Այս թեմայի ուսումնասիրության արդյունքում դուք կսովորեք. Ինչու է ջրի մոլեկուլը բևեռային ածխաթթու գազ- Ոչ: Որքա՞ն է ազոտի առավելագույն վալենտությունը միացություններում: Ինչու է ջուրը հալման և եռման աննորմալ բարձր ջերմաստիճան: Այս թեմայի ուսումնասիրության արդյունքում դուք կսովորեք. սահմանել բնավորությունը քիմիական կապ(կովալենտ բևեռային և ոչ բևեռային, իոնային, ջրածնային, մետաղական) տարբեր միացություններում։ Որոշեք մոլեկուլների երկրաչափական ձևը՝ հիմնվելով դրանց էլեկտրոնային կառուցվածքի վերլուծության վրա՝ հիբրիդացման հասկացությունների ներգրավմամբ ատոմային ուղեծրեր. Կանխատեսել նյութերի հատկությունները` հիմնվելով քիմիական կապի բնույթի և բյուրեղային ցանցերի տեսակների մասին տեղեկատվության վրա: Ուսումնասիրության հարցեր.

5.1. կովալենտային կապ

Քիմիական կապ է ձևավորվում, երբ երկու կամ ավելի ավելինատոմները, եթե դրանց փոխազդեցության արդյունքում տեղի է ունենում համակարգի ընդհանուր էներգիայի նվազում։ Ատոմների արտաքին էլեկտրոնային թաղանթների առավել կայուն էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիաները ազնիվ գազի ատոմների կոնֆիգուրացիաներն են՝ բաղկացած երկու կամ ութ էլեկտրոններից։ Այլ տարրերի ատոմների արտաքին էլեկտրոնային թաղանթները պարունակում են մեկից յոթ էլեկտրոն, այսինքն. թերի են. Երբ ձևավորվում է մոլեկուլ, ատոմները հակված են ձեռք բերելու կայուն երկու էլեկտրոն կամ ութ էլեկտրոնային թաղանթ: Քիմիական կապի առաջացմանը մասնակցում են ատոմների վալենտային էլեկտրոնները։

Կովալենտային կապը քիմիական կապ է երկու ատոմների միջև, որը ձևավորվում է այս երկու ատոմներին միաժամանակ պատկանող էլեկտրոնային զույգերով։

Կովալենտային կապի ձևավորման երկու մեխանիզմ կա՝ փոխանակում և դոնոր-ընդունիչ։

5.1.1. Կովալենտային կապի ձևավորման փոխանակման մեխանիզմ

փոխանակման մեխանիզմԿովալենտային կապի առաջացումն իրականացվում է տարբեր ատոմներին պատկանող էլեկտրոնների էլեկտրոնային ամպերի համընկնման շնորհիվ։ Օրինակ, երբ ջրածնի երկու ատոմները մոտենում են միմյանց, 1s էլեկտրոնային ուղեծրերը համընկնում են: Արդյունքում առաջանում է ընդհանուր զույգ էլեկտրոններ, որոնք միաժամանակ պատկանում են երկու ատոմներին։ Այս դեպքում քիմիական կապը ձևավորվում է հակազուգահեռ սպին ունեցող էլեկտրոնների կողմից, Նկ. 5.1.

Բրինձ. 5.1. Երկու H ատոմներից ջրածնի մոլեկուլի առաջացում

5.1.2. Կովալենտային կապի ձևավորման դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմ

Կովալենտային կապի առաջացման դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմով կապը ձևավորվում է նաև էլեկտրոնային զույգերի օգնությամբ։ Սակայն այս դեպքում մի ատոմը (դոնորը) ապահովում է իր էլեկտրոնային զույգը, իսկ մյուս ատոմը (ընդունողը) իր ազատ ուղեծրով մասնակցում է կապի առաջացմանը։ Դոնոր-ընդունիչ կապի իրականացման օրինակ է ամոնիումի իոնի NH 4 + ձևավորումը ամոնիակի NH 3 ջրածնի H + կատիոնի հետ փոխազդեցության ժամանակ:

NH 3 մոլեկուլում երեք էլեկտրոնային զույգ ձևավորում է երեք N - H կապ, չորրորդ էլեկտրոնային զույգը, որը պատկանում է ազոտի ատոմին, անբաժանելի է: Այս էլեկտրոնային զույգը կարող է կապ տալ ջրածնի իոնին, որն ունի ազատ ուղեծիր։ Ստացվում է ամոնիումի իոն NH 4 +, նկ. 5.2.

Բրինձ. 5.2. Դոնոր-ընդունիչ կապի առաջացում ամոնիումի իոնի առաջացման ժամանակ

Հարկ է նշել, որ NH 4 + իոնում գոյություն ունեցող չորս N – H կովալենտային կապերը համարժեք են: Ամոնիումի իոնում անհնար է մեկուսացնել դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմով առաջացած կապը։

5.1.3. Բևեռային և ոչ բևեռային կովալենտային կապ

Եթե ​​կովալենտային կապը ձևավորվում է միանման ատոմներից, ապա էլեկտրոնային զույգը գտնվում է այդ ատոմների միջուկների միջև նույն հեռավորության վրա: Նման կովալենտային կապը կոչվում է ոչ բևեռային: Ոչ բևեռային կովալենտային կապով մոլեկուլների օրինակ են՝ H 2, Cl 2, O 2, N 2 և այլն։

Բևեռային կովալենտային կապի դեպքում ընդհանուր էլեկտրոնային զույգը տեղափոխվում է ավելի բարձր էլեկտրաբացասականություն ունեցող ատոմ: Այս տեսակի կապն իրականացվում է տարբեր ատոմների կողմից ձևավորված մոլեկուլներում։ Կովալենտային բևեռային կապը տեղի է ունենում HCl, HBr, CO, NO և այլն մոլեկուլներում: Օրինակ, HCl մոլեկուլում բևեռային կովալենտային կապի ձևավորումը կարող է ներկայացվել սխեմայով, նկ. 5.3:

Բրինձ. 5.3. HC1 մոլեկուլում կովալենտային բևեռային կապի ձևավորում

Քննարկվող մոլեկուլում էլեկտրոնային զույգը տեղափոխվում է քլորի ատոմ, քանի որ դրա էլեկտրաբացասականությունը (2.83) ավելի մեծ է, քան ջրածնի ատոմի էլեկտրաբացասականությունը (2.1):

5.1.4. Մոլեկուլների դիպոլային պահը և կառուցվածքը

Կապի բևեռականության չափը նրա դիպոլային մոմենտն է.

μ = e l,

Որտեղ եէլեկտրոնի լիցքն է, լդրական և բացասական լիցքերի կենտրոնների միջև եղած հեռավորությունն է։

Դիպոլի պահն է վեկտորային քանակ. «Կապի դիպոլային պահ» և «մոլեկուլի դիպոլային պահ» հասկացությունները համընկնում են միայն երկատոմային մոլեկուլների համար։ Մոլեկուլի դիպոլային մոմենտը հավասար է բոլոր կապերի դիպոլային մոմենտների վեկտորային գումարին։ Այսպիսով, պոլիատոմային մոլեկուլի դիպոլային պահը կախված է նրա կառուցվածքից։

CO 2 գծային մոլեկուլում, օրինակ, C–O կապերից յուրաքանչյուրը բևեռային է։ Այնուամենայնիվ, CO 2 մոլեկուլը հիմնականում ոչ բևեռ է, քանի որ կապերի դիպոլային մոմենտը փոխհատուցում է միմյանց (նկ. 5.4): Ածխածնի երկօքսիդի մոլեկուլի դիպոլային մոմենտը m = 0 է:

Անկյունային մոլեկուլում H 2 O բևեռային կապերН–О գտնվում են 104,5 o անկյան տակ։ Երկու H–O կապերի դիպոլային մոմենտների վեկտորային գումարը արտահայտվում է զուգահեռագծի անկյունագծով (նկ. 5.4): Արդյունքում ջրի մ մոլեկուլի դիպոլային մոմենտը հավասար չէ զրոյի։

Բրինձ. 5.4. CO 2 և H 2 O մոլեկուլների դիպոլային մոմենտներ

5.1.5. Կովալենտային կապ ունեցող միացություններում տարրերի վալենտությունը

Ատոմների վալենտությունը որոշվում է չզույգված էլեկտրոնների քանակով, որոնք մասնակցում են այլ ատոմների էլեկտրոնների հետ ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերի ձևավորմանը։ Արտաքին էլեկտրոնային շերտի վրա ունենալով մեկ չզույգված էլեկտրոն՝ F 2, HCl, PBr 3 և CCl 4 մոլեկուլներում հալոգենի ատոմները միավալենտ են։ Թթվածնի ենթախմբի տարրերը արտաքին շերտում պարունակում են երկու չզույգված էլեկտրոններ, ուստի այնպիսի միացություններում, ինչպիսիք են O 2, H 2 O, H 2 S և SCl 2, դրանք երկվալենտ են:

Քանի որ, բացի սովորական կովալենտային կապերից, մոլեկուլներում կապ կարող է ձևավորվել դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմով, ատոմների վալենտությունը կախված է նաև դրանցում միայնակ էլեկտրոնային զույգերի և ազատ էլեկտրոնային ուղեծրերի առկայությունից: Վալենտության քանակական չափանիշը քիմիական կապերի քանակն է, որով տվյալ ատոմը կապված է այլ ատոմների հետ։

Տարրերի առավելագույն վալենտությունը, որպես կանոն, չի կարող գերազանցել այն խմբի թիվը, որտեղ դրանք գտնվում են։ Բացառություն են կազմում առաջին խմբի Cu, Ag, Au կողային ենթախմբի տարրերը, որոնց վալենտությունը միացություններում մեկից մեծ է։ Արտաքին շերտերի էլեկտրոնները հիմնականում պատկանում են վալենտայիններին, սակայն երկրորդական ենթախմբերի տարրերի համար քիմիական կապի ձևավորմանը մասնակցում են նաև նախավերջին (առաջի) շերտերի էլեկտրոնները։

5.1.6. Տարրերի վալենտությունը նորմալ և հուզված վիճակներում

Մեծամասնություն Վալանս քիմիական տարրերկախված է նրանից, թե այդ տարրերը գտնվում են նորմալ կամ գրգռված վիճակում: Li ատոմի էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան՝ 1s 2 2s 1: Լիթիումի ատոմը արտաքին մակարդակում ունի մեկ չզույգված էլեկտրոն, այսինքն. լիթիումը միավալենտ է. Եռավալենտ լիթիում ստանալու համար պահանջվում է էներգիայի շատ մեծ ծախս՝ կապված 1s էլեկտրոնի 2p ուղեծրի անցման հետ։ Էներգիայի այս ծախսն այնքան մեծ է, որ այն չի փոխհատուցվում քիմիական կապերի առաջացման ժամանակ արձակված էներգիայով։ Այս առումով եռավալենտ լիթիումի միացություններ չկան։

Բերիլիումի ns 2 ենթախմբի տարրերի արտաքին էլեկտրոնային շերտի կոնֆիգուրացիան: Սա նշանակում է, որ այս տարրերի արտաքին էլեկտրոնային շերտի վրա կան երկու էլեկտրոններ՝ հակառակ սպիններով ns բջջային ուղեծրում։ Բերիլիումի ենթախմբի տարրերը չեն պարունակում չզույգված էլեկտրոններ, ուստի նրանց վալենտությունը նորմալ վիճակում զրոյական է։ Հուզված վիճակում բերիլիումի ենթախմբի տարրերի էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան ns 1 nр 1 է, այսինքն. տարրերը կազմում են միացություններ, որոնցում նրանք երկվալենտ են:

Բորի ատոմի վալենտային հնարավորությունները

Դիտարկենք բորի ատոմի էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան հիմնական վիճակում՝ 1s 2 2s 2 2р 1: Բորի ատոմը հիմնական վիճակում պարունակում է մեկ չզույգված էլեկտրոն (նկ. 5.5), այսինքն. նա միարժեք է. Այնուամենայնիվ, բորը չի բնութագրվում միացությունների ձևավորմամբ, որոնցում այն ​​միավալենտ է: Երբ բորի ատոմը գրգռված է, տեղի է ունենում մեկ 2s-էլեկտրոնի անցում դեպի 2p-օրբիտալ (նկ. 5.5): Բորի ատոմը գրգռված վիճակում ունի 3 չզույգված էլեկտրոն և կարող է առաջացնել միացություններ, որոնցում նրա վալենտությունը երեք է։

Բրինձ. 5.5. Բորի ատոմի վալենտական ​​վիճակները նորմալ և գրգռված վիճակներում

Մեկ էներգետիկ մակարդակում ատոմի գրգռված վիճակի անցնելու վրա ծախսվող էներգիան, որպես կանոն, ավելցուկով փոխհատուցվում է լրացուցիչ կապերի ձևավորման ժամանակ թողարկված էներգիայով։

Բորի ատոմում մեկ ազատ 2p ուղեծրի առկայության պատճառով միացություններում բորը կարող է ձևավորել չորրորդ կովալենտային կապ՝ հանդես գալով որպես էլեկտրոնային զույգ ընդունող։ Նկար 5.6-ը ցույց է տալիս, թե ինչպես է BF մոլեկուլը փոխազդում F իոնի հետ - , որի արդյունքում ձևավորվում է իոն -, որի մեջ բորը ձևավորում է չորս կովալենտ կապ:

Բրինձ. 5.6. Բորի ատոմում չորրորդ կովալենտային կապի ձևավորման դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմ

Ազոտի ատոմի վալենտային հնարավորությունները

Հաշվի առեք էլեկտրոնային կառուցվածքըազոտի ատոմ (նկ. 5.7):

Բրինձ. 5.7. Էլեկտրոնների բաշխումը ազոտի ատոմի ուղեծրերում

Ներկայացված գծապատկերից երևում է, որ ազոտն ունի երեք չզույգացված էլեկտրոն, կարող է ձևավորել երեք քիմիական կապ և նրա վալենտությունը երեք է։ Ազոտի ատոմի անցումը գրգռված վիճակի անհնար է, քանի որ երկրորդ էներգետիկ մակարդակը չի պարունակում d-օրբիտալներ։ Միևնույն ժամանակ, ազոտի ատոմը կարող է ապահովել արտաքին էլեկտրոնների 2s 2 չբաշխված էլեկտրոնային զույգ ատոմին, որն ունի ազատ ուղեծր (ընդունող): Արդյունքում առաջանում է ազոտի ատոմի չորրորդ քիմիական կապը, ինչպես դա, օրինակ, ամոնիումի իոնում է (նկ. 5.2): Այսպիսով, ազոտի ատոմի առավելագույն կովալենտությունը (ձևավորված կովալենտային կապերի քանակը) չորսն է։ Իր միացություններում ազոտը, ի տարբերություն հինգերորդ խմբի այլ տարրերի, չի կարող հնգավալենտ լինել։

Ֆոսֆորի, ծծմբի և հալոգենի ատոմների վալենտային հնարավորությունները

Ի տարբերություն ազոտի, թթվածնի և ֆտորի ատոմների, ֆոսֆորի, ծծմբի և քլորի ատոմները երրորդ շրջանում ունեն ազատ 3d բջիջներ, որոնց էլեկտրոնները կարող են փոխանցվել: Երբ ֆոսֆորի ատոմը գրգռված է (նկ. 5.8), այն ունի 5 չզույգված էլեկտրոն իր արտաքին էլեկտրոնային շերտի վրա։ Արդյունքում միացություններում ֆոսֆորի ատոմը կարող է լինել ոչ միայն եռավալենտ, այլև հնգավալենտ։

Բրինձ. 5.8. Վալենտային էլեկտրոնների բաշխումը ուղեծրերում ֆոսֆորի ատոմի համար գրգռված վիճակում

Գրգռված վիճակում ծծումբը, բացի երկուսի վալենտությունից, ցուցադրում է նաև չորս և վեց վալենտություն։ Այս դեպքում 3p և 3s էլեկտրոնների քայքայումը տեղի է ունենում հաջորդաբար (նկ. 5.9):

Բրինձ. 5.9. Ծծմբի ատոմի վալենտային հնարավորությունները գրգռված վիճակում

Գրգռված վիճակում V խմբի հիմնական ենթախմբի բոլոր տարրերի համար, բացառությամբ ֆտորի, հնարավոր է սկզբում p-, ապա s-էլեկտրոնների զույգերի հաջորդական անկում։ Արդյունքում այս տարրերը դառնում են եռավալենտ, հնգավալենտ (նկ. 5.10):

Բրինձ. 5.10. Քլորի, բրոմի և յոդի ատոմների վալենտային հնարավորությունները գրգռված վիճակում

5.1.7. Կովալենտային կապի երկարությունը, էներգիան և ուղղությունը

Ոչ մետաղների ատոմների միջև, որպես կանոն, ձևավորվում է կովալենտային կապ։ Կովալենտային կապի հիմնական բնութագրերն են երկարությունը, էներգիան և ուղղորդվածությունը։

Կովալենտային կապի երկարությունը

Կապի երկարությունը այս կապը կազմող ատոմների միջուկների հեռավորությունն է։ Այն որոշվում է փորձարարական ֆիզիկական մեթոդներ. Կապի երկարությունը կարելի է գնահատել՝ օգտագործելով հավելյալության կանոնը, ըստ որի՝ AB մոլեկուլում կապի երկարությունը մոտավորապես հավասար է A 2 և B 2 մոլեկուլների կապի երկարությունների գումարի կեսին.

.

Վերևից ներքև ըստ ենթախմբերի պարբերական համակարգտարրեր, քիմիական կապի երկարությունը մեծանում է, քանի որ ատոմների շառավիղները մեծանում են այս ուղղությամբ (Աղյուսակ 5.1): Քանի որ կապի բազմակիությունը մեծանում է, դրա երկարությունը նվազում է:

Աղյուսակ 5.1.

Որոշ քիմիական կապերի երկարությունը

քիմիական կապ	Հաղորդակցության տևողությունը, pm	քիմիական կապ	Հաղորդակցության տևողությունը, pm
		C - C

Կապի էներգիա

Կապի ուժի չափումը կապի էներգիան է: Կապի էներգիաորոշվում է այն էներգիայով, որն անհրաժեշտ է կապը կոտրելու և այս կապը կազմող ատոմները միմյանցից անսահման հեռավորության վրա հեռացնելու համար: Կովալենտային կապը շատ ամուր է։ Նրա էներգիան տատանվում է մի քանի տասնյակից մինչև մի քանի հարյուր կՋ/մոլ։ IСl 3 մոլեկուլի համար, օրինակ՝ Ebonds ≈40, իսկ N 2 և CO մոլեկուլների համար՝ Ebonds ≈1000 կՋ/մոլ:

Վերևից ներքև տարրերի պարբերական համակարգի ենթախմբերում քիմիական կապի էներգիան նվազում է, քանի որ կապի երկարությունն այս ուղղությամբ մեծանում է (Աղյուսակ 5.1): Կապի բազմակի աճով նրա էներգիան մեծանում է (Աղյուսակ 5.2):

Աղյուսակ 5.2.

Որոշ քիմիական կապերի էներգիաները

քիմիական կապ	կապի էներգիա,	քիմիական կապ	կապի էներգիա,
		C - C

Կովալենտային կապի հագեցվածությունը և ուղղորդվածությունը

Կովալենտային կապի ամենակարևոր հատկությունները նրա հագեցվածությունն ու ուղղորդվածությունն են։ Հագեցվածությունը կարող է սահմանվել որպես ատոմների սահմանափակ թվով կովալենտային կապեր ձևավորելու ունակություն: Այսպիսով, ածխածնի ատոմը կարող է ձևավորել միայն չորս կովալենտ կապ, իսկ թթվածնի ատոմը կարող է ձևավորել երկու: Սովորական կովալենտային կապերի առավելագույն քանակը, որը կարող է առաջացնել ատոմը (բացառությամբ դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմով առաջացած կապերի) հավասար է չզույգված էլեկտրոնների թվին։

Կովալենտային կապերն ունեն տարածական ուղղվածություն, քանի որ մեկ կապի ձևավորման ժամանակ ուղեծրերի համընկնումը տեղի է ունենում ատոմների միջուկները միացնող գծի երկայնքով: Մոլեկուլի էլեկտրոնային ուղեծրերի տարածական դասավորությունը որոշում է նրա երկրաչափությունը։ Քիմիական կապերի միջև եղած անկյունները կոչվում են կապի անկյուններ:

Կովալենտային կապի հագեցվածությունն ու ուղղորդվածությունը տարբերում են այս կապը իոնային կապից, որը, ի տարբերություն կովալենտային կապի, չհագեցած է և ոչ ուղղորդված։

H 2 O և NH 3 մոլեկուլների տարածական կառուցվածքը

Դիտարկենք կովալենտային կապի կողմնորոշումը H 2 O և NH 3 մոլեկուլների օրինակով:

H 2 O մոլեկուլը ձևավորվում է թթվածնի ատոմից և ջրածնի երկու ատոմից: Թթվածնի ատոմն ունի երկու չզույգված p-էլեկտրոններ, որոնք զբաղեցնում են երկու ուղեծրեր, որոնք գտնվում են միմյանց նկատմամբ ուղիղ անկյան տակ։ Ջրածնի ատոմներն ունեն չզույգված 1s էլեկտրոններ։ p-էլեկտրոնների կողմից ձևավորված կապերի միջև անկյունը պետք է մոտ լինի p-էլեկտրոնների ուղեծրերի անկյունին: Փորձնականորեն, սակայն, պարզվել է, որ ջրի մոլեկուլում O–H կապերի անկյունը 104,50 է։ 90 o անկյան համեմատ անկյան աճը կարելի է բացատրել ջրածնի ատոմների միջև գործող վանող ուժերով, նկ. 5.11. Այսպիսով, H 2 O մոլեկուլն ունի անկյունային ձև:

NH 3 մոլեկուլի առաջացմանը մասնակցում են ազոտի ատոմի երեք չզույգված p-էլեկտրոններ, որոնց ուղեծրերը գտնվում են երեք միմյանց ուղղահայաց ուղղություններով։ Հետևաբար, երեք N–H կապերը պետք է լինեն միմյանց նկատմամբ 90°-ի անկյան տակ (նկ. 5.11): NH 3 մոլեկուլում կապերի միջև անկյան փորձնական արժեքը 107,3° է։ Կապերի միջև եղած անկյունների տարբերությունը տեսական արժեքներից պայմանավորված է, ինչպես ջրի մոլեկուլի դեպքում, ջրածնի ատոմների փոխադարձ վանմամբ: Բացի այդ, ներկայացված սխեմաներում հաշվի չի առնվում քիմիական կապերի առաջացմանը երկու էլեկտրոնի մասնակցության հնարավորությունը 2s օրբիտալներում։

Բրինձ. 5.11. Էլեկտրոնային օրբիտալների համընկնումը H 2 O (a) և NH 3 (b) մոլեկուլներում քիմիական կապերի ձևավորման ժամանակ

Դիտարկենք BeCl 2 մոլեկուլի ձևավորումը: Բերիլիումի ատոմը գրգռված վիճակում ունի երկու չզույգված էլեկտրոն՝ 2s և 2p։ Կարելի է ենթադրել, որ բերիլիումի ատոմը պետք է ձևավորի երկու կապ՝ մեկ կապ, որը ձևավորվում է s-էլեկտրոնի կողմից և մեկ կապ, որը ձևավորում է p-էլեկտրոնը: Այս կապերը պետք է ունենան տարբեր էներգիաներ և տարբեր երկարություններ: BeCl 2 մոլեկուլն այս դեպքում չպետք է լինի գծային, այլ անկյունային։ Փորձը, սակայն, ցույց է տալիս, որ BeCl 2 մոլեկուլն ունի գծային կառուցվածք և երկու քիմիական կապերն էլ համարժեք են։ Նմանատիպ իրավիճակ է նկատվում BCl 3 և CCl 4 մոլեկուլների կառուցվածքը դիտարկելիս. այս մոլեկուլների բոլոր կապերը համարժեք են: BC1 3 մոլեկուլն ունի հարթ կառուցվածք, CC1 4-ը քառաեզր է։

Բացատրելու այնպիսի մոլեկուլների կառուցվածքը, ինչպիսիք են BeCl 2, BCl 3 և CCl 4, Փոլինգ և Սլեյթեր(ԱՄՆ) ներկայացրեց ատոմային ուղեծրերի հիբրիդացման հայեցակարգը։ Նրանք առաջարկեցին փոխարինել մի քանի ատոմային ուղեծրեր, որոնք շատ տարբեր չեն իրենց էներգիայով, նույն թվով համարժեք ուղեծրերով, որոնք կոչվում են հիբրիդներ: Այս հիբրիդային ուղեծրերը կազմված են ատոմային օրբիտալներից՝ իրենց գծային համակցության արդյունքում։

Ըստ Լ.Պոլինգի, երբ քիմիական կապեր են ձևավորվում ատոմի կողմից, որն ունի տարբեր տեսակի էլեկտրոններ մեկ շերտում և, հետևաբար, էներգիայով շատ տարբեր չեն (օրինակ՝ s և p), հնարավոր է փոխել ուղեծրերի կոնֆիգուրացիան։ տարբեր տեսակների, որոնցում դրանք համահունչ են ձևով և էներգիայով: Արդյունքում առաջանում են հիբրիդային ուղեծրեր, որոնք ունեն ասիմետրիկ ձև և միջուկի մի կողմում խիստ ձգված են։ Կարևոր է ընդգծել, որ հիբրիդացման մոդելը կիրառվում է այն դեպքում, երբ կապերի ձևավորմանը մասնակցում են տարբեր տեսակի էլեկտրոններ, օրինակ՝ s և p.

5.1.8.2. Ատոմային ուղեծրերի հիբրիդացման տարբեր տեսակներ

sp հիբրիդացում

Մեկի հիբրիդացում ս- և մեկ Ռ- ուղեծրեր ( sp- հիբրիդացում)իրականացվել է, օրինակ, բերիլիումի քլորիդի ձևավորման մեջ։ Ինչպես ցույց է տրված վերևում, գրգռված վիճակում Be ատոմն ունի երկու չզույգված էլեկտրոն, որոնցից մեկը զբաղեցնում է 2s ուղեծիրը, իսկ մյուսը՝ 2p ուղեծիրը։ Երբ ձևավորվում է քիմիական կապ, այս երկու տարբեր ուղեծրերը վերածվում են երկու նույնական հիբրիդային ուղեծրերի, որոնք ուղղված են միմյանց նկատմամբ 180 ° անկյան տակ (նկ. 5.12): Երկու հիբրիդային ուղեծրերի գծային դասավորությունը համապատասխանում է նրանց նվազագույն վանմանը միմյանցից։ Արդյունքում BeCl 2 մոլեկուլն ունի գծային կառուցվածք՝ բոլոր երեք ատոմները գտնվում են նույն գծի վրա։

Բրինձ. 5.12. BeCl 2 մոլեկուլի առաջացման ժամանակ էլեկտրոնային ուղեծրերի համընկնման սխեման

Ացետիլենի մոլեկուլի կառուցվածքը; սիգմա և փի կապեր

Դիտարկենք ացետիլենի մոլեկուլի առաջացման էլեկտրոնային ուղեծրերի համընկնման սխեման: Ացետիլենի մոլեկուլում ածխածնի յուրաքանչյուր ատոմ գտնվում է sp հիբրիդային վիճակում։ Երկու sp-hybrid orbitals գտնվում են միմյանց նկատմամբ 1800 անկյան տակ; նրանք կազմում են մեկ σ-կապ ածխածնի ատոմների և երկու σ կապեր ջրածնի ատոմների միջև (նկ. 5.13):

Բրինձ. 5.13. Ացետիլենի մոլեկուլում s-կապերի առաջացման սխեման

σ-կապը ատոմների միջուկները միացնող գծի երկայնքով էլեկտրոնային ուղեծրերի համընկնման արդյունքում առաջացած կապ է։

Ածխածնի յուրաքանչյուր ատոմ ացետիլենի մոլեկուլում պարունակում է ևս երկու p-էլեկտրոններ, որոնք չեն մասնակցում σ-կապերի ձևավորմանը։ Այս էլեկտրոնների էլեկտրոնային ամպերը գտնվում են փոխադարձ ուղղահայաց հարթություններում և, միմյանց հետ համընկնելով, ձևավորում են ևս երկու π կապ ածխածնի ատոմների միջև ոչ հիբրիդների կողային համընկնման պատճառով։ Ռ-ամպեր (նկ. 5.14):

Π կապը կովալենտային քիմիական կապ է, որը ձևավորվում է ատոմների միջուկները միացնող գծի երկու կողմերում էլեկտրոնային խտության բարձրացման արդյունքում։

Բրինձ. 5.14. Ացետիլենի մոլեկուլում σ - և π - կապերի առաջացման սխեման.

Այսպիսով, ացետիլենի մոլեկուլում ածխածնի ատոմների միջև ձևավորվում է եռակի կապ, որը բաղկացած է մեկ σ և երկու π կապերից; ս - կապերն ավելի ամուր են, քան π-կապերը:

sp2 հիբրիդացում

BCl 3 մոլեկուլի կառուցվածքը կարելի է բացատրել հետևյալ կերպ sp 2- հիբրիդացում. Բորի ատոմը գրգռված վիճակում պարունակում է մեկ s-էլեկտրոն և երկու p-էլեկտրոն արտաքին էլեկտրոնային շերտի վրա, այսինքն. երեք չզույգված էլեկտրոններ. Այս երեք էլեկտրոնային ամպերը կարող են վերածվել երեք համարժեք հիբրիդային ուղեծրերի։ Երեք հիբրիդային ուղեծրերի նվազագույն վանումը միմյանցից համապատասխանում է նույն հարթությունում միմյանց նկատմամբ 120 o անկյան տակ նրանց գտնվելու վայրին (նկ. 5.15): Այսպիսով, BCl 3 մոլեկուլն ունի հարթ ձև:

Բրինձ. 5.15. BCl 3 մոլեկուլի հարթ կառուցվածքը

sp 3 - հիբրիդացում

Ածխածնի ատոմի վալենտական ​​ուղեծրերը (s, p x, p y, p z) կարող են վերածվել չորս համարժեք հիբրիդային օրբիտալների, որոնք գտնվում են տարածության մեջ միմյանց նկատմամբ 109,5 o անկյան տակ և ուղղված են դեպի քառանիստի գագաթները, որի կենտրոնը ածխածնի ատոմի միջուկն է (նկ. 5.16):

Բրինձ. 5.16. Մեթանի մոլեկուլի քառանիստ կառուցվածքը

5.1.8.3. Հիբրիդացում, որը ներառում է միայնակ էլեկտրոնային զույգեր

Հիբրիդացման մոդելը կարող է օգտագործվել մոլեկուլների կառուցվածքը բացատրելու համար, որոնցում, բացի կապելուց, կան նաև չկիսված էլեկտրոնային զույգեր։ Ջրի և ամոնիակի մոլեկուլներում ընդհանուր թիվըԿենտրոնական ատոմի էլեկտրոնային զույգերը (O և N) չորս են: Այս դեպքում ջրի մոլեկուլն ունի երկու, իսկ ամոնիակի մոլեկուլը՝ մեկ չբաշխված էլեկտրոնային զույգ։ Այս մոլեկուլներում քիմիական կապերի ձևավորումը կարելի է բացատրել ենթադրելով, որ միայնակ էլեկտրոնային զույգերը կարող են լրացնել նաև հիբրիդային օրբիտալները։ Չկիսված էլեկտրոնային զույգերը տարածության մեջ շատ ավելի մեծ տարածություն են զբաղեցնում, քան կապող զույգերը: Միայնակ և կապող էլեկտրոնային զույգերի միջև տեղի ունեցող վանման հետևանքով ջրի և ամոնիակի մոլեկուլներում կապի անկյունները նվազում են, որոնք պարզվում են 109,5 o-ից պակաս։

Բրինձ. 5.17. sp 3 - հիբրիդացում, որը ներառում է միայնակ էլեկտրոնային զույգեր H 2 O (A) և NH 3 (B) մոլեկուլներում

5.1.8.4. Հիբրիդացման տեսակի սահմանում և մոլեկուլների կառուցվածքի որոշում

Հիբրիդացման տեսակը և, հետևաբար, մոլեկուլների կառուցվածքը հաստատելու համար պետք է օգտագործվեն հետևյալ կանոնները.

1. Կենտրոնական ատոմի հիբրիդացման տեսակը, որը չի պարունակում չբաշխված էլեկտրոնային զույգեր, որոշվում է սիգմա կապերի քանակով։ Եթե ​​այդպիսի երկու կապ կա, ապա տեղի է ունենում sp-հիբրիդացում, երեքը՝ sp 2 - հիբրիդացում, չորսը՝ sp 3 - հիբրիդացում։ Չկիսված էլեկտրոնային զույգերը (դոնոր-ընդունող մեխանիզմով ձևավորված կապերի բացակայության դեպքում) բացակայում են բերիլիումի, բորի, ածխածնի, սիլիցիումի ատոմներով ձևավորված մոլեկուլներում, այսինքն. II - IV խմբերի հիմնական ենթախմբերի տարրերը.

2. Եթե կենտրոնական ատոմը պարունակում է չկիսված էլեկտրոնային զույգեր, ապա հիբրիդային օրբիտալների թիվը և հիբրիդացման տեսակը որոշվում են սիգմա կապերի քանակի և չկիսված էլեկտրոնային զույգերի քանակով։ Հիբրիդացումը, որը ներառում է չկիսված էլեկտրոնային զույգեր, տեղի է ունենում ազոտի, ֆոսֆորի, թթվածնի և ծծմբի ատոմներից ձևավորված մոլեկուլներում, այսինքն. V և VI խմբերի հիմնական ենթախմբերի տարրեր.

3. Մոլեկուլների երկրաչափական ձևը որոշվում է կենտրոնական ատոմի հիբրիդացման տեսակով (Աղյուսակ 5.3):

Աղյուսակ 5.3.

Վալենտային անկյուններ երկրաչափական ձևմոլեկուլներ՝ կախված հիբրիդային օրբիտալների քանակից և կենտրոնական ատոմի հիբրիդացման տեսակից

5.2. Իոնային կապ

Իոնային կապն իրականացվում է հակառակ լիցքավորված իոնների միջև էլեկտրաստատիկ ներգրավմամբ: Այս իոնները առաջանում են էլեկտրոնների մի ատոմից մյուսը տեղափոխելու արդյունքում։ Իոնային կապ է ձևավորվում ատոմների միջև, որոնք ունեն մեծ տարբերություններ էլեկտրաբացասականության մեջ (սովորաբար ավելի քան 1,7 Փոլինգի սանդղակով), օրինակ՝ ատոմների միջև։ ալկալիական մետաղներև հալոգեններ:

Դիտարկենք իոնային կապի տեսքը՝ օգտագործելով NaCl-ի առաջացման օրինակը: Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 և Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ատոմների էլեկտրոնային բանաձևերից ավելի հեշտ է մեկ էլեկտրոն տալ նատրիումի ատոմին, քան կցել յոթը, և ավելի հեշտ է. քլորի ատոմը կցել մեկին, քան տալ յոթ: Քիմիական ռեակցիաներում նատրիումի ատոմը տալիս է մեկ էլեկտրոն, իսկ քլորի ատոմն ընդունում է այն։ Արդյունքում, նատրիումի և քլորի ատոմների էլեկտրոնային թաղանթները վերածվում են ազնիվ գազերի կայուն էլեկտրոնային թաղանթների (նատրիումի կատիոնի էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան Na + 1s 2 2s 2 2p 6 է, իսկ քլորի անիոնի Cl-ի էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան՝ 1s 2։ 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Իոնների էլեկտրաստատիկ փոխազդեցությունը հանգեցնում է NaCl մոլեկուլի առաջացմանը։

Իոնային կապի հիմնական բնութագրերը և իոնային միացությունների հատկությունները

1. Իոնային կապը ուժեղ քիմիական կապ է: Այս կապի էներգիան կազմում է մոտ 300 – 700 կՋ/մոլ:

2. Ի տարբերություն կովալենտային կապի, իոնային կապն է ոչ ուղղորդված, քանի որ իոնը կարող է ցանկացած ուղղությամբ դեպի իրեն ձգել հակառակ նշանի իոններ։

3. Ի տարբերություն կովալենտային կապի, իոնային կապն է չհագեցած, քանի որ հակառակ նշանի իոնների փոխազդեցությունը չի հանգեցնում նրանց ուժային դաշտերի ամբողջական փոխադարձ փոխհատուցման։

4. Իոնային կապով մոլեկուլների առաջացման գործընթացում էլեկտրոնների ամբողջական փոխանցում չի կատարվում, հետեւաբար 100% իոնային կապ բնության մեջ գոյություն չունի։ NaCl մոլեկուլում քիմիական կապը միայն 80% է իոնային։

5. Իոնային միացությունները բյուրեղային պինդ նյութեր են՝ հալման և եռման բարձր ջերմաստիճաններով:

6. Իոնային միացությունների մեծ մասը լուծվում է ջրում: Իոնային միացությունների լուծույթները և հալոցքը վարում են էլեկտրաէներգիա.

5.3. մետաղական միացում

Արտաքին էներգիայի մակարդակում գտնվող մետաղների ատոմները պարունակում են փոքր թվով վալենտային էլեկտրոններ։ Քանի որ մետաղի ատոմների իոնացման էներգիան ցածր է, վալենտային էլեկտրոնները թույլ են պահպանվում այդ ատոմներում: Արդյունքում մետաղների բյուրեղային ցանցում հայտնվում են դրական լիցքավորված իոններ և ազատ էլեկտրոններ։ Այս դեպքում մետաղական կատիոնները գտնվում են իրենց բյուրեղային ցանցի հանգույցներում, իսկ էլեկտրոններն ազատորեն շարժվում են դրական կենտրոնների դաշտում՝ առաջացնելով այսպես կոչված «էլեկտրոնային գազ»։ Երկու կատիոնների միջև բացասաբար լիցքավորված էլեկտրոնի առկայությունը հանգեցնում է նրան, որ յուրաքանչյուր կատիոն փոխազդում է այս էլեկտրոնի հետ։ Այսպիսով, մետաղական կապը մետաղական բյուրեղներում դրական իոնների միջև կապն է, որն իրականացվում է բյուրեղով մեկ ազատ շարժվող էլեկտրոնների ներգրավմամբ:

Քանի որ մետաղի վալենտային էլեկտրոնները հավասարաչափ բաշխված են բյուրեղի վրա, մետաղական կապը, ինչպես իոնայինը, անուղղորդված կապ է: Ի տարբերություն կովալենտային կապի՝ մետաղական կապը չհագեցած կապ է։ Կովալենտային կապից մետաղական կապտարբերվում է նաև երկարակեցությամբ. Մետաղական կապի էներգիան մոտ երեքից չորս անգամ պակաս է կովալենտային կապի էներգիայից։

Էլեկտրոնային գազի բարձր շարժունակության շնորհիվ մետաղները բնութագրվում են բարձր էլեկտրական և ջերմային հաղորդունակությամբ։

5.4. ջրածնային կապ

HF, H 2 O, NH 3 միացությունների մոլեկուլներում կան ջրածնային կապեր խիստ էլեկտրաբացասական տարրով (H–F, H–O, H–N)։ Նման միացությունների մոլեկուլների միջև կարող է ձևավորվել միջմոլեկուլային ջրածնային կապեր. Որոշ օրգանական մոլեկուլներ H–O, H–N կապեր պարունակող, ներմոլեկուլային ջրածնային կապեր.

Ջրածնային կապի առաջացման մեխանիզմը մասամբ էլեկտրաստատիկ է, մասամբ՝ դոնոր-ընդունիչ։ Այս դեպքում խիստ էլեկտրաբացասական տարրի (F, O, N) ատոմը հանդես է գալիս որպես էլեկտրոնային զույգ դոնոր, իսկ ջրածնի ատոմները՝ կապված այդ ատոմների հետ, որպես ընդունիչ։ Ինչպես կովալենտային կապերի դեպքում, ջրածնային կապերը բնութագրվում են կողմնորոշումտիեզերքում և հագեցվածություն.

Ջրածնային կապը սովորաբար նշվում է կետերով՝ H ··· Զ. Ջրածնային կապն ավելի ցայտուն է, այնքան մեծ է գործընկեր ատոմի էլեկտրաբացասականությունը և այնքան փոքր է նրա չափը։ Այն բնորոշ է հիմնականում ֆտորային միացություններին, ինչպես նաև թթվածինին, ավելի քիչ՝ ազոտին, ավելի քիչ՝ քլորին և ծծումբին։ Համապատասխանաբար փոխվում է նաև ջրածնային կապի էներգիան (Աղյուսակ 5.4):

Աղյուսակ 5.4.

Ջրածնային կապերի էներգիայի միջին արժեքները

Միջմոլեկուլային և ներմոլեկուլային ջրածնային կապ

Ջրածնային կապերի շնորհիվ մոլեկուլները միացվում են դիմերների և ավելի բարդ ասոցիացիաների։ Օրինակ, մրջնաթթվի դիմերի առաջացումը կարելի է ներկայացնել հետևյալ սխեմայով (նկ. 5.18).

Բրինձ. 5.18. Մրջնաթթվի մեջ միջմոլեկուլային ջրածնային կապերի առաջացում

Ջրի մեջ կարող են հայտնվել ասոցիատների երկար շղթաներ (H 2 O) n (նկ. 5.19):

Բրինձ. 5.19. Միջմոլեկուլային ջրածնային կապերի պատճառով հեղուկ ջրի մեջ ասոցիատների շղթայի ձևավորում

Յուրաքանչյուր H 2 O մոլեկուլ կարող է ձևավորել չորս ջրածնային կապ, մինչդեռ HF մոլեկուլը կարող է ձևավորել միայն երկու:

Ջրածնային կապերը կարող են առաջանալ ինչպես տարբեր մոլեկուլների միջև (միջմոլեկուլային ջրածնային կապ), այնպես էլ մոլեկուլի ներսում (ներմոլեկուլային ջրածնային կապ): Որոշ օրգանական նյութերի համար ներմոլեկուլային կապի ձևավորման օրինակներ ներկայացված են նկ. 5.20.

Բրինձ. 5.20. Տարբեր օրգանական միացությունների մոլեկուլներում ջրածնային կապի ներմոլեկուլային կապի առաջացում

Ջրածնային կապի ազդեցությունը նյութերի հատկությունների վրա

Միջմոլեկուլային ջրածնային կապի գոյության ամենահարմար ցուցանիշը նյութի եռման կետն է։ Ջրի ավելի բարձր եռման կետը (100 o C համեմատ ջրածնի միացություններթթվածնային ենթախմբի տարրերը (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) բացատրվում են ջրածնային կապերի առկայությամբ. անհրաժեշտ է լրացուցիչ էներգիա ծախսել ջրում միջմոլեկուլային ջրածնային կապերի ոչնչացման վրա։

Ջրածնային կապը կարող է զգալիորեն ազդել նյութերի կառուցվածքի և հատկությունների վրա: Միջմոլեկուլային ջրածնային կապերի առկայությունը մեծացնում է նյութերի հալման և եռման կետերը։ Ներմոլեկուլային ջրածնային կապի առկայությունը հանգեցնում է նրան, որ դեզօքսիռիբոնուկլեինաթթվի (ԴՆԹ) մոլեկուլը ծալվում է ջրի մեջ կրկնակի պարույրի։

Ջրածնային կապը նույնպես խաղում է կարևոր դերտարրալուծման գործընթացներում, քանի որ լուծելիությունը կախված է նաև լուծիչի հետ ջրածնային կապեր ստեղծելու միացության կարողությունից։ Արդյունքում, OH խմբեր պարունակող նյութերը, ինչպիսիք են շաքարը, գլյուկոզան, սպիրտները, կարբոքսիլաթթուները, որպես կանոն, շատ լուծելի են ջրում։

5.5. Բյուրեղյա վանդակաճաղերի տեսակները

Պինդ մարմինները, որպես կանոն, ունեն բյուրեղային կառուցվածք։ Բյուրեղները կազմող մասնիկները (ատոմներ, իոններ կամ մոլեկուլներ) գտնվում են տարածության խիստ սահմանված կետերում՝ կազմելով բյուրեղային ցանց։ Բյուրեղային ցանցը բաղկացած է տարրական բջիջներից, որոնք պահպանում են այս ցանցին բնորոշ կառուցվածքային առանձնահատկությունները։ Այն կետերը, որտեղ գտնվում են մասնիկները, կոչվում են վանդակավոր հանգույցներ. Կախված վանդակաճաղերի տեղամասերում տեղակայված մասնիկների տեսակից և դրանց միջև կապի բնույթից՝ առանձնանում են բյուրեղային ցանցերի 4 տեսակ։

5.5.1. Ատոմային բյուրեղյա վանդակ

Ատոմային բյուրեղային ցանցերի հանգույցներում կան ատոմներ, որոնք փոխկապակցված են կովալենտային կապերով։ Ատոմային ցանց ունեցող նյութերը ներառում են ադամանդ, սիլիցիում, կարբիդներ, սիլիցիդներ և այլն: Ատոմային բյուրեղի կառուցվածքում անհնար է առանձնացնել առանձին մոլեկուլներ, ամբողջ բյուրեղը համարվում է մեկ հսկա մոլեկուլ։ Ադամանդի կառուցվածքը ներկայացված է նկ. 5.21. Ադամանդը կազմված է ածխածնի ատոմներից, որոնցից յուրաքանչյուրը կապված է չորս հարևան ատոմների հետ: Կովալենտային կապերի ամուր լինելու պատճառով ատոմային ցանցեր ունեցող բոլոր նյութերը հրակայուն են, պինդ և ցածր ցնդող։ Նրանք մի փոքր լուծելի են ջրի մեջ։

Բրինձ. 5.21. Ադամանդե բյուրեղյա վանդակ

5.5.2. Մոլեկուլային բյուրեղյա վանդակ

Մոլեկուլները տեղակայված են մոլեկուլային բյուրեղային ցանցերի հանգույցներում՝ փոխկապակցված թույլ միջմոլեկուլային ուժերով։ Ուստի մոլեկուլային վանդակավոր նյութերն ունեն ցածր կարծրություն, դյուրահալ են, բնութագրվում են զգալի անկայունությամբ, փոքր-ինչ լուծելի են ջրում, իսկ դրանց լուծույթները, որպես կանոն, էլեկտրական հոսանք չեն անցկացնում։ Հայտնի են մոլեկուլային բյուրեղային ցանցով բազմաթիվ նյութեր։ Սրանք պինդ ջրածին, քլոր, ածխածնի օքսիդ (IV) և այլ նյութեր են, որոնք սովորական ջերմաստիճանում գտնվում են գազային վիճակում։ Բյուրեղային օրգանական միացությունների մեծ մասը ունեն մոլեկուլային ցանց:

5.5.3. Իոնային բյուրեղյա վանդակ

Բյուրեղյա վանդակները, որոնց հանգույցներում գտնվում են իոնները, կոչվում են իոնային. Դրանք առաջանում են իոնային կապ ունեցող նյութերից, օրինակ՝ ալկալիական մետաղների հալոգենիդներից։ Իոնային բյուրեղներում առանձին մոլեկուլներ չեն կարող տարբերվել, ամբողջ բյուրեղը կարելի է համարել մեկ մակրոմոլեկուլ։ Իոնների միջև կապերը ամուր են, ուստի իոնային ցանց ունեցող նյութերն ունեն ցածր ցնդողություն, բարձր հալման և եռման կետ: Նատրիումի քլորիդի բյուրեղային ցանցը ներկայացված է նկ. 5.22.

Բրինձ. 5.22. Նատրիումի քլորիդի բյուրեղային ցանց

Այս նկարում թեթև գնդիկները Na + իոններ են, մուգ գնդիկները՝ Cl-իոններ։ Ձախ կողմում նկ. 5.22-ը ցույց է տալիս NaCI-ի միավոր բջիջը:

5.5.4. մետաղական բյուրեղյա վանդակ

Պինդ վիճակում մետաղները ձևավորում են մետաղական բյուրեղյա վանդակներ։ Նման ցանցերի հանգույցներում կան դրական մետաղական իոններ, և վալենտային էլեկտրոնները ազատորեն շարժվում են դրանց միջև։ Էլեկտրոնները էլեկտրաստատիկ կերպով ձգում են կատիոնները՝ դրանով իսկ կայունություն հաղորդելով մետաղական ցանցին։ Վանդակի նման կառուցվածքը որոշում է մետաղների բարձր ջերմային հաղորդունակությունը, էլեկտրական հաղորդունակությունը և պլաստիկությունը. մեխանիկական դեֆորմացիան չի կոտրում կապերը և քայքայում բյուրեղը, քանի որ այն կազմող իոնները կարծես լողում են էլեկտրոնային գազի ամպի մեջ: Նկ. 5.23 ցույց է տալիս նատրիումի բյուրեղային ցանցը:

Բրինձ. 5.23. Նատրիումի բյուրեղային ցանց

.

Դուք գիտեք, որ ատոմները կարող են միավորվել միմյանց հետ և ձևավորել ինչպես պարզ, այնպես էլ բարդ նյութեր: Այս դեպքում ձևավորվում են տարբեր տեսակի քիմիական կապեր. իոնային, կովալենտային (ոչ բևեռային և բևեռային), մետաղական և ջրածին:Տարրերի ատոմների ամենաէական հատկություններից մեկը, որը որոշում է, թե ինչ կապ է ձևավորվում նրանց միջև՝ իոնային կամ կովալենտային, էլեկտրաբացասականությունն է, այսինքն. ատոմների միացության մեջ էլեկտրոններ դեպի իրեն գրավելու ունակությունը:

պայմանական քանակականացումէլեկտրաբացասականության սանդղակը տալիս է հարաբերական էլեկտրաբացասականության սանդղակ:

Ժամանակաշրջաններում առկա է տարրերի էլեկտրաբացասականության աճի ընդհանուր միտում, իսկ խմբերում՝ դրանց անկում։ Էլեկտրաբացասականության տարրերը դասավորված են անընդմեջ, որոնց հիման վրա կարելի է համեմատել տարրերի էլեկտրաբացասականությունը տարբեր ժամանակաշրջաններում։

Քիմիական կապի տեսակը կախված է նրանից, թե որքան մեծ է տարրերի միացնող ատոմների էլեկտրաբացասական արժեքների տարբերությունը: Որքան շատ են տարբերվում կապը կազմող տարրերի ատոմները էլեկտրաբացասականությամբ, այնքան ավելի բևեռային է քիմիական կապը։ Վարքագիծ սուր սահմանքիմիական կապերի տեսակների միջև անհնար է: Միացությունների մեծ մասում քիմիական կապի տեսակը միջանկյալ է. օրինակ, բարձր բևեռային կովալենտային քիմիական կապը մոտ է իոնային կապին: Կախված նրանից, թե սահմանափակող դեպքերից որն է իր բնույթով ավելի մոտ քիմիական կապին, այն կոչվում է կամ իոնային կամ կովալենտ բևեռային կապ:

Իոնային կապ.

Իոնային կապը ձևավորվում է ատոմների փոխազդեցությամբ, որոնք միմյանցից կտրուկ տարբերվում են էլեկտրաբացասականությամբ։Օրինակ՝ տիպիկ մետաղները՝ լիթիումը (Li), նատրիումը (Na), կալիումը (K), կալցիումը (Ca), ստրոնցիումը (Sr), բարիումը (Ba) իոնային կապ են կազմում բնորոշ ոչ մետաղների, հիմնականում հալոգենների հետ։

Բացի ալկալիների մետաղների հալոգենիդներից, իոնային կապեր են առաջանում նաև այնպիսի միացություններում, ինչպիսիք են ալկալիները և աղերը։ Օրինակ՝ նատրիումի հիդրօքսիդում (NaOH) և նատրիումի սուլֆատում (Na 2 SO 4) իոնային կապերգոյություն ունեն միայն նատրիումի և թթվածնի ատոմների միջև (մնացած կապերը կովալենտ բևեռային են):

Կովալենտային ոչ բևեռային կապ.

Երբ ատոմները փոխազդում են նույն էլեկտրաբացասականությամբ, մոլեկուլները ձևավորվում են կովալենտային ոչ բևեռային կապով։Նման կապ գոյություն ունի հետևյալ պարզ նյութերի մոլեկուլներում՝ H 2 , F 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 ։ Այս գազերում քիմիական կապերը ձևավորվում են ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերի միջոցով, այսինքն. երբ համապատասխան էլեկտրոնային ամպերը համընկնում են՝ էլեկտրոն-միջուկային փոխազդեցության պատճառով, որը տեղի է ունենում, երբ ատոմները մոտենում են միմյանց։

Կոմպոզիտորական էլեկտրոնային բանաձևերնյութեր, պետք է հիշել, որ յուրաքանչյուր ընդհանուր էլեկտրոնային զույգ հանդիսանում է համապատասխան էլեկտրոնային ամպերի համընկնման արդյունքում առաջացած ավելացած էլեկտրոնային խտության պայմանական պատկեր:

կովալենտ բևեռային կապ.

Ատոմների փոխազդեցության ժամանակ, որոնց էլեկտրաբացասականության արժեքները տարբերվում են, բայց ոչ կտրուկ, տեղի է ունենում ընդհանուր էլեկտրոնային զույգի անցում դեպի ավելի էլեկտրաբացասական ատոմ:Սա քիմիական կապի ամենատարածված տեսակն է, որը հայտնաբերված է ինչպես անօրգանական, այնպես էլ օրգանական միացություններում:

Կովալենտային կապերը լիովին ներառում են այն կապերը, որոնք ձևավորվում են դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմով, օրինակ՝ հիդրոնիումի և ամոնիումի իոններում։

Մետաղական միացում.

Մետաղական իոնների հետ համեմատաբար ազատ էլեկտրոնների փոխազդեցության արդյունքում առաջացած կապը կոչվում է մետաղական կապ։Այս տեսակի կապը բնորոշ է պարզ նյութերին` մետաղներին:

Մետաղական կապի ձևավորման գործընթացի էությունը հետևյալն է. մետաղի ատոմները հեշտությամբ հրաժարվում են վալենտային էլեկտրոններից և վերածվում դրական լիցքավորված իոնների։ Համեմատաբար ազատ էլեկտրոնները, որոնք անջատվել են ատոմից, շարժվում են դրական մետաղական իոնների միջև։ Նրանց միջև առաջանում է մետաղական կապ, այսինքն՝ էլեկտրոնները, այսպես ասած, ցեմենտում են մետաղների բյուրեղային ցանցի դրական իոնները։

Ջրածնային կապ.

Կապ, որը ձևավորվում է մեկ մոլեկուլի ջրածնի ատոմների և խիստ էլեկտրաբացասական տարրի ատոմների միջև(O, N, F) մեկ այլ մոլեկուլ կոչվում է ջրածնային կապ:

Հարց կարող է առաջանալ՝ ինչո՞ւ է հենց ջրածինը ստեղծում նման հատուկ քիմիական կապ։

Դա պայմանավորված է նրանով, որ ջրածնի ատոմային շառավիղը շատ փոքր է: Բացի այդ, երբ մեկ էլեկտրոն տեղաշարժվում կամ ամբողջությամբ նվիրաբերվում է, ջրածինը ձեռք է բերում համեմատաբար բարձր դրական լիցք, որի շնորհիվ մեկ մոլեկուլի ջրածինը փոխազդում է էլեկտրաբացասական տարրերի ատոմների հետ, որոնք ունեն մասնակի բացասական լիցք, որը այլ մոլեկուլների մաս է կազմում (HF, H 2 O, NH 3) .

Դիտարկենք մի քանի օրինակ։ Մենք սովորաբար պատկերում ենք ջրի բաղադրությունը քիմիական բանաձեւ H 2 O. Այնուամենայնիվ, սա ամբողջովին ճշգրիտ չէ: Ավելի ճիշտ կլինի ջրի բաղադրությունը նշել (H 2 O) n բանաձևով, որտեղ n \u003d 2.3.4 և այլն: Դա պայմանավորված է նրանով, որ ջրի առանձին մոլեկուլները փոխկապակցված են ջրածնային կապերի միջոցով:

Ջրածնային կապերը սովորաբար նշվում են կետերով։ Այն շատ ավելի թույլ է, քան իոնային կամ կովալենտային կապը, բայց ավելի ուժեղ, քան սովորական միջմոլեկուլային փոխազդեցությունը։

Ջրածնային կապերի առկայությունը բացատրում է ջրի ծավալի ավելացումը ջերմաստիճանի նվազմամբ։ Դա պայմանավորված է նրանով, որ ջերմաստիճանի նվազման հետ մոլեկուլները ուժեղանում են, և հետևաբար դրանց «փաթեթավորման» խտությունը նվազում է:

Սովորելիս օրգանական քիմիաԱռաջացավ նաև հետևյալ հարցը՝ ինչո՞ւ սպիրտների եռման ջերմաստիճանը շատ ավելի բարձր է, քան համապատասխան ածխաջրածիններինը։ Դա բացատրվում է նրանով, որ ալկոհոլի մոլեկուլների միջեւ առաջանում են նաեւ ջրածնային կապեր։

Սպիրտների եռման ջերմաստիճանի բարձրացում տեղի է ունենում նաև դրանց մոլեկուլների մեծացման պատճառով։

Ջրածնային կապը բնորոշ է նաև շատ այլ օրգանական միացությունների (ֆենոլներ, կարբոքսիլաթթուներ և այլն)։ Օրգանական քիմիայի դասընթացներից և ընդհանուր կենսաբանությունԴուք գիտեք, որ ջրածնային կապի առկայությունը բացատրում է սպիտակուցների երկրորդական կառուցվածքը, ԴՆԹ-ի կրկնակի պարույրի կառուցվածքը, այսինքն՝ կոմպլեմենտարության երևույթը։

169338 0

Յուրաքանչյուր ատոմ ունի որոշակի քանակությամբ էլեկտրոններ:

Մտնելով քիմիական ռեակցիաներ, ատոմները նվիրաբերում, ձեռք բերում կամ սոցիալականացնում են էլեկտրոնները՝ հասնելով ամենակայուն էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան։ Ամենացածր էներգիայով կոնֆիգուրացիան ամենակայունն է (ինչպես ազնիվ գազի ատոմներում): Այս օրինաչափությունը կոչվում է «օկտետային կանոն» (նկ. 1):

Բրինձ. 1.

Այս կանոնը վերաբերում է բոլորին կապի տեսակները. Ատոմների միջև էլեկտրոնային կապերը թույլ են տալիս նրանց ձևավորել կայուն կառուցվածքներ՝ սկսած ամենապարզ բյուրեղներից մինչև բարդ կենսամոլեկուլներ, որոնք ի վերջո ձևավորում են կենդանի համակարգեր: Նրանք բյուրեղներից տարբերվում են իրենց շարունակական նյութափոխանակությամբ։ Այնուամենայնիվ, շատ քիմիական ռեակցիաներ ընթանում են մեխանիզմների համաձայն էլեկտրոնային փոխանցում, որոնք կարևոր դեր են խաղում օրգանիզմի էներգետիկ գործընթացներում։

Քիմիական կապը երկու կամ ավելի ատոմներ, իոններ, մոլեկուլներ կամ դրանց ցանկացած համակցություն պահող ուժ է։.

Քիմիական կապի բնույթը համընդհանուր է. այն բացասական լիցքավորված էլեկտրոնների և դրական լիցքավորված միջուկների միջև ներգրավման էլեկտրաստատիկ ուժ է, որը որոշվում է ատոմների արտաքին թաղանթի էլեկտրոնների կոնֆիգուրացիայից: Քիմիական կապեր ստեղծելու ատոմի կարողությունը կոչվում է վալենտություն, կամ օքսիդացման վիճակ. Հայեցակարգը վալենտային էլեկտրոններ- էլեկտրոններ, որոնք կազմում են քիմիական կապեր, այսինքն՝ նրանք, որոնք գտնվում են ամենաբարձր էներգիայի ուղեծրերում։ Համապատասխանաբար, այս ուղեծրերը պարունակող ատոմի արտաքին թաղանթը կոչվում է valence shell. Ներկայումս բավական չէ նշել քիմիական կապի առկայությունը, սակայն անհրաժեշտ է ճշտել դրա տեսակը՝ իոնային, կովալենտային, դիպոլ-դիպոլային, մետաղական։

Կապի առաջին տեսակն էիոնային կապ

Համաձայն էլեկտրոնային տեսությունԼյուիսի և Կոսելի վալենտիաները, ատոմները կարող են հասնել կայուն էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիայի երկու եղանակով. նախ՝ կորցնելով էլեկտրոններ՝ դառնալով. կատիոններ, երկրորդ, դրանք ձեռք բերելը, վերածվելը անիոններ. Էլեկտրոնների փոխանցման արդյունքում, հակառակ նշանի լիցքերով իոնների միջև ներգրավման էլեկտրաստատիկ ուժի շնորհիվ, ձևավորվում է քիմիական կապ, որը կոչվում է Կոսել: էլեկտրավալենտ(այժմ կոչվում է իոնային).

Այս դեպքում անիոնները և կատիոնները կազմում են կայուն էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիա՝ լցված արտաքին էլեկտրոնային թաղանթով։ Տիպիկ իոնային կապերը ձևավորվում են պարբերական համակարգի T և II խմբերի կատիոններից և VI և VII խմբերի ոչ մետաղական տարրերի անիոններից (համապատասխանաբար 16 և 17 ենթախմբեր, քալկոգեններԵվ հալոգեններ) Իոնային միացություններում կապերը չհագեցած են և ոչ ուղղորդված, ուստի պահպանում են այլ իոնների հետ էլեկտրաստատիկ փոխազդեցության հնարավորությունը։ Նկ. 2-ը և 3-ը ցույց են տալիս Կոսելի էլեկտրոնային փոխանցման մոդելին համապատասխան իոնային կապերի օրինակներ:

Բրինձ. 2.

Բրինձ. 3.Իոնային կապ մոլեկուլում սեղանի աղ(NaCl)

Այստեղ տեղին է հիշել որոշ հատկություններ, որոնք բացատրում են նյութերի վարքագիծը բնության մեջ, մասնավորապես դիտարկել հասկացությունը. թթուներԵվ հիմքերը.

Ջրային լուծույթներԱյս բոլոր նյութերը էլեկտրոլիտներ են: Նրանք տարբեր կերպ են փոխում գույնը: ցուցանիշները. Ցուցանիշների գործողության մեխանիզմը հայտնաբերել է Ֆ.Վ. Օստվալդը։ Նա ցույց տվեց, որ ցուցիչները թույլ թթուներ կամ հիմքեր են, որոնց գույնը չտարանջատված և տարանջատված վիճակներում տարբեր է։

Հիմքերը կարող են չեզոքացնել թթուները: Ոչ բոլոր հիմքերն են լուծելի ջրի մեջ (օրինակ՝ ոմանք օրգանական միացություններչպարունակող OH խմբեր, մասնավորապես. տրիէթիլամին N (C 2 H 5) 3); լուծվող հիմքերը կոչվում են ալկալիներ.

Թթուների ջրային լուծույթները մտնում են բնորոշ ռեակցիաների.

ա) մետաղական օքսիդներով - աղի և ջրի ձևավորմամբ.

բ) մետաղներով՝ աղի և ջրածնի առաջացմամբ.

գ) կարբոնատներով՝ աղի առաջացմամբ, CO 2 և Հ 2 Օ.

Թթուների և հիմքերի հատկությունները նկարագրված են մի քանի տեսություններով։ Համաձայն տեսության Ս.Ա. Arrhenius, թթու է նյութ, որը տարանջատվում է իոններ առաջացնելով Հ+ , մինչդեռ հիմքը կազմում է իոններ ՆԱ- . Այս տեսությունը հաշվի չի առնում օրգանական հիմքերի առկայությունը, որոնք չունեն հիդրօքսիլ խմբեր։

Համահունչ պրոտոնԲրոնստեդի և Լոուրիի տեսության համաձայն՝ թթուն այն նյութն է, որը պարունակում է մոլեկուլներ կամ իոններ, որոնք տալիս են պրոտոններ ( դոնորներպրոտոններ), իսկ հիմքը մի նյութ է, որը բաղկացած է մոլեկուլներից կամ իոններից, որոնք ընդունում են պրոտոններ ( ընդունողներպրոտոններ): Նկատի ունեցեք, որ ջրային լուծույթներում ջրածնի իոնները գոյություն ունեն հիդրացված ձևով, այսինքն՝ հիդրոնիումի իոնների տեսքով H3O+ . Այս տեսությունը նկարագրում է ռեակցիաները ոչ միայն ջրի և հիդրօքսիդի իոնների հետ, այլև իրականացվում են լուծիչի բացակայության կամ ոչ ջրային լուծիչի հետ։

Օրինակ, ամոնիակի միջև ռեակցիայի մեջ ՆՀ 3 (թույլ հիմք) և ջրածնի քլորիդ գազային փուլում ձևավորվում է պինդ ամոնիումի քլորիդ, իսկ երկու նյութի հավասարակշռված խառնուրդում միշտ կա 4 մասնիկ, որոնցից երկուսը թթուներ են, իսկ մյուս երկուսը հիմքեր.

Այս հավասարակշռության խառնուրդը բաղկացած է թթուների և հիմքերի երկու խոնարհված զույգերից.

1)ՆՀ 4+ և ՆՀ 3

2) HClԵվ Cl ‑

Այստեղ յուրաքանչյուր խոնարհված զույգում թթունն ու հիմքը տարբերվում են մեկ պրոտոնով։ Յուրաքանչյուր թթու ունի կոնյուգացիոն հիմք: ուժեղ թթուԹույլ զուգակցված հիմքը համապատասխանում է թույլ թթվի, իսկ ուժեղ զուգակցված հիմքը համապատասխանում է թույլ թթունին:

Բրոնսթեդ-Լոուրիի տեսությունը հնարավորություն է տալիս բացատրել ջրի եզակի դերը կենսոլորտի կյանքի համար։ Ջուրը, կախված իր հետ փոխազդող նյութից, կարող է դրսևորել կամ թթվի կամ հիմքի հատկություններ: Օրինակ՝ քացախաթթվի ջրային լուծույթների հետ ռեակցիաներում ջուրը հիմք է, իսկ ամոնիակի ջրային լուծույթների դեպքում՝ թթու։

1) CH 3 COOH + Հ 2 Օ ↔ Հ 3 Օ + + CH 3 SOO- . Այստեղ քացախաթթվի մոլեկուլը պրոտոն է նվիրաբերում ջրի մոլեկուլին.

2) NH3 + Հ 2 Օ ↔ NH4 + + ՆԱ- . Այստեղ ամոնիակի մոլեկուլն ընդունում է պրոտոն ջրի մոլեկուլից։

Այսպիսով, ջուրը կարող է ձևավորել երկու խոնարհված զույգ.

1) Հ 2 Օ(թթու) և ՆԱ- (կոնյուգացիոն հիմք)

2) Հ 3 Օ+ (թթու) և Հ 2 Օ(կոնյուգացիոն հիմք):

Առաջին դեպքում ջուրը տալիս է պրոտոն, իսկ երկրորդում՝ ընդունում է այն։

Նման գույքը կոչվում է ամֆիպրոտոնություն. Այն նյութերը, որոնք կարող են արձագանքել ինչպես թթուների, այնպես էլ հիմքերի, կոչվում են ամֆոտերիկ. Նման նյութերը հաճախ հանդիպում են բնության մեջ: Օրինակ, ամինաթթուները կարող են աղեր առաջացնել ինչպես թթուների, այնպես էլ հիմքերի հետ: Հետևաբար, պեպտիդները հեշտությամբ ձևավորում են կոորդինացիոն միացություններ առկա մետաղական իոնների հետ:

Այսպիսով, բնորոշ հատկությունիոնային կապ - էլեկտրոնների մի փունջի ամբողջական շարժում միջուկներից մեկին: Սա նշանակում է, որ իոնների միջև կա մի շրջան, որտեղ էլեկտրոնի խտությունը գրեթե զրոյական է:

Կապի երկրորդ տեսակն էկովալենտ կապ

Ատոմները կարող են ձևավորել կայուն էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիաներ՝ կիսելով էլեկտրոնները:

Նման կապը ձևավորվում է, երբ զույգ էլեկտրոնները միմյանցից բաժանվում են: յուրաքանչյուրիցատոմ. Այս դեպքում սոցիալականացված կապի էլեկտրոնները հավասարապես բաշխվում են ատոմների միջև։ Կովալենտային կապի օրինակ է միամիջուկայինդիատոմիկ H մոլեկուլներ 2 , Ն 2 , Ֆ 2. Ալոտրոպներն ունեն նույն տեսակի կապ: Օ 2 և օզոն Օ 3 և բազմատոմային մոլեկուլի համար Ս 8 և նաև հետերոնուկլեար մոլեկուլներջրածնի քլորիդ Hcl, ածխաթթու գազ CO 2, մեթան Չ 4, էթանոլ ՀԵՏ 2 Հ 5 ՆԱ, ծծմբի հեքսաֆտորիդ Ս.Ֆ 6, ացետիլեն ՀԵՏ 2 Հ 2. Այս բոլոր մոլեկուլներն ունեն նույն ընդհանուր էլեկտրոնները, և նրանց կապերը հագեցած և ուղղորդված են նույն ձևով (նկ. 4):

Կենսաբանների համար կարևոր է, որ կրկնակի և եռակի կապերում ատոմների կովալենտային շառավիղները կրճատվեն մեկ կապի համեմատ:

Բրինձ. 4.Կովալենտային կապ Cl 2 մոլեկուլում:

Կապերի իոնային և կովալենտային տեսակները գոյություն ունեցող բազմաթիվ քիմիական կապերի երկու սահմանափակող դեպքերն են, և գործնականում կապերի մեծ մասը միջանկյալ են:

Երկու տարրերի միացությունները, որոնք գտնվում են Մենդելեևի համակարգի նույն կամ տարբեր ժամանակաշրջանների հակառակ ծայրերում, հիմնականում կազմում են իոնային կապեր։ Քանի որ տարրերը մոտենում են միմյանց որոշակի ժամանակահատվածում, նրանց միացությունների իոնային բնույթը նվազում է, մինչդեռ կովալենտային բնույթը մեծանում է: Օրինակ՝ պարբերական աղյուսակի ձախ կողմում գտնվող տարրերի հալոգենիդները և օքսիդները հիմնականում իոնային կապեր են կազմում ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), և աղյուսակի աջ կողմում գտնվող տարրերի նույն միացությունները կովալենտ են ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, ֆենոլ C6H5OH, գլյուկոզա C 6 H 12 O 6, էթանոլ C 2 H 5 OH).

Կովալենտային կապն իր հերթին ունի մեկ այլ փոփոխություն.

Բազմաատոմային իոններում և բարդ կենսաբանական մոլեկուլներում երկու էլեկտրոններն էլ կարող են առաջանալ միայն մեկատոմ. Այն կոչվում է դոնորէլեկտրոնային զույգ. Ատոմը, որը սոցիալականացնում է այս զույգ էլեկտրոնները դոնորի հետ, կոչվում է ընդունողէլեկտրոնային զույգ. Այս տեսակի կովալենտային կապը կոչվում է համակարգում (դոնոր-ընդունող, կամդատիվ) հաղորդակցություն(նկ. 5): Այս տեսակի կապը ամենակարևորն է կենսաբանության և բժշկության համար, քանի որ նյութափոխանակության համար ամենակարևոր d-տարրերի քիմիան հիմնականում նկարագրվում է կոորդինացիոն կապերով:

նկ. 5.

Որպես կանոն, մեջ բարդ միացությունմետաղի ատոմը հանդես է գալիս որպես էլեկտրոնային զույգ ընդունող. ընդհակառակը, իոնային և կովալենտային կապերում մետաղի ատոմը էլեկտրոնի դոնոր է։

Կովալենտային կապի էությունը և դրա բազմազանությունը՝ կոորդինացիոն կապը, կարելի է պարզել թթուների և հիմքերի մեկ այլ տեսության օգնությամբ, որն առաջարկել է Գ.Ն. Լյուիս. Նա որոշ չափով ընդլայնեց «թթու» և «հիմք» տերմինների իմաստային հասկացությունը՝ ըստ Բրոնսթեդ-Լոուրիի տեսության։ Լյուիսի տեսությունը բացատրում է բարդ իոնների առաջացման բնույթը և նյութերի մասնակցությունը նուկլեոֆիլային փոխարինման ռեակցիաներին, այսինքն՝ ԿՍ-ի առաջացմանը։

Ըստ Լյուիսի՝ թթուն այն նյութն է, որն ընդունակ է ձևավորել կովալենտային կապ՝ հիմքից էլեկտրոնային զույգ ընդունելով։ Լյուիսի բազան այն նյութն է, որն ունի էլեկտրոնների միայնակ զույգ, որոնք, էլեկտրոններ նվիրելով, կովալենտային կապ են կազմում Լյուիս թթվի հետ։

Այսինքն՝ Լյուիսի տեսությունը ընդլայնում է թթու-բազային ռեակցիաների շրջանակը նաև այն ռեակցիաներին, որոնցում պրոտոններն ընդհանրապես չեն մասնակցում։ Ավելին, պրոտոնն ինքնին, ըստ այս տեսության, նույնպես թթու է, քանի որ ունակ է ընդունել էլեկտրոնային զույգ։

Հետևաբար, ըստ այս տեսության, կատիոնները Լյուիսի թթուներն են, իսկ անիոնները՝ Լյուիսի հիմքերը։ Հետևյալ ռեակցիաները օրինակներ են.

Վերևում նշվեց, որ նյութերի ենթաբաժանումը իոնային և կովալենտների հարաբերական է, քանի որ կովալենտային մոլեկուլներում էլեկտրոնի ամբողջական անցում մետաղի ատոմներից դեպի ընդունող ատոմներ չկա: Իոնային կապ ունեցող միացություններում յուրաքանչյուր իոն գտնվում է հակառակ նշանի իոնների էլեկտրական դաշտում, ուստի դրանք փոխադարձ բևեռացված են, իսկ թաղանթները՝ դեֆորմացված։

Բևեռացումորոշվում է իոնի էլեկտրոնային կառուցվածքով, լիցքով և չափով. այն ավելի բարձր է անիոնների համար, քան կատիոնների համար։ Կատիոնների մեջ ամենաբարձր բևեռացումը ավելի մեծ լիցք ունեցող և փոքր չափերի կատիոնների համար է, օրինակ՝ համար Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Ունի ուժեղ բևեռացնող ազդեցություն Հ+ . Քանի որ իոնների բևեռացման ազդեցությունը երկկողմանի է, այն էականորեն փոխում է նրանց կողմից ձևավորված միացությունների հատկությունները:

Կապի երրորդ տեսակը -դիպոլ-դիպոլ կապ

Բացի թվարկված կապի տեսակներից, կան նաև դիպոլ-դիպոլ միջմոլեկուլայինփոխազդեցություններ, որոնք նաև հայտնի են որպես վան դեր Վալս .

Այս փոխազդեցությունների ուժը կախված է մոլեկուլների բնույթից։

Գոյություն ունեն փոխազդեցությունների երեք տեսակ՝ մշտական ​​դիպոլ - մշտական ​​դիպոլ ( դիպոլ-դիպոլգրավչություն); մշտական ​​դիպոլ - առաջացած դիպոլ ( ինդուկցիագրավչություն); ակնթարթային դիպոլ - առաջացած դիպոլ ( ցրվածությունգրավչություն, կամ Լոնդոնի ուժեր; բրինձ. 6).

Բրինձ. 6.

Միայն բևեռային կովալենտային կապերով մոլեկուլներն ունեն դիպոլ-դիպոլ մոմենտ ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), իսկ կապի ամրությունը 1-2 է հրաժեշտ տալ(1D \u003d 3,338 × 10 -30 կուլոն մետր - C × մ):

Կենսաքիմիայում առանձնանում է կապի մեկ այլ տեսակ. ջրածինը միացում, որը սահմանափակող դեպք է դիպոլ-դիպոլգրավչություն. Այս կապը ձևավորվում է ջրածնի ատոմի և փոքր էլեկտրաբացասական ատոմի, առավել հաճախ թթվածնի, ֆտորի և ազոտի միջև ներգրավման արդյունքում: Խոշոր ատոմների դեպքում, որոնք ունեն նմանատիպ էլեկտրաբացասականություն (օրինակ՝ քլորի և ծծմբի հետ), ջրածնային կապը շատ ավելի թույլ է։ Ջրածնի ատոմն առանձնանում է մեկ էական հատկանիշով. երբ կապող էլեկտրոնները հեռացվում են, նրա միջուկը՝ պրոտոնը, բացահայտվում է և դադարում է էլեկտրոնների կողմից զննվել։

Հետեւաբար, ատոմը վերածվում է մեծ դիպոլի։

Ջրածնային կապը, ի տարբերություն վան դեր Վալսի կապի, ձևավորվում է ոչ միայն միջմոլեկուլային փոխազդեցությունների ժամանակ, այլ նաև մեկ մոլեկուլի ներսում. ներմոլեկուլայինջրածնային կապ. Ջրածնային կապերը կարևոր դեր են խաղում կենսաքիմիայում, օրինակ՝ սպիտակուցների կառուցվածքը α-պարույրի ձևով կայունացնելու կամ ԴՆԹ-ի կրկնակի պարույրի ձևավորման համար (նկ. 7):

Նկ.7.

Ջրածնի և վան դեր Վալսի կապերը շատ ավելի թույլ են, քան իոնային, կովալենտային և կոորդինացիոն կապերը։ Միջմոլեկուլային կապերի էներգիան ներկայացված է Աղյուսակում: 1.

Աղյուսակ 1.Միջմոլեկուլային ուժերի էներգիա

ՆշումՄիջմոլեկուլային փոխազդեցությունների աստիճանը արտացոլում է հալման և գոլորշիացման (եռման) էթալպիան: Իոնային միացությունները շատ ավելի շատ էներգիա են պահանջում իոնների առանձնացման համար, քան մոլեկուլները բաժանելու համար: Իոնային միացությունների հալման էթալպիաները շատ ավելի բարձր են, քան մոլեկուլային միացություններին:

Չորրորդ տեսակ կապ -մետաղական կապ

Վերջապես, կա միջմոլեկուլային կապերի մեկ այլ տեսակ. մետաղական: մետաղների ցանցի դրական իոնների միացումն ազատ էլեկտրոնների հետ։ Այս տեսակի կապը չի առաջանում կենսաբանական օբյեկտներում:

Կապերի տեսակների համառոտ ակնարկից պարզվում է մեկ մանրամասնություն. ատոմի կամ մետաղի իոնի կարևոր պարամետրը՝ էլեկտրոն դոնորը, ինչպես նաև ատոմը՝ էլեկտրոն ընդունողն է նրա։ չափը.

Չխորանալով մանրամասների մեջ՝ մենք նշում ենք, որ ատոմների կովալենտային շառավիղները, մետաղների իոնային շառավիղները և փոխազդող մոլեկուլների վան դեր Վալսի շառավիղները մեծանում են պարբերական համակարգի խմբերում դրանց ատոմային թվի մեծացման հետ։ Այս դեպքում իոնային շառավիղների արժեքներն ամենափոքրն են, իսկ վան դեր Վալսի շառավիղները ամենամեծն են: Որպես կանոն, խմբից ներքև շարժվելիս մեծանում են բոլոր տարրերի շառավիղները՝ և՛ կովալենտային, և՛ վան դեր Վալսի։

Կենսաբանների և բժիշկների համար ամենակարևորներն են համակարգումը(դոնոր-ընդունող) կոորդինացիոն քիմիայի կողմից դիտարկվող կապեր.

Բժշկական կենսաօրգանական նյութեր. Գ.Կ. Բարաշկով

Նախ հաշվի առեք ամոնիակի NH 3 մոլեկուլի կառուցվածքը: Ինչպես արդեն գիտեք, արտաքին էներգիայի մակարդակում ազոտի ատոմները պարունակում են հինգ էլեկտրոն, որոնցից երեք էլեկտրոնները չզույգված են: Հենց նրանք են մասնակցում երեք կովալենտային կապերի ձևավորմանը երեք ջրածնի ատոմների հետ ամոնիակի NH 3 մոլեկուլի ձևավորման մեջ:

Երեք ընդհանուր էլեկտրոնային զույգեր տեղափոխվում են դեպի ավելի էլեկտրաբացասական ազոտի ատոմ, և քանի որ ամոնիակի մոլեկուլն ունի եռանկյուն բուրգի ձև (Նկար 128), էլեկտրոնային զույգերի տեղաշարժի արդյունքում առաջանում է դիպոլ, այսինքն՝ մոլեկուլ երկու բևեռ.

Բրինձ. 128.
Ամոնիակի մոլեկուլի կառուցվածքը

Ամոնիակի մոլեկուլները (հեղուկ ամոնիակում) փոխազդում են՝ կապվելով միմյանց հետ.

Քիմիական միջմոլեկուլային կապի այս հատուկ տեսակը, ինչպես արդեն գիտեք, կոչվում է ջրածնային կապ։

Ամոնիակը անգույն գազ է՝ սուր հոտով, օդից գրեթե երկու անգամ ավելի թեթեւ։ Ամոնիակը չպետք է ներշնչվի երկար ժամանակքանի որ դա թունավոր է: Այս գազը հեշտությամբ հեղուկացվում է նորմալ ճնշման և -33,4 °C ջերմաստիճանի դեպքում: Երբ հեղուկ ամոնիակը գոլորշիանում է միջավայրըներծծվում է շատ ջերմություն, ուստի ամոնիակն օգտագործվում է սառնարանում:

Ամոնիակը շատ լուծելի է ջրի մեջ. 20 ° C ջերմաստիճանում 1 ծավալ ջրի մեջ լուծվում է մոտ 710 ծավալ ամոնիակ (նկ. 129): Խտացված (25% զանգվածային) ջրային ամոնիակը կոչվում է ջրային ամոնիակ կամ ամոնիակ ջուր, իսկ բժշկության մեջ օգտագործվող 10% ամոնիակային լուծույթը հայտնի է որպես ամոնիակ։ Ամոնիակի ջրային լուծույթում ձևավորվում է անկայուն միացություն՝ ամոնիակի հիդրատ NH 3 H 2 O:

Բրինձ. 129։
«Ամոնիակ շատրվան» (ամոնիակ ջրում լուծող)

Եթե ​​ամոնիակային լուծույթին ավելացնեն մի քանի կաթիլ ֆենոլֆթալեին, ապա լուծույթը կդառնա բոսորագույն՝ ցույց տալով. ալկալային միջավայր. Ամոնիակի ջրային լուծույթների ալկալային ռեակցիան բացատրվում է հիդրօքսիդի իոնների առկայությամբ OH -.

Եթե ​​ֆենոլֆթալեինով ներկված ամոնիակի լուծույթը տաքացվի, գույնը կվերանա (ինչու՞):

Թիվ 30 լաբորատոր փորձ
Ամոնիակի հատկությունների ուսումնասիրություն

Ամոնիակը փոխազդում է թթուների հետ՝ առաջացնելով ամոնիումի աղեր։ Այս փոխազդեցությունը կարելի է դիտարկել հետևյալ փորձի ժամանակ. ապակե ձողը կամ ամոնիակի լուծույթով թրջված բաժակը բերվում է մեկ այլ ձողի կամ թրջված ապակու վրա։ աղաթթու, - կհայտնվի թանձր սպիտակ ծուխ (նկ. 130):

Բրինձ. 130։
«Ծուխ առանց կրակի»

Այսպիսով, այս ասացվածքից հետո հավատացեք, որ առանց կրակ ծուխ չի լինում։

Ամոնիակի և ամոնիումի աղերի ջրային լուծույթը պարունակում է հատուկ իոն՝ ամոնիումի կատիոն NH + 4, որը կատարում է մետաղական կատիոնի դեր։ Ամոնիումի իոնը ձևավորվում է ազոտի ատոմի կովալենտային կապի առաջացման արդյունքում, որն ունի ազատ (միայնակ) էլեկտրոնային զույգ, և ջրածնի կատիոնը, որը թթվային կամ ջրի մոլեկուլներից անցնում է ամոնիակ.

Ամոնիումի իոնի առաջացման ժամանակ ազատ էլեկտրոնային զույգի դոնորը ամոնիակի ազոտի ատոմն է, իսկ ընդունողը՝ թթվի կամ ջրի ջրածնի կատիոնը։

Դուք ինքներդ կարող եք կանխատեսել ամոնիակի մեկ այլ քիմիական հատկություն, եթե ուշադրություն դարձնեք դրանում ազոտի ատոմների օքսիդացման աստիճանին, այն է՝ -3։ Իհարկե, ամոնիակն ամենաուժեղ վերականգնող նյութն է, այսինքն՝ նրա ազոտի ատոմները կարող են միայն էլեկտրոններ նվիրել, բայց չընդունել դրանք։ Այսպիսով, ամոնիակն ունակ է օքսիդացնել կամ ազատել ազոտը (առանց կատալիզատորի).

4NH 3 + 3O 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O,

կամ ազոտի օքսիդին (II) (կատալիզատորի առկայության դեպքում).

Արդյունաբերության մեջ ամոնիակն արտադրվում է ազոտից և ջրածնից սինթեզով (նկ. 131):

Բրինձ. 131։
Արդյունաբերական գործարան (ա) և ամոնիակի արդյունաբերական արտադրության սխեման (բ)

Լաբորատորիայում ամոնիակը ստացվում է ամոնիումի աղերի վրա խարխլված կրաքարի Ca (OH) 2-ի ազդեցությամբ, առավել հաճախ՝ ամոնիումի քլորիդի վրա.

Գազը հավաքվում է գլխիվայր շրջված անոթի մեջ և ճանաչվում է կամ հոտով, կամ թաց կարմիր լակմուսի թղթի կապույտով, կամ սպիտակ ծխի տեսքով, երբ աղաթթվով թրջված փայտ է ներմուծվում:

Ամոնիակը և նրա աղերը լայնորեն օգտագործվում են արդյունաբերության և տեխնիկայի մեջ, մ գյուղատնտեսություն, կյանք. Դրանց կիրառման հիմնական ոլորտները ներկայացված են Նկար 132-ում:

Բրինձ. 132։
Ամոնիակի և ամոնիումի աղերի կիրառում.
1,2 - սառնարանային ստորաբաժանումներում; 3 - հանքային պարարտանյութերի արտադրություն; 4 - արտադրություն ազոտական ​​թթու; 5 - զոդման համար; 6 - պայթուցիկ նյութերի ձեռքբերում; 7 - բժշկության մեջ և առօրյա կյանքում (ամոնիակ)

Նոր բառեր և հասկացություններ

1. Ամոնիակի մոլեկուլի կառուցվածքը.
2. Ջրածնային կապ.
3. Ամոնիակի հատկությունները` փոխազդեցություն ջրի, թթուների և թթվածնի հետ:
4. Ամոնիումի իոնների առաջացման դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմ.
5. Ամոնիակի ստացում, հավաքում և ճանաչում:

NH3-ը ամենահայտնի և օգտակարներից մեկն է քիմիական նյութեր. Այն լայն կիրառություն է գտել գյուղատնտեսության ոլորտում և ոչ միայն։ Այն ունի յուրահատուկ քիմիական հատկություններ, որոնց շնորհիվ այն օգտագործվում է տարբեր արդյունաբերություններ.

Ինչ է NH3-ը

NH 3-ը հայտնի է նույնիսկ քիմիայից ամենահեռավոր մարդուն: Դա ամոնիակ է: Ամոնիակը (NH 3) այլ կերպ կոչվում է ջրածնի նիտրիդ և գտնվում է ժամը նորմալ պայմաններԱնգույն գազ՝ հստակ, բնորոշ հոտով։ Հարկ է նաև նշել, որ NH 3 գազը (կոչվում է ամոնիակ) գրեթե երկու անգամ ավելի թեթև է, քան օդը:

Բացի գազից, այն կարող է լինել հեղուկ մոտ 70 ° C ջերմաստիճանում կամ գոյություն ունենալ որպես լուծույթ (ամոնիակի լուծույթ): Հեղուկ NH 3-ի տարբերակիչ առանձնահատկությունը Դ.Ի. Մենդելեևի տարրերի աղյուսակի I և II խմբերի հիմնական ենթախմբերի մետաղներն ինքնին լուծելու ունակությունն է (այսինքն՝ ալկալային և հողալկալային մետաղներ), ինչպես նաև մագնեզիում, ալյումին, եվրոպիում և իտերբիում։ Ի տարբերություն ջրի, հեղուկ ամոնիակը չի փոխազդում վերը նշված տարրերի հետ, այլ գործում է հենց որպես լուծիչ: Այս հատկությունը թույլ է տալիս մետաղները մեկուսացնել իրենց սկզբնական տեսքով՝ լուծիչի գոլորշիացման միջոցով (NH 3): Ստորև բերված նկարում կարող եք տեսնել, թե ինչ տեսք ունի հեղուկ ամոնիակում լուծված նատրիումը:

Ինչպիսի՞ն է ամոնիակը քիմիական կապերի առումով:

Ամոնիակի (NH 3) սխեման և նրա տարածական կառուցվածքը առավել հստակ ցուցադրվում է եռանկյուն բուրգով: Ամոնիակի «բուրգի» գագաթը ազոտի ատոմն է (ընդգծված կապույտով), ինչպես երևում է ստորև ներկայացված նկարում:

Ամոնիակ (NH 3) կոչվող նյութի ատոմները կապված են ջրածնային կապերով, ինչպես ջրի մոլեկուլում: Բայց շատ կարևոր է հիշել, որ ամոնիակի մոլեկուլում կապերն ավելի թույլ են, քան ջրի մոլեկուլում: Սա բացատրում է, թե ինչու NH 3-ի հալման և եռման կետերը ավելի ցածր են, երբ համեմատվում են H 2 O-ի հետ:

Քիմիական հատկություններ

Ամենատարածվածը ամոնիակ կոչվող NH 3 նյութ ստանալու 2 եղանակն է: Արդյունաբերության մեջ օգտագործվում է այսպես կոչված «Հաբեր» պրոցեսը, որի էությունը մթնոլորտային ազոտի և ջրածնի (ստացված մեթանից) միացումն է՝ այդ գազերի խառնուրդը բարձր ճնշման տակ տաքացվող կատալիզատորի վրայով անցնելու միջոցով։

Լաբորատորիաներում ամոնիակի սինթեզը առավել հաճախ հիմնված է խտացված ամոնիումի քլորիդի փոխազդեցության վրա պինդ նատրիումի հիդրօքսիդի հետ։

Եկեք անցնենք NH 3-ի քիմիական հատկությունների անմիջական քննարկմանը:

1) NH 3-ը գործում է որպես թույլ հիմք: Այդ իսկ պատճառով տեղի է ունենում ջրի հետ փոխազդեցությունը նկարագրող հետևյալ հավասարումը.

NH 3 + H 2 O \u003d NH4 + + OH -

2) Նաև թթուների հետ փոխազդելու և համապատասխան ամոնիումային աղեր ձևավորելու նրա ունակությունը հիմնված է NH 3-ի հիմնական հատկությունների վրա.

NH3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 (ամոնիումի նիտրատ)

3) Ավելի վաղ ասվում էր, որ մետաղների որոշակի խումբ լուծվում է հեղուկ ամոնիակում։ Այնուամենայնիվ, որոշ մետաղներ կարող են նաև ոչ միայն լուծարվել, այլև NH 3-ով միացություններ ստեղծել, որոնք կոչվում են ամիդներ.

Na (tv) + NH3 (g) = NaNH 2 + H 2

Na (tv) + NH3 (l) \u003d NaNH 2 + H 2 (ռեակցիան իրականացվում է երկաթի առկայությամբ որպես կատալիզատոր)

4) Երբ NH 3-ը փոխազդում է Fe 3+, Cr 3+, Al 3+, Sn 4+, Sn 2+ մետաղների հետ, առաջանում են համապատասխան մետաղների հիդրօքսիդներ և ամոնիումի կատիոն.

Fe 3+ + NH 3 + H 2 O \u003d Fe (OH) 3 + NH 4 +

5) NH 3-ի փոխազդեցության արդյունքը մետաղների հետ Cu 2+, Ni 2+, Co 2+, Pd 2+, Pt 2+, Pt 4+ առավել հաճախ համապատասխան մետաղական համալիրներն են.

Cu 2+ + NH 3 + H 2 O \u003d Cu (OH) 2 + NH 4 +

Cu (OH) 2 + NH 3 \u003d 2 + + OH -

Մարդու մարմնում NH3-ի ձևավորումը և հետագա ուղին

Հայտնի է, որ ամինաթթուները մարդու օրգանիզմում կենսաքիմիական գործընթացների անբաժանելի մասն են: Նրանք NH 3-ի հիմնական աղբյուրն են՝ ամոնիակ կոչվող նյութի, որն արդյունք է դրանց օքսիդատիվ դեամինացիայի (առավել հաճախ)։ Ցավոք սրտի, ամոնիակը թունավոր է մարդու օրգանիզմի համար, վերը նշված ամոնիումի կատիոնը (NH 4 +) հեշտությամբ առաջանում է դրանից և կուտակվում բջիջներում։ Հետագայում տեղի է ունենում ամենակարևոր կենսաքիմիական ցիկլերի դանդաղում, և արդյունքում արտադրվող ATP-ի մակարդակի անկում:

Հեշտ է կռահել, որ օրգանիզմին անհրաժեշտ են մեխանիզմներ՝ ազատված NH 3-ը կապելու և չեզոքացնելու համար։ Ստորև բերված դիագրամը ցույց է տալիս մարդու մարմնում ամոնիակի աղբյուրները և կապող որոշ արտադրանքները:

Այսպիսով, մի խոսքով, ամոնիակի չեզոքացումը տեղի է ունենում հյուսվածքներում նրա տրանսպորտային ձևերի ձևավորման միջոցով (օրինակ՝ գլուտամին և ալանին), մեզի մեջ արտազատմամբ, միզանյութի կենսասինթեզի օգնությամբ, որը NH-ի չեզոքացման հիմնական բնական միջոցն է։ 3 մարդու մարմնում.

NH3-ի օգտագործումը՝ ամոնիակ կոչվող նյութ

Ժամանակակից ժամանակներում հեղուկ ամոնիակն ամենակենտրոնացված և ամենաէժան ազոտային պարարտանյութն է, որն օգտագործվում է գյուղատնտեսության մեջ՝ կոպիտ հողերի և տորֆի ամոնիացման համար։ Երբ հողի վրա կիրառվում է հեղուկ ամոնիակ, տեղի է ունենում միկրոօրգանիզմների քանակի աճ, բայց ոչ բացասական հետևանքներինչպես, օրինակ, պինդ պարարտանյութերից։ Ստորև բերված նկարը ցույց է տալիս գազային ամոնիակը հեղուկ ազոտով հեղուկացնելու հնարավոր կայանքներից մեկը:

Գոլորշիացող հեղուկ ամոնիակը մեծ քանակությամբ ջերմություն է կլանում շրջակա միջավայրից՝ առաջացնելով սառեցում։ Այս հատկությունը օգտագործվում է սառնարանային կայաններում ձեռք բերելու համար արհեստական ​​սառույցփչացող սննդամթերքի պահպանման ժամանակ. Բացի այդ, այն օգտագործվում է ստորգետնյա կառույցների կառուցման ժամանակ հողը սառեցնելու համար։ Ամոնիակի ջրային լուծույթները օգտագործվում են քիմիական արդյունաբերության մեջ (դա արդյունաբերական ոչ ջրային լուծիչ է), լաբորատոր պրակտիկայում (օրինակ՝ որպես լուծիչ քիմիական արտադրանքի էլեկտրաքիմիական արտադրության մեջ), բժշկության և կենցաղային օգտագործման մեջ։