Химийн холбоо гэдэг ойлголт нь шинжлэх ухааны хувьд химийн янз бүрийн салбарт чухал ач холбогдолтой юм. Энэ нь түүний тусламжтайгаар бие даасан атомууд молекул болж нийлж, бүх төрлийн бодис үүсгэдэгтэй холбоотой бөгөөд энэ нь эргээд химийн судалгааны сэдэв болдог.
Атом ба молекулуудын олон янз байдал нь тэдгээрийн хооронд янз бүрийн төрлийн холбоо үүссэнтэй холбоотой. Янз бүрийн ангиллын молекулууд нь электронуудын тархалтын өөрийн онцлог, улмаар өөрийн төрлийн холбоогоор тодорхойлогддог.
Үндсэн ойлголт
Химийн холбоо гэдэг нь атомуудыг холбож, илүү нарийн бүтэцтэй тогтвортой тоосонцор (молекул, ион, радикал), түүнчлэн агрегат (талст, шил гэх мэт) үүсгэх харилцан үйлчлэлийн багц юм. Эдгээр харилцан үйлчлэлийн мөн чанар нь цахилгаан шинж чанартай бөгөөд ойртож буй атомуудад валентийн электронуудын тархалтын явцад үүсдэг.
Валентийг ихэвчлэн атомын бусад атомуудтай тодорхой тооны холбоо үүсгэх чадварыг нэрлэдэг. Ионы нэгдлүүдэд өгөгдсөн буюу хавсарсан электронуудын тоог валентын утга болгон авдаг. ATковалент нэгдлүүдийн хувьд энэ нь нийтлэг электрон хосуудын тоотой тэнцүү байна.
Исэлдэлтийн төлөвийг бүх туйлт ковалент холбоо ионтой байсан тохиолдолд атом дээр байж болох нөхцөлт цэнэг гэж ойлгодог.
Бондын үржвэр нь авч үзэж буй атомуудын хооронд хуваалцсан электрон хосуудын тоо юм.
Химийн янз бүрийн салбаруудад авч үздэг холбоог хоёр төрлийн химийн холбоонд хувааж болно: шинэ бодис үүсэхэд хүргэдэг (молекулын доторх), молекулуудын хооронд үүсдэг (молекул хоорондын).
Харилцааны үндсэн шинж чанарууд
Холбооны энерги нь молекул дахь байгаа бүх холбоог таслахад шаардагдах энерги юм. Энэ нь мөн холбоо үүсэх үед ялгардаг энерги юм.
Бондын урт гэдэг нь молекул дахь атомуудын зэргэлдээ цөмүүдийн хоорондын зай бөгөөд энэ үед таталцлын болон түлхэлтийн хүч тэнцвэртэй байна.
Атомуудын химийн холбооны эдгээр хоёр шинж чанар нь түүний бат бөх байдлын хэмжүүр юм: урт нь богино, энерги их байх тусам холбоо илүү хүчтэй болно.
Холбооны өнцгийг ихэвчлэн атомын цөмөөр холбосон чиглэлд өнгөрч буй дүрслэгдсэн шугамуудын хоорондох өнцөг гэж нэрлэдэг.
Холбоосыг тайлбарлах аргууд
Квант механикаас авсан химийн холбоог тайлбарлах хамгийн түгээмэл хоёр арга:
Молекулын тойрог замын арга. Тэрээр молекулыг атомын электрон ба цөмийн цогц гэж үздэг бөгөөд электрон бүр нь бусад бүх электрон ба цөмийн үйл ажиллагааны талбарт хөдөлдөг. Молекул нь тойрог замын бүтэцтэй бөгөөд түүний бүх электронууд эдгээр тойрог замд тархсан байдаг. Мөн энэ аргыг MO LCAO гэж нэрлэдэг бөгөөд энэ нь "молекул орбитал - атомын орбиталуудын шугаман хослол" гэсэн утгатай.
Валентийн бондын арга. Молекулыг хоёр төв молекул орбиталийн систем болгон төлөөлдөг. Түүнээс гадна тэдгээр нь тус бүр нь молекул дахь хоёр зэргэлдээ атомын хоорондох нэг холбоонд нийцдэг. Энэ арга нь дараах заалтууд дээр үндэслэсэн болно:
- Химийн холбоо үүсэх нь хоёр атомын хооронд байрладаг эсрэг талын спинтэй хос электронуудаар явагддаг. Үүссэн электрон хос нь хоёр атомд адилхан хамаарна.
- Нэг атомын үүсгэсэн бондын тоо нь газрын болон өдөөгдсөн төлөвт байгаа хосгүй электронуудын тоотой тэнцүү байна.
- Хэрэв электрон хосууд холбоо үүсэхэд оролцдоггүй бол тэдгээрийг дан хос гэнэ.
Цахим сөрөг
Бодис дахь химийн бондын төрлийг түүний бүрдүүлэгч атомуудын цахилгаан сөрөг утгын зөрүүг үндэслэн тодорхойлох боломжтой. Цахилгаан сөрөг чанарыг атомуудын нийтлэг электрон хосуудыг (электрон үүл) татах чадвар гэж ойлгодог бөгөөд энэ нь бондын туйлшралд хүргэдэг.
Химийн элементүүдийн цахилгаан сөрөг байдлын утгыг тодорхойлох янз бүрийн арга байдаг. Гэсэн хэдий ч хамгийн түгээмэл хэрэглэгддэг нь термодинамик өгөгдөлд суурилсан масштаб бөгөөд 1932 онд Л. Паулинг санал болгосон.
Атомуудын цахилгаан сөрөг байдлын ялгаа их байх тусам түүний ион чанар илүү тод илэрдэг. Эсрэгээр, тэнцүү эсвэл ойр цахилгаан сөрөг утга нь бондын ковалент шинж чанарыг илтгэнэ. Өөрөөр хэлбэл, тодорхой молекулд ямар химийн холбоо ажиглагдаж байгааг математикийн аргаар тодорхойлох боломжтой. Үүнийг хийхийн тулд та ΔX - атомын цахилгаан сөрөг байдлын ялгааг дараах томъёогоор тооцоолох хэрэгтэй: ΔX=|X 1 -X 2 |.
- Хэрэв ΔХ>1, 7 бол холбоо ион байна.
- Хэрэв 0.5≦ΔХ≦1.7 бол ковалент холбоо нь туйлтай байна.
- Хэрэв ΔХ=0 эсвэл үүнтэй ойрхон байвал бонд нь ковалент туйлшгүй байна.
Ионы холбоо
Ион гэдэг нь ионуудын хооронд буюу атомуудын аль нэг нь нийтлэг электрон хосыг бүрэн татан буулгасны улмаас үүсдэг ийм холбоо юм. Бодисын хувьд энэ төрлийн химийн холбоог цахилгаан статик таталцлын хүчээр гүйцэтгэдэг.
Ионууд нь электронууд олдох эсвэл алдагдахын үр дүнд атомуудаас үүссэн цэнэгтэй бөөмс юм. Атом электрон хүлээн авснаар сөрөг цэнэг авч, анион болдог. Хэрэв атом валентийн электроныг өгвөл катион гэж нэрлэгддэг эерэг цэнэгтэй бөөмс болно.
Энэ нь ердийн металлын атомууд нь ердийн металл бус атомуудтай харилцан үйлчлэлцэх замаар үүссэн нэгдлүүдийн онцлог юм. Энэ үйл явцын гол зүйл бол атомуудын тогтвортой электрон тохиргоог олж авах хүсэл эрмэлзэл юм. Үүний тулд ердийн металл ба металл бус зөвхөн 1-2 электрон өгөх эсвэл хүлээн авах шаардлагатай. Тэд амархан хийдэг.
Молекул дахь ион химийн холбоо үүсэх механизмыг натри ба хлорын харилцан үйлчлэлийн жишээн дээр авч үздэг. Шүлтлэг металлын атомууд нь галоген атомын татсан электроныг амархан өгдөг. Үр дүнд нь Na+ катион ба Cl- анионууд нь электростатик таталцлын нөлөөгөөр нэгдмэл байдаг.
Хамгийн тохиромжтой ионы холбоо гэж байдаггүй. Ионы гэж нэрлэдэг ийм нэгдлүүдэд ч гэсэн атомаас атом руу электронуудын эцсийн шилжилт явагддаггүй. Үүссэн электрон хос нь нийтлэг хэрэглээ хэвээр байна. Тиймээс тэд ковалент бондын ион чанарын тухай ярьдаг.
Ионы холбоо нь хоорондоо холбоотой хоёр үндсэн шинж чанараараа тодорхойлогддог:
- чиглэлгүй, өөрөөр хэлбэл ионы эргэн тойрон дахь цахилгаан орон нь бөмбөрцөг хэлбэртэй;
- Ханаагүй байдал, өөрөөр хэлбэл аливаа ионы эргэн тойронд байрлаж болох эсрэг цэнэгтэй ионуудын тоог тэдгээрийн хэмжээгээр тодорхойлно.
Ковалентын химийн холбоо
Металл бус атомуудын электрон үүл давхцаж, өөрөөр хэлбэл нийтлэг электрон хосоор явагдах үед үүссэн холбоог ковалент холбоо гэнэ. Хуваалцсан хос электронуудын тоо нь бондын олон талт байдлыг тодорхойлдог. Иймээс устөрөгчийн атомууд нэг H··H холбоогоор холбогдож, хүчилтөрөгчийн атомууд нь O::O давхар холбоо үүсгэдэг.
Үүнийг үүсгэх хоёр механизм байдаг:
- солилцоо - атом бүр нийтлэг хос үүсгэх нэг электроныг төлөөлдөг: A +B=A: B, харин холболт нь нэг электрон байрладаг гадаад атомын орбиталуудыг хамардаг.
- Донор-хүлээн авагч - холбоо үүсгэхийн тулд атомуудын аль нэг нь (донор) хос электрон, хоёр дахь (хүлээн авагч) нь түүнийг байрлуулах чөлөөт орбиталаар хангадаг: A +:B=A:B.
Ковалентын химийн холбоо үүсэхэд электрон үүл давхцах арга нь мөн өөр.
- Шууд. Үүлний давхцах бүс нь авч үзсэн атомуудын цөмүүдийг холбосон шулуун төсөөллийн шугам дээр байрладаг. Энэ тохиолдолд σ-бондууд үүсдэг. Энэ тохиолдолд үүсэх химийн бондын төрөл нь электрон үүлний давхцалаас хамаарна: s-s, s-p, p-p, s-d эсвэл p-d σ-бонд. Бөөмд (молекул эсвэл ион) хоёр хөрш атомын хооронд зөвхөн нэг σ-бонд үүсч болно.
- Хажуу. Энэ нь атомын цөмийг холбосон шугамын хоёр талд хийгддэг. Ийм байдлаар π-бонд үүсдэг бөгөөд түүний сортууд бас боломжтой: p-p, p-d, d-d. σ-бондоос тусдаа π-бонд хэзээ ч үүсдэггүй, олон (давхар ба гурвалсан) холбоо агуулсан молекулуудад байж болно.
Ковалентын бондын шинж чанар
Тэд нэгдлүүдийн химийн болон физик шинж чанарыг тодорхойлдог. Бодис дахь аливаа химийн бондын гол шинж чанар нь түүний чиглэл, туйлшрал, туйлшрал, түүнчлэн ханалт юм.
Бондын чиглэл нь молекулын онцлогийг тодорхойлдогбодисын бүтэц, тэдгээрийн молекулын геометрийн хэлбэр. Үүний мөн чанар нь электрон үүлний хамгийн сайн давхцах нь сансар огторгуйн тодорхой чиг баримжаагаар боломжтой байдагт оршино. σ- болон π-бонд үүсгэх хувилбаруудыг дээр аль хэдийн авч үзсэн.
Ханалт гэдэг нь молекул дахь атомуудын тодорхой тооны химийн холбоо үүсгэх чадварыг ойлгодог. Атом бүрийн ковалент бондын тоог гадаад орбиталуудын тоогоор хязгаарладаг.
Бондын туйлшрал нь атомуудын электрон сөрөг утгын зөрүүгээс хамаарна. Энэ нь атомын цөм хоорондын электронуудын тархалтын жигд байдлыг тодорхойлдог. Үүний үндсэн дээр ковалент холбоо нь туйл ба туйл биш байж болно.
- Хэрэв нийтлэг электрон хос атом тус бүрд адилхан хамааралтай бөгөөд тэдгээрийн цөмөөс ижил зайд байрладаг бол ковалент холбоо нь туйлшралгүй байна.
- Хэрэв нийтлэг хос электрон атомуудын аль нэгний цөмд шилжсэн бол ковалент туйлшралтай химийн холбоо үүснэ.
Туйлшрах чадвар нь өөр бөөмс, нэг молекул дахь хөрш зэргэлдээх холбоо, эсвэл цахилгаан соронзон орны гадаад эх үүсвэрээс гаралтай байж болох гадаад цахилгаан орны нөлөөн дор бондын электронуудын шилжилтээр илэрхийлэгддэг. Тиймээс тэдний нөлөөн дор үүссэн ковалент холбоо нь түүний туйлшралыг өөрчлөх боломжтой.
Орбиталуудын эрлийзжүүлэлтийн үед химийн холбоо үүсэхэд тэдгээрийн хэлбэр өөрчлөгдөхийг ойлгодог. Энэ нь хамгийн үр дүнтэй давхцалд хүрэхэд зайлшгүй шаардлагатай. Гибридизацийн дараах төрлүүд байдаг:
- sp3. Нэг s- ба гурван p-орбитал дөрөв үүсгэдэгижил хэлбэрийн "эрлийз" тойрог замууд. Гаднахдаа энэ нь тэнхлэгүүдийн хоорондох өнцөг нь 109 ° -тай тетраэдртэй төстэй.
- sp2. Нэг s- ба хоёр p-орбитал нь 120°-ийн тэнхлэгүүдийн хоорондох өнцөг бүхий хавтгай гурвалжин үүсгэдэг.
- sp. Нэг s- ба нэг p-орбитал нь тэнхлэгүүдийн хоорондох өнцөг нь 180°-тай хоёр "эрлийз" орбитал үүсгэдэг.
Металлын холбоо
Металлын атомын бүтцийн онцлог нь нэлээд том радиус, гадна тойрог замд цөөн тооны электронууд байдаг. Үүний үр дүнд ийм химийн элементүүдэд цөм болон валентын электронуудын хоорондын холбоо харьцангуй сул, амархан тасардаг.
Металлын холбоо гэдэг нь орон зайгүй электронуудын тусламжтайгаар явагддаг металлын атом-ионуудын харилцан үйлчлэл юм.
Металлын тоосонцор дахь валентийн электронууд нь гаднах тойрог замаас амархан гарахаас гадна тэдгээрийн сул орон зайг эзэлдэг. Тиймээс өөр өөр цаг үед нэг бөөмс нь атом ба ион байж болно. Тэднээс таслагдсан электронууд нь болор торны бүх эзэлхүүнээр чөлөөтэй хөдөлж, химийн холбоо үүсгэнэ.
Энэ төрлийн холбоо нь ион ба коваленттай төстэй. Ионы хувьд ионууд нь металлын холбоо оршин тогтноход зайлшгүй шаардлагатай. Гэхдээ эхний тохиолдолд электростатик харилцан үйлчлэлийг хэрэгжүүлэхийн тулд катион ба анион шаардлагатай бол хоёрдугаарт сөрөг цэнэгтэй бөөмсийн үүргийг электронууд гүйцэтгэдэг. Хэрэв бид металлын холбоог ковалент холбоотой харьцуулах юм бол хоёуланг нь үүсгэхийн тулд нийтлэг электронууд шаардлагатай. Гэсэн хэдий ч, ондПоляр химийн холбооноос ялгаатай нь тэдгээр нь хоёр атомын хооронд байршдаггүй, харин болор торны бүх металлын хэсгүүдэд хамаардаг.
Металл холбоо нь бараг бүх металлын онцгой шинж чанарыг хариуцдаг:
- хуванцар, электрон хийгээр тогтсон болор тор дахь атомын давхаргууд шилжин суурьших боломжоос үүдэлтэй;
- электронуудаас гэрлийн цацрагийн тусгалын улмаас ажиглагддаг металлын гялбаа (нунтаг төлөвт болор тор байхгүй тул электронууд түүний дагуу хөдөлдөг);
- цахилгаан дамжуулалт нь цэнэглэгдсэн бөөмсийн урсгалаар явагддаг ба энэ тохиолдолд жижиг электронууд том металлын ионуудын дунд чөлөөтэй хөдөлдөг;
- дулаан дамжилтын илтгэлцүүр нь электронуудын дулаан дамжуулах чадвараас шалтгаална.
Устөрөгчийн холбоо
Энэ төрлийн химийн холбоог заримдаа ковалент ба молекул хоорондын харилцан үйлчлэлийн завсрын холбоо гэж нэрлэдэг. Хэрэв устөрөгчийн атом нь хүчтэй цахилгаан сөрөг элементүүдийн аль нэгтэй (фосфор, хүчилтөрөгч, хлор, азот гэх мэт) холбоотой бол устөрөгч гэж нэрлэгддэг нэмэлт холбоо үүсгэх боломжтой.
Энэ нь дээр дурдсан бүх төрлийн холбооноос хамаагүй сул (энерги нь 40 кЖ/моль-ээс ихгүй) боловч үүнийг үл тоомсорлож болохгүй. Ийм учраас диаграм дээрх устөрөгчийн химийн холбоо тасархай шугам шиг харагдаж байна.
Устөрөгчийн холбоо үүсэх нь нэгэн зэрэг донор хүлээн авагчийн электростатик харилцан үйлчлэлийн улмаас боломжтой. Үнэт зүйлийн томоохон ялгааэлектрон сөрөг чанар нь O, N, F болон бусад атомууд дээр илүүдэл электрон нягтрал, түүнчлэн устөрөгчийн атомын дутагдалд хүргэдэг. Ийм атомуудын хооронд химийн холбоо байхгүй тохиолдолд таталцлын хүч хангалттай ойрхон байвал идэвхждэг. Энэ тохиолдолд протон нь электрон хос хүлээн авагч, хоёр дахь атом нь донор болно.
Устөрөгчийн холбоо нь хөрш зэргэлдээх молекулуудын хооронд, жишээлбэл, ус, карбоксилын хүчил, спирт, аммиак болон молекул дотор, жишээлбэл, салицилийн хүчил дотор үүсч болно.
Усны молекулуудын хооронд устөрөгчийн холбоо байгаа нь түүний хэд хэдэн өвөрмөц физик шинж чанарыг тайлбарлаж байна:
- Тооцооллын дагуу түүний дулаан багтаамж, диэлектрикийн тогтмол байдал, буцлах, хайлах цэгүүдийн утгууд нь бодит хэмжээнээс хамаагүй бага байх ёстой бөгөөд энэ нь молекулуудын холбоо, зарцуулах шаардлагатай байгаатай холбон тайлбарлаж байна. молекул хоорондын устөрөгчийн холбоог таслах энерги.
- Бусад бодисоос ялгаатай нь температур буурах үед усны хэмжээ нэмэгддэг. Энэ нь молекулууд мөсний талст бүтцэд тодорхой байр суурь эзэлдэг ба устөрөгчийн холбооны уртаар бие биенээсээ холддогтой холбоотой.
Уургийн молекулд агуулагдах нь тэдний онцгой бүтэц, улмаар тэдгээрийн шинж чанарыг тодорхойлдог тул энэ холбоо нь амьд организмд онцгой үүрэг гүйцэтгэдэг. Нэмж дурдахад ДНХ-ийн давхар мушгиа бүрдүүлдэг нуклейн хүчлүүд нь мөн устөрөгчийн холбоогоор нарийн холбогддог.
Болор дахь харилцаа холбоо
Хатуу биетүүдийн дийлэнх нь болор тортой - тусгайтэдгээрийг бүрдүүлэгч хэсгүүдийн харилцан зохион байгуулалт. Энэ тохиолдолд гурван хэмжээст үечилсэн байдал ажиглагдаж, атом, молекул эсвэл ионууд нь төсөөллийн шугамаар холбогдсон зангилаанууд дээр байрладаг. Эдгээр бөөмсийн шинж чанар, тэдгээрийн хоорондын холбооноос хамааран бүх болор бүтцийг атом, молекул, ион, металл гэж хуваадаг.
Ионы болор торны зангилаанд катион ба анионууд байдаг. Түүнээс гадна тэдгээр нь тус бүр нь зөвхөн эсрэг цэнэгтэй, тодорхой тооны ионоор хүрээлэгдсэн байдаг. Энгийн жишээ бол натрийн хлорид (NaCl) юм. Хагарахад маш их энерги шаардагддаг тул хайлах цэг, хатуулаг өндөртэй байдаг.
Ковалентын холбоогоор үүссэн бодисын молекулууд молекулын болор торны зангилаанууд дээр байрладаг (жишээлбэл, I2). Тэд бие биетэйгээ ван дер Ваалсын сул харилцан үйлчлэлээр холбогддог тул ийм бүтцийг устгахад хялбар байдаг. Ийм нэгдлүүд буцлах болон хайлах цэг багатай байдаг.
Атомын болор тор нь валентын өндөр утгатай химийн элементийн атомуудаас бүрддэг. Тэдгээр нь хүчтэй ковалент холбоогоор холбогддог бөгөөд энэ нь бодисууд буцлах цэг, хайлах цэг, өндөр хатуулагтай гэсэн үг юм. Жишээ нь алмаз.
Тиймээс химийн бодист агуулагдах бүх төрлийн холбоо нь молекул, бодис дахь бөөмсийн харилцан үйлчлэлийн нарийн төвөгтэй байдлыг тайлбарладаг өөрийн гэсэн шинж чанартай байдаг. Нэгдлүүдийн шинж чанар нь тэдгээрээс хамаарна. Тэд хүрээлэн буй орчинд болж буй бүх үйл явцыг тодорхойлдог.
