Яагаад атомууд хоорондоо нийлж молекул үүсгэдэг вэ? Химийн огт өөр элементийн атомуудыг багтаасан бодисууд оршин тогтнох боломжтой болсон шалтгаан юу вэ? Эдгээр нь орчин үеийн физик, химийн шинжлэх ухааны үндсэн ойлголтуудад нөлөөлж буй дэлхий нийтийн асуудал юм. Та атомын электрон бүтцийн талаар ойлголттой болж, ихэнх ангиллын нэгдлүүдийн үндсэн суурь болох ковалент бондын шинж чанарыг мэдэж байж тэдэнд хариулж болно. Манай нийтлэлийн зорилго нь янз бүрийн төрлийн химийн холбоо үүсэх механизм, тэдгээрийн молекулд агуулагдах нэгдлүүдийн шинж чанарын онцлогтой танилцах явдал юм.
Атомын электрон бүтэц
Түүний бүтцийн элементүүд болох бодисын электрон нейтрал бөөмс нь нарны аймгийн бүтцийг толин тусгах бүтэцтэй. Гаригууд төв од-Нарыг тойрон эргэдэг тул атом дахь электронууд эерэг цэнэгтэй цөмийг тойрон хөдөлдөг. ТодорхойлохКовалентын холбоонд хамгийн сүүлийн энергийн түвшинд, цөмөөс хамгийн алслагдсан электронууд чухал ач холбогдолтой байх болно. Тэдний атомын төвтэй холбоо нь хамгийн бага тул бусад атомын цөмд амархан татагдах чадвартай байдаг. Энэ нь молекул үүсэхэд хүргэдэг атом хоорондын харилцан үйлчлэлд маш чухал юм. Яагаад молекул хэлбэр нь манай гараг дээрх материйн оршин тогтнох гол төрөл юм бэ? Ингээд олж мэдье.
Атомын үндсэн шинж чанар
Цахилгаан саармаг хэсгүүдийн харилцан үйлчлэлцэх чадвар нь энергийг нэмэгдүүлэхэд хүргэдэг нь тэдний хамгийн чухал шинж чанар юм. Үнэндээ хэвийн нөхцөлд бодисын молекулын төлөв нь атомын төлөвөөс илүү тогтвортой байдаг. Орчин үеийн атом ба молекулын онолын үндсэн заалтууд нь молекул үүсэх зарчмууд болон ковалент бондын шинж чанарыг хоёуланг нь тайлбарладаг. Атомын гаднах энергийн түвшин нь 1-ээс 8 электрон агуулж болно гэдгийг санаарай, сүүлийн тохиолдолд давхарга бүрэн байх бөгөөд энэ нь маш тогтвортой байх болно. Эрхэм хийн атомууд нь ийм гадаад түвшний бүтэцтэй байдаг: аргон, криптон, ксенон - Д. И. Менделеевийн систем дэх үе бүрийг дүүргэдэг идэвхгүй элементүүд. Энд үл хамаарах зүйл бол гелий бөгөөд сүүлийн түвшинд 8 биш, зөвхөн 2 электронтой байдаг. Шалтгаан нь энгийн: эхний үед атомууд нь нэг электрон давхаргатай хоёр л элемент байдаг. Бусад бүх химийн элементүүд нь сүүлийн бүрэн бус давхаргад 1-7 электронтой байдаг. Бие биетэйгээ харилцан үйлчлэх явцад атомууд болноОктет хүртэл электроноор дүүргэхийг хичээж, идэвхгүй элементийн атомын тохиргоог сэргээх. Өөрийгөө алдах эсвэл гадны сөрөг цэнэгтэй бөөмсийг хүлээн зөвшөөрөх гэсэн хоёр аргаар ийм төлөвт хүрч болно. Эдгээр харилцан үйлчлэлийн хэлбэрүүд нь урвалд орж буй атомуудын хооронд ион эсвэл ковалент холбоо үүсэх эсэхийг хэрхэн тодорхойлохыг тайлбарладаг.
Тогтвортой цахим тохиргоог бүрдүүлэх механизм
Нэгдлийн урвалд металлын натри ба хийн хлор гэсэн хоёр энгийн бодис орж байна гэж төсөөлье. Давсны ангийн бодис үүсдэг - натрийн хлорид. Энэ нь ион төрлийн химийн холбоо юм. Яагаад, яаж үүссэн бэ? Анхны бодисуудын атомын бүтцэд дахин хандъя. Натри нь атомын том радиустай тул цөмтэй сул холбогддог сүүлчийн давхаргад зөвхөн нэг электронтой. Натри агуулсан бүх шүлтлэг металлын иончлох энерги бага байдаг. Тиймээс гаднах түвшний электрон энергийн түвшинг орхиж, хлорын атомын цөмд татагдаж, түүний орон зайд үлддэг. Энэ нь Cl атомыг сөрөг цэнэгтэй ионы хэлбэрт шилжүүлэх урьдчилсан нөхцөлийг бүрдүүлдэг. Одоо бид цахилгаан саармаг тоосонцор биш харин цэнэгтэй натрийн катион болон хлорын анионуудтай харьцах болсон. Физикийн хуулиудын дагуу тэдгээрийн хооронд электростатик таталцлын хүч үүсч, нэгдэл нь ионы болор тор үүсгэдэг. Бидний авч үзэж буй химийн бондын ион төрлийн үүсэх механизм нь ковалент холбооны онцлог, үндсэн шинж чанарыг илүү тодорхой болгоход тусална.
Хуваалцсан электрон хос
Хэрэв метал ба металл бус электрон сөрөг шинж чанараараа маш өөр элементийн атомуудын хооронд ионы холбоо үүссэн бол ижил эсвэл өөр металл бус элементийн атомууд харилцан үйлчлэх үед ковалент төрөл үүсдэг. Эхний тохиолдолд туйлшралгүй, нөгөөд нь ковалент холболтын туйл хэлбэрийн тухай ярих нь заншилтай байдаг. Тэдний үүсэх механизм нь нийтлэг байдаг: атом тус бүр нь хос хосоороо нэгддэг нийтлэг хэрэглээнд зориулж электронуудыг хэсэгчлэн өгдөг. Гэхдээ атомын цөмтэй харьцуулахад электрон хосуудын орон зайн зохион байгуулалт өөр байх болно. Үүний үндсэн дээр ковалент бондын төрлүүд ялгагдана - туйлтгүй ба туйлт. Ихэнхдээ металл бус элементийн атомуудаас бүрдэх химийн нэгдлүүдэд эсрэгээр нь спинтэй электронуудаас бүрдэх хосууд байдаг, өөрөөр хэлбэл цөмөө тойрон эсрэг чиглэлд эргэлддэг. Сөрөг цэнэгтэй бөөмсийн орон зайд хөдөлгөөн нь электрон үүл үүсэхэд хүргэдэг бөгөөд энэ нь эцэстээ харилцан давхцаж дуусдаг. Энэ процесс атомуудад ямар үр дагавар авчрах вэ, энэ нь юунд хүргэдэг вэ?
Ковалентын бондын физик шинж чанар
Харилцаж буй хоёр атомын төвүүдийн хооронд өндөр нягтралтай хоёр электрон үүл байх нь тодорхой болсон. Сөрөг цэнэгтэй үүл болон атомын цөм хоорондын цахилгаан статик таталцлын хүч нэмэгддэг. Эрчим хүчний тодорхой хэсэг ялгарч, атомын төвүүдийн хоорондын зай багасна. Жишээлбэл, молекул үүсэх эхэн үед H2 устөрөгчийн атомын цөм хоорондын зай1.06 А, үүл давхцаж, нийтлэг электрон хос үүссэний дараа - 0.74 A. Дээрх механизмын дагуу үүссэн ковалент бондын жишээг энгийн болон нийлмэл органик бус бодисуудаас олж болно. Үүний гол ялгаатай шинж чанар нь нийтлэг электрон хосууд байдаг. Үүний үр дүнд атомуудын хооронд ковалент холбоо үүссэний дараа, тухайлбал устөрөгч, тэдгээр нь тус бүр нь идэвхгүй гелийн электрон тохиргоог олж авах ба үүссэн молекул нь тогтвортой бүтэцтэй болно.
Молекулын орон зайн хэлбэр
Ковалентын холбооны бас нэг чухал физик шинж чанар бол чиглэл юм. Энэ нь бодисын молекулын орон зайн тохиргооноос хамаарна. Жишээлбэл, хоёр электрон бөмбөрцөг үүлтэй давхцах үед молекулын харагдах байдал нь шугаман (устөрөгчийн хлорид эсвэл устөрөгчийн бромид) байдаг. s- болон p-үүлүүд эрлийзждэг усны молекулуудын хэлбэр нь өнцөг хэлбэртэй бөгөөд хийн азотын маш хүчтэй хэсгүүд пирамид шиг харагддаг.
Энгийн бодисын бүтэц - металл бус
Ямар төрлийн холбоог ковалент гэж нэрлэдэг, ямар шинж тэмдэгтэй болохыг олж мэдээд одоо түүний сортуудтай харьцах цаг болжээ. Хэрэв ижил металл бус атомууд - хлор, азот, хүчилтөрөгч, бром гэх мэт атомууд хоорондоо харилцан үйлчлэлцдэг бол холбогдох энгийн бодисууд үүсдэг. Тэдний нийтлэг электрон хосууд атомын төвүүдээс ижил зайд, шилжилтгүйгээр байрладаг. Туйл бус төрлийн ковалент холбоо бүхий нэгдлүүдийн хувьд дараахь онцлог шинж чанарууд байдаг: бага буцалгах цэг бахайлах, усанд уусдаггүй, диэлектрик шинж чанар. Дараа нь бид ямар бодисууд нь ковалент холбоогоор тодорхойлогддогийг олж мэдэх бөгөөд үүнд нийтлэг электрон хосуудын шилжилт явагддаг.
Цахим сөрөг чанар ба түүний химийн бондын төрөлд үзүүлэх нөлөө
Хими дэх өөр элементийн атомаас электрон татах тодорхой элементийн шинж чанарыг электрон сөрөг чанар гэж нэрлэдэг. Л. Паулингын санал болгосон энэ параметрийн утгын масштабыг органик бус болон ерөнхий химийн бүх сурах бичгээс олж болно. Үүний хамгийн өндөр утга - 4.1 эВ - фтор, бага нь - бусад идэвхтэй металл бус, хамгийн бага үзүүлэлт нь шүлтлэг металлын хувьд ердийн зүйл юм. Хэрэв электрон сөрөг шинж чанараараа ялгаатай элементүүд бие биетэйгээ урвалд орвол илүү идэвхгүй элементийн атомын сөрөг цэнэгтэй хэсгүүдийг цөмдөө татах нь гарцаагүй. Тиймээс ковалент бондын физик шинж чанар нь элементүүдийн нийтлэг хэрэглээнд электрон хандивлах чадвараас шууд хамаардаг. Үүссэн нийтлэг хосууд цөмтэй харьцуулахад тэгш хэмтэй байхаа больж, илүү идэвхтэй элемент рүү шилждэг.
Туйлшралтай нэгдлүүдийн онцлог
Молекулын электрон хосууд атомын цөмтэй харьцуулахад тэгш бус байдаг бодисуудад галоген устөрөгч, хүчил, халькогений устөрөгчтэй нэгдлүүд, хүчиллэг исэлүүд орно. Эдгээр нь сульфат ба нитратын хүчил, хүхэр ба фосфорын исэл, хүхэрт устөрөгч гэх мэт. Жишээлбэл, хлорт устөрөгчийн молекул нь нэг нийтлэг электрон хосыг агуулдаг.устөрөгч ба хлорын хосгүй электронуудаас үүсдэг. Энэ нь илүү цахилгаан сөрөг элемент болох Cl атомын төвд ойртсон байна. Усан уусмал дахь туйлын холбоо бүхий бүх бодисууд ионуудад задарч, цахилгаан гүйдэл дамжуулдаг. Жишээ нь бидний өгсөн туйлтай ковалент холбоо бүхий нэгдлүүд нь энгийн металл бус бодисуудтай харьцуулахад хайлах болон буцлах цэгүүд нь өндөр байдаг.
Химийн холбоог таслах арга
Органик химийн хувьд ханасан нүүрсустөрөгчийг галогентэй орлуулах урвал нь радикал механизмаар явагддаг. Гэрэл болон ердийн температурт метан ба хлорын холимог нь хлорын молекулууд хосгүй электронуудыг зөөвөрлөх хэсгүүдэд хуваагдаж эхэлдэг. Өөрөөр хэлбэл нийтлэг электрон хос устаж, маш идэвхтэй -Cl радикалууд үүсэх нь ажиглагдаж байна. Тэд метан молекулуудад нөлөөлж, нүүрстөрөгч ба устөрөгчийн атомуудын хоорондын ковалент холбоог таслах чадвартай байдаг. Идэвхтэй тоосонцор –H үүсч, нүүрстөрөгчийн атомын чөлөөт валент нь хлорын радикалыг авч, хлорметан нь урвалын анхны бүтээгдэхүүн болдог. Молекулуудыг хуваах ийм механизмыг гомолитик гэж нэрлэдэг. Хэрэв нийтлэг хос электронууд нь атомуудын аль нэгний мэдэлд бүрэн шилждэг бол усан уусмал дахь урвалын гетеролитик механизмын тухай ярьдаг. Энэ тохиолдолд туйлын усны молекулууд нь ууссан нэгдлийн химийн холбоог устгах хурдыг нэмэгдүүлнэ.
Давхар ба гурав дахинхолбоос
Органик бодис болон зарим органик бус нэгдлүүдийн дийлэнх нь молекулдаа нэг биш, хэд хэдэн нийтлэг электрон хосыг агуулдаг. Ковалентын олон талт холбоо нь атомуудын хоорондох зайг багасгаж, нэгдлүүдийн тогтвортой байдлыг нэмэгдүүлдэг. Тэдгээрийг ихэвчлэн химийн тэсвэртэй гэж нэрлэдэг. Жишээлбэл, азотын молекулд гурван хос электрон байдаг бөгөөд тэдгээрийг бүтцийн томъёонд гурван зураасаар зааж, түүний хүчийг тодорхойлдог. Энгийн бодис азот нь химийн хувьд идэвхгүй бөгөөд устөрөгч, хүчилтөрөгч эсвэл металл зэрэг бусад нэгдлүүдтэй зөвхөн халах эсвэл өндөр даралттай, түүнчлэн катализаторын оролцоотойгоор урвалд ордог.
Давхар ба гурвалсан холбоо нь ханаагүй диен нүүрсустөрөгч, түүнчлэн этилен эсвэл ацетилен цувралын бодисууд зэрэг органик нэгдлүүдийн төрөлд байдаг. Олон тооны холбоо нь химийн үндсэн шинж чанарыг тодорхойлдог: тэдгээрийн тасрах цэгүүдэд үүсэх нэмэлт ба полимержих урвал.
Бид нийтлэлдээ ковалент бондын ерөнхий тодорхойлолтыг өгч, түүний үндсэн төрлүүдийг судалсан.
