını klorun elektron kabuklarının yapısı açısından ele alalım.

Klorun dış elektronik seviyesi s2 + p5 = 7 elektron içerir. Daha düşük seviyelerdeki elektronlar kimyasal etkileşimlerde yer almadığından, yalnızca dıştaki üçüncü seviyedeki elektronları noktalarla göstereceğiz. Bu dış elektronlar (7 adet), üç elektron çifti ve bir eşlenmemiş elektron şeklinde düzenlenebilir.

İki atomun eşleşmemiş elektronları bir molekülde birleştirildikten sonra yeni bir elektron çifti elde edilir:

Bu durumda, klor atomlarının her biri kendisini bir OCTET elektronuyla çevrelenmiş halde bulur. Bu, klor atomlarından herhangi birinin daire içine alınmasıyla kolayca görülebilir.

Kovalent bir bağ yalnızca atomlar arasında bulunan bir çift elektron tarafından oluşturulur. Buna bölünmüş çift denir. Kalan elektron çiftlerine yalnız çiftler denir. Kabukları doldururlar ve bağlanmada görev almazlar.

Atomlar, soy elementlerin atomlarının tam elektronik konfigürasyonuna benzer bir elektronik konfigürasyon elde etmek için yeterli elektronu paylaşarak kimyasal bağlar oluşturur.

Lewis teorisine ve oktet kuralına göre, atomlar arasındaki iletişim mutlaka bir tane tarafından değil, sekizli kuralı gerektiriyorsa iki veya hatta üç bölünmüş çift tarafından gerçekleştirilebilir. Bu tür bağlara ikili ve üçlü bağlar denir.

Örneğin, oksijen, yalnızca atomlar arasına iki paylaşılan çift yerleştirildiğinde, her atomdan bir oktet elektron içeren iki atomlu bir molekül oluşturabilir:

Azot atomları da (son kabukta 2s 2 2p 3) iki atomlu bir moleküle bağlanır, ancak bir elektron oktetini organize etmek için kendi aralarında üç paylaşılan çift düzenlemeleri gerekir:

Sonuç: Aynı elektronegatifliğe sahip atomlar arasında, yani aynı kimyasal elementin (metal olmayan) atomları arasında kovalent polar olmayan bir bağ meydana gelir.

Örneğin: H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br2 moleküllerinde kovalent polar olmayan bir bağdır.

Kovalent bağ

Polar kovalent bağ, saf kovalent bağ ile iyonik bağ arasında bir ara maddedir. Tıpkı iyonik gibi, yalnızca farklı türdeki iki atom arasında ortaya çıkabilir.

Örnek olarak hidrojen (Z = 1) ve oksijen (Z = 8) atomları arasındaki reaksiyonda suyun oluşumunu düşünün. Bunu yapmak için öncelikle hidrojenin (1s 1) ve oksijenin (...2s 2 2p 4) dış kabuklarının elektronik formüllerini yazmak uygundur.

Bunun için bir oksijen atomu başına tam olarak iki hidrojen atomu almanın gerekli olduğu ortaya çıktı. Ancak doğa öyledir ki, oksijen atomunun alıcı özellikleri hidrojen atomununkinden daha yüksektir (bunun nedenleri biraz sonra tartışılacaktır). Bu nedenle, Lewis formülündeki su için bağlanan elektron çiftleri, oksijen atomunun çekirdeğine doğru hafifçe kaydırılır. Bir su molekülündeki bağ polar kovalenttir ve atomlarda kısmi pozitif ve negatif yükler görülür.

Sonuç: Farklı elektronegatifliğe sahip atomlar arasında, yani farklı kimyasal elementlerin (metal olmayan) atomları arasında kovalent bir polar bağ oluşur.

Örneğin: HCl, H2S, NH3, P205, CH4 moleküllerinde - kovalent bir polar bağ.

Yapısal formüller

Şu anda, atomlar arasındaki elektron çiftlerini (yani kimyasal bağları) çizgilerle göstermek gelenekseldir. Her çizgi, paylaşılan bir elektron çiftidir. Bu durumda bize zaten tanıdık gelen moleküller şöyle görünür:

Atomlar arasında tire bulunan formüllere yapısal formüller denir. Yalnız elektron çiftleri genellikle yapısal formüllerde gösterilmemektedir.

Yapısal formüller molekülleri tasvir etmek için çok iyidir: atomların birbirine nasıl, hangi sırayla, hangi bağlarla bağlandığını açıkça gösterirler.

Lewis formüllerindeki bir bağ elektron çifti, yapısal formüllerdeki bir çizgi ile aynıdır.

Çift ve üçlü bağların ortak bir adı vardır - çoklu bağlar. Azot molekülünün ayrıca üç bağ derecesine sahip olduğu söylenir. Bir oksijen molekülünde bağ sırası ikidir. Hidrojen ve klor moleküllerindeki bağ sırası aynıdır. Hidrojen ve klorun artık çoklu değil, basit bir bağı var.

Bağ sırası, iki bağlı atom arasındaki paylaşılan paylaşılan çiftlerin sayısıdır. Üçten yüksek bir bağlantı sırası oluşmaz.