Kovalent bağ iki qonşu atom tərəfindən paylaşılan ortaq valent elektronlar tərəfindən həyata keçirilir bağlanan orbital(2.2.1-ci bölməyə baxın). Üstəlik, elementar maddələrə gəldikdə, atomların hər biri bağa eyni sayda valent elektron “verir” və qəfəsdəki ən yaxın qonşu atomların bağlanma elektronları hesabına tam doldurulana qədər valentlik qabığını tamamlayır. Bu əmlakla doyma Biz hidrogen molekulunun nümunəsindən istifadə edərək kovalent bağlarla tanış olduq. Bunun nəticəsi Hume-Rothery tərəfindən qurulan qaydadır. Buna əsasən, əsasən kovalent rabitənin həyata keçirildiyi elementar maddələrin kristalları üçün koordinasiya nömrəsi arasında aşağıdakı əlaqə mövcuddur. Z və qrup nömrəsi N, bu elementin yerləşdiyi yer:
Z k = 8 − N. Elementar yarımkeçiricilərin strukturu (əsas rabitə kovalentdir) bu sadə empirik qayda və kovalent rabitənin istiqaməti ilə müəyyən edilir.
Kovalent bağın istiqaməti, məsələn, rentgen məlumatlarından istifadə etməklə müəyyən edilə bilən kristalda elektron sıxlığının paylanması ilə müəyyən edilir. Onlar kovalent bağları olan kristallarda valent elektronların elektron sıxlığının kosmosda əhəmiyyətli dərəcədə qeyri-bərabər paylandığını göstərir. İki qonşu atom üçün ən qısa olan istiqamətlərdə elektron sıxlığı digər istiqamətlərə nisbətən daha yüksəkdir. Bu o deməkdir ki, valent elektronlar, sanki, kosmosda lokallaşdırılır və "elektron körpülər" əmələ gətirir, yəni kovalent bağın tələffüz olunduğu olur. yönləndirici xarakter. Kovalent rabitənin yaranması zamanı elektron sıxlığının paylanmasının xarakteri qarşılıqlı təsirdə olan atomların xüsusi elektron strukturundan asılıdır.
Kovalent kimyəvi rabitə, digər kimyəvi rabitə növlərindən fərqli olaraq, lokallaşdırılmış təbiətə malik olduğundan, o, yalnız rabitə enerjisi ilə müəyyən edilmir, həm də həndəsi xüsusiyyətlərə malikdir. Kovalent bağın həndəsi xüsusiyyətləri onun uzunluğu və molekul və ya kristaldakı bağlar arasındakı bucaqlardır. Kovalent uzunluq
kimyəvi bağ kristalda kovalent rabitə ilə birləşən atomların nüvələri arasındakı məsafədir. Bu, qarşılıqlı təsir edən atomların ölçüsündən və onların elektron buludlarının üst-üstə düşmə dərəcəsindən asılıdır. Rabitə uzunluğu və bağlar arasındakı bucaqlar molekulyar spektroskopiya, rentgen şüalarının difraksiyası və digər üsullardan istifadə etməklə eksperimental olaraq müəyyən edilir.
Almazda kimyəvi rabitənin əmələ gəlməsi nümunəsindən istifadə edərək kovalent rabitənin yönləndirilmiş xassəsini nəzərdən keçirək.9 Bu zaman biz yönləndirilmiş valentliklər nəzəriyyəsinin məzmununu təşkil edən qaydaları rəhbər tutacağıq.
1. Kovalent tək rabitə müxtəlif atomlara məxsus əks spinli iki elektronun qarşılıqlı təsiri nəticəsində əmələ gəlir.
2. Kovalent rabitənin istiqaməti verilmiş valent elektronun orbitallarının qonşu atoma aid olan onunla qoşalaşmış digər valent elektronun orbitalları ilə maksimum dərəcədə üst-üstə düşdüyü istiqamətə uyğun olmalıdır.
Nəzərə almaq lazımdır ki, bəzi hallarda rabitənin əmələ gəlməsində iştirak edən valent elektronların orbitallarının forması bir qədər dəyişir, bəzi hallarda isə kəskin dəyişir. Sonuncu halda, qarışıq, sözdə hibrid orbitallar.
Karbon atomlarından ibarət almazda, məlum olduğu kimi, kovalent kimyəvi bağ əmələ gəlir. Həyəcansız vəziyyətdə olan bir karbon atomunun valent qabığının elektron konfiqurasiyası - 2 s 22səh 2. 1-də s-orbitallar və 2 s-orbitallarda spinləri antiparalel olan iki qoşalaşmış elektron var. Valentlik iki 2 olur səh-kimyəvi rabitənin əmələ gəlməsində iştirak edə bilən bir elektronun yerləşdiyi orbitallar. Bu 2 səh-orbitallar
aralarında 90◦ bucaq yaradırlar. Beləliklə, onun birləşmələrindəki karbon ikivalent olmalı və aralarında düz bucaq olan bağlar yaratmalıdır.
Bununla belə, eksperimental məlumatların göstərdiyi kimi, onun birləşmələrinin əksəriyyətində karbon tetravalentdir və dörd karbon bağının hamısı eyni dərəcədə güclüdür və bir-birinə nisbətən eyni oriyentasiyaya malikdir.
dost: bağlar arasındakı bucaq 109◦28∗-dir. Bu hal iki mərhələdə baş verən orbitalların hibridləşməsi ilə izah olunur. Əvvəlcə karbon atomu əsas vəziyyətdən həyəcanlanmış vəziyyətə keçir, burada elektronlardan biri 2 ilə doludur. s 2-orbitallara gedir
9 Hidrogen molekulundakı kovalent bağ, elektron sıxlığının sferik simmetrik paylanması səbəbindən istiqamətlilik xüsusiyyətinə malik deyildir. s-dövlətlər.
düyü. 2.10. Hibridləşmə sxemi s Və səh-elektron buludları və fəza oriyentasiyası sp 3-hibridlər.
boş 2 səh-orbital. Sonra dörd dalğa funksiyası “qarışıq” və dörd yeni eyni dalğa funksiyası əmələ gəlir ki, bunlar da heç biri deyil. s- heç də səh-funksiyalar. Bunlar hibriddir sp 3-funksiyalar. Onlar ekvivalentdir və Şəkildə göstərilən istiqamətə malikdirlər. 2.10. Beləliklə, nəticədə almazdakı karbon atomunda dörd cütləşməmiş elektron olur. Şəkildən göründüyü kimi mübadilə buludlarının maksimum sıxlığının istiqamətləri. 2.12, kubun məkan diaqonalları boyunca cəmlənmişdir<111>. Dörd qonşusu olan bir atom müntəzəm tetraedr əmələ gətirir və tetraedrlər toplusundan “sonsuz kovalent molekul” qurulur.
Kimyəvi əlaqənin gücü valentlik elektron orbitallarının üst-üstə düşmə dərəcəsindən asılıdır: üst-üstə düşmə nə qədər çox olarsa, əlaqə bir o qədər güclü olar. Hesablamalar göstərir ki, hibrid halında birləşdirici atomların elektron qabıqlarının üst-üstə düşməsi sp Qeyri-hibrid orbitallarla müqayisədə xeyli çox 3-orbital var s Və səh-orbitallar. Hibridləşmiş vəziyyətlər hibridləşməmiş vəziyyətlərə nisbətən atomdakı elektronların daha yüksək enerjisinə uyğun gəlsə də, buna baxmayaraq, kristalın ümumi enerjisi bir əlaqənin meydana gəlməsi vəziyyətində daha aşağı olur. sp 3-hibridlər, buna görə də hibridləşmə enerji baxımından əlverişlidir.
Kovalent bağların əmələ gəlməsində iştirak edə bilər s-, səh-, d Və f-orbitallar. Bir bağın əmələ gəlməsi zamanı hibridləşmə baş verirsə, nə qədər və hansı orbitlərin hibridləşməsindən asılı olaraq, onlar ayırd edirlər. sp-, sp 2-, dsp 2-, sp 3i d 2sp 3-hibrid orbitallar (şək. 2.11).
Beləliklə, kovalent kristalların quruluşu kimyəvi rabitənin tam doyması üçün zəruri olan ən yaxın qonşuların sayını və dalğa funksiyalarının təhlilindən müəyyən edilə bilən kimyəvi bağın istiqamətini verən Hume-Rothery qaydası ilə müəyyən edilir.
düyü. 2.11. Məkan oriyentasiyası sp-, sp 2 -, dsp 2 -, sp 3 və d 2 sp 3-hibrid orbitallar.
lent elektronları və ya eksperimental olaraq. Kovalent rabitə enerjisinin xarakterik dəyəri 5-7 eV-dir. Yarımkeçirici materiallarda bağlanma enerjisinin dəyişməsi ilə xassələrin dəyişməsində aşağıdakı ümumi qanunauyğunluqları müşahidə etmək olar. Atomlar arasında bağlanma enerjisi artdıqca, kristal qəfəsin müddəti azalır, ərimə temperaturu və zolaq boşluğu artır.
Dörd növ kimyəvi bağdan birinin üstünlük təşkil etdiyi sadə kristalların ən xarakterik xüsusiyyətləri Cədvəldə verilmişdir. 2.2.
Cədvəl 2.2. Atomlararası bağların növlərinə görə fərqlənən dörd qrup bərk cismin xassələri.
Atomlararası bağın növü
Xüsusiyyətləri və bağlayıcı enerji
İstiqamətsiz və doymamış, güclü əlaqə; Hər ion cütü üçün 5-7 eV.
Rejissor
və zəngin, güclü əlaqə; atom başına 5-7 eV.
İstiqamətsiz və doymamış ünsiyyət; yaxın
atom başına 3,5 eV.
İstiqamətsiz və doymamış, zəif, qısamüddətli
əlaqə; ≈0,1 eV başına
İonik kovalent metal Van der Waals
Struktur xüsusiyyətləri
Böyük anionlar sıx yığılmış strukturlar əmələ gətirir, onların boşluqlarında kationlar yerləşir ( Z k = 8, 6, 4 və 3).
Boş şəbəkəli qablaşdırmalı konstruksiyalar (məsələn, Z k = 4) və aşağı sıxlıq.
Z k = 12 və 8) və yüksək sıxlıq.
Son dərəcə sıx qablaşdırma ilə kompakt kristal strukturlar ( Z k = 12) və yüksək sıxlıq.
İstilik xüsusiyyətləri
Kifayət qədər yüksək ərimə nöqtələri. Aşağı genişlənmə əmsalı.
Yüksək ərimə temperaturları. Aşağı genişlənmə əmsalı.
Müxtəlif ərimə temperaturları.
Aşağı ərimə nöqtələri. Yüksək genişlənmə əmsalı.
Elektrik xüsusiyyətləri
İzolyatorlar. Keçiricilik əsasən ion xarakterlidir və temperaturun artması ilə artır.
Elektron keçiricilik növü (iki növ daşıyıcı). Keçiriciliyin temperaturdan aktivasiya asılılığı.
Dirijorlar. Əsas keçiricilik növü elektrondur. Temperaturun artması ilə keçiricilik azalır.
İzolyatorlar.
Optik xüsusiyyətlər
Aşağı tezliklərdən udma kənarına qədər elektromaqnit şüalanmasına qarşı şəffafdır. Adətən spektrin görünən bölgəsində şəffaf olur.
Aşağı tezliklərdən udma kənarına qədər elektromaqnit şüalanmasına qarşı şəffafdır.
Ən aşağı tezliklərdən orta ultrabənövşəyi bölgəyə qədər elektromaqnit dalğalarına qeyri-şəffafdır; işığı yaxşı əks etdirir.
Aşağı tezliklərdən uzaq ultrabənövşəyi bölgəyə qədər elektromaqnit şüalanmasına qarşı şəffafdır.
İonik kovalent metal Van der Waals
Zona quruluşu
zona ayrılır
növbəti boş keçiricilik zolağından geniş diapazona ( Məs> 2–3 eV).
Tam doldurulmuş yuxarı valentlik
zona ayrılır
növbəti boş keçiricilik zolağından band boşluğuna qədər Məs< 2–3 эВ.
Keçirici zolağı qismən doldurulur.
Tam doldurulmuş yuxarı valentlik
zona ayrılır
növbəti boş keçiricilik zolağından çox geniş band boşluğuna qədər.
Əksər elementlərin atomları ayrı-ayrılıqda mövcud deyildir, çünki onlar bir-biri ilə qarşılıqlı əlaqədə ola bilirlər. Bu qarşılıqlı təsir daha mürəkkəb hissəciklər əmələ gətirir.
Kimyəvi bağın təbiəti elektrik yükləri arasında qarşılıqlı təsir qüvvələri olan elektrostatik qüvvələrin hərəkətidir. Elektronların və atom nüvələrinin belə yükləri var.
Xarici elektron səviyyələrdə yerləşən elektronlar (valent elektronlar) nüvədən ən uzaqda olduqları üçün onunla ən zəif qarşılıqlı əlaqədə olurlar və buna görə də nüvədən qopmağa qadirdirlər. Onlar atomların bir-birinə bağlanmasından məsuldurlar.
Kimyada qarşılıqlı təsir növləri
Kimyəvi bağların növləri aşağıdakı cədvəldə təqdim edilə bilər:
İon rabitəsinin xüsusiyyətləri
Kimyəvi reaksiya səbəbiylə meydana gəlir ion cazibəsi müxtəlif yüklərə malik olmasına ion deyilir. Bu, bağlanan atomların elektromənfilikdə (yəni elektronları cəlb etmək qabiliyyətində) əhəmiyyətli bir fərqə malik olması və elektron cütünün daha çox elektronmənfi elementə keçməsi halında baş verir. Elektronların bir atomdan digərinə ötürülməsinin nəticəsi yüklü hissəciklərin - ionların əmələ gəlməsidir. Onların arasında bir cazibə yaranır.
Ən aşağı elektronmənfilik indekslərinə malikdirlər tipik metallar, və ən böyüyü tipik qeyri-metallardır. Beləliklə, ionlar tipik metallar və qeyri-metallar arasında qarşılıqlı təsir nəticəsində əmələ gəlir.
Metal atomları müsbət yüklü ionlara (kationlara) çevrilir, elektronları xarici elektron səviyyələrinə verir və qeyri-metallar elektronları qəbul edir və beləliklə mənfi yüklüdür ionlar (anionlar).
Atomlar elektron konfiqurasiyalarını tamamlayaraq daha sabit enerji vəziyyətinə keçirlər.
İon bağı yönlü deyil və doymur, çünki elektrostatik qarşılıqlı əlaqə müvafiq olaraq bütün istiqamətlərdə baş verir, ion bütün istiqamətlərdə əks işarəli ionları cəlb edə bilər;
İonların düzülüşü elədir ki, hər birinin ətrafında müəyyən sayda əks yüklü ionlar olur. İon birləşmələri üçün "molekul" anlayışı mənası yoxdur.
Təhsil nümunələri
Natrium xloriddə (nacl) bir əlaqənin meydana gəlməsi müvafiq ionları yaratmaq üçün bir elektronun Na atomundan Cl atomuna keçməsi ilə əlaqədardır:
Na 0 - 1 e = Na + (kation)
Cl 0 + 1 e = Cl - (anion)
Natrium xloriddə natrium kationlarının ətrafında altı xlor anionu və hər bir xlorid ionunun ətrafında altı natrium ionu var.
Barium sulfid atomları arasında qarşılıqlı təsir yarandıqda aşağıdakı proseslər baş verir:
Ba 0 - 2 e = Ba 2+
S 0 + 2 e = S 2-
Ba iki elektronunu kükürdə verir, nəticədə kükürd anionları S 2- və barium kationları Ba 2+ əmələ gəlir.
Metal kimyəvi bağ
Metalların xarici enerji səviyyələrində elektronların sayı azdır, onlar nüvədən asanlıqla ayrılırlar; Bu qopma nəticəsində metal ionları və sərbəst elektronlar əmələ gəlir. Bu elektronlara "elektron qazı" deyilir. Elektronlar metalın bütün həcmi boyunca sərbəst hərəkət edir və daima bağlanır və atomlardan ayrılır.
Metal maddənin quruluşu belədir: kristal qəfəs maddənin skeletidir və onun düyünləri arasında elektronlar sərbəst hərəkət edə bilir.
Aşağıdakı misalları göstərmək olar:
Mg - 2е<->Mg 2+
Cs-e<->Cs+
Ca - 2e<->Ca2+
Fe-3e<->Fe 3+
Kovalent: qütblü və qütbsüz
Kimyəvi qarşılıqlı əlaqənin ən çox yayılmış növü kovalent bağdır. Qarşılıqlı təsir göstərən elementlərin elektronmənfilik dəyərləri kəskin şəkildə fərqlənmir, buna görə də yalnız ümumi elektron cütünün daha elektronmənfi atoma keçməsi baş verir.
Kovalent qarşılıqlı təsirlər mübadilə mexanizmi və ya donor-akseptor mexanizmi ilə formalaşa bilər.
Mübadilə mexanizmi, atomların hər birinin xarici elektron səviyyələrdə qoşalaşmamış elektronlara malik olması və atom orbitallarının üst-üstə düşməsi artıq hər iki atoma aid olan bir cüt elektronun meydana gəlməsinə səbəb olduqda həyata keçirilir. Atomlardan birinin xarici elektron səviyyədə elektron cütü, digərində isə sərbəst orbital olduqda, atom orbitalları üst-üstə düşdükdə elektron cütü paylaşılır və donor-akseptor mexanizminə uyğun olaraq qarşılıqlı əlaqədə olur.
Kovalentlər çoxluğa görə bölünür:
- sadə və ya tək;
- ikiqat;
- üçqat.
İkiqat olanlar bir anda iki cüt elektronun, üçlü isə üçün paylaşılmasını təmin edir.
Bağlı atomlar arasında elektron sıxlığının (qütbün) paylanmasına görə kovalent bağ aşağıdakılara bölünür:
- qeyri-polyar;
- qütb.
Qeyri-qütblü rabitə eyni atomlardan, qütblü rabitə isə müxtəlif elektronmənfilikdən əmələ gəlir.
Oxşar elektronmənfiliyə malik atomların qarşılıqlı təsiri qeyri-polyar rabitə adlanır. Belə bir molekulda ümumi elektron cütü heç bir atoma cəlb olunmur, lakin hər ikisinə bərabər şəkildə aiddir.
Elektromənfiliyi ilə fərqlənən elementlərin qarşılıqlı təsiri qütb bağlarının yaranmasına səbəb olur. Bu tip qarşılıqlı təsirdə ortaq elektron cütləri daha çox elektronmənfi elementə cəlb olunur, lakin ona tam ötürülmür (yəni ionların əmələ gəlməsi baş vermir). Elektron sıxlığının bu yerdəyişməsi nəticəsində atomlarda qismən yüklər əmələ gəlir: nə qədər çox elektronmənfi olanın mənfi yükü, az elektronegativi isə müsbət yükü var.
Kovalentliyin xassələri və xüsusiyyətləri
Kovalent bağın əsas xüsusiyyətləri:
- Uzunluq qarşılıqlı təsir edən atomların nüvələri arasındakı məsafə ilə müəyyən edilir.
- Qütblülük elektron buludunun atomlardan birinə doğru yerdəyişməsi ilə müəyyən edilir.
- İstiqamətlilik kosmosda yönümlü bağlar və müvafiq olaraq müəyyən həndəsi formalara malik molekullar yaratmaq xüsusiyyətidir.
- Doyma məhdud sayda bağ yaratmaq qabiliyyəti ilə müəyyən edilir.
- Qütbləşmə qabiliyyəti xarici elektrik sahəsinin təsiri altında polariteyi dəyişmək qabiliyyəti ilə müəyyən edilir.
- Bir əlaqəni qırmaq üçün lazım olan enerji onun gücünü müəyyən edir.
Kovalent qeyri-qütblü qarşılıqlı təsirə misal olaraq hidrogen (H2), xlor (Cl2), oksigen (O2), azot (N2) və bir çox başqalarının molekulları ola bilər.
H· + ·H → H-H molekulunun tək qeyri-qütb bağı var,
O: + :O → O=O molekulu ikiqat qeyri-qütblüdür,
Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekul üçqat qeyri-qütbdür.
Kimyəvi elementlərin kovalent bağlarına misal olaraq karbon qazı (CO2) və karbon monoksit (CO), hidrogen sulfid (H2S), xlorid turşusu (HCL), su (H2O), metan (CH4), kükürd oksidi (SO2) və molekulları daxildir. bir çox başqaları.
CO2 molekulunda karbon və oksigen atomları arasındakı əlaqə kovalent qütbdür, çünki daha çox elektronegativ hidrogen elektron sıxlığını çəkir. Oksigenin xarici qabığında iki qoşalaşmamış elektron var, karbon isə qarşılıqlı təsir yaratmaq üçün dörd valent elektron təmin edə bilər. Nəticədə ikiqat bağlar əmələ gəlir və molekul belə görünür: O=C=O.
Müəyyən bir molekulda əlaqənin növünü müəyyən etmək üçün onu təşkil edən atomları nəzərə almaq kifayətdir. Sadə metal maddələr metal rabitə, qeyri-metallarla metallar ion rabitəsi, sadə qeyri-metal maddələr kovalent qeyri-polyar rabitə, müxtəlif qeyri-metallardan ibarət molekullar isə qütb kovalent rabitə vasitəsilə əmələ gəlir.
Kovalent bağ - bir cüt valent elektron buludunun ictimailəşməsi nəticəsində əmələ gələn kimyəvi bağ. Əlaqəni təmin edən elektronlar deyilir ortaq elektron cütü.
Kovalent bağların müqəddəsləri : istiqamətlilik, doyma, qütblük, qütbləşmə - birləşmələrin kimyəvi və fiziki xassələrini təyin edir.
Bağın istiqaməti maddələrin molekulyar quruluşunu və molekullarının həndəsi formasını müəyyən edir. İki bağ arasındakı bucaqlara bağ bucaqları deyilir.
Doyma qabiliyyəti atomların məhdud sayda kovalent bağlar yaratmaq qabiliyyətidir. Bir atomun yaratdığı bağların sayı onun xarici atom orbitallarının sayı ilə məhdudlaşır.
Bağın polaritesi atomların elektronmənfiliklərindəki fərqlər səbəbindən elektron sıxlığının qeyri-bərabər paylanması ilə əlaqədardır. Bu əsasda kovalent bağlar qütbsüz və qütblüyə bölünür.
Bağın qütbləşmə qabiliyyəti xarici elektrik sahəsinin, o cümlədən digər reaksiya verən hissəciyin təsiri altında bağ elektronlarının yerdəyişməsi ilə ifadə edilir. Qütbləşmə qabiliyyəti elektronların hərəkətliliyi ilə müəyyən edilir. Kovalent bağların polaritesi və qütbləşmə qabiliyyəti molekulların qütb reagentlərinə qarşı reaktivliyini müəyyən edir.
İon bağı.
İon bağ növü yalnız xassələri ilə kəskin şəkildə fərqlənən atomlar arasında mümkündür. Elementlərin xassələrində kəskin fərq metal atomunun valentlik elektronlarını tamamilə itirməsinə, qeyri-metal atomunun isə onları qazanmasına səbəb olur. Elektrostatik cazibə qüvvələri ilə molekullarda və kristal qəfəslərdə əmələ gələn müsbət və mənfi yüklü ionlar. Bu bağ növü ion adlanır.
Qaz fazasında NaCL molekulunun əmələ gəlməsinə nümunə.
Qeyri-spesifik ünsiyyət növləri.
Metal birləşmə - nisbətən sərbəst elektronların olması səbəbindən kimyəvi bağ. Həm təmiz metallar, həm də onların ərintiləri və intermetal birləşmələri üçün xarakterikdir.
Metal birləşmə mexanizmi: Müsbət metal ionları kristal şəbəkənin bütün qovşaqlarında yerləşir. Onların arasında valent elektronlar ionların əmələ gəlməsi zamanı atomlardan ayrılan qaz molekulları kimi təsadüfi hərəkət edir. Bu elektronlar müsbət ionları bir yerdə saxlayaraq sement rolunu oynayır; əks halda qəfəs ionlar arasında itələyici qüvvələrin təsiri altında parçalanardı. Eyni zamanda, elektronlar kristal qəfəs daxilində ionlar tərəfindən tutulur və onu tərk edə bilməzlər. Birləşdirmə qüvvələri lokallaşdırılmır və ya yönəldilmir. Buna görə də, əksər hallarda yüksək koordinasiya nömrələri (məsələn, 12 və ya 8) görünür.
Digər xüsusiyyətlər: Sərbəst hərəkət edən elektronlar yüksək elektrik və istilik keçiriciliyi təmin edir. Metal bağı olan maddələr tez-tez gücü plastisiya ilə birləşdirir, çünki atomlar bir-birinə nisbətən yerdəyişdikdə bağlar qırılmır.
Van der Waals qüvvələri - enerjisi 0,8 - 8,16 kJ/mol olan molekullararası qarşılıqlı təsir qüvvələri. Bu termin ilkin olaraq bütün bu cür qüvvələri ifadə edirdi. 1869-cu ildə J. D. van der Waals tərəfindən kəşf edilmişdir.
Van der Waals qüvvələrinə dipollar arasında qarşılıqlı təsirlər daxildir (daimi və induksiya). Adı bu qüvvələrin real qaz üçün van der Vaal vəziyyət tənliyində daxili təzyiq üçün korreksiyaya səbəb olmasından irəli gəlir. Bu qarşılıqlı təsirlər əsasən bioloji makromolekulların fəza quruluşunun formalaşmasına cavabdeh olan qüvvələri müəyyən edir.
Nə üçün atomlar bir-biri ilə birləşərək molekullar əmələ gətirir? Tamamilə fərqli kimyəvi elementlərin atomlarını ehtiva edən maddələrin mümkün mövcudluğunun səbəbi nədir? Bunlar müasir fiziki və kimya elminin fundamental anlayışlarına təsir edən qlobal suallardır. Atomların elektron quruluşu haqqında təsəvvürə malik olmaq və birləşmələrin əksər sinifləri üçün əsas əsas olan kovalent bağın xüsusiyyətlərini bilməklə onlara cavab verə bilərsiniz. Məqaləmizin məqsədi müxtəlif növ kimyəvi bağların və onların molekullarında olan birləşmələrin əmələ gəlmə mexanizmləri ilə tanış olmaqdır.
Atomun elektron quruluşu
Onun struktur elementləri olan maddənin elektrik cəhətdən neytral hissəcikləri Günəş sisteminin quruluşunu əks etdirən bir quruluşa malikdir. Planetlər mərkəzi ulduzun - Günəşin ətrafında fırlandığı kimi, atomdakı elektronlar da müsbət yüklü nüvənin ətrafında hərəkət edir. Kovalent bağı xarakterizə etmək üçün son enerji səviyyəsində və nüvədən ən uzaqda yerləşən elektronlar əhəmiyyətli olacaqdır. Onların öz atomlarının mərkəzi ilə əlaqəsi minimal olduğundan, digər atomların nüvələri tərəfindən asanlıqla cəlb oluna bilirlər. Bu, molekulların əmələ gəlməsinə səbəb olan atomlararası qarşılıqlı təsirlərin baş verməsi üçün çox vacibdir. Nə üçün molekulyar forma planetimizdə maddənin əsas mövcudluğu növüdür? Gəlin bunu anlayaq.
Atomların əsas xassələri
Elektrik cəhətdən neytral hissəciklərin qarşılıqlı təsir göstərməsi, enerji qazanmasına səbəb olması onların ən vacib xüsusiyyətidir. Həqiqətən, normal şəraitdə maddənin molekulyar vəziyyəti atom vəziyyətindən daha sabitdir. Müasir atom-molekulyar elminin əsas prinsipləri həm molekulların əmələ gəlmə prinsiplərini, həm də kovalent rabitələrin xüsusiyyətlərini izah edir. Yada salaq ki, atom başına 1-dən 8-ə qədər elektron ola bilər, sonuncu halda təbəqə tam və buna görə də çox sabit olacaqdır; Nəcib qazların atomları: arqon, kripton, ksenon - D.I.Mendeleyev sistemində hər dövrü tamamlayan inert elementlər - bu xarici səviyyəli quruluşa malikdir. Burada istisna, son səviyyədə 8 deyil, yalnız 2 elektronu olan helium olardı. Səbəb sadədir: birinci dövrdə yalnız iki element var, onların atomları bir elektron təbəqəyə malikdir. Bütün digər kimyəvi elementlərin sonuncu, natamam təbəqədə 1-dən 7-ə qədər elektronu var. Bir-biri ilə qarşılıqlı təsir prosesində atomlar oktetə elektronlarla doldurulmağa və inert element atomunun konfiqurasiyasını bərpa etməyə meylli olacaqlar. Bu vəziyyətə iki yolla nail olmaq olar: özünü itirməklə və ya başqasının mənfi yüklü hissəciklərini qəbul etməklə. Bu qarşılıqlı təsir formaları reaksiyaya girən atomlar arasında hansı əlaqənin - ion və ya kovalentin yaranacağının necə təyin olunacağını izah edir.
Stabil elektron konfiqurasiyanın formalaşma mexanizmləri
Təsəvvür edək ki, iki sadə maddə mürəkkəb reaksiyaya girir: metal natrium və xlor qazı. Duz sinfinin bir maddəsi əmələ gəlir - natrium xlorid. İon tipli kimyəvi bağa malikdir. Niyə və necə yaranıb? Yenidən başlanğıc maddələrin atomlarının quruluşuna müraciət edək. Natriumun sonuncu təbəqəsində atomun böyük radiusuna görə nüvə ilə zəif bağlı olan yalnız bir elektron var. Natrium daxil olan bütün qələvi metalların ionlaşma enerjisi aşağıdır. Buna görə də, xarici səviyyənin elektronu enerji səviyyəsindən çıxır, xlor atomunun nüvəsi tərəfindən cəlb edilir və onun məkanında qalır. Bu, Cl atomunun mənfi yüklü iona çevrilməsi üçün presedent yaradır. İndi biz artıq elektrik cəhətdən neytral hissəciklərlə deyil, yüklü natrium kationları və xlor anionları ilə məşğul oluruq. Fizika qanunlarına uyğun olaraq onların arasında elektrostatik cazibə qüvvələri yaranır və birləşmə ion kristal qəfəs əmələ gətirir. Nəzərdən keçirdiyimiz kimyəvi bağın ion tipinin əmələ gəlmə mexanizmi kovalent rabitənin xüsusiyyətlərini və əsas xüsusiyyətlərini daha aydın şəkildə aydınlaşdırmağa kömək edəcəkdir.
Ümumi elektron cütləri
Elektromənfiliyi baxımından çox fərqlənən elementlərin atomları, yəni metallar və qeyri-metallar arasında ion rabitəsi yaranarsa, kovalent tip həm eyni, həm də müxtəlif qeyri-metal elementlərin atomlarının qarşılıqlı təsiri zamanı yaranır. Birinci halda, qeyri-polar, digərində isə kovalent bağın qütb forması haqqında danışmaq adətdir. Onların əmələ gəlmə mexanizmi ümumidir: atomların hər biri cüt-cüt birləşən ümumi istifadə üçün elektronlardan qismən imtina edir. Amma atom nüvələrinə nisbətən elektron cütlərinin fəza düzülüşü fərqli olacaq. Bu əsasda kovalent bağların növləri fərqləndirilir - qeyri-qütblü və qütblü. Çox vaxt qeyri-metal elementlərin atomlarından ibarət kimyəvi birləşmələrdə əks spinli elektronlardan ibarət cütlər olur, yəni nüvələri ətrafında əks istiqamətdə fırlanır. Çünki kosmosda mənfi yüklü hissəciklərin hərəkəti elektron buludların əmələ gəlməsinə gətirib çıxarır ki, bu da son nəticədə onların qarşılıqlı üst-üstə düşməsi ilə başa çatır. Bu prosesin atomlar üçün nəticələri nələrdir və nəyə gətirib çıxarır?
Kovalent rabitənin fiziki xassələri
Məlum olub ki, qarşılıqlı təsirdə olan iki atomun mərkəzləri arasında yüksək sıxlığa malik iki elektronlu bulud yaranır. Mənfi yüklü buludun özü ilə atomların nüvələri arasında elektrostatik cazibə qüvvələri artır. Enerjinin bir hissəsi sərbəst buraxılır və atom mərkəzləri arasındakı məsafələr azalır. Məsələn, H 2 molekulunun əmələ gəlməsinin başlanğıcında hidrogen atomlarının nüvələri arasındakı məsafə 1,06 A, buludların üst-üstə düşməsi və ümumi elektron cütünün əmələ gəlməsindən sonra - 0,74 A. yuxarıda təsvir edilən mexanizm həm sadə, həm də mürəkkəb qeyri-üzvi maddələr arasında tapıla bilər. Onun əsas fərqləndirici xüsusiyyəti ümumi elektron cütlərinin olmasıdır. Nəticədə, atomlar, məsələn, hidrogen arasında kovalent əlaqə yarandıqdan sonra onların hər biri inert heliumun elektron konfiqurasiyasını alır və nəticədə molekul sabit bir quruluşa malikdir.
Molekulun məkan forması
Kovalent bağın digər çox vacib fiziki xüsusiyyəti istiqamətdir. Bu, maddənin molekulunun məkan konfiqurasiyasından asılıdır. Məsələn, iki elektron sferik bulud forması ilə üst-üstə düşdükdə, molekulun görünüşü xətti olur (hidrogen xlorid və ya hidrogen bromid). s- və p-buludlarının hibridləşdiyi su molekullarının forması bucaqlıdır, azot qazının çox güclü hissəcikləri isə piramida şəklinə malikdir.
Sadə maddələrin quruluşu - qeyri-metallar
Hansı bağın kovalent adlandığını, hansı xüsusiyyətlərə malik olduğunu öyrəndikdən sonra onun növlərini başa düşməyin vaxtıdır. Eyni qeyri-metalın atomları - xlor, azot, oksigen, brom və s. bir-biri ilə qarşılıqlı əlaqədə olarsa, onda müvafiq sadə maddələr əmələ gəlir. Onların ümumi elektron cütləri hərəkət etmədən atomların mərkəzlərindən eyni məsafədə yerləşir. Qeyri-qütblü kovalent bağa malik birləşmələr aşağıdakı xüsusiyyətlərə malikdir: aşağı qaynama və ərimə nöqtələri, suda həll olunmaması, dielektrik xüsusiyyətləri. Sonra, hansı maddələrin ümumi elektron cütlərinin yerdəyişməsinin baş verdiyi kovalent bağ ilə xarakterizə olunduğunu öyrənəcəyik.
Elektromənfilik və onun kimyəvi bağ növünə təsiri
Müəyyən bir elementin başqa bir elementin atomundan elektronları özünə cəlb etmək xüsusiyyətinə kimyada elektronmənfilik deyilir. L. Pauling tərəfindən təklif olunan bu parametr üçün dəyərlər miqyası qeyri-üzvi və ümumi kimya üzrə bütün dərsliklərdə tapıla bilər. Flüor ən yüksək dəyərə malikdir - 4,1 eV, digər aktiv qeyri-metallar daha kiçik dəyərə malikdir, ən aşağı qiymət isə qələvi metallar üçün xarakterikdir. Elektromənfiliyi ilə fərqlənən elementlər bir-biri ilə reaksiya verərsə, qaçılmaz olaraq bir, daha aktiv, daha passiv bir elementin atomunun mənfi yüklü hissəciklərini nüvəsinə cəlb edəcəkdir. Beləliklə, kovalent bağın fiziki xüsusiyyətləri birbaşa elementlərin ümumi istifadə üçün elektron vermək qabiliyyətindən asılıdır. Bu halda əmələ gələn ümumi cütlər artıq nüvələrə nisbətən simmetrik olaraq yerləşmir, daha aktiv elementə doğru sürüşürlər.
Polar mufta ilə birləşmələrin xüsusiyyətləri
Molekullarında ortaq elektron cütləri atom nüvələrinə nisbətən asimmetrik olan maddələrə hidrogen halidləri, turşular, xalkogenlərin hidrogenlə birləşmələri və turşu oksidləri daxildir. Bunlar sulfat və nitrat turşuları, kükürd və fosfor oksidləri, hidrogen sulfid və s. Məsələn, hidrogen xlorid molekulunda hidrogen və xlorun qoşalaşmamış elektronları tərəfindən əmələ gələn bir ümumi elektron cütü var. Daha çox elektronmənfi element olan Cl atomunun mərkəzinə yaxınlaşır. Sulu məhlullarda qütb bağları olan bütün maddələr ionlara parçalanır və elektrik cərəyanı keçirir. Verdiyimiz birləşmələr də sadə qeyri-metal maddələrlə müqayisədə daha yüksək ərimə və qaynama nöqtələrinə malikdir.
Kimyəvi bağların qırılma üsulları
Üzvi kimyada doymuş karbohidrogenlər və halogenlər radikal mexanizmə əməl edirlər. Metan və xlor qarışığı işıqda və adi temperaturda elə reaksiya verir ki, xlor molekulları qoşalaşmamış elektronları daşıyan hissəciklərə parçalanmağa başlayır. Başqa sözlə, ümumi elektron cütünün məhv edilməsi və çox aktiv -Cl radikallarının əmələ gəlməsi müşahidə olunur. Onlar metan molekullarına elə təsir göstərə bilirlər ki, karbon və hidrogen atomları arasındakı kovalent əlaqəni qırırlar. Aktiv növ -H əmələ gəlir və karbon atomunun sərbəst valentliyi xlor radikalını qəbul edir və ilk reaksiya məhsulu xlorometandır. Bu molekulyar parçalanma mexanizmi homolitik adlanır. Ümumi elektron cütü tamamilə atomlardan birinə köçürülürsə, sulu məhlullarda baş verən reaksiyalara xas olan heterolitik mexanizmdən danışırlar. Bu vəziyyətdə, qütb su molekulları həll olunan birləşmənin kimyəvi bağlarının məhv olma sürətini artıracaqdır.
İkiqat və üçlü istiqrazlar
Üzvi maddələrin və bəzi qeyri-üzvi birləşmələrin böyük əksəriyyətinin molekullarında bir deyil, bir neçə ümumi elektron cütü olur. Kovalent bağların çoxluğu atomlar arasındakı məsafəni azaldır və birləşmələrin sabitliyini artırır. Onlar adətən kimyəvi cəhətdən davamlı adlandırılır. Məsələn, bir azot molekulunun üç cüt elektronu var, onlar struktur düsturda üç tire ilə təyin olunur və onun gücünü təyin edirlər. Sadə azot maddəsi kimyəvi cəhətdən təsirsizdir və qızdırıldıqda və ya yüksək təzyiq altında və ya katalizatorların iştirakı ilə yalnız hidrogen, oksigen və ya metallar kimi digər birləşmələrlə reaksiya verə bilər.
Doymamış dien karbohidrogenləri, həmçinin etilen və ya asetilen seriyasının maddələri kimi üzvi birləşmələrin belə siniflərinə ikiqat və üçlü bağlar xasdır. Çoxlu bağlar əsas kimyəvi xassələri müəyyən edir: onların qırıldığı yerlərdə baş verən əlavə və polimerləşmə reaksiyaları.
Məqaləmizdə kovalent bağların ümumi təsvirini verdik və onun əsas növlərini araşdırdıq.
Kovalent bağın uzunluğu bağ əmələ gətirən atomların nüvələri arasındakı məsafəyə deyilir. Bağın uzunluğu birbaşa atomun radiusuna bağlıdır - o, nə qədər böyükdürsə, bir o qədər uzun olur.
Bəzi atomların kovalent radiuslarının dəyərləri (pm; 10 -12 m):
- H = 30 pm;
- F = 58;
- O = 73;
- N = 75;
- C = 77;
- Cl = 99;
- S = 103;
- P = 110;
- Si = 118;
- Al = 130.
Simmetrik molekullarda (H 2, F 2, Cl 2 ...) bağ uzunluğunun yarısı deyilir. kovalent radius. Kovalent radiusu bilməklə molekuldakı kovalent bağın uzunluğunu hesablamaq çox asandır. Məsələn, HF molekulunun kovalent bağının uzunluğu = 30 + 58 = 88 pm.
2. Kovalent rabitə enerjisi
Altında kovalent rabitə enerjisi(kkal/mol və ya kJ/mol ilə ifadə olunur) adətən rabitəni qırmaq üçün lazım olan enerjiyə aiddir (kovalent rabitə yarandıqda enerji ayrılır, qırılanda udulur). Bağlanma enerjisi nə qədər yüksək olarsa, bağ bir o qədər güclü olar.
Bağın enerjisi onun uzunluğundan asılıdır - molekulda rabitə nə qədər uzun olarsa, onu qırmaq bir o qədər asan olar (az enerji sərf etməklə).
Bəzi molekulların bağlanma enerjiləri (kJ/mol):
- H2 = 453 (bağ uzunluğu = 60 pm);
- Cl 2 = 242 (198 pm);
- HCl = 431 (129 pm).
3. Kovalent rabitənin polaritesi
Bu xüsusiyyət bir əlaqə meydana gətirən iki atomun elektron cütünün yerini göstərir. Bağın qütblük dərəcəsi rabitəni təşkil edən atomların elektronmənfiliyindən asılıdır (nə qədər böyükdürsə, əlaqənin polaritesi də bir o qədər böyükdür). Daha çox qütblü kovalent bağda ortaq elektron cütü daha çox elektronmənfi atoma doğru sürüşür (elektronmənfilik anlayışına bax).
Elektroneqativlik Pauling şkalası ilə müəyyən edilən cədvəl dəyəridir. Atomun özünün elektronmənfiliyini deyil, molekuldakı bu dəyərlər arasındakı fərqi - atomlardan hansının daha çox elektronegativ olduğunu və hansının daha az olduğunu bilmək daha vacibdir.
Kovalent bağın polaritesi istifadə edərək ölçülür dipol momenti(µ), iki ekvivalent, lakin işarəsi ilə əks olan sistemə yüklər deyilir dipol.
Kovalent rabitənin dipol anını (onun polaritesini) və bütövlükdə molekulun dipol momentini ayırd etmək çox vacibdir. Sadə iki atomlu molekullarda bu iki parametr bərabərdir. Molekulun dipol momentinin fərdi bağların dipol anlarının vektorlarının cəmi olduğu mürəkkəb molekullarda tamamilə fərqli bir mənzərə müşahidə olunur.
4. Kovalent rabitələrin qütbləşmə qabiliyyəti
Qütbləşmə qabiliyyəti elektronların ionların və ya digər qütb molekullarının yaratdığı xarici elektrik sahəsinin təsiri altında hərəkət edə bilmə dərəcəsini əks etdirir.
Kovalent bağın qütbləşmə qabiliyyəti onun uzunluğu ilə birbaşa mütənasibdir, bu, ümumiyyətlə, məntiqlidir - bir elektron atomun nüvəsindən nə qədər uzaq olarsa, o, daha zəif cəlb edir və buna görə də, bu zaman dəyişmək daha asandır. xarici təsirlərə məruz qalır. Beləliklə, bağ uzunluğu artdıqca, onun qütbləşmə qabiliyyəti artır, bu da öz növbəsində turşuların möhkəmliyinin artmasına səbəb olur (məsələn, hidroyod turşusu hidroflorik turşudan daha güclüdür).
Qütbləşmə qabiliyyəti və bağ polaritesi tərs asılı kəmiyyətlərdir: daha az qütblü rabitə daha çox qütbləşir və əksinə.
5. Kovalent rabitələrin doyma qabiliyyəti
Doyma bir atomun müəyyən sayda kovalent bağ yaratmaq qabiliyyətidir - atomun bütün "qoşalaşmamış" elektronları bir əlaqənin meydana gəlməsində iştirak etməyə meyllidirlər. Məsələn, hidrogen atomunda yalnız bir cütləşməmiş elektron, azot atomunda isə üç elektron var. Bu səbəbdən, ən sabit kimyəvi birləşmə NH 3 olacaq, lakin NH və ya NH 2 deyil.
6. Kovalent rabitənin istiqaməti
İstiqamətlilik molekulun digər bağlarına nisbətən kovalent bağın məkan oriyentasiyasını xarakterizə edir. Molekullarda kovalent bağların elektronları və sərbəst elektron cütləri daim qarşılıqlı itələmə yaşayır, bunun nəticəsində kovalent bağlar elə qurulur ki, aralarındakı əlaqə bucağı elektronlar arasında ən az itələmə prinsipinə uyğun olsun (məsələn, su molekulunun bağlanma bucağı 104,5°-dir).
7. Kovalent rabitələrin çoxluğu
Bəzi hallarda atomlar arasında bir deyil, iki (ikiqat bağ) və ya üç (üçlü bağ) ortaq elektron cütləri (çoxlu bağlar adlanır) görünə bilər.
İkiqat kovalent rabitə iki qoşalaşmamış elektrona malik atomlar tərəfindən əmələ gəlir; üçlü - üç qoşalaşmamış elektronu olan atomlar üçün (bax: Çoxlu bağlar).
Aşağıdakı cədvəldən göründüyü kimi, bir azot molekulu flüor molekulundan təxminən 7 dəfə "güclüdür".
Kovalent bağın uzunluğunun və möhkəmliyinin onun çoxluğundan asılılığının cədvəli.