Tek bağlantı. Kovalent bağ Hangi bileşiklerde çift kovalent bağ bulunur
basit bağ (sıradan bağ, tek bağ)- iki atom çekirdeği alanında hareket eden bir çift elektron tarafından gerçekleştirilen kimyasal bir kovalent bağ. Her bir atom çekirdeği çiftini bağlayan ortalama elektron sayısının ikiye eşit olmadığı kimyasal bileşiklerde, ... ...
Bağ- : Ayrıca bakınız: kimyasal bağ metalik bağ iyonik bağ kovalent bağ ... ansiklopedik sözlük metalurjide
Atomların karşılıklı çekimi, moleküllerin ve kristallerin oluşumuna yol açar. Bir molekülde veya komşu atomlar arasındaki bir kristalde ch olduğunu söylemek gelenekseldir. Bir atomun değeri (aşağıda daha ayrıntılı olarak tartışılacaktır) bağların sayısını gösterir ...
metalik bağ- atomlar arası bağ, elektron gazının homojen yoğunluğuna sahip metallerin özelliği. Metalik bağ, negatif yüklü elektron gazı ile pozitif yüklü iyonik çekirdeklerin etkileşiminden kaynaklanır, ... ... Metalurji Ansiklopedik Sözlüğü
kovalent bağ- etkileşen atomların dış elektronlarının kollektifleştirilmesi nedeniyle atomlar arası bağ. Kovalent bağlar doygunluk ve yönlülük ile karakterize edilir. Doygunluk, böyle bir kovalent bağın girdiği gerçeğinde kendini gösterir ... ... Metalurji Ansiklopedik Sözlüğü
iyonik bağ- elektro, heterovalent bağ türlerinden biri Kimyasal bağ Zıt yüklü iyonlar arasındaki elektrostatik etkileşime dayanır. Nispeten saf bir biçimde bu tür bağlar, halojenürlerde oluşur ... ... Metalurji Ansiklopedik Sözlüğü
Kimyasal bağ- atomların karşılıklı çekimi, moleküllerin ve kristallerin oluşumuna yol açar. Bir atomun değeri, belirli bir atomun komşu atomlarla oluşturduğu bağların sayısını gösterir. "Kimyasal yapı" terimi, Akademisyen A. M. Butlerov tarafından ... ... Metalurji Ansiklopedik Sözlüğü
Adi bağ, tek bağ, 2 atom çekirdeği alanında hareket eden bir çift elektron (antiparalel spin yönelimli) tarafından gerçekleştirilen kimyasal kovalent bağ. Örneğin, H2, Cl2 ve HCl moleküllerinde bir kovalent vardır ... ... Büyük Sovyet Ansiklopedisi
170762 0
Her atomun belirli sayıda elektronu vardır.
Kimyasal reaksiyonlara giren atomlar, en kararlı elektronik konfigürasyona ulaşarak elektronları bağışlar, alır veya sosyalleştirir. En düşük enerjili konfigürasyon en kararlı olanıdır (soy gaz atomlarında olduğu gibi). Bu modele "sekizli kural" denir (Şekil 1).
Pirinç. bir.
Bu kural herkes için geçerlidir bağlantı türleri. Atomlar arasındaki elektronik bağlar, en basit kristallerden, sonunda canlı sistemler oluşturan karmaşık biyomoleküllere kadar kararlı yapılar oluşturmalarına izin verir. Sürekli metabolizmalarında kristallerden farklıdırlar. Bununla birlikte, birçok kimyasal reaksiyon mekanizmalara göre ilerler. elektronik aktarım vücuttaki enerji süreçlerinde önemli bir rol oynayan .
Kimyasal bağ, iki veya daha fazla atomu, iyonu, molekülü veya bunların herhangi bir kombinasyonunu bir arada tutan bir kuvvettir..
Kimyasal bağın doğası evrenseldir: negatif yüklü elektronlar ile pozitif yüklü çekirdekler arasındaki, atomların dış kabuğundaki elektronların konfigürasyonu tarafından belirlenen elektrostatik bir çekim kuvvetidir. Bir atomun kimyasal bağ oluşturma yeteneğine denir. değerlik, veya paslanma durumu. kavramı değerlik elektronları- kimyasal bağlar oluşturan elektronlar, yani en yüksek enerjili orbitallerde bulunanlar. Buna göre, bu orbitalleri içeren bir atomun dış kabuğuna denir. değerlik kabuğu. Şu anda, kimyasal bir bağın varlığını belirtmek yeterli değildir, ancak türünü netleştirmek gerekir: iyonik, kovalent, dipol-dipol, metalik.
İlk bağlantı türü,iyonik bağ
Lewis ve Kossel'in elektronik değerlik teorisine göre, atomlar iki şekilde kararlı bir elektronik konfigürasyon elde edebilirler: Birincisi, elektronları kaybederek, katyonlar ikincisi, onları elde etmek, dönüştürmek anyonlar. Elektron transferinin bir sonucu olarak, zıt işaretli iyonlar arasındaki elektrostatik çekim kuvveti nedeniyle, Kossel adı verilen kimyasal bir bağ oluşur " elektrovalent(Şimdi çağırdı iyonik).
Bu durumda, anyonlar ve katyonlar, doldurulmuş bir dış elektron kabuğu ile kararlı bir elektronik konfigürasyon oluşturur. Tipik iyonik bağlar, periyodik sistemin T ve II gruplarının katyonlarından ve VI ve VII gruplarının metalik olmayan elementlerinin anyonlarından (sırasıyla 16 ve 17 alt grup -, kalkojenler ve halojenler). İyonik bileşiklerdeki bağlar doymamış ve yönsüzdür, bu nedenle diğer iyonlarla elektrostatik etkileşim olasılığını korurlar. Şek. 2 ve 3, Kossel elektron transfer modeline karşılık gelen iyonik bağ örneklerini göstermektedir.
Pirinç. 2.
Pirinç. 3. Sodyum klorür (NaCl) molekülündeki iyonik bağ
Burada maddelerin doğadaki davranışlarını açıklayan bazı özellikleri hatırlamak, özellikle de madde kavramını dikkate almak uygun olacaktır. asitler ve zemin.
Tüm bu maddelerin sulu çözeltileri elektrolitlerdir. Farklı şekillerde renk değiştirirler. göstergeler. Göstergelerin etki mekanizması F.V. Ostwald. Göstergelerin, rengi ayrışmamış ve ayrışmış durumlarda farklı olan zayıf asitler veya bazlar olduğunu gösterdi.
Bazlar asitleri nötralize edebilir. Tüm bazlar suda çözünür değildir (örneğin, -OH grupları içermeyen bazı organik bileşikler çözünmezdir, özellikle, trietilamin N (C2H 5) 3); çözünür bazlar denir alkaliler.
Asitlerin sulu çözeltileri karakteristik reaksiyonlara girer:
a) metal oksitlerle - tuz ve su oluşumu ile;
b) metallerle - tuz ve hidrojen oluşumuyla;
c) karbonatlarla - tuz oluşumuyla, CO 2 ve H 2 Ö.
Asitlerin ve bazların özellikleri çeşitli teorilerle açıklanmıştır. S.A.'nın teorisine göre. Arrhenius, bir asit iyonları oluşturmak üzere ayrışan bir maddedir H+ , baz iyon oluştururken O- . Bu teori, hidroksil grupları olmayan organik bazların varlığını hesaba katmaz.
Doğrultusunda proton Bronsted ve Lowry'nin teorisine göre asit, proton veren moleküller veya iyonlar içeren bir maddedir. bağışçılar protonlar) ve baz, protonları kabul eden moleküller veya iyonlardan oluşan bir maddedir ( alıcılar protonlar). Sulu çözeltilerde, hidrojen iyonlarının hidratlı bir formda, yani hidronyum iyonları formunda bulunduğunu unutmayın. H3O+ . Bu teori, sadece su ve hidroksit iyonları ile değil, aynı zamanda bir çözücünün yokluğunda veya susuz bir çözücü ile gerçekleştirilen reaksiyonları da açıklar.
Örneğin, amonyak arasındaki reaksiyonda NH Gaz fazında 3 (zayıf baz) ve hidrojen klorür, katı amonyum klorür oluşur ve iki maddenin denge karışımında her zaman ikisi asit ve diğer ikisi baz olan 4 parçacık vardır:
Bu denge karışımı, iki konjuge asit ve baz çiftinden oluşur:
1)NH 4+ ve NH 3
2) HCl ve Cl ‑
Burada, her bir konjuge çiftte asit ve baz bir proton kadar farklıdır. Her asidin bir eşlenik bazı vardır. Güçlü bir asit, zayıf bir eşlenik bazına sahiptir ve zayıf bir asit, güçlü bir eşlenik bazına sahiptir.
Bronsted-Lowry teorisi, biyosferin yaşamı için suyun eşsiz rolünü açıklamayı mümkün kılar. Su, kendisiyle etkileşime giren maddeye bağlı olarak, bir asit veya bir bazın özelliklerini gösterebilir. Örneğin, sulu asetik asit çözeltileri ile reaksiyonlarda su bir bazdır ve sulu amonyak çözeltileri ile bir asittir.
1) CH3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 SOO- . Burada asetik asit molekülü, su molekülüne bir proton bağışlar;
2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + O- . Burada amonyak molekülü, su molekülünden bir proton alır.
Böylece su iki konjuge çift oluşturabilir:
1) H2O(asit) ve O- (eşlenik taban)
2) H3O+ (asit) ve H2O(eşlenik taban).
İlk durumda, su bir proton bağışlar ve ikincisinde onu kabul eder.
Böyle bir özellik denir amfiprotonite. Hem asit hem de baz olarak tepkimeye girebilen maddelere denir amfoterik. Bu tür maddeler genellikle doğada bulunur. Örneğin, amino asitler hem asitler hem de bazlarla tuzlar oluşturabilir. Bu nedenle peptitler, mevcut metal iyonları ile kolayca koordinasyon bileşikleri oluşturur.
Böylece, karakteristik özellik iyonik bağ - bir grup bağlayıcı elektronun çekirdeklerden birine tam hareketi. Bu, iyonlar arasında elektron yoğunluğunun neredeyse sıfır olduğu bir bölge olduğu anlamına gelir.
İkinci bağlantı türü isekovalent bağ
Atomlar, elektronları paylaşarak kararlı elektronik konfigürasyonlar oluşturabilir.
Böyle bir bağ, bir çift elektron birer birer paylaşıldığında oluşur. herbirinden atom. Bu durumda, sosyalleşmiş bağ elektronları atomlar arasında eşit olarak dağıtılır. Kovalent bağa bir örnek homonükleer iki atomlu H molekülleri 2 , N 2 , F 2. Allotroplar aynı tip bağa sahiptir. Ö 2 ve ozon Ö 3 ve çok atomlu bir molekül için S 8 ve ayrıca heteronükleer moleküller hidrojen klorür HCl, karbon dioksit CO 2, metan CH 4, etanol İTİBAREN 2 H 5 O, sülfür hekzaflorid bilimkurgu 6, asetilen İTİBAREN 2 H 2. Bütün bu moleküller aynı ortak elektronlara sahiptir ve bağları aynı şekilde doyurulur ve yönlendirilir (Şekil 4).
Biyologlar için, ikili ve üçlü bağlardaki atomların kovalent yarıçaplarının tek bir bağa kıyasla azaltılması önemlidir.
Pirinç. dört. Cl 2 molekülünde kovalent bağ.
İyonik ve kovalent bağ türleri, mevcut birçok kimyasal bağ türünün iki sınırlayıcı durumudur ve pratikte bağların çoğu ara bağdır.
Bir veya birden fazla elemanın zıt uçlarında bulunan iki elemanın bağlantıları farklı dönemler Mendeleev sistemleri, ağırlıklı olarak iyonik bağlar oluşturur. Elementler bir periyotta birbirine yaklaştıkça bileşiklerinin iyonik yapısı azalırken kovalent karakter artar. Örneğin sol taraftaki elementlerin halojenürleri ve oksitleri periyodik tablo ağırlıklı olarak iyonik bağlar oluşturur ( NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH) ve tablonun sağ tarafındaki elementlerin aynı bileşikleri kovalenttir ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glikoz C6H12O6, etanol C2H5OH).
Kovalent bağ, sırayla, başka bir modifikasyona sahiptir.
Çok atomlu iyonlar ve kompleksler için biyolojik moleküller her iki elektron sadece gelebilir bir atom. denir bağışçı elektron çifti. Bu elektron çiftini bir verici ile sosyalleştiren atoma denir. akseptör elektron çifti. Bu tür kovalent bağ denir koordinasyon (bağışçı-kabul eden, veyatarih) iletişim(Şek. 5). Bu tür bir bağ, biyoloji ve tıp için çok önemlidir, çünkü d-elementlerinin metabolizması için en önemli olan kimyadır. büyük ölçüde koordinasyon bağlantıları ile tanımlanır.
resim 5.
Kural olarak, karmaşık bir bileşikte, bir metal atomu bir elektron çifti alıcısı olarak hareket eder; aksine iyonik ve kovalent bağlarda metal atomu elektron vericidir.
Kovalent bağın özü ve çeşitliliği - koordinasyon bağı - GN tarafından önerilen başka bir asit ve baz teorisi yardımıyla açıklığa kavuşturulabilir. Lewis. Bronsted-Lowry teorisine göre "asit" ve "baz" terimlerinin anlamsal kavramını biraz genişletti. Lewis teorisi, kompleks iyonların oluşumunun doğasını ve maddelerin nükleofilik ikame reaksiyonlarına, yani CS oluşumuna katılımını açıklar.
Lewis'e göre asit, bir bazdan bir elektron çifti alarak kovalent bağ oluşturabilen bir maddedir. Bir Lewis bazı, elektron vererek Lewis asidi ile kovalent bir bağ oluşturan yalnız bir çift elektrona sahip bir maddedir.
Yani, Lewis teorisi, asit-baz reaksiyonlarının aralığını, protonların hiç katılmadığı reaksiyonlara da genişletir. Ayrıca, bu teoriye göre protonun kendisi de bir asittir, çünkü bir elektron çiftini kabul edebilir.
Dolayısıyla bu teoriye göre katyonlar Lewis asitleridir ve anyonlar Lewis bazlarıdır. Aşağıdaki reaksiyonlar örnektir:
Yukarıda, kovalent moleküllerde bir elektronun metal atomlarından alıcı atomlara tam geçişi olmadığından, maddelerin iyonik ve kovalent olanlara bölünmesinin göreceli olduğu belirtilmişti. İyonik bağa sahip bileşiklerde, her iyon zıt işaretli iyonların elektrik alanındadır, bu nedenle karşılıklı olarak polarize olurlar ve kabukları deforme olur.
Polarize edilebilirlik belirlenen elektronik yapı, iyonun yükü ve boyutu; anyonlar için katyonlardan daha yüksektir. Katyonlar arasında en yüksek polarizasyon katyonlar içindir. daha fazla ücret ve daha küçük, örneğin Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. Güçlü bir polarize edici etkiye sahiptir H+ . İyon polarizasyonunun etkisi çift yönlü olduğu için oluşturdukları bileşiklerin özelliklerini önemli ölçüde değiştirir.
Üçüncü bağlantı türü -dipol-dipol bağ
Listelenen iletişim türlerine ek olarak, dipol-dipol de vardır. moleküller arası etkileşimler olarak da bilinir van der Waals .
Bu etkileşimlerin gücü, moleküllerin doğasına bağlıdır.
Üç tür etkileşim vardır: kalıcı dipol - kalıcı dipol ( dipol-dipol cazibe); kalıcı dipol - indüklenmiş dipol ( indüksiyon cazibe); anlık dipol - indüklenmiş dipol ( dağılım cazibe veya Londra kuvvetleri; pilav. 6).
Pirinç. 6.
Sadece polar kovalent bağlara sahip moleküller bir dipol-dipol momentine sahiptir ( HCl, NH3, SO2, H20, C6H5Cl) ve bağ gücü 1-2 hoşçakal(1D \u003d 3.338 × 10 -30 coulomb metre - C × m).
Biyokimyada başka bir bağ türü ayırt edilir - hidrojen sınırlayıcı bir durum olan bağlantı dipol-dipol cazibe. Bu bağ, bir hidrojen atomu ile küçük bir elektronegatif atom, çoğunlukla oksijen, flor ve nitrojen arasındaki çekim ile oluşur. Benzer elektronegatifliğe sahip büyük atomlarda (örneğin, klor ve kükürt ile), hidrojen bağı çok daha zayıftır. Hidrojen atomu bir temel özellik ile ayırt edilir: bağlayıcı elektronlar çekildiğinde, çekirdeği - proton - açığa çıkar ve elektronlar tarafından taranmayı bırakır.
Bu nedenle atom büyük bir dipole dönüşür.
Van der Waals bağından farklı olarak bir hidrojen bağı, yalnızca moleküller arası etkileşimler sırasında değil, aynı zamanda bir molekül içinde de oluşur - moleküliçi hidrojen bağı. Hidrojen bağları biyokimyada oynuyor önemli rol, örneğin, bir a-sarmal formundaki proteinlerin yapısını stabilize etmek veya bir DNA çift sarmalı oluşturmak için (Şekil 7).
Şekil 7.
Hidrojen ve van der Waals bağları iyonik, kovalent ve koordinasyon bağlarından çok daha zayıftır. Moleküller arası bağların enerjisi Tabloda belirtilmiştir. bir.
Tablo 1. Moleküller arası kuvvetlerin enerjisi
Not: Moleküller arası etkileşimlerin derecesi, erime ve buharlaşma (kaynama) entalpisini yansıtır. İyonik bileşikler, iyonları ayırmak için molekülleri ayırmaktan çok daha fazla enerji gerektirir. İyonik bileşiklerin erime entalpileri moleküler bileşiklerden çok daha yüksektir.
Dördüncü bağlantı türü -metalik bağ
Son olarak, moleküller arası bağların başka bir türü daha vardır - metal: metal kafesinin pozitif iyonlarının serbest elektronlarla bağlantısı. Bu tür bir bağlantı biyolojik nesnelerde oluşmaz.
İtibaren genel bakış bağ türleri, bir ayrıntı açıklığa kavuşturulmuştur: bir metal atomunun veya iyonunun önemli bir parametresi - bir elektron donörü ve bir atom - bir elektron alıcısı onun boyut.
Ayrıntılara girmeden, periyodik sistem gruplarında atom numaraları arttıkça atomların kovalent yarıçaplarının, metallerin iyonik yarıçaplarının ve etkileşen moleküllerin van der Waals yarıçaplarının arttığını not ediyoruz. Bu durumda iyon yarıçaplarının değerleri en küçüktür ve van der Waals yarıçapları en büyüktür. Kural olarak, grupta aşağı doğru hareket ederken, hem kovalent hem de van der Waals olmak üzere tüm öğelerin yarıçapları artar.
Biyologlar ve doktorlar için en önemli Koordinasyon(donör-kabul eden) koordinasyon kimyası tarafından dikkate alınan bağlar.
Tıbbi biyoinorganikler. G.K. Baraşkov
Çoğu elementin atomları birbirleriyle etkileşime girebildikleri için ayrı ayrı bulunmazlar. Bu etkileşimde daha karmaşık parçacıklar oluşur.
Kimyasal bağın doğası, elektrik yükleri arasındaki etkileşim kuvvetleri olan elektrostatik kuvvetlerin etkisidir. Elektronlar ve atom çekirdeği bu tür yüklere sahiptir.
Çekirdekten en uzak olan dış elektronik seviyelerde (değerlik elektronları) bulunan elektronlar, onunla en zayıf etkileşime girer ve bu nedenle çekirdekten ayrılabilirler. Atomların birbirine bağlanmasından sorumludurlar.
Kimyada etkileşim türleri
Kimyasal bağ türleri aşağıdaki tablo ile gösterilebilir:
iyonik bağ özelliği
nedeniyle oluşan kimyasal etkileşim iyon çekiciliği farklı yüklere sahip olana iyonik denir. Bu, bağlı atomların elektronegatiflikte (yani elektronları çekme yeteneğinde) önemli bir farklılığa sahip olması ve elektron çiftinin daha elektronegatif bir elemente gitmesi durumunda gerçekleşir. Elektronların bir atomdan diğerine böyle bir geçişinin sonucu, yüklü parçacıkların - iyonların oluşumudur. Aralarında bir çekim vardır.
en düşük elektronegatifliğe sahip tipik metaller, ve en büyüğü tipik metal olmayanlardır. İyonlar böylece tipik metaller ve tipik metal olmayanlar arasındaki etkileşimlerle oluşturulur.
Metal atomları pozitif yüklü iyonlara (katyonlara) dönüşür, elektronları dış elektronik seviyelere verir ve metal olmayanlar elektronları kabul eder, böylece negatif yüklü iyonlar (anyonlar).
Atomlar, elektronik konfigürasyonlarını tamamlayarak daha kararlı bir enerji durumuna geçerler.
İyonik bağ yönsüzdür ve doyurulamaz, çünkü elektrostatik etkileşim sırasıyla tüm yönlerde meydana gelir, iyon zıt işaretin iyonlarını her yöne çekebilir.
İyonların düzeni, her birinin çevresinde belirli sayıda zıt yüklü iyon olacak şekildedir. İyonik bileşikler için "molekül" kavramı mantıklı değil.
Eğitim Örnekleri
Sodyum klorürde (nacl) bir bağın oluşumu, karşılık gelen iyonların oluşumu ile Na atomundan Cl atomuna bir elektron transferinden kaynaklanır:
Na 0 - 1 e \u003d Na + (katyon)
Cl 0 + 1 e \u003d Cl - (anyon)
Sodyum klorürde, sodyum katyonlarının etrafında altı klorür anyonu ve her klorür iyonunun etrafında altı sodyum iyonu vardır.
Baryum sülfürdeki atomlar arasında bir etkileşim oluştuğunda, aşağıdaki işlemler meydana gelir:
Ba 0 - 2 e \u003d Ba 2+
S 0 + 2 e \u003d S 2-
Ba, iki elektronunu kükürte bağışlayarak, kükürt anyonları S2 ve baryum katyonları Ba 2+ oluşumuna neden olur.
metal kimyasal bağ
Metallerin dış enerji seviyelerindeki elektron sayısı azdır, kolayca çekirdekten ayrılırlar. Bu ayrılma sonucunda metal iyonları ve serbest elektronlar oluşur. Bu elektronlara "elektron gazı" denir. Elektronlar metalin hacmi boyunca serbestçe hareket eder ve atomlardan sürekli olarak bağlanır ve ayrılır.
Metal maddenin yapısı aşağıdaki gibidir: kristal kafes maddenin omurgasıdır ve elektronlar düğümleri arasında serbestçe hareket edebilir.
Aşağıdaki örnekler verilebilir:
mg - 2e<->Mg2+
Cs-e<->Cs+
Ca-2e<->Ca2+
Fe-3e<->Fe3+
Kovalent: polar ve polar olmayan
En yaygın kimyasal etkileşim türü bir kovalent bağdır. Etkileşen elementlerin elektronegatiflik değerleri keskin bir şekilde farklılık göstermez, bununla bağlantılı olarak, yalnızca ortak elektron çiftinin daha elektronegatif bir atoma kayması meydana gelir.
Kovalent etkileşim, değişim mekanizması veya verici-alıcı mekanizması tarafından oluşturulabilir.
Değişim mekanizması, atomların her birinin dış elektronik seviyelerde eşleşmemiş elektronları varsa gerçekleşir ve atomik orbitallerin örtüşmesi, zaten her iki atoma da ait olan bir çift elektronun ortaya çıkmasına neden olur. Atomlardan birinin dış elektronik düzeyde bir çift elektronu, diğerinin ise serbest yörüngesi olduğunda, atomik yörüngeler üst üste geldiğinde elektron çifti sosyalleşir ve etkileşim, verici-alıcı mekanizmasına göre gerçekleşir.
Kovalent, çokluğa bölünür:
- basit veya tek;
- çift;
- üçlü.
Çiftler, aynı anda iki çift elektronun ve üçlülerin - üçünün sosyalleşmesini sağlar.
Bağlı atomlar arasındaki elektron yoğunluğunun (polarite) dağılımına göre, kovalent bağ şu şekilde ayrılır:
- polar olmayan;
- kutupsal.
Aynı atomlar polar olmayan bir bağ oluşturur ve farklı elektronegatiflik ile polar bir bağ oluşur.
Benzer elektronegatifliğe sahip atomların etkileşimine polar olmayan bağ denir. Böyle bir moleküldeki ortak elektron çifti, atomların hiçbirine çekilmez, ancak her ikisine de eşit olarak aittir.
Elektronegatifliği farklı olan elementlerin etkileşimi, polar bağların oluşumuna yol açar. Bu tür etkileşime sahip ortak elektron çiftleri, daha elektronegatif bir element tarafından çekilir, ancak ona tamamen transfer olmaz (yani iyon oluşumu gerçekleşmez). Elektron yoğunluğundaki böyle bir kaymanın bir sonucu olarak, atomlarda kısmi yükler belirir: daha elektronegatif olanda negatif yük ve daha az elektronegatif olanda pozitif olan.
Kovalentliğin özellikleri ve özellikleri
Kovalent bağın temel özellikleri:
- Uzunluk, etkileşen atomların çekirdekleri arasındaki mesafe ile belirlenir.
- Polarite, elektron bulutunun atomlardan birine yer değiştirmesiyle belirlenir.
- oryantasyon - uzaya yönelik bağlar ve buna bağlı olarak belirli geometrik şekillere sahip moleküller oluşturma özelliği.
- Doygunluk, sınırlı sayıda bağ oluşturma yeteneği ile belirlenir.
- Polarize edilebilirlik, harici bir elektrik alanının etkisi altında polariteyi değiştirme yeteneği ile belirlenir.
- Bir bağı koparmak için gereken enerji, onun gücünü belirler.
Hidrojen (H2), klor (Cl2), oksijen (O2), nitrojen (N2) ve diğer birçok molekül, kovalent polar olmayan etkileşimin bir örneği olabilir.
H+ + H → H-H molekülü tek bir polar olmayan bağa sahiptir,
O: + :O → O=O molekülün çift kutuplu olmayan,
Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekülün polar olmayan üçlüsü vardır.
Kovalent bağa örnek olarak kimyasal elementler karbondioksit (CO2) ve karbon monoksit (CO) gazı, hidrojen sülfür (H2S) moleküllerini getirebilirsiniz, hidroklorik asit(HCL), su (H2O), metan (CH4), kükürt oksit (SO2) ve diğerleri.
CO2 molekülünde, karbon ve oksijen atomları arasındaki ilişki kovalent polardır, çünkü daha elektronegatif olan hidrojen elektron yoğunluğunu kendisine çeker. oksijenin iki tane var eşleşmemiş elektron dış seviyede ve karbon, etkileşimi oluşturmak için dört değerlik elektronu sağlayabilir. Sonuç olarak, çift bağlar oluşur ve molekül şöyle görünür: O=C=O.
Belirli bir moleküldeki bağın türünü belirlemek için, onu oluşturan atomları dikkate almak yeterlidir. Basit maddeler metaller metalik, metal olmayan metaller - iyonik, basit maddeler metal olmayanlar - kovalent polar olmayan ve farklı metal olmayanlardan oluşan moleküller, bir kovalent polar bağ yoluyla oluşturulur.
Kimyasal bağ- bunlar, elektronların ve bir parçacığın (atom, iyon, molekül vb.) atom çekirdeğinin, bu parçacıkları kararlı veya yarı kararlı bir kimyasal bileşikte tutan elektronlar ve başka bir parçacığın atom çekirdeği ile etkileşimleridir. Kimyasal bağın modern tanımı, kuantum mekaniği temelinde gerçekleştirilir. Bir kimyasal bağın temel özellikleri güç, uzunluk ve polaritedir.
iletişim türleri
- Tek elektronlu kimyasal bağ
- metal bağlantı
- kovalent bağ
- İyonik bağ
- Van der Waals bağlantısı
- hidrojen bağı
- İki elektronlu üç merkezli kimyasal bağ
En basit tek elektronlu kovalent kimyasal bağ
En basit tek elektronlu kimyasal bağ, tek değerlik elektronu tarafından oluşturulur. Bir elektronun iki pozitif yüklü iyonu tek bir bütün içinde tutabildiği ortaya çıktı. Tek elektronlu bir bağda, pozitif yüklü parçacıkların Coulomb itme kuvvetleri, bu parçacıkların negatif yüklü bir elektrona Coulomb çekim kuvvetleri tarafından dengelenir. Değerlik elektronu, molekülün iki çekirdeği için ortak hale gelir.
Örneklerçok kimyasal bileşikler moleküler iyonlardır: H 2+, Li 2+, Na 2+, K 2+, Rb 2+, Cs 2+
Tek kovalent bağ
Bir bağ elektron çifti tarafından tek bir kovalent kimyasal bağ oluşturulur. Tümünde mevcut teoriler(değerlik bağları teorisi, moleküler orbitaller teorisi, değerlik elektron çiftlerinin itme teorisi, Bohr kimyasal bağ modeli) bağ elektron çifti, molekülün atomları arasındaki boşlukta bulunur. Polar ve polar olmayan kovalent bağları ayırt edin.
Polar olmayan bir kovalent bağ, bağ elektronunun bulunduğu homonükleer iki atomlu moleküllerde gerçekleşir.I çifti moleküler sistemin her iki çekirdeğinden eşit uzaklıktadır.
arasındaki mesafe d atom çekirdeği karşılık gelen atomların kovalent yarıçaplarının toplamı olarak görülebilir.
Tek bir iki elektronlu kovalent bağda atom çekirdekleri arasındaki mesafe, en basit tek elektronlu kimyasal bağdaki aynı mesafeden daha kısadır.
Çoklu kovalent bağlar
Çoklu kovalent bağlar doymamış ile temsil edilir organik bileşikler ikili ve üçlü kimyasal bağlar içerir. Doymamış bileşiklerin doğasını tanımlamak için L. Pauling, sigma- ve π-bağları, atomik orbitallerin hibridizasyonu kavramlarını tanıtır.
Pauling'in iki S- ve iki p-elektronu için hibridizasyonu, kimyasal bağların yönlülüğünü, özellikle metanın tetrahedral konfigürasyonunu açıklamayı mümkün kıldı. Etilenin yapısını açıklamak için, karbon atomunun dört eşdeğer Sp3 elektronundan bir p-elektronu izole ederek π-bağ adı verilen ek bir bağ oluşturmak gerekir. Bu durumda, kalan üç Sp2 hibrit orbital, düzlemde 120°'lik bir açıyla yer alır ve ana bağları, örneğin bir düzlemsel etilen molekülünü oluşturur.
Asetilen molekülü durumunda, hibridizasyonda (Pauling'e göre) sadece bir S ve bir p orbitali yer alır ve 180 ° açıyla yerleştirilmiş ve zıt taraflara yönlendirilmiş iki Sp orbital oluşur. İki "temiz" karbon atomu p-orbitali, karşılıklı olarak dik düzlemlerde çiftler halinde örtüşür ve lineer bir asetilen molekülünün iki π-bağını oluşturur.
L. Pauling'in görüşleri, “Uzun yıllar boyunca kimyasal bağın doğası” adlı kitabına yansır. masa kitabı eczacı. 1954 yılında L. Pauling ödüllendirildi. Nobel Ödülü Kimya'da "Kimyasal bağın doğasının incelenmesi ve karmaşık bileşiklerin yapısının belirlenmesine uygulanması için" ifadesiyle.
Bununla birlikte, atomik orbitallerin seçici hibridizasyonunun fiziksel anlamı belirsizliğini korudu; hibridizasyon, fiziksel gerçekliğin atfedilemeyeceği bir cebirsel dönüşümdü.
Linus Pauling, doymamış bileşiklerin moleküllerindeki orbitallerin hibridizasyonunun seçiciliğini ortadan kaldırarak ve bükülmüş bir kimyasal bağ teorisini yaratarak kimyasal bağın tanımını iyileştirmeye çalıştı. Kekule'nin anısına adanmış teorik organik kimya sempozyumundaki raporunda (Londra, Eylül 1958), L. Pauling bir çift bağı iki özdeş bükülmüş kimyasal bağ ve bir üçlü bağın bir kombinasyonu olarak tanımlamanın yeni bir yolunu önerdi - üç bükülmüş kimyasal bağ. Bu konuda
Sempozyum L. Pauling kategorik olarak şunları söyledi:
Son derece önemli bir yeniliğin... bükülmüş bağlar yerine ikili veya üçlü bağlar ve konjuge sistemler için σ, π- tanımı olduğunu düşünen kimyagerler olabilir. σ,π tanımının kavisli bağlantı tanımından daha az tatmin edici olduğunu, bu yeniliğin sadece geçici olduğunu ve yakında yok olacağını düşünüyorum.
AT yeni teori Pauling'e göre, tüm bağlayıcı elektronlar, molekülün çekirdeklerini birleştiren hattan eşit ve eşit uzaklıkta hale geldi. Pauling'in bükülmüş kimyasal bağ teorisi istatistiksel bir yoruma izin verdi dalga fonksiyonu M. Doğan, Coulomb elektronların elektron korelasyonu. Fiziksel bir anlam ortaya çıktı - kimyasal bağın doğası tamamen çekirdek ve elektronların elektriksel etkileşimi ile belirlenir. Bağlanan elektronlar ne kadar fazlaysa, çekirdekler arası mesafe o kadar küçük ve karbon atomları arasındaki kimyasal bağ o kadar güçlüdür.
Üç merkezli kimyasal bağ
Kimyasal bağ hakkındaki fikirlerin daha da geliştirilmesi, iki elektronlu üç merkezli bağlar teorisini ve daha fazla bor hidridin (borohidrürler) yapısını tahmin etmeyi mümkün kılan bir topolojik teori geliştiren Amerikalı fiziksel kimyager W. Lipscomb tarafından verildi. ).
Üç merkezli kimyasal bağdaki bir elektron çifti, üç atom çekirdeği için ortak hale gelir. Üç merkezli bir kimyasal bağın en basit temsilcisinde - moleküler hidrojen iyonu H3 +, bir elektron çifti tek bir bütünde üç proton tutar.
Diboran molekülünde dört tekli kovalent bağ vardır. B-H bağlantıları ve iki iki elektronlu üç merkezli bağ. Tek bir kovalent B-H bağındaki çekirdekler arası mesafe 1,19 Å iken, üç merkezli bir B-H-B bağındaki benzer mesafe 1,31 Å'dir. Üç merkezli bağ B-H-B'nin (φ) açısı 830'dur. Diboran molekülündeki iki üç merkezli bağın kombinasyonu, bor atomlarının çekirdeklerini dB-B = 2 1.31 sin φ/2 mesafesinde tutmayı mümkün kılar. = 1.736 A. Bağlayıcı hidrojen atomlarının çekirdekleri, dört tekli B-H kovalent bağının bulunduğu düzlemden h = 1.31 · cos φ/2 = 0.981 Â uzaklıkta bulunur.
Üç merkezli bağlar sadece iki bor atomu ve bir hidrojen atomu üçgeninde değil, aynı zamanda üç bor atomu arasında, örneğin çerçeve borohidritlerde (pentaboran - B 5 H 9, dekaboran - B 10 H 4, vb.) .). Bu yapılar, sıradan (terminal) ve üç merkezli bağ (köprü) hidrojen atomları ve bor atomlarının üçgenlerini içerir.
Boranların iki elektronlu üç merkezli bağları ile "köprü" hidrojen atomları ile varlığı, kanonik değerlik doktrinini ihlal etti. Daha önce standart bir tek değerli element olarak kabul edilen hidrojen atomunun, iki bor atomu ile aynı bağlarla bağlandığı ortaya çıktı ve resmen iki değerli bir element haline geldi. W. Lipscomb'un boranların yapısını deşifre etme çalışması, kimyasal bağın anlaşılmasını genişletti. Nobel Komitesi 1976'da William Nunn Lipscomb Kimya Ödülü'nü "Kimyasal bağların problemlerini açıklayan boranların (borohidritlerin) yapısı üzerine yaptığı araştırmalar için" ifadesiyle ödüllendirdi.
Çok merkezli kimyasal bağ
1951'de T. Keely ve P. Pawson, disiklopentadienilin sentezi sırasında beklenmedik bir şekilde tamamen yeni bir organo-demir bileşiği elde etti. Daha önce bilinmeyen, son derece kararlı sarı-turuncu kristalli demir bileşiğinin hazırlanması hemen dikkat çekti.
E. Fisher ve D. Wilkinson bağımsız olarak yeni bileşiğin yapısını kurdu - iki siklopentadienil halkası paralel olarak, katmanlar halinde veya aralarında merkezde bir demir atomu bulunan bir “sandviç” şeklinde düzenlenir (Şekil 8). ). "Ferrosen" adı, R. Woodward (veya daha doğrusu, grubunun bir çalışanı olan D. Whiting) tarafından önerildi. Bir demir atomu ve on karbon atomunun (zehn - on) bileşiğindeki varlığını yansıtır.
Ferrosen molekülündeki on bağın tümü (C-Fe) eşdeğerdir, Fe-c çekirdekler arası mesafe 2.04 Å'dir. Bir ferrosen molekülündeki tüm karbon atomları yapısal ve kimyasal olarak eşdeğerdir, her birinin uzunluğu C-C bağlantıları 1,40 - 1,41 Å (karşılaştırma için, benzende C-C bağ uzunluğu 1,39 Å'dir). Demir atomunun etrafında 36 elektronlu bir kabuk belirir.
1973'te Ernst Otto Fischer ve Jeffrey Wilkinson, organometalik, sözde sandviç bileşikleri alanında öncü, bağımsız olarak yaptıkları çalışmalardan dolayı Nobel Kimya Ödülü'ne layık görüldü. İsveç Kraliyet Bilimler Akademisi'nin bir üyesi olan Indvar Lindqvist, ödül sahiplerinin sunumunda yaptığı konuşmada, "sandviç bileşiklerde bulunan bağların ve yapıların yeni ilkelerinin keşfi ve kanıtlanması önemli bir başarı, pratik önemi ki şu anda henüz tahmin edilemez."
Şu anda birçok metalin disiklopentadienil türevleri elde edilmiştir. Geçiş metali türevleri, ferrosen ile aynı yapıya ve aynı bağ yapısına sahiptir. Lantanitler bir sandviç yapı oluşturmazlar, ancak üç ışınlı bir yıldıza benzeyen bir yapı oluştururlar [Bu nedenle La, Ce, Pr, Nd atomları on beş merkezli bir kimyasal bağ oluşturur.
Ferrosenden hemen sonra dibenzenkrom elde edildi. Dibenzen-molibden ve dibenzen-vanadyum aynı şemaya göre hazırlandı. Bu sınıfın tüm bileşiklerinde metal atomları iki altı üyeli halkayı bir arada tutar. Bu bileşiklerdeki 12 metal-karbon bağının tümü aynıdır.
Uranosen [bis(siklooktatetraen)uranyum] da sentezlenmiştir, burada uranyum atomunun iki adet sekiz üyeli halkayı tuttuğudur. Uranosendeki 16 uranyum-karbon bağının tümü aynıdır. Uranosen, UCl4'ün eksi 300 C'de tetrahidrofuran içinde bir siklooktatetraen ve potasyum karışımı ile reaksiyona sokulmasıyla elde edilir.
Şekil 1. Elementlerin yörünge yarıçapları (r a) ve tek elektronlu kimyasal bağın uzunluğu (d)
En basit tek elektronlu kimyasal bağ, tek değerlik elektronu tarafından oluşturulur. Bir elektronun iki pozitif yüklü iyonu tek bir bütün içinde tutabildiği ortaya çıktı. Tek elektronlu bir bağda, pozitif yüklü parçacıkların Coulomb itme kuvvetleri, bu parçacıkların negatif yüklü bir elektrona Coulomb çekim kuvvetleri tarafından dengelenir. Değerlik elektronu, molekülün iki çekirdeği için ortak hale gelir.
Bu tür kimyasal bileşiklerin örnekleri moleküler iyonlardır: H 2 + , Li 2 + , Na 2 + , K 2 + , Rb 2 + , Cs 2 + :
Heteronükleer iki atomlu moleküllerde bir polar kovalent bağ oluşur (Şekil 3). Bir polar kimyasal bağdaki bağ elektron çifti, birinci iyonlaşma potansiyeli daha yüksek olan atoma yakındır.
Polar moleküllerin uzaysal yapısını karakterize eden atom çekirdekleri arasındaki d mesafesi, yaklaşık olarak karşılık gelen atomların kovalent yarıçaplarının toplamı olarak düşünülebilir.
Bazı polar maddelerin karakterizasyonuBağlayıcı elektron çiftinin polar molekülün çekirdeklerinden birine kayması, bir elektrik dipolün (elektrodinamik) ortaya çıkmasına neden olur (Şekil 4).
Pozitif ve negatif yüklerin ağırlık merkezleri arasındaki uzaklığa dipolün uzunluğu denir. Molekülün polaritesi ve ayrıca bağın polaritesi, dipol l'nin uzunluğunun elektronik yükün değeri ile çarpımı olan dipol momentinin μ değeri ile tahmin edilir:
Çoklu kovalent bağlar
Çoklu kovalent bağlar, ikili ve üçlü kimyasal bağlar içeren doymamış organik bileşiklerle temsil edilir. Doymamış bileşiklerin doğasını tanımlamak için L. Pauling, atomik orbitallerin hibridizasyonu olan sigma ve π bağları kavramlarını tanıtır.
Pauling'in iki S- ve iki p-elektronu için hibridizasyonu, kimyasal bağların yönlülüğünün, özellikle metanın tetrahedral konfigürasyonunun açıklanmasına izin verdi. Etilenin yapısını açıklamak için, bir p-elektronu karbon atomunun dört eşdeğer Sp3 - elektronundan π-bağ adı verilen ek bir bağ oluşturmak için izole etmek gerekir. Bu durumda, kalan üç Sp2-hibrit orbital düzlemde 120°'lik bir açıyla yer alır ve ana bağları, örneğin düz bir etilen molekülünü oluşturur (Şekil 5).
Pauling'in yeni teorisinde, tüm bağlayıcı elektronlar, molekülün çekirdeklerini birleştiren hattan eşit ve eşit uzaklıkta hale geldi. Pauling'in bükülmüş kimyasal bağ teorisi, dalga fonksiyonunun M. Born tarafından istatistiksel yorumunu, elektronların Coulomb elektron korelasyonunu hesaba kattı. Fiziksel bir anlam ortaya çıktı - kimyasal bağın doğası tamamen çekirdek ve elektronların elektriksel etkileşimi ile belirlenir. Bağlanan elektronlar ne kadar fazlaysa, çekirdekler arası mesafe o kadar küçük ve karbon atomları arasındaki kimyasal bağ o kadar güçlüdür.
Üç merkezli kimyasal bağ
Kimyasal bağ hakkındaki fikirlerin daha da geliştirilmesi, iki elektronlu üç merkezli bağ teorisini ve daha fazla bor hidridin (borohidrür) yapısını tahmin etmeye izin veren bir topolojik teori geliştiren Amerikalı fiziksel kimyager W. Lipscomb tarafından verildi.
Üç merkezli kimyasal bağdaki bir elektron çifti, üç atom çekirdeği için ortak hale gelir. Üç merkezli kimyasal bağın en basit temsilcisinde - moleküler hidrojen iyonu H3 +, bir elektron çifti tek bir bütünde üç proton tutar (Şekil 6).
Şekil 7. Diboran
Boranların iki elektronlu üç merkezli bağları ile "köprü" hidrojen atomları ile varlığı, kanonik değerlik doktrinini ihlal etti. Daha önce standart bir tek değerli element olarak kabul edilen hidrojen atomunun, iki bor atomu ile aynı bağlarla bağlandığı ortaya çıktı ve resmen iki değerli bir element haline geldi. W. Lipscomb'un boranların yapısını deşifre etme çalışması, kimyasal bağın anlaşılmasını genişletti. Nobel Komitesi 1976'da William Nunn Lipscomb Kimya Ödülü'nü "Kimyasal bağların problemlerini açıklayan boranların (borohidritlerin) yapısı üzerine yaptığı araştırmalar için" ifadesiyle ödüllendirdi.
Çok merkezli kimyasal bağ
Şekil 8. Ferrosen molekülü
Şekil 9. Dibenzenkrom
10. Uranosen
Ferrosen molekülündeki on bağın tümü (C-Fe) eşdeğerdir, Fe-c çekirdekler arası mesafe 2.04 Å'dir. Ferrosen molekülündeki tüm karbon atomları yapısal ve kimyasal olarak eşdeğerdir, her bir C-C bağının uzunluğu 1.40 - 1.41 Å'dir (karşılaştırma için, benzende C-C bağının uzunluğu 1.39 Å'dir). Demir atomunun etrafında 36 elektronlu bir kabuk belirir.
Kimyasal bağ dinamiği
Kimyasal bağ oldukça dinamiktir. Böylece metalin buharlaşması sırasında bir faz geçişi sırasında metalik bir bağ bir kovalent bağa dönüştürülür. Bir metalin katı halden buhar haline geçişi, büyük miktarda enerji harcamasını gerektirir.
Buharlarda, bu metaller pratik olarak homonükleer iki atomlu moleküllerden ve serbest atomlardan oluşur. Metal buharı yoğunlaştığında, kovalent bağ metal bir bağa dönüşür.
Alkali metal florürler gibi tipik bir iyonik bağa sahip tuzların buharlaşması, iyonik bağın tahrip olmasına ve bir polar kovalent bağ ile heteronükleer iki atomlu moleküllerin oluşumuna yol açar. Bu durumda, köprü bağları olan dimerik moleküllerin oluşumu gerçekleşir.
Alkali metal florürlerin ve bunların dimerlerinin moleküllerindeki kimyasal bağın karakterizasyonu.
Alkali metal florürlerin buharlarının yoğunlaşması sırasında, polar kovalent bağ, tuzun karşılık gelen kristal kafesinin oluşumu ile iyonik bir bağa dönüştürülür.
Bir kovalentin metalik bir bağa geçiş mekanizması
Şekil 11. Bir elektron çifti r e'nin yörünge yarıçapı ile bir kovalent kimyasal bağın uzunluğu d arasındaki ilişki
Şekil 12. İki atomlu moleküllerin dipollerinin oryantasyonu ve alkali metal buharlarının yoğunlaşması sırasında çarpık bir oktahedral küme parçasının oluşumu
Şekil 13. Alkali metal kristallerinde çekirdeklerin vücut merkezli kübik düzeni ve bir bağlantı
Dağınık çekim (Londra kuvvetleri) atomlar arası etkileşime ve alkali metal atomlarından homonükleer iki atomlu moleküllerin oluşumuna neden olur.
Bir metal-metal kovalent bağının oluşumu, etkileşime giren atomların elektron kabuklarının deformasyonu ile ilişkilidir - değerlik elektronları, elektron yoğunluğu ortaya çıkan molekülün atom çekirdeği arasındaki boşlukta konsantre olan bir bağlayıcı elektron çifti oluşturur. Alkali metallerin homonükleer iki atomlu moleküllerinin karakteristik bir özelliği, kovalent bağın uzun uzunluğu (hidrojen molekülündeki bağ uzunluğunun 3.6-5.8 katı) ve kopma enerjisinin düşük olmasıdır.
Re ve d arasındaki belirtilen oran, moleküldeki elektrik yüklerinin eşit olmayan dağılımını belirler - molekülün orta kısmında, bağlayıcı elektron çiftinin negatif elektrik yükü yoğunlaşır ve molekülün uçlarında - pozitif elektrik ücretleri iki atom çekirdeği
Elektrik yüklerinin eşit olmayan dağılımı, oryantasyon kuvvetleri (van der Waals kuvvetleri) nedeniyle moleküllerin etkileşimi için koşullar yaratır. Alkali metallerin molekülleri, çevrede zıt elektrik yükleri görünecek şekilde kendilerini yönlendirme eğilimindedir. Sonuç olarak, çekici kuvvetler moleküller arasında hareket eder. İkincisinin varlığı nedeniyle, alkali metal molekülleri birbirine yaklaşır ve az çok sıkı bir şekilde birbirine çekilir. Aynı zamanda, komşu moleküllerin daha yakın yerleştirilmiş kutuplarının etkisi altında her birinin bir miktar deformasyonu meydana gelir (Şekil 12).
Aslında, alkali metal moleküllerinin pozitif yüklü dört atom çekirdeğinin elektrik alanına düşen orijinal iki atomlu molekülün bağlayıcı elektronları, atomun yörünge yarıçapından kopar ve serbest hale gelir.
Bu durumda, bağ elektron çifti altı katyonlu bir sistem için bile ortak hale gelir. Metalin kristal kafesinin yapımı küme aşamasında başlar. Alkali metallerin kristal kafesinde, bağlantı bağlantısının yapısı, çarpık bir yassı oktahedron şeklinde - yüksekliği ve tabanın kenarları sabit öteleme değerine eşit olan kare bir çift piramit şeklinde açıkça ifade edilir. kafes a w (Şekil 13).
Bir alkali metal kristalinin translasyonel kafes sabiti a w değeri, bir alkali metal molekülünün kovalent bağ uzunluğunu önemli ölçüde aşar, bu nedenle metaldeki elektronların genellikle serbest durumda olduğu kabul edilir:
Bir metaldeki serbest elektronların özellikleriyle ilişkili matematiksel yapı, genellikle, elektronların bulunduğu geometrik bir yer olarak düşünülmesi gereken ve metalin ana özelliğini sağlayan - elektrik akımını iletmek için düşünülmesi gereken "Fermi yüzeyi" ile tanımlanır.
Alkali metal buharlarının yoğunlaşma sürecini, örneğin hidrojen gibi gazların yoğunlaşma işlemiyle karşılaştırırken, göze çarpan özellik metalin özelliklerinde. Bu nedenle, hidrojenin yoğunlaşması sırasında zayıf moleküller arası etkileşimler ortaya çıkarsa, o zaman metal buharlarının yoğunlaşması sırasında, karakteristik süreçler kimyasal reaksiyonlar. Metal buharının yoğunlaşmasının kendisi birkaç aşamada ilerler ve aşağıdaki süreçle tanımlanabilir: serbest bir atom → kovalent bağa sahip iki atomlu bir molekül → bir metal kümesi → metal bağı olan bir kompakt metal.
Alkali metal halojenür moleküllerinin etkileşimine dimerizasyonları eşlik eder. Bir dimerik molekül, bir elektrik dört kutuplu olarak düşünülebilir (Şekil 15). Şu anda alkali metal halojenür dimerlerinin (kimyasal bağ uzunlukları ve bağ açıları) temel özellikleri bilinmektedir.
Alkali metal halojenürlerin (E 2 X 2) (gaz fazı) dimerlerinde kimyasal bağ uzunluğu ve bağ açıları.
E2X2 | X=F | X=Cl | X=Br | X=I | ||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|
d EF , Å | d ECI, Å | d EBr , Å | d EI, Å | |||||
Li 2 X 2 | 1,75 | 105 | 2,23 | 108 | 2,35 | 110 | 2,54 | 116 |
Na2X2 | 2,08 | 95 | 2,54 | 105 | 2,69 | 108 | 2,91 | 111 |
K2X2 | 2,35 | 88 | 2,86 | 98 | 3,02 | 101 | 3,26 | 104 |
Cs 2 X 2 | 2,56 | 79 | 3,11 | 91 | 3,29 | 94 | 3,54 | 94 |
Yoğunlaşma sürecinde, oryantasyon kuvvetlerinin etkisi artar, moleküller arası etkileşime kümelerin oluşumu ve ardından bir katı eşlik eder. Alkali metal halojenürler, basit kübik ve vücut merkezli kübik kafesli kristaller oluşturur.
Alkali metal halojenürler için kafes tipi ve öteleme kafes sabiti.
Kristalleşme sürecinde, bir alkali metal atomunun yörünge yarıçapından bir elektronun çıkarılmasına ve karşılık gelen iyonların oluşumu ile bir elektronun bir halojen atomuna aktarılmasına yol açan atomlar arası mesafede daha fazla bir artış meydana gelir. İyonların kuvvet alanları uzayda her yöne eşit olarak dağılmıştır. Bu bağlamda, alkali metal kristallerinde, her iyonun kuvvet alanı, iyonik bağı (Na + Cl -) niteliksel olarak temsil etmek geleneksel olduğu için, hiçbir şekilde zıt işaretli bir iyonu koordine etmez.
İyonik bileşiklerin kristallerinde, alkali metal iyonu altı klorür iyonu (bir sodyum klorür kristalinde) ve sekizi ile ilişkili olduğundan, Na + Cl - ve Cs + Cl - tipindeki basit iki iyon molekülleri kavramı anlamını kaybeder. klor iyonları (bir sezyum klorür kristalinde. Bu durumda, kristallerdeki tüm interiyonik mesafeler eşit uzaklıktadır.
Notlar
- İnorganik kimya el kitabı. İnorganik maddelerin sabitleri. - M.: "Kimya", 1987. - S. 124. - 320 s.
- Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A.İnorganik kimya el kitabı. İnorganik maddelerin sabitleri. - M.: "Kimya", 1987. - S. 132-136. - 320 sn.
- Gankin V.Yu., Gankin Yu.V. Kimyasal bağların nasıl oluştuğu ve kimyasal reaksiyonların nasıl ilerlediği. - M.: yayın grubu "Sınır", 2007. - 320 s. - ISBN 978-5-94691296-9
- Nekrasov B.V. Genel kimya dersi. - E.: Goshimizdat, 1962. - S. 88. - 976 s.
- Pauling L. Kimyasal bağın doğası / Ya.K. Syrkin tarafından düzenlendi. - başına. İngilizceden. M.E. Dyatkina. - M.-L.: Gosimizdat, 1947. - 440 s.
- Teorik organik kimya / ed. R.Kh.Freidlina. - başına. İngilizceden. Yu.G. Bundel. - M.: Ed. yabancı edebiyat, 1963. - 365 s.
- Lemenovsky D.A., Levitsky M.M. Rus Kimya Dergisi (D.I. Mendeleev'in adını taşıyan Rus Kimya Derneği Dergisi). - 2000. - T. XLIV, sayı 6. - S. 63-86.
- Kimyasal Ansiklopedik Sözlük / Ch. ed. I.L.Knunyants. - M.: Sov. Ansiklopedi, 1983. - S. 607. - 792 s.
- Nekrasov B.V. Genel kimya dersi. - E.: Goshimizdat, 1962. - S. 679. - 976 s.
- Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A.İnorganik kimya el kitabı. İnorganik maddelerin sabitleri. - M.: "Kimya", 1987. - S. 155-161. - 320 sn.
- Gillespie R. Moleküllerin geometrisi / başına. İngilizceden. E.Z. Zasorina ve V.S. Mastryukov, ed. Yu.A. Pentina. - M.: "Mir", 1975. - S. 49. - 278 s.
- Bir kimyagerin el kitabı. - 2. baskı, gözden geçirilmiş. ve ek - L.-M.: GNTI Kimyasal Literatür, 1962. - T. 1. - S. 402-513. - 1072 s.
- Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A.İnorganik kimya el kitabı. İnorganik maddelerin sabitleri .. - M .: "Kimya", 1987. - S. 132-136. - 320 sn.
- Zieman J. Metallerde elektronlar (Fermi yüzeyleri teorisine giriş). Fizik bilimlerindeki gelişmeler .. - 1962. - T. 78, sayı 2. - 291 s.
Ayrıca bakınız
- Kimyasal bağ- Büyük Sovyet Ansiklopedisi'nden makale
- Kimyasal bağ- Chemport.ru
- Kimyasal bağ- Fiziksel Ansiklopedi