Kimyasal bağ türleri. Kimyasal bağ Madde moleküllerindeki toplam bağ sayısı

İki veya daha fazla atomun oluşturduğu kimyasal parçacıklara denir. moleküller(gerçek veya koşullu formül birimleriçok atomlu maddeler). Moleküllerdeki atomlar kimyasal olarak bağlanır.

Kimyasal bağlanma, parçacıkları bir arada tutan elektriksel çekim kuvvetlerini ifade eder. Her kimyasal bağ yapısal formülleröyle gibi değerlik çizgisiÖrneğin:

H–H (iki hidrojen atomu arasındaki bağ);

H3N – H + (amonyak molekülünün nitrojen atomu ile hidrojen katyonu arasındaki bağ);

(K +) – (I -) (potasyum katyonu ile iyodür iyonu arasındaki bağ).

Kimyasal bir bağ, karmaşık parçacıkların (moleküller, karmaşık iyonlar) elektronik formüllerinde, kendi yalnız elektron atom çiftlerinin aksine, genellikle bir değerlik özelliği ile değiştirilen bir çift elektron ( ) tarafından oluşturulur, örneğin:

Kimyasal bağ denir kovalent, bir çift elektronun her iki atomla paylaşılmasıyla oluşuyorsa.

F2 molekülünde her iki flor atomu da aynı elektronegatifliğe sahiptir, bu nedenle bir elektron çiftine sahip olmak onlar için aynıdır. Böyle bir kimyasal bağa polar olmayan denir, çünkü her bir flor atomu elektron yoğunluğu aynısı elektronik formül moleküller şartlı olarak aralarında eşit olarak bölünebilir:

Hidrojen klorür molekülü HCl'de kimyasal bağ zaten vardır. kutupsal,çünkü klor atomundaki (elektronegatifliği daha yüksek bir element) elektron yoğunluğu, hidrojen atomundakinden önemli ölçüde daha yüksektir:

Örneğin H–H gibi bir kovalent bağ, iki nötr atomun elektronlarının paylaşılmasıyla oluşturulabilir:

H · + · H > H – H

Bu bağ oluşum mekanizmasına denir değişme veya eş değer.

Başka bir mekanizmaya göre, aynı kovalent H – H bağı, hidrit iyonu H'nin elektron çifti, hidrojen katyonu H + tarafından paylaşıldığında meydana gelir:

H + + (:H) - > H – H

Bu durumda H+ katyonuna denir akseptör bir anyon H – bağışçı elektron çifti. Kovalent bağ oluşumunun mekanizması bağışçı-alıcı, veya Koordinasyon.

Tekli bağlara (H – H, F – F, H – CI, H – N) denir a-bağlar, moleküllerin geometrik şeklini belirlerler.

Çift ve üçlü bağlar () bir?-bileşeni ve bir veya iki?-bileşeni içerir; Ana bileşen olan ve koşullu olarak ilk oluşturulan ? bileşeni her zaman ? bileşenlerinden daha güçlüdür.

Kimyasal bir bağın fiziksel (aslında ölçülebilir) özellikleri enerjisi, uzunluğu ve polaritesidir.

Kimyasal bağ enerjisi (e sv), belirli bir bağın oluşumu sırasında açığa çıkan ve onu kırmak için harcanan ısıdır. Aynı atomlar için her zaman tek bir bağ vardır daha zayıf birden fazla (çift, üçlü).

Kimyasal bağ uzunluğu (benсв) – nükleerler arası mesafe. Aynı atomlar için her zaman tek bir bağ vardır uzun, bir çoğuldan daha fazla.

Polarite iletişim ölçülür elektrik dipol momenti p– gerçek elektrik yükünün (belirli bir bağın atomları üzerindeki) dipol uzunluğuna (yani bağın uzunluğuna) göre çarpımı. Dipol momenti ne kadar büyük olursa bağın polaritesi de o kadar yüksek olur. Kovalent bir bağdaki atomlardaki gerçek elektrik yüklerinin değeri her zaman elementlerin oksidasyon durumlarından daha düşüktür, ancak işaret olarak çakışırlar; örneğin H + I -Cl -I bağı için gerçek yükler H +0 " 17 -Cl -0 " 17'dir (çift kutuplu parçacık veya dipol).

Moleküler polarite bileşimlerine ve geometrik şekillerine göre belirlenir.

Polar olmayan (p = O) olacak:

a) moleküller basit maddeler yalnızca polar olmayan kovalent bağlar içerdiklerinden;

B) çok atomlu moleküller karmaşık Maddelerin geometrik şekilleri varsa simetrik.

Örneğin, CO 2, BF 3 ve CH 4 molekülleri aşağıdaki eşit (uzunluk) bağ vektör yönlerine sahiptir:

Bağ vektörlerini eklerken toplamları her zaman sıfıra gider ve moleküller, polar bağlar içermelerine rağmen bir bütün olarak polar değildir.

Kutupsal (p> O) şöyle olacaktır:

A) iki atomlu moleküller karmaşık maddeler yalnızca polar bağlar içerdiklerinden;

B) çok atomlu moleküller karmaşık maddeler eğer yapıları asimetrik olarak, yani geometrik şekilleri eksik veya bozuktur, bu da örneğin NH3, H20, HNO3 ve HCN moleküllerinde toplam elektrik dipolünün ortaya çıkmasına neden olur.

NH4+, SO42- ve NO3- gibi karmaşık iyonlar prensipte dipol olamazlar; yalnızca bir (pozitif veya negatif) yük taşırlar.

İyonik bağ katyonların ve anyonların elektrostatik çekimi sırasında, örneğin K + ve I - arasında bir çift elektronun neredeyse hiç paylaşılmadığı sırada meydana gelir. Potasyum atomunda elektron yoğunluğu eksiktir, iyot atomunda ise fazlalık vardır. Bu bağlantı dikkate alınır aşırı Elektron çifti pratik olarak anyonun elinde olduğundan kovalent bağ durumudur. Bu bağlantı en çok tipik metaller ve metal olmayan bileşikler (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) ve tuz sınıfına ait maddeler (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3) için tipiktir. Oda koşullarındaki tüm bu bileşikler, toplu olarak kristal maddelerdir. iyonik kristaller(katyonlardan ve anyonlardan oluşan kristaller).

Başka bir bağlantı türü bilinmektedir; metal bağı, değerlik elektronları metal atomları tarafından o kadar gevşek tutulur ki aslında belirli atomlara ait değildirler.

Açıkça kendilerine ait olan dış elektronlar olmadan bırakılan metal atomları, sanki pozitif iyonlar haline gelir. Onlar oluştururlar metal kristal kafes. Sosyalleşmiş değerlik elektronları kümesi ( elektron gazı) pozitif metal iyonlarını bir arada ve belirli kafes bölgelerinde tutar.

İyonik ve metalik kristallerin yanı sıra ayrıca atomik Ve moleküler Kafes bölgelerinde sırasıyla atom veya molekül bulunan kristalli maddeler. Örnekler: elmas ve grafit atomik kafesli kristallerdir, iyot I2 ve karbondioksit CO2 (kuru buz) moleküler kafesli kristallerdir.

Kimyasal bağlar yalnızca madde moleküllerinin içinde mevcut değildir, aynı zamanda örneğin sıvı HF, su H20 ve H2O + NH3 karışımı için moleküller arasında da oluşabilir:

Hidrojen bağı en elektronegatif elementlerin (F, O, N) atomlarını içeren polar moleküllerin elektrostatik çekim kuvvetleri nedeniyle oluşur. Örneğin, hidrojen bağları HF, H2O ve NH3'te mevcuttur, ancak bunlar HCl'de değildir, H 2 S ve PH 3.

Hidrojen bağları kararsızdır ve örneğin buz eridiğinde veya su kaynadığında oldukça kolay kırılır. Ancak bu bağların kırılması için bir miktar ek enerji harcanır ve dolayısıyla hidrojen bağına sahip maddelerin erime sıcaklıkları (Tablo 5) ve kaynama noktaları

(örneğin, HF ve H2O) benzer maddelere göre önemli ölçüde daha yüksektir, ancak hidrojen bağları yoktur (örneğin, sırasıyla HCl ve H2S).

Birçok organik bileşik aynı zamanda hidrojen bağları da oluşturur; Hidrojen bağı biyolojik süreçlerde önemli bir rol oynar.

Bölüm A görevlerine örnekler

1. Yalnızca kovalent bağ içeren maddeler

1) SiH4, Cl20, CaBr2

2) NF3, NH4Cl, P205

3) CH4, HNO3, Na(CH3O)

4) CCl 2 O, I 2, N 2 O

2–4. Kovalent bağ

2. tek

3. çift

4. üçlü

maddede mevcut

5. Moleküllerde çoklu bağlar bulunur

6. Radikal adı verilen parçacıklar

7. Bağlardan biri, bir dizi iyondaki verici-alıcı mekanizması tarafından oluşturulur.

1) S04 2-, NH4 +

2) H3O+, NH4+

3) PO 4 3-, NO 3 -

4) PH 4 +, SO 3 2-

8. En dayanıklı Ve kısa bağ - bir molekülde

9. Yalnızca iyonik bağ içeren maddeler - sette

2) NH4Cl, SiCl4

10–13. Maddenin kristal kafesi

13. Ba(OH)2

1) metal

3) atomik

Bir maddenin en küçük parçacığı, aralarında kimyasal bağların veya kimyasal bağların etki ettiği atomların etkileşimi sonucu oluşan bir moleküldür. Kimyasal bağ doktrini teorik kimyanın temelini oluşturur. İki (bazen daha fazla) atom etkileşime girdiğinde kimyasal bir bağ oluşur. Enerjinin açığa çıkmasıyla bağ oluşumu gerçekleşir.

Kimyasal bağ, bireysel atomları moleküllere, iyonlara ve kristallere bağlayan bir etkileşimdir.

Kimyasal bağ doğası gereği tekdüzedir: elektrostatik kökenlidir. Ancak çeşitli kimyasal bileşiklerde kimyasal bağ farklı türdedir; Kimyasal bağların en önemli türleri kovalent (polar olmayan, polar), iyonik ve metaliktir. Bu tür bağların çeşitleri donör-alıcı, hidrojen vb.'dir. Metal atomları arasında metalik bir bağ oluşur.

Ortak veya paylaşılan bir çift veya birkaç elektron çiftinin oluşmasıyla gerçekleştirilen kimyasal bağa kovalent denir. Her atom, ortak bir elektron çiftinin oluşumuna bir elektron katkıda bulunur; “eşit payla” katılır (Lewis, 1916). Aşağıda H2, F2, NH3 ve CH4 moleküllerindeki kimyasal bağların oluşumunu gösteren diyagramlar bulunmaktadır. Farklı atomlara ait elektronlar farklı sembollerle temsil edilir.

Kimyasal bağların oluşması sonucunda moleküldeki atomların her biri kararlı bir iki ve sekiz elektronlu konfigürasyona sahiptir.

Kovalent bir bağ meydana geldiğinde, atomların elektron bulutları üst üste gelerek moleküler bir elektron bulutu oluşturur ve bu da enerji kazancı sağlar. Moleküler elektron bulutu, her iki çekirdeğin merkezleri arasında bulunur ve atomik elektron bulutunun yoğunluğuna kıyasla artan bir elektron yoğunluğuna sahiptir.

Kovalent bağın gerçekleşmesi ancak farklı atomlara ait eşlenmemiş elektronların antiparalel dönüşleri durumunda mümkündür. Paralel elektron dönüşlerinde atomlar çekmez, iterler: kovalent bir bağ oluşmaz. Oluşumu ortak bir elektron çifti ile ilişkili olan bir kimyasal bağı tanımlama yöntemine değerlik bağı yöntemi (VBC) denir.

MBC'nin temel hükümleri

Karşıt spinlere sahip iki elektron tarafından kovalent bir kimyasal bağ oluşur ve bu elektron çifti iki atoma aittir.

Etkileşen elektron bulutları ne kadar üst üste binerse, kovalent bağ o kadar güçlü olur.

Yapısal formüller yazarken, bağı belirleyen elektron çiftleri genellikle çizgilerle gösterilir (paylaşılan elektronları temsil eden noktalar yerine).

Kimyasal bir bağın enerji özellikleri önemlidir. Bir kimyasal bağ oluştuğunda, sistemin (molekülün) toplam enerjisi, kendisini oluşturan parçaların (atomların) enerjisinden daha azdır; EAB<ЕА+ЕB.

Değerlik, bir kimyasal elementin bir atomunun, başka bir elementin belirli sayıda atomunu ekleme veya değiştirme özelliğidir. Bu açıdan bakıldığında, bir atomun değeri, onunla kimyasal bağlar oluşturan hidrojen atomlarının sayısıyla veya bu elementin bir atomunun yerini aldığı hidrojen atomlarının sayısıyla en kolay şekilde belirlenir.

Atomun kuantum mekaniği kavramlarının gelişmesiyle birlikte değerlik, kimyasal bağların oluşumunda rol oynayan eşleşmemiş elektronların sayısıyla belirlenmeye başlandı. Eşlenmemiş elektronlara ek olarak, bir atomun değerliliği aynı zamanda değerlik elektron katmanındaki boş ve tam dolu yörüngelerin sayısına da bağlıdır.

Bağlanma enerjisi, atomlardan bir molekül oluştuğunda açığa çıkan enerjidir. Bağlanma enerjisi genellikle kJ/mol (veya kcal/mol) cinsinden ifade edilir. Bu, kimyasal bağın en önemli özelliklerinden biridir. Daha az enerji içeren sistem daha kararlıdır. Örneğin hidrojen atomlarının bir molekül halinde birleşme eğiliminde olduğu bilinmektedir. Bu, H2 moleküllerinden oluşan bir sistemin, aynı sayıda H atomundan oluşan ancak moleküller halinde birleşmemiş bir sistemden daha az enerji içerdiği anlamına gelir.

Pirinç. 2.1 İki hidrojen atomundan oluşan bir sistemin potansiyel enerjisinin E nükleer mesafeye bağımlılığı r: 1 - bir kimyasal bağ oluşumu sırasında; 2 – eğitimi olmadan.

Şekil 2.1 etkileşim halindeki hidrojen atomlarının enerji eğrisi karakteristiğini göstermektedir. Atomların yaklaşmasına enerji salınımı eşlik eder; elektron bulutları ne kadar fazla örtüşürse bu enerji de o kadar büyük olur. Ancak normal koşullar altında Coulomb itmesinden dolayı iki atomun çekirdeğinin füzyonunu sağlamak imkansızdır. Bu, belli bir mesafede atomların çekilmesi yerine itilmelerinin gerçekleşeceği anlamına gelir. Böylece, enerji eğrisindeki minimuma karşılık gelen r0 atomları arasındaki mesafe, kimyasal bağın uzunluğuna karşılık gelecektir (eğri 1). Etkileşen hidrojen atomlarının elektron dönüşleri aynıysa, itilmeleri meydana gelecektir (eğri 2). Farklı atomlar için bağlanma enerjisi 170–420 kJ/mol (40–100 kcal/mol) aralığında değişir.

Elektronun daha yüksek enerjili bir alt seviyeye veya seviyeye geçiş süreci (yani, daha önce tartışılan uyarılma veya buharlaşma süreci) enerji gerektirir. Kimyasal bir bağ oluştuğunda enerji açığa çıkar. Bir kimyasal bağın kararlı olabilmesi için uyarılma nedeniyle atom enerjisindeki artışın, oluşan kimyasal bağın enerjisinden daha az olması gerekir. Başka bir deyişle atomların uyarılması için harcanan enerjinin, bağ oluşumu nedeniyle açığa çıkan enerji ile telafi edilmesi gerekir.

Bir kimyasal bağ, bağ enerjisine ek olarak uzunluk, çokluk ve polarite ile karakterize edilir. İkiden fazla atomdan oluşan bir molekül için bağlar arasındaki açılar ve molekülün bir bütün olarak polaritesi önemlidir.

Bir bağın çokluğu, iki atomu birbirine bağlayan elektron çiftlerinin sayısına göre belirlenir. Böylece, etan H3C–CH3'te karbon atomları arasındaki bağ tektir, etilen H2C=CH2'de çift, asetilen HC°CH'de üçlüdür. Bağ çokluğu arttıkça bağ enerjisi de artar: C–C bağ enerjisi 339 kJ/mol, C=C - 611 kJ/mol ve C°C - 833 kJ/mol'dür.

Atomlar arasındaki kimyasal bağ, elektron bulutlarının üst üste gelmesinden kaynaklanır. Örtüşme atom çekirdeğini birleştiren çizgi boyunca meydana gelirse, böyle bir bağa sigma bağı (σ bağı) denir. İki s elektronu, s ve p elektronu, iki px elektronu, s ve d elektronu (örneğin

Bir elektron çifti tarafından gerçekleştirilen kimyasal bağa tekli bağ denir. Tek bir bağ her zaman bir σ bağıdır. S tipi yörüngeler yalnızca σ bağları oluşturabilir.

İki atom arasındaki bağ birden fazla elektron çifti tarafından gerçekleştirilebilir. Bu ilişkiye çoklu denir. Çoklu bağ oluşumunun bir örneği nitrojen molekülüdür. Bir nitrojen molekülünde px yörüngeleri bir σ bağı oluşturur. pz yörüngeleri tarafından bir bağ oluştuğunda iki bölge ortaya çıkar

örtüşüyor – x ekseninin üstünde ve altında:

Böyle bir bağa pi bağı (π bağı) denir. İki atom arasında bir π bağının oluşumu, yalnızca bunlar zaten bir σ bağıyla bağlandığında meydana gelir. Azot molekülündeki ikinci π bağı atomların py yörüngeleri tarafından oluşturulur. π bağları oluştuğunda, elektron bulutları σ bağlarına göre daha az örtüşür. Sonuç olarak, π bağları genellikle aynı atomik yörüngelerin oluşturduğu σ bağlarından daha az güçlüdür.

p yörüngeleri hem σ hem de π bağlarını oluşturabilir; çoklu bağlarda bunlardan birinin mutlaka bir σ bağı olması gerekir:

Dolayısıyla bir nitrojen molekülündeki üç bağdan biri σ bağı, ikisi ise π bağıdır.

Bağ uzunluğu, bağlı atomların çekirdekleri arasındaki mesafedir. Çeşitli bileşiklerdeki bağ uzunlukları nanometrenin onda biri kadardır. Çokluk arttıkça bağ uzunlukları azalır: N–N, N=N ve N°N bağ uzunlukları 0,145'e eşittir; 0,125 ve 0,109 nm (10-9 m) ve C-C, C=C ve C°C bağlarının uzunlukları sırasıyla 0,154; 0,134 ve 0,120 nm.

Bazı moleküllerin elektronegatifliği (EO) elektrosimetrik ise, farklı atomlar arasında saf bir kovalent bağ ortaya çıkabilir; Çekirdeğin pozitif yüklerinin ve elektronların negatif yüklerinin “ağırlık merkezleri” bir noktada çakışır, bu yüzden bunlara kutupsal olmayan denir.

Bağlanan atomlar farklı EO'ya sahipse, aralarında bulunan elektron bulutu simetrik bir konumdan daha yüksek EO'ya sahip atoma daha yakın kayar:

Elektron bulutunun yer değiştirmesine polarizasyon denir. Tek taraflı polarizasyon sonucunda moleküldeki pozitif ve negatif yüklerin ağırlık merkezleri bir noktada çakışmaz ve aralarında belli bir mesafe (l) belirir. Bu tür moleküllere polar veya dipoller denir ve içlerindeki atomlar arasındaki bağa da polar denir.

Polar bağ, hafif tek taraflı polarizasyona uğramış bir tür kovalent bağdır. Bir moleküldeki pozitif ve negatif yüklerin "ağırlık merkezleri" arasındaki mesafeye dipol uzunluğu denir. Doğal olarak polarizasyon ne kadar büyükse, dipolün uzunluğu da o kadar büyük ve moleküllerin polaritesi de o kadar büyük olur. Moleküllerin polaritesini değerlendirmek için genellikle temel elektrik yükünün (e) değerinin ve dipol uzunluğunun (l) çarpımı olan kalıcı dipol momentini (Mp) kullanırlar;

Kimyadaki en önemli konulardan biri, atom yapısı teorisine ve D.I.'nin Periyodik Yasasına dayalı olarak atomlar, iyonlar ve moleküller arasındaki bağların oluşum modellerinin tanımlanmasını ve nedenlerinin açıklanmasını gerektiren kimyasal bağlanma konusudur. Mendeleev, bu bağların özelliklerinin yanı sıra maddelerin fiziksel ve kimyasal özelliklerinin de yorumlanması yoluyla.

Atomlardan moleküllerin, moleküler iyonların, iyonların, kristalin, amorf ve diğer maddelerin oluşumuna, etkileşime girmeyen atomlara kıyasla enerjide bir azalma eşlik eder. Bu durumda minimum enerji, atomların birbirine göre belirli bir düzenlemesine karşılık gelir ve bu, elektron yoğunluğunun önemli bir yeniden dağılımına karşılık gelir. Yeni oluşumlarda atomları bir arada tutan kuvvetlere "kimyasal bağ" genel adı verilmiştir. En önemli kimyasal bağ türleri şunlardır: iyonik, kovalent, metalik, hidrojen, moleküller arası.

Kimyasal bir bağı karakterize ederken genellikle "değerlik", "oksidasyon durumu" ve "bağ çokluğu" gibi kavramlar kullanılır.
Değerlik- bir kimyasal elementin atomunun diğer atomlarla bağ oluşturma yeteneği. İyonik bileşikler için verilen veya alınan elektron sayısı değerlik değeri olarak alınır. Kovalent bileşikler için değerlik, paylaşılan elektron çiftlerinin sayısına eşittir.

Elektron yeniden dağıtım yöntemine bağlı olarak, kovalent bağlar, iyonik Ve metal . Polarizasyonun varlığına veya yokluğuna bağlı olarak kovalent bağlar ikiye ayrılır: kutupsal - farklı elementlerin atomları arasında ve polar olmayan - aynı elementin atomları arasında. Oluşum yöntemine göre kovalent bağlar ikiye ayrılır: sıradan , bağışçı-alıcı Ve datif.

Elektronik değerlik teorisine göre, değerlik yörüngelerindeki elektronların yeniden dağıtılması nedeniyle kimyasal bir bağ meydana gelir ve bu, iyonların (W. Kossel) oluşumu veya oluşumu nedeniyle soy gazın (sekizli) kararlı bir elektronik konfigürasyonuyla sonuçlanır. paylaşılan elektron çiftleri (G. Lewis). Kuantum mekaniği teorileri (değerlik bağları teorisi ve moleküler yörünge yöntemi), Schrödinger denkleminin yaklaşık çözümlerine dayalı olarak bir moleküldeki elektronların durumunu tanımlayan dalga fonksiyonu ψ kavramına dayanmaktadır. Hidrojen molekülü için ilk kez bu kadar yaklaşık bir hesaplama W. Heitler ve F. London tarafından yapıldı.

İki hidrojen atomundan oluşan bir sistemin enerjisi a - spinler paraleldir; b - dönüşler antiparaleldir; E - sistemin enerjisi, r 0 - moleküldeki nükleer mesafe

Sonuç olarak, iki hidrojen atomundan oluşan E sisteminin potansiyel enerjisinin mesafeye bağımlılığını bulmayı mümkün kılan denklemler elde edildi. R Bu atomların çekirdekleri arasında. Hesaplama sonuçlarının, etkileşen elektronların dönüşlerinin aynı veya zıt işaretli olmasına bağlı olduğu ortaya çıktı. Aynı dönüş yönünde (eğri a), atomların yaklaşması sistemin enerjisinde sürekli bir artışa yol açar. Bu durumda atomları birbirine yaklaştırmak enerji harcaması gerektirdiğinden böyle bir süreç enerji açısından sakıncalı hale gelir ve atomlar arasında kimyasal bir bağ oluşmaz.

Zıt yönlü dönüşlerde (b eğrisi), atomlar belirli bir mesafeye kadar bir araya gelir. r 0 sistemin enerjisinde bir azalma eşlik eder. Şu tarihte: R = r 0 sistem en düşük potansiyel enerjiye sahiptir, yani. en kararlı durumda; atomların tekrar birbirine yaklaşması enerjinin artmasına neden olur. Ancak bu, atomik elektronların zıt yönlü dönüşleri durumunda, bir H2 molekülünün oluştuğu anlamına gelir - birbirinden belirli bir mesafede bulunan iki hidrojen atomundan oluşan stabil bir sistem.

Kimyasal bağ karakterize edilir enerji Ve uzunluk . Bağ kuvvetinin bir ölçüsü, bir bağı kırmak için harcanan enerji veya tek tek atomlardan bir bileşik oluştururken elde edilen enerji kazancıdır ( e sv). Kimyasal bağların enerjisi - Bu, kimyasal bağları kırmak için harcanması gereken enerjidir. Bu durumda molekülden atomlar, radikaller, iyonlar veya uyarılmış moleküller oluşur.

Örneğin:

H 2 H + H, E St = 432 kJ/mol,

H 2 OH + OH E St = 461 kJ/mol,

NaCl (k) Na + (g) + Cl - (g) E St = 788,3 kJ/mol,

C2H6aH3+aH3, E St = 356 kJ/mol.

Görüldüğü gibi bağ enerjisi kopması sonucu elde edilen ürünlere bağlıdır. Bu verilere dayanarak, sıradan (tekli), ikili, üçlü ve genel olarak çoklu bağ kavramı tanıtıldı.

Bağlantı uzunluğu(nm,?)- bir moleküldeki komşu atomların çekirdekleri arasındaki mesafe. Modern fiziksel yöntemler (elektronografi, radyografi, kızılötesi introskopi vb.) kullanılarak deneysel olarak belirlenebilir. Yaklaşık olarak bağ uzunluğu komşu atomların yarıçaplarının toplamına eşittir d A - B = r A + r B .

Atomların yarıçapları gibi, çekirdekler arası mesafeler de Periyodik Tablonun serileri ve alt gruplarında doğal olarak değişir. Örneğin HF - HCl - HBr - HI dizisinde dH-G mesafesi artar (sırasıyla 1,0; 1,27; 1,41 ve 1,62 ?). Farklı bileşiklerdeki (aynı çeşitlilikteki) aynı atomlar arasındaki mesafeler yakındır. Dolayısıyla herhangi bir bileşikteki tekli C-C bağları 1,54 ile 1,58 arasında dC-C'dir. Bağ çokluğu ne kadar yüksek olursa uzunluğu da o kadar kısa olur:

dC - C = 1,54, dC = C = 1,34 ve dC ≡ C = 1,2?

Bağlanma enerjisi ne kadar yüksek olursa uzunluğu o kadar kısa olur.

İkiden fazla atom içeren bileşiklerde önemli bir özellik, moleküldeki kimyasal bağların oluşturduğu ve geometrisini yansıtan bağ açısıdır. Atomların doğasına (elektronik yapıları) ve kimyasal bağın doğasına (kovalent, iyonik, hidrojen, metalik, tekli, çoklu) bağlıdırlar. Bağ açıları artık bağ uzunluklarıyla aynı yöntemler kullanılarak çok doğru bir şekilde belirleniyor.

Örneğin, AB 2 bileşiminin moleküllerinin doğrusal (CO 2) veya açısal (H 2 O), AB 3 - üçgen (BF 3) ve piramidal (NH 3), AB 4 - tetrahedral (CH) olabileceği gösterilmiştir. 4) veya kare (PtCl 4) - veya piramidal (SbCl 4) -, AB 5 - trigonal bipiramidal (PCl 5) veya tetragonal piramidal (BrF 5), AB 6 - oktahedral (AlF 6) 3-, vb. Bağ açıları periyodik tablodaki sıra sayısındaki değişikliklerle doğal olarak değişir. Örneğin H 2 O, H 2 S, H 2 Se için H-E-H açısı azalır (sırasıyla 104,5; 92 ve 90 0).

Bir molekülün polaritesi, iki merkezli bir bağ oluşturan atomların elektronegatifliğindeki fark, molekülün geometrisi ve ayrıca moleküldeki elektron yoğunluğunun bir kısmı lokalize edilebildiğinden yalnız elektron çiftlerinin varlığı ile belirlenir. tahviller yönünde değil. Bir bağın polaritesi, iyonik bileşeni aracılığıyla, yani bir elektron çiftinin daha elektronegatif bir atoma yer değiştirmesi yoluyla ifade edilir. Bir molekülün polaritesi, molekül bağlarının tüm dipol momentlerinin vektör toplamına eşit olan dipol momenti aracılığıyla ifade edilir.

Bir dipol, birbirinden birim uzaklıkta bulunan iki eşit fakat zıt yükten oluşan bir sistemdir. Dipol momenti coulomb metre (C?m) veya debyes (D) cinsinden ölçülür; 1D = 0,333°10 -29 C°m.

Dipol momentinin değerini bilerek, kimyasal bağın doğası (iyonik, kovalent polar veya polar olmayan) ve molekülün geometrik şekli hakkında bir sonuca varabiliriz. İkili bir molekülü oluşturan elementlerin elektronegatifliklerindeki farka odaklanabilirsiniz: eğer? ? 1.7 ise bu bileşikteki bağ kovalent olarak polardır, peki ya öyleyse? ? 1.7 - iyonik.

Aynı elektronegatifliğe sahip atomlar arasındaki bağ, örneğin H2, Cl2 veya benzer elektronegatiflik değerleri - CH4, yük ayrımıyla ilişkili küçük bir katkıya bile sahip değildir. Bu tür bağ ve moleküllere denir kovalent; kutupsal değildirler, yüklerin ağırlık merkezleri çakışmaktadır. Kovalent bağ, bir elektron çiftinin bir değişim mekanizması yoluyla paylaşılmasından kaynaklanan en yaygın kimyasal bağ türüdür.

Basit bir kovalent bağ oluşturmak için her atom bir elektron sağlar: A.|.B. Her ne zaman bağışçı-alıcı bağı bir atom - bağışçı - iki elektron ve diğer atomu sağlar - akseptör - bunun için boş bir elektron yörüngesi ayırır: A : | B. Homonükleer moleküllerde polar olmayan bir kovalent bağın klasik bir örneği (elektronegatiflik farkı sıfırdır) gözlenir: H-H, F-F, O + O = O2. Heteroatomik bir kovalent bağ oluştuğunda, elektron çifti daha elektronegatif bir atoma kayar, bu da böyle bir bağı polar (HCl, H20) yapar: S + O2 = O=S=O.

Hariç polarize edilebilirlik kovalent bağın özelliği vardır doyma - Bir atomun, enerjisel olarak mevcut atomik yörüngelere sahip olduğu kadar çok sayıda kovalent bağ oluşturma yeteneği. Elektronik yörüngeler (s-orbitaller hariç) uzaysaldır. odak . Dolayısıyla etkileşen atomların elektron bulutlarının üst üste binmesi sonucu oluşan kovalent bağ, bu atomlara göre belirli bir yönde konumlanır.

Elektron bulutlarının örtüşmesi, etkileşen atomların çekirdeklerini birleştiren düz çizgi yönünde (yani bağ ekseni boyunca) meydana gelirse, o zaman σ -bağ (sigma bağı). P-elektron bulutları bağ eksenine dik olarak etkileşime girdiğinde, bu eksenin her iki yanında yer alan 2 üst üste binen bölge oluşur. Böyle bir kovalent bağa π bağı (pi bağı) adı verilir. Bir π bağı yalnızca p elektronlarından değil, aynı zamanda üst üste binen d ve p elektron bulutlarından veya d bulutlarından da kaynaklanabilir. Delta (δ) - bağlantılar, paralel düzlemlerde bulunan dört d - elektron bulutu kanadının hepsinin örtüşmesinden kaynaklanmaktadır.

Olası kimyasal yörünge örtüşme türleri

Simetri koşullarına dayanarak, s-orbitallerinin elektronlarının yalnızca σ - bağlanmasına, p-elektronlarının - zaten σ - ve π - bağlanmasına ve d - elektronlarının - hem σ - hem de π -'ye katılabileceği gösterilebilir ve δ - bağlamada. F yörüngeleri için simetri türleri daha da çeşitlidir.

Çoğu molekülde bağlar doğası gereği orta düzeydedir (NaCl dahil); Bu tür bağlara ve moleküllere, yüklerin "ağırlık merkezlerinin" çakışmadığı polar (veya polar kovalent) denir. Kovalent bağ en yaygın bağ türüdür; bilinen maddelerin çoğunda meydana gelir. Polar olmayan kovalent bağlara ve saf iyonik olanlara yakın bağlara sahip çok az bileşik vardır.

Etkileşen atomların elektronegatiflikleri farklıysa, elektron yoğunluğu daha elektronegatif bir yoğunluğa kayar ve sonuçta atomlar yüklü iyonlara dönüşür. Bu durumda atomlar arasında bir oluşum meydana gelir. iyonik bağlantı. Örneğin, bir NaCl molekülündeki bağ, yaklaşık olarak Na + ve Cl - iyonlarının Coulomb etkileşimi olarak temsil edilebilir.

İyonik bağ, ortaya çıkan elektron çiftinin tamamen anyon haline gelen daha elektronegatif bir atoma ait olduğu kovalent bağın özel bir durumudur. Bu bağı ayrı bir tür olarak tanımlamanın temeli, böyle bir bağa sahip bileşiklerin, iyonik bağın pozitif ve negatif iyonların çekiminden kaynaklandığı dikkate alınarak elektrostatik bir yaklaşımla tanımlanabilmesidir. Zıt işaretli iyonların etkileşimi yönden bağımsız ve Coulomb kuvvetleri değildir doygunluk özelliğine sahip. Bu nedenle, iyonik bir bileşikteki her iyon, zıt işaretli o kadar sayıda iyonu çeker ki, iyonik tipte bir kristal kafes oluşur. İyonik kristalde molekül yoktur. Her iyon, farklı işarete (iyonun koordinasyon numarası) sahip belirli sayıda iyonla çevrilidir. İyon çiftleri gaz halinde polar moleküller halinde bulunabilir.

Gaz halinde, NaCl'nin dipol momenti ~3?10-29 C?m'dir; bu, 0,236 nm'lik bağ uzunluğu başına 0,8 elektron yükünün Na'dan Cl'ye, yani Na 0,8+ Cl 0,8- yer değiştirmesine karşılık gelir. Metal atomları genellikle elektron verirler ve böylece önceki inert gaz atomunun elektronik konfigürasyonunu elde ederler. Atomlar D- Ve F Değişken değerlik sergileyen elementler ayrıca başka kararlı elektronik konfigürasyonlara da sahip olabilir. Ametal atomlar çoğunlukla dış elektron katmanlarını tamamlarlar. Bileşikte daha elektronegatif bir element mevcutsa, ametal kararlı bir oksidasyon durumu elde edilene kadar elektron bağışlayabilir (örneğin, Cl için +1, +3, +5, +7'dir). Bir metal atomu metal olmayan bir atomla bağ oluşturduğunda, birincisi elektronlardan vazgeçer ve ikincisi kabul eder. Tipik bir metalin tipik bir metal olmayan maddeyle etkileşimi durumunda, iyonik bağ : 2Na + Cl2 = 2NaCl.

Şu anda kimyasal bağları incelemek için esas olarak iki yöntem kullanılmaktadır: 1) değerlik bağları; 2) moleküler yörüngeler.

İlk yöntem, elektron kabuğunun tamlığı ilkesine (sekizli kural) dayalı olarak etkileşime giren bireysel atomları dikkate alır. Değerlik bağı yöntemi açısından bakıldığında, bir elektron çiftinin paylaşılması nedeniyle kovalent bir bağ oluşur. Değerlik bağlarının basit yöntemi bir kimyager için en anlaşılır, kullanışlı ve görsel olanıdır. Değerlik bağı yönteminin dezavantajı bazı deneysel verileri açıklayamamasıdır.

Değerlik bağı yöntemi (MBM), aksi takdirde lokalize elektron çiftleri teorisi olarak adlandırılır, çünkü yöntem, iki atom arasındaki kimyasal bağın, ağırlıklı olarak aralarında lokalize olan bir veya daha fazla elektron çifti kullanılarak gerçekleştirildiği varsayımına dayanır. MVS'de her zaman iletişim vardır iki elektron ve kesinlikle iki merkezli. Bir atomun veya iyonun oluşturabileceği temel kimyasal bağların sayısı, onun değerliliğine eşittir; değerlik elektronları, kimyasal bir bağın oluşumunda rol alır. Bir bağ oluşturan elektronların durumunu tanımlayan dalga fonksiyonuna lokalize yörünge (LO) adı verilir.

σ-bağları, bulutun ekseninin atomların merkezlerini birleştiren çizgiyle çakıştığı, üst üste binen elektron bulutlarının bir düzenlemesi ile karakterize edilir.

Bir CR4 molekülü olsun; Üstelik içindeki tüm bağlar kesinlikle kovalenttir; CR 3 X bileşiğini elde etmek için bu moleküle X ikame maddesini ekleyelim.Şimdi elektron yoğunluğu farklı şekilde dağıtılır: karbon atomu, elektron bulutunun yükünün bir kısmını aldı veya kaybetti - ona kıyasla ya pozitif ya da negatif oldu Orijinal moleküldeki durum. Buna göre ikame atomu da bir tür yük aldı. Bu etkinin "endüktans" terimiyle belirtilmesi ve ikame atomunda ortaya çıkan yükün işaretiyle çakışacak şekilde endüktansın işaretini alması kabul edildi.

Endüktif etki pozitiftir (+I), eğer

Endüktif etki negatiftir (-I), eğer

burada δ her bir atomdaki aşırı yüktür. Ok elektron yoğunluğu değişiminin yönünü gösterir. Endüktif etki tek bir bağlantıyla sınırlı değildir; bağlar yoluyla yayılır ve hızla zayıflar. Endüktif etki, ikame edicinin yarattığı yükün artmasıyla artar. Metaloid atomların özelliği olan elektronların enerjik çekiciliği, güçlü bir negatif endüktif etkiyle (-I etkisi) ifade edilir; tersine, negatif oksijen iyonu elektron verme eğilimindedir ve pozitif (+I-etkisi) sergiler. Doymamış C-C bağları olumsuz bir etkiyle karakterize edilir, yani elektronları "bağa" çekerler; Metil ve n-alkil radikalleri olumlu etki gösterir.

Endüktif etkiler, σ-elektronların yoğunluğunda bir kaymaya neden olur ve belirli bir molekülde tam olarak nerede negatif konsantrasyonun beklenebileceğini ve nerede pozitif yüklerin beklenebileceğini genel anlamda tahmin etmeyi mümkün kılar. Molekülün elektronik "çekirdeği" kesinlikle katı değildir ve σ bağları çeşitli komşu grupların etkisi altında az çok polarize olmasına rağmen, herhangi bir yabancı iyonun belirli bir bağa yaklaşması veya bir dış alanın etkisi, onu güçlendirebilir veya etki edebilir. kutuplaşmayı zayıflatır. Bu ek etkiye dinamik etki adı verilir; özellikle, karbon-flor veya klor bağlarının deforme edilebilirliğiyle karşılaştırıldığında, karbon-iyot bağlarının özellikle kolay deforme edilebilirliği ile kendini gösterir.

.MMO ve MWS'nin karşılaştırmalı özellikleri

Kimyasal bağların tanımlanmasına yönelik her iki kuantum mekaniksel yaklaşım da (MMO ve MBC) yaklaşıktır; MMO, moleküldeki elektronun yer değiştirmesine abartılı bir önem verir ve tek elektron dalga fonksiyonlarına (moleküler yörüngeler) dayanır. MBC, elektron yoğunluğu lokalizasyonunun rolünü abartır ve temel bağın yalnızca iki atom arasındaki bir çift elektron tarafından gerçekleştirildiği gerçeğine dayanır.

MBC ve MMO karşılaştırıldığında, ilkinin avantajının netliği olduğuna dikkat edilmelidir: bağ doygunluğu maksimum kovalentlik olarak açıklanır, yönlülük atomik ve hibrit yörüngelerin yönlülüğünden kaynaklanır; Bir molekülün dipol momenti, bağların dipol momentlerinden, molekülü oluşturan atomların OEO farkından ve yalnız elektron çiftlerinin varlığından oluşur.

Ancak bazı bileşiklerin varlığı MBC açısından açıklanamamaktadır. Bunlar elektron eksikliği olan bileşikler (B 2 H 6, NO) ve soy gazların bileşikleridir. Yapıları MMO ile kolaylıkla açıklanabilir. Moleküllerle karşılaştırıldığında moleküler iyonların ve atomların stabilitesi MMO perspektifinden kolaylıkla tahmin edilebilir. Ve son olarak maddenin manyetizması ve rengi de MMO ile kolaylıkla açıklanabilir.

MMO'daki niceliksel hesaplamalar, hantallığına rağmen, MVS'ye göre hala çok daha basittir. Bu nedenle şu anda VMS kuantum kimyasında neredeyse hiç kullanılmamaktadır. Aynı zamanda niteliksel olarak MWS'nin sonuçları MMO'dan çok daha nettir ve deneyciler tarafından daha yaygın olarak kullanılmaktadır. Bunun temeli, gerçekte bir molekülde, belirli bir elektronun bağlı atomlar arasında bulunma olasılığının, orada bile sıfır olmamasına rağmen, diğer atomlara göre çok daha fazla olmasıdır. Sonuçta yöntem seçimi, çalışmanın amacına ve eldeki göreve göre belirlenir.

26. Kovalent bağ(atomik bağ, homeopolar bağ) - bir çift değerlik elektron bulutunun örtüşmesi (paylaşılması) ile oluşan kimyasal bir bağ. İletişimi sağlayan elektronik bulutlara (elektronlara) denir. Paylaşılan elektron çifti.

Kovalent bir bağın karakteristik özellikleri (yönlülük, doygunluk, polarite, polarize edilebilirlik) bileşiklerin kimyasal ve fiziksel özelliklerini belirler.

Bağlantının yönü, maddenin moleküler yapısı ve molekülünün geometrik şekli ile belirlenir. İki bağ arasındaki açılara bağ açıları denir.

Doyabilirlik, atomların sınırlı sayıda kovalent bağ oluşturma yeteneğidir. Bir atomun oluşturduğu bağların sayısı, dış atomik yörüngelerinin sayısıyla sınırlıdır.

Bağın polaritesi, atomların elektronegatifliklerindeki farklılıklar nedeniyle elektron yoğunluğunun eşit olmayan dağılımından kaynaklanmaktadır. Bu temelde kovalent bağlar polar olmayan ve polar olarak ikiye ayrılır.

Bir bağın polarize edilebilirliği, reaksiyona giren başka bir parçacığınki de dahil olmak üzere harici bir elektrik alanının etkisi altında bağ elektronlarının yer değiştirmesiyle ifade edilir. Polarize edilebilirlik elektron hareketliliği ile belirlenir. Kovalent bağların polaritesi ve polarize edilebilirliği, moleküllerin polar reaktiflere karşı reaktivitesini belirler.

Eğitim İletişimi

Her bir atomdan bir tane olmak üzere iki eşleşmemiş değerlik elektronundan basit bir kovalent bağ oluşur:

A + + B → A: B

Sosyalleşmenin bir sonucu olarak elektronlar dolu bir enerji düzeyi oluşturur. Bu seviyedeki toplam enerjileri başlangıç durumundan daha azsa bir bağ oluşur (ve enerjideki fark bağ enerjisinden başka bir şey olmayacaktır).

H2 molekülündeki atomik (kenarlar boyunca) ve moleküler (merkezde) yörüngelerin elektronlarla doldurulması. Dikey eksen enerji seviyesine karşılık gelir, elektronlar spinlerini yansıtan oklarla gösterilir.

Moleküler yörüngeler teorisine göre, iki atomik yörüngenin üst üste binmesi, en basit durumda, iki moleküler yörüngenin (MO) oluşumuna yol açar: MO'yu bağlama Ve Bağlanmayı önleyici (gevşeten) MO. Paylaşılan elektronlar daha düşük enerjili bağ MO'da bulunur.

]Kovalent bağ türleri

Oluşum mekanizmasında farklılık gösteren üç tip kovalent kimyasal bağ vardır:

1. Basit kovalent bağ. Oluşumu için her atom bir eşleşmemiş elektron sağlar. Basit bir kovalent bağ oluştuğunda atomların formal yükleri değişmeden kalır.

§ Basit bir kovalent bağ oluşturan atomlar aynıysa, bağı oluşturan atomlar eşit olarak paylaşılan bir elektron çiftine sahip olduğundan moleküldeki atomların gerçek yükleri de aynıdır. Bu bağlantıya denir polar olmayan kovalent bağ. Basit maddelerin böyle bir bağlantısı vardır, örneğin: O 2, N 2, Cl 2. Ancak yalnızca aynı türden ametaller kovalent polar olmayan bir bağ oluşturamaz. Elektronegatifliği eşit öneme sahip metal olmayan elementler de kovalent polar olmayan bir bağ oluşturabilir; örneğin, PH 3 molekülünde bağ kovalent polar değildir, çünkü hidrojenin EO'su fosforun EO'suna eşittir.

§ Atomlar farklıysa, paylaşılan bir elektron çiftinin sahip olma derecesi, atomların elektronegatifliklerindeki farkla belirlenir. Daha büyük elektronegatifliğe sahip bir atom, bir çift bağ elektronunu kendisine daha güçlü bir şekilde çeker ve gerçek yükü negatif olur. Elektronegatifliği daha düşük olan bir atom buna göre aynı büyüklükte pozitif bir yük kazanır. İki farklı ametal arasında bir bileşik oluşuyorsa böyle bir bileşiğe denir. kovalent polar bağ.

2. Donör-alıcı bağı. Bu tür bir kovalent bağ oluşturmak için her iki elektron da atomlardan biri tarafından sağlanır. bağışçı. Bağ oluşumunda rol oynayan atomlardan ikincisi denir. akseptör. Ortaya çıkan molekülde vericinin formal yükü bir artar, alıcının formal yükü ise bir azalır.

3. Yarı kutuplu bağlantı Polar bir donör-alıcı bağı olarak düşünülebilir. Bu tür kovalent bağ, yalnız bir çift elektrona (azot, fosfor, kükürt, halojenler vb.) sahip bir atom ile iki eşleşmemiş elektrona (oksijen, kükürt) sahip bir atom arasında oluşur. Yarı kutuplu bir bağın oluşumu iki aşamada gerçekleşir:

1. Bir elektronun, yalnız bir çift elektrona sahip bir atomdan, iki ortaklanmamış elektrona sahip bir atoma aktarılması. Sonuç olarak, yalnız bir çift elektrona sahip bir atom, radikal bir katyona (eşlenmemiş bir elektrona sahip pozitif yüklü bir parçacık) dönüşür ve iki eşleşmemiş elektrona sahip bir atom, radikal bir anyona (eşlenmemiş bir elektrona sahip negatif yüklü bir parçacık) dönüşür. .

2. Eşleşmemiş elektronların paylaşılması (basit kovalent bağda olduğu gibi).

Yarı kutuplu bir bağ oluştuğunda, yalnız bir çift elektrona sahip bir atomun formal yükü bir artar ve iki eşleşmemiş elektrona sahip bir atomun formal yükü bir azalır.

]σ-bağı ve π-bağı

Sigma (σ)-, pi ()-bağları, çeşitli bileşiklerin moleküllerindeki kovalent bağ türlerinin yaklaşık bir açıklamasıdır; σ-bağı, elektron bulutunun yoğunluğunun, elektron bulutunu bağlayan eksen boyunca maksimum olmasıyla karakterize edilir. atom çekirdekleri. Bir -bağ oluştuğunda, elektron bulutlarının yanal örtüşmesi adı verilen olay meydana gelir ve elektron bulutunun yoğunluğu, σ-bağ düzleminin "üstünde" ve "altında" maksimum olur. Örneğin etilen, asetilen ve benzeni ele alalım.

Etilen molekülü C2H4'te bir çift bağ CH2 = CH2 vardır, elektronik formülü: H:C::C:H. Tüm etilen atomlarının çekirdekleri aynı düzlemde bulunur. Her karbon atomunun üç elektron bulutu, aynı düzlemdeki diğer atomlarla (aralarındaki açı yaklaşık 120° olan) üç kovalent bağ oluşturur. Karbon atomunun dördüncü değerlik elektronunun bulutu, molekül düzleminin üstünde ve altında bulunur. Molekül düzleminin üstünde ve altında kısmen üst üste binen her iki karbon atomunun bu tür elektron bulutları, karbon atomları arasında ikinci bir bağ oluşturur. Karbon atomları arasındaki ilk, daha güçlü kovalent bağa σ bağı denir; ikinci, daha az güçlü kovalent bağa -bağ denir.

Doğrusal bir asetilen molekülünde

N-S≡S-N (N: S::: S: N)

Karbon ve hidrojen atomları arasında σ bağları, iki karbon atomu arasında bir σ bağı ve aynı karbon atomları arasında iki σ bağı vardır. İki bağ, σ bağının etki alanı üzerinde karşılıklı olarak dik iki düzlemde bulunur.

Döngüsel benzen molekülü C6H6'nın altı karbon atomunun tümü aynı düzlemde bulunur. Halka düzlemindeki karbon atomları arasında σ bağları vardır; Her karbon atomu hidrojen atomlarıyla aynı bağlara sahiptir. Karbon atomları bu bağları oluşturmak için üç elektron harcar. Sekiz rakamına benzeyen karbon atomlarının dördüncü değerlik elektron bulutları, benzen molekülünün düzlemine dik olarak yerleştirilmiştir. Bu tür bulutların her biri, komşu karbon atomlarının elektron bulutlarıyla eşit şekilde örtüşür. Bir benzen molekülünde üç ayrı bağ değil, tüm karbon atomlarında ortak olan, altı elektrondan oluşan tek bir elektronik sistem oluşur. Benzen molekülündeki karbon atomları arasındaki bağlar tamamen aynıdır.

\]Kovalent bağa sahip madde örnekleri

Basit bir kovalent bağ, basit gazların (H2, Cl2, vb.) ve bileşiklerin (H20, NH3, CH4, CO2, HCl, vb.) moleküllerindeki atomları bağlar. Donör-alıcı bağına sahip bileşikler - amonyum NH4 +, tetrafloroborat anyonu BF 4 - vb. Yarı kutuplu bağa sahip bileşikler - nitröz oksit N20, O - -PCl3 +.

Kovalent bağları olan kristaller dielektrik veya yarı iletkenlerdir. Atomik kristallerin (kovalent (atomik) bağlarla birbirine bağlanan atomlar) tipik örnekleri elmas, germanyum ve silikondur.

Bir metal ile bir karbon arasındaki kovalent bağ örneğine sahip insanoğlunun bildiği tek madde, B12 vitamini olarak bilinen siyanokobalamindir.

Kimyasal bağ, bireysel atomları moleküllere, iyonlara ve kristallere bağlayan bir etkileşimdir.

Kimyasal bağların oluşması sonucunda moleküldeki atomların her biri kararlı bir iki ve sekiz elektronlu konfigürasyona sahiptir.

MBC'nin temel hükümleri

Karşıt spinlere sahip iki elektron tarafından kovalent bir kimyasal bağ oluşur ve bu elektron çifti iki atoma aittir.

Etkileşen elektron bulutları ne kadar üst üste binerse, kovalent bağ o kadar güçlü olur.

Yapısal formüller yazarken, bağı belirleyen elektron çiftleri genellikle çizgilerle gösterilir (paylaşılan elektronları temsil eden noktalar yerine).

Pirinç. 2.1 İki hidrojen atomundan oluşan bir sistemin potansiyel enerjisinin E nükleer mesafeye bağımlılığı r: 1 - bir kimyasal bağ oluşumu sırasında; 2 – eğitimi olmadan.

Atomlar arasındaki kimyasal bağ, elektron bulutlarının üst üste gelmesinden kaynaklanır. Örtüşme atom çekirdeğini birleştiren çizgi boyunca meydana gelirse, böyle bir bağa sigma bağı (σ bağı) denir. İki s-elektronu, s- ve p-elektronu, iki px-elektronu, s ve d elektronu tarafından oluşturulabilir (örneğin):

Bir elektron çifti tarafından gerçekleştirilen kimyasal bağa tekli bağ denir. Tek bir bağ her zaman bir σ bağıdır. S tipi yörüngeler yalnızca σ bağları oluşturabilir.

p yörüngeleri hem σ hem de π bağlarını oluşturabilir; Çoklu bağlarda bunlardan birinin mutlaka bir σ bağı olması gerekir: .

Dolayısıyla bir nitrojen molekülündeki üç bağdan biri σ bağı, ikisi ise π bağıdır.

Bağlanan atomlar farklı EO'ya sahipse, aralarında bulunan elektron bulutu simetrik bir konumdan daha yüksek EO'ya sahip atoma daha yakın kayar:

Dipol momentleri D debyes cinsinden ölçülür (D = 10-18 elektrik birimi × cm, çünkü temel yük 4.810-10 elektrik birimidir ve dipol uzunluğu ortalama olarak iki atom çekirdeği arasındaki mesafeye eşittir, yani 10-8 cm) ) veya kulometreler (C×m) (1 D = 3,33·10-30 C×m) (elektron yükü 1,6·10-19 C, yükler arasındaki mesafeyle çarpılır, örneğin 0,1 nm, bu durumda Mr = 1,6 · 10-19 × 1 × 10-10 = 1,6 10-29 Cm). Moleküllerin kalıcı dipol momentleri sıfırdan 10 D'ye kadar değişir.

Polar olmayan moleküller için l = 0 ve Мр = 0, yani. dipol momentleri yoktur. Polar moleküller için Мр > 0 ve 3,5 – 4,0 D değerlerine ulaşır.

Atomlar arasındaki EO açısından çok büyük bir farkla, net bir tek taraflı polarizasyon vardır: bağın elektron bulutu mümkün olduğu kadar en yüksek EO'ya sahip atoma doğru kaydırılır, atomlar zıt yüklü iyonlara ve iyonik bir moleküle dönüşür. görünür:

Kovalent bağ iyonik hale gelir. Moleküllerin elektriksel asimetrisi artar, dipol uzunluğu artar ve dipol momenti 10 D'ye çıkar.

Karmaşık bir molekülün toplam dipol momenti, bireysel bağların dipol momentlerinin vektör toplamına eşit kabul edilebilir. Dipol momentinin genellikle dipolün pozitif ucundan negatif ucuna doğru yönlendirildiği kabul edilir.

Bağ polaritesi, atomların bağıl EO'su kullanılarak tahmin edilebilir. Atomların bağıl EO'ları arasındaki fark ne kadar büyük olursa, polarite de o kadar belirgin olur: DEO = 0 – polar olmayan kovalent bağ; DEO = 0 – 2 – polar kovalent bağ; DEO = 2 – iyonik bağ. Bağlar %100 iyonik olmadığından bağın iyoniklik derecesinden bahsetmek daha doğrudur. CsF bileşiğinde bile bağ yalnızca %89 iyoniktir.

Elektronların atomdan atoma aktarılması nedeniyle ortaya çıkan kimyasal bağa iyonik, karşılık gelen kimyasal bileşik moleküllerine ise iyonik denir. Katı haldeki iyonik bileşikler, iyonik bir kristal kafes ile karakterize edilir. Erimiş ve çözünmüş halde elektrik akımını iletirler, yüksek erime ve kaynama noktalarına ve önemli bir dipol momentine sahiptirler.

Herhangi bir periyottaki elementlerin aynı elementle bileşiklerini düşünürsek, periyodun başından sonuna doğru ilerledikçe bağın ağırlıklı olarak iyonik yapısı kovalent yapıya dönüşür. Örneğin, 2. periyot LiF, BeF2, CF4, NF3, OF2, F2'nin florürlerinde, lityum florürden gelen bağın iyoniklik derecesi yavaş yavaş zayıflar ve flor molekülündeki tipik bir kovalent bağ ile değiştirilir.

Dolayısıyla kimyasal bağın doğası aynıdır: polar kovalent ve iyonik bağların oluşum mekanizmasında temel bir fark yoktur. Bu tür bağlar yalnızca molekülün elektron bulutunun polarizasyon derecesinde farklılık gösterir. Ortaya çıkan moleküller, dipollerin uzunlukları ve kalıcı dipol momentlerinin değerleri açısından farklılık gösterir. Kimyada dipol momenti çok önemlidir. Genel bir kural olarak dipol momenti ne kadar büyük olursa moleküllerin reaktivitesi de o kadar yüksek olur.

Kimyasal bağ oluşum mekanizmaları

Değerlik bağı yöntemi, kimyasal bir bağın oluşumu için değişim ve verici-alıcı mekanizmalarını birbirinden ayırır.

Değişim mekanizması. Kimyasal bir bağ oluşumuna yönelik değişim mekanizması, her atomdan bir elektronun bir elektron çiftinin oluşumuna katıldığı durumları içerir.

H2, Li2, Na2 moleküllerinde atomların eşleşmemiş s-elektronları nedeniyle bağlar oluşur. F2 ve Cl2 moleküllerinde - eşleşmemiş p-elektronlardan dolayı. HF ve HCl moleküllerinde bağlar, hidrojenin s-elektronları ve halojenlerin p-elektronları tarafından oluşturulur.

Değişim mekanizmasıyla bileşiklerin oluşumunun bir özelliği, atomun herhangi bir bağ oluşturmadığını ancak sınırlı sayıda bağ oluşturduğunu gösteren doygunluktur. Bunların sayısı özellikle eşleşmemiş değerlik elektronlarının sayısına bağlıdır.

N ve H kuantum hücrelerinden nitrojen atomunun 3'e sahip olduğunu görebiliriz.

eşleşmemiş elektronlar vardır ve hidrojen atomunda bir tane vardır. Doyma ilkesi, kararlı bileşiğin NH2, NH veya NH4 değil, NH3 olması gerektiğini belirtir. Ancak NO, NO2, ClO2 gibi tek sayıda elektron içeren moleküller de vardır. Hepsi artan reaktivite ile karakterizedir.

Kimyasal reaksiyonların belirli aşamalarında, radikal olarak adlandırılan, örneğin H, NH2, O, CH3 gibi değerli doymamış gruplar da oluşturulabilir. Radikallerin reaktivitesi çok yüksektir ve bu nedenle ömürleri genellikle kısadır.

Donör-alıcı mekanizması

Değerlik bakımından doymuş bileşiklerin amonyak NH3 ve bor triflorür BF3'ün reaksiyona göre birbirleriyle reaksiyona girdiği bilinmektedir.

NH3 + BF3 = NH3BF3 + 171,4 kJ/mol.

Bu reaksiyonun mekanizmasını ele alalım:

Dört bor yörüngesinden üçünün dolu, birinin boş kaldığı görülmektedir. Amonyak molekülünde, dört nitrojen yörüngesinin tümü doludur, bunlardan üçü, nitrojen ve hidrojen elektronları ile değişim mekanizması tarafından işgal edilir ve biri, her iki elektronu da nitrojene ait olan bir elektron çifti içerir. Böyle bir elektron çiftine yalnız elektron çifti denir. H3N · BF3 bileşiğinin oluşumu, amonyağın yalnız elektron çiftinin bor florürün boş yörüngesini işgal etmesi nedeniyle meydana gelir. Bu durumda sistemin potansiyel enerjisi azalır ve eşdeğer miktarda enerji açığa çıkar. Böyle bir oluşum mekanizmasına donör-alıcı denir; donör, bir bağ oluşturmak için elektron çiftini bağışlayan bir atomdur (bu durumda bir nitrojen atomu); ve boş bir yörünge sağlayarak bir elektron çiftini kabul eden atoma alıcı (bu durumda bor atomu) adı verilir. Verici-alıcı bağı bir tür kovalent bağdır.

H3N · BF3 bileşiğinde nitrojen ve bor dört değerliklidir. Azot atomu, ek bir kimyasal bağ oluşturmak için yalnız bir elektron çiftinin kullanılmasının bir sonucu olarak değerliğini 3'ten 4'e çıkarır. Bor atomu, değerlik elektronik seviyesinde serbest bir yörüngenin varlığı nedeniyle değerlik değerini arttırır. Böylece elementlerin değerliliği yalnızca eşleşmemiş elektronların sayısıyla değil aynı zamanda değerlik elektronik seviyesinde yalnız elektron çiftlerinin ve serbest yörüngelerin varlığıyla da belirlenir.

Verici-alıcı mekanizması tarafından kimyasal bir bağ oluşumunun daha basit bir durumu, amonyağın bir hidrojen iyonu ile reaksiyonudur:

. Elektron çifti alıcısının rolü, hidrojen iyonunun boş yörüngesi tarafından oynanır. Amonyum iyonu NH4+'da nitrojen atomu dört değerliklidir.

Bağların yönlülüğü ve atomik yörüngelerin hibridizasyonu

İkiden fazla atomdan oluşan bir molekülün önemli bir özelliği geometrik konfigürasyonudur. Kimyasal bağların oluşumunda rol oynayan atomik yörüngelerin karşılıklı düzenlenmesi ile belirlenir.

Elektron bulutlarının üst üste binmesi ancak elektron bulutlarının belirli bir göreceli yönelimi ile mümkündür; bu durumda örtüşme bölgesi, etkileşen atomlara göre belirli bir yönde konumlandırılır.

İyonik bir bağ oluştuğunda iyonun elektrik alanı küresel simetriye sahiptir ve bu nedenle iyonik bağ yönlü ve doyurulabilir değildir.

k.ch. = 6 k.saat. = 6

Su molekülündeki bağlar arasındaki açı 104,5°'dir. Büyüklüğü kuantum mekaniği kavramlarına dayanarak açıklanabilir. Oksijen atomu 2s22p4'ün elektronik diyagramı. İki eşleşmemiş p-orbital birbirine 90°'lik bir açıyla yerleştirilmiştir - bağlar 90°'lik bir açıyla yerleştirilirse, hidrojen atomlarının s-orbitallerinin elektron bulutlarının bir oksijen atomunun p-orbitalleri ile maksimum örtüşmesi meydana gelecektir. °. Bir su molekülünde O-H bağı polardır. Hidrojen atomundaki etkin pozitif yük δ+, oksijen atomundaki ise - δ-'dir. Bu nedenle bağlar arasındaki açının 104,5°'ye artması, hidrojen atomlarının etkin pozitif yüklerinin ve elektron bulutlarının itilmesiyle açıklanmaktadır.

Sülfürün elektronegatifliği, oksijenin EO'sundan önemli ölçüde daha azdır. Bu nedenle, H2S'deki H–S bağının polaritesi H2O'daki H–O bağının polaritesinden daha azdır ve H–S bağının uzunluğu (0,133 nm) H–O'dan (0,56 nm) daha büyüktür ve bağlar arasındaki açı dik açıya yaklaşır. H2S için 92o ve H2Se için 91o'dur.

Aynı nedenlerden dolayı, amonyak molekülü piramidal bir yapıya sahiptir ve H-N-H değerlik bağları arasındaki açı düzden daha büyüktür (107,3°). NH3'ten PH3'e, AsH3'e ve SbH3'e geçerken bağlar arasındaki açılar sırasıyla 93,3°'dir; 91.8o ve 91.3o.

Atomik yörüngelerin hibridizasyonu

Uyarılmış bir berilyum atomu 2s12p1 konfigürasyonuna sahiptir, uyarılmış bir bor atomu 2s12p2 konfigürasyonuna sahiptir ve uyarılmış bir karbon atomu 2s12p3 konfigürasyonuna sahiptir. Bu nedenle, kimyasal bağların oluşumuna aynı değil, farklı atomik yörüngelerin katılabileceğini varsayabiliriz. Örneğin, BeCl2, BeCl3, CCl4 gibi bileşiklerde eşit olmayan kuvvet ve yönde bağlar bulunmalıdır ve p-orbitallerinden gelen σ-bağları, s-orbitallerinden gelen bağlardan daha güçlü olmalıdır, çünkü p-orbitaller için örtüşme için daha uygun koşullar vardır. Ancak deneyimler, farklı değerlik yörüngelerine (s, p, d) sahip merkez atomları içeren moleküllerde tüm bağların eşdeğer olduğunu göstermektedir. Bunun için bir açıklama Slater ve Pauling tarafından yapıldı. Enerji açısından çok farklı olmayan farklı yörüngelerin karşılık gelen sayıda hibrit yörünge oluşturduğu sonucuna vardılar. Hibrit (karışık) yörüngeler, farklı atomik yörüngelerden oluşur. Hibrit yörüngelerin sayısı, hibridizasyona katılan atomik yörüngelerin sayısına eşittir. Hibrit yörüngeler elektron bulutu şekli ve enerjisi bakımından aynıdır. Atomik yörüngelerle karşılaştırıldığında kimyasal bağların oluşumu yönünde daha uzundurlar ve bu nedenle elektron bulutlarının daha iyi örtüşmesini sağlarlar.

Atomik yörüngelerin hibridizasyonu enerji gerektirir, dolayısıyla izole edilmiş bir atomdaki hibrit yörüngeler kararsızdır ve saf AO'lara dönüşme eğilimindedir. Kimyasal bağlar oluştuğunda hibrit yörüngeler stabilize olur. Hibrit yörüngelerin oluşturduğu bağlar daha güçlü olduğundan sistemden daha fazla enerji açığa çıkar ve dolayısıyla sistem daha kararlı hale gelir.

sp-hibridizasyonu örneğin Be, Zn, Co ve Hg(II) halojenürlerin oluşumu sırasında meydana gelir. Değerlik durumunda, tüm metal halojenürler uygun enerji seviyesinde s ve p-eşleşmemiş elektronları içerir. Bir molekül oluştuğunda, bir s ve bir p yörüngesi, 180° açıyla iki hibrit sp yörüngesi oluşturur.

Deneysel veriler Be, Zn, Cd ve Hg(II) halojenürlerin hepsinin doğrusal olduğunu ve her iki bağın da aynı uzunlukta olduğunu göstermektedir.

sp2 hibridizasyonu. Bir s-orbitalinin ve iki p-orbitalinin hibridizasyonu sonucunda, aynı düzlemde birbirine 120° açıyla yerleştirilmiş üç hibrit sp2 yörüngesi oluşur.

sp3 hibridizasyonu karbon bileşiklerinin karakteristiğidir. Bir s-orbitalinin ve üç p-orbitalinin hibridizasyonunun bir sonucu olarak, tetrahedronun köşelerine doğru, yörüngeler arasında 109,5°'lik bir açıyla yönlendirilen dört hibrit sp3 yörüngesi oluşur.

Hibridizasyon, bir karbon atomunun bağlarının, örneğin CH4, CCl4, C(CH3)4, vb. gibi bileşiklerdeki diğer atomlarla tam eşdeğerliğinde kendini gösterir.

Hibridizasyon yalnızca s- ve p-orbitallerini değil aynı zamanda d- ve f-orbitallerini de içerebilir.

Sp3d2 hibridizasyonu ile 6 eşit bulut oluşur. Gibi bileşiklerde gözlenir.

Hibritleşmeye ilişkin fikirler, moleküllerin başka hiçbir şekilde açıklanamayacak yapısal özelliklerinin anlaşılmasını mümkün kılmaktadır.

Atomik yörüngelerin (AO) hibridizasyonu, elektron bulutunun diğer atomlarla bağ oluşturma yönünde yer değiştirmesine yol açar. Sonuç olarak, hibrit yörüngelerin örtüşme alanları, saf yörüngelerden daha büyük olur ve bağ kuvveti artar.

İyonların ve moleküllerin polarize edilebilirliği ve polarize edici etkisi

Bir elektrik alanında bir iyon veya molekül deforme olur; içlerinde çekirdeklerin ve elektronların göreceli bir yer değiştirmesi vardır. İyonların ve moleküllerin bu şekil değiştirebilirliğine polarize edilebilirlik denir. Dış katmanın elektronları atoma en az sıkı bağlı olduğundan yer değiştirmeyi ilk önce onlar yaşar.

Anyonların polarize edilebilirliği, kural olarak, katyonların polarize edilebilirliğinden önemli ölçüde daha yüksektir.

Elektronik kabukların aynı yapısıyla, örneğin seri halinde pozitif yük arttıkça iyonun polarize edilebilirliği azalır:

Elektronik analog iyonları için polarizasyon, elektronik katman sayısı arttıkça artar, örneğin: veya.

Moleküllerin polarize edilebilirliği, onları oluşturan atomların polarize edilebilirliği, geometrik konfigürasyon, bağların sayısı ve çokluğu vb. ile belirlenir. Göreceli polarize edilebilirlik hakkında bir sonuç yalnızca bir atomu farklı olan benzer şekilde yapılandırılmış moleküller için mümkündür. Bu durumda moleküllerin polarize edilebilirliğindeki fark, atomların polarize edilebilirliğindeki farkla değerlendirilebilir.

Bir elektrik alanı yüklü bir elektrot veya bir iyon tarafından oluşturulabilir. Böylece iyonun kendisi diğer iyonlar veya moleküller üzerinde polarizasyon etkisine (polarizasyon) sahip olabilir. Bir iyonun polarizasyon etkisi, yükü arttıkça ve yarıçapı azaldıkça artar.

Anyonların polarizasyon etkisi kural olarak katyonların polarizasyon etkisinden çok daha azdır. Bu, katyonlara kıyasla anyonların büyük boyutuyla açıklanmaktadır.

Moleküller polar ise polarizasyon etkisine sahiptirler; Molekülün dipol momenti ne kadar büyük olursa, polarizasyon etkisi de o kadar yüksek olur.

Serilerde polarizasyon yeteneği artar çünkü yarıçap artar ve iyonun yarattığı elektrik alanı azalır.

Hidrojen bağı

Hidrojen bağı özel bir kimyasal bağ türüdür. F, O, N gibi yüksek elektronegatif ametallere sahip hidrojen bileşiklerinin anormal derecede yüksek kaynama noktalarına sahip olduğu bilinmektedir. H2Te - H2Se - H2S serisinde kaynama noktası doğal olarak azalırsa, H2S'den H2O'ya geçerken bu sıcaklıkta keskin bir artış olur. Aynı tablo hidrohalik asit serisinde de görülmektedir. Bu, H2O molekülleri ile HF molekülleri arasında spesifik bir etkileşimin varlığını gösterir. Böyle bir etkileşim, moleküllerin birbirinden ayrılmasını zorlaştırmalıdır; uçuculuklarını azaltır ve sonuç olarak ilgili maddelerin kaynama noktasını arttırır. EO'daki büyük fark nedeniyle, H–F, H–O, H–N kimyasal bağları oldukça polarizedir. Bu nedenle, hidrojen atomu pozitif etkin yüke (δ+) sahiptir ve F, O ve N atomları aşırı elektron yoğunluğuna sahiptir ve negatif yüklüdür (d-). Coulomb çekimi nedeniyle, bir molekülün pozitif yüklü hidrojen atomu, başka bir molekülün elektronegatif atomu ile etkileşime girer. Bundan dolayı moleküller birbirine çekilir (kalın noktalar hidrojen bağlarını gösterir).

Hidrojen bağı, bağlı iki parçacıktan (moleküller veya iyonlar) birinin parçası olan bir hidrojen atomu aracılığıyla oluşturulan bir bağdır. Bir hidrojen bağının enerjisi (21-29 kJ/mol veya 5-7 kcal/mol), geleneksel bir kimyasal bağın enerjisinden yaklaşık 10 kat daha azdır. Bununla birlikte hidrojen bağı, dimerik moleküllerin (H2O)2, (HF)2 ve formik asidin çiftler halinde varlığını belirler.

HF, H20, HN, HC1, HS atomlarının bir dizi kombinasyonunda, hidrojen bağının enerjisi azalır. Ayrıca sıcaklık arttıkça azalır, dolayısıyla buhar halindeki maddeler yalnızca küçük bir ölçüde hidrojen bağı sergiler; sıvı ve katı haldeki maddelerin karakteristiğidir. Su, buz, sıvı amonyak, organik asitler, alkoller ve fenoller gibi maddeler dimerler, trimerler ve polimerlerle ilişkilidir. Sıvı halde dimerler en kararlı olanlardır.

Moleküller arası etkileşimler

Daha önce atomlardan molekül oluşumunu belirleyen bağlar düşünülüyordu. Ancak moleküller arasında da etkileşim vardır. Gazların yoğunlaşarak sıvı ve katı maddelere dönüşmesine neden olur. Moleküller arası etkileşim kuvvetlerinin ilk formülasyonu 1871'de Van der Waals tarafından verildi. Bu nedenle van der Waals kuvvetleri olarak anılırlar. Moleküller arası etkileşim kuvvetleri yönelimsel, endüktif ve dağıtıcı olarak ayrılabilir.

Polar moleküller, dipollerin zıt uçlarının elektrostatik etkileşimi nedeniyle uzayda yönlendirilir, böylece bazı moleküllerin dipollerinin negatif uçları pozitife çevrilir.

diğer moleküllerin dipollerinin uçları (moleküller arası yönelimsel etkileşim).

Böyle bir etkileşimin enerjisi, iki dipolün elektrostatik çekimi ile belirlenir. Dipol ne kadar büyük olursa moleküller arası çekim (H2O, HCl) o kadar güçlü olur.

Moleküllerin termal hareketi, moleküllerin karşılıklı yönelimini engeller, dolayısıyla artan sıcaklıkla birlikte yönelim etkisi zayıflar. Endüktif etkileşim polar moleküllü maddelerde de gözlenir, ancak genellikle yönelimsel etkileşimden çok daha zayıftır.

Polar bir molekül, komşu bir molekülün polaritesini artırabilir. Başka bir deyişle, bir molekülün dipolünün etkisi altında başka bir molekülün dipolü artabilir ve polar olmayan bir molekül polar hale gelebilir:

Başka bir molekül veya iyon tarafından polarizasyondan kaynaklanan dipol momentine indüklenmiş dipol momenti, olayın kendisine ise indüksiyon denir. Bu nedenle, oryantasyonel etkileşim her zaman moleküllerin endüktif etkileşiminin üzerine bindirilmelidir.

Polar olmayan moleküller (örneğin H2, N2 veya soy gaz atomları) durumunda yönelimsel ve endüktif etkileşim yoktur. Ancak hidrojen, nitrojen ve soy gazların yakıldığı bilinmektedir. Bu gerçekleri açıklamak için Londra, moleküller arası etkileşimin dağılım kuvvetleri kavramını ortaya attı. Bu kuvvetler, yapılarına bakılmaksızın herhangi bir atom ve molekül arasında etkileşime girer. Büyük bir atom grubu boyunca uyum içinde meydana gelen anlık dipol momentlerinden kaynaklanırlar:

Herhangi bir anda dipollerin yönü farklı olabilir. Bununla birlikte, bunların koordineli bir şekilde ortaya çıkması, zayıf etkileşim kuvvetleri sağlayarak sıvı ve katı cisimlerin oluşumuna yol açar. Özellikle düşük sıcaklıklarda soy gazların sıvı duruma geçişine neden olur.

Dolayısıyla moleküller arasında etki eden kuvvetler arasında en küçük bileşen dispersiyon etkileşimidir. Polaritesi az olan veya hiç olmayan moleküller (CH4, H2, HI) arasında etki eden kuvvetler çoğunlukla dağıtıcıdır. Moleküllerin içsel dipol momenti ne kadar büyük olursa, aralarındaki etkileşimin oryantasyon kuvvetleri de o kadar büyük olur.

Aynı türden bir dizi maddede, bu maddelerin moleküllerini oluşturan atomların boyutlarının artmasıyla dispersiyon etkileşimi artar. Örneğin, HCl'de dağılım kuvvetleri toplam moleküller arası etkileşimin %81'ini oluşturur; HBr için bu değer %95'tir ve HI için bu değer %99,5'tir.

Moleküler yörünge (MO) yönteminde kimyasal bağların tanımı

BC yöntemi kimyagerler tarafından yaygın olarak kullanılmaktadır. Bu yöntemde, büyük ve karmaşık bir molekülün ayrı ayrı iki merkezli ve iki elektronlu bağlardan oluştuğu düşünülür. Kimyasal bağdan sorumlu elektronların iki atom arasında lokalize olduğu (bulunduğu) kabul edilmektedir. BC yöntemi çoğu moleküle başarıyla uygulanabilir. Ancak bu yöntemin uygulanamadığı veya sonuçlarının deneylerle çeliştiği çok sayıda molekül vardır.

Bazı durumlarda kimyasal bir bağın oluşumunda belirleyici rolün elektron çiftleri tarafından değil, bireysel elektronlar tarafından oynandığı tespit edilmiştir. Bir elektronun kullanıldığı kimyasal bağın olasılığı, bir iyonun varlığıyla gösterilir. Bu iyon bir hidrojen atomu ve bir hidrojen iyonundan oluştuğunda 255 kJ (61 kcal) enerji açığa çıkar. Dolayısıyla iyondaki kimyasal bağ oldukça güçlüdür.

BC yöntemini kullanarak bir oksijen molekülündeki kimyasal bağı tanımlamaya çalışırsak, öncelikle bunun çift olması gerektiği (σ- ve p-bağları) ve ikinci olarak oksijen molekülünde tüm elektronların olması gerektiği sonucuna varırız. eşleştirilebilir, yani O2 molekülü diyamanyetik olmalıdır. [Diyamanyetik maddelerde atomların kalıcı bir manyetik momenti yoktur ve madde manyetik alanın dışına itilir. Paramanyetik madde, atomları veya molekülleri manyetik momente sahip olan ve manyetik alana çekilme özelliğine sahip olan maddedir. Deneysel veriler, oksijen molekülündeki bağın enerjisinin aslında iki kat olduğunu ancak molekülün diyamanyetik değil, paramanyetik olduğunu göstermektedir. Eşleşmemiş iki elektronu vardır. BC yöntemi bu gerçeği açıklamakta güçsüzdür.

Kimyasal bağların kuantum mekaniksel yorumuna yönelik en iyi yöntemin şu anda moleküler yörünge (MO) yöntemi olduğu düşünülmektedir. Ancak BC yöntemine göre çok daha karmaşıktır ve ikincisi kadar görsel değildir.

MO yöntemi, bir molekülün tüm elektronlarının moleküler yörüngelerde olduğunu dikkate alır. Bir molekülde bir elektron, karşılık gelen dalga fonksiyonu ψ ile tanımlanan belirli bir MO'da bulunur.

MO türleri. Bir atomun elektronu yaklaştığında başka bir atomun etki alanına düştüğünde, hareketin doğası ve dolayısıyla elektronun dalga fonksiyonu değişir. Ortaya çıkan molekülde elektronların dalga fonksiyonları veya yörüngeleri bilinmemektedir. Bilinen AO'lara dayalı olarak MO tipini belirlemenin birkaç yolu vardır. Çoğu zaman MO'lar atomik yörüngelerin (LCAO) doğrusal birleşimiyle elde edilir. Pauli ilkesi, Hund kuralı ve en az enerji ilkesi MO yöntemi için de geçerlidir.

Pirinç. 2.2 Atomik yörüngelerden bağ ve antibağ moleküler yörüngelerin oluşumu.

En basit grafik biçiminde, LCAO gibi MO'lar dalga fonksiyonlarının eklenmesi veya çıkarılmasıyla elde edilebilir. Şekil 2.2, başlangıçtaki AO'dan bağlanma ve antibağ MO'larının oluşumunu göstermektedir.

Karşılık gelen AO'ların enerjileri değer olarak yakınsa ve AO'lar bağ eksenine göre aynı simetriye sahipse AO'lar MO'lar oluşturabilir.

Hidrojen 1'lerin dalga fonksiyonları veya yörüngeleri iki doğrusal kombinasyon verebilir - biri eklendiğinde diğeri çıkarıldığında (Şekil 2.2).

Dalga fonksiyonları toplandığında, örtüşme bölgesinde elektron bulutunun ψ2 ile orantılı yoğunluğu artar, atom çekirdekleri arasında aşırı bir negatif yük oluşturulur ve atom çekirdekleri ona çekilir. Hidrojen atomlarının dalga fonksiyonlarının eklenmesiyle elde edilen MO'ya bağ MO denir.

Dalga fonksiyonları çıkarılırsa, atom çekirdekleri arasındaki bölgede elektron bulutunun yoğunluğu sıfır olur, elektron bulutu atomlar arasında bulunan bölgeden “dışarı itilir”. Ortaya çıkan MO atomları bağlayamaz ve buna antibağ denir.

Hidrojenin s-orbitalleri yalnızca bir σ bağı oluşturduğundan, ortaya çıkan MO'lar σcв ve σр olarak adlandırılır. 1s atomik yörüngelerinin oluşturduğu MO'lar, σcв1'ler ve σр1'ler olarak adlandırılır.

Bağlanan MO'da, elektronların potansiyel (ve toplam) enerjisinin AO'dakinden daha az olduğu ve antibağ MO'da daha büyük olduğu ortaya çıkar. Mutlak değerde, karşıt bağ yörüngelerindeki elektronların enerjisindeki artış, bağ yörüngelerindeki enerjideki azalmadan biraz daha fazladır. Bağlanma yörüngesinde bulunan bir elektron, atomlar arasındaki bağlantıyı sağlayarak molekülü stabilize eder ve karşıt bağ yörüngesindeki bir elektron, molekülün dengesini bozar; atomlar arasındaki bağ zayıflar. Erazr. > Esv.

MO'lar aynı simetriye sahip 2p yörüngelerden de oluşur: x ekseni boyunca yer alan 2p yörüngelerden gelen bağlanma ve antibağ σ yörüngeleri. Bunlar σcв2р ve σр2р olarak adlandırılır. Bağ ve antibağ p yörüngeleri 2pz yörüngelerinden oluşur. Sırasıyla πсв2рz, πp2pz olarak adlandırılırlar. πsv2py ve πр2у yörüngeleri benzer şekilde oluşturulur.

MO dolduruluyor. MO'ların elektronlarla doldurulması, artan yörünge enerjisi sırasına göre gerçekleşir. MO'lar aynı enerjiye sahipse (πst veya πp yörüngeleri), bu durumda molekülün dönüş momenti en büyük olacak şekilde doldurma Hund kuralına göre gerçekleşir. Her MO, atomik bir MO gibi, iki elektronu barındırabilir. Belirtildiği gibi, atomların veya moleküllerin manyetik özellikleri eşlenmemiş elektronların varlığına bağlıdır: eğer bir molekül eşlenmemiş elektronlara sahipse paramanyetiktir, değilse diyamanyetiktir.

İyonu düşünün.

Diyagramdan, tek elektronun σcв - MO boyunca yer aldığı açıktır. 255 kJ/mol bağlanma enerjisine ve 0,106 nm bağ uzunluğuna sahip stabil bir bileşik oluşturulur. Moleküler iyon paramanyetiktir. BC yönteminde olduğu gibi bağ çokluğunun elektron çifti sayısına göre belirlendiğini varsayarsak, bağ çokluğu ½'ye eşit olur. Oluşum süreci şu şekilde yazılabilir:

Bu giriş, 1s AO'dan oluşan σc MO'da bir elektron olduğu anlamına gelir.

Sıradan hidrojen molekülü zaten σcв1s yörüngesinde zıt spinlere sahip iki elektron içerir: . H2'deki bağ enerjisi H2'den daha büyüktür - 435 kJ/mol ve bağ uzunluğu (0,074 nm) daha kısadır. H2 molekülü tek bir bağ içerir ve molekül diyamanyetiktir.

Pirinç. 2.3. İki hidrojen atomundan oluşan bir sistemde AO ve MO'nun enerji diyagramı.

Moleküler iyon (+He+ ® He+2[(sсв1s)2(sр1s)1]), σdeşarj 1s yörüngesinde zaten bir elektrona sahiptir. Bağ enerjisi 238 kJ/mol'dür (H2'ye kıyasla azalır) ve bağ uzunluğu (0,108 nm) artar. Bağ çokluğu ½'dir (bağ çokluğu, bağ ve karşı bağ yörüngelerindeki elektronların sayısındaki farkın yarısına eşittir).

Li2	(Ol)2	B2	N2	O2	(Hayır)2	CO	HAYIR
σp2px	–	–	–	–	–	¯	–	–
πp2py, πp2pz	– –	– –	– –	– –	,	¯,¯	– –	,–
σcв2px	–	–	–	¯	¯	¯	¯	¯
πсв2py, πсв2pz	– –	– –	,	¯,¯	¯,¯	¯,¯	¯,¯	¯,¯
σр2'ler	–	¯	¯	¯	¯	¯	¯	¯
σcв2'ler	¯	¯	¯	¯	¯	¯	¯	¯
İletişim çokluğu	1	0	1	3	2	0	3	2 ½
Bağ enerjisi, kJ/mol	105	–	288	941	566	–	1070	677

Varsayımsal bir He2 molekülünün σcв1s yörüngesinde iki elektronu ve σр1s yörüngesinde iki elektronu olacaktır. Karşıt bağ yörüngesindeki bir elektron, bağ yörüngesindeki elektronun bağlanma etkisini yok ettiği için He2 molekülü var olamaz. BC yöntemi de aynı sonuca varır.

Periyod II elementleri tarafından moleküllerin oluşumu sırasında MO'ların elektronlarla doldurulma sırası aşağıda gösterilmiştir. Diyagramlara göre B2 ve O2 molekülleri paramanyetiktir ve Be2 molekülü var olamaz.

Dönem II elementlerinin atomlarından moleküllerin oluşumu şu şekilde yazılabilir (K - iç elektronik katmanlar):

Moleküllerin ve MMO'ların fiziksel özellikleri

Bağlayıcı ve antibağlayıcı MO'ların varlığı, moleküllerin fiziksel özellikleriyle doğrulanır. MO yöntemi, atomlardan bir molekül oluşumu sırasında moleküldeki elektronların bağ yörüngelerine düşmesi durumunda moleküllerin iyonlaşma potansiyellerinin atomların iyonlaşma potansiyellerinden daha büyük olması gerektiğini ve elektronların atomların iyonlaşma potansiyellerinden daha büyük olması gerektiğini tahmin etmemizi sağlar. karşıt bağ yörüngelerine düşerler ve bunun tersi de geçerlidir.

Dolayısıyla, hidrojen ve nitrojen moleküllerinin (bağlanma yörüngeleri) iyonizasyon potansiyelleri (sırasıyla 1485 ve 1500 kJ/mol), hidrojen ve nitrojen atomlarının iyonizasyon potansiyellerinden (1310 ve 1390 kJ/mol) ve oksijen ve nitrojenin iyonizasyon potansiyellerinden daha yüksektir. flor molekülleri (antibağlanma yörüngeleri) - 1170 ve 1523 kJ/mol, karşılık gelen atomlarınkinden - 1310 ve 1670 kJ/mol daha azdır. Moleküller iyonize olduğunda, bir elektronun bir bağ yörüngesinden (H2 ve N2) çıkarılması durumunda bağ kuvveti azalır ve bir elektron, bir karşıt bağ yörüngesinden (O2 ve F2) çıkarılırsa artar.

Farklı atomlara sahip diatomik moleküller

Farklı atomlara (NO, CO) sahip moleküller için MO'lar, eğer başlangıç atomları iyonizasyon potansiyeli değerlerinde çok fazla farklılık göstermiyorsa benzer şekilde oluşturulur. Örneğin CO molekülü için elimizde:

Oksijen atomunun AO enerjileri karşılık gelen karbon yörüngelerinin enerjilerinden (1080 kJ/mol) daha düşüktür ve çekirdeğe daha yakın konumlanmıştır. Dış katmanlardaki başlangıç atomlarında bulunan 10 elektron, bağ scb2'ler ve antibağ sp2s yörüngeleri ile bağ ve pscb2ry,z yörüngelerini doldurur. CO molekülünün N2 molekülü ile izoelektronik olduğu ortaya çıktı. Bir CO molekülündeki atomların bağlanma enerjisi (1105 kJ/mol), nitrojen molekülündekinden (940 kJ/mol) bile daha yüksektir. C-O bağ uzunluğu 0,113 nm'dir.

molekül yok

karşıt bağ yörüngesinde bir elektron bulunur. Sonuç olarak NO'nun bağlanma enerjisi (680 kJ/mol), N2 veya CO'nunkinden daha düşüktür. NO molekülünden bir elektronun çıkarılması (NO+ oluşturmak için iyonizasyon), atomların bağlanma enerjisini 1050-1080 kJ/mol'e yükseltir.

Hidrojen florür molekülü HF'de MO oluşumunu ele alalım. Florun iyonlaşma potansiyeli (17,4 eV veya 1670 kJ/mol) hidrojeninkinden (13,6 eV veya 1310 kJ/mol) daha büyük olduğundan, florin 2p yörüngeleri hidrojenin 1s yörüngesinden daha düşük enerjiye sahiptir. Enerjideki büyük fark nedeniyle, hidrojen atomunun 1s yörüngesi ile flor atomunun 2s yörüngesi etkileşime girmez. Böylece florun 2s yörüngesi, HF'deki MO'nun enerjisini değiştirmeden olur. Bu tür yörüngelere bağlanmayan yörüngeler denir. Florun 2py ve 2рz yörüngeleri, bağ eksenine göre simetri farkından dolayı hidrojenin 1s yörüngesi ile etkileşime giremez. Ayrıca bağlayıcı olmayan MO'lar haline gelirler. Bağlayıcı ve antibağ MO'lar, hidrojenin 1s yörüngesi ve florun 2px yörüngesinden oluşur. Hidrojen ve flor atomları, 560 kJ/mol enerjiye sahip iki elektronlu bir bağla bağlanır.

Kaynakça

Glinka N.L. Genel Kimya. – M.: Kimya, 1978. – S. 111-153.

Shimanovich I.E., Pavlovich M.L., Tikavyy V.F., Malashko P.M. Formüllerde, tanımlarda, diyagramlarda genel kimya. – Mn.: Universitetskaya, 1996. – S. 51-77.

Vorobyov V.K., Eliseev S.Yu., Vrublevsky A.V. Kimyada pratik ve bağımsız çalışma. – Mn.: UE “Donarit”, 2005. – S. 21-30.

Elektronegatiflik, kimyasal bir bileşikteki bir atomun elektronları kendine çekme yeteneğini karakterize eden koşullu bir değerdir.