Քիմիական կապերի տեսակները. Կովալենտային քիմիական կապ Կովալենտային կապի բևեռականություն և կապի էներգիա

Կովալենտային կապի երկարությունըանվանել կապ կազմող ատոմների միջուկների միջև եղած հեռավորությունը: Կապի երկարությունը ուղղակիորեն կապված է ատոմի շառավղով. որքան մեծ է այն, այնքան երկար է կապը:

Որոշ ատոմների կովալենտային շառավիղների արժեքներ (pm; 10 -12 մ).

• H = 30 pm;
• F = 58;
• O=73;
• N = 75;
• C = 77;
• Cl = 99;
• S = 103;
• P = 110;
• Si = 118;
• Ալ = 130:

Սիմետրիկ մոլեկուլներում (H 2, F 2, Cl 2 ...) կապի երկարության կեսը կոչվում է. կովալենտ շառավիղ. Իմանալով կովալենտային շառավիղը՝ շատ հեշտ է հաշվարկել մոլեկուլում կովալենտային կապի երկարությունը։ Օրինակ, HF մոլեկուլի կովալենտային կապի երկարությունը = 30 + 58 = 88 pm:

2. Կովալենտ կապի էներգիա

Տակ կովալենտ կապի էներգիա(արտահայտված կկալ/մոլով կամ կՋ/մոլով) սովորաբար վերաբերում է այն էներգիային, որն անհրաժեշտ է կապը խզելու համար (երբ ձևավորվում է կովալենտային կապ, էներգիան ազատվում է, երբ կոտրվում է, այն կլանվում է)։ Որքան բարձր է կապի էներգիան, այնքան ավելի ամուր է կապը:

Կապի էներգիան կախված է դրա երկարությունից. որքան երկար է կապը մոլեկուլում, այնքան ավելի հեշտ է այն կոտրելը (ավելի քիչ էներգիա ծախսել):

Որոշ մոլեկուլների կապող էներգիաներ (կՋ/մոլ).

• H2 = 453 (պարտատոմսի երկարությունը = 60 pm);
• Cl 2 = 242 (198 pm);
• HCl = 431 (129 pm):

3. Կովալենտային կապի բևեռականություն

Այս բնութագիրը ցույց է տալիս երկու ատոմների էլեկտրոնային զույգի գտնվելու վայրը, որոնք կապ են ստեղծում: Կապի բևեռականության աստիճանը կախված է կապը կազմող ատոմների էլեկտրաբացասականությունից (որքան այն մեծ է, այնքան մեծ է կապի բևեռականությունը)։ Ավելի բևեռային կովալենտային կապը ունի ընդհանուր զույգ էլեկտրոններ, որոնք ավելի շատ են տեղափոխվում դեպի ավելի էլեկտրաբացասական ատոմ (տես էլեկտրաբացասականության հայեցակարգը):

Էլեկտրոնեգատիվությունը աղյուսակային արժեք է, որը որոշվում է Փոլինգի սանդղակի միջոցով: Շատ ավելի կարևոր է իմանալ ոչ թե բուն ատոմի էլեկտրաբացասականությունը, այլ մոլեկուլում այս արժեքների տարբերությունը.

Կովալենտային կապի բևեռականությունը որոշվում է օգտագործելով դիպոլային պահ(µ), մինչդեռ կոչվում է երկու համարժեք, բայց նշանով հակադիր համակարգ դիպոլ.

Շատ կարևոր է տարբերակել կովալենտային կապի դիպոլային պահը (նրա բևեռականությունը) և մոլեկուլի դիպոլային մոմենտը որպես ամբողջություն։ Պարզ երկատոմային մոլեկուլներում այս երկու պարամետրերը հավասար են։ Բոլորովին այլ պատկեր է նկատվում բարդ մոլեկուլներում, որոնցում մոլեկուլի դիպոլային մոմենտը առանձին կապերի դիպոլային մոմենտների վեկտորների գումարն է։

4. Կովալենտային կապերի բևեռացում

Բևեռացումն արտացոլում է այն աստիճանը, որով էլեկտրոնները կարող են շարժվել իոնների կամ այլ բևեռային մոլեկուլների կողմից առաջացած արտաքին էլեկտրական դաշտի ազդեցության տակ:

Կովալենտային կապի բևեռացումն ուղիղ համեմատական ​​է դրա երկարությանը, ինչը, ընդհանուր առմամբ, տրամաբանական է. որքան հեռու է էլեկտրոնը ատոմի միջուկից, այնքան թույլ է այն ձգվում դրանով, և, հետևաբար, ավելի հեշտ է տեղաշարժվել, երբ ենթարկվում է արտաքին ազդեցության. Այսպիսով, կապի երկարության մեծացմանը զուգընթաց մեծանում է դրա բևեռացման հնարավորությունը, ինչը, իր հերթին, հանգեցնում է թթուների ուժի ավելացմանը (օրինակ՝ հիդրոդաթթունն ավելի ուժեղ է, քան ֆտորաթթուն)։

Բևեռացումը և կապի բևեռականությունը հակադարձ կախված մեծություններ են. պակաս բևեռային կապն ավելի բևեռացված է և հակառակը:

5. Կովալենտային կապերի հագեցվածությունը

Հագեցվածությունը ատոմի կարողությունն է՝ ձևավորելու որոշակի թվով կովալենտային կապեր. ատոմի բոլոր «չզույգված» էլեկտրոնները հակված են մասնակցելու կապի ձևավորմանը: Օրինակ՝ ջրածնի ատոմն ունի միայն մեկ չզույգված էլեկտրոն, մինչդեռ ազոտի ատոմը՝ երեք։ Այդ պատճառով ամենակայուն քիմիական միացությունը կլինի NH 3, բայց ոչ NH կամ NH 2:

6. Կովալենտային կապի ուղղությունը

Ուղղորդվածությունը բնութագրում է կովալենտային կապի տարածական կողմնորոշումը մոլեկուլի այլ կապերի նկատմամբ։ Մոլեկուլներում կովալենտային կապերի էլեկտրոնները և էլեկտրոնների ազատ զույգերը անընդհատ փոխադարձ վանում են ունենում, ինչի արդյունքում կովալենտային կապերը դասավորվում են այնպես, որ նրանց միջև կապի անկյունը համապատասխանում է էլեկտրոնների միջև նվազագույն վանման սկզբունքին (օրինակ, ջրի մոլեկուլ կապի անկյունը 104,5° է):

7. Կովալենտային կապերի բազմապատկություն

Որոշ դեպքերում ատոմների միջև կարող են հայտնվել ոչ թե մեկ, այլ երկու (կրկնակի կապ) կամ երեք (եռակի կապ) ընդհանուր էլեկտրոնային զույգեր (այսպես կոչված՝ բազմակի կապեր)։

Կրկնակի կովալենտային կապը ձևավորվում է ատոմներից, որոնք ունեն երկու չզույգված էլեկտրոն. եռակի - երեք չզույգված էլեկտրոններով ատոմների համար (տես Բազմաթիվ կապեր):

Ինչպես երևում է ստորև բերված աղյուսակից, ազոտի մոլեկուլը մոտավորապես 7 անգամ ավելի «ուժեղ» է, քան ֆտորի մոլեկուլը:

Կովալենտային կապի երկարության և ուժի կախվածության աղյուսակը դրա բազմապատկությունից:

Սահմանում

Կովալենտային կապը քիմիական կապ է, որը ձևավորվում է ատոմների կողմից, որոնք կիսում են իրենց վալենտային էլեկտրոնները: Կովալենտային կապի առաջացման նախապայման է ատոմային օրբիտալների (AO) համընկնումը, որոնցում գտնվում են վալենտային էլեկտրոնները։ Ամենապարզ դեպքում երկու AO-ների համընկնումը հանգեցնում է երկու մոլեկուլային օրբիտալների (MO) ձևավորմանը՝ կապող MO և հակակապակցող (հակակապող) MO: Համօգտագործվող էլեկտրոնները գտնվում են ցածր էներգիայի կապի MO-ի վրա.

Կրթական հաղորդակցություն

Կովալենտային կապ (ատոմային կապ, հոմեոպոլային կապ) - կապ երկու ատոմների միջև երկու էլեկտրոնի էլեկտրոնների փոխանակման պատճառով՝ յուրաքանչյուր ատոմից մեկը.

A. + B. -> A: B

Այս պատճառով հոմեոպոլյար հարաբերությունները ուղղորդված են: Էլեկտրոնների զույգը, որը կատարում է կապը, միաժամանակ պատկանում է երկու կապակցված ատոմներին, օրինակ.

Կովալենտային կապի տեսակները

Կովալենտային քիմիական կապերի երեք տեսակ կա, որոնք տարբերվում են դրանց ձևավորման մեխանիզմով.

1. Պարզ կովալենտային կապ. Իր ձևավորման համար յուրաքանչյուր ատոմ ապահովում է մեկ չզույգված էլեկտրոն: Երբ ձևավորվում է պարզ կովալենտային կապ, ատոմների պաշտոնական լիցքերը մնում են անփոփոխ։ Եթե ​​պարզ կովալենտային կապ ձևավորող ատոմները նույնն են, ապա մոլեկուլում ատոմների իրական լիցքերը նույնպես նույնն են, քանի որ կապը կազմող ատոմները հավասարապես ունեն ընդհանուր էլեկտրոնային զույգ, այդպիսի կապը կոչվում է ոչ բևեռային կովալենտ: պարտատոմս. Եթե ​​ատոմները տարբեր են, ապա ընդհանուր զույգ էլեկտրոնների տիրապետման աստիճանը որոշվում է ատոմների էլեկտրաբացասականության տարբերությամբ, իսկ ավելի բարձր էլեկտրաբացասականություն ունեցող ատոմն ավելի մեծ չափով ունի զույգ էլեկտրոններ, և, հետևաբար, դա ճիշտ է: լիցքը բացասական նշան ունի, ավելի ցածր էլեկտրաբացասականություն ունեցող ատոմը ձեռք է բերում նույն լիցքը, բայց դրական նշանով։

Սիգմա (σ)-, պի (π) կապերը օրգանական միացությունների մոլեկուլներում կովալենտային կապերի տեսակների մոտավոր նկարագրությունն են, σ-կապը բնութագրվում է նրանով, որ էլեկտրոնային ամպի խտությունը առավելագույնն է միացնող առանցքի երկայնքով։ ատոմների միջուկները. Երբ π կապ է ձևավորվում, տեղի է ունենում էլեկտրոնային ամպերի այսպես կոչված կողային համընկնումը, և էլեկտրոնային ամպի խտությունը առավելագույնն է σ կապի հարթությունից «վերևում» և «ներքևում»: Օրինակ, վերցրեք էթիլեն, ացետիլեն և բենզոլ:

Էթիլենի C 2 H 4 մոլեկուլում կա կրկնակի կապ CH 2 = CH 2, դրա էլեկտրոնային բանաձևը ՝ H:C::C:H: Էթիլենի բոլոր ատոմների միջուկները գտնվում են նույն հարթության վրա։ Ածխածնի յուրաքանչյուր ատոմի երեք էլեկտրոնային ամպերը ձևավորում են երեք կովալենտ կապ նույն հարթության վրա գտնվող այլ ատոմների հետ (դրանց միջև անկյունները մոտավորապես 120° են)։ Ածխածնի ատոմի չորրորդ վալենտային էլեկտրոնի ամպը գտնվում է մոլեկուլի հարթությունից վերևում և ներքևում։ Ածխածնի երկու ատոմների նման էլեկտրոնային ամպերը, որոնք մասամբ համընկնում են մոլեկուլի հարթության վրա և ներքևում, ստեղծում են երկրորդ կապը ածխածնի ատոմների միջև: Ածխածնի ատոմների միջև առաջին, ավելի ուժեղ կովալենտային կապը կոչվում է σ կապ; երկրորդ, ավելի թույլ կովալենտային կապը կոչվում է π կապ:

Գծային ացետիլենի մոլեկուլում

N-S≡S-N (N: S::: S: N)

կան σ կապեր ածխածնի և ջրածնի ատոմների միջև, մեկ σ կապ երկու ածխածնի ատոմների միջև և երկու π կապ նույն ածխածնի ատոմների միջև։ Երկու π-կապերը գտնվում են σ-կապերի գործողության գոտուց վեր՝ երկու միմյանց ուղղահայաց հարթություններում։

C 6 H 6 ցիկլային բենզոլի մոլեկուլի բոլոր վեց ածխածնի ատոմները գտնվում են նույն հարթության մեջ։ Օղակի հարթությունում ածխածնի ատոմների միջև կան σ կապեր. Ածխածնի յուրաքանչյուր ատոմ ունի նույն կապերը ջրածնի ատոմների հետ: Ածխածնի ատոմները ծախսում են երեք էլեկտրոն այս կապերը ստեղծելու համար։ Ածխածնի ատոմների չորրորդ վալենտական ​​էլեկտրոնների ամպերը՝ ութ թվերի ձևով, գտնվում են բենզոլի մոլեկուլի հարթությանը ուղղահայաց։ Յուրաքանչյուր այդպիսի ամպ հավասարապես համընկնում է հարեւան ածխածնի ատոմների էլեկտրոնային ամպերի հետ։ Բենզոլի մոլեկուլում առաջանում են ոչ թե երեք առանձին π կապեր, այլ վեց էլեկտրոններից բաղկացած π էլեկտրոնային համակարգ, որը ընդհանուր է ածխածնի բոլոր ատոմների համար։ Բենզոլի մոլեկուլում ածխածնի ատոմների միջև կապերը լրիվ նույնն են։

Կովալենտային կապը ձևավորվում է էլեկտրոնների բաժանման արդյունքում (սովորական էլեկտրոնային զույգեր ձևավորելու համար), որը տեղի է ունենում էլեկտրոնային ամպերի համընկնման ժամանակ։ Կովալենտային կապի ձևավորումը ներառում է երկու ատոմների էլեկտրոնային ամպեր: Կովալենտային կապերի երկու հիմնական տեսակ կա.

• Նույն քիմիական տարրի ոչ մետաղների ատոմների միջև ձևավորվում է կովալենտային ոչ բևեռային կապ։ Պարզ նյութերը, օրինակ O 2, ունեն նման կապ. N 2; Գ 12.
• Տարբեր ոչ մետաղների ատոմների միջև առաջանում է բևեռային կովալենտ կապ։

տես նաեւ

գրականություն

• «Քիմիական հանրագիտարանային բառարան», Մ., «Սովետական ​​հանրագիտարան», 1983, էջ 264։

Վիքիմեդիա հիմնադրամ. 2010 թ.

• Մեծ պոլիտեխնիկական հանրագիտարան

ՔԻՄԻԱԿԱՆ ԿԱՊՈՒՄ, մեխանիզմ, որով ատոմները միանում են՝ առաջացնելով մոլեկուլներ։ Նման կապերի մի քանի տեսակներ կան, որոնք հիմնված են կամ հակառակ լիցքերի ձգման վրա, կամ էլ էլեկտրոնների փոխանակման միջոցով կայուն կոնֆիգուրացիաների ձևավորման վրա: ... Գիտատեխնիկական հանրագիտարանային բառարան

Քիմիական կապ- ՔԻՄԻԱԿԱՆ ԿԱՊ, ատոմների փոխազդեցություն՝ առաջացնելով դրանց միացումը մոլեկուլների և բյուրեղների։ Քիմիական կապի առաջացման ժամանակ ազդող ուժերը հիմնականում էլեկտրական բնույթ ունեն։ Քիմիական կապի առաջացումը ուղեկցվում է վերակառուցմամբ... ... Պատկերազարդ հանրագիտարանային բառարան

Ատոմների փոխադարձ ներգրավումը, որը հանգեցնում է մոլեկուլների և բյուրեղների ձևավորմանը: Ընդունված է ասել, որ մոլեկուլում կամ բյուրեղում կան քիմիական կառուցվածքներ հարեւան ատոմների միջև։ Ատոմի վալենտությունը (որը ավելի մանրամասն քննարկվում է ստորև) ցույց է տալիս կապերի քանակը... Խորհրդային մեծ հանրագիտարան

քիմիական կապ- ատոմների փոխադարձ ներգրավում, ինչը հանգեցնում է մոլեկուլների և բյուրեղների ձևավորմանը. Ատոմի վալենտությունը ցույց է տալիս տվյալ ատոմի կողմից հարևանների հետ գոյացած կապերի քանակը։ «Քիմիական կառուցվածք» տերմինը ներմուծել է ակադեմիկոս Ա. Մ. Բուտլերովը... ... Մետալուրգիայի հանրագիտարանային բառարան

Իոնային կապը ուժեղ քիմիական կապ է, որը ձևավորվում է ատոմների միջև էլեկտրաբացասականության մեծ տարբերությամբ, որի դեպքում ընդհանուր էլեկտրոնային զույգն ամբողջությամբ փոխանցվում է ավելի բարձր էլեկտրաբացասականություն ունեցող ատոմին։ Օրինակ՝ CsF միացությունը... Վիքիպեդիա

Քիմիական կապը ատոմների փոխազդեցության երևույթ է, որն առաջանում է կապող մասնիկների էլեկտրոնային ամպերի համընկնումից, որն ուղեկցվում է համակարգի ընդհանուր էներգիայի նվազմամբ։ «Քիմիական կառուցվածք» տերմինն առաջին անգամ ներմուծել է Ա. Մ. Բուտլերովը 1861 թվականին... ... Վիքիպեդիա

Չափազանց հազվադեպ է լինում, որ քիմիական նյութերը կազմված են քիմիական տարրերի առանձին, անկապ ատոմներից: Նորմալ պայմաններում միայն փոքր քանակությամբ գազեր, որոնք կոչվում են ազնիվ գազեր, ունեն այս կառուցվածքը՝ հելիում, նեոն, արգոն, կրիպտոն, քսենոն և ռադոն: Ամենից հաճախ քիմիական նյութերը կազմված են ոչ թե մեկուսացված ատոմներից, այլ դրանց համակցություններից տարբեր խմբերի մեջ։ Ատոմների նման միավորումները կարող են լինել մի քանի, հարյուրավոր, հազարավոր կամ նույնիսկ ավելի շատ ատոմներ։ Այն ուժը, որը պահում է այդ ատոմները նման խմբերում, կոչվում է քիմիական կապ.

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

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

Այսպիսով, մասնավորապես, եթե X և Y ատոմների փոխազդեցությունը առաջացնում է XY մոլեկուլ, դա նշանակում է, որ այս նյութի մոլեկուլների ներքին էներգիան ավելի ցածր է, քան առանձին ատոմների ներքին էներգիան, որոնցից այն ձևավորվել է.

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

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

Միջուկի հետ կապելու նվազագույն էներգիա ունեցող արտաքին էլեկտրոնային շերտի էլեկտրոնները, որոնք կոչվում են վալենտություն. Օրինակ, բորում դրանք 2-րդ էներգետիկ մակարդակի էլեկտրոններ են՝ 2 էլեկտրոն 2-ի համար s-ուղեծրեր և 1-ից 2-ը էջ- ուղեծրեր:

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

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

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

Կովալենտային կապ

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

Բևեռային կովալենտային կապերով նյութերի օրինակներ.

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

Նույն քիմիական տարրի ոչ մետաղների ատոմների միջև ձևավորվում է կովալենտային ոչ բևեռային կապ։ Քանի որ ատոմները նույնական են, ընդհանուր էլեկտրոններ ներգրավելու նրանց կարողությունը նույնպես նույնն է: Այս առումով էլեկտրոնային զույգի տեղաշարժ չի նկատվում.

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

Գործում է նաև դոնոր-ընդունող մեխանիզմ։

Երբ դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմով ձևավորվում է կովալենտային կապ, մեկ ատոմի (երկու էլեկտրոններով) լցված ուղեծրի և մեկ այլ ատոմի դատարկ ուղեծրի շնորհիվ ձևավորվում է ընդհանուր էլեկտրոնային զույգ։ Այն ատոմը, որն ապահովում է միայնակ զույգ էլեկտրոններ, կոչվում է դոնոր, իսկ դատարկ ուղեծր ունեցող ատոմը կոչվում է ընդունող։ Ատոմները, որոնք ունեն զույգ էլեկտրոններ, օրինակ՝ N, O, P, S, հանդես են գալիս որպես էլեկտրոնային զույգերի դոնորներ։

Օրինակ, դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմի համաձայն, չորրորդ կովալենտային N-H կապը ձևավորվում է ամոնիումի կատիոն NH 4 +:

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

Միացման էներգիան նվազում է կապված ատոմների շառավիղների ավելացման հետ: Քանի որ մենք գիտենք, որ ատոմային շառավիղները մեծանում են ենթախմբերով, կարող ենք, օրինակ, եզրակացնել, որ հալոգեն-ջրածին կապի ուժը մեծանում է շարքում.

ՈՂՋՈՒ՜ՅՆ< HBr < HCl < HF

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

Իոնային կապ

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

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

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

Օրինակ՝ կալիումի ֆտորիդը։ Կալիումի կատիոնը ձևավորվում է չեզոք ատոմից մեկ էլեկտրոնի հեռացման արդյունքում, իսկ ֆտորի իոնը ձևավորվում է ֆտորի ատոմին մեկ էլեկտրոնի ավելացումից.

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

Երբ ձևավորվեց քիմիական կապ, նատրիումի ատոմից էլեկտրոնները անցան քլորի ատոմին և առաջացան հակառակ լիցքավորված իոններ, որոնք ունեն ավարտված արտաքին էներգիայի մակարդակ։

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

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

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

Մետաղական միացում

Այս տեսակի կապը ձևավորվում է մետաղների մեջ:

Բոլոր մետաղների ատոմներն իրենց արտաքին էլեկտրոնային շերտում ունեն էլեկտրոններ, որոնք ունեն ատոմի միջուկի հետ կապելու ցածր էներգիա: Մետաղների մեծ մասի համար արտաքին էլեկտրոնների կորստի գործընթացը էներգետիկ առումով բարենպաստ է:

Միջուկի հետ նման թույլ փոխազդեցության պատճառով մետաղների այս էլեկտրոնները շատ շարժուն են, և յուրաքանչյուր մետաղական բյուրեղում շարունակաբար տեղի է ունենում հետևյալ գործընթացը.

М 0 — ne − = M n +,

որտեղ M 0-ը չեզոք մետաղի ատոմ է, իսկ M n + նույն մետաղի կատիոնը: Ստորև բերված նկարը ցույց է տալիս տեղի ունեցող գործընթացները:

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

Ջրածնային կապ

Եթե ​​նյութի մեջ ջրածնի ատոմը կապված է բարձր էլեկտրաբացասականություն ունեցող տարրի հետ (ազոտ, թթվածին կամ ֆտոր), ապա այդ նյութը բնութագրվում է մի երևույթով, որը կոչվում է ջրածնային կապ:

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

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

Կովալենտային կապի կարևոր քանակական բնութագրերն են կապող էներգիա, նրա երկարությունըԵվ դիպոլային պահ.

Հաղորդակցման էներգիա- այն էներգիան, որն ազատվում է դրա ձևավորման ընթացքում, կամ անհրաժեշտ է երկու կապակցված ատոմներ առանձնացնելու համար: Կապի էներգիան բնութագրում է նրա ուժը:

Հղման երկարությունը- կապակցված ատոմների կենտրոնների միջև հեռավորությունը. Որքան կարճ է երկարությունը, այնքան ուժեղ է քիմիական կապը:

Դիպոլի պահկապ (μ) - կապի բևեռականությունը բնութագրող վեկտորային մեծություն (չափվում է դեբիում Դկամ կուլոն մետր՝ 1 Դ= 3,4·10 -30 C մ):

Վեկտորի երկարությունը հավասար է կապի երկարության արտադրյալին լ արդյունավետ գանձման համար ք , որոնք ատոմները ձեռք են բերում էլեկտրոնային խտության փոփոխության ժամանակ. | μ | = լ · ք .Դիպոլի մոմենտի վեկտորը դրական լիցքից ուղղված է դեպի բացասականը: Բոլոր կապերի դիպոլային մոմենտների վեկտորային ավելացումով ստացվում է մոլեկուլի դիպոլային մոմենտը։
Պարտատոմսերի բնութագրերի վրա ազդում է դրանց բազմակարծությունը.

Կովալենտային կապ(ատոմային կապ, հոմեոպոլային կապ) - քիմիական կապ, որը ձևավորվում է զույգ վալենտային էլեկտրոնային ամպերի համընկնումից (կիսվելով): Հաղորդակցություն ապահովող էլեկտրոնային ամպերը (էլեկտրոնները) կոչվում են ընդհանուր էլեկտրոնային զույգ.

Կովալենտային կապ տերմինը առաջին անգամ ստեղծվել է Նոբելյան մրցանակի դափնեկիր Իրվինգ Լանգմյուիրի կողմից 1919 թվականին։ Տերմինը վերաբերում է քիմիական կապին, որը պայմանավորված է էլեկտրոնների բաշխմամբ, ի տարբերություն մետաղական կապի, որտեղ էլեկտրոններն ազատ են, կամ իոնային կապի, որտեղ ատոմներից մեկը հրաժարվել է էլեկտրոնից և դարձել կատիոն, իսկ մյուսը: ատոմն ընդունել է էլեկտրոն և դարձել անիոն։

Հետագայում (1927 թ.) Ֆ. Լոնդոնը և Վ. Հեյթլերը, օգտագործելով ջրածնի մոլեկուլի օրինակը, տվեցին կովալենտային կապի առաջին նկարագրությունը քվանտային մեխանիկայի տեսանկյունից։

Հաշվի առնելով M. Born ալիքային ֆունկցիայի վիճակագրական մեկնաբանությունը, կապող էլեկտրոնների հայտնաբերման հավանականության խտությունը կենտրոնացած է մոլեկուլի միջուկների միջև ընկած տարածությունում (նկ. 1): Էլեկտրոնային զույգերի վանման տեսությունը դիտարկում է այս զույգերի երկրաչափական չափերը։ Այսպիսով, յուրաքանչյուր ժամանակաշրջանի տարրերի համար կա էլեկտրոնային զույգի որոշակի միջին շառավիղ (Å).

0.6 մինչև նեոնային տարրերի համար; 0,75 մինչև արգոն տարրերի համար; 0,75 մինչև կրիպտոն և 0,8 մինչև քսենոն տարրերի համար:

Կովալենտային կապի բնորոշ հատկությունները` ուղղորդվածություն, հագեցվածություն, բևեռականություն, բևեռացում, որոշում են միացությունների քիմիական և ֆիզիկական հատկությունները:

Միացման ուղղությունը որոշվում է նյութի մոլեկուլային կառուցվածքով և նրա մոլեկուլի երկրաչափական ձևով։ Երկու կապերի միջև եղած անկյունները կոչվում են կապի անկյուններ:

Հագեցվածությունը ատոմների սահմանափակ թվով կովալենտային կապեր ձևավորելու ունակությունն է։ Ատոմից առաջացած կապերի թիվը սահմանափակվում է նրա արտաքին ատոմային ուղեծրերի քանակով։

Կապի բևեռականությունը պայմանավորված է էլեկտրոնային խտության անհավասար բաշխմամբ՝ ատոմների էլեկտրաբացասականության տարբերությունների պատճառով։ Այս հիման վրա կովալենտային կապերը բաժանվում են ոչ բևեռային և բևեռային (ոչ բևեռ. երկատոմային մոլեկուլը բաղկացած է միանման ատոմներից (H 2, Cl 2, N 2) և յուրաքանչյուր ատոմի էլեկտրոնային ամպերը սիմետրիկորեն բաշխված են այս ատոմների նկատմամբ: բևեռային - երկատոմային մոլեկուլը բաղկացած է տարբեր քիմիական տարրերի ատոմներից, և ընդհանուր էլեկտրոնային ամպը տեղափոխվում է դեպի ատոմներից մեկը՝ դրանով իսկ ձևավորելով անհամաչափություն մոլեկուլում էլեկտրական լիցքի բաշխման մեջ՝ առաջացնելով մոլեկուլի դիպոլային մոմենտը։

Կապի բևեռացումն արտահայտվում է արտաքին էլեկտրական դաշտի, ներառյալ մեկ այլ արձագանքող մասնիկի ազդեցության տակ կապի էլեկտրոնների տեղաշարժով: Բևեռացումը որոշվում է էլեկտրոնների շարժունակությամբ: Կովալենտային կապերի բևեռականությունն ու բևեռացումը որոշում են մոլեկուլների ռեակտիվությունը բևեռային ռեակտիվների նկատմամբ:

Այնուամենայնիվ, երկու անգամ Նոբելյան մրցանակակիր Լ. Փոլինգը նշել է, որ «որոշ մոլեկուլներում կան կովալենտային կապեր՝ կապված մեկ կամ երեք էլեկտրոնի ընդհանուր զույգի փոխարեն»։ Մոլեկուլային ջրածնի իոն H 2 +-ում իրականացվում է մեկ էլեկտրոնային քիմիական կապ:

Մոլեկուլային ջրածնի իոն H2+ պարունակում է երկու պրոտոն և մեկ էլեկտրոն։ Մոլեկուլային համակարգի մեկ էլեկտրոնը փոխհատուցում է երկու պրոտոնների էլեկտրաստատիկ վանումը և պահում դրանք 1,06 Å (H 2+ քիմիական կապի երկարությունը) հեռավորության վրա։ Մոլեկուլային համակարգի էլեկտրոնային ամպի էլեկտրոնային խտության կենտրոնը Բորի շառավղով α 0 =0,53 Å երկու պրոտոններից հավասար է և հանդիսանում է H 2 + ջրածնի մոլեկուլային իոնի համաչափության կենտրոնը։

9-հարց) Կովալենտային կապի ձևավորման մեթոդներ. Բերեք օրինակներ։

Կովալենտային կապի ձևավորման մեթոդներ

Կովալենտային կապ ստեղծելու երկու հիմնական եղանակ կա*.

1) Կապ ձևավորող էլեկտրոնային զույգ կարող է ձևավորվել չզույգված էլեկտրոնների պատճառով, որոնք առկա են չգրգռված ատոմներում:

Այնուամենայնիվ, կովալենտային կապերի թիվը կարող է ավելի մեծ լինել, քան չզույգված էլեկտրոնների թիվը։ Օրինակ, չգրգռված վիճակում (որը նաև կոչվում է հիմնական վիճակ) ածխածնի ատոմն ունի երկու չզույգված էլեկտրոն, սակայն այն բնորոշ է միացություններին, որոնցում ձևավորում է չորս կովալենտային կապ։ Դա հնարավոր է դառնում ատոմի գրգռման արդյունքում։ Այս դեպքում s-էլեկտրոններից մեկը տեղափոխվում է p-ենթամակարդակ.

Ստեղծված կովալենտային կապերի քանակի ավելացումը ուղեկցվում է ավելի շատ էներգիայի արտազատմամբ, քան ծախսվում է ատոմի գրգռման վրա։ Քանի որ ատոմի վալենտությունը կախված է չզույգված էլեկտրոնների քանակից, գրգռումը հանգեցնում է վալենտության բարձրացման: Ազոտի, թթվածնի և ֆտորի ատոմների դեպքում չզույգված էլեկտրոնների թիվը չի ավելանում, քանի որ. Երկրորդ մակարդակում չկան ազատ ուղեծրեր *, և էլեկտրոնների տեղափոխումը դեպի երրորդ քվանտային մակարդակ պահանջում է զգալիորեն ավելի շատ էներգիա, քան այն, որը կազատվեր լրացուցիչ կապերի ձևավորման ժամանակ: Այսպիսով, Երբ ատոմը գրգռված է, էլեկտրոնների անցումը դեպի ազատ ուղեծրեր հնարավոր է միայն մեկ էներգետիկ մակարդակի սահմաններում.

3-րդ շրջանի տարրերը՝ ֆոսֆոր, ծծումբ, քլոր, կարող են դրսևորել վալենտություն, որը հավասար է խմբի թվին: Սա ձեռք է բերվում ատոմների գրգռման միջոցով 3s և 3p էլեկտրոնների անցումով դեպի 3d ենթամակարդակի դատարկ ուղեծրեր.

P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1(վալենտություն 5)

S* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2(վալենտություն 6)

Cl* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 3(վալենտություն 7)

Գրգռված ատոմների վերը նշված էլեկտրոնային բանաձևերում * ենթամակարդակները, որոնք պարունակում են միայն չզույգված էլեկտրոններ, ընդգծված են։ Օգտագործելով քլորի ատոմի օրինակը, հեշտ է ցույց տալ, որ վալենտությունը կարող է փոփոխական լինել.

Ի տարբերություն քլորի, F ատոմի վալենտությունը հաստատուն է և հավասար է 1-ի, քանի որ Վալենտային (երկրորդ) էներգիայի մակարդակում d-ենթամակարդակի ուղեծրեր և այլ թափուր ուղեծրեր չկան:

2) Կովալենտային կապերը կարող են առաջանալ ատոմի արտաքին էլեկտրոնային շերտում առկա զույգ էլեկտրոնների շնորհիվ։ Այս դեպքում երկրորդ ատոմը պետք է ունենա ազատ ուղեծիր արտաքին շերտի վրա։ Օրինակ, ամոնիումի իոնի առաջացումը ամոնիակի մոլեկուլից և ջրածնի իոնից կարող է ներկայացվել գծապատկերով.

Այն ատոմը, որն ապահովում է իր էլեկտրոնային զույգը կովալենտային կապի * ձևավորման համար, կոչվում է դոնոր, իսկ այն ատոմը, որն ապահովում է դատարկ ուղեծիր, կոչվում է ընդունող։ Այս կերպ ձևավորված կովալենտային կապը կոչվում է դոնոր-ընդունող կապ: Ամոնիումի կատիոնում այս կապն իր հատկություններով բացարձակապես նույնական է առաջին մեթոդով ձևավորված մյուս երեք կովալենտային կապերին, հետևաբար «դոնոր-ընդունիչ» տերմինը չի նշանակում կապի որևէ հատուկ տեսակ, այլ միայն դրա ձևավորման եղանակը:

10-հարց) Թթու-բազային փոխազդեցություն - չեզոքացման ռեակցիաներ. Թթվային և հիմնային աղեր. Բերեք օրինակներ։

NaOH + HCl = NaCl + H2O - չեզոքացման ռեակցիա
NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + H2O - նատրիումի ջրածնի սուլֆատի թթվային աղի առաջացում, թթվային աղերը կարող են առաջացնել այլ հիմնային թթուներ, օրինակ H3PO4 կարող է առաջացնել 2 թթվային աղ NaH2PO4: Na2HPO4. -թթվային աղերը թթուում ջրածնի կատիոնների ոչ լրիվ փոխարինման արդյունք են:
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O - միջին աղ
Al(OH)3 + 2HCl = Cl2 + 2H2O - ալյումինի հիդրօքսիքլորիդ - հիմնական աղ
Al(OH)3 + HCl = Cl + H2O - ալյումինի դիհիդրօքսիքլորիդ
Հիմնական աղը հիմքի հիդրօքսիլ խմբերի թերի փոխարինման արդյունքն է թթվային մնացորդի անիոններով։

Թթուների և հիմքերի տեսություններ- հիմնարար ֆիզիկական և քիմիական հասկացությունների մի շարք, որոնք նկարագրում են թթուների և հիմքերի բնույթն ու հատկությունները: Նրանք բոլորը ներկայացնում են թթուների և հիմքերի սահմանումներ՝ երկու դասի նյութեր, որոնք փոխազդում են միմյանց հետ: Տեսության խնդիրն է կանխատեսել թթվի և հիմքի ռեակցիայի արգասիքները և դրա առաջացման հավանականությունը, որի համար օգտագործվում են թթվի և հիմքի ուժի քանակական բնութագրերը։ Տեսությունների միջև տարբերությունը կայանում է թթուների և հիմքերի սահմանումների, դրանց ուժի բնութագրերի և, որպես հետևանք, դրանց միջև ռեակցիայի արտադրանքի կանխատեսման կանոնների մեջ: Նրանք բոլորն ունեն իրենց կիրառելիության ոլորտը, որոնց տարածքները մասամբ համընկնում են:

Թթու-բազային փոխազդեցությունները բնության մեջ չափազանց տարածված են և լայնորեն կիրառվում են գիտական ​​և արդյունաբերական պրակտիկայում: Թթուների և հիմքերի մասին տեսական գաղափարները կարևոր են քիմիայի բոլոր հայեցակարգային համակարգերի ձևավորման մեջ և ունեն բազմազան ազդեցություն բոլոր հիմնական քիմիական առարկաների բազմաթիվ տեսական հասկացությունների զարգացման վրա:

Հիմնվելով թթուների և հիմքերի ժամանակակից տեսության վրա, քիմիական գիտությունների այնպիսի ճյուղեր, ինչպիսիք են ջրային և ոչ ջրային էլեկտրոլիտների լուծույթների քիմիան, pH-մետրիան ոչ ջրային միջավայրում, միատարր և տարասեռ թթու-բազային կատալիզը, թթվայնության ֆունկցիաների տեսությունը։ և շատ ուրիշներ մշակվել են:

11-հարց) Իոնային կապը, նրա հատկությունները, բերեք օրինակներ.

Ի տարբերություն կովալենտային կապի, իոնային կապը հագեցած չէ:
Իոնային կապերի ամրությունը.
Իրենց մոլեկուլներում իոնային կապեր ունեցող նյութերը հակված են ավելի բարձր եռման և հալման կետերի:

Իոնային կապ- շատ ուժեղ քիմիական կապ, որը ձևավորվում է էլեկտրաբացասականության մեծ տարբերությամբ (> 1,5, Պաուլինգի սանդղակով) ատոմների միջև, որի դեպքում ընդհանուր էլեկտրոնային զույգն ամբողջությամբ փոխանցվում է ավելի մեծ էլեկտրաբացասականություն ունեցող ատոմի: Սա իոնների ներգրավումն է որպես հակառակ լիցքավորված մարմիններ: . Օրինակ է CsF միացությունը, որի «իոնականության աստիճանը» 97% է: Որպես օրինակ դիտարկենք նատրիումի քլորիդ NaCl-ի ձևավորման եղանակը։ Նատրիումի և քլորի ատոմների էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան կարող է ներկայացվել հետևյալ կերպ՝ 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3р5. Սրանք ատոմներ են, որոնք ունեն էներգիայի թերի մակարդակ: Ակնհայտ է, որ դրանք լրացնելու համար նատրիումի ատոմի համար ավելի հեշտ է հրաժարվել մեկ էլեկտրոնից, քան ստանալ յոթ, իսկ քլորի ատոմի համար ավելի հեշտ է ստանալ մեկ էլեկտրոն, քան հրաժարվել յոթից: Քիմիական փոխազդեցության ժամանակ նատրիումի ատոմն ամբողջությամբ հրաժարվում է մեկ էլեկտրոնից, իսկ քլորի ատոմն ընդունում է այն։ Սխեմատիկորեն սա կարելի է գրել հետևյալ կերպ. Na. - l e -> Na+ նատրիումի իոն, կայուն ութէլեկտրոնային 1s2 2s2 2p6 թաղանթ՝ պայմանավորված երկրորդ էներգիայի մակարդակով։ :Cl + 1е --> .Cl - քլորի իոն, կայուն ութ էլեկտրոնային թաղանթ։ Na+ և Cl- իոնների միջև առաջանում են էլեկտրաստատիկ ձգողական ուժեր, որոնց արդյունքում առաջանում է միացություն։ Իոնային կապը բևեռային կովալենտային կապի բևեռացման ծայրահեղ դեպք է: Ձևավորվել է տիպիկ մետաղի և ոչ մետաղի միջև: Այս դեպքում մետաղից էլեկտրոնները ամբողջությամբ փոխանցվում են ոչ մետաղին։ Ձևավորվում են իոններ։

Եթե ​​քիմիական կապ է ձևավորվում ատոմների միջև, որոնք ունեն էլեկտրաբացասականության շատ մեծ տարբերություն (EO > 1,7 ըստ Պաուլինգի), ապա ընդհանուր էլեկտրոնային պարապոլիտը գնում է դեպի ավելի բարձր EO ունեցող ատոմ: Սրա արդյունքը հակառակ լիցքավորված իոնների միացության առաջացումն է.

Ստացված իոնների միջև առաջանում է էլեկտրաստատիկ ձգում, որը կոչվում է իոնային կապ։ Ավելի ճիշտ՝ այս տեսքը հարմար է։ Իրականում, ատոմների միջև իոնային կապն իր մաքուր ձևով չի իրականացվում որևէ տեղ կամ գրեթե ոչ մի տեղ, սովորաբար, իրականում, կապը մասամբ իոնային և մասամբ կովալենտային բնույթ ունի: Միևնույն ժամանակ, բարդ մոլեկուլային իոնների կապը հաճախ կարելի է համարել զուտ իոնային։ Իոնային կապերի և քիմիական կապերի այլ տեսակների միջև ամենակարևոր տարբերությունները ոչ ուղղորդվածությունն են և ոչ հագեցվածությունը: Այդ իսկ պատճառով իոնային կապերի պատճառով առաջացած բյուրեղները ձգվում են դեպի համապատասխան իոնների տարբեր խիտ փաթեթավորումներ։

ԲնութագրերըՆման միացությունները լավ լուծելիություն ունեն բևեռային լուծիչներում (ջուր, թթուներ և այլն)։ Դա տեղի է ունենում մոլեկուլի լիցքավորված մասերի պատճառով: Այս դեպքում լուծիչի դիպոլները ձգվում են դեպի մոլեկուլի լիցքավորված ծայրերը, և բրոունյան շարժման արդյունքում նյութի մոլեկուլը կտոր-կտոր են անում և շրջապատում դրանք՝ թույլ չտալով նրանց նորից միանալ։ Արդյունքն այն է, որ իոնները շրջապատված են լուծիչ դիպոլներով:

Երբ այդպիսի միացությունները լուծվում են, էներգիան սովորաբար ազատվում է, քանի որ ձևավորված լուծիչ-իոն կապերի ընդհանուր էներգիան ավելի մեծ է, քան անիոն-կատիոն կապի էներգիան։ Բացառություն են կազմում ազոտաթթվի (նիտրատների) բազմաթիվ աղերը, որոնք լուծվելիս կլանում են ջերմությունը (լուծույթները սառչում են)։ Վերջին փաստը բացատրվում է ֆիզիկական քիմիայում դիտարկվող օրենքների հիման վրա։

օրինակներ՝ (MgS, K2CO3), հիմքեր (LiOH, Ca(OH)2), հիմնական օքսիդներ (BaO, Na2O)
վանդակաճաղի տեսակը՝ մետաղական

12) Փոխանակման ռեակցիաները լուծույթներում: Բերեք օրինակներ։

Գործնականում անդառնալի ռեակցիաներում հավասարակշռությունը խիստ փոխվում է դեպի ռեակցիայի արտադրանքի ձևավորում։

Հաճախ լինում են գործընթացներ, որոնցում թույլ էլեկտրոլիտները կամ վատ լուծվող միացությունները ներառվում են ռեակցիայի սկզբնական և վերջնական արտադրանքներում։ Օրինակ,

HCN(p) + CH 3 COO - (p)↔ CH 3 COOH(p) + CN - (p) (1), ΔG˚=43kJ

NH 4 OH(p) + H + (p) ↔ H 2 O (l) + NH 4 + (p) (2) ΔG˚= -84 կՋ

Հավասարումների ինչպես ձախ, այնպես էլ աջ կողմերում կան թույլ էլեկտրոլիտներ։

Այս դեպքերում շրջելի գործընթացի հավասարակշռությունը տեղափոխվում է դեպի ցածր Kdissoc ունեցող նյութի ձևավորում:

Ռեակցիայում (1) հավասարակշռությունը տեղափոխվում է ձախ K HCN = 4.9 10 -10< K CH 3 COOH = 1,8 · 10 -5 , в реакции (2) – сильно сдвинуто вправо (K H 2 O =1,8 · 10 -16 < K NH 4 OH = 1,8 · 10 -5).

Գործընթացների օրինակներ, որոնց ռեակցիայի հավասարման մեջ քիչ լուծվող նյութերը մտնում են աջ և ձախ կողմերում, կարող է ծառայել՝

AgCl(k)↓ + NaI(p) ↔ AgI↓(k) + NaCl(p) (1) ΔG˚= - 54 կՋ

BaCO 3 ↓(k) + Na 2 SO 4 (p) ↔ BaSO 4 ↓ (k) + Na 2 CO 3 (p) (2) ΔG˚≈ 0

Հավասարակշռությունը փոխվում է դեպի քիչ լուծվող միացության ձևավորում։ Ռեակցիայում (1) հավասարակշռությունը տեղափոխվում է աջ, քանի որ PRAgI=1.1·10 -16< ПРAgCl =1,8·

10 -10. Ռեակցիայում (2) հավասարակշռությունը միայն մի փոքր շեղվում է դեպի BaSO 4

(PR BaCO 3 = 4.9·10 -9 > PR BaSO 4 =1.08·10 -10):

Կան գործընթացներ, որոնց հավասարումների մեջ հավասարման մի կողմում կա վատ լուծվող միացություն, իսկ մյուս կողմում՝ թույլ էլեկտրոլիտ։ Այսպիսով, հավասարակշռությունը համակարգում

AgCN(k)↓ + H + (p) ↔ HCN(p) + Ag + (p) ΔG˚= - 46 կՋ

զգալիորեն շեղվել է դեպի աջ, քանի որ CN - իոնը ավելի ամուր է կապվում շատ թույլ էլեկտրոլիտի HCN մոլեկուլին, քան վատ լուծվող AgCN նյութի մոլեկուլին: Հետևաբար, AgCN նստվածքը լուծվում է, երբ ավելացվում է ազոտական ​​թթու:

Կովալենտային կապն իրականացվում է ընդհանուր վալենտային էլեկտրոնների միջոցով, որոնք կիսում են երկու հարևան ատոմները կապող ուղեծր(տես բաժին 2.2.1): Ավելին, տարրական նյութերի դեպքում ատոմներից յուրաքանչյուրը «նվիրում է» նույն թվով վալենտային էլեկտրոններ կապին և լրացնում է իր վալենտային թաղանթը, մինչև այն ամբողջությամբ լցվի ցանցի մոտակա հարևան ատոմների կապող էլեկտրոնների շնորհիվ։ Այս գույքով հագեցվածությունՄենք ծանոթացանք կովալենտային կապերի հետ՝ օգտագործելով ջրածնի մոլեկուլի օրինակը: Դրա հետևանքը Հյում-Ռոթերիի կողմից հաստատված կանոնն է։ Ըստ դրա՝ տարրական նյութերի բյուրեղների համար, որոնցում իրականացվում է գերակշռող կովալենտային կապ, կոորդինացիոն թվի միջև պահպանվում է հետևյալ կապը. Զդեպի և խմբի համարը Ն, որտեղ այս տարրը գտնվում է.

Զ k = 8 - Ն. Տարրական կիսահաղորդիչների կառուցվածքը (գերակշռող կապը կովալենտ է) որոշվում է այս պարզ էմպիրիկ կանոնով և կովալենտային կապի ուղղությամբ։

Կովալենտային կապի ուղղությունը որոշվում է բյուրեղում էլեկտրոնի խտության բաշխմամբ, որը կարելի է որոշել՝ օգտագործելով, օրինակ, ռենտգենյան տվյալները։ Դրանք ցույց են տալիս, որ կովալենտային կապերով բյուրեղներում վալենտային էլեկտրոնների էլեկտրոնային խտությունը զգալիորեն անհավասարաչափ է բաշխված տարածության մեջ։ Երկու հարևան ատոմների համար ամենակարճ ուղղություններում էլեկտրոնի խտությունը ավելի մեծ է, քան մյուս ուղղություններում: Սա նշանակում է, որ վալենտային էլեկտրոնները, այսպես ասած, տեղայնացված են տարածության մեջ և ձևավորում են «էլեկտրոնային կամուրջներ», այսինքն՝ կովալենտային կապն ունի արտահայտված ուղղորդող կերպար. Կովալենտային կապի առաջացման ժամանակ էլեկտրոնային խտության բաշխման բնույթը կախված է փոխազդող ատոմների հատուկ էլեկտրոնային կառուցվածքից։

Քանի որ կովալենտային քիմիական կապը, ի տարբերություն քիմիական կապերի այլ տեսակների, ունի տեղայնացված բնույթ, այն որոշվում է ոչ միայն կապի էներգիայով, այլև ունի երկրաչափական բնութագրեր։ Կովալենտային կապի երկրաչափական բնութագրերն են դրա երկարությունը և մոլեկուլի կամ բյուրեղի կապերի միջև եղած անկյունները: Կովալենտ երկարություն

քիմիական կապբյուրեղի մեջ կովալենտային կապով միավորված ատոմների միջուկների հեռավորությունն է։ Դա կախված է փոխազդող ատոմների չափից և դրանց էլեկտրոնային ամպերի համընկնման աստիճանից։ Կապի երկարությունը և կապերի միջև անկյունները որոշվում են փորձարարական եղանակով՝ օգտագործելով մոլեկուլային սպեկտրոսկոպիա, ռենտգենյան դիֆրակցիա և այլ մեթոդներ:

Դիտարկենք կովալենտային կապի ուղղորդված հատկությունը՝ օգտագործելով ալմաստում քիմիական կապի առաջացման օրինակը։9 Այս դեպքում մենք կառաջնորդվենք ուղղորդված վալենտների տեսության բովանդակությունը կազմող կանոններով։

1. Կովալենտային միայնակ կապն առաջանում է տարբեր ատոմներին պատկանող հակադիր սպիններով երկու էլեկտրոնների փոխազդեցությունից։

2. Կովալենտային կապի ուղղությունը պետք է համապատասխանի այն ուղղությանը, որով տվյալ վալենտային էլեկտրոնի ուղեծրերը առավելագույն չափով համընկնում են նրա հետ զուգակցված մեկ այլ վալենտային էլեկտրոնի՝ հարևան ատոմին պատկանող ուղեծրերի հետ։

Պետք է նկատի ունենալ, որ որոշ դեպքերում կապի ձևավորման մեջ ներգրավված վալենտային էլեկտրոնների ուղեծրերի ձևը փոքր-ինչ փոխվում է, իսկ որոշ դեպքերում կտրուկ փոխվում է։ Վերջին դեպքում՝ խառը, այսպես կոչված հիբրիդային ուղեծրեր.

Ածխածնի ատոմներից բաղկացած ադամանդում, ինչպես հայտնի է, իրականացվում է կովալենտային քիմիական կապ։ Ածխածնի ատոմի վալենտային շերտի էլեկտրոնային կազմաձևումը չգրգռված վիճակում - 2 ս 22էջ 2. 1-ին ս- ուղեծրեր և 2 ս-Օրբիտալները պարունակում են երկու զույգ էլեկտրոններ, որոնց սպինները հակազուգահեռ են: Վալանսը ստացվում է երկու 2 էջ- ուղեծրեր, որոնցում կա մեկ էլեկտրոն, որը կարող է մասնակցել քիմիական կապի ձևավորմանը: Սրանք 2 էջ- ուղեծրեր

իրենց միջև 90◦ անկյուն են կազմում։ Այսպիսով, ածխածինը իր միացություններում պետք է լինի երկվալենտ և ձևավորի կապեր, որոնց միջև կա ուղիղ անկյուն։

Այնուամենայնիվ, ինչպես ցույց են տալիս փորձարարական տվյալները, իր միացությունների մեծ մասում ածխածինը քառավալենտ է, և բոլոր չորս ածխածնային կապերը հավասարապես ամուր են և ունեն նույն կողմնորոշումը միմյանց նկատմամբ:

ընկեր. կապերի միջև անկյունը 109◦28∗ է: Այս հանգամանքը բացատրվում է օրբիտալների հիբրիդացմամբ, որը տեղի է ունենում երկու փուլով։ Նախ, ածխածնի ատոմը հիմնական վիճակից անցնում է գրգռված վիճակի, որտեղ էլեկտրոններից մեկը լցված է 2. ս 2-օրբիտալները գնում են դեպի

9 Ջրածնի մոլեկուլում կովալենտային կապը չունի ուղղորդման հատկություն՝ էլեկտրոնների խտության գնդային սիմետրիկ բաշխման պատճառով։ ս- պետություններ.

Բրինձ. 2.10. Հիբրիդացման սխեմա սԵվ էջ-էլեկտրոնային ամպեր և տարածական կողմնորոշում sp 3-հիբրիդներ.

դատարկ 2 էջ- ուղեծրային. Այնուհետև չորս ալիքային ֆունկցիաները «խառնվում են» և ձևավորվում են չորս նոր նույնական ալիքային գործառույթներ, որոնք ոչ մեկը չեն: ս-, ոչ էլ էջ- գործառույթներ. Սրանք հիբրիդային են sp 3-գործառույթ. Դրանք համարժեք են և ունեն Նկ. 2.10. Այսպիսով, ստացված վիճակում ադամանդի ածխածնի ատոմն ունի չորս չզույգված էլեկտրոն: Փոխանակման ամպերի առավելագույն խտության ուղղությունները, ինչպես երևում է Նկ. 2.12, կենտրոնացած է խորանարդի տարածական անկյունագծերի երկայնքով<111>. Չորս հարևաններով ատոմը ձևավորում է կանոնավոր քառաեդրոն, և քառաեդրերի հավաքածուից կառուցվում է «անսահման կովալենտ մոլեկուլ»։

Քիմիական կապի ուժը կախված է վալենտային էլեկտրոնային ուղեծրերի համընկնման աստիճանից. որքան մեծ է համընկնումը, այնքան ավելի ամուր է կապը: Հաշվարկները ցույց են տալիս, որ հիբրիդների դեպքում միացնող ատոմների էլեկտրոնային թաղանթների համընկնումը. sp 3-օրբիտալները զգալիորեն ավելի շատ են, քան ոչ հիբրիդների դեպքում սԵվ էջ- ուղեծրեր. Թեև հիբրիդացված վիճակները համապատասխանում են ատոմում էլեկտրոնների ավելի մեծ էներգիայի, քան ոչ հիբրիդացված վիճակները, այնուամենայնիվ, բյուրեղի ընդհանուր էներգիան ավելի ցածր է դառնում կապի առաջացման դեպքում: sp 3-հիբրիդներ, ինչի պատճառով հիբրիդացումը էներգետիկ առումով բարենպաստ է ստացվում։

Կարող է մասնակցել կովալենտային կապերի ձևավորմանը ս-, էջ-, դԵվ զ- ուղեծրեր. Եթե ​​հիբրիդացումը տեղի է ունենում կապի ձևավորման ժամանակ, ապա կախված նրանից, թե քանի և որ ուղեծրեր են հիբրիդացված, նրանք առանձնացնում են. sp-, sp 2-, dsp 2-, sp 3i դ 2sp 3-հիբրիդային օրբիտալներ (նկ. 2.11):

Այսպիսով, կովալենտային բյուրեղների կառուցվածքը որոշվում է Հյում-Ռոթերի կանոնով, որը տալիս է քիմիական կապի ամբողջական հագեցման համար անհրաժեշտ մոտակա հարևանների թիվը և քիմիական կապի ուղղությունը, որը կարելի է հաստատել ալիքի վերլուծությունից։ գործառույթները

Բրինձ. 2.11. Տարածական կողմնորոշում sp-, sp 2 -, dsp 2 -, sp 3 և դ 2 sp 3-հիբրիդային ուղեծրեր.

ժապավենային էլեկտրոններ կամ փորձարարական: Կովալենտային կապի էներգիայի բնորոշ արժեքը 5–7 էՎ կարգի է։ Կիսահաղորդչային նյութերում կարող են դիտվել հետևյալ ընդհանուր օրինաչափությունները՝ կապվածության էներգիայի փոփոխության հետ կապված հատկությունների փոփոխության մեջ. Ատոմների միջև կապող էներգիան մեծանալով, բյուրեղային ցանցի ժամանակաշրջանը նվազում է, և հալման ջերմաստիճանը և գոտու բացը մեծանում են:

Պարզ բյուրեղների առավել բնորոշ հատկությունները, որոնցում գերակշռում է քիմիական կապերի չորս տեսակներից մեկը, բերված են Աղյուսակում: 2.2.

Աղյուսակ 2.2. Չորս խմբերի պինդ մարմինների հատկությունները, որոնք տարբերվում են միջատոմային կապերի տեսակներով.

Միջատոմային կապի տեսակը

Բնութագրերը և կապող էներգիան

Չուղղորդված և չհագեցած, ամուր կապ; 5–7 էՎ մեկ իոնային զույգի համար։

Ռեժիսոր

և հարուստ, ամուր կապ; 5–7 էՎ մեկ ատոմի համար։

Չուղղորդված և չհագեցած հաղորդակցություն; մոտ

3,5 ԷՎ մեկ ատոմի համար:

Ոչ ուղղորդված և չհագեցած, թույլ, կարճ գործող

կապ; ≈0,1 էՎ մեկ

Ionic Covalent Metal Van der Waals

Կառուցվածքային հատկություններ

Խոշոր անիոնները կազմում են խիտ փաթեթավորված կառուցվածքներ, որոնց դատարկություններում տեղակայված են կատիոններ ( Զ k = 8, 6, 4 և 3):

Կառուցվածքներ՝ չամրացված վանդակավոր փաթեթավորմամբ (օրինակ. Զ k = 4) և ցածր խտություն:

Զ k = 12 և 8) և բարձր խտություն:

Կոմպակտ բյուրեղյա կառուցվածքներ չափազանց սերտ փաթեթավորմամբ ( Զ k = 12) և բարձր խտություն:

Ջերմային հատկություններ

Բավականին բարձր հալման կետեր: Ցածր ընդլայնման գործակից:

Հալման բարձր ջերմաստիճան: Ցածր ընդլայնման գործակից:

Տարբեր հալման ջերմաստիճաններ:

Ցածր հալման կետեր: Բարձր ընդլայնման գործակից:

Էլեկտրական հատկություններ

Մեկուսիչներ. Հաղորդունակությունը հիմնականում իոնային է և մեծանում է ջերմաստիճանի բարձրացման հետ:

Էլեկտրոնային հաղորդունակության տեսակ (երկու տեսակի կրիչներ): Հաղորդունակության ակտիվացման կախվածությունը ջերմաստիճանից:

Դիրիժորներ. Հաղորդունակության հիմնական տեսակը էլեկտրոնայինն է։ Հաղորդունակությունը նվազում է ջերմաստիճանի բարձրացման հետ:

Մեկուսիչներ.

Օպտիկական հատկություններ

Թափանցիկ էլեկտրամագնիսական ճառագայթման համար ցածր հաճախականություններից մինչև կլանման եզրեր: Սովորաբար թափանցիկ է սպեկտրի տեսանելի հատվածում:

Թափանցիկ էլեկտրամագնիսական ճառագայթման համար ցածր հաճախականություններից մինչև կլանման եզրեր:

Անթափանց էլեկտրամագնիսական ալիքների համար ամենացածր հաճախականություններից մինչև միջին ուլտրամանուշակագույն շրջան; լավ արտացոլում է լույսը.

Թափանցիկ էլեկտրամագնիսական ճառագայթման համար ցածր հաճախականություններից մինչև հեռավոր ուլտրամանուշակագույն շրջան:

Ionic Covalent Metal Van der Waals

Գոտու կառուցվածքը

գոտին առանձնացված է

հաջորդ դատարկ հաղորդման գոտուց մինչև լայն գոտի ( Օրինակ> 2–3 ԷՎ):

Լիովին լցված վերին վալենտ

գոտին առանձնացված է

հաջորդ դատարկ հաղորդման գոտուց մինչև ժապավենի բացը Օրինակ< 2–3 эВ.

Հաղորդման գոտին մասամբ լցված է:

Լիովին լցված վերին վալենտ

գոտին առանձնացված է

հաջորդ դատարկ հաղորդման գոտուց մինչև շատ լայն ժապավենի բացը: