Химиялык байланыш түшүнүгү илим катары химиянын түрдүү тармактарында аз эмес мааниге ээ. Мунун себеби, анын жардамы менен айрым атомдор молекулаларга биригип, ар кандай заттарды түзө алат, алар өз кезегинде химиялык изилдөөлөрдүн предмети болуп саналат.
Атомдордун жана молекулалардын ар түрдүүлүгү алардын ортосунда ар кандай типтеги байланыштардын пайда болушу менен байланышкан. Молекулалардын ар кандай класстары электрондордун бөлүштүрүлүшүнүн өз өзгөчөлүктөрү менен, демек, байланыштардын өз түрлөрү менен мүнөздөлөт.
Негизги түшүнүктөр
Химиялык байланыш – атомдордун биригишине алып келүүчү өз ара аракеттенүүлөрдүн жыйындысы, алар татаал түзүлүштөгү туруктуу бөлүкчөлөрдү (молекулалар, иондор, радикалдар), ошондой эле агрегаттарды (кристаллдар, айнектер ж. б.) түзүшөт. Бул өз ара аракеттенүүлөрдүн табияты электрдик мүнөзгө ээ жана алар жакындап келе жаткан атомдордо валенттик электрондордун бөлүштүрүлүшү учурунда пайда болот.
Валенттүүлүк адатта атомдун башка атомдор менен белгилүү сандагы байланыштарды түзө алуу жөндөмү деп аталат. Иондук бирикмелерде валенттүүлүктүн мааниси катары берилген же тиркелген электрондордун саны алынат. ATковаленттик бирикмелерде ал жалпы электрон жуптарынын санына барабар.
Оксиденүү абалы, эгерде бардык полярдык коваленттик байланыштар иондук болсо, атомдун шарттуу заряды катары түшүнүлөт.
Байланыштардын көптүгү – бул каралып жаткан атомдордун ортосундагы бөлүшүлгөн электрон жуптарынын саны.
Химиянын түрдүү тармактарында каралуучу байланыштарды химиялык байланыштардын эки түрүнө бөлүүгө болот: жаңы заттардын пайда болушуна алып келгендер (молекулярдык) жана молекулалар арасында пайда болгондор (молекулалар аралык).
Негизги байланыш мүнөздөмөлөрү
Байланыш энергиясы – молекуладагы бардык байланыштарды үзүү үчүн зарыл болгон энергия. Бул ошондой эле байланыш түзүү учурунда бөлүнүп чыккан энергия.
Байланыш узундугу – бул молекуладагы атомдордун чектеш ядролорунун ортосундагы аралык, мында тартылуу жана түртүү күчтөрү тең салмактуу.
Атомдордун химиялык байланышынын бул эки өзгөчөлүгү анын күчүнүн өлчөмү болуп саналат: узундук канчалык кыска жана энергия канчалык көп болсо, байланыш ошончолук күчтүү болот.
Байланыш бурчу адатта атомдордун ядролору аркылуу байланыш багытында өткөн сызыктардын ортосундагы бурч деп аталат.
Шилтемелерди сүрөттөө ыкмалары
Кванттык механикадан алынган химиялык байланышты түшүндүрүүдө эң кеңири таралган эки ыкма:
Молекулярдык орбиталдардын методу. Ал молекуланы атомдордун электрондорунун жана ядролорунун жыйындысы катары карайт, мында ар бир жеке электрон башка бардык электрондордун жана ядролордун аракет чөйрөсүндө кыймылдашат. Молекула орбиталык түзүлүшкө ээ жана анын бардык электрондору бул орбиталар боюнча таралган. Ошондой эле, бул ыкма MO LCAO деп аталат, ал "молекулярдык орбитал - атомдук орбиталдардын сызыктуу айкалышы" дегенди билдирет.
Валенттик байланыштар ыкмасы. Эки борбордук молекулалык орбиталдардын системасы катары бир молекуланы билдирет. Мындан тышкары, алардын ар бири молекуладагы эки чектеш атомдун ортосундагы бир байланышка туура келет. Метод төмөнкү жоболорго негизделген:
- Химиялык байланыштын түзүлүшү эки каралуучу атомдун ортосунда жайгашкан карама-каршы спиндүү электрон жуптары аркылуу ишке ашырылат. Түзүлгөн электрон жуп бирдей эки атомго таандык.
- Тил же бул атом түзүүчү байланыштардын саны жердеги жана дүүлүктүрүлгөн абалдагы жупташпаган электрондордун санына барабар.
- Эгер электрон жуптары байланыш түзүүгө катышпаса, анда алар жалгыз жуптар деп аталат.
Электрондуктуулук
Заттагы химиялык байланыштын түрүн анын курамындагы атомдорунун электр терс маанилеринин айырмасынын негизинде аныктоого болот. Электрогативдүүлүк атомдордун жалпы электрон жуптарды (электрондук булут) тартуу жөндөмү катары түшүнүлөт, бул байланыштын поляризациясына алып келет.
Химиялык элементтердин электр терс касиеттерин аныктоонун ар кандай жолдору бар. Бирок эң көп колдонулганы 1932-жылы Л. Полинг тарабынан сунушталган термодинамикалык маалыматтарга негизделген шкала.
Атомдордун электр терстигинин айырмасы канчалык чоң болсо, анын иондуулугу ошончолук айкын болот. Тескерисинче, бирдей же жакын электр терс маанилери байланыштын коваленттик мүнөзүн көрсөтөт. Башкача айтканда, белгилүү бир молекулада кайсы химиялык байланыш байкалаарын математикалык жол менен аныктоого болот. Бул үчүн ΔX - атомдордун электр терстигинин айырмасын төмөнкү формула боюнча эсептөө керек: ΔX=|X 1 -X 2 |.
- Эгер ΔХ>1, 7 болсо, анда байланыш иондук болот.
- Эгер 0,5≦ΔХ≦1,7 болсо, анда коваленттик байланыш полярдуу болот.
- Эгер ΔХ=0 же ага жакын болсо, анда байланыш коваленттүү полярдуу эмес.
Иондук байланыш
Иондук - иондордун ортосунда же атомдордун биринин жалпы электрон жуптун толук чыгып кетишинен улам пайда болгон мындай байланыш. Заттарда химиялык байланыштын бул түрү электростатикалык тартылуу күчтөрү аркылуу ишке ашырылат.
Иондор - электрондордун алуу же жоготуу натыйжасында атомдордон пайда болгон заряддуу бөлүкчөлөр. Атом электрондорду кабыл алганда, терс зарядга ээ болуп, анионго айланат. Эгерде атом валенттүү электрондорду берсе, ал катион деп аталган оң заряддуу бөлүкчө болуп калат.
Типтүү металлдардын атомдорунун типтүү металл эместердин атомдору менен өз ара аракеттешүүсүнөн пайда болгон бирикмелерге мүнөздүү. Бул процесстин негизгиси атомдордун туруктуу электрондук конфигурацияларга ээ болууга умтулуусу. Бул үчүн типтүү металлдар жана металл эместер 1-2 гана электрон бериши же кабыл алышы керек.муну алар оңой жасашат.
Молекуладагы иондук химиялык байланыштын пайда болуу механизми салттуу түрдө натрий менен хлордун өз ара аракеттешүүсүнүн мисалында каралат. Жеңил щелочтук металл атомдору галоген атому тарткан электронду берет. Натыйжада Na+ катион жана Cl- анион пайда болот, алар электростатикалык тартылуу менен бирге кармалат.
Идеалдуу иондук байланыш жок. Көбүнчө иондук деп аталган мындай кошулмаларда да электрондордун атомдон атомго акыркы өтүшү болбойт. Түзүлгөн электрон жуп дагы эле жалпы колдонууда калууда. Ошондуктан, алар коваленттик байланыштын иондук даражасы жөнүндө айтышат.
Иондук байланыш бири-бирине байланыштуу эки негизги касиеттери менен мүнөздөлөт:
- багытсыз, б.а. иондун айланасындагы электр талаасы сферанын формасына ээ;
- Каныбагандык, башкача айтканда, ар кандай иондун айланасында жайгаша турган карама-каршы заряддуу иондордун саны алардын өлчөмү менен аныкталат.
Коваленттик химиялык байланыш
Металл эмес атомдордун электрон булуттары бири-бирин каптаганда түзүлүүчү, башкача айтканда, жалпы электрон жуп аркылуу ишке ашкан байланыш коваленттик байланыш деп аталат. Электрондордун жалпы жуптарынын саны байланыштын көптүгүн аныктайт. Ошентип, суутек атомдору бир H·H байланышы менен, ал эми кычкылтек атомдору кош байланыш O::O түзүшөт.
Аны түзүүнүн эки механизми бар:
- Алмашуу - ар бир атом жалпы жупту түзүү үчүн бир электронду билдирет: A +B=A: B, ал эми байланыш бир электрон жайгашкан тышкы атомдук орбитальдарды камтыйт.
- Донор-акцептор - байланыш түзүү үчүн атомдордун бири (донор) жуп электронду, ал эми экинчиси (акцептор) - аны жайгаштыруу үчүн эркин орбиталь берет: A +:B=A:B.
Коваленттик химиялык байланыш пайда болгондо электрон булуттарынын бири-бирин кайталоо жолдору да ар түрдүү.
- Түз. Булуттун кабатталыш аймагы каралып жаткан атомдордун ядролорун бириктирген түз элестүү сызыкта жатат. Мында σ-байланыштар түзүлөт. Бул учурда пайда болгон химиялык байланыштын түрү бири-бирин кайталаган электрон булуттарынын түрүнө жараша болот: s-s, s-p, p-p, s-d же p-d σ-байланыштары. Бөлүкчөдө (молекула же ион) эки коңшу атомдун ортосунда бир гана σ-байланыш пайда болушу мүмкүн.
- Тарап. Ал атомдордун ядролорун бириктирген сызыктын эки тарабында жүргүзүлөт. Мына ушундайча π-байланыш түзүлөт жана анын сорттору да мүмкүн: p-p, p-d, d-d. σ-байланыштан өзүнчө, π-байланыш эч качан түзүлбөйт, ал бир нече (кош жана үч) байланыштарды камтыган молекулаларда болушу мүмкүн.
Коваленттик байланыш касиеттери
Алар кошулмалардын химиялык жана физикалык мүнөздөмөлөрүн аныктайт. Заттардагы ар кандай химиялык байланыштын негизги касиеттери анын багыттуулугу, полярдуулугу жана поляризациялуулугу, ошондой эле каныккандыгы болуп саналат.
Байланыштын багыттуулугу молекуланын өзгөчөлүктөрүн аныктайтзаттардын түзүлүшүн жана алардын молекулаларынын геометриялык формасын. Анын маңызы мейкиндикте белгилүү бир ориентация менен электрон булуттарынын эң жакшы кабатталышы мүмкүн экендигинде турат. σ- жана π-байланыштарды түзүүнүн варианттары буга чейин эле жогоруда каралган.
Канылуу деп атомдордун молекулада белгилүү сандагы химиялык байланыштарды түзүүгө жөндөмдүүлүгү түшүнүлөт. Ар бир атом үчүн коваленттик байланыштардын саны сырткы орбиталдардын саны менен чектелген.
Байланыштын полярдуулугу атомдордун электр терс маанилеринин айырмасына көз каранды. Ал атомдордун ядролорунун ортосундагы электрондордун бөлүштүрүлүшүнүн бирдейлигин аныктайт. Бул негиздеги коваленттик байланыш полярдуу же полярдуу эмес болушу мүмкүн.
- Эгер жалпы электрон жуп атомдордун ар бирине бирдей таандык болсо жана алардын ядросунан бирдей аралыкта жайгашса, анда коваленттик байланыш полярдуу эмес.
- Эгерде электрондордун жалпы жубу атомдордун биринин ядросуна жылдырылса, анда коваленттүү полярдуу химиялык байланыш түзүлөт.
Поляризациялануу тышкы электр талаасынын таасири астында башка бөлүкчөлөргө, бир эле молекуладагы кошуна байланыштарга тиешелүү же электромагниттик талаалардын тышкы булактарынан келген байланыш электрондорунун жылышы менен туюнтулат. Демек, алардын таасири астында болгон коваленттик байланыш анын уюлдуулугун өзгөртө алат.
Орбиталдарды гибриддештирүү учурунда химиялык байланышты ишке ашырууда алардын формаларынын өзгөрүшүн түшүнүшөт. Бул эң натыйжалуу кайталанууга жетишүү үчүн зарыл. Гибриддештирүүнүн төмөнкү түрлөрү бар:
- sp3. Бир s- жана үч p-орбитал төрттү түзөтбирдей формадагы "гибриддик" орбитальдар. Сыртынан караганда, ал октордун ортосундагы бурчу 109 ° болгон тетраэдрге окшош.
- sp2. Бир s- жана эки p-орбитал окторунун ортосундагы бурчу 120° болгон жалпак үч бурчтукту түзөт.
- sp. Бир s- жана бир p-орбитал огунун ортосундагы бурчу 180° болгон эки "гибриддик" орбиталды түзөт.
Металл байланыш
Металл атомдорунун түзүлүшүнүн өзгөчөлүгү – бул өтө чоң радиус жана тышкы орбитальдарда аз сандагы электрондордун болушу. Натыйжада, мындай химиялык элементтерде ядро менен валенттик электрондордун ортосундагы байланыш салыштырмалуу алсыз жана оңой бузулат.
Металл байланышы – бул делокализацияланган электрондордун жардамы менен ишке ашырылуучу металл атом-иондорунун ортосундагы ушундай өз ара аракеттешүү.
Металл бөлүкчөлөрүндө валенттүү электрондор сырткы орбиталдарды оңой эле таштап, алардагы бош жерлерди ээлей алат. Ошентип, ар кайсы убакта бир эле бөлүкчө атом жана ион боло алат. Алардан ажыратылган электрондор кристалл торчосунун бүт көлөмү боюнча эркин кыймылдашат жана химиялык байланышты ишке ашырышат.
Байланыштын бул түрү иондук жана коваленттик менен окшоштуктарга ээ. Иондук сыяктуу эле, иондор металлдык байланыштын болушу үчүн зарыл. Бирок биринчи учурда электростатикалык өз ара аракеттенүүнү ишке ашыруу үчүн катиондор жана аниондор керек болсо, экинчисинде терс заряддуу бөлүкчөлөрдүн ролун электрондор ойнойт. Эгерде металлдык байланышты коваленттик байланыш менен салыштырсак, анда экөөнүн тең пайда болушу үчүн жалпы электрондор керек. Бирок, вполярдык химиялык байланыштан айырмаланып, алар эки атомдун ортосунда локализацияланбайт, бирок кристалл торчодогу бардык металл бөлүкчөлөрүнө таандык.
Металлдык байланыштар дээрлик бардык металлдардын өзгөчө касиеттерине жооп берет:
- пластика, электрон газы кармап турган кристаллдык тордогу атомдордун катмарларынын жылышынын мүмкүндүгүнөн улам бар;
- электрондордон жарык нурларынын чагылышынан байкалган металлдык жалтырак (порошок абалында кристалл торчо жок, демек, электрондор аны бойлоп кыймылдашат);
- электр өткөргүчтүгү, ал заряддалган бөлүкчөлөрдүн агымы аркылуу ишке ашат жана бул учурда кичинекей электрондор чоң металл иондорунун арасында эркин кыймылдашат;
- жылуу өткөргүчтүк, электрондордун жылуулук өткөрө алуу жөндөмүнөн улам байкалган.
Суутек байланышы
Химиялык байланыштын бул түрү кээде коваленттик жана молекулалар аралык өз ара аракеттешүүнүн ортосундагы аралык деп аталат. Эгерде суутек атому күчтүү электр терс элементтердин бири (мисалы, фосфор, кычкылтек, хлор, азот) менен байланышка ээ болсо, анда ал суутек деп аталган кошумча байланыш түзө алат.
Ал жогоруда каралган байланыштардын бардык түрлөрүнөн алда канча алсыз (энергия 40 кДж/мольден көп эмес), бирок ага көңүл бурбай коюуга болбойт. Диаграммадагы суутек химиялык байланышы чекиттүү сызык сыяктуу көрүнөт.
Суутек байланышынын пайда болушу ошол эле учурда донор-акцептор электростатикалык өз ара аракеттешүүсүнөн улам мүмкүн. Баалардын чоң айырмасыэлектр терстик O, N, F жана башка атомдордо ашыкча электрон тыгыздыгынын пайда болушуна, ошондой эле суутек атомунда анын жоктугуна алып келет. Мындай атомдордун ортосунда химиялык байланыш жок болгон учурда, алар жетишерлик жакын болсо, тартуу күчтөрү ишке кирет. Бул учурда протон электрон жуптарын кабыл алуучу, ал эми экинчи атом донор болуп саналат.
Суутек байланышы кошуна молекулалардын ортосунда да, мисалы, суу, карбон кислоталары, спирттер, аммиак жана молекуланын ичинде, мисалы, салицил кислотасында да болушу мүмкүн.
Суу молекулаларынын ортосунда суутек байланышынын болушу анын бир катар уникалдуу физикалык касиеттерин түшүндүрөт:
- Эсептөөлөргө ылайык анын жылуулук сыйымдуулугунун, диэлектрдик өтүмдүүлүктүн, кайноо жана эрүү чекиттеринин маанилери реалдуулуктан алда канча аз болушу керек, бул молекулалардын байланышы жана чыгымдоо зарылдыгы менен түшүндүрүлөт. молекулалар аралык суутек байланыштарын үзүүчү энергия.
- Башка заттардан айырмаланып, температура төмөндөгөндө суунун көлөмү көбөйөт. Бул молекулалар муздун кристаллдык түзүлүшүндө белгилүү бир позицияны ээлеп, суутек байланышынын узундугу боюнча бири-биринен алыстап кеткендигине байланыштуу.
Бул байланыш тирүү организмдер үчүн өзгөчө роль ойнойт, анткени анын белок молекулаларында болушу алардын өзгөчө түзүлүшүн, демек, касиеттерин аныктайт. Мындан тышкары, ДНКнын кош спиралын түзгөн нуклеиндик кислоталар да суутек байланыштары менен так туташтырылган.
Кристаллдардагы байланыш
Катуу заттардын басымдуу көпчүлүгүнүн кристалл торлору бар - өзгөчөаларды түзүүчү бөлүкчөлөрдүн өз ара жайгашуусу. Мында үч өлчөмдүү мезгилдүүлүк байкалып, атомдор, молекулалар же иондор ойдон чыгарылган сызыктар менен байланышкан түйүндөрдө жайгашат. Бул бөлүкчөлөрдүн табиятына жана алардын ортосундагы байланыштарга жараша бардык кристаллдык структуралар атомдук, молекулалык, иондук жана металлдык болуп бөлүнөт.
Иондук кристалл торчосунун түйүндөрүндө катиондор жана аниондор бар. Мындан тышкары, алардын ар бири карама-каршы заряддуу иондордун катуу аныкталган саны менен курчалган. Типтүү мисал натрий хлориди (NaCl). Алардын эрүү чекиттери жана катуулугу жогору, анткени аларды сындыруу үчүн көп энергия талап кылынат.
Коваленттик байланыш аркылуу пайда болгон заттардын молекулалары молекулалык кристалл торчосунун түйүндөрүндө жайгашкан (мисалы, I2). Алар бири-бири менен алсыз ван-дер-Ваальс өз ара байланышы аркылуу байланышкан, ошондуктан, мындай түзүлүштү жок кылуу оңой. Мындай кошулмалардын кайноо жана эрүү чекиттери төмөн.
Атомдук кристаллдык торчо валенттүүлүгү жогору болгон химиялык элементтердин атомдору тарабынан түзүлөт. Алар күчтүү коваленттик байланыштар менен байланышкан, бул заттардын кайноо, эрүү жана жогорку катуулугун билдирет. Мисал алмаз.
Ошентип, химиялык заттарда кездешүүчү байланыштардын бардык түрлөрү молекулалардагы жана заттардагы бөлүкчөлөрдүн өз ара аракеттешүүсүнүн татаалдыктарын түшүндүргөн өзүнүн өзгөчөлүктөрүнө ээ. кошулмалардын касиеттери аларга көз каранды. Алар айлана-чөйрөдө болуп жаткан бардык процесстерди аныктайт.
