Հազվադեպ քիմիական նյութերբաղկացած են քիմիական տարրերի առանձին, իրար հետ կապ չունեցող ատոմներից։ Նորմալ պայմաններում ազնիվ գազեր կոչվող գազերի միայն մի փոքր մասն ունի նման կառուցվածք՝ հելիում, նեոն, արգոն, կրիպտոն, քսենոն և ռադոն։ Ամենից հաճախ քիմիական նյութերը կազմված են ոչ թե տարբեր ատոմներից, այլ դրանց համակցություններից՝ տարբեր խմբերի մեջ: Ատոմների նման համակցությունները կարող են ներառել մի քանի միավոր, հարյուրավոր, հազարավոր կամ նույնիսկ ավելի շատ ատոմներ։ Այն ուժը, որը պահում է այս ատոմները նման խմբավորումներում, կոչվում է քիմիական կապ.

Այլ կերպ ասած, կարելի է ասել, որ քիմիական կապը փոխազդեցություն է, որն ապահովում է առանձին ատոմների կապը ավելի բարդ կառուցվածքների (մոլեկուլներ, իոններ, ռադիկալներ, բյուրեղներ և այլն):

Քիմիական կապի առաջացման պատճառն այն է, որ ավելի բարդ կառուցվածքների էներգիան փոքր է այն կազմող առանձին ատոմների ընդհանուր էներգիայից։

Այսպիսով, մասնավորապես, եթե XY մոլեկուլը ձևավորվում է X և Y ատոմների փոխազդեցության ժամանակ, դա նշանակում է, որ այս նյութի մոլեկուլների ներքին էներգիան ավելի ցածր է, քան առանձին ատոմների ներքին էներգիան, որոնցից այն ձևավորվել է.

E(XY)< E(X) + E(Y)

Այդ պատճառով, երբ առանձին ատոմների միջև քիմիական կապեր են ձևավորվում, էներգիան ազատվում է։

Քիմիական կապերի առաջացման ժամանակ արտաքին էլեկտրոնային շերտի էլեկտրոնները միջուկի հետ կապող ամենացածր էներգիայով, որը կոչվում է. վալենտություն. Օրինակ, բորում սրանք 2-րդ էներգետիկ մակարդակի էլեկտրոններ են՝ 2 էլեկտրոն 2-ին s-ուղեծրեր և 1-ից 2-ը էջ- ուղեծրեր:

Երբ ձևավորվում է քիմիական կապ, յուրաքանչյուր ատոմ ձգտում է ստանալ ազնիվ գազի ատոմների էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիա, այսինքն. այնպես, որ նրա արտաքին էլեկտրոնային շերտում կա 8 էլեկտրոն (2-ը՝ առաջին շրջանի տարրերի համար)։ Այս երեւույթը կոչվում է օկտետի կանոն։

Ատոմների համար հնարավոր է հասնել ազնիվ գազի էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիայի, եթե սկզբում առանձին ատոմները կիսում են իրենց վալենտային էլեկտրոնների մի մասը այլ ատոմների հետ: Այս դեպքում առաջանում են ընդհանուր էլեկտրոնային զույգեր։

Կախված էլեկտրոնների սոցիալականացման աստիճանից՝ կարելի է առանձնացնել կովալենտային, իոնային և մետաղական կապերը։

կովալենտային կապ

Կովալենտային կապն առավել հաճախ առաջանում է ոչ մետաղական տարրերի ատոմների միջև։ Եթե ​​կովալենտային կապ կազմող ոչ մետաղների ատոմները պատկանում են տարբեր քիմիական տարրերի, ապա այդպիսի կապը կոչվում է կովալենտային բևեռային կապ։ Այս անվանման պատճառը կայանում է նրանում, որ տարբեր տարրերի ատոմներն ունեն նաև ընդհանուր էլեկտրոնային զույգ դեպի իրենց գրավելու տարբեր կարողություն։ Ակնհայտ է, որ դա հանգեցնում է ընդհանուր էլեկտրոնային զույգի տեղաշարժի դեպի ատոմներից մեկը, ինչի արդյունքում դրա վրա մասնակի բացասական լիցք է գոյանում։ Իր հերթին մյուս ատոմի վրա մասնակի դրական լիցք է գոյանում։ Օրինակ, քլորաջրածնի մոլեկուլում էլեկտրոնային զույգը ջրածնի ատոմից տեղափոխվում է քլորի ատոմ.

Կովալենտային բևեռային կապ ունեցող նյութերի օրինակներ.

СCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 և այլն:

Նույնի ոչ մետաղների ատոմների միջև ձևավորվում է կովալենտային ոչ բևեռային կապ քիմիական տարր. Քանի որ ատոմները նույնական են, ընդհանուր էլեկտրոններ քաշելու նրանց կարողությունը նույնն է: Այս առումով էլեկտրոնային զույգի տեղաշարժ չի նկատվում.

Կովալենտային կապի ձևավորման վերը նշված մեխանիզմը, երբ երկու ատոմներն էլ ապահովում են էլեկտրոններ ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերի ձևավորման համար, կոչվում է փոխանակում։

Գործում է նաև դոնոր-ընդունող մեխանիզմ։

Երբ դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմով ձևավորվում է կովալենտային կապ, մեկ ատոմի (երկու էլեկտրոններով) լցված ուղեծրի և մեկ այլ ատոմի դատարկ ուղեծրի պատճառով առաջանում է ընդհանուր էլեկտրոնային զույգ։ Այն ատոմը, որն ապահովում է չբաշխված էլեկտրոնային զույգ, կոչվում է դոնոր, իսկ ազատ ուղեծր ունեցող ատոմը՝ ընդունող: Էլեկտրոնային զույգերի դոնորներն այն ատոմներն են, որոնք ունեն զույգ էլեկտրոններ, օրինակ՝ N, O, P, S։

Օրինակ, ըստ դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմի, չորրորդ կովալենտի ձևավորումը N-H պարտատոմսերամոնիումի կատիոնում NH 4 +:

Բացի բևեռականությունից, կովալենտային կապերը բնութագրվում են նաև էներգիայով։ Կապի էներգիան նվազագույն էներգիան է, որն անհրաժեշտ է ատոմների միջև կապը խզելու համար:

Կապակցման էներգիան նվազում է կապված ատոմների շառավիղների ավելացման հետ: Այն ճանապարհը, որը մենք գիտենք ատոմային շառավիղներմեծացնելով ենթախմբերը, կարելի է, օրինակ, եզրակացնել, որ հալոգեն-ջրածնային կապի ուժը մեծանում է շարքում.

ՈՂՋՈՒ՜ՅՆ< HBr < HCl < HF

Նաև կապի էներգիան կախված է դրա բազմակիությունից. որքան մեծ է կապի բազմապատկությունը, այնքան մեծ է դրա էներգիան: Կապի բազմակիությունը երկու ատոմների միջև ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերի թիվն է:

Իոնային կապ

Իոնային կապը կարելի է համարել որպես կովալենտ բևեռային կապի սահմանափակող դեպք։ Եթե ​​կովալենտ-բևեռային կապում ընդհանուր էլեկտրոնային զույգը մասամբ տեղափոխվել է զույգ ատոմներից մեկը, ապա իոնայինում այն ​​գրեթե ամբողջությամբ «տրվում» է ատոմներից մեկին։ Էլեկտրոն(ներ) նվիրած ատոմը դրական լիցք է ստանում և դառնում կատիոն, իսկ դրանից էլեկտրոններ վերցրած ատոմը բացասական լիցք է ստանում և դառնում անիոն.

Այսպիսով, իոնային կապը կապ է, որը ձևավորվում է անիոնների նկատմամբ կատիոնների էլեկտրաստատիկ ձգման շնորհիվ:

Այս տեսակի կապի ձևավորումը բնորոշ է տիպիկ մետաղների և բնորոշ ոչ մետաղների ատոմների փոխազդեցությանը։

Օրինակ՝ կալիումի ֆտորիդը։ Չեզոք ատոմից մեկ էլեկտրոնի անջատման արդյունքում ստացվում է կալիումի կատիոն, իսկ ֆտորի ատոմին մեկ էլեկտրոն կցելով՝ ձևավորվում է ֆտորի իոն.

Ստացված իոնների միջև առաջանում է էլեկտրաստատիկ ձգողականության ուժ, որի արդյունքում առաջանում է իոնային միացություն։

Քիմիական կապի առաջացման ժամանակ նատրիումի ատոմից էլեկտրոններ են անցել քլորի ատոմ և առաջացել են հակառակ լիցքավորված իոններ, որոնք ունեն ավարտված արտաքին էներգիայի մակարդակ։

Հաստատվել է, որ էլեկտրոններն ամբողջությամբ չեն անջատվում մետաղի ատոմից, այլ միայն շարժվում են դեպի քլորի ատոմ, ինչպես կովալենտային կապում։

Երկուական միացությունների մեծ մասը, որոնք պարունակում են մետաղի ատոմներ, իոնային են: Օրինակ՝ օքսիդներ, հալոգենիդներ, սուլֆիդներ, նիտրիդներ։

Իոնային կապհանդիպում է նաև պարզ կատիոնների և պարզ անիոնների (F -, Cl -, S 2-), ինչպես նաև պարզ կատիոնների և բարդ անիոնների միջև (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -): Հետևաբար, իոնային միացությունները ներառում են աղեր և հիմքեր (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH):

մետաղական միացում

Այս տեսակի կապը ձևավորվում է մետաղների մեջ:

Բոլոր մետաղների ատոմները արտաքին էլեկտրոնային շերտի վրա ունեն էլեկտրոններ, որոնք ունեն ատոմային միջուկի հետ կապելու ցածր էներգիա։ Մետաղների մեծ մասի համար արտաքին էլեկտրոնների կորուստը էներգետիկ առումով բարենպաստ է:

Հաշվի առնելով միջուկի հետ նման թույլ փոխազդեցությունը, մետաղների այս էլեկտրոնները շատ շարժուն են, և յուրաքանչյուր մետաղական բյուրեղում շարունակաբար տեղի է ունենում հետևյալ գործընթացը.

M 0 - ne - \u003d M n +, որտեղ M 0-ը չեզոք մետաղի ատոմ է, և M n + նույն մետաղի կատիոնը: Ստորև բերված նկարը ցույց է տալիս ընթացող գործընթացների նկարազարդումը:

Այսինքն՝ էլեկտրոնները «խուժում» են մետաղի բյուրեղի երկայնքով՝ անջատվելով մեկ մետաղի ատոմից, նրանից ձևավորելով կատիոն, միանալով մեկ այլ կատիոնի՝ ձևավորելով չեզոք ատոմ։ Այս երևույթը կոչվում էր «էլեկտրոնային քամի», իսկ ոչ մետաղական ատոմի բյուրեղներում ազատ էլեկտրոնների բազմությունը կոչվում էր «էլեկտրոնային գազ»։ Մետաղների ատոմների փոխազդեցության այս տեսակը կոչվում է մետաղական կապ.

ջրածնային կապ

Եթե ​​որևէ նյութի ջրածնի ատոմը կապված է բարձր էլեկտրաբացասականություն ունեցող տարրի հետ (ազոտ, թթվածին կամ ֆտոր), ապա այդպիսի նյութը բնութագրվում է այնպիսի երևույթով, ինչպիսին է ջրածնային կապը։

Քանի որ ջրածնի ատոմը կապված է էլեկտրաբացասական ատոմի հետ, ջրածնի ատոմի վրա ձևավորվում է մասնակի դրական լիցք, իսկ էլեկտրաբացասական ատոմի վրա՝ մասնակի բացասական լիցք։ Այս առումով էլեկտրաստատիկ ներգրավումը հնարավոր է դառնում մի մոլեկուլի մասնակի դրական լիցքավորված ջրածնի ատոմի և մյուսի էլեկտրաբացասական ատոմների միջև։ Օրինակ, ջրածնային կապը դիտվում է ջրի մոլեկուլների համար.

Հենց ջրածնային կապն է բացատրում ջրի աննորմալ բարձր հալման կետը։ Ջրից բացի, ուժեղ ջրածնային կապեր են առաջանում նաև այնպիսի նյութերում, ինչպիսիք են ֆտորաջրածինը, ամոնիակը, թթվածին պարունակող թթուները, ֆենոլները, սպիրտները, ամինները։

Մոլեկուլների դիպոլային պահեր

Վալենտային կապի մեթոդը հիմնված է այն նախադրյալի վրա, որ քիմիական մասնիկի յուրաքանչյուր զույգ ատոմները միասին պահվում են մեկ կամ մի քանի էլեկտրոնային զույգերով: Էլեկտրոնների այս զույգերը պատկանում են երկու կապակցված ատոմների և տեղայնացված են նրանց միջև ընկած տարածության մեջ։ Այս էլեկտրոններին կապված ատոմների միջուկների ձգման շնորհիվ առաջանում է քիմիական կապ։

Համընկնող ատոմային ուղեծրեր

Նկարագրելիս էլեկտրոնային կառուցվածքըՔիմիական մասնիկների էլեկտրոնները, ներառյալ սոցիալականացվածները, կոչվում են առանձին ատոմներ, և դրանց վիճակները նկարագրվում են ատոմային ուղեծրերով: Շրյոդինգերի հավասարումը լուծելիս ալիքի մոտավոր ֆունկցիան ընտրվում է այնպես, որ այն տալիս է համակարգի նվազագույն էլեկտրոնային էներգիան, այսինքն. ամենաբարձր արժեքըկապի էներգիա: Այս պայմանը ձեռք է բերվում մեկ կապին պատկանող ուղեծրերի ամենամեծ համընկնմամբ: Այսպիսով, էլեկտրոնների զույգը, որը կապում է երկու ատոմ, գտնվում է դրանց համընկնման շրջանում: ատոմային ուղեծրեր.

Համընկնող ուղեծրերը պետք է ունենան նույն համաչափությունը միջմիջուկային առանցքի նկատմամբ։

Ատոմային օրբիտալների համընկնումը ատոմների միջուկները միացնող գծի երկայնքով հանգեցնում է σ-կապերի առաջացմանը։ Քիմիական մասնիկի երկու ատոմների միջև հնարավոր է միայն մեկ σ կապ: Բոլոր σ-կապերն ունեն առանցքային համաչափություն միջմիջուկային առանցքի նկատմամբ։ Քիմիական մասնիկների բեկորները կարող են պտտվել միջմիջուկային առանցքի շուրջ՝ չխախտելով σ-կապեր կազմող ատոմային ուղեծրերի համընկնման աստիճանը։ Ուղղորդված, խիստ տարածական կողմնորոշված ​​σ-կապերի հավաքածուն ստեղծում է քիմիական մասնիկի կառուցվածքը։

Կապի գծին ուղղահայաց ատոմային ուղեծրերի լրացուցիչ համընկնմամբ առաջանում են π կապեր։

Արդյունքում ատոմների միջև առաջանում են բազմաթիվ կապեր.

Միայնակ (σ)	Կրկնակի (σ + π)	Եռակի (σ + π + π)
F−F	O=O	N≡N

π- կապի գալուստով, որը չունի առանցքային սիմետրիա, քիմիական մասնիկի բեկորների ազատ պտույտը σ կապի շուրջը դառնում է անհնար, քանի որ դա պետք է հանգեցնի π կապի խզմանը։ Բացի σ- և π-կապերից, հնարավոր է նաև մեկ այլ տեսակի կապի ձևավորում՝ δ-կապ.

Սովորաբար, նման կապը ձևավորվում է ատոմների կողմից σ- և π- կապերի ձևավորումից հետո՝ ատոմների առկայության դեպքում: դ- և զ- ուղեծրեր՝ միանգամից չորս տեղով համընկնելով իրենց «ծաղիկները»: Արդյունքում, հաղորդակցության բազմակիությունը կարող է աճել մինչև 4-5:
Օրինակ, օկտաքլորոդիրենատ (III)-իոն 2-ում չորս կապ է առաջանում ռենիումի ատոմների միջև։

Կովալենտային կապերի առաջացման մեխանիզմներ

Կովալենտային կապի ձևավորման մի քանի մեխանիզմներ կան. փոխանակում(համարժեք), դոնոր-ընդունող, դատիվ.

Փոխանակման մեխանիզմի կիրառման ժամանակ կապի առաջացումը համարվում է ատոմների ազատ էլեկտրոնների սպինների զուգակցման արդյունքում։ Այս դեպքում հարևան ատոմների երկու ատոմային ուղեծրեր համընկնում են, որոնցից յուրաքանչյուրը զբաղեցնում է մեկ էլեկտրոն։ Այսպիսով, կապակցված ատոմներից յուրաքանչյուրը սոցիալականացման համար հատկացնում է զույգ էլեկտրոններ, կարծես դրանք փոխանակելով: Օրինակ, երբ բորի եռաֆտորիդի մոլեկուլը ձևավորվում է ատոմներից, բորի երեք ատոմային ուղեծրերը, որոնցից յուրաքանչյուրն ունի մեկ էլեկտրոն, համընկնում են երեք ֆտորի ատոմների երեք ատոմային ուղեծրերի հետ (նրանցից յուրաքանչյուրն ունի նաև մեկ չզույգված էլեկտրոն): Էլեկտրոնների զուգակցման արդյունքում երեք զույգ էլեկտրոններ հայտնվում են համապատասխան ատոմային ուղեծրերի համընկնող հատվածներում՝ ատոմները կապելով մոլեկուլի մեջ։

Դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմի համաձայն՝ մի ատոմի զույգ էլեկտրոններով և մեկ այլ ատոմի ազատ ուղեծրով համընկնում են: Այս դեպքում էլեկտրոնների զույգը նույնպես հայտնվում է համընկնման շրջանում։ Դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմի համաձայն, օրինակ, տեղի է ունենում ֆտորիդի իոնի ավելացում բորի եռաֆտորի մոլեկուլին։ Թափուր Ռ- բորի ուղեծրը (էլեկտրոնների զույգ ընդունող) BF 3 մոլեկուլում համընկնում է Ռ- F − իոնի ուղեծիր, որը հանդես է գալիս որպես էլեկտրոնային զույգի դոնոր: Ձևավորված իոնում բոլոր չորս բոր-ֆտոր կովալենտային կապերը երկարությամբ և էներգիայով համարժեք են՝ չնայած դրանց առաջացման մեխանիզմի տարբերությանը։

Ատոմներ, արտաքին էլեկտրոնային թաղանթորը բաղկացած է միայն ս- և Ռ-Օրբիտալները կարող են լինել էլեկտրոնային զույգի դոնորներ կամ ընդունողներ: Ատոմներ, որոնց արտաքին էլեկտրոնային թաղանթը ներառում է դ-Օրբիտալները կարող են հանդես գալ և որպես էլեկտրոնային զույգերի դոնոր և ընդունող: Այս դեպքում դիտարկվում է կապի ձևավորման դաթիվ մեխանիզմը։ Կապի ձևավորման մեջ դատիվ մեխանիզմի դրսևորման օրինակ է քլորի երկու ատոմների փոխազդեցությունը։ Cl 2 մոլեկուլում քլորի երկու ատոմները փոխանակման մեխանիզմով կազմում են կովալենտային կապ՝ միավորելով իրենց չզույգված 3-ը։ Ռ- էլեկտրոններ. Բացի այդ, կա համընկնումը 3 Ռ-Օրբիտալների ատոմ Cl-1, որի վրա կան զույգ էլեկտրոններ, և դատարկ 3 դ-Cl-2 ատոմի ուղեծրերը, ինչպես նաև համընկնում են 3 Ռ- ուղեծրերի ատոմ Cl-2, որն ունի զույգ էլեկտրոններ, և դատարկ 3 դ-Cl-1 ատոմի ուղեծրեր. Դատիվ մեխանիզմի գործողությունը հանգեցնում է կապի ամրության բարձրացմանը: Հետևաբար, Cl 2 մոլեկուլն ավելի ուժեղ է, քան F 2 մոլեկուլը, որում կովալենտային կապը ձևավորվում է միայն փոխանակման մեխանիզմով.

Ատոմային ուղեծրերի հիբրիդացում

Քիմիական մասնիկի երկրաչափական ձևը որոշելիս պետք է հաշվի առնել, որ կենտրոնական ատոմի արտաքին էլեկտրոնների զույգերը, ներառյալ նրանք, որոնք քիմիական կապ չեն կազմում, գտնվում են տարածության մեջ՝ միմյանցից հնարավորինս հեռու։

Կովալենտային քիմիական կապերը դիտարկելիս հաճախ օգտագործվում է կենտրոնական ատոմի ուղեծրերի հիբրիդացման հայեցակարգը՝ դրանց էներգիայի և ձևի հավասարեցում։ Հիբրիդացումը պաշտոնական տեխնիկա է, որն օգտագործվում է քիմիական մասնիկների ուղեծրերի վերադասավորման քվանտաքիմիական նկարագրության համար՝ համեմատած ազատ ատոմների հետ։ Ատոմային ուղեծրերի հիբրիդացման էությունն այն է, որ կապված ատոմի միջուկի մոտ գտնվող էլեկտրոնը բնութագրվում է ոչ թե առանձին ատոմային ուղեծրով, այլ նույն հիմնական քվանտային թվով ատոմային ուղեծրերի համակցությամբ։ Այս համակցությունը կոչվում է հիբրիդ (հիբրիդացված) ուղեծր: Որպես կանոն, հիբրիդացումը ազդում է միայն ամենաբարձր և մոտ էներգիայի ատոմային ուղեծրերի վրա, որոնք զբաղեցնում են էլեկտրոնները:

Հիբրիդացման արդյունքում առաջանում են նոր հիբրիդային օրբիտալներ (նկ. 24), որոնք տիեզերքում այնպես են կողմնորոշվում, որ դրանց վրա տեղակայված էլեկտրոնային զույգերը (կամ չզույգված էլեկտրոնները) հնարավորինս հեռու լինեն միմյանցից, ինչը համապատասխանում է. միջէլեկտրոնների վանման նվազագույն էներգիան։ Ուստի հիբրիդացման տեսակը որոշում է մոլեկուլի կամ իոնի երկրաչափությունը։

ՀԻԲՐԻԴԱՑՄԱՆ ՏԵՍԱԿՆԵՐԸ

Հիբրիդացման տեսակը	երկրաչափական ձև	Անկյուն կապերի միջև	Օրինակներ
sp	գծային	180o	BeCl2
sp 2	եռանկյունաձեւ	120օ	BCl 3
sp 3	քառանիստ	109,5o	CH 4
sp 3 դ	trigonal-bipyramidal	90o; 120օ	PCl 5
sp 3 դ 2	ութանիստ	90օ	SF6

Հիբրիդացումը ներառում է ոչ միայն էլեկտրոնների միացում, այլև չկիսված էլեկտրոնային զույգեր: Օրինակ՝ ջրի մոլեկուլը պարունակում է երկու կովալենտ քիմիական կապ թթվածնի ատոմի և ջրածնի երկու ատոմների միջև։

Բացի ջրածնի ատոմների հետ ընդհանուր երկու զույգ էլեկտրոններից, թթվածնի ատոմն ունի երկու զույգ արտաքին էլեկտրոններ, որոնք չեն մասնակցում կապի ձևավորմանը (միայնակ էլեկտրոնային զույգեր)։ Բոլոր չորս զույգ էլեկտրոնները որոշակի տարածքներ են զբաղեցնում թթվածնի ատոմի շուրջ տարածության մեջ:
Քանի որ էլեկտրոնները վանում են միմյանց, էլեկտրոնային ամպերը գտնվում են միմյանցից հնարավորինս հեռու: Այս դեպքում հիբրիդացման արդյունքում փոխվում է ատոմային ուղեծրերի ձևը, դրանք երկարացվում են և ուղղվում դեպի քառանիստ գագաթները։ Ուստի ջրի մոլեկուլն ունի անկյունային ձև, իսկ թթվածին-ջրածին կապերի անկյունը 104,5 o է։

Հիբրիդացման տեսակը կանխատեսելու համար հարմար է օգտագործել դոնոր-ընդունող մեխանիզմկապի ձևավորում. պակաս էլեկտրաբացասական տարրի դատարկ ուղեծրերը և ավելի էլեկտրաբացասական տարրի ուղեծրերը համընկնում են դրանց վրա գտնվող էլեկտրոնների զույգերի հետ: Ատոմների էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիաները կազմելիս հաշվի են առնվում դրանք օքսիդացման վիճակներպայմանական թիվ է, որը բնութագրում է միացության մեջ ատոմի լիցքը, որը հաշվարկվում է նյութի իոնային կառուցվածքի ենթադրության հիման վրա։

Հիբրիդացման տեսակը և քիմիական մասնիկի ձևը որոշելու համար կատարեք հետևյալը.

գտնել կենտրոնական ատոմը և որոշել σ-կապերի քանակը (ըստ վերջնական ատոմների քանակի);

որոշել ատոմների օքսիդացման աստիճանները մասնիկի մեջ.

կազմել կենտրոնական ատոմի էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան ցանկալի օքսիդացման վիճակում.

անհրաժեշտության դեպքում արեք նույնը վերջնական ատոմների համար.

պատկերել կենտրոնական ատոմի վալենտային էլեկտրոնների բաշխման սխեման ուղեծրերում, մինչդեռ, ի հեճուկս Հունդի կանոնի, էլեկտրոնները հնարավորինս զուգակցվում են.

նշեք տերմինալ ատոմների հետ կապերի ձևավորման մեջ ներգրավված ուղեծրերը.

որոշել հիբրիդացման տեսակը՝ հաշվի առնելով կապերի ձևավորման մեջ ներգրավված բոլոր ուղեծրերը, ինչպես նաև չբաշխված էլեկտրոնները. եթե բավարար վալենտային օրբիտալներ չկան, օգտագործվում են հաջորդ էներգիայի մակարդակների ուղեծրերը.

հիբրիդացման տեսակը որոշում է քիմիական մասնիկի երկրաչափությունը:

π կապերի առկայությունը չի ազդում հիբրիդացման տեսակի վրա։ Այնուամենայնիվ, լրացուցիչ կապի առկայությունը կարող է հանգեցնել կապի անկյունների փոփոխության, քանի որ բազմաթիվ կապերի էլեկտրոնները ավելի ուժեղ են վանում միմյանց: Այս պատճառով, օրինակ, կապի անկյունը NO 2 մոլեկուլում ( sp 2-հիբրիդացում) բարձրանում է 120 o-ից մինչև 134 o:

Ազոտ-թթվածին կապի բազմապատկությունը այս մոլեկուլում 1,5 է, որտեղ մեկը համապատասխանում է մեկ σ-կապին, իսկ 0,5-ը հավասար է հիբրիդացմանը չմասնակցող ազոտի ատոմի ուղեծրերի քանակի (1) թվին։ մնացած ակտիվ էլեկտրոնային զույգերը թթվածնի ատոմում, ձևավորելով π կապեր (2): Այսպիսով, նկատվում է π-կապերի տեղակայացում (դելոկալիզացված կապերը կովալենտային կապեր են, որոնց բազմությունը չի կարող արտահայտվել որպես ամբողջ թիվ)։

Երբ sp, sp 2 , sp 3 , sp 3 դՔիմիական մասնիկի երկրաչափությունը նկարագրող գագաթի 2 հիբրիդացում պոլիէդրոնում համարժեք են, և, հետևաբար, բազմաթիվ կապեր և էլեկտրոնների միայնակ զույգեր կարող են զբաղեցնել դրանցից որևէ մեկը: Այնուամենայնիվ sp 3 դ-հիբրիդացումը պատասխանատու է եռանկյուն երկպիրամիդ, որի դեպքում բուրգի հիմքում գտնվող ատոմների կապի անկյունները (հասարակածային հարթություն) 120 o են, իսկ երկբուրգի գագաթներում գտնվող ատոմների հետ կապված կապի անկյունները 90 o են։ Փորձը ցույց է տալիս, որ չկիսված էլեկտրոնային զույգերը միշտ գտնվում են եռանկյուն երկպիրամիդի հասարակածային հարթությունում։ Այս հիման վրա եզրակացվում է, որ դրանք ավելի շատ ազատ տարածություն են պահանջում, քան կապի ձևավորման մեջ ներգրավված էլեկտրոնների զույգերը։ Միայնակ էլեկտրոնային զույգի նման դասավորությամբ մասնիկի օրինակ է ծծմբի տետրաֆտորիդը (նկ. 27): Եթե ​​կենտրոնական ատոմը միաժամանակ ունի միայնակ զույգ էլեկտրոններ և ձևավորում է բազմաթիվ կապեր (օրինակ՝ XeOF 2 մոլեկուլում), ապա այն դեպքում. sp 3 դ-հիբրիդացում, դրանք գտնվում են եռանկյուն երկպիրամիդի հասարակածային հարթությունում (նկ. 28):

Մոլեկուլների դիպոլային պահեր

Իդեալական կովալենտային կապ գոյություն ունի միայն միանման ատոմներից (H 2 , N 2 և այլն) կազմված մասնիկների մեջ։ Եթե ​​տարբեր ատոմների միջև կապ է գոյանում, ապա էլեկտրոնային խտությունը տեղափոխվում է ատոմների միջուկներից մեկը, այսինքն՝ կապը բևեռացված է։ Կապի բևեռականությունը բնութագրվում է նրա դիպոլային պահով:

Մոլեկուլի դիպոլային մոմենտը հավասար է նրա քիմիական կապերի դիպոլային մոմենտների վեկտորային գումարին (հաշվի առնելով էլեկտրոնների միայնակ զույգերի առկայությունը): Եթե ​​բևեռային կապերը սիմետրիկորեն տեղակայված են մոլեկուլում, ապա դրական և բացասական լիցքերը փոխհատուցում են միմյանց, իսկ մոլեկուլը որպես ամբողջություն ոչ բևեռ է։ Դա տեղի է ունենում, օրինակ, ածխաթթու գազի մոլեկուլի հետ: Բևեռային կապերի ասիմետրիկ դասավորվածությամբ պոլիատոմային մոլեկուլները (հետևաբար՝ էլեկտրոնային խտությամբ) սովորաբար բևեռային են։ Սա հատկապես վերաբերում է ջրի մոլեկուլին։

Մոլեկուլի դիպոլային մոմենտի ստացված արժեքի վրա կարող է ազդել էլեկտրոնների միայնակ զույգը։ Այսպիսով, NH 3 և NF 3 մոլեկուլներն ունեն քառանիստ երկրաչափություն (հաշվի առնելով էլեկտրոնների միայնակ զույգը): Ազոտ–ջրածին և ազոտ–ֆտոր կապերի իոնականության աստիճանները համապատասխանաբար 15 և 19% են, իսկ երկարությունները՝ համապատասխանաբար 101 և 137 pm։ Ելնելով դրանից՝ կարելի է եզրակացնել, որ NF 3 դիպոլային մոմենտն ավելի մեծ է։ Սակայն փորձը հակառակն է ցույց տալիս. Դիպոլի մոմենտի ավելի ճշգրիտ կանխատեսման դեպքում պետք է հաշվի առնել միայնակ զույգի դիպոլային պահի ուղղությունը (նկ. 29):

Կովալենտային, իոնային և մետաղական քիմիական կապերի երեք հիմնական տեսակներն են։

Եկեք ավելին իմանանք կովալենտ քիմիական կապ. Դիտարկենք դրա առաջացման մեխանիզմը. Որպես օրինակ վերցնենք ջրածնի մոլեկուլի ձևավորումը.

1s էլեկտրոնի կողմից ձևավորված գնդաձև սիմետրիկ ամպը շրջապատում է ջրածնի ազատ ատոմի միջուկը։ Երբ ատոմները մոտենում են միմյանց մինչև որոշակի հեռավորության վրա, նրանց ուղեծրերը մասամբ համընկնում են (տես Նկար), արդյունքում երկու միջուկների կենտրոնների միջև առաջանում է մոլեկուլային երկէլեկտրոնային ամպ, որն ունի առավելագույն էլեկտրոնային խտություն միջուկների միջև ընկած տարածության մեջ։ Բացասական լիցքի խտության աճով մոլեկուլային ամպի և միջուկների միջև նկատվում է ձգողական ուժերի ուժեղ աճ։

Այսպիսով, մենք տեսնում ենք, որ ատոմների էլեկտրոնային ամպերի համընկնումով առաջանում է կովալենտային կապ, որն ուղեկցվում է էներգիայի արտազատմամբ։ Եթե ​​հպմանը մոտեցող ատոմների միջուկների միջև հեռավորությունը 0,106 նմ է, ապա էլեկտրոնային ամպերի համընկնումից հետո այն կկազմի 0,074 նմ։ Որքան մեծ է էլեկտրոնային ուղեծրերի համընկնումը, այնքան ուժեղ է քիմիական կապը:

կովալենտկանչեց քիմիական կապ, որն իրականացվում է էլեկտրոնային զույգերով. Կովալենտային կապով միացությունները կոչվում են հոմեոպոլարկամ ատոմային.

Գոյություն ունենալ երկու տեսակի կովալենտ կապ: բևեռայինև ոչ բևեռային.

Ոչ բևեռայինով էլեկտրոնների ընդհանուր զույգից ձևավորված կովալենտային կապը, էլեկտրոնային ամպը սիմետրիկորեն բաշխված է երկու ատոմների միջուկների նկատմամբ: Օրինակ կարող են լինել երկատոմային մոլեկուլները, որոնք բաղկացած են մեկ տարրից՝ Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 և այլն, որոնցում էլեկտրոնային զույգը հավասարապես պատկանում է երկու ատոմներին։

Բևեռային Կովալենտային կապում էլեկտրոնային ամպը տեղաշարժվում է դեպի ատոմ՝ ավելի բարձր հարաբերական էլեկտրաբացասականությամբ։ Օրինակ, ցնդող անօրգանական միացությունների մոլեկուլները, ինչպիսիք են H 2 S, HCl, H 2 O և այլն:

HCl մոլեկուլի ձևավորումը կարող է ներկայացվել հետևյալ կերպ.

Որովհետեւ քլորի ատոմի հարաբերական էլեկտրաբացասականությունը (2.83) ավելի մեծ է, քան ջրածնի ատոմինը (2.1), էլեկտրոնային զույգը շարժվում է դեպի քլորի ատոմը։

Բացի կովալենտային կապի ձևավորման փոխանակման մեխանիզմից - համընկնման պատճառով կա նաև դոնոր-ընդունողդրա ձևավորման մեխանիզմը. Սա մեխանիզմ է, որի դեպքում կովալենտային կապի ձևավորումը տեղի է ունենում մեկ ատոմի (դոնորի) երկու էլեկտրոնային ամպի և մեկ այլ ատոմի (ընդունողի) ազատ ուղեծրի պատճառով: Եկեք նայենք ամոնիումի NH 4 + ձևավորման մեխանիզմի օրինակին: Ամոնիակի մոլեկուլում ազոտի ատոմն ունի երկու էլեկտրոնային ամպ.

Ջրածնի իոնն ունի ազատ 1s ուղեծիր, եկեք այն նշանակենք որպես .

Ամոնիումի իոնների ձևավորման գործընթացում ազոտի երկու էլեկտրոնային ամպը սովորական է դառնում ազոտի և ջրածնի ատոմների համար, ինչը նշանակում է, որ այն վերածվում է մոլեկուլային էլեկտրոնային ամպի: Այսպիսով, հայտնվում է չորրորդ կովալենտային կապը: Ամոնիումի ձևավորման գործընթացը կարելի է ներկայացնել հետևյալ կերպ.

Ջրածնի իոնի լիցքը ցրվում է բոլոր ատոմների մեջ, և ազոտին պատկանող երկու էլեկտրոնային ամպը դառնում է ընդհանուր ջրածնի հետ։

Հարցեր ունե՞ք։ Չգիտե՞ք ինչպես կատարել ձեր տնային աշխատանքը:
Կրկնուսույցի օգնություն ստանալու համար գրանցվեք։
Առաջին դասն անվճար է։

կայքը, նյութի ամբողջական կամ մասնակի պատճենմամբ, աղբյուրի հղումը պարտադիր է:

Քիմիական կապ.

Տարբեր նյութեր ունեն տարբեր կառուցվածք: Ներկայումս հայտնի բոլոր նյութերից գոյություն ունեն միայն իներտ գազեր՝ ազատ (մեկուսացված) ատոմների տեսքով, ինչը պայմանավորված է դրանց էլեկտրոնային կառուցվածքների բարձր կայունությամբ։ Մնացած բոլոր նյութերը (և ներկայումս դրանցից ավելի քան 10 միլիոն կա) կազմված են կապված ատոմներից։

Նշում. տեքստի այն մասերը, որոնք հնարավոր չէ սովորել և ապամոնտաժել, շեղ են:

Ատոմներից մոլեկուլների առաջացումը հանգեցնում է էներգիայի ավելացման, քանի որ նորմալ պայմաններում մոլեկուլային վիճակն ավելի կայուն է, քան ատոմայինը:

Ատոմը կարող է ունենալ մեկից ութ էլեկտրոն իր արտաքին էներգիայի մակարդակում: Եթե ​​ատոմի արտաքին մակարդակում էլեկտրոնների թիվն առավելագույնն է, որ այն կարող է տեղավորել, ապա այդ մակարդակը կոչվում է. ավարտված. Ավարտված մակարդակները բնութագրվում են մեծ դիմացկունությամբ: Սրանք ազնիվ գազի ատոմների արտաքին մակարդակներն են. հելիումն ունի երկու էլեկտրոն արտաքին մակարդակում (s 2), մնացածը՝ ութ էլեկտրոն (ns 2 np 6): Այլ տարրերի ատոմների արտաքին մակարդակները թերի են և ընթացքի մեջ են քիմիական փոխազդեցությունդրանք ավարտվում են.

Քիմիական կապը ձևավորվում է վալենտային էլեկտրոնների միջոցով, բայց այն իրականացվում է տարբեր ձևերով: Քիմիական կապերի երեք հիմնական տեսակ կա. կովալենտ, իոնային և մետաղական:

կովալենտային կապ

Դիտարկենք կովալենտային կապի առաջացման մեխանիզմը՝ օգտագործելով ջրածնի մոլեկուլի ձևավորման օրինակը.

H + H \u003d H 2; Q = 436 կՋ

Ազատ ջրածնի ատոմի միջուկը շրջապատված է գնդաձև սիմետրիկ էլեկտրոնային ամպով, որը ձևավորվում է 1 վ էլեկտրոնի կողմից։ Երբ ատոմները մոտենում են որոշակի հեռավորության, նրանց էլեկտրոնային ամպերը (ուղիղները) մասամբ համընկնում են

Արդյունքում երկու միջուկների կենտրոնների միջև առաջանում է մոլեկուլային երկու էլեկտրոնային ամպ, որն ունի առավելագույն էլեկտրոնային խտություն միջուկների միջև ընկած տարածության մեջ. Բացասական լիցքի խտության աճը նպաստում է միջուկների և մոլեկուլային ամպի միջև ձգողական ուժերի ուժեղ աճին:

Այսպիսով, ատոմների էլեկտրոնային ամպերի համընկնման արդյունքում առաջանում է կովալենտային կապ, որն ուղեկցվում է էներգիայի արտազատմամբ։ Եթե ​​մինչև դիպչելը մոտեցող ջրածնի ատոմների համար միջուկների միջև հեռավորությունը 0,106 նմ է, ապա էլեկտրոնային ամպերի համընկնումից հետո (H 2 մոլեկուլի ձևավորում) այդ հեռավորությունը կազմում է 0,074 նմ։Էլեկտրոնային ամպերի ամենամեծ համընկնումը տեղի է ունենում երկու ատոմների միջուկները միացնող գծի երկայնքով (սա տեղի է ունենում, երբ ձևավորվում է σ-կապ): Որքան ուժեղ է քիմիական կապը, այնքան մեծ է էլեկտրոնային ուղեծրերի համընկնումը: Երկու ջրածնի ատոմների միջև քիմիական կապի ձևավորման արդյունքում նրանցից յուրաքանչյուրը հասնում է ազնիվ գազի հելիումի ատոմի էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիային։

Քիմիական կապերի պատկերումը սովորական է տարբեր ձևերով.

1) էլեկտրոնների օգնությամբ՝ դրված կետերի տեսքով քիմիական նշանտարր. Այնուհետեւ ջրածնի մոլեկուլի առաջացումը կարելի է ցույց տալ սխեմայով

H∙ + H∙ →H:H

2) հաճախ, հատկապես օրգանական քիմիա, կովալենտային կապը ներկայացված է գծիկով (գծիկ) (օրինակ՝ H-H), որը խորհրդանշում է էլեկտրոնների ընդհանուր զույգը։

Քլորի մոլեկուլում կովալենտային կապն իրականացվում է նաև երկու ընդհանուր էլեկտրոնի կամ էլեկտրոնային զույգի միջոցով.

Միայնակ զույգ էլեկտրոններ, որոնցից 3-ն է ատոմում

← Միայնակ զույգ էլեկտրոններ,

Մոլեկուլում դրանք 6-ն են։

չզույգված էլեկտրոնների համօգտագործվող կամ ընդհանուր զույգ էլեկտրոններ

Ինչպես տեսնում եք, քլորի յուրաքանչյուր ատոմ ունի երեք միայնակ զույգ և մեկ չզույգված էլեկտրոն: Քիմիական կապի ձևավորումը տեղի է ունենում յուրաքանչյուր ատոմի չզույգված էլեկտրոնների պատճառով: Չզույգված էլեկտրոնները կապվում են էլեկտրոնների ընդհանուր զույգի հետ, որը նաև կոչվում է ընդհանուր զույգ:

Եթե ​​ատոմների միջև առաջացել է մեկ կովալենտ կապ (մեկ ընդհանուր էլեկտրոնային զույգ), ապա այն կոչվում է միայնակ. եթե ավելի շատ, ապա կրկնակի (երկու ընդհանուր էլեկտրոնային զույգ), եռակի (երեք ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերի) բազմապատիկ:

Մեկ կապը ներկայացված է մեկ գծիկով (հարված), կրկնակի կապը՝ երկու, իսկ եռակի կապը՝ երեքով։ Երկու ատոմների միջև ընկած գծիկը ցույց է տալիս, որ նրանք ունեն մի զույգ էլեկտրոն ընդհանրացված, որի արդյունքում առաջացել է քիմիական կապ։ Նման գծիկների օգնությամբ, կառուցվածքային բանաձևերմոլեկուլները.

Այսպիսով, քլորի մոլեկուլում նրա յուրաքանչյուր ատոմ ունի ութ էլեկտրոնների ամբողջական արտաքին մակարդակ (s 2 p 6), և նրանցից երկուսը (էլեկտրոնային զույգ) հավասարապես պատկանում են երկու ատոմներին: Էլեկտրոնային օրբիտալների համընկնումը մոլեկուլի ձևավորման ժամանակ ներկայացված է Նկ.

N 2 ազոտի մոլեկուլում ատոմներն ունեն երեք ընդհանուր էլեկտրոնային զույգ.

:N+ + N: → :N:::N:

Ակնհայտ է, որ ազոտի մոլեկուլն ավելի ուժեղ է, քան ջրածինը կամ քլորի մոլեկուլը, ինչն էլ պատճառ է հանդիսանում քիմիական ռեակցիաներում ազոտի զգալի իներտության։

Քիմիական կապը, որն իրականացվում է էլեկտրոնային զույգերով, կոչվում է կովալենտային կապ:

Կովալենտային կապի ձևավորման մեխանիզմներ.

Կովալենտային կապը ձևավորվում է ոչ միայն համընկնումով մեկ էլեկտրոնամպեր, փոխանակման մեխանիզմ է կովալենտային կապի ձևավորման համար:

Փոխանակման մեխանիզմում ատոմներն ապահովում են ընդհանուր օգտագործմաննույն թվով էլեկտրոններ:

Հնարավոր է նաև դրա ձևավորման մեկ այլ մեխանիզմ՝ դոնոր-ընդունող մեխանիզմը։ Այս դեպքում քիմիական կապը ձևավորվում է չբաժանվածմեկ ատոմի էլեկտրոնային զույգ և անվճարմեկ այլ ատոմի ուղեծրեր.

Դիտարկենք, որպես օրինակ, ամոնիումի իոնի NH 4 + ձևավորման մեխանիզմը

Երբ ամոնիակը փոխազդում է HCl-ի հետ, քիմիական ռեակցիա:

NH 3 + HCl \u003d NH 4 Cl կամ կրճատ իոնային ձևով. NH 3 + H + \u003d NH 4 +

Միաժամանակ ամոնիակի մոլեկուլում ազոտի ատոմն ունի չբաժանվածմի երկու էլեկտրոն (երկու էլեկտրոնամպ):

Կովալենտային կապի ձևավորման մեխանիզմ՝ ըստ Լյուիսի.

Ատոմների միջև կապ է առաջանում, երբ նրանց ատոմային ուղեծրերը համընկնում են՝ ձևավորելով մոլեկուլային օրբիտալներ (MOs): Կովալենտային կապի ձևավորման երկու մեխանիզմ կա.

ՓՈԽԱՆԱԿՄԱՆ ՄԵԽԱՆԻԶՄ - մեկ էլեկտրոնի ատոմային ուղեծրերը մասնակցում են կապի ձևավորմանը, այսինքն. ատոմներից յուրաքանչյուրը ապահովում է մեկ էլեկտրոնի ընդհանուր օգտագործում.

ԴՈՆՈՐ-ԸՆԴՈՒՆԻ ՄԵԽԱՆԻԶՄ - կապի ձևավորումը տեղի է ունենում դոնոր ատոմի զույգ էլեկտրոնների և ընդունող ատոմի դատարկ ուղեծրի պատճառով.

Կովալենտային կապի բնութագրերը կախված չեն դրա առաջացման մեխանիզմից։

Կովալենտային կապի հատկությունները՝ հագեցվածություն, ուղղորդվածություն, հիբրիդացում, բազմապատկություն։

Կովալենտային կապի առանձնահատկությունները նրա ուղղորդվածությունն ու հագեցվածությունն են։ Քանի որ ատոմային ուղեծրերը տարածականորեն ուղղված են, էլեկտրոնային ամպերի համընկնումը տեղի է ունենում որոշակի ուղղություններով, ինչը որոշում է կովալենտային կապի ուղղությունը: Ուղղորդությունը քանակապես արտահայտվում է որպես մոլեկուլների քիմիական կապի ուղղությունների միջև կապի անկյուններ և պինդ նյութեր. Կովալենտային կապի հագեցվածությունը պայմանավորված է արտաքին թաղանթներում էլեկտրոնների քանակի սահմանափակմամբ, որոնք կարող են մասնակցել կովալենտային կապի ձևավորմանը:

CS հատկություններ.

1. COP ուժ- սրանք երկար կապի (միջմիջուկային տարածություն) բնույթի հատկություններն են և կապի էներգիայի էներգիան:

2. COP-ի բևեռականություն. Նույն տարրի ատոմային միջուկներ պարունակող մոլեկուլներում մեկ կամ մի քանի զույգ էլեկտրոն հավասարապես պատկանում են երկու ատոմներին, յուրաքանչյուր ատոմային միջուկ հավասար ուժով ձգում է մի զույգ էլեկտրոններ։ Նման կապը կոչվում է ոչ բևեռային կովալենտային կապ.

Եթե ​​քիմիական կապ ձևավորող էլեկտրոնների զույգը տեղափոխվում է ատոմների միջուկներից մեկը, ապա կապը կոչվում է. բևեռային կովալենտային կապ.

3. CS-ի հագեցվածություն- սա ատոմի կարողությունն է մասնակցելու միայն որոշակի քանակությամբ CS-ներին, հագեցվածությունը բնութագրում է ատոմի վալենտությունը: Վալենտության yavl-ի քանակական չափումներ. հողում և գրգռված վիճակում գտնվող ատոմում չզույգացված էլեկտրոնների թիվը:

4. COP-ի կողմնորոշում.Ամենաուժեղ CS-ները ձևավորվում են ատոմային ուղեծրերի առավելագույն համընկնման ուղղությամբ, այսինքն. Ուղղության չափը կապի անկյունն է:

5. CS-ի հիբրիդացում -հիբրիդացման ժամանակ տեղի է ունենում ատոմային ուղեծրերի տեղաշարժ, այսինքն. կա էներգիայի և ձևի հավասարեցում: Գոյություն ունի sp, sp2, sp3 -հիբրիդացում. sp-մոլեկուլի ձևը գծային է (անկյուն 180 0), sp2-մոլեկուլի ձևը հարթ եռանկյունի է (անկյուն 120 0) , sp 3 -քառատև ձև (անկյուն 109 0 28):

6. ԿՍ-ի բազմակարծությունը կամ կապի ապակոլիզացիանԱտոմների միջև ձևավորված կապերի թիվը կոչվում է բազմապատկություն (կարգ)կապեր. Կապի բազմակիության (կարգի) աճով փոխվում են կապի երկարությունը և դրա էներգիան։