Ковалентын холбоо нь харилцан үйлчлэлд оролцож буй хоёр атомын электронуудыг хуваалцсанаас үүсдэг. Төмөр бус бодисын электрон сөрөг чанар нь хангалттай том тул электрон дамжуулалт үүсэхгүй.

Давхардсан электрон орбитал дахь электронуудыг хуваалцдаг. Энэ нь атомуудын гаднах электрон түвшнийг дүүргэх, өөрөөр хэлбэл 8 эсвэл 2 электрон гадна бүрхүүл үүсэх нөхцөл байдлыг бий болгодог.

-тай холбоотой

Ангийнхан

Электрон бүрхүүл бүрэн дүүрсэн төлөв нь хамгийн бага энерги, үүний дагуу хамгийн их тогтвортой байдалаар тодорхойлогддог.

Үүсгэх хоёр механизм байдаг:

1. хандивлагч хүлээн авагч;
2. солилцох.

Эхний тохиолдолд атомуудын нэг нь хос электроноо, хоёр дахь нь чөлөөт электрон орбитал өгдөг.

Хоёрдугаарт, харилцан үйлчлэлийн оролцогч бүрээс нэг электрон нийтлэг хос болж ирдэг.

Тэдгээр нь ямар төрлөөс хамаарна- атомын болон молекулын, ижил төрлийн холбоо бүхий нэгдлүүд нь физик-химийн шинж чанараараа ихээхэн ялгаатай байж болно.

Молекулын бодисуудихэвчлэн хайлах болон буцлах температур багатай, цахилгаан дамжуулах чадваргүй, хүч чадал багатай хий, шингэн эсвэл хатуу бодисууд. Үүнд: устөрөгч (H 2), хүчилтөрөгч (O 2), азот (N 2), хлор (Cl 2), бром (Br 2), орторомб хүхэр (S 8), цагаан фосфор (P 4) болон бусад энгийн бодисууд орно. ; нүүрстөрөгчийн давхар исэл (CO 2), хүхрийн давхар исэл (SO 2), азотын исэл V (N 2 O 5), ус (H 2 O), устөрөгчийн хлорид (HCl), устөрөгчийн фтор (HF), аммиак (NH 3), метан (CH 4), этилийн спирт (C 2 H 5 OH), органик полимер болон бусад.

Атомын бодисуудбуцлах, хайлах өндөр температуртай, удаан эдэлгээтэй талст хэлбэрээр байдаг, ус болон бусад уусгагчид уусдаггүй, ихэнх нь цахилгаан гүйдэл дамжуулдаггүй. Жишээлбэл, алмааз нь онцгой хүч чадалтай. Энэ нь алмаз нь ковалент холбоогоор холбогдсон нүүрстөрөгчийн атомуудаас бүрдэх талст байдагтай холбон тайлбарладаг. Алмазанд бие даасан молекул байдаггүй. Мөн бал чулуу, цахиур (Si), цахиурын давхар исэл (SiO 2), цахиурын карбид (SiC) болон бусад бодисууд атомын бүтэцтэй байдаг.

Ковалентын холбоо нь зөвхөн дан (хлорын молекул Cl2 шиг) төдийгүй хүчилтөрөгчийн молекул O2 шиг давхар, жишээлбэл, азотын молекул N2 шиг гурав дахин байж болно. Үүний зэрэгцээ гурвалсан нь илүү их энергитэй бөгөөд давхар ба дангаараа илүү бат бөх байдаг.

Ковалент холбоо байж болноижил элементийн хоёр атомын хооронд (туйлшгүй) болон өөр өөр химийн элементийн атомуудын хооронд (туйлт) үүссэн.

Хэрэв та молекулуудыг бүрдүүлдэг атомуудын электрон сөрөг утгыг харьцуулж үзвэл ковалент туйлын холбоо бүхий нэгдлийн томъёог зааж өгөх нь тийм ч хэцүү биш юм. Цахилгаан сөрөг байдлын ялгаа нь туйлшралгүй байдлыг тодорхойлохгүй. Хэрэв ялгаа байгаа бол молекул туйлтай болно.

Бүү алдаарай: боловсролын механизм, тодорхой жишээнүүд.

Ковалентын туйлт бус химийн холбоо

Энгийн бодис, металл бус шинж чанар. Электронууд атомуудад адилхан хамаарах бөгөөд электрон нягтралд ямар ч өөрчлөлт байхгүй.

Жишээлбэл, дараахь молекулууд орно.

H2, O2, O3, N2, F2, Cl2.

Үл хамаарах зүйл бол идэвхгүй хий юм. Тэдний гаднах энергийн түвшин бүрэн дүүрсэн бөгөөд молекул үүсэх нь тэдний хувьд энергийн хувьд тааламжгүй байдаг тул бие даасан атом хэлбэрээр оршдог.

Мөн туйлт бус ковалент холбоо бүхий бодисын жишээ нь PH3 байж болно. Хэдийгээр бодис нь өөр өөр элементүүдээс бүрддэг ч элементүүдийн электрон сөрөг чанар нь үнэндээ ялгаатай байдаггүй бөгөөд энэ нь электрон хос шилжихгүй гэсэн үг юм.

Ковалент туйлын химийн холбоо

Ковалентын туйлын холбоог авч үзвэл HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, CO2, SO3, CCl4, SiO2, CO гэсэн олон жишээг өгч болно.

металл бус атомуудын хооронд үүссэнөөр өөр цахилгаан сөрөг нөлөөтэй. Энэ тохиолдолд илүү их цахилгаан сөрөг шинж чанартай элементийн цөм нь өөрт ойртсон электронуудыг татдаг.

Туйлтын ковалент холбоо үүсэх схем

Үүсэх механизмаас хамааран тэдгээр нь нийтлэг болж болно нэг буюу хоёр атомын электронууд.

Зураг нь давсны хүчлийн молекул дахь харилцан үйлчлэлийг тодорхой харуулж байна.

Хос электрон нь нэг атом, хоёр дахь атомын аль алинд нь хамаарагддаг тул гаднах түвшин дүүрдэг. Гэхдээ илүү электрон сөрөг хлор нь өөртөө бага зэрэг ойртсон хос электроныг татдаг (энэ нь хуваалцсан хэвээр байна). Электрон сөрөг чанарын ялгаа нь хос электрон атомын аль нэгэнд бүрэн шилжихэд хангалттай биш юм. Үүний үр дүнд хлор дээр хэсэгчилсэн сөрөг цэнэг, устөрөгч дээр хэсэгчилсэн эерэг цэнэг гарч ирдэг. HCl молекул нь туйлын молекул юм.

Бондын физик-химийн шинж чанар

Холболтыг дараах шинж чанаруудаар тодорхойлж болно: чиглүүлэлт, туйлшрал, туйлшрал ба ханасан байдал.

Цагаан будаа. 2.1.Атомоос молекул үүсэх нь дагалддаг валентын орбиталуудын электронуудын дахин хуваарилалтболон хүргэдэг эрчим хүч олж авах,Учир нь молекулуудын энерги нь харилцан үйлчлэлцдэггүй атомуудын энергиээс бага болж хувирдаг. Зураг дээр устөрөгчийн атомуудын хооронд туйлшралгүй ковалент химийн холбоо үүсэх диаграммыг үзүүлэв.

§2 Химийн холбоо

Хэвийн нөхцөлд молекулын төлөв нь атомын төлөвөөс илүү тогтвортой байдаг (Зураг 2.1). Атомоос молекул үүсэх нь валентын тойрог замд электронуудын дахин хуваарилалт дагалдаж, энерги нэмэгдэхэд хүргэдэг, учир нь молекулуудын энерги нь харилцан үйлчлэлцдэггүй атомуудын энергиэс бага байдаг.(Хавсралт 3). Молекул дахь атомуудыг барьж буй хүчийг хамтдаа нэрлэдэг химийн холбоо.

Атомуудын хоорондох химийн холбоо нь валентын электронуудаар явагддаг бөгөөд цахилгаан шинж чанартай байдаг . Химийн бондын дөрвөн үндсэн төрөл байдаг. ковалент,ион,металлТэгээд устөрөгч.

1 ковалент холбоо

Электрон хосоор явагддаг химийн холбоог атом эсвэл ковалент гэж нэрлэдэг . Ковалентын холбоо бүхий нэгдлүүдийг атом эсвэл ковалент гэж нэрлэдэг .

Ковалентын холбоо үүсэх үед харилцан үйлчлэгч атомуудын электрон үүлний давхцал үүсч, энерги ялгардаг (Зураг 2.1). Энэ тохиолдолд эерэг цэнэгтэй атомын цөмүүдийн хооронд сөрөг цэнэгийн нягтрал ихтэй үүл гарч ирнэ. Кулоны хүчний үйлчлэлээс ялгаатай цэнэгүүдийн хоорондох таталцлын хүчний нөлөөгөөр сөрөг цэнэгийн нягтын өсөлт нь цөмүүдийг нэгтгэхэд тусалдаг.

Ковалент холбоо нь атомын гаднах бүрхүүлийн хосгүй электронуудаар үүсдэг . Энэ тохиолдолд эсрэг талын спинтэй электронууд үүсдэг электрон хос(Зураг 2.2), харилцан үйлчлэлцдэг атомуудад нийтлэг байдаг. Хэрэв атомуудын хооронд нэг ковалент холбоо (нэг нийтлэг электрон хос) үүссэн бол түүнийг дан, давхар, давхар гэх мэт гэж нэрлэдэг.

Эрчим хүч нь химийн бондын бат бөх байдлын хэмжүүр юм. Э sv нь холбоог таслахад зарцуулсан (бие даасан атомуудаас нэгдэл үүсгэх үед энерги нэмэгдэх). Энэ энергийг ихэвчлэн 1 моль тутамд хэмждэг. бодисуудба моль тутамд киложоуль (кДж∙моль –1)-ээр илэрхийлэгдэнэ. Нэг ковалент бондын энерги нь 200–2000 кЖмоль –1-ийн мужид оршдог.

Цагаан будаа. 2.2.Ковалент холбоо нь солилцооны механизмаар дамжуулан электрон хосыг хуваалцсанаас үүсдэг химийн хамгийн түгээмэл төрлийн холбоо юм. (А), харилцан үйлчлэлцэж буй атом бүр нэг электроныг нийлүүлэх үед буюу донор хүлээн авагч механизмаар дамжуулан (б), электрон хосыг нийтлэг хэрэглээнд зориулж нэг атом (донор) өөр атом руу (хүлээн авагч) шилжүүлэх үед.

Ковалент холбоо нь шинж чанартай байдаг ханасан байдал ба анхаарлаа төвлөрүүл . Ковалентын бондын ханалт гэдэг нь атомуудын хөршүүдтэйгээ хосгүй валентын электронуудын тоогоор тодорхойлогддог хязгаарлагдмал тооны холбоо үүсгэх чадварыг ойлгодог. Ковалентын бондын чиглэл нь атомуудыг бие биедээ ойртуулах хүч нь атомын цөмүүдийг холбосон шулуун шугамын дагуу чиглэгдэж байгааг харуулдаг. Түүнээс гадна, ковалент холбоо нь туйл ба туйлтгүй байж болно .

Хэзээ туйлшралгүйКовалентын холбоонд нийтлэг хос электроноос үүссэн электрон үүл нь хоёр атомын цөмтэй харьцангуй тэгш хэмтэй орон зайд тархдаг. Энгийн бодисын атомуудын хооронд, жишээлбэл, хоёр атомт молекул үүсгэдэг хийн ижил атомуудын хооронд (O 2, H 2, N 2, Cl 2 гэх мэт) туйлт бус ковалент холбоо үүсдэг.

Хэзээ туйлКовалентын холбоонд электрон үүл нь атомуудын аль нэг рүү шилждэг. Атомуудын хооронд туйлын ковалент холбоо үүсэх нь нарийн төвөгтэй бодисын онцлог шинж юм. Жишээлбэл, дэгдэмхий органик бус нэгдлүүдийн молекулууд: HCl, H 2 O, NH 3 гэх мэт.

Ковалентын холбоо үүсэх үед нийт электрон үүлний аль нэг атом руу шилжих зэрэг (бондын туйлшралын зэрэг ) гол төлөв атомын цөмийн цэнэг ба харилцан үйлчлэгч атомуудын радиусаар тодорхойлогддог .

Атомын цөмийн цэнэг их байх тусам электрон үүлсийг илүү хүчтэй татдаг. Үүний зэрэгцээ атомын радиус том байх тусам атомын цөмийн ойролцоо гаднах электронууд сул байдаг. Эдгээр хоёр хүчин зүйлийн нийлмэл нөлөө нь өөр өөр атомуудын ковалент холболтын үүлийг өөрсөд рүүгээ "татах" чадвараар илэрхийлэгддэг.

Молекул дахь атомын электронуудыг өөртөө татах чадварыг электрон сөрөг чанар гэж нэрлэдэг. . Тиймээс электрон сөрөг чанар нь атомын ковалент холбоог туйлшруулах чадварыг тодорхойлдог. Атомын цахилгаан сөрөг чанар их байх тусам ковалент бондын электрон үүл түүн рүү илүү хүчтэй шилждэг. .

Цахилгаан сөрөг чанарыг тодорхойлох хэд хэдэн аргыг санал болгосон. Энэ тохиолдолд хамгийн тодорхой физик утга нь электрон сөрөг чанарыг тодорхойлсон Америкийн химич Роберт С.Мулликений санал болгосон арга юм.  атомын энергийн нийлбэрийн тал хувьтай тэнцэнэ Э дэлектроны хамаарал ба энерги Э биатомын иончлол:

. (2.1)

Ионжуулалтын энергиАтом гэдэг нь электроныг түүнээс "урагдуулах" болон түүнийг хязгааргүй зайд зайлуулахын тулд зарцуулах ёстой энерги юм. Иончлолын энергийг атомын фотоионжуулалт эсвэл атомыг цахилгаан талбарт хурдасгасан электроноор бөмбөгдөх замаар тодорхойлно. Атомыг ионжуулахад хангалттай фотон буюу электрон энергийн хамгийн бага утгыг иончлох энерги гэнэ. Э би. Энэ энергийг ихэвчлэн электрон вольтоор (eV) илэрхийлдэг: 1 эВ = 1.610 –19 Ж.

Атомууд гаднах электронуудаа өгөхөд хамгийн их бэлэн байдаг металлууд, гаднах бүрхүүл дээр цөөн тооны хосгүй электрон (1, 2 эсвэл 3) агуулдаг. Эдгээр атомууд нь хамгийн бага иончлолын энергитэй байдаг. Тиймээс иончлолын энергийн хэмжээ нь элементийн их эсвэл бага "металл" -ын хэмжүүр болж чаддаг: иончлолын энерги бага байх тусам илүү тод илэрдэг. металлшинж чанаруудбүрэлдэхүүн.

Д.И.Менделеевийн элементүүдийн үечилсэн системийн ижил дэд бүлэгт элементийн атомын тоо нэмэгдэх тусам түүний иончлолын энерги буурч байна (Хүснэгт 2.1), энэ нь атомын радиус нэмэгдсэнтэй холбоотой (Хүснэгт 1.2), мөн , улмаар гадаад электронуудын цөмтэй холбоо суларч байна. Ижил үеийн элементүүдийн хувьд иончлолын энерги нь атомын тоо нэмэгдэх тусам нэмэгддэг. Энэ нь атомын радиус багасч, цөмийн цэнэг нэмэгдсэнтэй холбоотой.

Эрчим хүч Э д, чөлөөт атомд электрон нэмэгдэхэд ялгардаг электрон хамаарал(мөн eV-ээр илэрхийлсэн). Цэнэглэгдсэн электрон зарим саармаг атомд наалдсан үед энерги ялгардаг (шингээхээс илүү) нь байгаль дээрх хамгийн тогтвортой атомууд нь гаднах бүрхүүлээр дүүрсэн атомууд байдагтай холбон тайлбарладаг. Тиймээс эдгээр бүрхүүлүүд нь "бага зэрэг дүүргэгдээгүй" атомуудын хувьд (өөрөөр хэлбэл дүүргэхээс өмнө 1, 2 эсвэл 3 электрон байхгүй) электронуудыг өөртөө нэгтгэж, сөрөг цэнэгтэй ион 1 болж хувирах нь эрч хүчтэй байдаг. Ийм атомуудад жишээлбэл, галоген атомууд (Хүснэгт 2.1) - Д.И.Менделеевийн үечилсэн системийн долдугаар бүлгийн (үндсэн дэд бүлэг) элементүүд орно. Металлын атомуудын электрон хамаарал нь ихэвчлэн тэг эсвэл сөрөг байдаг, i.e. Нэмэлт электронуудыг хавсаргах нь эрч хүчний хувьд тааламжгүй байдаг тул тэдгээрийг атомын дотор байлгахын тулд нэмэлт энерги шаардагдана. Төмөр бус атомуудын электрон хамаарал нь үргэлж эерэг байдаг бөгөөд их байх тусам металл бус нь үелэх систем дэх язгуур (инерт) хийтэй ойр байдаг. Энэ нь нэмэгдэж байгааг харуулж байна металл бус шинж чанаруудхугацаа дуусах дөхөж байхад.

Дээр дурдсан бүх зүйлээс харахад атомуудын цахилгаан сөрөг чанар (2.1) үе бүрийн элементүүдийн хувьд зүүнээс баруун тийш нэмэгдэж, Менделеевийн үечилсэн бүлгийн нэг бүлгийн элементүүдийн хувьд дээрээс доош чиглэлд буурч байгаа нь тодорхой байна. систем. Гэсэн хэдий ч атомуудын хоорондох ковалент бондын туйлшралын зэргийг тодорхойлохын тулд цахилгаан сөрөг байдлын үнэмлэхүй утга биш харин холбоог бүрдүүлж буй атомуудын электрон сөрөг байдлын харьцаа чухал гэдгийг ойлгоход хэцүү биш юм. Тийм ч учраас практикт харьцангуй цахилгаан сөрөг утгыг ашигладаг(Хүснэгт 2.1), литийн цахилгаан сөрөг чанарыг нэгдмэл байдлаар авна.

Ковалент химийн бондын туйлшралыг тодорхойлохын тулд атомуудын харьцангуй цахилгаан сөрөг байдлын ялгааг ашигладаг.. Ерөнхийдөө А ба В атомуудын хоорондын холбоог цэвэр ковалент гэж үздэг бол |  А – Б|0.5.

Химийн бондын нэгдмэл онол байдаггүй бөгөөд химийн холбоог ердийн байдлаар ковалент (бүх нийтийн төрлийн холбоо), ион (ковалентын бондын онцгой тохиолдол), металл ба устөрөгч гэж хуваадаг.

Ковалент холбоо

Ковалентын холбоо үүсэх нь солилцоо, донор хүлээн авагч, датив (Льюис) гэсэн гурван механизмаар боломжтой байдаг.

дагуу бодисын солилцооны механизмКовалент холбоо үүсэх нь нийтлэг электрон хосуудыг хуваалцсаны улмаас үүсдэг. Энэ тохиолдолд атом бүр инертийн хийн бүрхүүлийг олж авах хандлагатай байдаг, өөрөөр хэлбэл. дууссан гадаад эрчим хүчний түвшинг олж авах. Солилцооны төрлөөр химийн холбоо үүсэхийг Льюисийн томъёогоор дүрсэлсэн бөгөөд атомын валентийн электрон бүрийг цэгээр дүрсэлсэн (Зураг 1).

Цагаан будаа. 1 Солилцооны механизмаар HCl молекулд ковалент холбоо үүсэх

Атомын бүтэц, квант механикийн онол хөгжихийн хэрээр ковалент холбоо үүсэх нь электрон тойрог замын давхцал хэлбэрээр илэрхийлэгддэг (Зураг 2).

Цагаан будаа. 2. Электрон үүл давхардсаны улмаас ковалент холбоо үүсэх

Атомын орбиталуудын давхцал их байх тусам бонд илүү бат бөх, бондын урт богино, бондын энерги төдий чинээ их байна. Янз бүрийн орбиталуудыг давхцуулж ковалент холбоо үүсгэж болно. s-s, s-p орбиталууд, түүнчлэн d-d, p-p, d-p орбиталууд хажуугийн дэлбэнтэй давхцсаны үр дүнд бонд үүсдэг. 2 атомын цөмийг холбосон шугамд перпендикуляр холбоо үүсдэг. Нэг ба нэг холбоо нь алкен, алкадиен зэрэг органик бодисын шинж чанартай олон (давхар) ковалент холбоо үүсгэх чадвартай. алкин (ацетилен).

Ковалент холбоо үүсэх нь донор-хүлээн авагч механизмАммонийн катионы жишээг харцгаая.

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Азотын атом нь чөлөөт дан хос электронтой (молекул доторх химийн холбоо үүсэхэд оролцдоггүй электронууд), устөрөгчийн катион нь чөлөөт тойрог замтай тул электрон донор ба хүлээн авагч юм.

Хлорын молекулын жишээн дээр ковалент холбоо үүсэх датив механизмыг авч үзье.

17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Хлорын атом нь чөлөөт дан хос электрон ба сул орбиталтай байдаг тул донор ба хүлээн авагчийн шинж чанарыг харуулж чаддаг. Тиймээс хлорын молекул үүсэхэд нэг хлорын атом нь донор, нөгөө нь хүлээн авагчийн үүргийг гүйцэтгэдэг.

Үндсэн ковалент бондын шинж чанарнь: ханалт (атом нь валентийн боломжийнхоо хэрээр олон электроныг өөртөө хавсаргахад ханасан холбоо үүсдэг; хавсарсан электронуудын тоо атомын валентын чадвараас бага байвал ханаагүй холбоо үүсдэг); чиглэл (энэ утга нь молекулын геометр ба "холбооны өнцөг" гэсэн ойлголттой холбоотой - бондын хоорондох өнцөг).

Ионы холбоо

Цэвэр ионы холбоо бүхий нэгдлүүд байдаггүй, гэхдээ энэ нь нийт электрон нягтралыг илүү электрон сөрөг элементийн атом руу бүрэн шилжүүлэх үед атомын тогтвортой электрон орчин бий болсон атомуудын химийн холбоот төлөв гэж ойлгогддог. Ионы холбоо нь зөвхөн эсрэг цэнэгтэй ионууд - катион ба анионуудын төлөвт байгаа электрон сөрөг ба цахилгаан эерэг элементүүдийн атомуудын хооронд л боломжтой байдаг.

ТОДОРХОЙЛОЛТ

Ионнь атомд электроныг зайлуулах эсвэл нэмэхэд үүссэн цахилгаан цэнэгтэй бөөмс юм.

Электроныг шилжүүлэхдээ металл болон металл бус атомууд цөмийн эргэн тойронд тогтвортой электрон бүрхүүлийн тохиргоог бий болгох хандлагатай байдаг. Металл бус атом нь цөмийн эргэн тойронд дараагийн инертийн хийн бүрхүүлийг, металлын атом нь өмнөх инертийн хийн бүрхүүлийг үүсгэдэг (Зураг 3).

Цагаан будаа. 3. Натрийн хлоридын молекулын жишээг ашиглан ионы холбоо үүсгэх

Ионы холбоо нь цэвэр хэлбэрээр байдаг молекулууд нь тухайн бодисын уурын төлөвт байдаг. Ионы холбоо нь маш хүчтэй тул ийм холбоо бүхий бодисууд хайлах температур өндөртэй байдаг. Ковалентын холбооноос ялгаатай нь ионы холбоо нь чиглэл ба ханалтаар тодорхойлогддоггүй, учир нь ионуудын үүсгэсэн цахилгаан орон нь бөмбөрцөг тэгш хэмийн улмаас бүх ионуудад адилхан үйлчилдэг.

Металл холболт

Металлын холбоо нь зөвхөн металлд л үүсдэг - энэ нь металлын атомуудыг нэг торонд хадгалдаг харилцан үйлчлэл юм. Бонд үүсэхэд зөвхөн түүний бүх эзэлхүүнд хамаарах металлын атомуудын валентийн электронууд оролцдог. Металлын хувьд электронууд атомаас байнга салж, металлын бүх массын дагуу хөдөлдөг. Электроноор дутагдсан металлын атомууд эерэг цэнэгтэй ион болж хувирдаг бөгөөд энэ нь хөдөлгөөнт электроныг хүлээн авах хандлагатай байдаг. Энэхүү тасралтгүй үйл явц нь металлын доторх "электрон хий" гэж нэрлэгддэг бодисыг үүсгэдэг бөгөөд энэ нь бүх металлын атомуудыг хооронд нь нягт холбодог (Зураг 4).

Металлын холбоо нь хүчтэй байдаг тул металууд нь өндөр хайлах цэгээр тодорхойлогддог бөгөөд "электрон хий" байгаа нь металлын уян хатан чанар, уян хатан чанарыг өгдөг.

Устөрөгчийн холбоо

Устөрөгчийн холбоо нь тодорхой молекул хоорондын харилцан үйлчлэл юм, учир нь түүний илрэл ба хүч нь тухайн бодисын химийн шинж чанараас хамаарна. Энэ нь устөрөгчийн атом нь өндөр цахилгаан сөрөг (O, N, S) атомтай холбогдсон молекулуудын хооронд үүсдэг. Устөрөгчийн холбоо үүсэх нь хоёр шалтгаанаас шалтгаална: нэгдүгээрт, электрон сөрөг атомтай холбоотой устөрөгчийн атом нь электронгүй бөгөөд бусад атомуудын электрон үүлэнд амархан ордог, хоёрдугаарт, валент s-орбиталтай байдаг. устөрөгчийн атом нь электрон сөрөг атомын ганц хос электроныг хүлээн авч, донор-хүлээн авагч механизмаар дамжуулан түүнтэй холбоо үүсгэх чадвартай.

Химийн элементар тоосонцор нь тусгай харилцаа үүсгэх замаар хоорондоо холбогддог. Тэдгээр нь туйлт ба туйл биш юм. Тэд тус бүр нь үүсэх тодорхой механизм, нөхцөлтэй байдаг.

-тай холбоотой

Энэ юу вэ

Ковалентын холбоо нь үүсдэг формац юм металл бус шинж чанартай элементүүдийн хувьд. "ko" угтвар байгаа нь янз бүрийн элементийн атомын электронуудын хамтарсан оролцоог илтгэнэ.

"Валент" гэсэн ойлголт нь тодорхой хүч чадал байгаа гэсэн үг юм. Ийм харилцаа үүсэх нь "хос" байхгүй атомын электронуудыг нийгэмшүүлэх замаар үүсдэг.

Эдгээр химийн холбоо нь электронуудын "гахайн банк" үүссэний улмаас үүсдэг бөгөөд энэ нь харилцан үйлчлэгч хэсгүүдэд нийтлэг байдаг. Хос электронуудын харагдах байдал нь электрон орбиталуудын давхцалтай холбоотой юм. Эдгээр төрлийн харилцан үйлчлэл нь электрон үүлний хооронд үүсдэг хоёр элемент.

Чухал!Орбитал хос хосолсон үед ковалент холбоо үүсдэг.

-тэй бодисууд тодорхойлсон бүтэцнь:

• олон тооны хий;
• согтууруулах ундаа;
• нүүрс ус;
• уураг;
• органик хүчил.

Энгийн бодис эсвэл нарийн төвөгтэй нэгдлүүдэд нийтийн хос электронууд үүссэний улмаас ковалент химийн холбоо үүсдэг. Энэ нь тохиолддог туйлт ба туйл биш.

Химийн бондын мөн чанарыг хэрхэн тодорхойлох вэ? Үүнийг хийхийн тулд та харах хэрэгтэй бөөмсийн атомын бүрэлдэхүүн хэсэг, томъёонд агуулагдаж байна.

Тайлбарласан төрлийн химийн холбоо нь зөвхөн металл бус шинж чанар давамгайлсан элементүүдийн хооронд үүсдэг.

Хэрэв нэгдэл нь ижил эсвэл өөр металл бус атомуудыг агуулж байвал тэдгээрийн хооронд үүссэн харилцаа нь "ковалент" болно.

Металл болон металл бус хоёр нэгдлүүдэд нэгэн зэрэг орвол харилцаа холбоо үүсдэг гэж үздэг.

"Туйл" бүхий бүтэц

Ковалентын туйлын холбоо нь өөр өөр шинж чанартай металл бус атомуудыг хооронд нь холбодог. Эдгээр нь атомууд байж болно:

• фосфор ба;
• хлор ба;
• аммиак.

Эдгээр бодисуудын өөр нэг тодорхойлолт байдаг. Энэ "гинж" нь металл бус металлын хооронд үүсдэг болохыг харуулж байна янз бүрийн электрон сөрөг индексүүдтэй.Аль ч тохиолдолд энэ харилцаа үүссэн химийн элемент-атомын олон төрлийг "онцлон тэмдэглэв".

Поляр ковалент холбоо бүхий бодисын томъёо нь:

• ҮГҮЙ болон бусад олон.

Хэвийн нөхцөлд танилцуулсан нэгдлүүд байж болно шингэн эсвэл хийнэгтгэх төлөвүүд. Льюисын томъёо нь атомын цөмүүдийг холбох механизмыг илүү нарийвчлалтай ойлгоход тусалдаг.

Хэрхэн харагддаг

Янз бүрийн цахилгаан сөрөг утгатай атомын бөөмсийн ковалент холбоо үүсэх механизм нь электрон шинж чанарын нийт нягтыг бий болгоход хүргэдэг.

Энэ нь ихэвчлэн хамгийн их цахилгаан сөрөг нөлөөтэй элемент рүү шилждэг. Үүнийг тусгай хүснэгт ашиглан тодорхойлж болно.

Нийтлэг хос "электрон" нь илүү өндөр цахилгаан сөрөг утгатай элемент рүү шилжсэний улмаас үүн дээр сөрөг цэнэг хэсэгчлэн үүсдэг.

Үүний дагуу нөгөө элемент нь хэсэгчилсэн эерэг цэнэгийг хүлээн авах болно. Үүний үр дүнд өөр өөр цэнэглэгдсэн хоёр туйлаар холболт үүсдэг.

Ихэнхдээ туйлын харилцааг бий болгохдоо хүлээн авагч механизм эсвэл донор-хүлээн авагч механизмыг ашигладаг. Энэ механизмаар үүссэн бодисын жишээ бол аммиакийн молекул юм. Үүний дотор азот нь чөлөөт тойрог зам, устөрөгч нь чөлөөт электроноор хангагдсан байдаг. Үүсгэсэн электрон хос нь өгөгдсөн азотын тойрог замыг эзэлдэг бөгөөд үүний үр дүнд нэг элемент нь донор, нөгөө нь хүлээн авагч болдог.

Механизмыг тайлбарласан ковалент холбоо үүсэх, харилцан үйлчлэлийн нэг төрөл болох нь туйлын холболттой бүх нэгдлүүдийн хувьд ердийн зүйл биш юм. Жишээлбэл, органик болон органик бус гаралтай бодисууд орно.

Туйл бус бүтцийн тухай

Ковалентын туйлт бус холбоо нь металл бус шинж чанартай элементүүдийг холбодог ижил цахилгаан сөрөг утгууд.Өөрөөр хэлбэл, ковалент туйлт бус холбоо бүхий бодисууд нь янз бүрийн хэмжээтэй ижил металл бус бодисуудаас бүрдсэн нэгдлүүд юм.

Ковалентын туйлт бус холбоо бүхий бодисын томъёо:

Энэ ангилалд хамаарах нэгдлүүдийн жишээг дурдав энгийн бүтэцтэй бодисууд. Энэ төрлийн харилцан үйлчлэлийг бий болгоход бусад металл бус харилцан үйлчлэлийн нэгэн адил "хамгийн гаднах" электронууд оролцдог.

Зарим уран зохиолд тэдгээрийг валент гэж нэрлэдэг. By гэдэг нь гаднах бүрхүүлийг дуусгахад шаардагдах электроны тоог хэлнэ. Атом нь сөрөг цэнэгтэй бөөмсийг өгч эсвэл хүлээн авч болно.

Тайлбарласан харилцаа нь хоёр электрон эсвэл хоёр төвийн гинжин хэлхээний ангилалд хамаарна. Энэ тохиолдолд хос электрон ерөнхий байр суурь эзэлдэгэлементийн хоёр тойрог замын хооронд. Бүтцийн томъёонд электрон хосыг хэвтээ баар буюу "-" хэлбэрээр бичдэг. Мөр бүр нь молекул дахь хуваалцсан электрон хосуудын тоог харуулдаг.

Энэ төрлийн харилцаатай бодисыг таслахын тулд хамгийн их энерги зарцуулах шаардлагатай байдаг тул эдгээр бодисууд нь хүч чадлын хэмжээнд хамгийн хүчтэй байдаг.

Анхаар!Энэ ангилалд байгалийн хамгийн хүчтэй нэгдлүүдийн нэг болох алмаз орно.

Хэрхэн харагддаг

Хандивлагч-хүлээн авагч механизмын дагуу туйлт бус бондууд бараг холбогддоггүй. Ковалентын туйлт бус холбоо гэдэг нь хос электронуудыг хуваалцах замаар үүссэн бүтэц юм. Эдгээр хосууд нь хоёр атомд адилхан хамаарна. Олон холбоосоор Льюисийн томъёомолекул дахь атомуудын холболтын механизмын талаархи ойлголтыг илүү нарийвчлалтай өгдөг.

Ковалентын туйл ба туйлт бус бондын ижил төстэй байдал нь нийтлэг электрон нягтын харагдах байдал юм. Зөвхөн хоёр дахь тохиолдолд үүссэн электрон "гахайн банкууд" нь төв байрыг эзэлдэг атомын аль алинд нь адилхан хамаарна. Үүний үр дүнд хэсэгчилсэн эерэг ба сөрөг цэнэгүүд үүсдэггүй бөгөөд энэ нь үүссэн "гинж" нь туйлшралгүй гэсэн үг юм.

Чухал!Туйлтгүй холбоо нь электрон хосыг үүсгэж, атомын сүүлийн электрон түвшинг бүрэн төгс болгодог.

Тодорхойлсон бүтэцтэй бодисын шинж чанар мэдэгдэхүйц ялгаатайметалл эсвэл ионы харилцан үйлчлэлтэй бодисын шинж чанарын тухай.

Туйлын ковалент холбоо гэж юу вэ

Химийн холбоо ямар төрлүүд байдаг вэ?

Тодорхойлолт

Ковалентын холбоо гэдэг нь атомууд валентийн электронуудаа хуваалцсанаар үүсдэг химийн холбоо юм. Ковалентын холбоо үүсэх урьдчилсан нөхцөл бол валентын электронууд байрладаг атомын орбиталуудын (AO) давхцах явдал юм. Хамгийн энгийн тохиолдолд, хоёр AO-ийн давхцал нь хоёр молекул орбитал (MO) үүсэхэд хүргэдэг: холбох MO ба эсрэг холбоо (эсрэг холбоо) MO. Хуваалцсан электронууд нь доод энергийн холболтын MO дээр байрладаг:

Боловсролын харилцаа холбоо

Ковалентын холбоо (атомын холбоо, гомеополяр холбоо) - атом тус бүрээс нэг электрон электрон хуваах замаар хоёр атомын хоорондох холбоо:

A. + B. -> A: B

Энэ шалтгааны улмаас гомеополяр харилцаа нь чиглэлтэй байдаг. Бондыг гүйцэтгэдэг хос электронууд нь холбогдсон атомуудад нэгэн зэрэг хамаарна, жишээлбэл:

	..		..						..
:	Cl	:	Cl	:			Х	:	О	:	Х
	..		..						..

Ковалентын бондын төрлүүд

Гурван төрлийн ковалент химийн холбоо байдаг бөгөөд тэдгээр нь үүсэх механизмаараа ялгаатай байдаг.

1. Энгийн ковалент холбоо. Түүний үүсэхийн тулд атом бүр нэг хосгүй электроноор хангадаг. Энгийн ковалент холбоо үүсэх үед атомуудын албан ёсны цэнэг өөрчлөгдөөгүй хэвээр байна. Хэрэв энгийн ковалент холбоо үүсгэгч атомууд ижил байвал молекул дахь атомуудын жинхэнэ цэнэг нь мөн адил байна, учир нь холбоог бүрдүүлэгч атомууд хос электрон хосыг ижил хэмжээгээр эзэмшдэг тул ийм холбоог туйл биш ковалент гэж нэрлэдэг. бонд. Хэрэв атомууд өөр бол хуваалцсан хос электроныг эзэмших зэрэг нь атомуудын цахилгаан сөрөг байдлын ялгаагаар тодорхойлогддог бөгөөд илүү өндөр цахилгаан сөрөг хүчин чадалтай атом нь хос электронтой илүү их хэмжээгээр холбогддог тул түүний үнэн байдаг. цэнэг нь сөрөг тэмдэгтэй, бага цахилгаан сөрөг утгатай атом ижил цэнэгийг авдаг боловч эерэг тэмдэгтэй байдаг.

Сигма (σ)-, pi (π)-бондууд нь органик нэгдлүүдийн молекул дахь ковалент бондын төрлүүдийн ойролцоо тодорхойлолт юм; σ-бонд нь электрон үүлний нягтыг холбосон тэнхлэгийн дагуу хамгийн их байлгах замаар тодорхойлогддог. атомын цөм. π холбоо үүсэх үед электрон үүлний хажуугийн давхцал үүсэх ба электрон үүлний нягт нь σ бондын хавтгайгаас хамгийн их "дээд" ба "доор" байна. Жишээлбэл, этилен, ацетилен, бензолыг авна.

Этилен C 2 H 4 молекулд CH 2 = CH 2 давхар холбоо байдаг бөгөөд түүний электрон томъёо: H:C::C:H. Бүх этилен атомын цөмүүд нэг хавтгайд байрладаг. Нүүрстөрөгчийн атом бүрийн гурван электрон үүл нь нэг хавтгайд байгаа бусад атомуудтай гурван ковалент холбоо үүсгэдэг (тэдгээрийн хоорондох өнцөг нь ойролцоогоор 120 °). Нүүрстөрөгчийн атомын дөрөв дэх валентийн электроны үүл нь молекулын хавтгайн дээр ба доор байрладаг. Нүүрстөрөгчийн атомын ийм электрон үүл нь молекулын хавтгайн дээр ба доор хэсэгчлэн давхцаж, нүүрстөрөгчийн атомуудын хооронд хоёр дахь холбоо үүсгэдэг. Нүүрстөрөгчийн атомуудын хоорондох эхний, илүү хүчтэй ковалент холбоог σ бонд гэж нэрлэдэг; хоёр дахь сул ковалент холбоог π холбоо гэж нэрлэдэг.

Шугаман ацетилений молекулд

N-S≡S-N (N: S::: S: N)

нүүрстөрөгч ба устөрөгчийн атомуудын хооронд σ холбоо, хоёр нүүрстөрөгчийн атомын хооронд нэг σ холбоо, ижил нүүрстөрөгчийн атомын хооронд хоёр π холбоо байдаг. Хоёр π-бонд нь харилцан перпендикуляр хоёр хавтгайд σ-бондын үйл ажиллагааны хүрээний дээр байрладаг.

Бензолын циклик молекул C 6 H 6-ийн бүх зургаан нүүрстөрөгчийн атомууд нэг хавтгайд байрладаг. Цагирагийн хавтгай дахь нүүрстөрөгчийн атомуудын хооронд σ холбоо байдаг; Нүүрстөрөгчийн атом бүр устөрөгчийн атомуудтай ижил холбоотой байдаг. Нүүрстөрөгчийн атомууд эдгээр холбоог бий болгохын тулд гурван электрон зарцуулдаг. Найман хэлбэртэй нүүрстөрөгчийн атомын дөрөв дэх валентын электронуудын үүлнүүд нь бензолын молекулын хавтгайд перпендикуляр байрладаг. Ийм үүл бүр нь хөрш зэргэлдээх нүүрстөрөгчийн атомын электрон үүлтэй ижилхэн давхцдаг. Бензолын молекулд гурван тусдаа π холбоо үүсдэггүй, харин бүх нүүрстөрөгчийн атомд нийтлэг байдаг зургаан электроноос бүрдэх нэг π электрон систем үүсдэг. Бензолын молекул дахь нүүрстөрөгчийн атомуудын хоорондын холбоо яг ижил байна.

Ковалент холбоо нь электрон үүлний давхцлын үед үүсдэг электронуудыг хуваалцах (нийтлэг электрон хос үүсгэх) үр дүнд үүсдэг. Ковалентын холбоо үүсэхэд хоёр атомын электрон үүл орно. Ковалент бондын хоёр үндсэн төрөл байдаг.

• Ижил химийн элементийн металл бус атомуудын хооронд ковалент туйлт бус холбоо үүсдэг. Энгийн бодисууд, жишээлбэл, O 2 нь ийм холболттой байдаг; N 2; C 12.
• Төрөл бүрийн металл бус атомуудын хооронд туйлын ковалент холбоо үүсдэг.

бас үзнэ үү

Уран зохиол

• “Химийн нэвтэрхий толь бичиг”, М., “Зөвлөлтийн нэвтэрхий толь”, 1983, х.264.

Органик хими
Органик нэгдлүүдийн жагсаалт

Бүтцийн хими
Химийн холбоо:	Үнэр | Ковалент холбоо| Ионы холбоо | Металл холболт | Устөрөгчийн холбоо | Донор-хүлээн авагчийн холбоо | Таутомеризм
Бүтцийн дэлгэц:	Функциональ бүлэг | Бүтцийн томъёо | Химийн томъёо | Лиганд
Цахим шинж чанарууд:	Цахилгаан сөрөг чанар | Электрон хамаарал | Иончлолын энерги | Диполь | Октет дүрэм
Стереохими:	Тэгш бус атом | изомеризм | Тохиргоо | Хирал | Зохицуулалт

Викимедиа сан. 2010 он.

• Том Политехникийн нэвтэрхий толь бичиг

ХИМИЙН ХОЛБОО, атомууд хоорондоо нийлж молекул үүсгэдэг механизм. Эсрэг цэнэгийн таталцал, эсвэл электрон солилцох замаар тогтвортой конфигурацийг бий болгоход үндэслэсэн ийм бондын хэд хэдэн төрөл байдаг.... ... Шинжлэх ухаан, техникийн нэвтэрхий толь бичиг

Химийн холбоо- ХИМИЙН БОНД, атомуудын харилцан үйлчлэл, тэдгээрийн нэгдлийг молекул, талст болгон үүсгэдэг. Химийн холбоо үүсэх үед үйлчилдэг хүч нь гол төлөв цахилгаан шинж чанартай байдаг. Химийн холбоо үүсэх нь бүтцийн өөрчлөлт дагалддаг ... ... Зурагт нэвтэрхий толь бичиг

Атомуудын харилцан таталцал нь молекул, талст үүсэхэд хүргэдэг. Молекул эсвэл талст дотор хөрш атомуудын хооронд химийн бүтэц байдаг гэж хэлэх нь заншилтай байдаг. Атомын валент (үүнийг доор дэлгэрэнгүй авч үзэх болно) нь бондын тоог харуулдаг... Зөвлөлтийн агуу нэвтэрхий толь бичиг

химийн холбоо- атомуудын харилцан таталцал нь молекул, талст үүсэхэд хүргэдэг. Атомын валент нь тухайн атомын хөрш зэргэлдээх атомуудтай үүсгэсэн бондын тоог харуулдаг. "Химийн бүтэц" гэсэн нэр томъёог академич А.М.Бутлеров... ... онд нэвтрүүлсэн. Металлургийн нэвтэрхий толь бичиг

Ионы холбоо гэдэг нь электрон сөрөг чанарын их зөрүүтэй атомуудын хооронд үүссэн химийн хүчтэй холбоо бөгөөд дундын электрон хос нь илүү өндөр цахилгаан сөрөг утгатай атом руу бүрэн шилждэг. Жишээ нь нэгдэл CsF... Википедиа

Химийн холбоо гэдэг нь системийн нийт энергийн бууралт дагалддаг бондын бөөмсийн электрон үүлний давхцалаас үүдэлтэй атомуудын харилцан үйлчлэлийн үзэгдэл юм. “Химийн бүтэц” гэсэн нэр томъёог анх 1861 онд А.М.Бутлеров... ... Википедиа