Атомдор эмне үчүн бири-бири менен биригип, молекулаларды түзө алышат? Такыр башка химиялык элементтердин атомдорун камтыган заттардын мүмкүн болушунун себеби эмнеде? Булар азыркы физикалык жана химиялык илимдин фундаменталдык концепцияларына таасир тийгизген глобалдуу маселелер. Атомдордун электрондук түзүлүшү жөнүндө түшүнүккө ээ болуу жана бирикмелердин көпчүлүк класстары үчүн негизги негиз болгон коваленттик байланыштын мүнөздөмөлөрүн билүү менен аларга жооп бере аласыз. Биздин макаланын максаты – химиялык байланыштардын ар кандай түрлөрүнүн пайда болуу механизмдери жана алардын молекулаларында аларды камтыган кошулмалардын касиеттеринин өзгөчөлүктөрү менен таанышуу.
Атомдун электрондук түзүлүшү
Анын структуралык элементтери болгон заттын электрондук нейтралдуу бөлүкчөлөрү Күн системасынын түзүлүшүн чагылдырган түзүлүшкө ээ. Планеталар борбордук жылдыздын – Күндүн айланасында айлангандай, атомдогу электрондор да оң заряддуу ядронун айланасында кыймылдашат. мүнөздөө үчүнКоваленттик байланышта акыркы энергия деңгээлинде жана ядродон эң алыс жайгашкан электрондор маанилүү болот. Алардын өз атомунун борбору менен байланышы минималдуу болгондуктан, алар башка атомдордун ядролору тарабынан оңой тартыла алышат. Бул молекулалардын пайда болушуна алып баруучу атомдор аралык өз ара аракеттешүүлөрдүн пайда болушу үчүн абдан маанилүү. Эмне үчүн молекулалык форма биздин планетадагы заттын негизги түрү болуп саналат? Келгиле билип алалы.
Атомдордун негизги касиети
Электрдик нейтралдуу бөлүкчөлөрдүн өз ара аракеттенүү жөндөмдүүлүгү, бул энергиянын көбөйүшүнө алып келет, бул алардын эң маанилүү өзгөчөлүгү. Чынында эле, нормалдуу шарттарда заттын молекулалык абалы атомдук абалына караганда туруктуураак. Азыркы атомдук жана молекулярдык теориянын негизги жоболору молекулалардын пайда болуу принциптерин да, коваленттик байланыштын мүнөздөмөлөрүн да түшүндүрөт. Эске салсак, атомдун тышкы энергетикалык деңгээли 1ден 8ге чейин электронду камтышы мүмкүн, акыркы учурда катмар толук болот, демек ал абдан туруктуу болот. Асыл газдардын атомдору ушундай тышкы деңгээлдеги түзүлүшкө ээ: аргон, криптон, ксенон – Д. И. Менделеевдин системасындагы ар бир мезгилди бүтүргөн инерттүү элементтер. Бул жерде 8 эмес, акыркы деңгээлде 2 гана электрону бар гелий өзгөчөлөнгөн. Себеби жөнөкөй: биринчи мезгилде атомдору бир электрондук катмарга ээ болгон эки гана элемент бар. Бардык башка химиялык элементтердин акыркы, толук эмес катмарында 1ден 7ге чейин электрон бар. Бири-бири менен өз ара аракеттенүү процессинде атомдор болотоктетке чейин электрондор менен толтурууга умтулуу жана инерттүү элементтин атомунун конфигурациясын калыбына келтирүү. Мындай абалга эки жол менен жетишүүгө болот: өзүн жоготуу же чет өлкөлүк терс заряддуу бөлүкчөлөрдү кабыл алуу. Өз ара аракеттенүүнүн бул формалары реакцияга кирген атомдордун ортосунда иондук же коваленттик байланыш түзөөрүн кантип аныктоону түшүндүрөт.
Туруктуу электрондук конфигурацияны түзүү механизмдери
Келгиле, кошулма реакциясына эки жөнөкөй зат кирет: металлдык натрий жана газ түрүндөгү хлор. туздар классындагы зат пайда болот - натрий хлориди. Бул химиялык байланыштын иондук түрү бар. Эмне үчүн жана кантип пайда болгон? Алгачкы заттардын атомдорунун түзүлүшүнө кайрадан кайрылалы. Натрийдин акыркы катмарында атомдун радиусу чоң болгондуктан, ядро менен начар байланышкан бир гана электрон бар. Натрий камтыган бардык щелочтуу металлдардын иондошуу энергиясы аз. Демек, тышкы деңгээлдеги электрон энергетикалык деңгээлден чыгып, хлор атомунун ядросуна тартылып, анын мейкиндигинде калат. Бул Cl атомунун терс заряддуу ион түрүнө өтүшү үчүн прецедентти түзөт. Эми биз мындан ары электрдик нейтралдуу бөлүкчөлөр менен эмес, заряддалган натрий катиондору жана хлор аниондору менен алектенип жатабыз. Физика мыйзамдарына ылайык алардын ортосунда электростатикалык тартылуу күчтөрү пайда болуп, кошулма иондук кристалл торчосун түзөт. Биз карап жаткан химиялык байланыштын иондук түрүн түзүү механизми коваленттик байланыштын спецификаларын жана негизги мүнөздөмөлөрүн такыраак тактоого жардам берет.
Бөлүшүлгөн электрон жуптары
Эгерде иондук байланыш электротерстиги жагынан абдан айырмаланган элементтердин атомдорунун, б.а. металлдар менен металл эместердин ортосунда пайда болсо, коваленттик тип бир эле же ар түрдүү металл эмес элементтердин атомдору өз ара аракеттенгенде пайда болот. Биринчи учурда полярдуу эмес, экинчисинде коваленттик байланыштын полярдык формасы жөнүндө айтуу салтка айланган. Алардын пайда болуу механизми жалпы: атомдордун ар бири жарым-жартылай жалпы пайдалануу үчүн электрондорду берет, алар жуп болуп бириктирилген. Бирок атомдордун ядролоруна салыштырмалуу электрон жуптарынын мейкиндикте жайгашуусу ар кандай болот. Ушунун негизинде коваленттик байланыштын түрлөрү бөлүнөт - полярдуу эмес жана полярдуу. Көбүнчө металл эмес элементтердин атомдорунан турган химиялык бирикмелерде карама-каршы спиндүү электрондордон турган жуптар кездешет, б.а., алардын ядролорунда карама-каршы багытта айланышат. Терс заряддуу бөлүкчөлөрдүн мейкиндикте кыймылы электрон булуттарынын пайда болушуна алып келгендиктен, акыры алардын бири-бирине дал келиши менен аяктайт. Бул процесс атомдор үчүн кандай кесепеттерге алып келет жана ал эмнеге алып келет?
Коваленттик байланыштын физикалык касиеттери
Өз ара аракеттенүүчү эки атомдун борборлорунун ортосунда тыгыздыгы жогору эки электрондуу булут бар экени белгилүү болду. Терс заряддуу булуттун өзү менен атомдордун ядролорунун ортосундагы электростатикалык тартылуу күчтөрү күчөйт. Энергиянын бир бөлүгү бөлүнүп чыгат жана атомдук борборлордун ортосундагы аралыктар азаят. Мисалы, H2 молекуласынын пайда болушунун башталышында суутек атомдорунун ядролорунун ортосундагы аралык1,06 А, булуттар кабатталып, жалпы электрон жуп пайда болгондон кийин - 0,74 А. Жогорудагы механизм боюнча түзүлгөн коваленттик байланыштын мисалдарын жөнөкөй жана татаал органикалык эмес заттардан да тапса болот. Анын негизги айырмалоочу өзгөчөлүгү жалпы электрон жуптарынын болушу. Натыйжада, атомдордун, мисалы, суутектин ортосунда коваленттик байланыш пайда болгондон кийин, алардын ар бири инерттүү гелийдин электрондук конфигурациясына ээ болуп, натыйжада молекула туруктуу түзүлүшкө ээ болот.
Молекуланын мейкиндик формасы
Коваленттик байланыштын дагы бир маанилүү физикалык касиети – багыттуулук. Бул зат молекуласынын мейкиндик конфигурациясынан көз каранды. Мисалы, эки электрон сфералык булут менен капталганда, молекуланын көрүнүшү сызыктуу болот (хлор суутек же бром суутек). s- жана p-булуттары гибриддешкен суу молекулаларынын формасы бурчтуу жана газ түрүндөгү азоттун өтө күчтүү бөлүкчөлөрү пирамидага окшош.
Жөнөкөй заттардын түзүлүшү - металл эмес
Кандай байланыш коваленттик деп аталарын, анын кандай белгилери бар экенин билип, эми анын түрлөрү менен күрөшүүгө убакыт келди. Эгерде бир эле металл эместин атомдору – хлор, азот, кычкылтек, бром ж. Алардын жалпы электрон жуптары жылбай, атомдордун борборлорунан бирдей аралыкта жайгашкан. Коваленттик байланыштын полярдуу эмес түрү бар бирикмелер үчүн төмөнкүдөй өзгөчөлүктөр мүнөздүү: кайноо температурасы төмөн жанаэрүү, сууда эрибестик, диэлектрдик касиеттери. Андан кийин, кайсы заттар коваленттик байланыш менен мүнөздөлөрүн, анда жалпы электрон жуптарынын жылышы болорун билебиз.
Электрондуктуулук жана анын химиялык байланыштын түрүнө тийгизген таасири
Кайсы бир элементтин башка элементтин атомунан электрондорду тартуу касиети химияда электрдиктуулук деп аталат. Л. Полинг тарабынан сунушталган бул параметр үчүн маанилердин масштабын органикалык эмес жана жалпы химия боюнча бардык окуу китептеринен тапса болот. Анын эң жогорку мааниси - 4,1 эВ - фтор, кичинесинде - башка активдүү бейметалдар, ал эми эң төмөнкү көрсөткүчү щелочтуу металлдарга мүнөздүү. Эгерде электротерстиги боюнча айырмаланган элементтер бири-бири менен реакцияга кирсе, анда сөзсүз түрдө бир, көбүрөөк активдүү, пассивирээк элементтин атомунун терс заряддуу бөлүкчөлөрүн өз ядросуна тартат. Ошентип, коваленттик байланыштын физикалык касиеттери элементтердин жалпы колдонуу үчүн электрондорду берүү жөндөмдүүлүгүнө түздөн-түз көз каранды. Натыйжадагы жалпы түгөйлөр ядролорго карата симметриялуу жайгашпастан, активдүү элементке жылат.
Уюлдук байланышы бар кошулмалардын өзгөчөлүктөрү
Молекулаларындагы биргелешкен электрон жуптары атомдордун ядролоруна карата симметриялуу эмес заттарга галоген суутек, кислоталар, халькогендердин суутек жана кислота оксиддери менен кошулмалары кирет. Булар сульфат жана нитрат кислоталары, күкүрт менен фосфордун оксиддери, күкүрт суутек ж.б.суутек менен хлордун жупташпаган электрондору аркылуу түзүлөт. Ал көбүрөөк электр терс элемент болгон Cl атомунун борборуна жакын жылат. Суудагы эритмелерде полярдык байланышы бар бардык заттар иондорго диссоциацияланып, электр тогун өткөрүшөт. Биз мисалдарды келтирген полярдык коваленттик байланышы бар бирикмелердин да жөнөкөй металл эмес заттарга салыштырмалуу эрүү жана кайноо чекиттери жогору.
Химиялык байланыштарды бузуу ыкмалары
Органикалык химияда каныккан углеводороддорду галогендер менен алмаштыруу реакциялары радикалдуу механизм боюнча жүрөт. Жарыкта жана кадимки температурада метан менен хлор аралашмасы хлор молекулалары жупташпаган электрондорду ташыган бөлүкчөлөргө бөлүнө баштагандай реакцияга кирет. Башкача айтканда, жалпы электрон жуптун бузулушу жана өтө активдүү -Cl радикалдарынын пайда болушу байкалат. Алар метан молекулаларына көмүртек жана суутек атомдорунун ортосундагы коваленттик байланышты үзө тургандай таасир эте алышат. Активдүү бөлүкчө –Н пайда болуп, көмүртек атомунун эркин валенттүүлүгү хлор радикалын алат да, хлорметан реакциянын биринчи продуктусу болуп калат. Молекулалардын бөлүнүшүнүн мындай механизми гомолитикалык деп аталат. Эгерде электрондордун жалпы түгөйү толугу менен атомдордун биринин ээлигине өтүп кетсе, анда алар суудагы эритмелерде жүрүп жаткан реакцияларга мүнөздүү гетеролиттик механизм жөнүндө айтышат. Бул учурда полярдуу суунун молекулалары эриген кошулмалардын химиялык байланыштарынын бузулуу ылдамдыгын жогорулатат.
Кош жана үч эсешилтемелер
Органикалык заттардын жана кээ бир органикалык эмес бирикмелердин басымдуу көпчүлүгүнүн молекулаларында бир эмес, бир нече жалпы электрон жуптары бар. Коваленттик байланыштын көптүгү атомдордун ортосундагы аралыкты кыскартып, бирикмелердин туруктуулугун жогорулатат. Алар, адатта, химиялык туруктуу деп аталат. Мисалы, азот молекуласында үч жуп электрон бар, алар структуралык формулада үч сызыкча менен көрсөтүлүп, анын күчүн аныктайт. Жөнөкөй азот заты химиялык жактан инерттүү жана ысытылганда же жогорулатылган басымда, ошондой эле катализаторлордун катышуусунда гана суутек, кычкылтек же металлдар сыяктуу башка кошулмалар менен реакцияга кирет.
Кош жана үч байланыштар каныкпаган диендик углеводороддор сыяктуу органикалык бирикмелердин класстарына, ошондой эле этилен же ацетилен катарындагы заттарга мүнөздүү. Көптөгөн байланыштар негизги химиялык касиеттерди аныктайт: кошулуу жана полимерлөө реакциялары алардын үзүү чекиттеринде.
Биз макалабызда коваленттик байланышка жалпы мүнөздөмө берип, анын негизги түрлөрүн карап чыктык.
